新设计化学苏教选修3专题2原子结构与元素的性质 第二单元第2课时.docx

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新设计化学苏教选修3专题2原子结构与元素的性质第二单元第2课时

第2课时　元素第一电离能和电负性的周期性变化

[目标导航]　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：

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。

（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容易失去电子。

（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。

议一议

1．为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2＋，Mg易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？

答案　因为Na＋、Mg2＋都达到了稳定结构，其电子排布式都为1s22s22p6，再失电子需要吸收的能量突然增大。

2．为什么原子的逐级电离能越来越大？

这些数据跟Na、Mg、Al的化合价有什么联系？

答案　因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能量较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。

从Na、Mg、Al的电离能数值可知，Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大（相当于第一电离能的10倍），故Na的化合价为＋1。

而Mg的第三电离能、Al的第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为＋2、＋3。

3．为什么镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫的大？

答案　镁的电子排布式为1s22s22p63s2，铝的电子排布式为1s22s22p63s23p1，镁的3s轨道上的电子为全充满状态，属于相对稳定结构，难失电子，所以它的第一电离能比铝的大。

磷的电子排布式为1s22s22p63s23p3，硫的电子排布式为1s22s22p63s23p4，磷的3p轨道上的电子为半充满，属于相对稳定结构，难失电子，所以它的第一电离能比硫的大。

二、元素电负性的周期性变化

1．电负性的意义

电负性是用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。

元素的电负性越大，表明元素原子在化合物中吸引电子的能力越大；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越小。

2．电负性的标准

指定氟元素的电负性为4.0，Li的电负性为1.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。

3．元素电负性的周期性变化规律

（1）同一周期从左到右，元素的电负性逐渐增大。

（2）同一主族，自上而下，元素的电负性减小。

因此电负性大的元素集中在周期表的右上角，电负性小的元素集中在周期表的左下角。

4．电负性的应用

（1）元素的电负性可用于判断一种元素是金属还是非金属，以及其活泼性强弱。

一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的元素为金属元素。

（2）利用电负性还可以判断化合物中元素化合价的正负：

电负性大的元素呈现负价，电负性小的呈现正价。

（3）利用电负性判断化合物中化学键的类型：

一般认为：

如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性的差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。

议一议

1．试比较下列两组元素的

（1）第一电离能　

（2）电负性　（3）金属性或非金属性。

第一组：

Na、Mg、Al；第二组：

Si、P、S、Cl。

答案　第一组：

（1）Mg>Al>Na，

（2）Al>Mg>Na，（3）Na>Mg>Al；第二组：

（1）Cl>P>S>Si，

（2）Cl>S>P>Si，（3）Cl>S>P>Si。

2．元素周期表中“对角线规则”内容是什么？

答案　在元素周期表中，处于左上至右下对角线上的两种元素的电负性的数值近似相等，两者的化学性质比较相似。

如铍和铝（电负性均为1.5）、锂和镁等。

Be（OH）2和Al（OH）3均具有两性，LiOH和Mg（OH）2均难溶于水、受热易分解。

一、电离能规律及其应用

1．影响电离能的因素及变化规律

电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。

（1）核电荷数、原子半径对电离能的影响

①同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势（而非逐渐增大，因ⅡA、ⅤA族元素出现特殊情况）。

碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。

②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。

（2）核外电子层排布对电离能的影响

①某原子或离子具有全充满、半充满的电子排布时，电离能较大。

如ⅡA族元素、ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，这是因为ⅡA族的元素原子的最外层原子轨道为ns2全充满稳定状态，ⅤA族的元素原子的最外层原子轨道为np3半充满的稳定状态。

各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。

②当相邻逐级电离能突然变大时，说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。

2．电离能的应用

（1）比较元素金属性的强弱

一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。

（2）确定元素原子的核外电子层排布

由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此元素的电离能会发生突变。

（3）确定元素的化合价

如果

≫

，即电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，并且主族元素的最高化合价为＋n价（或只有＋n价、0价）。

某元素的逐级电离能，若I2≫I1，则该元素通常显＋1价；若I3≫I2，则该元素通常显＋2价；若I4≫I3，则该元素通常显＋3价。

例1

　请回答下列问题：

（1）依据第2周期元素第一电离能的变化规律，参照下图B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。

（2）元素的第一电离能：

Al________（填“>”或“<”）Si。

（3）第一电离能介于B、N之间的第2周期元素有____________种。

（4）S、N、O三种元素第一电离能由大到小的顺序为________。

解析　

（1）同周期自左向右元素的第一电离能呈增大趋势，但基态N原子的2p轨道容纳3个电子，处于半满稳定状态，比较稳定，氮元素的第一电离能高于同周期相邻元素，故可标出C、N、O三种元素的相对位置。

（2）同一周期元素自左向右第一电离能有增大趋势，第一电离能Al

（3）同周期元素的第一电离能从左到右呈增大的趋势，但第ⅡA和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻主族元素的都大，所以符合要求的元素有Be、C、O。

（4）N、O元素属于同一周期，基态N原子2p轨道容纳3个电子，处于半满稳定状态，比较稳定，N元素的第一电离能大于O元素的第一电离能，O、S属于同一主族，且S元素的原子序数大于O元素，S元素的第一电离能小于O元素的第一电离能，所以第一电离能大小顺序是N>O>S。

答案　

（1）

（2）<　（3）3　（4）N>O>S

解题反思

　ⅡA族元素和ⅤA族元素的第一电离能只比同周期相邻元素的第一电离能大。

变式训练1　分析下列图表，回答问题。

（1）N、Al、Si、Ge四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：

电离能

I1

I2

I3

I4

…

In/kJ·mol－1

578

1817

2745

11578

…

则该元素是________（填写元素符号）。

（2）短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。

则M元素位于周期表的第________族。

答案　

（1）Al　

（2）ⅡA

解析　

（1）因为I4≫I3，所以该元素原子最外层有3个电子，为铝元素。

（2）元素M的各级电离能逐级增大，I1和I2差别较小，但I3≫I2>I1，I3突跃式变大，即失去2个电子后，再失去电子变为＋3价阳离子却非常困难，说明元素M失去2个电子后达到稳定结构。

解题反思

　根据元素逐级电离能判断元素化合价的方法：

若I（n＋1）≫In，则该元素的常见化合价为＋n价。

二、电负性规律及其应用

1．元素电负性的周期性变化

随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性的变化。

同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。

2．元素电负性的应用

（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，元素的金属性越强；非金属元素的电负性越大，元素的非金属性越强。

（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

一般认为：

①如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。

②如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。

（4）解释元素“对角线”规则

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，被称为“对角线规则”。

这可以由元素的电负性得到解释：

Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。

它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出它们的性质相似性，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O、Li3N和MgO、Mg3N2；Be（OH）2、Al（OH）3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。

例2

　下表是某些短周期元素的电负性（X）值：

元素符号

Li

Be

B

C

O

F

X值

1.0

1.5

2.0

2.5

3.5

4.0

元素符号

Na

Al

Si

P

S

Cl

X值

0.9

1.5

1.8

2.1

2.5

3.0

（1）根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系是_______________

________________________________________________________________________。

（2）通过分析X值变化规律，确定N、Mg最接近的X值范围：

________

（3）推测X值与原子半径的关系是________________________________。

上表中短周期元素X值的变化特点，体现了元素性质的________变化规律。

（4）某有机化合物结构简式为

，其中C—N键中，你认为共用电子对偏向于________（写原子名称）一方。

（5）经验规律告诉我们：

如果两成键元素之间的电负性X的差值（ΔX）>1.7时，它们之间通常形成离子键；ΔX<1.7时，通常形成共价键。

结合以上问题分析AlBr3中的化学键类型是________。

解析　

（1）由表中数据可知，电负性越大的元素，其非金属性越强，在反应中越易得到电子。

（2）确定X值的范围应注意取同周期递变和同主族递变的交集。

（3）分析同周期和同主族元素X值的递变，均可得出X值随原子半径的增大而减小。

（4）对比C、N的X值，应用题干中的信息，即可得出共用电子对偏向于N一方。

（5）Cl与Al的ΔX为3.0－1.5＝1.5<1.7，Br的X值小于Cl的X值，故AlBr3中成键的两原子相应元素的ΔX<1.7，为共价键。

答案　

（1）元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强

（2）0.9　1.5　2.5　3.5　（3）原子半径越大，X值越小　周期性　（4）氮　（5）共价键

解题反思

（1）不能把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。

（2）不是所有电负性差值大于1.7的元素间都形成离子键，电负性差值小于1.7的元素间都形成共价键，如Na的电负性为0.9，H的电负性是2.1，F的电负性是4.0，Na与H的电负性差值为1.2，NaH中存在离子键，H与F的电负性差值为1.9，而HF中存在共价键。

变式训练2　碳、氧、硅、锗、氟、氯、溴、镍元素在化学中占有极其重要的地位。

（1）第2周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是________。

（2）从电负性角度分析，碳、氧和硅元素的非金属性由强至弱的顺序为____________________。

（3）CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

（4）基态锗（Ge）原子的电子排布式是______________，Ge的最高价氯化物分子式是________。

该元素可能的性质或应用有________（填字母）。

A．是一种活泼的金属元素

B．其电负性大于硫

C．其单质可作为半导体材料

D．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳

（5）溴与氯能以________键结合形成BrCl，BrCl分子中，________显正电性。

BrCl与水发生反应的化学方程式为______________________________________________________。

答案　

（1）碳（或C）　

（2）O>C>Si　（3）C>H>Si

（4）1s22s22p63s23p63d104s24p2　GeCl4　C　（5）共价　Br　BrCl＋H2O===HCl＋HBrO

解析　

（1）基态Ni原子的外围电子排布式为3d84s2，原子中含有2个未成对电子，第2周期中基态元素原子中含有2个未成对电子的外围电子排布式为2s22p2和2s22p4，分别为C和O元素，而O元素的电负性大于C元素。

（2）根据同周期从左到右元素的电负性增大，同主族从上到下元素的电负性减小可知：

电负性由强到弱顺序为O>C>Si。

（3）由于元素电负性越大，吸引电子能力越强，根据电子对偏向情况可得电负性大小为C>H>Si。

（4）锗是32号元素，核外有32个电子，基态锗（Ge）原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2。

Ge的外围电子数为4，所以其最高价为＋4价，氯化物分子式是GeCl4。

Ge是一种金属元素，但最外层电子数为4，金属性不强，故A错误；硫的电负性大于硅，硅的电负性大于锗，所以锗的电负性小于硫，故B错误；锗单质是一种半导体材料，故C正确；D锗的电负性低于碳，锗的第一电离能也低于碳，故D错误。

（5）Br与Cl的电负性差别不大，所以BrCl分子中化学键为共价键，由于电负性Br

解题反思

　元素的电负性越大，元素的非金属性越强，化合物中，电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。

1．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

答案　A

解析　同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大，故A正确，C不正确；由于Mg外围电子排布为3s2，而Al为3s23p1，故铝的第一电离能小于Mg的，B不正确；D中钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于镁的，D不正确。

2．下列原子的第一电离能最大的是（　　）

A．BB．CC．AlD．Si

答案　B

3．已知：

元素X的电负性数值为2.5，元素Y的电负性数值为3.5，元素Z的电负性数值为1.2，元素W的电负性数值为2.4。

你认为上述四种元素中，哪两种最容易形成离子化合物（　　）

A．X与YB．X与WC．Y与ZD．Y与W

答案　C

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．第一电离能Y可能小于X

B．气态氢化物的稳定性：

HmY大于HnX

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，可知原子序数X>Y，由于同周期元素，所以第一电离能Y可能小于X，A正确；氢化物稳定性HmY小于HnX，B错误；最高价含氧酸的酸性X强于Y，C正确；电负性值大的吸引电子能力强，化合物中显负价，电负性值小的吸引电子能力弱，化合物中显正价。

5．回答下列问题：

（1）碳原子的核外电子排布式为______________。

与碳同周期的非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能，原因是________________________。

（2）A、B均为短周期金属元素。

依据下表数据，写出B原子的电子排布式：

________。

电离能/kJ·mol－1

I1

I2

I3

I4

A

932

1821

15390

21771

B

738

1451

7733

10540

（3）下表是第3周期部分元素的电离能[单位：

eV（电子伏特）]数据。

元素

I1/eV

I2/eV

I3/eV

甲

5.7

47.4

71.8

乙

7.7

15.1

80.3

丙

13.0

23.9

40.0

丁

15.7

27.6

40.7

下列说法正确的是________（填字母）。

A．甲的金属性比乙强

B．乙的化合价为＋1价

C．丙不可能为非金属元素

D．丁一定为金属元素

（4）Mn、Fe均为第4周期过渡金属元素，两元素的部分电离能数据列于下表：

元素

Mn

Fe

电离能

/kJ·mol－1

I1

717

759

I2

1509

1561

I3

3248

2957

锰元素位于第4周期第ⅦB族。

请写出基态Mn2＋的外围电子排布式________，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去1个电子比气态Fe2＋再失去1个电子难，对此你的解释是________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

（5）卤族元素F、Cl、Br、I的电负性由小到大的顺序是________________________。

（6）基态B原子的电子排布式为________，B和N相比，电负性较大的是________，BN中B元素的化合价为________价。

答案　

（1）1s22s22p2　N原子的2p轨道达到半充满结构，比较稳定　

（2）1s22s22p63s2　（3）A　（4）3d5　由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d轨道由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态需要的能量较多；而Fe2＋转化为Fe3＋时，3d轨道由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态需要的能量相对要少　（5）I

解析　

（1）O原子和N原子的外围电子排布分别为2s22p4、2s22p3，N原子的2p轨道半充满，结构比较稳定，所以第一电离能大。

（2）由A、B元素的各级电离能可看出，A、B两元素容易失去两个电子形成＋2价金属阳离子，故A、B元素属于ⅡA族的元素，由同主族元素电离能变化规律可知，B元素为镁元素，其原子的电子排布式为1s22s22p63s2。

（3）甲的I2≫I1，所以甲最外层有1个电子，乙的I3≫I2，所以乙最外层有2个电子，故甲为Na元素，乙为Mg元素，第3周期共有3种金属元素Na、Mg、Al，丙与丁的各级电离能都较高，故丙、丁不易失电子，应为非金属元素。

（4）ⅦB元素的族序数＝外围电子数，周期序数＝电子层数，所以基态Mn原子外围电子排布式为3d54s2，Mn2＋的外围电子排布式为3d5。

Mn2＋为3d5的半充满状态，很难失去电子，而Fe2＋为3d6，失去一个电子，即变为半充满的3d5状态，所以气态不稳定的Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难。

（5）同主族元素从上到下电负性减小。

（6）B的原子序数是5，所以基态B原子的电子排布式为1s22s2sp1；B和N都属于第2周期，同周期自左向右电负性逐渐增大，所以B和N相比，电负性较大的是N，B最外层有3个电子，所以化合价是＋3价。

[基础过关]

一、电离能变化规律及其应用

1．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　第一电离能是气态原子失去核外一个电子形成＋1价阳离子需要的最小能量；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；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。

2．元素X的各级电离能数据（单位：

kJ·mol－1）如下：

I1

I2

I3

I4

I5

I6

578

1817

2745

11578

14831

18378

则元素X的常见价态是（　　）

A．＋1B．＋2C．＋3D．＋6

答案　C

解析　对比表中电离能数据可知，I1、I2、I3电离能数值相对较小，至I4时数值突然增大，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。

3．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据（用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1）：

I1

I2

I3

I4

……

R

740

1500

7700

10500

……

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。

4．下列四种元素中，第一电离能由大到小的顺序正确的是（　　）

①原子含有未成对电子最多的第2周期元素　②电子排布为1s2的元素　③周期表中电负性最强的元素　④原子最