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1、1 根据写出的价电子排布分析元素周期表中元素原子得失电子能力的变化规律,族,周期,IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA,在科学研究和生产实践中，仅有定性的分析往往是不够的，为此，人们用电离能、电子亲和能、电负性来定量的衡量或比较原子得失电子能力的强弱。,一、电离能及其变化规律 1.定义：2.符号：单位：表示式：,气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最低能量叫做电离能。,I,M(g)=M+(g)+e-I1（第一电离能）,3.意义：表示原子或离子失去电子的难易程度 电离能越小，该气态原子越容易失去电子 电离能越大，气态时该原子越难失去电子 故可判断金属原子在气态时失电子的难易程
2、度,M+(g)=M2+(g)+e-I2（第二电离能）,M2+(g)=M3+(g)+e-I3（第三电离能）,KJ/mol,表1-3-2第三周期元素（除Ar）的第一电离能的变化,表1-3-3 VA族元素的第一电离能的变化,从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子,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,产生这种趋势的原因？随着核电荷数的增大 和原子半径的减 小，核对外层电 子的有效吸引作 用依次增强。,同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小,同主族元素原子的价电子数相同，原 子半径逐渐增 大，原子核对核 外电子的有效吸 引作用逐渐减弱
3、,原因？,（1）同周期从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势（A、A族例外）,【原因】随着核电荷数的增大和原子半径的减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强。,（2）同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小,【原因】同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱,4、I1的变化规律:,解疑答惑,Mg(1s22s22p63s23p0)正处于全空状态，能量较低，比较稳定，所以不易失去电子。,同理分析：P和S学生分析,P(1s22s22p63s23p3)半满状态，比较稳定，所以不易失去电子。,实质分析,总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径
4、、核外电子排布周期性变化的结果,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，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。,思考1：Na2+、Mg3为什么不易形成？,探究一：,思考2：能否利用元素各级电离能数值判断元素常见化合价？,探究一：,练练：判断X、Y、Z化合价？,分析结果：钠原子的第一电离能较低，而第二电离能突越式变高，也就是说，I2 I1。这说明钠原子很容易失去一个电子成为+1价阳离子，形成稀有气体元素原子的稳定状态后，核
5、对外层电子的有效吸引作用变得更强，不再失去第2个电子。因此，钠元素的常见化合价为+1价。同理分析镁和铝。,Mg的第一电离能比Al的大，所以Al比Mg易失去电子，但我们以前学习的金属活动性顺序中，Mg比Al易失电子，与酸反应时更剧烈，这又是为什么？,条件不一致，一是气态，二是溶液,运用某种规律分析问题时一定要注意具体条件。,【提出疑问】,【分析原因】,【得出结论】,1.从元素原子的第一电离能数据的大小可以判断出（）A.元素原子得电子的难易 B.元素的主要化合价 C.元素原子失电子的难易 D.核外电子是分层排布的 2.下列元素中，第一电离能最小的（）A.K B.Na C.P D.Cl,A,c,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按由大到小的顺序排列：K Na Li B C Be N He Ne ArNa Al S P,课堂练习,LiNa K,NCBeB,HeNeAr,PSAlNa,1.电离能及其意义2.电离能的变化规律3.电离能的应用 判断元素常见价态 判断金属元素在气态时失电子的难易程度,课堂小结,同一周期的元素而言，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，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原 子越来越难失去电子,
