《物质结构与性质》高考热点--电离能与电负性.doc

1、物质结构与性质高考热点-电离能与电负性2010新课标考试大纲1. 了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。2. 了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。考点内容精讲一、电离能元素基态的气态原子失去 1个电子而变成气态+1价阳离子，这时要吸收的能量叫做元素的第一电离能（I1）,通常叫做电离能，又叫做电离势。由气态+1价阳离子再失去1个电子而变成气态+2价阳离子，这时要吸收的能量叫做第二电离能（I2）。以下13、I 4等可以依此类推。逐级电离能逐步长高。一、电离能知识规律：用X射线作为激发光源照射到样品上，使元素原子中某个“轨道”上的电子突然受光激发，这时原子中其他电子的运动按理

2、都要发生变化。假定这些其他电子来不及调整它们的运动状态而被“冻结”在各自的轨道上，于是被激轨道上的电子的结合能就近似等于该轨道 能的绝对值，也就是该电子的电离能。由中性原子失去的第一个电子， 是指从基态原子中失去处于最高能级的那个电子。一般电子所处轨道的轨道能级随电子层数 n的增大而升高，而电离能却随之降低， 即表示该电 子越容易失去。用元素的11可以衡量元素金属性的强弱。 属性越强。元素的电离能表征原子核外电子的行为， 周期元素的I1基本上随原子序数的递增而增大，I1越小，原子越容易失去电子， 该元素的金因而它必定呈现周期性变化。般地，同一同一主族元素的11从上到下一般趋于减小,这些都和元素

3、金属性递变规律一致。有时候也有一些反常和交错的现象，这跟过渡元素和例系元素半径的收缩或出现轨道全充满、半充满状态等因素有关。二、电负性原子在分子中吸引成键电子能力相对大小的量度。知识规律：元素电负性的值是个相对的量，它没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大，同主族元素的电负性从上到下逐渐减小。根据元素电负性大小可以判别化合物分子中键的性质。两种元素的电负性差值（%-Xb）越大，形成键的极性越强。鲍林曾对A B键的离子性大小提出如下经验方程式。离子性=-iL"'-当键的离子性为50%寸，相当于两元素电负性差值 %-X=1.665。

4、因此，习惯上就以电负 性差值AX大于或小于1.7作为判断该Al B键的离子性或共价性的依据。当 A X 1.7时, 多数属于离子键；当 A XV 1.7时，多数属于共价键。离子键和共价键没有严格的界限。典型高考试题例析例题1. （08年海南化学 23）在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误.的 是A最易失去的电子能量最高B.电离能最小的电子能量最高C. p轨道电子能量一定高于 s轨道电子能量D.在离核最近区域内运动的电子能量最低解析：选项C没有指明p轨道电子和s轨道电子是否处于同一电子层。答案： C例2. （ 09年海南化学 19.3）下列说法中错误 的是：A SO、SO都是极性分子B

5、.在NH4+和Cu（NH3）42+中都存在配位键C.元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强D.原子晶体中原子以共价键结合，具有键能大、熔点高、硬度大的特性解析：A选项中，SO是平面三角形的分子，为非极性分子，明显错误。答案： A例3. （09年福建理综 30）化学一一物质Z勾与性质（13分）Q R X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知：Z的原子序数为29,其余的均为短周期主族元素；Y 原子价电子（外围电子）排布 msnnpnR原子核外L层电子数为 奇数；Q X原子p轨道的电子数分别为 2和4。请回答下列问题：（1） Z2+的核外电子排布式是 。（2）在Z（NH3）42+离子中，Z2+的

6、空间轨道受NH3分子提供的 形成配位键。（3） Q与Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙，下列判断正确的是 。a.稳定性：甲乙，沸点：甲乙b.稳定性：甲乙，沸点：甲乙c.稳定性：甲乙，沸点：甲乙d.稳定性：甲乙，沸点：甲乙（4） Q R Y三种元素的 第一电离能数 值由小到大的顺序为 （用元素符 号作答）（5） Q的一种氢化物相对分子质量为26,其中分子中的d键与 兀 键的键数之比为。（6） 五种元素中，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的晶体属于 。解析：本题考查物质结构与性质。29号为Cuo Y价电子：msnnpn中n只能取2,又为短周期，则Y可能为C或Si。R的核外L层为数，则可能为

7、Li、B N或F。Q X的p轨道为 2和4,则C （或Si）和0（或S）。因为五种元素原子序数依次递增。故可推出：Q为C, R为N, X为0, Y为Si。（1） Cu的价电子排布为3d1°4s1,失去两个电子，则为 3d9。（2） Cu2 +可以与NH形成配合物，其中 NH中N提供孤对电子，Cu提供空轨道，而形成配位键。（3）Q Y的氢化物分别为 CH4和SiH4,由于C的非金属性强于 Si,则稳定性CHSiH4。因为SiH4 的相对分子质量比 CH大，故分子间作用力大，沸点高。（4） C N和Si中，C、Si位于同一主族，则上面的非金属性强，故第一电离能大，而N由于具有半充满状态，

8、故第一电离能比相邻元素大，所以NCSi。（5）CH形成的相对分子质量的物质为QH2,结构式为H-C-C-H,单键是（T键，叁键中有两个是（T键一个兀键，所以（T键与兀键数之比为3 ： 2。（6）电负性最大的非元素是O,最小的非金属元素是Si ,两者构成的SiO2,属于原子晶体。答案：（1） 1s22s22p63s23p63d9 （2）孤对电子（孤电子对）（7） b（4） Si < C <N（5） 3:2（6）原子晶体例4. （2003上海25）下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别表示一种化心主干兀索a、c、hb、g、kc、h、ld、e、f如果给核外电子足够的能量，这些电子便

9、会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：A、原子核对核外电子的吸引力；B、形成稳定结构的倾向（2）下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量（ KJ/mol）:锂XY失去第一个有子519150215801失去第二个电子729645701320失去第三个电子1179969202750失去第四个电子9550通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要 远远大于失去第一个电子所需的能量。表中X可能为以上13种元素中的 （填写字母）元素。用元素符号表 示X和j形成化合物的化学式;Y是周期表中 族元素。以上13种元素中，（填写字母

10、）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。答案：（1）（2）Li原子失去一个电子后，Li +已经形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难aN&O和N&QIIIA 或第三主族 m点评：试题通过给出新信息打掉气态原子核外第一个电子所耗掉能量的数据，让考生通过自学掌握划分电子层的新方法是一种对自学能力知识迁移能力的考查。这种考查形式实质上是元素周期律的迁移应用。1、（2000上海25不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为E） 如下图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。25001 3 7 111315 1712123 原于序颓1至

11、19号元素气态原子失去最外层一个电子所需能量（1）同主族内不同元素的E值变化的特点是：。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的 变化规律。（2）同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是 （填写编号，多选倒扣）E （神）>E （硒）E （神）VE （硒）E （澳）>E （硒）E （澳）V E （硒）（3）估计1 m。1气态C a原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围： < E<（4）10号元素E值较大的原因是。2、电离能是指由蒸气状态的孤立原子移去电子形成阳离子需要的能量。从中性原子中移去第一个电子所需的能量为第一

12、电离能（I 1）,移去第二个电子所需要的能量为第二电离能（I 2）,依次类推。现有5种元素A B, C, D, E,其中IlI3分裂下表，根据表中数据判断其中的金属元素有，稀有气体元素有，最活泼白金属是，显二价的金属是 一。附表各元素的电离能元素li/eVIeVI3/eVA B C D E13,023.940.04 331 947.85.747471.S7.715,130,321 641.165.23、1932年美国化学家鲍林（L. Pauling）首先提出了电负性的概念。电负性（用 X表示）也是元素的一种重要性质，下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：70ftHLiBeBCN

13、OF电负性2.11.01.52.02.53.03.54.0NaMgAlSiPSClK电负性0.91.21.51.72.12.33.00.8请仔细分析，回答下列有关问题:（1）预测周期表中电负性最大的元素应为 ;估计钙元素的电负性的取值范围：<X<。（2）根据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素 X的值变化的规律是;简述元素电负性 X的大小与元素金属性、非金属性之 间的关系。（3）经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于 1.7时，一般为共价键。试推断 AlBr 3中形成的化学键的类型为,其理由是 。4.元素的原子在分子中

14、吸引电子的能力可以用电负性X表示。下表是某些短周期元素的X值：70ft 符号LiBeBCNOFNaMgAlPSX值0.981.572.042.553.043.443.980.931.311.612.192.58根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系试推测，周期表所列元素中除放射性元素外，电负性最小的元素与电负性最大的元素形成的化合物的电子式为 。若NCl3最初水解产物是 NH3和 HC1O,则X(Cl)的最小范围：<X(Cl)v(填表中数值)；若已知 X(P)vX(Cl),则PC13水解的化学反应 方程式是。5、1932年，美国化学大师 Linus Pauling提出电负

15、性(用希腊字母x表示)的概念， 用来确定化合物中原子某种能力的相对大小。Linus Pauling假定F的电负性为4,并通过热化学方法建立了其他元素的电负性。Linus Pauling建立的主族元素的电负性如下：H: 2.1Li : 1.0Be： 1.5B: 2.0C: 2.5N： 3.0O: 3.5F: 4.0Na： 0.9Mg: 1.2Al ： 1.5Si: 1.8P: 2.1S: 2.5Cl: 3.0K: 0.8Ca： 1.0Ga： 1.6Ge： 1.8As： 2.0Se： 2.4Br： 2.8Rb: 0.8Sr： 1.0In： 1.7Sn： 1.8Sb: 1.9Te： XI: 2.5C

16、s： 0.7Ba： 0.9Tl ： 1.8Pb: 1.9Bi ： 1.9Po： 2.0At : 2.2Fr： 0.7Ra： 0.9回答下列问题：纵观各周期主族元素电负性变化，谈谈你对元素性质呈现周期性变化的理解:，预测Te元素x的值；你认为 Linus Pauling提出电负性的概念是确定化合物中原子哪种能力的相对 小？ ;大量事实表明，当两种元素的电负性差值小于1.7时，这两种元素通常形成共价化合物。 用电子式表木 AlBr 3的形成过程 。6、电离能是指1mol气态原子(或阳离子)失去 1mol电子形成1mol气态阳离.子(或 更高价气态阳离子)所需吸收的能量。现有核电荷数小于20的元素A

17、,其电离能数据如下(Ii表示原子失去第一个电子的电离能，In表示原子失去第 n个电子的电离能。单位：eV)序号11I2I 314I516电离能7.64415.0380.12109.3141.2186.5序号1718I 9110111-电离能224.9266.0327.9367.41761-(1)外层电子离核越远，能量越高，电离能 (填“大”或“小”)。阳离子电荷数越高，再失去电子时，电离能越 (填“大”或“小”)。(2)上述11电子分属几个电子层？(3)去掉11个电子后，该元素还有 个电子。7、不同元素的原子在分子内吸引电子白能力大小可用一定的数值x来表示.若x值越大.其原子吸引电子的能力越强

18、.在分子中形成负电荷的一方.下面是某些短周期元素的x值:元素LiEcBC0FIfaAlSiFsClK值0,981.572 042.253.443 980 931 511.902. 192.583.16通过分析x值变化规律，确定N、Mg的x值范围：_vx （Mg） <=, _ <x （N） <推测x值与原子半径关系是- 。根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的 变化规律。 0 IH某有机化合物结构式为：CsH5-S-NH2其中S-N中，你认为共用电子对偏向谁？ （写原子名称）。经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值（Ax）即A x> 1.7时，一般为离子

19、键，A xv 1.7, 一般为共价键，试推断：AlBj中化学键类型是 。预测元素周期表中，x值最小的元素的位置： （放射性元素除外）。8.化学一一选修物质结构与性质（15分）（08年宁夏理综35）X、Y、Z、Q、E五种元素中，X原子核外的M层中只有两对成对电子， Y原子核外的 L层电子数是 K层的两倍，Z是地壳内含量（质量分数）最高的元素，Q的核电荷数是 X与Z的核电荷数之和，E在元素周期表的各元素中电负性最大。请回答下列问题：（1） X、Y的元素符号依次为 、;（2） XZ 2与YZ 2分子的立体结构分别是 和,相同条件下两者在 水中的溶解度较大的是 （写分子式），理由是 ；（3） Q的元素

20、符号是 ,它属于第 周期，它的核外电子排布式 为,在形成化合物时它的最高化合价为 ;（4） 用氢键表示式写出 E的氢化物溶液中存在的所有氢键 。9. （11分）（08年海南化学25）四种元素X、Y、Z、W位于元素周期表的前四周期， 已知它们的核电荷数依次增加，且核电荷数之和为 51; Y原子的L层p轨道中有2个电子；Z与丫原子的价层电子数相同；W原子的L层电子数与最外层电子数之比为4 ： 1,其d轨道中的电子数与最外层电子数之比为5 ： 1。（1） Y、Z可分别与X形成只含一个中心原子的共价化合物a、b,它们的分子式分别是、;杂化轨道分别是 、; a分子的立体结构是 。（2） Y的最高价氧化物

21、和 Z的最高价氧化物的晶体类型分别是 晶体、晶 体。（3） X的氧化物与Y的氧化物中，分子极性较小的是（填分子式） 。（4） Y与Z比较，电负性较大的 ,其+2价离子的核外电子排布式10. （09年安徽理综 25） （17分）W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数一次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质， X的基态原子核外有 7个原子轨道填充了电子，Z能形成 红色（或砖红色）的 Z2O和黑色的ZO两种氧化物。（1）W位于元素周期表第 一周期第 族°W的气态氢化物稳定性比 H2O（g） （填强”或弱”）。（2） Y的基态原子核外电子排布式是 , Y的第一电离

22、能比X的 （填 大” 或小”）。（3） Y的最高价氧化物对应水化物的浓溶液与Z的单质反应的化学方程式是 。l_ A1Fe（s）+O2（g尸FeO（s） AH=-272.0kJ mol3八八八i2X（s） + 2O2（g）=X 2O3（s） H= 1675.7kJ molX的单质和FeO反应的热化学方程式是 。参考答案及祥解：1、解析：本题以元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量为依据，考查了对 元素周期律的掌握和理解，同时考查了对元素性质递变规律的认识。（1）同主族元素最外层电子数相同，从上到下原子核电荷数逐渐增大，原子核对最外 层电子的吸引力逐渐减小，因此失去最外层电子所需要能量逐渐减

23、小。这充分体现了元素周期性变化的规律。（2）根据图像可知，同周期元素E （氮）E （氧），E （磷）E （硫）。E值出 现反常现象。故可推知第四周期E（神）E （硒）。但V! A族元素的E值。 并未出现反常，所以E （澳）E （硒）。（3） 1 m。1气态C a原子失去最外层一个电子比同周期元素K要难，比同主族元素Mg要容易，故其E值应在4 1 9 7 3 8之间。（4）1。号元素是Nc,它的原子最外层已经成为8电子稳定结构，故其E值较大。答案：（1）随着原子序数增大.E值变小 周期性 （2）（3） 419 738 或填E （钾） E （镁）（4） 10号元素是澳.该元素原子的最外层电子排布已

24、达到8个电子稳定结构。2、解析：从电离能的定义知，电离能数值越小，反映出电子越易失去，由 题给电离能 数据可知：B,C,D第一电离能很小，说明B,C,D易失电子，所以 B,C,D为金属。E元素的各级 电离能都很大，说明E原子很难失电子，所以稀有气体为 E。B元素的第一电离能 最小，所以最活泼的金属应是 区D的I1和I2相差不大，而I2与I3相差很大，说明 D有两 个电子易失去，所以显二价的金属是 Do3、答案：（1） F 0.8VXV1.2（2）从上向下X值减小 元素电负性越大，非金属性越强，金属越弱；反之亦然（3）共价键 因为AlCl 3中Cl和Al的电负性差值为1.5,而Br的电负性小于C

25、l,所以AlBr 3中两元素的电负性差值小于1.54、答案：元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强。,讣囱2.58V X（Cl） V 3.04PC%+ 3H 2O = 3HCl + H 3PO3 （或 P（OH） 3）5. 每隔一定数目的元素，后面元素的变化重复前面元素变化的规律2.0Vx2.4 吸引电子的能力（或写成双聚分子形式）4事1、 b + 5 f :Br： Al * * *6、解析：相当一部分学生看不懂题意，反映出的问题是不会应用相对量进行分析，从 表中可看出，电离能的绝对量是I1I2I3但在此更应关注相对量。相邻两个电离能的相对 量是：2倍，广5倍,4淄,而¥4倍,从相

26、对量的变化说明小工】aAI 2 两个电子的排布与I3 到 I 10 八个电子的排布不同，而I 11 电子的排布又是另一回事。所以上述 11 个电子分属三个电子层，最外层有2 个电子，次外层有8 个电子，是镁元素。本题的分析还可以启发教育我们的学生，科学家是如何认识电子在核外是分层排布的。答案 :（ 1）小；大 （ 2） 3 （ 3） 1 （ 4） Mg（OH） 27、 解析 ： 题中给出第二、第三周期元素的x 值 （其中缺少了氮、镁两种元素的x 值） ，x 值与这种原子在分子中吸收电子的能力有关。可根据元素性质的周期性变化来推测镁和氮的x 值。 从表中数值可看出，同周期中元素的x值随原子半径的

27、减少而增大，x值的变化体现了元素性质的周期变化。用 x 值大小可判断共价键中共用电子对偏向哪一方。对于S N ，由于N 的 x 值大于S 的 x 值，所以其中共用电子对偏向N 原子。表中查不到溴的x 值，可根据元素周期律来推测，氯与溴同主族，氯的x 值必定比溴的x值大，而：x （Cl） -x （Al） =3.16-1.61=1.45<1.7 ,而澳与铝的x值这差必定小于 1.45, 所以溴化铝肯定属于共价化物。x 值越小，元素的金属越强，x 值最小的元素应位于第六周期的IA 主族。答案：（1） 0.93<x（Mg）<1.61 , 2.55<x（N）<3.44。（2）同周期（同主族）中， x 值大，其原子半径越小；周期性。（3）氮原子。（4）共价键。（5）第六周期IA 主族。8、 解析 ：根据电子的核外排布规律，能量最低原理，且X 原子核外的M 层中只有两对成对电子，故X 为硫元素，Y 原子核外的L 层电子数是K 层的两倍，共有6 个电子，Y为碳元素，Z 是地壳内含量（质量分数）最高的元素为氧元素，Q 的核电荷数是X 与 Z 的核电荷数之和，Q 的核电荷数为24，是铬元素，在元素周期表的各元素中电负性最大的是氟元素。XZ2与YZ2分子为SO2、CO2, SO2和H2O都