原子结构与元素性质课件鲁科版选修3.ppt
电离能及其变化规律 知识复习： 请同学们回忆一下：我们学过的元素重要性质有哪 些？它们各有怎样的递变规律？ 1.失电子能力： 同一周期从左到右失电子能力逐渐减弱； 同一主族从上到下失电子能力逐渐增强。 2.得电子能力： 同一周期从左到右得电子能力逐渐增强； 同一主族从上到下得电子能力逐渐减弱。 3.价电子数：同周期：从1变到7，同主族：相同 4.原子半径： 同一周期从左到右原子半径逐渐减小； 同一主族从上到下原子半径逐渐增大。 5.电离能及其变化规律 2.问：元素第一电离能大小与原子失电子能力有何关系？ 1. 电离能定义：元素电离能是指气态原子或气态离子失去 一个电子所需要的最小能量。而处于基态的气态原子失去 一个电子，生成1价气态阳离子所需的能量称为第一电 离能。 电离能及其变化规律 第一电离能越小，原子越易失去第一个电子； 第一电离能越大，原子越难失去第一个电子。 思维拓宽：你能说出什么是第二电离能、第三电 离能吗？讨论后回答。 用符号I1表示；用式子：M(g)e M+ (g)表示;单位 ：KJ/mol。 如：钠元素的I1=496KJ/mol是指 Na（g）e Na（g）时所 需的最小能量为496KJ/mol。 第二电离能：是指1价气态离子失去一个电子 形成2价气态离子所需的最低能量称该元素的 第二电离能。用I2表示。类似用I3、I4.表示元素 的第三、四.电离能等。 观察分析下表电离能数据回答问题： 元素I1 KJ/molI2 KJ/molI3 KJ/mol Li520729511815 Mg73814517733 问题： 解释为什么锂元素易形成Li，而不易形成Li2 ；镁元素易形成Mg2，而不易形成Mg3？ 参考答案：从表中数据可知：Li元素的I2远大于I1 ，因此Li容易失去第一个电子，而不易失去第二个电 子；即Li易形成Li，而不易形成Li2 。镁元素的I1 、I2相差不大，I3远大于它们，说明镁容易失去两个 电子，而不易失去第三个电子，因此镁易形成Mg2 ，而不易形成Mg3。 观察分析下图元素第一电离能的变化情况，寻找它们的 变化有哪些规律？同时你是否还能发现一些问题？请讨 论总结。 3.元素第一电离能的递变规律 规律和问题： 1.总体上：金属元素的第一电离能都 ，非金属元 素和稀有气体元素的第一电离能都 。较大 较小 2.同一周期元素的第一电离能从左到右呈增大趋势。 3.同一主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。 4.在同一周期中第一电离能最小的是碱金属元素，最大的 是稀有气体元素。 5.在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一 电离能大于相邻的元素的第一电离能。 总结一下 为什么？ 为什么？ 为什么? 为什么？ 为什么？ 第二周期元素的第一电离能 第三周期元素的第一电离能 注意观察第二、第三周期中的Be、N和Mg、P元 素第一电离能与相邻元素的第一电离能的大小关 系： 1.总体上：金属元素的第一电离能都 较小 ， 非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都 较大 ；为什么？ 参考解答：因为金属元素原子的最外层电子数都 比较少，容易失去电子，所以金属元素的第一电 离能都比较小；而非金属元素原子的最外层电子 比较多，不容易失去电子，稀有气体元素原子外 围电子排布式为nS2nP6（He为1S2），是稳定结 构，更难失去电子，因此它们的第一电离能都比 较大。 友情提示：从比较金属元素、非金属元素及稀有气体 元素的最外层电子数多少入手。 2.同一周期元素的第一电离能 从左到右元素的第 一电离能总体上是呈增大趋势。 为什么？ 提示：从原子结构的变化来解释。 参考答案：因为同一周期从左到右随着核电荷 数的增加，元素原子半径减少，核对外层电子 引力逐渐增大，失电子所需的能量呈增加趋势 ，即元素的第一电离能呈增大趋势。 3.同一主族元素的第一电离能 从上到下，元素 第一电离能逐渐减小。 为什么? 提示：从同主族的原子结构变化来回答。 参考答案：因为同一主族从上到下，随着核电荷 数的增加，电子层数增加，原子半径增大，核对 外层电子的引力减小，失电子所需的能量减小， 元素第一电离能逐渐减小。 4.在同一周期中第一电离能最小的是碱金属元 素，最大的是稀有气体元素。为什么？ 参考答案：因为碱金属元素原子的外围电子排布 式为nS1，在同周期中（除稀有气体）原子半径最 大，核对外层电子引力最小，最容易失去最外层 的一个电子，所以碱金属元素的第一电离能在同 一周期中最小。而稀有气体元素原子的外围电子 排布式为nS2nP6（He为1S2），是稳定结构，在同 一周期中最难失去电子，所以在同一周期中稀有 气体的第一电离能最大。 提示：从它们的原子的外围电子排布式和原子结构的特 点来思考。 5.在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和 P的第一电离能大于它们相邻的元素的第一电 离能。为什么？ 提示：请同学们先写出Be、B、N、O、Mg、Al、P、S 的电子排布式，并作比较。 Be：1S2 2S22P0 （B：1S2 2S22P1） N：1S2 2S22P3 (O：1S2 2S22P4) Mg：1S2 2S22P6 3S23P0 (Al：1S2 2S22P6 3S23P1) P：1S2 2S22P6 3S23P3 (S：1S2 2S22P6 3S23P4) 我们知道：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上 形成全空（P0、d0、f0）或半充满（p3、d5、f7）或全充 满（p6、d10、f14）结构时原子处于能量较低状态（即洪 特规则特例），所以失电子所需能量较大，即I1较大。 而Be、N、Mg、P元素的原子结构恰好满足这一点，所 以导致它们的第一电离能大于它们相邻元素。 3.元素第一电离能的变化规律 同一周期从左到右元素的第一电离能总体上是呈 逐渐增大趋势； 同一主族从上到下，元素第一电离能逐渐减小。 即元素第一电离能随着元素核电荷数的递增呈 现周期性变化。 4.电离能知识的应用： 问题1：为什么锂元素的I2远大于I1，而镁元素的 I3远大于I1、I2？用所学的原子结构或离子结构 知识解释。 提示：锂离子和镁离子的电子排 布式为： Li： 1S2 是稳定结构； Mg2：1S2 2S22P6,它的P轨道为 全充满，结构稳定。如果它们再 要失去电子，所需的能量就很大 。 问题2：判断下列元素间的第一电离能的大小： Na K; O N; N P; F Ne; Mg Al； S P; Cl S；Cl Ar。 I1(B) I1(Na)I1(Al) I1(C)I1(O) I1(Si)I1(S) 5、电负性 键合电子：原子中用于形成化学键的电子。 电负性： 描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 （1）同周期元素从左到右（稀有气体除外），元素的 电负性逐渐增大。 （2）同族元素从上到下（稀有气体除外），元素的 电负性逐渐减小。 （3）金属的电负性一般小于1.8，电负性越小金属性越 强；非金属的电负性一般大于1.8，电负性越大非金属 性越强。 (4)一般认为,两个成键元素间的电负性差值1.7,它们之间 通常形成离子键;反之,形成的是共价键。 1S 2S2P 3S3P3d 4S4P4d4f 5S5P5d5f 6S6P6d 7S7P 构 造 原 理 (n-1)pns(n-2)f(n-1)dnp
