元素性质的递变规律_第一电离能__电负性

第二单元元素性质的递变规律【学海导航】元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。

一、原子核外电子排布的周期性元素按原子序数递增的顺序依次排列时，原子的最外层上的电子数，由1（s1）到8（s2p6）,呈现出周期性变化。

相应于这种周期性变化，每周期以碱金属开始，以稀有气体结束。

元素的化学性质，主要取决于元素原子的电子结构，特别是最外层电子结构。

所以元素性质的周期性，来源于原子电子层结构的周期性。

根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d 区、ds区、f区。

二、元素第一电离能的周期性变化1、定义：从气态的基态原子中移去一个电子变成＋1价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅰ电离能。

常用符号I1表示。

M（g）→ M+（g）+ e-,＋1价气态阳离子移去一个电子变成＋2价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅱ电离能。

依次类推。

元素的第一电离能越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。

2、影响电离能的因素电离能的大小主要取决于原子的核电荷、原子半径及原子的电子构型。

一般说来，核电荷数越大，原子半径越小，电离能越大。

另外，电子构型越稳定，电离能也越大。

3. 电离能的周期性变化同周期中, 从左向右，核电荷数增大，原子半径减小, 核对电子的吸引增强, 愈来愈不易失去电子, 所以 I 总的趋势是逐渐增大。

但有些元素（如Be、Mg、N、P等）的电离能比相邻元素的电离能高些，这主要是这些元素的最外层电子构型达到了全充满或半充满的稳定构型。

同主族元素自上而下电离能依次减小。

但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度不大，且不甚规则。

4.电离能与价态之间的关系失去电子后, 半径减小, 核对电子引力大, 更不易失去电子, 所以有: I1 < I2 < I3 < I4…., 即电离能逐级加大.三、元素电负性的周期性变化1、定义：电负性: 表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力. 元素的电负性越大，表示原子吸引成键电子的能力越强，该元素的非金属性也就越强；电负性越小，该元素的金属性越强。

元素周期表中的电离能与电负性电离能（Ionization Energy）和电负性（Electronegativity）是元素周期表中两个重要的物理性质，它们对于元素的化学性质和反应活性有着重要的影响。

电离能指的是在气态下，将一个原子或离子中的一个电子从其原子轨道或离子轨道中移除所需要的能量。

而电负性则是指原子或离子在化学键中吸引和共享电子对的能力。

1. 电离能在元素周期表中，电离能通常按照从左到右及从下到上递增的顺序排列。

这意味着周期表中右上角的元素通常具有最高的电离能，而左下角的元素则具有最低的电离能。

例如，氦（He）位于周期表的右上角，其电离能最高；而锂（Li）位于周期表的左下角，其电离能相对较低。

这一趋势主要是因为核电荷的增加、原子半径的减小以及电子轨道的填充顺序等因素的影响。

2. 电负性电负性是指原子在化学键中吸引和共享电子对的能力。

针对电负性，我们可以使用保罗电负性表来定量描述元素的电负性值。

通常，元素周期表中非金属元素的电负性要高于金属元素。

例如，氮（N）和氧（O）比铝（Al）和钠（Na）具有更高的电负性。

在元素周期表中，电负性一般随着原子序数的增加而增加。

3. 电离能与电负性的关系电离能和电负性是相关且密切关联的概念。

通常情况下，电离能高的元素具有较高的电负性。

这是因为，对于具有高电离能的元素来说，电子离开原子或离子较为困难，它们更倾向于吸引和共享电子对，以达到更加稳定的化学状态。

因此，高电离能的元素往往也具有较高的电负性。

总结：元素周期表中的电离能与电负性是描述元素物理性质的两个重要指标。

电离能反映了原子或离子中的电子移除能量，而电负性则表征了元素在化学键中吸引和共享电子对的能力。

电离能和电负性在元素周期表中一般呈现出规律性的变化，对于理解元素的化学性质和反应活性具有重要意义。

第2课时元素的电负性及其变化规律[目标导航] 1.了解电负性的概念，掌握电负性的变化规律及应用，认识元素性质与电负性的关系。

2.认识原子结构与元素性质周期性变化的本质联系。

一、电负性的变化规律及应用1．电负性(1)定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。

(2)意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。

(3)标准：以氟的电负性为4.0作为标准，得出各元素的电负性。

2．电负性周期性变化规律(1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。

(2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小。

(3)电负性大的元素集中在周期表的右上角，电负性小的元素集中在周期表的左下角。

(4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐减小的趋势。

3．电负性的应用(1)判断元素的类别通常，电负性小于2的元素大部分是金属元素，电负性大于2的元素大部分是非金属元素。

(2)判断元素的性质非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。

(3)判断化合物中元素化合价的正负在化合物中，电负性大的元素易呈现负价，电负性小的易呈现正价。

(4)利用元素的电负性差值可以判断化学键的性质电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键，电负性差值小或相同的非金属元素的原子之间主要形成共价键。

议一议1．同周期第一电离能大的主族元素电负性一定大吗？[答案]不一定。

通常情况下，同周期主族元素第一电离能越大的主族元素电负性越大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为n s2、n s2n p3，为全满和半满结构，同周期这两族元素原子第一电离能反常。

如电负性N<O，第一电离能N >O。

2．电负性差值大于1.7的两种元素一定能够形成离子化合物吗？[答案]不一定能形成离子化合物。

如H的电负性为2.1，氟的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物。

元素性质的递变规律第一电离能电负性首先，第一电离能是指在气态下，一个原子失去一个电子形成正离子的过程中所需要吸收的能量。

它可以通过实验测量得到，通常用kJ/mol （千焦/摩尔）来表示。

元素的第一电离能与其原子核的核电荷数（即原子序数）有着密切的关系。

随着原子序数的增加，原子核的电荷数也增加，因此第一电离能也会增大。

这是因为原子核的电荷数和外层电子云的层数共同决定着外层电子与原子核之间的吸引力，当核电荷数增加时，外层电子对原子核的吸引力增强，需要对外层电子施加更大的能量才能脱离原子形成正离子。

在元素周期表中，第一电离能呈现出递减的趋势，这是由于原子核电荷数增加的速度相对较慢，而外层电子云的层数增加的速度相对较快。

换句话说，随着原子序数的增加，每个新的周期开始时，阶梯上的第一电离能会增加一些，但是随着周期的继续，电子层数的增加导致屏蔽效应的出现，电离能开始下降。

这一递变规律在周期表的左上角和右下角的元素上表现得特别明显。

其次，电负性是描述一个元素在化合物中吸引共价电子对的能力的指标。

电负性的测定主要基于化合物的极性和共价键的极性。

元素的电负性与其原子结构有关，通常来说，电负性随着原子序数的增加而增加。

这是因为随着原子序数的增加，原子核的电荷数也增加，原子对电子的吸引力变强，导致原子的电负性增加。

电负性还与元素的电子亲和能有关，电子亲和能是指原子捕获一个电子并形成负离子时所释放的能量。

除了原子序数的增加，元素的周期表分组位置也会对电负性产生影响。

通常来说，同一周期的元素，周期数越靠右，电负性越高；同一分组的元素，靠上的元素电负性越高。

总的来说，元素的第一电离能和电负性都是与元素的原子结构有关的重要性质。

它们的递变规律可以通过周期表来揭示。

了解这些规律有助于我们理解元素的性质，对元素的化学性质和反应有更深入的认识。

《元素性质的递变规律》知识清单一、原子半径的递变规律原子半径是描述原子大小的一个重要物理量。

在元素周期表中，原子半径呈现出明显的递变规律。

同一周期中，从左到右，原子序数逐渐增大，核电荷数逐渐增多，对核外电子的吸引力逐渐增强，因此原子半径逐渐减小。

例如，在第三周期中，钠（Na）原子半径最大，氯（Cl）原子半径最小。

同一主族中，从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。

例如，碱金属元素中，锂（Li）的原子半径最小，铯（Cs）的原子半径最大。

需要注意的是，稀有气体元素的原子半径测量方法与其他元素不同，一般不参与原子半径大小的比较。

二、元素化合价的递变规律元素的化合价是元素的一种重要性质。

在元素周期表中，化合价也呈现出一定的递变规律。

主族元素的最高正化合价等于其所在的主族序数。

例如，第ⅠA 族的钠元素，最高正化合价为＋1 价；第ⅤA 族的氮元素，最高正化合价为＋5 价。

非金属元素的化合价既有正价又有负价。

一般来说，非金属元素的最高正化合价与最低负化合价的绝对值之和等于 8。

例如，氯元素的最高正化合价为＋7 价，最低负化合价为－1 价，它们的绝对值之和为 8。

过渡元素的化合价则较为复杂，多种化合价并存，且变化规律不如主族元素明显。

三、金属性和非金属性的递变规律金属性是指元素原子失去电子的能力，非金属性是指元素原子获得电子的能力。

同一周期中，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

例如，第三周期中，钠的金属性最强，氯的非金属性最强。

同一主族中，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

例如，第ⅠA 族中，铯的金属性强于钠；第ⅦA 族中，氟的非金属性强于氯。

判断元素金属性强弱的依据主要有：元素单质与水或酸反应置换出氢的难易程度，元素最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱等。

一般来说，单质与水或酸反应越容易，氢氧化物的碱性越强，元素的金属性就越强。

判断元素非金属性强弱的依据主要有：元素单质与氢气化合的难易程度及气态氢化物的稳定性，元素最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性强弱等。

同周期同主族元素电负性的递变规律
在化学元素中，电负性是一个重要的物理性质，它描述了一个原子在化学键中
吸引电子的能力。

在同一周期和同一主族中的元素中，电负性的变化规律具有一定的规律性。

本文将探讨同周期同主族元素电负性的递变规律。

同周期元素电负性的变化
同一周期内的元素具有相同的主能级，但随着原子序数的增加，电子的核吸引
力逐渐减弱，因此电负性呈现出递增的趋势。

以第二周期为例，从左到右，从钠到氖，原子序数逐渐增加，电子云对外部电子的吸引力逐渐增强，因此电负性也逐渐增大。

同主族元素电负性的变化
在同一主族中的元素，它们有相同的外层电子结构，外层电子云对中心原子核
的屏蔽效应相似，因此同主族元素的电负性变化不会像同周期元素那样呈现一致的递增趋势。

取第一主族（碱金属）为例，从上到下，从锂到铷，虽然原子序数增大，但由于外层电子数量增加，屏蔽效应也增强，所以电负性呈现出下降的趋势。

同周期同主族元素电负性递变规律的原因
同周期同主族元素电负性递变的规律是由原子结构和电子排布所决定的。

原子
序数增大，电子云对中心核的屏蔽效应增强，核吸引力减弱，使得电负性逐渐增大。

而同主族元素由于拥有相似的外层电子结构，所以外层电子对中心核的作用相近，因此电负性递变不明显。

总的来说，同周期同主族元素电负性的递变规律反映了元素在化学反应中的吸
电子能力，这种规律不仅有助于我们理解元素之间的化学性质，也为化学实验和应用提供了重要的理论依据。