电离能和电负性

问题探究一：1在同周期第一电离能的递变过程中，Ⅱ族和ⅤA

族为什么变化特殊？

2、阅读分析表格数据：

为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？ 数据的突跃变化说明了什么？

变式练习：1、某元素的全部电离能(电子伏特)如下：

此元素位于元素周期表的族数是

A. IA

B. ⅡA

C. ⅢA D 、ⅣA E 、ⅥA F 、ⅤA G 、 ⅦA

3能力提升 、根据下列五种元素的第一至第四电离能数据（单位：kJ/mol ），回答下面各题：

（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T E．R和U

（2）下列离子的氧化性最弱的是____________

A．S2＋ B．R2＋ C．T3＋D．U＋

（3）下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是____________

A．硼 B．铍 C．氦 D．氢

（4）T元素最可能是_______区元素，其氯化物的化学式为___________________

（5）每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明了原子核外________________________________________________，如果U元素是短周期的元素，你估计它的第2次电离能飞跃数据将是发生在失去第__ ___个电子时。

（6）如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是

________________ ___ _____，其中元素_______ 的第一电离能反常高的原因是_______________ ___ ___。

写写你的收获：

问题探究二：1、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是( C )

A、X与Y形成化合物时，X可以显负价，Y显正价

B、第一电离能可能Y小于X

C、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的

D、气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX

2已知元素的某种性质“X”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出12种元素的X的数值：

试结合元素周期律知识完成下列问题：

⑴通过分析X值变化规律，确定N、Mg 的X值范围：

＜X(Mg)＜，＜X(N)＜。

(2)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的X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AlBr3中的化学键类型是______。

(3)根据上表给出的数据，简述主族元素的X的数值大小与元素的金属性或非金属性强弱之间的关系

______________________________；简述第二周期元素(除惰性气体外)的X的数值大小与原子半径之间的关系_____________________________________________。

(4)请你预测Br与I元素的X数值的大小关系________。

(5)某有机化合物分子中含有S—N键，你认为该共用电子对偏向于________原子(填元素符号)。

17．(1)共价键

(2)元素X的数值越大，元素的非金属性越强(或元素X的数值越小，元素的金属性越强)原子半径越小，X

的数值越大

(3)Br大于I (4)N

三拓展视野、对角线规则：

某些主族元素与右下方的主族元素的有些性

质相似，被称为对角线规则。如：锂的电负性： 1.0 镁的电负性：1.2 。锂和镁在过量的氧气中燃烧，不形成过氧化物，只生成正常氧化物；

铍的电负性：1.5 铝的电负性：1.5 ，两者的氢氧化物都是两性氢氧化物；

硼的电负性：2.0 硅的电负性： 1.8 ，两者的含氧酸酸性的强度很接近。

这些元素在性质上相似，可以粗略认为是它们的电负性相近的缘故。

高中化学：电离能和电负性知识点

高中化学：电离能和电负性知识点 知识点分析 一、电负性 ①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。 ②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。 ③变化规律 金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于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。 在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。 二、电离能 ①第一电离能：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，符号：I1，单位：kJ/mol。 ②规律 a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。 b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。

c.同种原子：逐级电离能越来越大(即I1

2018届高考化学知识点第一轮复习教案26(第2课时_电离能和电负性)

第2课时电离能和电负性 1.了解元素电离能、电负性的概念和电离能、电负性随原子序数递增的周期性变化的规律。(重点) 2.了解电离能和电负性的简单应用。(重难点) [基础·初探] 1.第一电离能 (1)含义 某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示，单位：kJ·mol－1。 (2)意义 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。 (4)与原子的核外电子排布的关系 通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。 2.第二电离能和第三电离能 (1)第二电离能 ＋1价气态离子失去1个电子，形成＋2价气态离子所需要的最低能量，用I2表示。 (2)第三电离能 ＋2价气态离子再失去1个电子，形成＋3价气态离子所需的最低能量，用I3表示。

(3)同一元素的逐级电离能I1、I2、I3…I n依次增大。 1.镁和铝的第一电离能谁大，为什么？ 【提示】镁的大。因为当原子的外围电子排布处于半满、全满或全空时，原子的能量较低，第一电离能较大。镁的外围电子排布为3s2，铝的外围电子排布为3s23p1，镁的3p轨道全空，3s轨道全满，故镁的第一电离能大。 2.为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2＋，镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？ 【提示】Na失去一个电子后已达到稳定结构，第二电离能远大于第一电离能，所以钠易形成Na＋，而不易形成Na2＋；Mg失去2个电子后已达到稳定结构，第三电离能远大于第二电离能，所以镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋。 [合作·探究] 1.同一周期，第一电离能的递变规律探究(根据教材P 20～21 图2-12和图2-13)。 (1)同一周期，第一电离能的大小变化趋势如何？ 【提示】从左到右，呈现增大的趋势，零族元素最大，ⅠA族元素最小。 (2)同一周期，哪些族的第一电离能出现反常？具体说明大小。 【提示】ⅡA和ⅤA族出现反常，第一电离能ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。 (3)第三周期中元素的第一电离能的大小顺序如何？用元素符号表示。 【提示】Na＜Al＜Mg＜Si＜S＜P＜Cl＜Ar。 2.逐级电离能的大小规律探究(根据教材P 21，表 2-6 ) (1)同一元素原子的I1、I2、I3、I4大小顺序如何？ 【提示】I1＜I2＜I3＜I4＜…… (2)根据逐级电离能大小如何判断元素的最高化合价？具体说明。 【提示】根据逐级电离能大小的突变判断，如I1?I2时元素化合价为＋1价。如I n ?I n＋1时元素的化合价为＋n价。 [核心·突破] 1.电离能的变化规律 (1)第一电离能 ①每个周期的第一种元素(氢元素或碱金属元素)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势，但是ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA。

电离能电负性

1.以下说法不正确的是() A.第一电离能越小，表示气态原子越容易失电子 B.同一元素的电离能，各级电离能逐级增大 C.在元素周期表中，同主族元素从上到下，第一电离能呈现递减的趋势 D.在元素周期表中，主族元素原子的第一电离能从左到右一定是越来越大 【解析】D选项中要注意存在特例，即第2、3、4三个周期中的ⅡA族和ⅤA族元素由于核外电子排布处于全充满或半充满状态而结构稳定，其第一电离能比相邻右侧元素的大。其他选项的结论都正确。【答案】 D 2.对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是() A.碱性：NaOHMg>Al D.半径：Na>Mg>Al 【解析】因为金属性Na>Mg>Al，因此金属的最高价氧化物的水化物的碱性强弱为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，A错误；第一电离能：Al

第一电离能电负性教案

原子结构与元素的性质(第2课时) 二、元素周期律 (1)原子半径 〖探究〗观察下列图表分析总结： 元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？ 〖归纳总结〗原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。 (2)电离能 [基础要点]概念 1、第一电离能I1；态电性基态原子失去个电子，转化为气态基态正离子所需要的叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越。同一元素的第二电离能第一电离能。 2、如何理解第二电离能I2、第三电离能I 3、I 4、I5……？分析下表：

〖科学探究〗1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？ 2、阅读分析表格数据： Na Mg Al 各级电离能(KJ/mol) 496 738 578 4562 1415 1817 6912 7733 2745 9543 10540 11575 13353 13630 14830 16610 17995 18376 20114 21703 23293 为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？数据的突跃变化说明了什么？ 〖归纳总结〗 1、递变规律 周一周期同一族 第一电离能从左往右，第一电离能呈增大的趋 势 从上到下，第一电离能呈减小趋 势。 2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 3．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叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1

人教版高中化学选修三 《电负性》随堂练习

课时训练6电负性 1.下列是几种原子的基态电子排布式,电负性最大的原子是( ) 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。 答案:A 2.按F、Cl、Br、I顺序递增的是( ) A.外围电子 B.第一电离能 C.电负性 D.原子半径 解析:F、Cl、Br、I的外围电子数相同,故A项错误;从F~I第一电离能依次减小,原子半径依次增大,电负性依次减小,故B、C错误,D正确。 答案:D 3.在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分,下列各对原子形成的

化学键中共价键成分最少的是( ) ,F ,F ,Cl ,O 解析: 所以共价键成分最少的为B项。 答案:B 4.对价电子构型为2s22p5的元素描述正确的是( ) A.原子半径最小

B.原子序数为7 C.第一电离能最大 D.电负性最大 解析:价电子构型为2s22p5,可知该元素是F元素,故可判断只有D正确。原子半径最小的是H;F原子序数是9;第一电离能最大的是He。 答案:D 5.下列各组元素性质的递变情况错误的是( ) 、Be、B原子最外层电子数依次增多 、S、Cl元素最高正价依次升高 、O、F电负性依次增大 、K、Rb第一电离能逐渐增大 解析:根据元素周期律可知,同一周期从左到右原子最外层电子数依次增多、元素最高正价依次升高、元素原子的电负性依次增大,故A、B、C正确;同一主族,从上到下随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小,故D错误。 答案:D 和Y都是原子序数大于4的短周期元素,X m+和Y n-两种离子的核外电子排布

相同,下列说法中正确的是( ) 的原子半径比Y小 和Y的核电荷数之差为(m-n) C.电负性:X>Y D.第一电离能:XY,原子半径:X>Y,X和Y的核电荷数之差为(m+n)。X比Y更易失电子,第一电离能:X

高二化学选修3电离能-电负性随堂练习

电离能随堂练习 1.以下第二周期各对元素的第一电离能大小次序不正确的是（） A．Li＜Be B．B＜C C．N＜O D．F＜Ne. 2.下列元素的第一电离能依次减小的是（） A．H、Li、Na、K B．I、Br、Cl、F C．Na、Mg、Al、Si D．Si、Al、Mg、Na 3.下面各系列中是按电离能增加的顺序排列的（） A.C、P、Se B. O、F、Ne C.B、Be、Li D. Li、Na、 4.下列各组元素原子的第一电离能递增的顺序正确的为（） A．Na＜Mg＜Al B．He＜Ne＜Ar C．Si＜P＜As D．B＜C＜N 5．某元素的电离能(电子伏特)如下： I1I2I3I4I5I6I7 14.5 29.6 47.4 77.5 97.9 551.9 666.8 此元素位于元素周期表的族数是（） A．ⅡA B．ⅢA C．ⅤA D．ⅣA 6.下列关于元素第一电离能的说法不正确的是（） A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠 B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必定依次增大 C．最外层电子排布为ns2np6（若只有K层时为1s2）的原子，第一电离能较大 D．对于同一元素而言，原子的逐级电离能越来越大 7．下列说法正确的是（） A．第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C．在所有元素中，氟的第一电离能最大 D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大 8.已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol-1。请根据下表所列数据判断，错误的是（） 元素I1 I2 I3 I4 X 500 4600 6900 9500 Y 580 1800 2700 11600 A．元素X的常见化合价是+1价 B．元素Y是IIIA族元素 C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D．若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应

2020-2021学年人教版化学选修3课时作业：1-2-3 电离能和电负性

一、选择题(每小题4分，共48分) 1．下列各组元素性质的递变情况错误的是(D) A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl元素最高正价依次升高 C．N、O、F电负性依次增大 D．Na、K、Rb第一电离能逐渐增大 解析：根据元素周期律可知，同一周期从左到右，原子最外层电子数依次增多、元素最高正价依次升高、元素原子的电负性依次增大；同一主族从上到下，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。 2．X、Y为两种元素的原子，X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知(B) A．X的原子半径大于Y的原子半径 B．X的电负性大于Y的电负性 C．X的阴离子半径小于Y的阳离子半径 D．X的第一电离能小于Y的第一电离能 解析：X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，则Y 在周期表中位于X的下一周期，Y比X多一个电子层，故原子半径Y>X，电负性X>Y，A项错误，B项正确；电子层结构相同，核电荷数越大，微粒半径越小，故X的阴离子半径大于Y的阳离子半径，C项错误；X易得电子形成阴离子，而Y易失电子形成阳离子，故第一电离能X>Y，D项错误。 3．已知元素周期表中1～18号元素中的四种元素的简单离子W3＋、X＋、Y2－、Z－都具有相同的电子层结构，下列判断正确的是(B) A．元素的第一电离能：X>W B．离子的还原性：Y2－>Z－ C．氢化物的稳定性：H2Y>HZ

D．原子半径：XW，非金属性：Z>Y，所以元素的第一电离能：XW，离子的还原性：Y2－>Z－，氢化物的稳定性：H2Y③>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 解析：由电子排布式可知：①为S元素，②为P元素，③为N 元素，④为F元素。根据元素周期律可知，第一电离能：④>③>②>①，A项正确；原子半径应是②最大，④最小，B项不正确；电负性应是④最大，②最小，C项不正确；F无正价，②、③最高正化合价均为＋5，①的最高正化合价为＋6，D项不正确。

高中化学电子排布、第一电离能和电负性知识归纳

高中化学电子排布、第一电离能和电负性知识归纳 一、原子结构 1. 原子的组成: 原子核、核外电子 2. 原子的特点： 原子不显电性，体积小，质量小，质量主要集中在原子核上，原子核的密度非常大 3. 核外电子排布规律 （1 ）能量最低原理 （2 ）每一层最多容纳电子数：2n 2 个 （3 ）最外层电子数不超过8 个（K 层为最外层时不超过2 个） （4 ）次外层电子数不超过18 个，倒数第三层不超过32 个 二、能层与能级 能量最低原理: 原子的电子排布遵循能使整个原子的能量处于最低状态 基态原子: 处于最低能量的原子 1. 能层: 核外电子的能量是不同的, 按电子能量差异，可以将核外电子分成不同的能层——电子层 同一能层的电子，能量也可能不同，还可以分成不同能级能级数 2. 能级：s 、p 、d 、f···· 以s 、p 、d 、f···· 排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1 、3 、5 、7 、······ 的二倍。 能级数= 能层序数(n) 三、构造原理

1. 电子排布式 Na ：1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 试书写N 、Cl 、K 、26 Fe 原子的核外电子排布式 注意： 24 Cr ：1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 29 Cu ：1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 26 3d 10 4s 1 离子电子排布式书写——先失去最外层电子与能量最低原则无关 1) 、能量最低原理 2 ）、每个原子轨道上最多能容纳__2__ 个电子，且自旋方向__ 相反____ （泡利不相容原理） 3 ）、当电子排布在同一能级时，总是__ 首先单独占一个轨道__ ，而且自旋方向_ 相同__。（洪特规则） 4) 、补充规则：全充满（p 6 ，d 10 ，f 14 ）和半充满（p 3 ，d 5 ， f 7 ）更稳定 2. 简化电子排布式 15P:[Ne]3s 2 3p 3 （表示内层电子与Ne 相同。与上层稀有气体的核外电子排布相同） 29Cu:[Ar]3d 10 4s 1 3. 外围电子( 价电子) 价电子层：电子数在化学反应中可发生变化的能级 主族元素的性质由最外层电子决定 过渡元素的性质由最外层电子和次外层电子决定 四、电子云与原子轨道

《物质结构与性质》高考热点--电离能与电负性.doc

《物质结构与性质》高考热点-- 电离能与电负性 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。 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I3、I4等可以依此类推。逐级电离能逐步长高。 一、电离能 知识规律： ①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。 ②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。 ③用元素的I1可以衡量元素金属性的强弱。I1越小，原子越容易失去电子，该元素的金属性越强。 ④元素的电离能表征原子核外电子的行为，因而它必定呈现周期性变化。一般地，同一周期元素的I1基本上随原子序数的递增而增大，同一主族元素的I1从上到下一般趋于减小，这些都和元素金属性递变规律一致。有时候也有一些反常和交错的现象，这跟过渡元素和镧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： ①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。 ②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（X A-X B）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=

电离能 电负性

班级:小组:姓名:评价: 课程标准：能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质 三维目标 知识与技能：掌握原子半径的变化规律、能说出元素电离能的涵义 方法和过程：在探究过程中学会归纳总结递变规律 情感和价值观：进一步熟悉元素周期表，探索其中奥秘，培养科学素养 重难点 原子半径、电离能、电负性递变规律及应用 学法指导： 1.利用教材和工具书预习，针对难点用红笔做好笔记 2.课堂上通过小组合作、交流研讨，认真听取同学讲解及教师点拨，排除疑难 预习案 阅读教材思考以下问题： 1、元素周期表中同周期主族元素从左到右，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？ 2、什么是电离能？碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？ 3、什么是电负性？同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？ 探究案（展示案） 1、由图1-21，Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？请从价电子排布角度予以解释。 2、观察教材P18表格，回答为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？

3、①根据教材P19,找出Na、Al、Si、P的电负性数值并判断电负性数值与元素性质关系 ②找出下列物质中各元素的化合价 Na2O Na2O2 OF2 NH3 NaH ③试计算下列物质中元素的电负性差值，并判断化学键类型 K2S NaCl SO2 当堂检测 1. 电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是（） A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大 B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大 C．电负性越大，金属性越强 D．电负性越小，非金属性越强 2. 已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是( ) A.X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价 B.第一电离能可能Y小于X C.最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的 D.气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX 3. 根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是（） A.硼和硅 B.铝和铁 C.铍和铝 D.铜和金 4. x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知不正确的说法是（） A．x的原子半径大于y的原子半径 B．x的电负性大于y的电负性 C．x的氧化性大于y的氧化性 D．x的第一电离能大于y 的第一电离能 5、同周期下列原子的价电子排布中，对应于第一电离能最大的是（） A、ns2np1 B、ns2np2 C、ns2np3 D、ns2np4 小结(总结获与惑）

{高中试卷}高中化学原子结构与元素性质——电离能、电负性同步练习人教版选修三[仅供参考]

20XX年高中测试 高 中 试 题 试 卷 科目： 年级： 考点： 监考老师： 日期：

第二节原子结构与元素性质（3） 电离能，电负性 班级学号姓名等第 1．下列元素中哪一个基态原子的第一电离能最大？（） A Be B B C C D N 2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 ( ) A ns2np3 B ns2np5 C ns2np4 D ns2np6 3．下列各组微粒按半径逐渐增大，还原性逐渐增强的顺序排列的是（） A Na、K、Rb B F、Cl、Br C Mg2+、Al2+、Zn2+ D Cl-、Br-、I- 4．已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是( ) A X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价 B 第一电离能可能Y小于X C 最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的 D 气态氢化物的稳定性：H m Y小于H m X ５．元素周期表第二周期Li到Ne原子的电离势总的趋势是怎样变化的( ) A 从大变小 B 从小变大 C 从Li到N逐渐增加，从N到Ne逐渐下降 D 没有多大变化 6.对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是( ) A．碱性：ＮａＯＨ＜Ｍｇ（ＯＨ）2＜Ａｌ（ＯＨ）3 Ｂ．第一电离能：Ｎａ＜Ｍｇ＜Ａｌ Ｃ．电负性：Ｎａ＞Ｍｇ＞Ａｌ Ｄ．还原性：Ｎａ＞Ｍｇ＞Ａｌ ７．元素电负性随原子序数的递增而增强的是（） Ａ．Ｌｉ、Ｎａ、ＫＢ．Ｎ、Ｐ、Ａｓ Ｃ．Ｏ、Ｓ、ＣｌＤ．Ｓｉ、Ｐ、Ｃｌ ８. 原子半径的大小取决于二个相反因素：一是，另一个因素是。 ９．第一电离能I1；态电性基态原子失去个电子，转化为气态基态正离子所需要的叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越。同一元素的第二电离能第一电离能。 １０．同周期元素从左往右，电负性逐渐，表明金属性逐渐，非金属性逐渐。同主族元素从上往下，电负性逐渐，表明元素的金属性逐渐，非金属性逐渐。 １１．将下列原子按电负性降低的次序排列，并解释理由： As、F、S、Ca、Zn １２．比较硼、氮、氧第一电离能大小，并说明理由。

专题二二单元二课时元素第一电离能和电负性的周期性变化导学案（无答案）-河北省涞水波峰中学高三化学一轮复习

第二课时 元素第一电离能和电负性的周期性变化 姓名________班级______编制 方海英 时间 7.20 编号 05 审核 张永罡 [学习目标] 1.了解元素电离能、电负性的概念和第一电离能、电负性随原子序数递增的周期性变化的规律。2.了解电离能和电负性的简单应用，能够运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题。 课前预习单： 一、电离能 1.概念 某元素的□01气态原子失去一个电子形成□02＋1价气态阳离子所需的□03最低能量叫做该元素的第一电离能。元素第一电离能符号：□ 04I 1。 2.元素第一电离能的意义 可以衡量元素的气态原子失去一个电子的□ 05难易程度。第一电离能数值越小，原子越□ 06容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越□07难失去一个电子。 3.第一电离能的变化规律 (1)同周期：主族元素从左往右，第一电离能呈□ 08增大趋势(有例外)。 (2)同主族：从上到下，第一电离能呈□ 09减小趋势。 (3)元素的第一电离能大小还与其□ 10原子的核外电子排布(特别是□11外围电子排布)有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成□ 12全空(p 0、d 0、f 0)、□ 13半满(p 3、d 5、f 7)和□14全满(p 6、d 10、f 14)结构时，原子的能量□15较低，该元素具有较大的第一电离能。例如，Mg 的外围电子排布为3s 2，s 轨道处于全充满状态，P 的外围电子排布为3s 23p 3，p 轨道处于半充满状态，因而Mg 、P 的第一电离能相对较高。 二、电负性

课中探究单： 1.M(g)M2＋所需的能量是否是其第一电离能的2倍？ 2.以钠、镁、铝为例说明元素的主要化合价与各级电离能的关系。 3.按照电负性的递变规律可推测：元素周期表中的电负性最强元素和电负性最弱的元素位于周期表中的哪个位置？ 一、电离能及其应用 1.电离能 (1)第一电离能 ①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右主族元素的第一电离能呈增大的趋势(有反常)。 ②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。 (2)逐级电离能 ①原子的逐级电离能越来越大。 首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能

高三化学考点点点过2.电离能和电负性(选修3)

2.电离能和电负性 【考点归纳】 1.电离能 （1）定义：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叫做第一电离能(用I1表示)，一价气态基态正离子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)，依此类推，可得到I3、I4……同一种元素的逐级电离能的大小关系为I1＜I2＜I3＜I4＜……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。如Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。 （2）规律：每个周期的第一个元素第一电离能最小，最后一个元素的第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变小；同种原子逐级电离能越来越大(即I1＜I2＜I3…)。 （3）应用：①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)：如果某元素的I n＋1?I n，则该元素的常见化合价为＋n。如钠元素I2?I1，所以钠元素的化合价为＋1。③判断核外电子的分层排布情况：多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。④反映元素原子的核外电子排布特点：同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。 2.电负性 （1）定义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。 （2）规律：金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于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。在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。 （3）应用：①判断金属元素和非金属元素：电负性小于2的多为金属元素，而大于2的元素多为非金属元素。②判断化合物中元素化合价的正负：化合物中电负性小的元素显正化合价，而电负性大的显负化合价，如HF中，电负性F＞H，F元素和H元素的化合价分别为－1价和＋1价。③判断化学键的类型：电负性差

同步苏教化学选修三新突破课时分层作业 电离能和电负性 含解析

课时分层作业(五) (建议用时：40分钟) [基础达标练] 1．对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是() A．碱性：NaOHMg>Al D．半径：Na>Mg>Al D[因为金属性Na>Mg>Al，因此金属的最高价氧化物的水化物的碱性强弱为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，A错误；第一电离能：Al

价电子数为1，则其常见化合价为＋1，形成的氯化物的化学式为XCl，A、C两项判断正确。Y电离能的突跃式增大发生在第三个电子和第四个电子之间，说明Y 有3个价电子，又因Y是主族元素，可得出Y是ⅢA族元素的结论，B项判断正确。若Y处于第3周期，则Y应为Al元素，Al不能与冷水剧烈反应，D项判断错误。] 4．下列说法中正确的是() A．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 B．在元素周期表中，元素的电负性从左到右逐渐增大 C．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性 D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显正价 D[主族元素的电离能与电负性的变化趋势基本相同，但电离能有特例，如电负性O＞N，但第一电离能N＞O，故A项错误；B、C项均没有考虑过渡元素的情况，过于绝对化。] 5．下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是() A．O＜S＜Se＜Te B．C＜N＜O＜F C．P＜S＜O＜F D．K＜Na＜Mg＜Al A[A项，元素属于同一主族，电负性从上到下依次减小；B项，元素属于同一周期，电负性从左到右依次增大；C、D两项，元素的相对位置如图所示： 在周期表中，右上角元素(0族元素除外)的电负性最大，左下角元素电负性最小。] 6．如图是第3周期11～17号元素的柱形图，下列有关说法正确的是()

电离能和电负性

问题探究一：1在同周期第一电离能的递变过程中，Ⅱ族和ⅤA 族为什么变化特殊？ 2、阅读分析表格数据： 为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？ 数据的突跃变化说明了什么？ 变式练习：1、某元素的全部电离能(电子伏特)如下： 此元素位于元素周期表的族数是 A. IA B. ⅡA C. ⅢA D 、ⅣA E 、ⅥA F 、ⅤA G 、 ⅦA 3能力提升 、根据下列五种元素的第一至第四电离能数据（单位：kJ/mol ），回答下面各题：

（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T E．R和U （2）下列离子的氧化性最弱的是____________ A．S2＋ B．R2＋ C．T3＋D．U＋ （3）下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是____________ A．硼 B．铍 C．氦 D．氢 （4）T元素最可能是_______区元素，其氯化物的化学式为___________________ （5）每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明了原子核外________________________________________________，如果U元素是短周期的元素，你估计它的第2次电离能飞跃数据将是发生在失去第__ ___个电子时。 （6）如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是 ________________ ___ _____，其中元素_______ 的第一电离能反常高的原因是_______________ ___ ___。 写写你的收获： 问题探究二：1、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是( C ) A、X与Y形成化合物时，X可以显负价，Y显正价 B、第一电离能可能Y小于X C、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的 D、气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX 2已知元素的某种性质“X”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出12种元素的X的数值： 试结合元素周期律知识完成下列问题： ⑴通过分析X值变化规律，确定N、Mg 的X值范围： ＜X(Mg)＜，＜X(N)＜。 (2)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的X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AlBr3中的化学键类型是______。 (3)根据上表给出的数据，简述主族元素的X的数值大小与元素的金属性或非金属性强弱之间的关系

电负性电离能

1、下列物质属于等电子体的一组是() A．CH4和NH3 B．B3H6N3和C6H6 C．F－和Mg D．H2O和CH4 2、1919年，Langmuir提出等电子体的概念，由短周期元素组成的粒子，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体。等电子体的结构相似，物理性质相近。据上述原理，下列各对粒子中，空间结构相似的是() A．SO2和O3B．CO2和NO2 C．CS2和NO2 D．PCl3和BF3 3、下列各组微粒属于等电子体的是() A．12CO2和14CO B．H2O和CH4 C．N2和13CO D．NO和CO 4、B3N3H6与C6H6是等电子体，则下列说法不正确的是() A．B3N3H6能发生加成反应和取代反应B．B3N3H6具有碱性 C．B3N3H6各原子在同一平面上D．B3N3H6不能使酸性高锰酸钾溶液褪色 5、电子数相等的微粒叫等电子体，下列各组微粒属于等电子体的是（） A．NO和NO2 B．C2H4和N2 C．NH4+和OH﹣D．NO 和CO2 6、电子数相等的微粒叫等电子体，下列微粒组是等电子体的是（） A．N2O4和NO2 B．Na+和Cl﹣C．SO42﹣和PO43﹣D．NO和O2 7、电子数相等的粒子叫等电子体，下列粒子不属于等电子体的是（） A．CH4和NH4+ B．NO和O2 C．HCl和H2S D．NH2﹣和H3O+ 8、下列各组微粒，不能互称为等电子体的是（）A NO2、NO2+、NO2﹣ B．CO2、N2O、N3﹣ C CO32﹣、NO3﹣、SO3 D．N2、CO、CN﹣ 9、通常把原子总数和价电子总数相同的分子或离子称为等电子体．人们发现等电子体的空间结构相同，则下列有关说法中正确的是（） A．CH4和NH4+是等电子体，键角均为60°