第一电离能和电负性

核外电子排布规律编写人：程春艳审核人：陈宏伟使用时间：2011、10、17 【教学目标】1、了解四个量子数的含义。

2、了解原子核外电子排布的规律；3、能用电子排布式表示常见元素原子核外电子的排布。

【教学重点】能用电子排布式表示常见元素原子核外电子的排布。

【课前预习区】1、1803年提出原子是一个“实心球体”建立原子学说的是英国化学家，1903年汤姆逊提出原子结构的“”模型，1911年卢瑟福提出了原子结构的模型，1913年玻尔提出的原子结构模型，建立于20世纪20年代中期的模型已成为现代化学的理论基础。

2、基态：状态，处于状态的原子称为基态原子，激发态：能量状态3四个量子数：(1)主量子数n 表示离核越近，能量越低，离核越远，能量越高（2）角量子数l在多电子原子中，它和主量子数n一起决定电子轨道运动的能量。

在n电子层中，l有个取值，是，分别用符号表示，l有多少个取值就表示该电子层有多少个能量不同的(3)磁量子数m可取个值，这样，对同一个能级l而言，电子的运动共有个状态，s能级有个原子轨道，p能级有个原子轨道，d能级有个原子轨道，f能级有个原子轨道(4)用自旋磁量子数ms来标记电子的。

处于同一原子轨道上的电子自旋运动状态有种。

（5）决定电子轨道运动的能量一组确定的n,l,m对应着原子核外电子的即原子轨道。

，即可完整描述原子中的电子运动状态。

4、电子云：小黑点代表小黑点的疏密程度表示，s轨道呈形，p轨道呈形。

5、核外电子排布规律（1）核外电子先排布在能量__________的电子层上。

（2）各层最多能容纳的电子数为___个，最外层电子不超过____个（K为最外层时不超过____个），次外层电子不超过______个，倒数第3层电子不超过_____个。

6、基态原子的核外电子排布三大原则（1）原则：原子核外电子在排布时要，然后再依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。

原子轨道的能量高低顺序：（2）原理：每个原子轨道上最多只能容纳的电子。

第二课时元素第一电离能和电负性的周期性变化［学习目标] 1.了解元素电离能、电负性的概念和第一电离能、电负性随原子序数递增的周期性变化的规律。

2.了解电离能和电负性的简单应用，能够运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题.自主学习区对应学生用书P016一、电离能1.概念错误!气态原子失去一个电子形成错误!＋1价气态阳离子所需的错误!最低能量叫做该元素的第一电离能。

元素第一电离能符号：错误!I1。

2。

元素第一电离能的意义错误!难易程度。

第一电离能数值越小，原子越错误!容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越错误!难失去一个电子.3.第一电离能的变化规律（1）同周期：主族元素从左往右，第一电离能呈错误!增大趋势(有例外)。

(2)同主族：从上到下，第一电离能呈错误!减小趋势.（3）元素的第一电离能大小还与其错误!原子的核外电子排布(特别是错误!外围电子排布)有关。

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错误!全空（p0、d0、f0）、错误!半满(p3、d5、f7）和错误!全满(p6、d10、f14）结构时,原子的能量错误!较低，该元素具有较大的第一电离能。

例如，Mg的外围电子排布为3s2，s轨道处于全充满状态,P的外围电子排布为3s23p3，p轨道处于半充满状态，因而Mg、P的第一电离能相对较高.二、电负性1。

M（g) M2＋所需的能量是否是其第一电离能的2倍?提示：应远大于其第一电离能的2倍.因为首先失去的电子是能量最高的电子,故第一电离能最小，再失去的电子是能量较低的电子，且失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强,从而使电离能越来越大。

2.以钠、镁、铝为例说明元素的主要化合价与各级电离能的关系。

提示：钠原子的第一电离能较低,而第二电离能突跃式变高,也就是说,钠的第一电离能远远小于它的第二电离能。

这说明钠原子很容易失去一个电子成为＋1价的阳离子,从而形成稳定状态，此时原子核对外层电子的吸引作用变得更强，不易再失去第2个电子。

高中化学电离能和电负性知识点及考试注意事项知识点分析一、电负性①含义：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。

②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。

③变化规律金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。

在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。

二、电离能①第一电离能：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，符号：I 1 ，单位：kJ/mol。

②规律a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。

b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。

c.同种原子：逐级电离能越来越大(即I 1 <I 2 <I 3 …)。

三、电离能、电负性的应用（1）电离能的应用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(I 1 、I 2 ……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I 2 ≫I 1 ，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）电负性的应用高中化学考试注意事项1 、排列顺序时，分清是“由大到小”还是“由小到大”，类似的：“由强到弱”、“由高到低”等等。

2 、书写化学方程式时，分清是“=”还是“⇌”，如一种盐水解方程式一定用“⇌”不能用“＝”，其产物也不能标“↓”或“↑”，弱酸、弱碱的电离一定要用“⇌”不能用“＝”。

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________________。