高中化学专题2元素第一电离能和电负性的周期性变化学案苏教版.docx

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高中化学专题2元素第一电离能和电负性的周期性变化学案苏教版

高中化学专题2元素第一电离能和电负性的周期性变化学案苏教版

1、能表述元素第一电离能、电负性的含义。

2、熟知元素原子半径、元素的第一电离能及元素电负性的周期性变化规律。

3、能用元素的第一电离能、电负性说明元素的某些性质。

一　元素第一电离能的周期性变化

1、元素第一电离能的概念与意义

（1）概念：

某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量叫做该元素的第一电离能。

元素第一电离能符号：

I1。

即M（g）－e－―→M＋（g）

（2）元素第一电离能的意义：

可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。

第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。

（3）气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能可以类推。

由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：

I1

32、元素第一电离能变化规律

（1）第一电离能的变化趋势如下图所示：

（2）观察分析上图，总结元素第一电离能的变化规律①对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从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。

②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子。

③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。

如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。

3、电离能的应用

（1）根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。

如Li：

I1≪I2

（2）根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。

如K：

I1≪I2

（3）判断元素的金属性、非金属性强弱：

I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。

[归纳总结]

1、电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。

2、第一电离能的变化规律[活学活用]

1、下列各组元素按第一电离能递增的顺序排列的是（

）

A、Li、Be、B

B、Al、Si、P

C、N、O、F

D、Li、Na、K答案　B解析　A选项中Be的第一电离能大于B；C选项中N的第一电离能大于O；D选项中第一电离能：

Li>Na>K。

2、元素X的各级电离能数据如下：

I1I2I3I4I5I6I/（kJmol－1）57818172745115781483118378则元素X的常见价态是（

）

A、＋1

B、＋2

C、＋3

D、＋6答案　C解析　对比表中电离能数据可知，I

1、I

2、I3电离能数值相对较小，至I4数值突然增大，说明元素X的原子中，有3个电子容易失去，因此，该元素的常见化合价为＋3。

二　元素电负性的周期性变化

1、电负性的有关概念与意义

（1）键合电子与电负性：

元素相互化合时，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。

（2）电负性的意义：

电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。

（3）电负性大小的标准：

以氟的电负性为

4、0作为相对标准。

2、电负性的变化规律随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。

①同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。

②同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。

3、电负性的应用

（1）判断元素的金属性和非金属性及其强弱①金属的电负性一般小于

1、8，非金属的电负性一般大于

1、8，而位于非金属三角区边界的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在

1、8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

（2）判断元素的化合价①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。

②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

（3）判断化学键的类型①如果两个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。

②如果两个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。

[归纳总结]电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系

族周期ⅠA　ⅡA　ⅢA　ⅣA　ⅤA　ⅥA　ⅦA　01234567注　①稀有气体为同周期中电离能最大。

②第一电离能ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。

[活学活用]

3、已知X、Y两种元素位于同一周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是（

）

A、第一电离能Y可能大于X

B、气态氢化物的稳定性：

HnY大于HmX

C、最高价含氧酸的酸性：

X对应的酸的酸性强于Y对应的酸的酸性

D、X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价答案　B解析　据电负性X>Y可推知，原子序数X>Y，由于X、Y为同周期元素，故第一电离能Y一般小于X，非金属性X>Y，但由于p轨道半满和全空的稳定性，使ⅡA和ⅢA，ⅤA和ⅥA的元素的第一电离能有反常现象，故第一电离能Y有可能大于X，A正确；氢化物的稳定性HnY小于HmX，B错误；X的最高价含氧酸的酸性强于Y的最高价含氧酸的酸性，C正确；电负性数值大的吸引电子能力强，在化合物中显负价，电负性数值小的吸引电子能力弱，在化合物中显正价，故D项正确。

4、下列不属于元素电负性应用的是（

）

A、判断一种元素是金属还是非金属

B、判断化合物中元素的正负化合价

C、判断化学键类型

D、判断单质的熔沸点答案　D解析　本题是对元素电负性应用的考查。

利用电负性可以判断：

①元素的金属性和非金属性；②化合物中元素的化合价是正还是负；③化学键类型等，但不能判断单质的熔沸点高低。

原子结构与元素的性质当堂检测

1、元素的性质呈现周期性变化的根本原因是（

）

A、原子半径呈周期性变化

B、元素的化合价呈周期性变化

C、元素的电负性呈周期性变化

D、元素原子的核外电子排布呈周期性变化答案　D解析　元素的性质如原子半径、化合价、电负性、第一电离能、金属性、非金属性等呈周期性变化都是由元素原子核外电子排布呈周期性变化决定的。

2、下列说法正确的是（

）

A、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束

B、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素

C、铝的第一电离能小于钾的第一电离能

D、B的电负性和Si的相近答案　D

3、元素电负性随原子序数的递增而增强的是（

）

A、Na　K　Rb

B、N　P　As

C、O　S　Cl

D、Si　P　Cl答案　D解析　根据同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小的规律来判断。

4、短周期元素X和Y，可形成离子化合物，X的阳离子与Y的阴离子相差一个电子层，下列叙述正确的是（

）

A、X和Y一定位于周期表中同一周期

B、X一定是金属元素，Y一定是非金属元素

C、X的最高价一定比Y的最高价低

D、X的原子半径一定比Y的大答案　B解析　题意没有具体说出X的阳离子比Y的阴离子多一个电子层，还是少一个电子层。

例如，H－和Na＋是相差一个电子层，但不位于同一周期；形成离子化合物，且是两种原子形成，则其中一种必须是金属元素，另一种为非金属元素；金属的价态（短周期）最高为＋3价，而非金属价态最低为－4价，最高为＋7价；由H和Na的例子判断

A、

C、D错误。

5、在下列空格中，填上适当的元素符号（放射性元素除外）：

（1）在第3周期中，第一电离能最小的元素是________；第一电离能最大的元素是________。

（2）在元素周期表中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________。

（3）最活泼的金属元素是________。

（4）最活泼的气态非金属原子是________。

（5）第2、3、4周期原子中p轨道半充满的元素是_______________________________。

（6）电负性相差最大的元素是________。

答案　

（1）Na　Ar　

（2）F　Cs　（3）Cs　（4）F（5）N、P、As　（6）F、Cs解析　同周期中从左到右，元素的第一电离能（除ⅡA族、ⅤA族反常外）逐渐增大，同周期中碱金属元素最小，稀有气体元素最大，故第3周期中第一电离能最小的为Na，最大的为Ar。

电负性的递变规律：

同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是氟，电负性最小的是铯。

40分钟课时作业[基础过关]

一、微粒半径大小的比较与判断

1、下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是（

）

A、Na、K、Rb

B、F、Cl、Br

C、Mg2＋、Al3＋、Zn2＋

D、Cl－、Br－、I－答案　C解析　同主族元素，从上到下，原子半径（离子半径）逐渐增大，故

A、

B、D三项中的各微粒的半径逐渐增大；电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，Mg2＋、Al3＋电子层数相同但铝的核电荷数大，所以Al3＋的半径小，故C项不符合题意。

2、下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是（

）

A、MgI2

B、KBr

C、BaI2

D、NaF答案　A解析　题目中阳离子半径由小到大的顺序为r（Mg2＋）r（Br－）>r（F－）；r（阳）/r（阴）最小的应取r（阳）最小的r（Mg2＋）与r（阴）最大的r（I－），故A项正确。

3、下列各组元素，按原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是（

）

A、K、Na、Li

B、Al、Mg、Na

C、N、O、C

D、Cl、S、P答案　A解析　利用在同周期从左→右元素第一电离能增大（除Ⅱ

A、ⅤA族反常外），原子半径减小；同主族从上→下元素第一电离能减小，原子半径增大来判断。

二、元素的电离能与电负性

4、下列有关电离能的说法中，正确的是（

）

A、第一电离能越大的原子失电子的能力越强

B、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

C、同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大

D、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答案　D解析　

（1）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；

（2）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；（3）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>O。

5、下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据（用I

1、I2……表示，单位为kJmol－1）I1I2I3I4……R7401500770010500……下列关于元素R的判断中一定正确的是（

）

A、R的最高正价为＋3价

B、R元素位于元素周期表中第ⅡA族

C、R元素的原子最外层共有4个电子

D、R元素基态原子的电子排布式为1s22s2答案　B解析　由表中数据I3≫I2知其最高正价为＋2价，R元素位于ⅡA族，最外层有2个电子，R不一定是Be元素。

6、下列是几种原子的基态电子排布式，电负性最大的原子是（

）

A、1s22s22p4

B、1s22s22p63s23p3

C、1s22s22p63s23p2

D、1s22s22p63s23p64s2答案　A解析　根据四种原子的基态电子排布式可知，选项A有两个电子层，最外层有6个电子，应最容易得到电子，电负性最大。

三、元素周期律的综合应用

7、某价电子构型为2s22p5的元素，下列有关它的描述正确的是（

）

A、原子序数为7

B、电负性最大

C、原子半径最小

D、第一电离能最大答案　B解析　价电子构型为2s22p5的元素是第2周期第ⅦA族的氟，其原子序数为9；非金属性最强，所以电负性最大；在同一周期内原子半径最小，在整个元素周期表中氢原子的半径最小；第一电离能比0族元素的小。

8、现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：

①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5则下列有关比较中正确的是（

）

A、第一电离能：

④>③>②>①

B、原子半径：

④>③>②>①

C、电负性：

④>③>②>①

D、最高正化合价：

④>③＝②>①答案　A解析　由电子排布式可知：

①为S，②为P，③为N，④为F。

根据元素周期律可知：

第一电离能为④>③>②>①，A正确；原子半径应是②最大，④最小，B不正确；电负性应是④最大，②最小，C不正确；F无正价，②③最高正化合价为＋5，①的最高正化合价为＋6，D不正确。

9、五种短周期元素的原子半径，最高正化合价及最低负化合价见下表：

元素代号LMQRT原子半径/nm0、1600、08

90、14

30、10

20、074化合价＋2＋2＋3＋6，－2－2下列叙述正确的是（

）

A、L、M的单质与同浓度的稀盐酸反应速率L

B、Q、T两元素间可形成两性化合物

C、R、T两元素的氢化物稳定性H2R>H2T

D、L、R两元素的简单离子的核外电子数可能相等答案　B解析　先由表中提供的数据推出M是铍元素、L是镁元素、Q是铝元素、R是硫元素、T是氧元素。

据此可知Q和T形成的化合物是Al2O3，是一种两性化合物，选项B正确。

[能力提升]

10、判断下列微粒半径的大小。

（1）Mg________Ba；

（2）K________Ca；（3）基态原子X电子排布式为[Ne]3s23p5________基态原子Y外围电子排布为3s23p4；（4）S2－________S；（5）N3－________Na＋；（6）Ne________Ar；（7）基态原子W________基态原子Z。

答案　

（1）<　

（2）>　（3）<　（4）>　（5）>　（6）<　（7）>解析　微粒半径大小的判断，要结合原子的电子层数、核电荷数和核外电子数进行综合分析，结合判断微粒半径大小的方法进行分析、对比。

11、根据下列五种元素的电离能数据（单位：

kJmol－1），回答下面各题。

元素代号I1I2I3I4Q2080400061009400R500460069009500S7401400770010500T5801800270011600U420310044005900

（1）在周期表中，最可能处于同一族的是（

）

A、Q和R　

B、S和T　

C、T和U　

D、R和TE、R和U

（2）它们的氯化物的化学式，最可能正确的是（

）

A、QCl2　

B、RCl　

C、SCl3　

D、TCl　E、UCl4（3）S元素最可能是（

）

A、s区元素　

B、稀有气体元素　

C、p区元素　

D、准金属　E、d区元素（4）下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是（

）

A、硼（1s22s22p1）　

B、铍（1s22s2）　

C、锂（1s22s1）

D、氢（1s1）　E、氦（1s2）答案　

（1）E　

（2）B　（3）A　（4）E解析　根据电离能的数据，分析可知，Q是稀有气体元素，R、U是第ⅠA族的元素，S是第ⅡA族的元素，T是第ⅢA族的元素。

然后即可回答有关问题。

12、

（1）电负性的数值能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。

电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力________，元素的化合价为________值；电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力________，元素的化合价为________值。

（2）请指出下列化合物中化合价为正值的元素。

NaH________、NF3________、NH3________、SO2__________、H2S________、ICl________。

答案　

（1）强　负　弱　正　

（2）Na　N　H　S　H　I解析　

（2）所给物质中各元素的电负性大小关系为NaH、S

13、仔细观察如右示意图，回答下列问题：

（1）B的原子结构示意图为________，B元素位于元素周期表的第________周期________族。

（2）铍的最高价氧化物的水化物是________化合物（填“酸性”、“碱性”或“两性”），证明这一结论的有关离子方程式是________________________________________________________________________________________________________________________。

（3）根据周期律知识，硼酸酸性比碳酸__________，理由是______________________。

（4）根据Mg在空气中的燃烧情况，Li在空气中燃烧生成产物为________（用化学式表示）。

答案　

（1）　2　ⅢA

（2）两性　Be（OH）2＋2OH－===BeO＋2H2O，Be（OH）2＋2H＋===Be2＋＋2H2O（3）弱　硼的非金属性比碳弱（4）Li2O、Li3N解析　本题主要是对“对角线规则”的考查。

运用类推的思想解题，是解决此类问题最有效的方法。

（1）B是5号元素，电子排布式为1s22s22p1。

（2）Be（OH）2与Al（OH）3的化学性质相似，但差别在于Be的化合价是＋2价。

（3）B比C的非金属性弱。

（4）Mg在空气中与O

2、CO

2、N2反应得MgO、Mg3N2，将Li与Mg类比得答案。

[拓展探究]

14、不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用电负性来表示，电负性越大，其原子吸引电子能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。

下面是某些短周期元素的电负性值：

元素符号LiBeBCOF电负性

1、01、

52、02、

53、

54、0元素符号NaAlSiPSCl电负性0、

91、

51、

82、

12、

53、0

（1）通过分析电负性变化规律，确定N、Mg最接近的电负性范围：

______

（2）推测电负性与原子半径的关系是___________________________________________。

上表中短周期元素电负性的变化特点，体现了元素性质的________变化规律。

（3）经验规律告诉我们：

当成键的两原子相应元素的电负性差值大于

1、7时，一般为离子键；小于

1、7时，一般为共价键。

试推断：

AlBr3中化学键类型是__________。

答案　

（1）0、9　

1、5　

2、5　

3、5

（2）原子半径越大，电负性越小　周期性（3）共价键解析　

（1）确定电负性的范围应注意取同周期递变和同主族递变的交集。

（2）分析同周期和同主族元素电负性的递变，均可得出电负性随原子半径的增大而减小。

（3）Cl与Al的电负性差值为

3、0－

1、5＝

1、5<

1、7，Br的电负性小于Cl的电负性，故AlBr3中成键的两原子相应元素的电负性差值<

1、7，为共价键。