《高中化學(xué)專題2原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)2.2.2元素性質(zhì)的遞變規(guī)律--元素第一電離能的周期性變化課件蘇教版.ppt》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《高中化學(xué)專題2原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)2.2.2元素性質(zhì)的遞變規(guī)律--元素第一電離能的周期性變化課件蘇教版.ppt（16頁(yè)珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

專題2 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì),第二單元 元素性質(zhì)的遞變規(guī)律（2）,,,元素的第一電離能的周期性變化,第一電離能：基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個(gè)電子形成+1價(jià)氣態(tài)陽(yáng)離子時(shí)所需的能量 M(g)→ M+(g) + e- I1（＞0） 第二電離能：氣態(tài)+1價(jià)陽(yáng)離子再失去1個(gè)電子形成+1價(jià)氣態(tài)陽(yáng)離子時(shí)所需的能量 M+(g) → M2+(g) + e- I2 （＞0） 其余類推可定義 I3 ，I4 … … 各級(jí)電離能大小 I1 I2 I3,單位：kJ·mol-1,電離能越小，表示在氣態(tài)時(shí)該原子越容易失去電子；反之，電離能越大，表明在氣態(tài)時(shí)該原子越難失去電子。,元素的第一電離能的周期性,影響電離能大小的因素,原子核電荷數(shù)——（同一周期）即電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越多、半徑越小、核對(duì)外層電子引力越大、越不易失去電子，電離能越大。 原子半徑——（同族元素）原子半徑越大、原子核對(duì)外層電子的引力越小，越容易失去電子，電離能越小。 電子層結(jié)構(gòu)——穩(wěn)定的8電子結(jié)構(gòu)（同周期末層）電離能最大。,電 離 能 增 大 電 He 電 離 離 能 能 減 增 小 Cs 大 電 離 能 減 小,,,,,元素電離能在周期表中的變化規(guī)律：,5.仔細(xì)觀察圖2-13中第3周期各元素的第一電離能變化趨勢(shì)，發(fā)現(xiàn)鎂的第一電離能比鋁大，磷的第一電離能比硫的大，這是為什么？,參考答案：鋁的外圍電子排布為3s23p1，而鎂的外圍電子排布為 3s2，其3p軌道為全空，根據(jù)洪特規(guī)則特例，原子的能量較低，所以鎂的第一電離能比鋁大。同理，磷的3p軌道半充滿，原子的能量較低，所以磷的第一電離能比硫大。,規(guī)律與總結(jié),總體上：金屬元素第一電離能都 ，非金屬元素和稀有氣體元素的第一電離都 。 在同一周期中第一電離能最小的是 元素最大的是 元素,較小,堿金屬,稀有氣體,較大,3、將下列元素按第一電離能由大到小的順序排列 ①K Na Li ②B C Be N ③He Ne Ar ④ Na Al S P,Li Na K,N C Be B,He Ne Ar,P S Al Na,課堂練習(xí),拓展視野：,根據(jù)第一電離能定義，你能說(shuō)出什么是第二電離能、第三電離能嗎？討論后回答。,,從+1價(jià)氣態(tài) 離子中再失去一個(gè)電子，形成+2價(jià)氣態(tài) 離子所需要的最低能量叫第二電離能，用I2 表示‥‥‥ 同一種元素的逐級(jí)電離能大小關(guān)系： I1I2I3I4I5,為什么鈉易失去一個(gè)電子，鎂易失去兩個(gè)電子,從表中數(shù)據(jù)可知鈉元素的第二電離能遠(yuǎn)大于第一電離能，因此鈉容易失去第一個(gè)電子而不易失去第二個(gè)電子；即Na易形成Na +而不易形成Na 2+ 。而Mg的第一第二電離能相差不大，第三電離能遠(yuǎn)大于第二電離能，因此鎂易形成+2價(jià)鎂離子。,總結(jié),元素金屬性 同周期左→ 右減小 同主族上→ 下增強(qiáng),,元素第一電離能 同周期左→ 右增大趨勢(shì)（4處反常） 同主族上→ 下減小,,原子結(jié)構(gòu) 原子核吸引電子的能力 原子形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的趨勢(shì),,化合價(jià)是元素性質(zhì)的一種體現(xiàn)。思考：為什么鈉元素顯＋1價(jià)，鎂元素顯＋2價(jià)，鋁元素顯＋3價(jià)？元素化合價(jià)與原子結(jié)構(gòu)有什么關(guān)系？,定義： 元素的一個(gè)氣態(tài)原子得到一個(gè)電子形成-1價(jià)氣態(tài)陰離子時(shí)所放出的能量叫第一電子親和能。 A(g)+e-→ A-(g) E1(第一電子親和能) 同樣有 E2 ，E3 ，E4 … … 等。 單位: ev 或 kJ/mol,【補(bǔ)充】,電子親和能,注意： （1） 習(xí)慣上規(guī)定：體系放出能量時(shí)電子親和能為正，體系吸收能量時(shí)電子親和能為負(fù) （2）一般，E1＞0，E2 ＜0。但N、稀有氣體元素例外。 如: O(g)+e－→ O- (g) E1 =1.5ev O-(g)+e－→O2- (g) E2 =-7.3ev N (g)+e－→ N-(g) E1 =-0.07kJ/mol,電子親和能的大小反映了氣態(tài)原子獲得電子成為氣態(tài)陰離子的難易程度。 電子親和能越大，該元素的原子就越容易與電子結(jié)合。 電子親和能的大小取決于原子核對(duì)外層電子的吸引以及電子和電子這間的排斥這兩個(gè)相反的因素。,