第二节
第3课时 元素周期律(二)
核心素养发展目标
1.能从原子结构角度理解元素的电负性规律，能用电负性解释元素的某些性质。
2.理解元素的第一电离能、电负性与金属性、非金属性之间的关系。
3.掌握元素周期律，分析“位—构—性”之间的关系。
知识梳理
一、电负性
1．有关概念与意义
(1)键合电子：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。
(2)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。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和锂的电负性为1.0作为相对标准。
2．递变规律
(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．应用
(1)判断元素的金属性和非金属性强弱
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)判断化合物的类型
如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。
特别提醒 电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
课堂练习
1、判断题
(1)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小( )
(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强( )
(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素( )
(4)第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA元素的电负性从上到下逐渐增大
( )
(5)NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA的观点( )
答案 (1)√ (2)√ (3)× (4)× (5)√
2．按照电负性的递变规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？
提示 根据电负性的递变规律，在元素周期表中，越往右，电负性越大；越往下，电负性越小，由此可知，电负性最强的元素位于周期表的右上方，最弱的元素位于周期表的左下方。
3．(1)根据化合物SiC、CCl4判断，Si、C、Cl的电负性大小的顺序是________。
答案 Cl＞C＞Si
(2)根据化合物HCl、HClO判断，H、Cl、O的电负性大小顺序是________。
答案 O＞Cl＞H
4一般认为，如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
(1)属于共价化合物的是_____________________________________。
(2)属于离子化合物的是_____________________________________。
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
答案 (1)②③⑤⑥ (2)①④
二、元素周期律的综合应用
1．同周期、同主族元素性质的递变规律
性质
同一周期(从左到右)
同一主族(从上到下)
核外电子的排布
能层数
相同
增加
最外层电子数
1→2或8
相同
金属性
减弱
增强
非金属性
增强
减弱
单质的氧化性、还原性
氧化性
增强
减弱
还原性
减弱
增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
酸性
增强
减弱
碱性
减弱
增强
气态氢化物的稳定性
增强
减弱
第一电离能
增大(但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA)
减小
电负性
变大
变小
2.电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
特别提醒 第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。
课堂练习
1、判断题
(1)在同周期中，稀有气体元素的第一电离能最大( )
(2)同周期，从左到右，元素的电负性逐渐增强，非金属性逐渐增强，第一电离能也逐渐增大
( )
(3)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大( )
(4)同一周期(第一周期除外)元素中，第ⅦA族元素的原子半径最大( )
(5)同主族(第ⅠA族除外)元素中，第二周期对应元素的电负性最大，第一电离能最大( )
答案 (1)√ (2)× (3)× (4)× (5)√
2．下列选项中的各组元素(从左到右)同时满足下列三个条件的是( )
①原子半径依次减小；②第一电离能逐渐升高；③电负性逐渐增大。
A．Na、Mg、Al
B．C、O、N
C．Li、Na、K
D．I、Cl、F
答案 D
3．如图是第三周期主族元素的某些性质随原子序数变化的柱形图，则y轴可表示( )
①第一电离能 ②电负性 ③原子半径 ④简单离子半径 ⑤最高正化合价 ⑥形成简单离子转移的电子数
A．①②③④⑤⑥
B．①②③⑤
C．②④⑤
D．②⑤
答案 D
课堂检测
1．下列各元素电负性大小顺序正确的是( )
A．K＞Na＞Li
B．F＞O＞S
C．As＞P＞N
D．C＞N＞O
答案 B
2．不能说明X的电负性比Y的大的是( )
A．与H2化合时X单质比Y单质容易
B．X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强
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
答案 C
3．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是( )
A．X的原子半径比Y小
B．X和Y的核电荷数之差为m－n
C．电负性：X>Y
D．第一电离能：X答案 D
4．下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5，则下列有关的比较中正确的是( )
A．第一电离能：④＞③＞②＞①
B．原子半径：④＞③＞②＞①
C．电负性：④＞②＞①＞③
D．最高正化合价：④＞③＝②＞①
答案 A
5．X、Y是同周期的两种非金属元素，不能说明X元素的非金属性比Y元素强的事实是________(填字母)。
A．将X的单质通入HnY溶液中产生浑浊
B．加热至300
℃，HnY发生分解而HmX不分解
C．第一电离能：X>Y
D．电负性：X>Y
E．单质的熔点：X>Y
F．气态氢化物的水溶液的酸性：HmX>HnY
G．X与Y形成的化合物YmXn中X元素显负价
答案 CEF
6．元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性：
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
H
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
2.1
元素
Mg
N
Na
O
P
K
Si
电负性
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
0.8
1.8
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，一般形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。
(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)估计钙元素的电负性的取值范围：________<γ<________。
(3)请指出下列化合物中显正价的元素：
NaH：__________、NH3：__________、CH4：__________、ICl：____________。
(4)表中符合“对角线规则”的元素有Be和________________、B和____________，它们的性质分别有一定的相似性，原因是__________________________________________________，
写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：____________________________________________。
答案 (1)同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小
(2)0.8 1.2
(3)Na H H I
(4)Al Si 电负性的值相近 Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O第二节
第1课时 原子结构与元素周期表
核心素养发展目标
1.了解元素周期律、元素周期系和元素周期表的关系。
2.能从核外电子排布角度，解释元素周期系的基本结构。
3.通过原子结构和元素在周期表中的位置分析推理其他元素的位置及性质，培养学生的模型认知能力。
知识梳理
一、元素周期律、元素周期系和元素周期表
1．元素周期律：元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。
2．元素周期系：元素按其原子核电荷数递增排列的序列。
3．元素周期表：呈现周期系的表格，元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
4．三张有重要历史意义的周期表
(1)门捷列夫周期表
门捷列夫周期表又称短式周期表，重要特征是从第四周期开始每个周期截成两截，第1～7族分主副族，第八族称为过渡元素。
(2)维尔纳周期表
维尔纳周期表是特长式周期表，每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、镧系和锕系，各有各的位置，同族元素上下对齐，它确定了前五个周期的元素种类。
(3)玻尔元素周期表
玻尔元素周期表特别重要之处是把21～28、39～46等元素用方框框起，这说明他已经认识到，这些框内元素的原子新增加的电子是填入内层轨道的，他已经用原子结构解释元素周期系了，玻尔元素周期表确定了第六周期为32种元素。
理解应用
为纪念门捷列夫发表第一张元素周期表(部分如下)150周年，联合国宣布2019年为“国际化学元素周期表年”。关于下表的说法正确的是( )
A．表中数字代表元素的原子序数
B．表中元素的排列依据是元素的原子结构
C．推测表中“？＝70”指代的元素的最高化合价为＋4
D．每一纵列都对应现在常用的元素周期表中的一族
答案 C
解析 表中数字代表元素的相对原子质量，故A错误；表中元素的排列依据是相对原子质量的大小，故B错误；推测表中“？＝70”和C、Si在同一横排，属于同主族，所以元素的最高化合价为＋4，故C正确；每一横行都对应现在常用的元素周期表中的同一族，故D错误。
二、构造原理与元素周期表
1．元素周期表的基本结构
(1)周期元素种数的确定
第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。其余各周期总是从ns能级开始，以np结束，从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数目。
周期
ns～np
电子数
元素数目
一
1s1～2
2
2
二
2s1～22p1～6
8
8
三
3s1～23p1～6
8
8
四
4s1～23d1～104p1～6
18
18
五
5s1～24d1～105p1～6
18
18
六
6s1～24f1～145d1～106p1～6
32
32
七
7s1～25f1～146d1～107p1～6
32
32
(2)元素周期表的形成
若以一个方格代表一种元素，每个周期排一个横排，并按s、p、d、f分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表：
若将p段与p段对齐，d段与d段对齐、f段单独列出，将2s2与p段末端对齐，则得到书末的元素周期表
2．元素周期表探究
(1)元素周期表的结构
元素周期表
(2)元素周期表的分区
①根据核外电子的排布分区
按电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表分为s、p、d、f
4个区，而ⅠB、ⅡB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了(n－1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。5个区的位置关系如下图所示。
②根据元素的金属性和非金属性分区
3．元素的对角线规则
(1)在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为“对角线规则”。
(2)处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性。
实例分析：
①锂和镁的相似性
a．锂与镁的沸点较为接近：
元素
Li
Na
Be
Mg
沸点/℃
1
341
881.4
2
467
1
100
b.锂和镁在氧气中燃烧时只生成对应的氧化物，并且Li2O和MgO与水反应都十分缓慢。
4Li＋O22Li2O、2Mg＋O22MgO。
c．锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物难溶于水，附着于金属表面阻碍反应的进行。
d．锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物Li3N和Mg3N2。
e．锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。
f．在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是难溶于水的，相应的镁盐也难溶于水。
②铍和铝的相似性
a．铍与铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化。
b．二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：
Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O，Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O；
Be(OH)2＋2HCl===BeCl2＋2H2O，Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O。
c．二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。
d．BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。
③硼和硅的相似性
a．自然界中B与Si均以化合物的形式存在。
b．B与Si的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应：2B＋2KOH＋2H2O===2KBO2＋3H2↑，Si＋2KOH＋H2O===K2SiO3＋2H2↑。
c．硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易水解。
d．硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低，易挥发，易水解。
课堂练习：
1、判断题
(1)价电子一定是最外层电子( )
(2)元素的价电子数一定等于其所在族的族序数( )
(3)同一族元素的价电子数一定相同( )
(4)基态原子的N层上只有一个电子的元素，一定是ⅠA元素( )
(5)原子的价电子排布为(n－1)d6～8ns2的元素一定是过渡元素( )
(6)基态原子的p能级上半充满的元素一定位于p区( )
答案 (1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)√
2．在元素周期表中，同族元素的价层电子数相同，这是同族元素性质相似的结构基础。ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、零族最外层电子排布的通式分别为ns1、ns2、ns2np1、ns2np2、ns2np3、ns2np4、ns2np5、ns2np6。
2．从第四周期开始，比短周期多出的元素全部是金属元素的原因。
提示 四、五周期多出来的各10种元素，它们的最外层电子数不超过2个，即为ns1～2(Pd除外)；而六、七周期比四、五周期又多出来的各14种元素，它们基态原子最外层也只有2个s电子，所以它们都是金属元素。
3．(1)s区、d区、p区分别有几个列。
提示 s区有两列；d区有8列，p区有6列。
(2)写出s区、p区、d区、ds区、f区价电子排布式的通式。
提示 s区：ns1～2
p区：ns2np1～6(He除外)
d区：(n－1)d1～9ns1～2(钯除外)
ds区：(n－1)d10ns1～2
f区：(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
(3)元素周期表中的第11列铜、银、金和第12列锌、镉、汞为什么称为ds区？
提示 第11列铜、银、金和第12列锌、镉、汞，由于该区开始的第11列铜、银、金按构造原理进行电子排布时，电子排布式中最后两个能级的电子排布应为(n－1)d9ns2，而事实上却是(n－1)d10ns1，可理解为先填满了(n－1)d能级而后再填充ns能级，因而得名ds区。
(4)为什么s区(H除外)、d区、ds区的元素都是金属元素？
提示 因为s区、d区和ds区元素的最外层电子数为1～2个。
(5)典型非金属元素的价电子数有什么特点。
提示 一般典型非金属元素的价电子数大于或等于4个(注：H、B除外)。
(6)为什么副族元素又称为过渡元素？
提示 由于副族元素是从典型的金属元素(s区元素)过渡到非金属元素(p区元素)的中间元素，因而又被称为过渡元素。
4．(1)写出13Al、24Cr、26Fe、29Cu、30Zn、33As等元素原子的核外电子排布式，并判断它们在元素周期表中的位置。
①13Al：__________________，____________________。
②24Cr：__________________，____________________。
③26Fe：__________________，____________________。
④29Cu：__________________，____________________。
⑤30Zn：__________________，____________________。
⑥33As：__________________，____________________。
(2)Cu、Cr的电子排布式不符合构造原理，此外还有哪些元素的基态原子电子排布不符合构造原理。
答案 (1)①1s22s22p63s23p1 第三周期ⅢA族
②1s22s22p63s23p63d54s1 第四周期ⅥB族
③1s22s22p63s23p63d64s2 第四周期Ⅷ族
④1s22s22p63s23p63d104s1 第四周期ⅠB族
⑤1s22s22p63s23p63d104s2 第四周期ⅡB族
⑥1s22s22p63s23p63d104s24p3 第四周期ⅤA族
(2)Mo(钼)、Ag(银)、Au(金)、Ru(钌)、Rh(铑)、Pd(钯)、Pt(铂)
5．(1)写出下列价电子层所对应的元素在周期表中的位置和所属的区，并指明属于金属还是非金属。
序号
①4s24p5
②4d105s2
③5s1
④3d74s2
在周期表中的位置
所属的区
金属还是非金属
(2)预言119号元素基态原子的最外层电子排布式。
答案 (1)①第四周期ⅦA族 p区 非金属
②第五周期ⅡB族 ds区 金属
③第五周期ⅠA族 s区 金属
④第四周期Ⅷ族 d区 金属
(2)8s1
总结归纳：根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置
电子排布式价电子排布式
课堂检测
1．(2019·广南县第三中学校高二开学考试)下列对元素周期表的认识正确的是( )
A．有9行7个周期
B．有16列16个族
C．有三个短周期四个长周期
D．非金属元素存在于主族与副族中
答案 C
2．下列叙述中正确的是( )
A．除0族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数
B．除短周期外，其他周期均有18种元素
C．副族元素中没有非金属元素
D．碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素
答案 C
3．外围电子排布为4d55s1的元素在周期表中的位置是( )
A．第四周期ⅠB族
B．第五周期ⅠB族
C．第四周期ⅥB族
D．第五周期ⅥB族
答案 D
4．已知M2＋的3d轨道中有6个电子。试推断：
(1)M原子的电子排布式。
(2)M原子的最外层电子数为多少？
(3)M元素在周期表中的位置。
答案 (1)1s22s22p63s23p63d64s2 (2)2 (3)第四周期Ⅷ族
5.仔细观察下图，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________(填“酸性”“碱性”或“两性”)化合物，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在空气中燃烧生成的产物为________(用化学式表示)。
答案 (1) 二 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
6．在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起。据此，人们将元素周期表分为5个区，如图所示。请回答下列问题：
(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子的电子云形状为________。
(2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其常见离子的电子排布式为________________，其中较稳定的是________。
(3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子排布式为________。
(4)在p区中，第二周期ⅤA族元素原子的价电子的轨道表示式为________。
(5)当今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们在______区中。
答案 (1)球形 (2)Fe2＋：1s22s22p63s23p63d6，Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5 Fe3＋ (3)3d104s2
(4)
(5)f第二节
第2课时 元素周期律(一)
核心素养发展目标
1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能的相对大小。
2.通过原子半径、元素第一电离能递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
知识梳理
一、原子半径
1．影响原子半径大小的因素
(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。
(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。
2．原子半径的递变规律
(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小。
(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大。
3．原子或离子半径的比较方法
(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。
(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。
(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜
r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。
(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。
课堂练习
1、判断题
(1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径( )
(2)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同( )
(3)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大( )
(4)各元素的原子半径总比离子半径大( )
(5)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小( )
答案 (1)× (2)× (3)√ (4)× (5)×
2．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＋能层数相同但铝的核电荷数大，所以Al3＋的半径小，故C项微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的。
3．下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是( )
A．NaF
B．MgI2
C．BaI2
D．KBr
答案 B
解析 题中阳离子半径由小到大的顺序为r(Mg＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Ba2＋)，阴离子半径由大到小的顺序为r(I－)＞r(Br－)＞r(F－)。要使r(阳)/r(阴)最小，应取r(阳)最小的与r(阴)最大的相比，即r(Mg2＋)/r(I－)最小。
归纳总结：粒子半径比较的一般思路
(1)“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。
(2)“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。
(3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。
二、元素的电离能
1．元素第一电离能的概念与意义
(1)概念
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叫做第一电离能，符号：I1。
②逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基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、第五电离能依此类推。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(2)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。
2．元素第一电离能变化规律
(1)每个周期的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，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。
(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。
3．电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如Li：I1?I2(2)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。
特别提醒——电离能的影响因素及特例
(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)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。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
课堂练习
1、判断题
(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强( )
(2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小( )
(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( )
(4)H的第一电离能大于C的第一电离能( )
(5)在所有元素中，氟的第一电离能最大( )
(6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大( )
(7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能( )
答案 (1)× (2)√ (3)× (4)√ (5)× (6)× (7)√
2．某主族元素的第一、二、三、四电离能依次为899
kJ·mol－1、1
757
kJ·mol－1、14
840
kJ·
mol－1、18
025
kJ·mol－1，则该元素在元素周期表中位于( )
A．第ⅠA族
B．第ⅡA族
C．第ⅢA族
D．第ⅣA族
答案 B
3．根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，判断下列说法不正确的是( )
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2
080
4
000
6
100
9
400
R
500
4
600
6
900
9
500
S
740
1
500
7
700
10
500
T
580
1
800
2
700
11
600
U
420
3
100
4
400
5
900
A.Q元素可能是0族元素
B．R和S均可能与U在同一主族
C．U元素可能在元素周期表的s区
D．原子的价电子排布式为ns2np1的可能是T元素
答案 B
总结归纳：电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价，如K：I1?I2＜I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。
(2)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。
课堂检测
1．(2019·扬州高二月考)下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是( )
A．LiI
B．NaBr
C．KCl
D．CsF
答案 A
2．若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是( )
A．离子半径：Am＋B．原子半径：AC．A的原子序数比B的大m＋n
D．b＝a－n－m
答案 B
3．气态原子生成＋1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能。元素的第一电离能是衡量元素金属性强弱的一种尺度。下列有关说法不正确的是( )
A．一般来说，元素的第一电离能越大，其金属性越弱
B．元素N的第一电离能大于元素O的第一电离能
C．金属单质跟酸反应的难易，只跟该金属元素的第一电离能有关
D．金属单质跟酸反应的难易，除跟该金属元素的第一电离能有关外，还与该单质中固态金属原子以及该金属原子失去电子后在水溶液里形成水合离子的变化有关
答案 C
4．(2019·福建三明一中段考)短周期元素X的第一至第六电离能分别为
I1＝578
kJ·mol－1 I2＝1
817
kJ·mol－1
I3＝2
745
kJ·mol－1 I4＝11
575
kJ·mol－1
I5＝14
830
kJ·mol－1 I6＝18
376
kJ·mol－1
以下说法正确的是( )
A．X原子的最外层只有1个电子
B．元素X常见化合价为＋3价
C．X原子核外有3个未成对电子
D．元素X的最高价氧化物对应的水化物为强碱
答案 B
5．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是__________________________________________。
(2)同一周期内，随着原子序数的增大，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________(填编号)。
①E(砷)＞E(硒)
②E(砷)＜E(硒)
③E(溴)＞E(硒)
④E(溴)＜E(硒)
(3)估计1
mol气态钙原子失去最外层一个电子所需最低能量E值的范围：________＜E＜________。
(4)10号元素E值较大的原因是___________________________________________________。
答案 (1)随着原子序数的增大，E值变小
(2)①③ (3)485 738 (4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构
