第三节 元素性质及其变化规律
第2课时
◆ 教学目标
1.认识元素的第一电离能、电负性的周期性变化，能从电子排布的角度对元素性质的周期性变化进行解释，促进“结构”与“性质”关系的理解。
2.通过电离能的应用的活动探究，说出元素电离能、电负性的含义，运用电离能说明原子或离子失去电子的难易，解释某些元素的主要化合价，理解电子是分层排布的。
3.通过总结提升，简要说明原子核外电子运动规律的理论探究对研究元素性质及其变化规律的意义。
◆ 教学重难点
电离能、电负性的含义，从原子结构的角度理解递变规律
◆ 教学过程
一、新课导入
【联想·质疑】为满足科学研究和生产实践的需要，对原子得失电子的能力仅有定性的分析往往是不够的，因此人们不断尝试寻找能定量地衡量或比较原子得失电子能力的方法。不过，在化学变化中伴随着不同原子核外电子之间的相互作用等复杂过程的发生，要想借助化学变化来确立定量描述某种原子得失电子能力的参数并不容易。请你充分发挥想象力，尝试找到解决这个问题的思路。
【课堂练习】比较下列元素原子的失电子能力。Li_____Be、Be______Mg、Li_______Mg 【过渡】看来，利用前面所学的相关知识已无法比较出锂和镁失电子能力的大小，为了解决这个问题，今天，我们引入“电离能”这一从定量的角度去描述原子或离子失电子能力大小的物理量。
【布置任务】请同学们认真阅读课本，明确电离能的概念、意义及分类
二、讲授新课 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电离能。 (2) 符号：I (3) 单位：kJ/mol-1
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(4) 意义：衡量气态原子或离子失去电子的难易程度。
【讲述】电离能研究的是气态原子或离子失去电子的能力，在化学必修阶段中我们也学习了元素的另外一个性质——金属性，它涉及的也是失电子能力，它们之间有什么联系呢？ 【学生活动】结合下列问题，小组讨论电离能与金属性的关系。 ①电离能反映了原子得到还是失去电子倾向的大小？
②电离能越小，表示原子失去电子需要的能量越多还是越少，原子越难还是越易失去电子？ ③原子越容易失去电子，则金属性越强还是越弱？
【小结】一般来说，电离能越小，金属性越强，非金属越弱。
【提问】观察表格，能否依据钠、镁、铝三种金属的的第一电离能大小判断它们的金属性强弱？给出你的猜测或理由。
【讲解】不能，因为第一电离能Mg > Al > Na，而金属性Na > Mg > Al。它们之间无单调对应关系。三者的单质在体现金属性失去电子时，失去的电子数量不同，电子所处的能级也不同，故无法直接比较。
【过渡】我们再来分析下电离能概念，气态原子和气态离子失去一个电子所需要的能量一样吗？我们把处于基态原子失去一个电子，生成+1价阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。由气态+1价阳离子再失去一个电子形成+2价阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示。依次还有第三、第四电离能。 【展示】
M(g) = M+(g) + e- I1(第一电离能) M+(g) = M2+(g) + e- I2(第二电离能) M2+(g) = M3+(g) + e- I3(第三电离能) 【提问】同一元素的逐级电离能之间有什么关系？ 【讲解】同一元素的电离能逐级增大：I1 < I2 < I3
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深度思考：
【提问】为什么通常元素的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能？ 【讲解】形成正离子后，原子核对电子的束缚力整体提升，且越后电离的电子可能处于距离原子核更近的轨道之上，因此对于同一元素，电离能逐级增加。
【过渡】在元素周期表中，元素原子的第一电离能有什么变化规律呢？利用前面所分析的电离能的影响因素及与金属性的关系来预测同周期、同主族元素第一电离能的变化规律。
【学生活动】探究电离能的变化规律。
提出假设：同周期元素，从左至右，第一电离能______________；同主族元素，从上至下，第一电离能论证_______________；观察教材第23页图1－3－4，自选周期和族，绘制元素第一电离能的变化趋势图，并分析第一电离能变化规律是否符合假设。若不符合，试从原子结构(电子排布式)解释。 得出结论：
同周期元素，从左至右，第一电离能________________； 同主族元素，从上至下，第一电离能________________。
【讲解】以I A族为例，同主族元素，总体上自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子。这是因为同主族元素原子的价电子数相同，但自上而下，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱。
以第2周期为例，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，从左到右，元素的第一电离能逐渐增大，表示元素原子越来越难失去电子。这是因为同周期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数增大，原子核对外层电子的有效吸引作用增强。 注意：同周期元素的第一电离能并不是一直增大的，在II A族和V A族出现了异常现象。
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【展示】元素第一电离能的变化图
【提问】为什么在II A族和V A族的元素第一电离能会比相邻元素第一电离能大呢？第二周期Be第一电离能大于B，N大于O；第三周期Mg大于Al，P大于S的原因是什么？能用原子半径和核电荷数解释吗？
看来把大家难住了，我们暂且把它搁置一下。大家先看看书上图表，找找同一周期中第一电离能最大的元素是哪些。 【讲解】稀有气体。
【引导】稀有气体原子的第一电离能最大，也就是说它们在同周期中最难电离出电子，这是为什么呢？
【讲解】稀有气体具有稳定的电子层结构。
【引导】的确，稀有气体原子电子排布的稳定性是决定稀有气体第一电离能较大的主要因素。请大家书写He的核外电子排布式，再书写第2周期Be、N元素和第3周期M、P的核外电子排布式，对比一下，你们从中得到了什么启发？ He：1s2
Be：1s22s2 (B：1s22s22p1) N：1s22s22p3 (B：1s22s22p1)
Mg：1s22s22p63s2 (Al：1s22s22p1) P：1s22s22p63s23p3 (S：1s22s22p63s23p4)
【讲解】从核外电子排布式可知，Be原子的2s为全充满结构，N原子的2p为半充满结构，原子的能量较低，该元素具有相对较大的第一电离能。
具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大。 【小结】
电离能的影响因素：核电荷数、原子半径、核外电子排布等，其实，影响元素第一电离能的因素还有很多，它的大小是众多因素共同影响的结果。
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【拓展】过渡元素的第一电离能的变化不太规则。对于同一周期的元素而言，从左到右随着元素原子序数的增加，第一电离能总体上略有增加。这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排布在(n-1)d或(n-2)f轨道上，原子核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。
电离能的应用：
①根据电离能数据推断元素原子的核外电子排布
如Li的逐级电离能，I1<②判断主族元素的最高正化合价或价电子数通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。如Na的I1比I2小很多，说明Na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I3比I2大很多，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I4比I3大很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。 ③判断元素的金属性、非金属性强弱
一般来说，第一电离能越小，气态金属原子越易失去电子，元素的金属性越强；第一电离能越大，气态非金属原子越难失去电子，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外)。
【质疑】金属活动性顺序为K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)、Cu、Hg、Ag、Pt、Au。钠元素的第一电离能为496 kJ·mol-1，钙元素的第一电离能和第二电离能分别为590 kJ·mol-1、1145 kJ·mol-1，表明气态钠原子比气态钙原子更容易失去电子，更加活泼。金属的活动性顺序与金属元素电离能的大小顺序为什么不一致？
2.电负性
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【过渡】
(1)电负性的含义：
元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键，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吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 (2)衡量标准
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性(稀有气体元素未计)。 (3)规律探究
观察下图，思考并回答下列问题，从中总结发现规律：
【提问】同周期元素自左向右、同主族元素自上而下的变化规律为何？
【讲解】同周期元素自左向右电负性逐渐增大；同主族元素自上而下电负性逐渐减小。 【提问】从原子结构的角度对上述变化规律做出解释。
【讲解】同周期自左向右，原子半径减小，原子核中质子数增加，原子对形成化学键的电子的吸引增强，电负性逐渐增大。
同主族自上而下，核电荷数增加，但电子层数的增加使原子半径增大占主导，原子对形成化学键的电子的吸引减弱，电负性减小。 【提问】电负性与金属性、非金属性有何关联？
【讲解】元素的电负性可用于初步判断一种元素是金属元素还是非金属元素以及元素的活泼性如何。通常，电负性小于1.8的元素一般是金属元素，电负性大于1.8的元素一般是非金属元素。位于金属、非金属分界线附近的类金属电负性在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
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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。例如，氟的电负性为4.0，是最活泼的非金属元素；铯的电负性为0.7，是最活泼的金属元素。 【提问】同周期主族元素自左向右、同主族元素自上而下，它们的电离能变化趋势和电负性变化趋势有何异同？
【讲解】同周期自左向右，元素的第一电离能在总趋势上依次增大（有反常情况），元素的电负性在总趋势上依次增大
同主族自上而下，元素的第一电离能依次减小，元素的电负性依次减小
电离能和电负性都反映了原子对电子的吸引能力，但电子种类不同。电离能的对象是原子失去其自身的电子，电负性的对象是形成化学键的电子 【思维启迪】
(3)电负性与元素性质的关联
电负性作为一种泛用的标度，它的用途还有：
①判断化合物中元素化合价的正负，电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。而依据化合价又可以对物质性质做出一定预言。
如NaBH4，依图知B和Na的电负性均小于H，故NaBH4中H为-1价，H处于最低价，应具有还原性。
②判断化学键的性质，电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键，电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是共价键。
四、课堂练习
1. 以下是A，B，C，D，E五种短周期元素的某些性质：
序号 最低负化合价 电负性 下列判断正确的是( ) A −4 2.5 B −2 2.5 C −1 3.0 D −2 3.5 E −1 4.0 A. C，D，E的气态氢化物的稳定性顺序为C>D>E B. 元素A的最外层轨道中无自旋方向相同的电子 C. 元素A，C不可能形成化合物
D. 与元素B处于同周期且在该周期中第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应
【答案】D
【解析】第ⅥA族元素易得到2个电子，化合价常显−2价，同主族元素，由上到下，电负
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性逐渐减小，故B是硫元素，D是氧元素；第VⅥA族元素易得到1个电子，化合价常显−1价，同主族元素，由上到下，电负性逐渐减小，同周期元素，从左到右，电负性逐渐增大，故C是氯元素，E是氟元素；第ⅥA族元素能得到4个电子，化合价为−4价，其电负性小于氧元素，和S元素电负性相当，故A是碳元素。
A.根据表格数据，电负性CB.元素A即为碳元素，2p能级上的两个电子分占两个p轨道，且自旋方向相同，故B错误；C.元素A为碳元素，C是氯元素，它们之间可形成CCl4，故C错误；
D.B是硫元素，与元素B处于同周期且在该周期中第一电离能最小的元素的单质为Na，Na能与水发生置换反应生成氢气和氢氧化钠，故D正确。
2. X、Y为两种元素的原子，X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，下列说
法正确的是( )
A. 原子半径：X>Y C. 非金属性：X【答案】DB. 电负性：XY【解析】X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，推出X元素为非金属元素，Y位于X元素相邻的下一周期的金属元素。 A.原子半径：XY，B项错误； C.非金属性：X>Y，C项错误； D.第一电离能：X>Y，D项正确。3. X、Y为两种元素的原子，X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可
知( )
A. X的原子半径大于Y的原子半径 B. X的电负性大于Y的电负性 C. X的氧化性小于Y的氧化性 D. X的第一电离能小于Y的第一电离能
【答案】B
【解析】X元素的阴离子和Y元素的阳离子具有相同的电子层结构，离子核外电子数目相等，则Y元素处于X元素的下一周期，X为非金属元素，最外层电子数较多，Y为金属元素，最外层电子数相对较少。
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A.Y元素处于X元素的下一周期，X为非金属元素，Y为金属元素，Y比X多一个电子层，故原子半径Y>X，故A错误；
B.X为非金属元素，Y为金属元素，故X的电负性高于Y的电负性，故B正确； C.X为非金属元素，Y为金属元素，故X的氧化性强于Y的氧化性，故C错误；
D.X为非金属元素，Y为金属元素，故X的第一电离能大于Y的第一电离能，故D错误。
4. 如图为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R，W，X，Y，Z五种元素的叙述
中，正确的是( )
W Y X R Z A. W元素的第一电离能小于Y元素的第一电离能 B. Y，Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同 C. p能级未成对电子最多的是Z元素 D. X元素是电负性最大的元素
【答案】D
【解析】根据元素在周期表中位置可知，X为F，W为P，Y为S，Z为Br，R为Ar； A.W的3p电子半充满为稳定结构，则W元素的第一电离能大于Y元素的第一电离能，故A错误；
B.Y的阴离子有3个电子层，而Z的阴离子有4个电子层，则Y的阴离子电子层结构与R原子的相同，故B错误；
C.p能级未成对电子最多为3个，只有W符合，故C错误；
D.上述元素中F的非金属性最强，则X元素是电负性最大，故D正确。
5. 现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p2；②1s22s22p63s23p3；
③1s22s22p3；④1s22s22p4，则下列有关比较中正确的是( )
A. 电负性：④>③>②>① B. 原子半径：④>③>②>① C. 第一电离能：④>③>②>① D. 最高正化合价：④>③>②>①
【答案】A
【解析】由四种元素基态原子电子排布式可知，①1s22s22p63s23p2为Si元素；
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②1s22s22p63s23p3为P元素；③1s22s22p3为N元素；④1s22s22p4为O元素。 A.同周期自左而右电负性增大，所以电负性SiP，O>S，故电负性Si③>②>①，故A正确；B.同周期自左而右原子半径减小，所以原子半径Si>P，N>O，故B错误；
C.同周期自左而右第一电离能呈增大趋势，但N、P元素原子np能级容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能SiO，故C错误；D.最高正化合价等于最外层电子数，但O元素没有最高正化合价，所以最高正化合价：③=②>①，故D错误。
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