2018届高考化学知识点第一轮复习教案26(第2课时_电离能和电负性)

第2课时元素周期律[明确学习目标] 1.能说出元素电离能、电负性的含义。

2.掌握元素原子半径、电离能、电负性周期性变化的规律。

3.能应用元素的电离能、电负性说明元素的某些性质。

学生自主学习一、原子半径1．影响原子半径大小的因素2．变化规律05逐渐减小；同主族元素，从上到下，原子半径□06逐同周期主族元素，从左到右原子半径□渐增大。

二、电离能1．第一电离能03最低(1)定义：□01气态电中性基态原子失去□02一个电子转化为气态基态正离子所需要的□能量叫做第一电离能，常用符号I1表示，常用单位是kJ·mol－1。

(2)变化规律：如下图所示04增大趋势(有例外)。

①同周期：从左往右，第一电离能呈□05减小趋势。

②同主族：从上到下，第一电离能呈□2．逐级电离能(1)定义：原子的＋1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，以此类推。

可以表示为M(g)===M ＋(g)＋e －I 1(第一电离能) M ＋(g)===M 2＋(g)＋e －I 2(第二电离能) M 2＋(g)===M 3＋(g)＋e －I 3(第三电离能) (2)变化规律同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I 1＜I 2＜I 3＜…，这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对外层电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。

同理，I 3＞I 2、I 4＞I 3…I n ＋1＞I n 。

三、电负性与对角线规则 1．电负性2．对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与其□06右下方的主族元素的电负性接近，性质□07相似，被称为“对角线规则”。

如：1．“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？提示：不正确。

此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、第Ⅷ族元素、0族元素原子半径大小须另作研究。

考点规范练26元素周期律元素周期表一、选择题1.下列电子排布式对应的原子中,第二电离能最大的是()。

A.1s22s22p5B.1s22s22p6C.1s22s22p63s1D.1s22s22p63s2答案:C解析:当失去1个电子后变成全充满的稳定结构时,第二电离能最大,故C项正确。

2.下列关于Na、Mg、Al的性质的叙述正确的是()。

A.还原性:Na>Mg>AlB.第一电离能:Na<Mg<AlC.电负性:Na>Mg>AlD.碱性:NaOH<Mg(OH)2<Al(OH)3答案:A解析:根据同周期元素从左到右金属性逐渐减弱可知,还原性Na>Mg>Al,故A项正确。

同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势,但第ⅡA族元素大于第ⅢA族元素,因此第一电离能Na<Al<Mg,故B项错误。

同周期元素从左到右电负性逐渐增大,因此电负性Na<Mg<Al,故C项错误。

同周期元素从左到右金属性逐渐减弱,其碱性逐渐减弱,因此碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3,故D项错误。

3.不能说明X的电负性比Y的电负性大的是()。

A.与H2化合时X单质比Y单质容易B.X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强C.X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D.X单质可以把Y从其氢化物中置换出来答案:C解析:A项,与H2化合时X单质比Y单质容易,则X的非金属性强于Y的非金属性,元素非金属性越强电负性越大,能说明X的电负性比Y的电负性大,不符合题意;B项,X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强,则X的非金属性强于Y的非金属性,元素非金属性越强电负性越大,能说明X的电负性比Y的电负性大,不符合题意;C项,X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多,不能说明X的电负性比Y的电负性大,如Si的电负性比H小,符合题意;D项,X单质可以把Y从其氢化物中置换出来,则X的非金属性强于Y的非金属性,元素非金属性越强电负性越大,能说明X的电负性比Y的电负性大,不符合题意。

物质结构与性质第1节原子结构与性质考纲点击1．了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。

了解原子核外电子的运动状态。

2．了解元素电离能、电负性的含义，并能用以说明元素的某些性质。

3．了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。

一、能层与能级1．能层、能级、原子轨道(1)能层多电子原子的核外电子的________是不同的。

按电子的______差异，可将核外电子分成不同的能层。

原子核外电子的每一能层(序号为n)最多可容纳的电子数为________。

(2)能级多电子原子中，同一能层的电子，能量也不同，还可以把它们分成________；同一能层里，能级的能量按__________的顺序升高。

(3)原子轨道电子云轮廓图称为原子轨道。

s电子的原子轨道都是______形的，n s能级上各有____个原子轨道；p电子的原子轨道都是________形的，n p能级上各有____个原子轨道；n d能级上各有____个原子轨道。

随着____________的递增，基态原子的核外电子按照上图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p，______，____，____，____，____，____，4d,5p……该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。

即时训练1 下列说法中错误的是____________。

①在n＝3的电子层中，可能有的最多轨道数是8②电子云表示电子在核外单位体积的空间出现的机会多少③3s的能量小于2p的能量④3p的能量小于4p的能量⑤3d的能量小于4s的能量⑥Fe原子中有3f轨道⑦3d轨道最多容纳的电子数小于4d轨道最多容纳的电子数⑧L电子层只有两个能级特别提示：(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数；(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍；(3)构造原理中存在着能级交错现象；(4)一定要记住前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。

高中化学电子排布、第一电离能和电负性知识归纳一、原子结构1. 原子的组成: 原子核、核外电子2. 原子的特点：原子不显电性，体积小，质量小，质量主要集中在原子核上，原子核的密度非常大3. 核外电子排布规律（1 ）能量最低原理（2 ）每一层最多容纳电子数：2n 2 个（3 ）最外层电子数不超过8 个（K 层为最外层时不超过2 个）（4 ）次外层电子数不超过18 个，倒数第三层不超过32 个二、能层与能级能量最低原理: 原子的电子排布遵循能使整个原子的能量处于最低状态基态原子: 处于最低能量的原子1. 能层: 核外电子的能量是不同的, 按电子能量差异，可以将核外电子分成不同的能层——电子层同一能层的电子，能量也可能不同，还可以分成不同能级能级数2. 能级：s 、p 、d 、f····以s 、p 、d 、f···· 排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1 、3 、5 、7 、······ 的二倍。

能级数= 能层序数(n)三、构造原理1. 电子排布式Na ：1s 2 2s 2 2p 6 3s 1试书写N 、Cl 、K 、26 Fe 原子的核外电子排布式注意：24 Cr ：1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 129 Cu ：1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 26 3d 10 4s 1离子电子排布式书写——先失去最外层电子与能量最低原则无关1) 、能量最低原理2 ）、每个原子轨道上最多能容纳__2__ 个电子，且自旋方向__ 相反____ （泡利不相容原理）3 ）、当电子排布在同一能级时，总是__ 首先单独占一个轨道__ ，而且自旋方向_ 相同__。

（洪特规则）4) 、补充规则：全充满（p 6 ，d 10 ，f 14 ）和半充满（p 3 ，d 5 ，f 7 ）更稳定2. 简化电子排布式15P:[Ne]3s 2 3p 3 （表示内层电子与Ne 相同。

《原子结构与元素的性质》第2课时——电离能、电负性及其应用安阳市汤阴一中王秀荣【教学目标】知识目标：1.了解电离能的涵义，并应用电离能说明元素的某些性质；2.认识主族元素电离能的变化规律，了解元素电离能的变化规律与核外电子排布的关系；3.了解电负性的涵义，并应用电负性说明元素的某些性质；4.运用电负性知识解释对角线规则。

能力目标：通过本节课使学生体验结构化学的学习方法，掌握一般与特殊、共性与个性的辩证关系，通过模型、折线图等展示与探究提升学生的读图能力，进一步培养学生分析问题、解决问题的能力。

情感态度与价值观：1.由化学史教育导入，使学生了解电离能、电负性的研究源由和发展历史，激发学生的学习兴趣，培养学生热爱化学的情感。

使学生体验科学源自需要，科学研究其实离我们并不远；2.通过自制模型，将抽象问题具体化，使学生感受化学的结构美与规律美。

【教学方法】观察法、归纳法、探究法、小组互助学习法等。

【教学设计】导入语：通过前面的学习我们已经知道，在元素周期表中，元素的性质随着核电荷数的增加呈现周期性变化，如原子半径、化合价、元素金属性与非金属性等。

随着科学的发展，定性研究元素的性质已远远不够，定量描述元素的性质已成为科学的必然，今天我们就来深入研究两种定量研究元素性质的物理量。

[板书]电离能、电负性及其应用[导入]首先让我们跟随科学的脚步，慢慢揭开电离能与电负性的研究起源。

[视频]放影电离能、电负性的发展历史。

科学发展至今，电离能与电负性早已被人们广泛应用。

那么什么是电离能？它又有哪些规律和应用呢？下面我们逐一研究。

[板书]一、电离能1.定义：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2.表示方法：符号：I1 ，单位：kJ/mol3.规律：[展示模型] 展示自制的第一电离能模型。

这是我根据主族元素和零族元素的第一电离能数据自制的比例模型，它们的高度代表能量的高低。

高中化学电离能教案
一、教学目标：
1. 理解电离能的概念及重要性；
2. 掌握电离能的计算方法；
3. 能够分析电子亲和能的实验数据。

二、教学重点：
1. 电离能的定义和计算方法；
2. 电离能与原子结构的关系；
3. 电离能与元素的位置在周期表中的关系。

三、教学过程：
1. 引入：通过实验或示意图引入电离能的概念，让学生了解电离能的重要性和意义。

2. 概念讲解：解释电离能的概念及其在原子结构中的作用，引导学生理解电离能与电子亲
和能之间的关系。

3. 计算方法：讲解电离能的计算方法，并通过实例演示如何计算不同元素的电离能值。

让
学生掌握计算电离能的技巧。

4. 实验分析：引导学生分析电子亲和能的实验数据，让他们理解电离能与元素性质的关系。

5. 总结：总结电离能的概念和计算方法，强调电离能在化学研究中的重要性。

四、教学评估：
1. 复习练习：布置相关的练习题，让学生巩固所学知识；
2. 课堂讨论：组织学生讨论电离能对元素性质的影响，鼓励他们发表自己的见解；
3. 小测验：进行一次小测验，测试学生对电离能的理解程度。

五、作业布置：
1. 完成相关的练习题；
2. 阅读相关资料，进一步了解电离能的应用领域。

六、课后反思：
通过本节课的教学，学生对电离能的概念和计算方法有了更深入的理解，能够独立计算不同元素的电离能值，并理解电离能在化学领域的重要性。

同时，也要不断反思和改进教学方法，以提高教学效果。

第2课时 元素的电负性及其变化规律 发 展 目 标体 系 构 建1.认识元素的电负性的周期性变化。

2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致电负性周期性变化的原因。

3.了解元素周期律的应用价值。

1．电负性(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。

(2)标准：选定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。

2．电负性的变化规律(1)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。

(2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。

3．电负性的应用(1)判断金属性和非金属性的强弱通常，电负性小于2的元素为金属元素(大部分)；电负性大于2的元素为非金属元素(大部分)。

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

(3)判断化学键的类型电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键；电负性相同或差值小的非金属元素原子之间主要形成共价键。

微点拨：电负性是元素的一种基本性质，随着原子序数的递增呈周期性变化。

二、元素周期律的实质1．实质：元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。

2．具体表现(2)主族元素是金属元素还是非金属元素――→取决于原子中价电子的多少。

微点拨：物质发生化学反应时，是原子的外层电子在发生变化，原子对电子吸引能力的不同(电负性不同)，是造成元素化学性质有差别的本质原因。

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)(1)同周期元素中，稀有气体的电负性数值最大。

(×)(2)非金属性越强的元素，电负性越小。

(×)(3)价电子数大于4的主族元素是非金属元素。

(×)(4)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。

(×)(5)电负性与第一电离能相比是与物质宏观性质表现关联性更强的参数。

2．下列对电负性的理解不正确的是( )A．电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准B．元素电负性的大小反映了元素的原子对键合电子吸引力的大小C．元素的电负性越大，则元素的非金属性越强D．元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关D[电负性与原子结构有关。

2.电离能和电负性【考点归纳】1.电离能（1）定义：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I1表示)，一价气态基态正离子再失去一个电子所需消耗的最低能量叫做第二电离能(用I2表示)，依此类推，可得到I3、I4……同一种元素的逐级电离能的大小关系为I1＜I2＜I3＜I4＜……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。

这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。

电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

如Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。

（2）规律：每个周期的第一个元素第一电离能最小，最后一个元素的第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变小；同种原子逐级电离能越来越大(即I1＜I2＜I3…)。

（3）应用：①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。

②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)：如果某元素的I n＋1≫I n，则该元素的常见化合价为＋n。

如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。

③判断核外电子的分层排布情况：多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。

当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。

④反映元素原子的核外电子排布特点：同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。

2.电负性（1）定义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。

元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。

电离能与电负性专题复习化学中的电离能和电负性是常见的概念，它们与元素的化学性质相关。

本文将对电离能和电负性进行深入的介绍和复习。

1. 电离能电离能是指将原子或离子从能量较低的状态转变为能量较高的离子状态所需的最小能量。

用化学符号表示为IE。

电离能与原子的结构有关，电离能愈高的元素，其原子愈稳定。

对于同周期元素，电离能随着原子序数的增加而增加。

对于同一族元素，原子核的电荷数不变，电子的层数增加，电子离原子核的距离增加，电离能逐渐降低。

2. 电负性电负性是指原子吸引共价键电子的能力，是一种描述共价键极性的物理量，通常用希谷斯刻表（H-S表）来表示。

常用的电负性计算方法有波林德电负性和半径规律法。

在同一周期的元素中，原子半径减小，由于吸引力增强，电负性逐渐增大。

在同一个族的元素中，原子半径逐渐增大，电子层数增多，由于屏蔽效应，电负性逐渐降低。

3. 电离能与电负性的应用电离能和电负性是判断元素化学性质的重要指标。

电离能愈高的元素，原子和化合物中通常表现出良好的惰性表现。

电负性愈大的元素，表现出更强烈的吸电子特性，因而更易形成离子化合物，反之可形成共价分子化合物。

电离能和电负性对于分子极性的判断也有着重要的作用。

由于电负性不同的原子在分子中对电子的争夺不同，会导致分子极性的产生。

例如，分子中若存在两个不同的原子，电负性相差较大，共享的电子倾向于分布在电负性较大的原子周围，从而使分子极性增大。

4. 电离能和电负性的实验测定电离能和电负性的实验测定不同方式不同，本文介绍两种常见的实验方法。

（1）电离能的测定：通过气相分子离子反应法，测定反应物分子在电离源中的离子化效率，求出离子化效率达到50%时的电离能，即为分子的电离能。

（2）电负性的测定：通过溶液中的电极电势差，测定化合物和标准物的溶液之间的电势差，结合标准电极电势表求得化合物的电负性。

总之，电离能和电负性是元素化学性质的重要指标，在化学中有着广泛的应用。

元素周期律第2课时电离能与电负性【学习目标】1、通过比较Li与Al金属性、O与Cl非金属性的强弱，提升对于金属性和非金属性比较的模型认知与证据推理能力2、通过第一电离能、逐级电离能与电负性的图表分析，提升信息提取与数据分析能力【课前自主学习】阅读教材P17-19页，回答下列问题。

（通过平板在线答疑提交）1、同一周期，从左往右，金属性逐渐，非金属性逐渐；同一主族，从上往下，金属性逐渐，非金属性逐渐。

2、第一电离能（I1）的定义：态电性基态原子失去个电子，转化为气态基态正离子所需要的叫做第一电离能。

3、电负性的定义：原子中用于形成化学键的电子称为，不同元素的原子对的大小叫做电负性，以F的电负性为作为相对标准。

【活动一】探究电离能的变化规律（25min）1、探究第一电离能的变化规律（20min）【引入】从周期表中，能否直接比较Li与Al的金属性强弱？【预测】根据第一电离能I1的定义，一般来说，第一电离能越小，金属活动性越。

预测同一周期从左往右，同一主族从上往下，第一电离能的变化趋势如何？【深度学习】阅读下列图表，观察并分析第二、三周期元素的第一电离能数据和变化趋势，思考下列问题：（1）①同一主族，从上往下，第一电离能变化趋势是；造成这种现象的原因是。

②同一周期，从左往右，第一电离能变化趋势是；造成这种现象的原因是。

（2）同一周期，从左往右，第一电离能变化有没有特殊情况？可能的原因是什么？图1 常见元素的第一电离能表1 前20号元素的第一电离能（单位：KJ.mol-1）【迁移应用】（1）如何比较Li与Al的金属性强弱？【观看锂离子电池与水反应视频】（2）【2017年全国3卷】元素Mn和O中，第一电离能较大的是_______（3）【2018年全国3卷】黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。

第一电离能Ⅰ1（Zn）_______Ⅰ1（Cu)(填“大于”或“小于”)。

原因是________________。

⾼中化学复习教案-电离能和电负性第2课时电离能和电负性1.了解元素电离能、电负性的概念和电离能、电负性随原⼦序数递增的周期性变化的规律。

(重点)2.了解电离能和电负性的简单应⽤。

(重难点)电离能[基础·初探]1.第⼀电离能(1)含义某元素的⽓态原⼦失去⼀个电⼦形成＋1价⽓态阳离⼦所需的最低能量,叫做该元素的第⼀电离能,⽤符号I1表⽰,单位：kJ·mol－1。

(2)意义第⼀电离能数值越⼩,原⼦越容易失去⼀个电⼦；第⼀电离能数值越⼤,原⼦越难失去⼀个电⼦。

(4)与原⼦的核外电⼦排布的关系通常情况下,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)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时,原⼦的能量较低,该元素具有较⼤的第⼀电离能。

2.第⼆电离能和第三电离能(1)第⼆电离能＋1价⽓态离⼦失去1个电⼦,形成＋2价⽓态离⼦所需要的最低能量,⽤I2表⽰。

(2)第三电离能＋2价⽓态离⼦再失去1个电⼦,形成＋3价⽓态离⼦所需的最低能量,⽤I3表⽰。

(3)同⼀元素的逐级电离能I1、I2、I3…I n依次增⼤。

1.镁和铝的第⼀电离能谁⼤,为什么？【提⽰】镁的⼤。

因为当原⼦的外围电⼦排布处于半满、全满或全空时,原⼦的能量较低,第⼀电离能较⼤。

镁的外围电⼦排布为3s2,铝的外围电⼦排布为3s23p1,镁的3p轨道全空,3s 轨道全满,故镁的第⼀电离能⼤。

2.为什么钠易形成Na＋,⽽不易形成Na2＋,镁易形成Mg2＋,⽽不易形成Mg3＋？【提⽰】Na失去⼀个电⼦后已达到稳定结构,第⼆电离能远⼤于第⼀电离能,所以钠易形成Na＋,⽽不易形成Na2＋；Mg失去2个电⼦后已达到稳定结构,第三电离能远⼤于第⼆电离能,所以镁易形成Mg2＋,⽽不易形成Mg3＋。

[合作·探究]1.同⼀周期,第⼀电离能的递变规律探究(根据教材P20～21图2-12和图2-13)。

(1)同⼀周期,第⼀电离能的⼤⼩变化趋势如何？【提⽰】从左到右,呈现增⼤的趋势,零族元素最⼤,ⅠA族元素最⼩。