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1、元素周期律,元素周期律是指元素性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。,（1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ，对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ； （2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ；,原子结构和性质周期性变化,复习回忆,减小,减弱,增强,减弱,减弱,
2、增强,增强,增强,增大,增强,增强,增强,减弱,减弱,减弱,减弱,电离能及其变化规律,一、电离能,原子或 离子失去一个电子所需要的 能量叫做电离能。符号为 .单位是 .,I,KJ/mol,气态,气态,最小,1、定义：,注意：1、必须处于气态2、是元素的一种性质3、表示原子或离子失去电子的难易程度4、处于基态的气态原子失去一个电子，生成+1气态阳离子所需要的能量称为第一电离能。,原子失去一个电子形成1 阳离子所需的 能量叫做元素的第一电离能。符号为 .单位是 .,I1,KJ/mol,气态,气态,最低,从一价气态阳离子中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)，依次类推，可得到
3、I3、I4、I5,同一种元素的逐级电离能的大小关系： I1I2I3I4I5,概念应用,1、已知M(g)-e- M +(g)时所需最低能量为502KJ，则M元素的I1 = .,2、已知Na元素的I1=496 KJmol-1,则Na (g) -e- Na +(g) 时所需最低能量为 .,502 KJmol-1,496 KJ,第一电离能越小，原子越 失去电子，金属性越 ；第一电离能越大，原子越 失去电子，金属性越 。,元素第一电离能大小与原子失电子能力有何关系？,容易,难,强,弱,探究学习,电离能的应用：,判断金属原子在气态时失去电子的难易程度,元素的第一电离能有什么变化规律呢？,同周期从左到右，原
4、子半径，原子核对外层电子的吸引力，失电子能力，第一电离能。同主族从上到下，原子半径，原子核对外层电子的吸引力，失电子能力，第一电离能。,探究学习,2、规律： 总体上：（1）、随着原子序数的递增，元素第一电离能呈现周期性变化。,（2）、同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势；同主族从上到下，第一电离能逐渐减小 。在同一周期中第一电离能最小的是 碱金属 元素，最大的是 稀有气体 元素。,规律与总结,交流与讨论：观察第三周期各元素的第一电离能变化趋势，解释为什么镁的第一电离能比铝大？氮的第一电离能比氧的大？,交流与讨论：观察第三周期各元素的第一电离能变化趋势，解释为什么镁的第一电离能比铝大？氮的
5、第一电离能比碳的大？,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半满、全满结构时，原子能量较低，该元素具有较大的第一电离能。,先写出它们的价电子排布式,3、规律：同周期元素第一电离能的反常现象： A A A A,4、影响第一电离能的因素：,（1）原子半径的变化，对原子核对核外电子的吸引力（2）核外电子排布（全空、半满、全满）（3）形成稳定结构的倾向,归纳总结,探究学习,观察分析下表电离能数据回答问题：,为什么钠元素易形成Na，而不易形成Na2；镁元素易形成Mg2，而不易形成Mg3？,从表中数据可知：Na元素的I2远大于I1，因此Na容易失去第一个电子，而不易失去第二个电子；即Na易形成Na
6、，而不易形成Na2 。镁元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，说明镁容易失去两个电子，而不易失去第三个电子，因此镁易形成Mg2，而不易形成Mg3。,1、判断下列元素间的第一电离能的大小： Na K N P F Ne Cl S Mg Al O N,课堂练习,2、将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列： K Na Li B C Be N He Ne ArNa Al S P,LiNa K,NCBeB,HeNeAr,PSAlNa,课堂练习,已知四种元素的电子排布式为： A.ns2np3 B.ns2np4 C.ns2np5 D.ns2np6则他们的第一电离能按从大到小的顺序为,DCAB,巩固练习,
