原子结构与性质虚拟班.pptVIP

三、元素金属性和非金属性判断方法 * 四、微粒半径大小的比较方法 （二）电离能 1. 概念：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。用符号Ｉ1表示，单位：kJ/mol。即M(g)=M+(g)+e-。 从+1价气态基态正离子中再失去一个电子形成+2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能。符号Ｉ2。即M+(g)=M2+(g)+e-。 * 思考与探究： 观察下图，思考原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？（同周期、同主族） * 2. 元素第一电离能的变化规律 (1)同周期： a.从左到右呈现递增趋势（最小的是ⅠA，最大的是稀有气体的元素）； b.第ⅡA元素＞ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ⅥA元素 第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？ ⅤA是半充满、ⅡA是全充满结构。 (2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。 * (3)同一元素逐级电离能增大。失电子后有效核电荷多，半径小，核对外层电子吸力大。 3. 影响电离能大小的因素 原子核电荷数——（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。 原子半径——（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。 电子层结构——稳定的8电子结构（同周期末层）电离能最大。ⅤA是半充满、ⅡA是全充满结构导致第ⅡA元素＞ⅢA元素；第ⅤA元素＞ⅥA元素的反常现象。 * 学与问： 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 碱金属元素的 第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？ 因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；随着失去电子数的增多，阳离子所带正电荷数增大，而半径减小，再失去电子需克服更大的电性引力。 4.电离能的意义： 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。 一般地，若某元素原子相邻两个电离能之间发生较大跳跃（倍数关系），则相对较小的电离能级数就是该元素的最高化合价。 * 电离能的用途 1.判断金属性的强弱。电离能越小，金属性越强。 2.判断化合价 下列说法正确的是（ ） A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C.在所有元素中，氟的第一电离能最大. D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大. A * 在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 (? ? ) A? ns2np3　　 B? ns2np5　　　 C? ns2np4　　　 　D? ns2np6 C * （三）电负性 1、基本概念 化学键： 元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。 键合电子： 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 电负性： 用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。（电负性是相对值，没单位） 2.电负性的标准 * 为了比较元素的原子吸引电子能力的大小， 美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负 性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。 经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0， 并以此为标准确定其它与元素的电负性。 3.电负性的数值和变化规律 * 同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。 同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。 3.电负性的变化规律 * 4.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性 电负性大者，元素的非金属性强。金属性元素的电负性一般在1.8以下，非金属性性元素一般在1.8以上。而位于周期表中非金属三角区边界的类金属的电负性在1.8左右。 * 4.电负性的应用 (2)判断微粒的键型 电负性差值小于1.7的两种元素化合时，形成的双原子分子具有极性，相应的化学键为极性共价键；电负性差值大于1.7的两种元素化合时，形成的化合物为离子化合物，化学键为离子键。 * （3）判断化合物中元素化合价的正负 例：NaH中，Na：0.9 H：2.1 Na显正价，H显负价 （四）电子亲合能（E） 1、定义：元素的气态基态原子获得电子 变为气态基态阴离子时所释放的能量。 2、意义：反映原子得电子的难易。 亲合能数值越大，则气态原子结合电子 释放的能量越多，与电子的结合越稳定， 标明该元素越易获得电子，故非金属性 越强。 （四）电子亲合能（E） 3、变化规律：