电离能与电负性专题复习(物质结构与性质)

电离能与电负性专题复习第1课时电离能及其变化规律 1学习目标导航I 1•理解电离能的概念及第一电离能的周期性变化规律。(重点)2．能运用电离能解释元素的性质及第一电离能与原子半径、核外电子排布周期性变化的关系。(难点)周期性变化的关系。(难点)［基础•初探］教材整理1电离能及其分类1．电离能概念：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量。符号：厶单位：kJ・mol—1。2．电离能的分类M(g)第一电离能(―)m+(M(g)第一电离能(―)m+(g)第二电离能――失去1个e-失去1个e-M2+(g)第—三电离能――

失去1个e-M3＋血…且I1<I2<I3°氮原子的原子半径及第一电离能都比氧原子的大。(丿)M(g)fM2+(g)+2e-所需能量不是第二电离能。(V)Na原子在不同状态失去1个电子所需能量相同。(X)原子的电离能大小m(X)教材整理2电离能的意义电离能越小，该气态原子越容易失去电子。电离能越大，该气态原子越难失去电子。3．运用电离能可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。“第一电离能大的元素的金属性一定比第一电离能小的元素的金属性弱。”这种说法对吗？【提示】不对。［核心•突破］1．理解电离能的定义时要把握两点：一是气态(原子或离子)；二是最小能量。对于同一元素：I3>I2>I1o3．运用电离能的数值可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。［题组•冲关］下列有关电离能的说法中，正确的是 ()第一电离能越大的原子失电子的能力越强第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价【解析】元素原子的第一电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子，A不正确；电离能是气态原子或离子失去核外一个电子需要的最低能量，B不正确；从总的变化趋势上看，同一周期中第一电离能从左到右逐渐增大，但有反常，如N>0，C不正确。【答案】D具有下列电子构型的原子中，第一电离能最大的是( )1s22s22p5 B.1s22s22p6C.1s22s22p63s1 D.1s22s22p63s2【解析】A、B、C、D四项对应元素分别是F、Ne、Na、Mg，稀有气体最不易失电子。【答案】B元素原子得失电子的能力与元素在元素周期表中的位置存在着一定的联系。在元素周期表中，最容易失电子的元素的位置在( )右下角 B.左上角C.右上角 D.左下角【解析】同周期主族元素，从左向右原子失电子能力逐渐减弱；同主族元素，从上到下原子失电子能力逐渐增强。

答案】D4．从元素原子的第一电离能数据的大小可以判断出( )【导学号：66240007】元素原子得电子的难易元素的主要化合价元素原子失电子的难易核外电子是分层排布的解析】第一电离能仅表示失去一个电子时的能量，所以看不出化合价、核外电子的排布情况。答案】C电离能变化规律及其影响因素答案】C电离能变化规律及其影响因素［基础•初探］1．递变规律(1)(2)同种元素的原子，电离能逐级增大。2．影响因素(1)(2)同种元素的原子，电离能逐级增大。2．影响因素同周期元素，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大。(丿)同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，金属性逐渐增强。(V)钠的电离能/2》右，说明钠元素常显+1价,镁的电离能厶》/2,则镁常显+1和+2价。(X)因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大。(X)[合作•探究][探究背景]电离能数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。[探究问题]1．同周期主族元素自左而右，第一电离能渐变情况如何？【提示】逐渐增大的趋势。2.Mg与Na、Al,P与Si、S第一电离能大小关系如何？【提示】/](Mg)>/](Na),4(Mg)>/](Al),/](P)>/](Si),/](P)>/](S)。3.IIA族和VA族元素的第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能高的原因是什么？【提示】在同一周期元素第一电离能的递变过程中，IIA族和VA族元素作为特例出现,第一电离能分别比同周期相邻元素的第一电离能都高,这主要是因为IIA族元素原子最外电子层的s轨道处于全充满状态，VA族元素原子最外电子层的p轨道处于半充满状态,根据洪特规则均属于相对稳定的状态,故这两个主族的元素原子相对较难失去第1个电子,第一电离能相对较大,属于电离能周期性变化的特例，例如：/](Na)V/](Mg)、/](Mg)>/](Al)；/](Si)V/](P)、/1(P)>I1(S)。[核心•突破]1.元素第一电离能的变化趋势图fFVtiFLOLimlam IoS &545ti元素的第一电离能的周期性变化2.变化规律同族元素随着原子序数的增加，第一电离能减小，自上而下原子越来越容易失去电子。同周期元素随着原子序数的增加，第一电离能总体增大，自左到右元素原子越来越难失去电子。过渡元素第一电离能的变化不太规则，随着原子序数的增加从左到右略有增加。3．影响电离能的因素核电荷数、原子半径对电离能的影响同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大，即同周期元素从左到右，元素的第一电离能总体有增大的趋势。同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，因此原子半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。核外电子排布对电离能的影响各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子(He为2电子)最外层构型。IIA族元素原子最外电子层的s轨道处于全充满状态，p轨道处于全空状态，VA族元素原子最外电子层的p轨道处于半充满状态，故这两个主族的元素原子的第一电离能分别比同周期相邻元素的第一电离能都高，属于电离能周期性变化的特例。例如/](Na)V/](Mg)、4(Mg)>//Al)；/](Si)V/](P)、/](P)>/](S)。4．电离能的应用根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：/]W/2V/3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：H，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。判断元素的金属性、非金属性强弱：/1越大，元素的非金属性越强；/1越小，元素的金属性越强。[题组•冲关]题组1电离能的变化规律1．下列元素第一电离能大小顺序中，正确的是( )A．Be>B>Mg B．B>Mg>BeC．B>Al>Mg D．Al<Be<Mg【解析】第一电离能呈周期性变化，特别是主族元素规律性相当强。同周期主族元素从左到右第一电离能增大，同主族元素从上而下第一电离能减小。但IIA族与IIIA族、VA族与WA族的第一电离能大小呈现特殊情况，同周期中第一电离能关系IIA族>IIIA族、VA族〉WA族。【答案】A某主族元素原子的第一、二、三、四各级电离能依次为：899kJ・mol—1、1757kJ・mol—1、14840kJ•mol-1、18025kJ・mol-1，试分析该元素所在的族序数为( )IA族 B.IIA族C.IIIA族 D.WA族【解析】由元素原子各级电离能递增数据分析：厶/2,所以这种元素最外层应有2个电子，族序数为IIA族。【答案】B下列说法中正确的是( )第3周期所含元素中钠的第一电离能最小铝的第一电离能比镁的第一电离能大在所有的元素中，F的第一电离能最大钾的第一电离能比镁的第一电离能大【解析】B项，/](Mg)>/](Al)；C项，在所有元素中，He的第一电离能最大；D项，/](Na)>/](K),/](Mg)>/](Na),故/1(Mg)>/1(K)0【答案】A原子的第一电离能是指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，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为【解析】在周期表中，同主族元素从上到下失电子能力增强，第一电离能依次减小。答案】O>S>Se题组2电离能的影响因素及应用已知某原子的各级电离能数值如下：I]=577kJ・mol—1,I2=1817kJ・mol—i,I3=2745kJ^mol-1，I4=11578kJ^mol-1，则该元素的化合价为( )＋1价 B.＋2价C.＋3价 D.＋4价【解析】第三电离能到第四电离能发生突跃,所以元素呈现＋3价。【答案】C具有下列电子层结构的原子,其第一电离能由大到小排列正确的是( )①3p轨道上只有一对成对电子的原子②外围电子排布为3s23p6的原子③其3p轨道为半充满的原子④正三价的阳离子的电子层结构与氖原子结构相同A.①②③④ B.③①②④C.②③①④ D.②④①③【解析】本题考查同周期元素第一电离能的递变规律,题中所述结构的原子都是第三周期元素。②是稀有气体Ar，其第一电离能最大。①是硫原子，③是磷原子，④是铝原子。根据规律I1(Al)最小，S虽然在P的右边，但磷原子3p轨道是3p3半充满结构，较稳定，故I1(P)>I1(S)0【答案】C现有核电荷数小于18的元素A，其电离能数据如表所示(I]表示失去第1个电子的电离能，In表示失去第n个电子的电离能，单位为eV)号-An/2/3/4/5/6460280.13g112114115811号A//8/9O/I11/I•••924.2O62927.3467.31111•••(1)电子离核越远，能量越高，电离能 (填“大”或“小”)；阳离子核电荷数越高，再失去电子时，电离能越 (填“大”或“小”)。

去掉11个电子后，该元素还有 个电子。该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是 。该元素的最高价氧化物对应水化物的碱性比核外电子排布式为1s22s22p63s1的元素的最高价氧化物对应水化物的碱性 (填“强”、“弱”)。【解析】(1)电子离核越远，能量越高，受原子核的引力越小，失去电子越容易，则电离能越小。阳离子核电荷数越高，离子半径越小，原子核对核外电子的引力越大，失电子越难，则电离能越大。据题目数据，I.I2较小，I3突然增大，说明最外层有2个电子，I3到I10变化较小，但I11突然增大，说明次外层有8个电子，又由于核电荷数小于18,所以A为Mg。Mg原子去掉11个电子后，还有1个电子。Mg元素的最高价氧化物对应水化物的化学式为Mg(OH)2。电子排布为1s22s22p63s1的元素为钠，与Mg同周期且在Mg的左边，所以碱性NaOH>Mg(OH)2。【答案】(1)小大(2)3 (3)1 (4)Mg(OH)2(5)弱【规律方法】通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。电离能也是原子核外电子排布的实验佐证，根据电离能的数值可以判断核外电子的分层排布，层与层之间电离能相差较大，电离能数值呈突跃性变化，同层内电离能差别较小。还可以利用电离能来判断金属元素的化合价。第2课时元素的电负性及其变化规律 1学习目标导航I 了解电负性的概念，掌握电负性的变化规律及应用。(重点)2．了解原子结构与元素性质的周期性。(难点)元素的电负性、变化规律和应用元素的电负性、变化规律和应用［基础•初探］1．电负性概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。标准：指定氟的电负性为40,并以此为标准确定其他元素的电负性。2．电负性的变化规律观察课本P25图1—3—7，总结元素电负性的变化规律。(1)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。(2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。3．电负性的应用判断金属性和非金属性的强弱通常，电负性小于2的元素为金属元素(大部分)；电负性大于2的元素为韭金属元素(大部分)。判断化合物中元素化合价的正负化合物中，电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。判断化学键的类型电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键；电负性差值小的元素原子之间主要形成共价键。 门僵休验 同周期元素中，稀有气体的电负性数值最大。(X)非金属性越活泼的元素，电负性越小。(X)在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小。(X)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价。(V)形成离子键的两元素电负性差值一般较大。(V)［合作•探究］［探究背景］同周期或同主族元素随原子序数的递增，其电负性呈一定的变化规律。［探究问题］1．电负性最大和最小的元素分别位于周期表什么位置？【提示】电负性最大的元素位于周期表的右上方(F),最小的位于周期表左下方(Cs)。2．主族元素的电负性约为2的元素在周期表中什么位置？【提示】电负性约为2的元素在周期表中金属与非金属的分界线附近。Be的电负性与Al的相同都为1.5，则Be能否与强碱溶液反应？【提示】Be与Al处于对角线位置，由于Al能与强碱溶液反应，所以Be也能与强碱溶液反应。［核心•突破］决定元素电负性大小的因素：质子数、原子半径、核外电子排布。同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，因而电负性递减。在周期表中，右上方氟的电负性最大（稀有气体除外），左下方铯的电负性最小（放射元素除外）；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的电负性最大。非金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强。电负性差值大的元素之间形成的化学键不一定是离子键，若判断化学键类型须看其化合物在熔融状态下是否导电。［题组•冲关］题组1电负性大小的比较下列价电子排布式表示的四种元素中，电负性最大的是（ ）4s1 B.2s22p3C.3s23p4 D.3d64s2【解析】由价电子排布式可知A是钾、B是氮、C是硫、D是铁，根据元素的性质及元素周期律可知氮的电负性最大。【答案】B不能说明X的电负性比Y的电负性大的是（）X单质比Y单质容易与H2化合X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强c.X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D.X单质可以把Y从其氢化物中置换出来【解析】A、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强。而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力。【答案】c【规律方法】判断元素电负性大小的方法(1)非金属电负性＞金属电负性；(2)运用同周期、同主族电负性变化规律；(3)利用气态氢化物的稳定性；(4)利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱；(5)利用单质与H2化合的难易；(6)利用单质与水或酸反应置换氢的难易；(7)利用化合物中所呈现的化合价；(8)利用置换反应。题组2电负性的应用下列元素的原子间最容易形成离子键的是( )Na和Cl B.S和OAl和Br D.Mg和S【解析】元素的电负性差值越大，越易形成离子键。S和0只形成共价键；Cl、Br、S中，Cl的电负性最大，Na、Mg、Al中Na的电负性最小。【答案】A下列不是元素电负性的应用的是( )判断一种元素是金属还是非金属判断化合物中元素化合价的正负判断化合物的类型判断化合物溶解度的大小【解析】化合物的溶解度是其物理性质，不能用电负性来描述。【答案】D下面给出15种元素的电负性元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSiH电负1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.82.1

性已知：一般来说，两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：Mg3Mg3N2 ，BeCl2 AlCl3 ，SiC 。【解析】(1)把表中元素按原子序数递增的顺序排序，然后对应写出它们的电负性数值，从Li-F电负性增大，到Na时电负性又突然变小，从Na-Cl又逐渐增大，所以随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。(2)根据已知条件及表中数值，Mg3N2中两元素电负性差值为1.8,大于1.7,形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两元素电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。【答案】(1)随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化(2)离子化合物共价化合物共价化合物共价化合物【温馨提示】(1)元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。(2)离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。/知识点(元素周期律的实质及元素化合价规律/知识点(元素周期律的实质及元素化合价规律［基础•初探］1．元素周期律的实质(1)实质：元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。(2)具体表现②主族元素是金属元素还是非金属元素取—于原子中价电子的多少。2．元素化合价变化规律元素化合价的决定因素元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是价电子排布有着密切的关系。化合价规律除训族的某些元素和0族外，元素的最高化合价等于它所在族的序数。非金属元素的最高化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8(氢元素除外)。稀有气体元素的化合价在通常情况下为0。金属元素在化合物中只表现正价，非金属元素既可显正价，也可显负价。氟无正价，氧无最高正价。过渡元素的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态,如锰元素的化合价为土2〜土7。⑴价电子数大于4的主族元素是非金属元素。(X)同主族元素化合价一定相同。(X)元素原子的核外电子排布的周期性变化决定了元素性质的周期性变化(V)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大，非金属性越强(V)［核心•突破］元索周期律魁周期性变代元索周期律魁周期性变代,元索性质呈周期性变化「故外层业子l~a鬥住层电子m-2)「區子半程:大-小［滋稀有弋強)化合价：*2+7、・4--，1(除稀有吶I非金属杵，弱第一电禺能：小fI电负性：冲一丸(除稀有吒的［题组•冲关］1．具有下列特征的元素，一定是非金属元素的是(