(共51张PPT)
第1课时 原子半径及其变化规律 元素的电离能及其变化规律(基础课)
第1章 原子结构与元素性质
第3节 元素性质及其变化规律
素养目标 1．认识元素的原子半径、第一电离能等元素性质的周期性变化。
2．知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致原子半径、第一电离能周期性变化的原因。形成“结构决定性质”的观念。能从宏观和微观相结合的视角分析与解决实际问题。
3．了解原子半径、第一电离能等元素性质递变规律的应用价值。
旧知
回顾 1．微粒半径大小的比较
(1)同周期——“序大径小”(稀有气体元素除外)：同周期，从左到右，随着原子序数的递增，主族元素原子半径逐渐减小。
(2)同主族——“序大径大”：同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大。
(3)同元素：同种元素的粒子——电子数越多，粒子半径越大。
(4)同结构——“序大径小”：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
旧知
回顾 2．元素原子失去电子能力的判断依据
(1)金属活动性顺序表中越靠前，金属原子失电子能力越强。
(2)同一周期的金属元素，从左往右，原子失电子能力依次减弱。
(3)金属与水或酸置换出氢气时，置换反应越容易发生，金属原子失电子能力越强。
(4)金属与盐溶液反应，较活泼金属(失电子能力强)置换出较不活泼的金属。
(5)最高价氧化物对应的水化物碱性越强，失电子能力越强。
必备知识 自主预习
一、原子半径及其变化规律
1．原子半径的测定方法
原子不是一个具有明确“边界”的实体，人们假定原子是一个____，并采用____的方法来测定它的半径。
球体
统计
2．影响因素
3．变化规律
规律 原因
同周期主族元素(从左到右) 原子半径逐渐____ 增加的电子产生的电子间的排斥作用____核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用
同主族元素
(自上而下) 原子半径逐渐____ 电子层数增多的影响____核电荷增加的影响
减小
小于
增大
大于
规律 原因
同周期过渡元素(从左到右) 原子半径呈逐渐____的趋势，但变化幅度不大 增加的电子都排布在___________轨道上，不同元素原子的外层电子(ns)受到原子核________及内层电子________的总体效果差别不大
减小
(n－1)d
吸引作用
排斥作用
减小
增强
越弱
越强
增大
减弱
越强
越弱
分界线周围
不强
判一判 (正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)电子层数少的原子的半径一定小于电子层数多的原子的半径。 ( )
(2)同一周期的离子半径从左到右逐渐减小。 ( )
(3)原子序数越大，原子半径越大。 ( )
(4)核外电子层结构相同的单核粒子的半径相同。 ( )
×
×
×
×
二、元素的电离能及其变化规律
1．电离能的概念及其分类
概念 ____________或____________失去一个电子所需要的最小能量
符号及单位 符号：__，单位：_______________
分类
气态基态原子
气态基态离子
I
kJ·mol-1
M2+(g)
M3+(g)
2．电离能的意义
(1)电离能越小，该气态原子(或离子)越____失去电子。
(2)电离能越大，该气态原子(或离子)越__失去电子。
(3)运用元素的电离能数据可以判断____元素的原子在气态时____电子的难易程度。
容易
难
金属
失去
3．递变规律
(1)
(2)同种元素的原子，电离能逐级____。
增大
4．影响因素
想一想 第2周期中比N元素I1大的元素有几种？为什么N元素的I1比同周期相邻元素的I1大？
提示：F、Ne两种。N的I1大于C的I1是因为N元素的核电荷数大，原子半径小，对外层电子的束缚力强，所以I1大。N的I1大于O的I1的原因是N基态时的价电子排布式为2s22p3，2p轨道处于半充满状态，较稳定，失去一个电子所需能量高，因此I1大。
关键能力 情境探究
[情境探究]
主族元素原子半径的周期性变化
微粒半径大小规律探究
1．通过上图总结原子半径有什么变化规律？解释原因。
提示：同周期主族元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小；同主族元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大。同周期主族元素中，每增加一个电子，核电荷相应增加一个正电荷，增加的电子排布在同一层上，增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用，结果使原子半径逐渐减小；同主族元素，从上往下，随着电子层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，电子层数的影响大于核电荷增加的影响，导致原子半径增大。
2．原子半径的大小受哪些因素影响？
提示：电子层数、核电荷数、核外电子数。
3．“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？
提示：不正确。此规律仅适用于主族元素，而副族元素、0族元素原子半径大小不适用此规律。
[归纳总结]
一般来说，同周期主族元素中，核电荷数越大，半径越小；同主族中，电子层数越多，半径越大。主要有以下规律：
微粒特点 比较方法 实例
原子 同周期主族元素 核电荷数越大，半径越小 r(Na)>r(Mg)>r(Al)
同主族元素 核电荷数越大，半径越大 r(F)多数原子 一般电子层数越多，半径越大 r(S)>r(C)
微粒特点 比较方法 实例
离子 具有相同电子层结构 核电荷数越大，半径越小 r(Na＋)>r(Mg2+)>r(Al3+)
电子数和核电荷数均不同 通过电子数或核电荷数相同的微粒做参照物 r(Al3+)同种元素的原子和离子 价态越高，半径越小 r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)、r(H－)>r(H)>r(H＋)
方法技巧
可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小
“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
[能力达成]
1．下列微粒半径大小比较错误的是( )
A．K>Na>Li B．Na＋>Mg2+>Al3+
C．Mg2+>Na＋>F－ D．Cl－>F－>F
C [同主族元素，由上到下原子半径逐渐增大，A项正确；核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，B项正确；C项应该为F－>Na＋>Mg2+；D项，同族元素电子层数越多，离子半径越大，同种元素的原子半径小于相应的阴离子半径，正确。]
√
2．(双选)若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列说法不正确的是( )
A．离子半径：Am＋B．原子半径：A>B
C．A的原子序数比B的小m＋n
D．b＝a－n＋m
√
√
CD [因为aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，即b＋n＝a－m，推知a－b＝m＋n，故A的原子序数比B的大m＋n；由上式可知b＝a－m－n；核外电子层结构相同时，核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径：Am＋B。]
[情境探究]
如图所示，是部分元素第一电离能变化情况。
电离能变化规律及其应用
1．为什么金属元素的第一电离能都较小，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大？
提示：因为金属元素原子的最外层电子数都比较少，容易失去电子，所以金属元素的第一电离能都比较小；而非金属元素原子的最外层电子数比较多，不容易失去电子，稀有气体元素原子价电子排布式为ns2np6(He为1s2)，是稳定结构，更难失去电子，因此它们的第一电离能都比较大。
2．为什么ⅡA族、ⅤA族元素的第一电离能大于相邻的元素？
提示：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f 0)或半充满(p3、d5、f7)或全充满(p6、d10、f14)结构时原子处于能量较低状态，所以失电子所需能量较大，即I1较大。ⅡA族元素原子满足ns2np0、ⅤA族元素原子满足ns2np3，故它们的第一电离能大于同周期相邻元素。
[归纳总结]
1．电离能的变化规律
(1)同周期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数增大，原子核对外层电子的有效吸引作用增强。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。
(2)同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱。同主族元素，总体上自上而下第一电离能逐渐减小。
(3)具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素稳定性较高，其电离能数值较大。
(4)过渡元素的第一电离能的变化不太规则，对同一周期的元素而言，总体上随元素原子序数的增加第一电离能从左到右略有增加。
2．电离能的应用
(1)用来衡量原子失去电子的难易，比较金属的活泼性和元素的金属性。一般地，元素的第一电离能越小，金属性越强；碱金属元素的第一电离能越小，碱金属越活泼。
(2)判断原子易失去电子的数目和元素的化合价
元素的各级电离能逐渐增大并且会发生一个突变(由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难于失去，因此会发生突变)，如Mg原子的I1、I2、I3的值分别是(单位为kJ·mol-1)738、1 451、7 733，在I2和I3之间发生突变，则镁原子易失去最外层2个电子，常见化合价为＋2价。
[能力达成]
1．同周期有下列电子排布式的原子中，第一电离能最小的是( )
A．ns2np3 B．ns2np4
C．ns2np5 D．ns2np6
B [A为半充满结构，D为全充满结构，第一电离能较大，B和C位于同一周期，从左往右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能最小的是B项。]
√
2．(双选)下列说法中不正确的是( )
A．同主族元素，随着电子层数的增加，第一电离能逐渐减小
B．同周期元素，随着核电荷数的增加，第一电离能逐渐增大
C．通常情况下，同一元素第一电离能远小于第二电离能
D．电离能越小，元素的金属性越强
√
√
＜
＜
(2)通常A元素的化合价是________价，对A元素呈现这种价态进行解释。
①用原子结构的观点进行解释： _________________________________________________________________________________________________________________________________。
②用电离能的观点进行解释： __________________________________________________________________________________________________。
＋1
钠原子失去一个电子后核外电子排
布式为1s22s22p6，原子轨道处于全充满状态，该＋1价阳离子体系能量低，极难再失去电子
Na原子的第一电离能相对较小，第二电离能比第一电离能大很多，通常Na原子只能失去一个电子
(3)写出D跟水反应的离子方程式： _________________________________________。
[解析] 由s能级最多能容纳2个电子和A、B基态原子最外层电子排布式为(n＋1)sx、nsx+1npx+3可知，x等于1。由A、B都是短周期元素和它们组成的化合物的性质可知，n等于2，A是钠元素，B是氧元素。
2Na2O2＋2H2O===4Na＋＋
4OH－＋O2↑
[教材链接]
[教材 观察·思考]
下列是五种常见的短周期元素的电离能如图所示(单位：kJ·mol-1)：
分析以上数据，回答下列问题：
(1)T元素在周期表中的位置是第_____周期________族。
(2)已知上述五种元素中，有一种是稀有气体元素，则该元素的元素代号是________。
(3)写出Y元素的氯化物的化学式________(用含Y的化学式表示)。
3
ⅠA
R
AlCl3
(4)上述五种元素中，在周期表中最有可能处于同一主族的是________(填字母)。
A．Q和R B．T和X
C．X和Y D．Q和X
两者中原子序数较大的是________(用元素代号表示)。
D
X
[解析] 由图可知，Q和X的第二电离能和第三电离能相差很大，说明Q和X的最外层电子数为2，位于元素周期表ⅡA族，同主族元素，从上到下第一电离能依次减小，Q的第一电离能大于X，则Q为Be元素、X为Mg元素；R的电离能很大，且各电离能之间差距不大，说明R的最外层电子数大于4；T的第一电离能和第二电离能相差很大，说明R的最外层电子数为1，Y的第三电离能和第四电离能相差很大，说明Y的最外层电子数为3，由第一电离能的大小可知，T、Y与镁同周期，则T为Na元素、Y为Al元素。
(1)由分析可知，T为Na元素，位于元素周期表第3周期ⅠA族。
(2)由分析可知，R的第一电离能很大，且各电离能之间差距不大，说明R的最外层电子数大于4，则五种元素中R是稀有气体元素。
(3)由分析可知，Y为Al元素，氯化物的化学式为AlCl3。
(4)由分析可知，Q和X的第二电离能和第三电离能相差很大，说明Q和X的最外层电子数为2，位于元素周期表ⅡA族，同主族元素，从上到下第一电离能依次减小，Q的第一电离能大于X，则Q为Be元素、X为Mg元素。
学习效果 随堂评估
1．具有下列核外电子排布式的基态原子，其半径最大的是( )
A．1s22s22p3 B．1s22s22p1
C．1s22s22p63s23p1 D．1s22s22p63s23p4
2
4
3
题号
1
5
√
C [根据基态原子的核外电子排布式可知，A项中原子为氮原子，B项中原子为硼原子，C项中原子为铝原子，D项中原子为硫原子。根据原子半径变化规律可知，铝原子半径最大。]
2．(双选)某主族元素X的逐级电离能如图所示，下列说法正确的是( )
A．X元素显＋3价
B．X为非金属元素
C．X为第5周期元素
D．X与氯气反应时最可能生成的阳离子为X3+
2
3
题号
1
4
5
√
√
AD [由题图可知，该元素的I4 I3，故该元素易形成＋3价阳离子，X为金属元素，故A正确，B错误；周期数＝核外电子层数，图中没有显示X原子有多少电子层，因此无法确定该元素是否位于第5周期，故C错误；由题图可知，该元素的I4 I3，故该元素易形成＋3价阳离子，因此X与氯气反应时最可能生成的阳离子为X3+，故D正确。]
2
3
题号
1
4
5
3．(双选)A、B、C、D为四种短周期主族元素，且原子序数依次增大。已知A的最外层电子数是其电子层数的2倍，B是地壳中含量最高的元素，B原子的最外层电子数是D原子最外层电子数的2倍，C原子最外层只有1个电子。下列说法正确的是( )
A．原子半径：C>A
B．离子半径：D3+>B2-
C．非金属性：A>B
D．最高价氧化物对应水化物的碱性：C>D
2
3
题号
4
1
5
√
√
AD [由题述条件知，A是碳元素，B是氧元素，C是钠元素，D是铝元素。原子半径：Na>C，A正确；根据核外电子排布相同的离子，核电荷数小的半径大，离子半径：O2->Al3+，B错误；非金属性：O>C，即B>A，C错误；根据元素的金属性越强最高价氧化物对应水化物的碱性越强，碱性：C>D，D正确。]
2
3
题号
4
1
5
4．短周期元素形成的三种离子Xn＋、Ym＋、Zn－，已知m>n，且X、Y、Z三种原子M电子层中的电子数均为奇数，若按X→Y→Z的顺序，下列说法正确的是( )
A．最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱，酸性依次增强
B．原子半径依次增大
C．元素的第一电离能依次减小
D．原子序数依次减小
2
4
3
题号
1
5
√
A [X、Y、Z为短周期元素，且X、Y、Z三种原子M电子层中的电子数均为奇数，则X、Y、Z一定是在第3周期且数值m>n，故简单离子为X＋、Y3+、Z－，即X为钠元素，Y为铝元素，Z为氯元素。NaOH为强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，HClO4是强酸，则它们的最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱，酸性依次增强，故A正确；同周期元素原子半径随原子序数的增加而减小，X、Y、Z半径依次减小，故B错误；Na、Al、Cl的第一电离能依次增大，故C错误；Na、Al、Cl的原子序数依次增大，故D错误。]
2
4
3
题号
1
5
5．现有核电荷数小于18的元素A，其电离能数据如表所示(I1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)。
2
4
3
题号
1
5
序号 I1 I2 I3 I4 I5 I6
电离能 7.644 15.03 80.12 109.3 141.2 186.5
序号 I7 I8 I9 I10 I11 …
电离能 224.9 266.0 327.9 367.4 1 761 …
(1)电子离核越远，能量越高，电离能越________(填“大”或“小”)。
(2)上述11个电子分属________个电子层。
(3)去掉11个电子后，该元素还有________个电子。
(4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是___________。
(5)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”或“弱”)。
2
4
3
题号
1
5
小
3
1
Mg(OH)2
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。(2)根据题目数据，I1、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。(3)Mg原子去掉11个电子后，还有1个电子。(4)Mg元素的最高价氧化物对应水化物的化学式为Mg(OH)2。(5)电子排布式为1s22s22p63s1的元素为Na，与Mg同周期且在Mg的左边，所以碱性NaOH＞Mg(OH)2。
2
4
3
题号
1
5第3节 元素性质及其变化规律
第1课时 原子半径及其变化规律 元素的电离能及其变化规律(基础课)
素养 目标 1．认识元素的原子半径、第一电离能等元素性质的周期性变化。 2．知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致原子半径、第一电离能周期性变化的原因。形成“结构决定性质”的观念。能从宏观和微观相结合的视角分析与解决实际问题。 3．了解原子半径、第一电离能等元素性质递变规律的应用价值。
旧知 回顾 1．微粒半径大小的比较 (1)同周期——“序大径小”(稀有气体元素除外)：同周期，从左到右，随着原子序数的递增，主族元素原子半径逐渐减小。 (2)同主族——“序大径大”：同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大。 (3)同元素：同种元素的粒子——电子数越多，粒子半径越大。 (4)同结构——“序大径小”：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 2．元素原子失去电子能力的判断依据 (1)金属活动性顺序表中越靠前，金属原子失电子能力越强。 (2)同一周期的金属元素，从左往右，原子失电子能力依次减弱。 (3)金属与水或酸置换出氢气时，置换反应越容易发生，金属原子失电子能力越强。 (4)金属与盐溶液反应，较活泼金属(失电子能力强)置换出较不活泼的金属。 (5)最高价氧化物对应的水化物碱性越强，失电子能力越强。
一、原子半径及其变化规律
1．原子半径的测定方法
原子不是一个具有明确“边界”的实体，人们假定原子是一个球体，并采用统计的方法来测定它的半径。
2．影响因素
3．变化规律
规律 原因
同周期主族元素(从左到右) 原子半径逐渐减小 增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用
同主族元素(自上而下) 原子半径逐渐增大 电子层数增多的影响大于核电荷增加的影响
同周期过渡元素(从左到右) 原子半径呈逐渐减小的趋势，但变化幅度不大 增加的电子都排布在(n－1)d轨道上，不同元素原子的外层电子(ns)受到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大
4．应用
利用原子半径和价电子数，可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。
(1)同周期元素(从左到右)―→原子半径减小→原子核对外层电子的吸引作用增强―→元素原子失去电子的能力越来越弱，获得电子的能力越来越强(除稀有气体元素外)。
(2)同主族元素(自上而下)―→原子半径增大―→原子核对外层电子的吸引作用减弱―→元素原子失去电子的能力越来越强，获得电子的能力越来越弱。
(3)同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是：位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。
(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)电子层数少的原子的半径一定小于电子层数多的原子的半径。 ( )
(2)同一周期的离子半径从左到右逐渐减小。 ( )
(3)原子序数越大，原子半径越大。 ( )
(4)核外电子层结构相同的单核粒子的半径相同。 ( )
[答案] (1)× (2)× (3)× (4)×
二、元素的电离能及其变化规律
1．电离能的概念及其分类
概念 气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量
符号及单位 符号：I，单位：kJ·mol-1
分类 M(g)M＋(g)M2+(g) M3+(g)…
2．电离能的意义
(1)电离能越小，该气态原子(或离子)越容易失去电子。
(2)电离能越大，该气态原子(或离子)越难失去电子。
(3)运用元素的电离能数据可以判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。
3．递变规律
(1)
(2)同种元素的原子，电离能逐级增大。
4．影响因素
第2周期中比N元素I1大的元素有几种？为什么N元素的I1比同周期相邻元素的I1大？
提示：F、Ne两种。N的I1大于C的I1是因为N元素的核电荷数大，原子半径小，对外层电子的束缚力强，所以I1大。N的I1大于O的I1的原因是N基态时的价电子排布式为2s22p3，2p轨道处于半充满状态，较稳定，失去一个电子所需能量高，因此I1大。
微粒半径大小规律探究
主族元素原子半径的周期性变化
1．通过上图总结原子半径有什么变化规律？解释原因。
提示：同周期主族元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小；同主族元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大。同周期主族元素中，每增加一个电子，核电荷相应增加一个正电荷，增加的电子排布在同一层上，增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用，结果使原子半径逐渐减小；同主族元素，从上往下，随着电子层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，电子层数的影响大于核电荷增加的影响，导致原子半径增大。
2．原子半径的大小受哪些因素影响？
提示：电子层数、核电荷数、核外电子数。
3．“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？
提示：不正确。此规律仅适用于主族元素，而副族元素、0族元素原子半径大小不适用此规律。
一般来说，同周期主族元素中，核电荷数越大，半径越小；同主族中，电子层数越多，半径越大。主要有以下规律：
微粒特点 比较方法 实例
原子 同周期主族元素 核电荷数越大，半径越小 r(Na)>r(Mg)>r(Al)
同主族元素 核电荷数越大，半径越大 r(F)多数原子 一般电子层数越多，半径越大 r(S)>r(C)
离子 具有相同电子层结构 核电荷数越大，半径越小 r(Na＋)>r(Mg2+)>r(Al3+)
电子数和核电荷数均不同 通过电子数或核电荷数相同的微粒做参照物 r(Al3+)同种元素的原子和离子 价态越高，半径越小 r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)、r(H－)>r(H)>r(H＋)
可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小
“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
1．下列微粒半径大小比较错误的是( )
A．K>Na>Li B．Na＋>Mg2+>Al3+
C．Mg2+>Na＋>F－ D．Cl－>F－>F
C [同主族元素，由上到下原子半径逐渐增大，A项正确；核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，B项正确；C项应该为F－>Na＋>Mg2+；D项，同族元素电子层数越多，离子半径越大，同种元素的原子半径小于相应的阴离子半径，正确。]
2．(双选)若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列说法不正确的是( )
A．离子半径：Am＋B．原子半径：A>B
C．A的原子序数比B的小m＋n
D．b＝a－n＋m
CD [因为aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，即b＋n＝a－m，推知a－b＝m＋n，故A的原子序数比B的大m＋n；由上式可知b＝a－m－n；核外电子层结构相同时，核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径：Am＋B。]
电离能变化规律及其应用
如图所示，是部分元素第一电离能变化情况。
1．为什么金属元素的第一电离能都较小，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大？
提示：因为金属元素原子的最外层电子数都比较少，容易失去电子，所以金属元素的第一电离能都比较小；而非金属元素原子的最外层电子数比较多，不容易失去电子，稀有气体元素原子价电子排布式为ns2np6(He为1s2)，是稳定结构，更难失去电子，因此它们的第一电离能都比较大。
2．为什么ⅡA族、ⅤA族元素的第一电离能大于相邻的元素？
提示：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)或半充满(p3、d5、f7)或全充满(p6、d10、f14)结构时原子处于能量较低状态，所以失电子所需能量较大，即I1较大。ⅡA族元素原子满足ns2np0、ⅤA族元素原子满足ns2np3，故它们的第一电离能大于同周期相邻元素。
1．电离能的变化规律
(1)同周期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数增大，原子核对外层电子的有效吸引作用增强。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。
(2)同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱。同主族元素，总体上自上而下第一电离能逐渐减小。
(3)具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素稳定性较高，其电离能数值较大。
(4)过渡元素的第一电离能的变化不太规则，对同一周期的元素而言，总体上随元素原子序数的增加第一电离能从左到右略有增加。
2．电离能的应用
(1)用来衡量原子失去电子的难易，比较金属的活泼性和元素的金属性。一般地，元素的第一电离能越小，金属性越强；碱金属元素的第一电离能越小，碱金属越活泼。
(2)判断原子易失去电子的数目和元素的化合价
元素的各级电离能逐渐增大并且会发生一个突变(由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难于失去，因此会发生突变)，如Mg原子的I1、I2、I3的值分别是(单位为kJ·mol-1)738、1 451、7 733，在I2和I3之间发生突变，则镁原子易失去最外层2个电子，常见化合价为＋2价。
1．同周期有下列电子排布式的原子中，第一电离能最小的是( )
A．ns2np3 B．ns2np4
C．ns2np5 D．ns2np6
B [A为半充满结构，D为全充满结构，第一电离能较大，B和C位于同一周期，从左往右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能最小的是B项。]
2．(双选)下列说法中不正确的是( )
A．同主族元素，随着电子层数的增加，第一电离能逐渐减小
B．同周期元素，随着核电荷数的增加，第一电离能逐渐增大
C．通常情况下，同一元素第一电离能远小于第二电离能
D．电离能越小，元素的金属性越强
[答案] BC
3．A、B都是短周期元素，基态原子最外层电子排布式分别为、nsx+1npx+3。A与B可形成化合物C和D。D溶于水时有气体逸出，该气体能使带火星的木条复燃。请回答下列问题。
(1)比较电离能：
①I1(A)________(填“>”或“<”，下同)I1(B)，
②I1(B)________I1(He)。
(2)通常A元素的化合价是________价，对A元素呈现这种价态进行解释。
①用原子结构的观点进行解释： _________________________________________
_____________________________________________________________________。
②用电离能的观点进行解释： ___________________________________________
_____________________________________________________________________。
(3)写出D跟水反应的离子方程式： ______________________________________
_____________________________________________________________________。
[解析] 由s能级最多能容纳2个电子和A、B基态原子最外层电子排布式为(n＋1)sx、nsx+1npx+3可知，x等于1。由A、B都是短周期元素和它们组成的化合物的性质可知，n等于2，A是钠元素，B是氧元素。
[答案] (1)①＜ ②＜ (2)＋1 ①钠原子失去一个电子后核外电子排布式为1s22s22p6，原子轨道处于全充满状态，该＋1价阳离子体系能量低，极难再失去电子 ②Na原子的第一电离能相对较小，第二电离能比第一电离能大很多，通常Na原子只能失去一个电子 (3)2Na2O2＋2H2O===4Na＋＋4OH－＋O2↑
[教材 观察·思考]
下列是五种常见的短周期元素的电离能如图所示(单位：kJ·mol-1)：
分析以上数据，回答下列问题：
(1)T元素在周期表中的位置是第_______________________________周期________族。
(2)已知上述五种元素中，有一种是稀有气体元素，则该元素的元素代号是________。
(3)写出Y元素的氯化物的化学式________(用含Y的化学式表示)。
(4)上述五种元素中，在周期表中最有可能处于同一主族的是________(填字母)。
A．Q和R B．T和X
C．X和Y D．Q和X
两者中原子序数较大的是________(用元素代号表示)。
[解析] 由图可知，Q和X的第二电离能和第三电离能相差很大，说明Q和X的最外层电子数为2，位于元素周期表ⅡA族，同主族元素，从上到下第一电离能依次减小，Q的第一电离能大于X，则Q为Be元素、X为Mg元素；R的电离能很大，且各电离能之间差距不大，说明R的最外层电子数大于4；T的第一电离能和第二电离能相差很大，说明R的最外层电子数为1，Y的第三电离能和第四电离能相差很大，说明Y的最外层电子数为3，由第一电离能的大小可知，T、Y与镁同周期，则T为Na元素、Y为Al元素。
(1)由分析可知，T为Na元素，位于元素周期表第3周期ⅠA族。
(2)由分析可知，R的第一电离能很大，且各电离能之间差距不大，说明R的最外层电子数大于4，则五种元素中R是稀有气体元素。
(3)由分析可知，Y为Al元素，氯化物的化学式为AlCl3。
(4)由分析可知，Q和X的第二电离能和第三电离能相差很大，说明Q和X的最外层电子数为2，位于元素周期表ⅡA族，同主族元素，从上到下第一电离能依次减小，Q的第一电离能大于X，则Q为Be元素、X为Mg元素。
[答案] (1)3 ⅠA (2)R (3)AlCl3 (4)D X
1．具有下列核外电子排布式的基态原子，其半径最大的是( )
A．1s22s22p3 B．1s22s22p1
C．1s22s22p63s23p1 D．1s22s22p63s23p4
C [根据基态原子的核外电子排布式可知，A项中原子为氮原子，B项中原子为硼原子，C项中原子为铝原子，D项中原子为硫原子。根据原子半径变化规律可知，铝原子半径最大。]
2．(双选)某主族元素X的逐级电离能如图所示，下列说法正确的是( )
A．X元素显＋3价
B．X为非金属元素
C．X为第5周期元素
D．X与氯气反应时最可能生成的阳离子为X3+
AD [由题图可知，该元素的I4 I3，故该元素易形成＋3价阳离子，X为金属元素，故A正确，B错误；周期数＝核外电子层数，图中没有显示X原子有多少电子层，因此无法确定该元素是否位于第5周期，故C错误；由题图可知，该元素的I4 I3，故该元素易形成＋3价阳离子，因此X与氯气反应时最可能生成的阳离子为X3+，故D正确。]
3．(双选)A、B、C、D为四种短周期主族元素，且原子序数依次增大。已知A的最外层电子数是其电子层数的2倍，B是地壳中含量最高的元素，B原子的最外层电子数是D原子最外层电子数的2倍，C原子最外层只有1个电子。下列说法正确的是( )
A．原子半径：C>A
B．离子半径：D3+>B2-
C．非金属性：A>B
D．最高价氧化物对应水化物的碱性：C>D
AD [由题述条件知，A是碳元素，B是氧元素，C是钠元素，D是铝元素。原子半径：Na>C，A正确；根据核外电子排布相同的离子，核电荷数小的半径大，离子半径：O2->Al3+，B错误；非金属性：O>C，即B>A，C错误；根据元素的金属性越强最高价氧化物对应水化物的碱性越强，碱性：C>D，D正确。]
4．短周期元素形成的三种离子Xn＋、Ym＋、Zn－，已知m>n，且X、Y、Z三种原子M电子层中的电子数均为奇数，若按X→Y→Z的顺序，下列说法正确的是( )
A．最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱，酸性依次增强
B．原子半径依次增大
C．元素的第一电离能依次减小
D．原子序数依次减小
A [X、Y、Z为短周期元素，且X、Y、Z三种原子M电子层中的电子数均为奇数，则X、Y、Z一定是在第3周期且数值m>n，故简单离子为X＋、Y3+、Z－，即X为钠元素，Y为铝元素，Z为氯元素。NaOH为强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，HClO4是强酸，则它们的最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱，酸性依次增强，故A正确；同周期元素原子半径随原子序数的增加而减小，X、Y、Z半径依次减小，故B错误；Na、Al、Cl的第一电离能依次增大，故C错误；Na、Al、Cl的原子序数依次增大，故D错误。]
5．现有核电荷数小于18的元素A，其电离能数据如表所示(I1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)。
序号 I1 I2 I3 I4 I5 I6
电离能 7.644 15.03 80.12 109.3 141.2 186.5
序号 I7 I8 I9 I10 I11 …
电离能 224.9 266.0 327.9 367.4 1 761 …
(1)电子离核越远，能量越高，电离能越________(填“大”或“小”)。
(2)上述11个电子分属________个电子层。
(3)去掉11个电子后，该元素还有________个电子。
(4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是________。
(5)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”或“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。(2)根据题目数据，I1、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。(3)Mg原子去掉11个电子后，还有1个电子。(4)Mg元素的最高价氧化物对应水化物的化学式为Mg(OH)2。(5)电子排布式为1s22s22p63s1的元素为Na，与Mg同周期且在Mg的左边，所以碱性NaOH＞Mg(OH)2。
[答案] (1)小 (2)3 (3)1 (4)Mg(OH)2 (5)弱
课时分层作业(五) 原子半径及其变化规律 元素的电离能及其变化规律
(选择题只有一个选项符合题目要求)
1．下列叙述正确且能用元素周期律解释的是( )
A．原子半径：F＞N
B．还原性：Se2-＞S2-
C．第一电离能：K＞Fe
D．元素的非金属性：S＞Cl
B [电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；原子半径：F2．元素周期律多为大致规律，同时存在不少特例，下列说法正确的是( )
A．主族元素对应单质氧化性越强，非金属性越强，没有特例
B．同周期元素基态原子的第一电离能从左往右逐渐增大，没有特例
C．同主族元素的最高化合价数值均等于相应基态原子最外层电子数，没有特例
D．同主族元素原子半径从上往下逐渐增大，没有特例
D [A．元素非金属性越强，其单质的氧化性不一定越强，与分子中键能有关，如氮元素非金属性较强，但氮气分子中键能较大，所以其单质氧化性不强，A错误；B．同周期元素基态原子的第一电离能从左往右呈增大趋势，ⅡA族和ⅤA族核外电子处于全充满或半充满的稳定结构，第一电离能比同周期相邻元素第一电离能大，B错误；C．氧的最外层电子数为6，但其最高化合价不为＋6价，C错误；D．同主族元素原子从上往下，电子层数增多，原子半径逐渐增大，D正确。]
3．某元素M基态原子的部分电离能(单位：kJ·mol-1)如下表所示，M是( )
I1 I2 I3 I4 I5
738 1 451 7 733 10 540 13 630
A．Mg B．Na
C．B D．P
A [由元素M的电离能数据可知，元素的第二电离能与第三电离能相差较大，则M原子最外层只有2个电子，位于元素周期表的ⅡA族，则M为镁元素，故选A。]
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．第3周期元素的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
D [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错误；第一电离能是气态原子或气态基态离子失去核外一个电子气态基态需要的最低能量，B错误；同周期自左至右第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族最外层s轨道全充满、ⅤA族最外层p轨道半充满，较稳定，第一电离能大于相邻元素，C错误；一般来说，元素的电离能按照第一、第二……的顺序逐渐增加，如果突然增加的比较多，电离的难度增大，这里就是元素的通常的化合价，所以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，D正确。]
5．如图是人体含量较多元素的质量分数图，下列有关这些元素的说法不正确的是( )
A．原子半径：N＜P
B．第一电离能：K＞Ca
C．基态O原子的价电子轨道表示式：
D．图中的7种元素中有2种元素位于周期表第4周期
B [A．N和P为同主族元素，N在P的上方，N的电子层数比P少，则原子半径：N＜P，A正确；B．K和Ca为同周期元素且左右相邻，Ca的4s轨道全充满，原子的能量低，则第一电离能：K＜Ca，B不正确；C．基态O原子的价电子排布式为2s22p4，则价电子轨道表示式：，C正确；D．7种元素中，H为第1周期元素，C、N、O为第2周期元素，P为第3周期元素，K、Ca为第4周期元素，则有2种元素位于周期表第4周期，D正确。]
6．纯钛烤瓷牙是近几年才发展成熟的金属烤瓷技术，过氧硫酸常用于假牙的消毒。过氧硫酸可由氯磺酸通过反应制得：H2O2＋ClSO2OH H2SO5＋HCl。该反应涉及的四种元素的原子核外未成对电子数与元素第一电离能的关系如图所示。下列a、b、c、d对应的元素正确的是( )
A．a为H B．b为Cl
C．c为O D．d为S
D [该反应涉及的四种元素分别为H、O、S、Cl，它们的未成对电子数分别为1、2、2、1，H和Cl相比，Cl的非金属性比H强，则Cl的第一电离能比H大，从而得出a为Cl、c为H；O与S相比，二者为同主族元素，O的非金属性比S强，则O的第一电离能比S大，从而得出b为O、d为S。综合以上分析，d为S，D选项正确，故选D。]
7．(1)N、O、Mg元素的前3级电离能如下表所示。X、Y、Z中为N元素的是________，判断理由是________________________________________________
_____________________________________________________________________。
元素 I1/(kJ·mol-1) I2/(kJ·mol-1) I3/(kJ·mol-1)
X 737.7 1 450.7 7 732.7
Y 1 313.9 3 388.3 5 300.5
Z 1 402.3 2 856.0 4 578.1
(2)琥珀酸亚铁片是用于缺铁性贫血的预防和治疗的常见药物，临床建议服用维生素C促进“亚铁”的吸收，避免生成Fe3+，从结构角度来看，Fe2+易被氧化成Fe3+的原因是____________________________________________。
Fe3+与Fe2+的离子半径大小关系为Fe3+________Fe2+(填“大于”或“小于”)，原因为_______________________________________________________________
_____________________________________________________________________。
[答案] (1)Z 基态N原子价电子排布式为2s22p3，N与O相比，2p轨道处于半充满的稳定结构，故失去第一个电子较难，I1较大
(2)Fe3+的3d5轨道半充满状态更稳定 小于 核电荷数相同，但是Fe3+的核外电子数比Fe2+的少
(选择题有一个或两个选项符合题目要求)
8．已知A、B、C是短周期元素，I为电离能。根据下图判断，不正确的是( )
A．元素A基态原子I1→I2，破坏了一个电子层
B．元素B基态原子中存在两个未成对的电子
C．元素C基态原子的p轨道上有2个电子
D．三种元素中，元素A的金属性最强
BC [A的第一、二电离能差距较大，A最外层只有1个电子，B的第二、三电离能差距较大，说明B最外层有2个电子，C的第三、四电离能差距较大，说明C最外层有3个电子。A． A的第一、二电离能差距较大，元素A基态原子I1→I2，破坏了一个电子层，故A正确；B． B的第二、三电离能差距较大，说明B最外层有2个电子，这两个电子在s轨道中，元素B基态原子中不存在未成对的电子，故B错误；C． C的第三、四电离能差距较大，说明C最外层有3个电子，其中2个电子在s轨道中，p轨道上有1个电子，故C错误；D． 三种元素中，元素A最外层只有1个电子，A的金属性最强，故D正确。]
9．X、Y、Z、W是原子序数依次增大的前20号元素。X元素原子核外共有8种运动状态不同的电子；Y元素的价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等；Z、W元素的基态原子都只有一个未成对电子，它们相互作用形成的离子电子层结构相同。下列说法不正确的是( )
A．基态Y原子的最高能级中所有电子的自旋状态相同
B．基态W离子最高能级有1个原子轨道，其形状为球形
C．X、Y和Z三种元素的原子半径由大到小的顺序：Y>Z>X
D．Y、Z和W三种元素的第一电离能由大到小的顺序：W>Y>Z
BD [X、Y、Z、W是原子序数依次增大的前20号元素。X元素原子核外共有8种运动状态不同的电子，则X为O；Y元素的价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等，则其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p2，Y为Si；Z、W元素的基态原子都只有一个未成对电子，它们相互作用形成的离子电子层结构相同，则Z、W分别为Cl和K。A．基态Si原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p2，按洪特规则，其最高能级为3p, 2个3p电子分占不同3p轨道且自旋状态相同，A正确；B．W为K，基态钾离子核外电子排布式为1s22s22p63s23p6，则基态W离子最高能级有3个原子轨道，其形状为哑铃形，B错误；C．通常，电子层数较多时原子半径较大，同周期从左到右主族元素原子半径递减， 则X、Y和Z三种元素的原子半径由大到小的顺序：Y>Z>X，C正确；D．同周期自左至右第一电离能呈增大趋势，同主族从上到下第一电离能递减，则Y、Z和W三种元素的第一电离能由大到小的顺序：Z>Y>W，D错误。]
10．下表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是( )
A．W元素的第一电离能小于Y元素的第一电离能
B．X元素的第一电离能小于Z元素的第一电离能
C．p能级未成对电子最多的是W元素
D．X元素是同周期中第一电离能最大的元素
C [根据五种元素所处位置，X、W、Y、R、Z五种元素分别为F、P、S、Ar、Br。同周期ⅤA族元素基态原子价电子排布式为ns2np3，为半充满结构，较稳定，P元素的第一电离能比S元素的第一电离能大；F、Br在同一主族，F元素的第一电离能比Br元素的第一电离能要大，故A、B选项错误。W元素的p能级上有3个未成对的电子，故C选项正确。同周期(第1周期除外)中碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大，故D选项错误。]
11．在元素周期表前四周期中，有A、B、C、D四种元素，它们的原子序数依次增大，A原子有3个未成对电子；B元素原子次外层有8个电子，1 mol B单质与足量盐酸反应可生成1 mol H2，B单质不易与冷水反应；C元素的＋3价离子的d轨道是半充满的；D元素易形成－1价离子。
(1)A元素位于第________周期________族，A的最高价氧化物化学式为________。
(2)B单质在A单质中燃烧的化学方程式为_________________________________
_____________________________________________________________________。
(3)C2+的电子排布式为________。在含C3+的水溶液中加足量铁粉充分振荡后，滴入KSCN溶液，现象是________，上述反应的离子方程式为______________
_____________________________________________________________________。
(4)在C2+与D－形成的化合物的水溶液中，滴入足量氯水，反应的化学方程式为_____________________________________________________________________。
(5)写出B与D两种元素形成的化合物的电子式：________，此化合物属于________化合物。
(6)四种元素中非金属性最强的元素是________(用元素符号表示，下同)，第一电离能最小的元素是________。A、B两种元素的原子半径大小关系是________。
[解析] A原子有3个未成对电子，基态原子价电子排布式为2s22p3或3s23p3；1 mol B与盐酸反应产生1 mol H2，B为ⅡA族元素Mg或Ca，又由于B比A的原子序数大且不易与冷水反应，则B为镁元素，那么A为氮元素。C元素的＋3价离子的d轨道是半充满的即3d5，那么它的基态原子的价电子排布式为3d64s2，C为铁元素；D元素在第4周期(原子序数比C大)且易形成－1价阴离子，它是溴元素。
(1)A为氮元素，基态原子电子排布式为1s22s22p3，则位于第2周期ⅤA族，A的最高价氧化物化学式为N2O5。(2)Mg单质在N2中燃烧，生成Mg3N2，化学方程式为3Mg＋N2Mg3N2。(3)Fe2+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6。在含Fe3+的水溶液中加足量铁粉充分振荡后，生成Fe2+，滴入KSCN溶液，现象是溶液不变红，上述反应的离子方程式为2Fe3+＋Fe===3Fe2+。(4)在Fe2+与Br－形成的化合物的水溶液中，滴入足量氯水，Fe2+和Br－都能被Cl2氧化，反应的化学方程式为2FeBr2＋3Cl2===2FeCl3＋2Br2。(5)Mg与Br两种元素形成的化合物为MgBr2，它的电子式为，此化合物属于离子化合物。(6)四种元素中，氮的非金属性最强；Mg的金属性最强，则第一电离能最小的元素是Mg。原子半径Mg＞Be＞N，则N、Mg两种元素的原子半径大小关系是Mg＞N。
[答案] (1)2 ⅤA N2O5
(2)3Mg＋N2Mg3N2
(3)1s22s22p63s23p63d6 溶液不变红 2Fe3+＋Fe===3Fe2+
(4)2FeBr2＋3Cl2===2FeCl3＋2Br2
(5) 离子
(6)N Mg Mg＞N
21世纪教育网(www.21cnjy.com)
