高考化学元素第一电离能学习指导Word格式.docx
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第一电离能（kJ/mol）
2372
2038
1523
1351
1172
1038
试说明其变化的规律性.
[解析]稀有气体的第一电离能是随原子序数的增加而递减的。
因为稀有元素的原子的电子构型相似，随着原子序数的增加,原子核的核电荷增加，内层电子的屏蔽作用也增大，削弱了原子核对外层电子的引力，同时原子半径的递增也使原子核对外层电子的引力减弱。
所以稀有气体元素的第一电离能是随原子序数（或原子半径）的增加而减小。
[点拨]第一电离能的大小取决于原子核对外层电子的引力，引力小则电离能小。
Li
Be
B
C
N
O
F
502.3
899.5
800.6
1086.4
1402.3
1314.0
1681.0
10．下表是第二周期元素的第一电离能数据：
⑴将上表数据，分别以原子序数和电离能为横、纵坐标画一草图。
⑵讨论Li~Ne电离能变化的总趋势；
⑶试从电子构型解释该图中两处反常现象。
[解析]⑴从Li到Ne电离能变化的总趋势草图如下：
⑵从电离能数据和图象都可以看出，Li~Ne电离能变化的总趋势为逐渐增大。
因为同一周期从左到右（Li~F），核电荷依次增大，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的引力逐渐增大，失去电子的能力逐渐减弱，所以元素的第一电离能逐渐增大。
Ne的外层电子构型为全满的稳定结构，所以氖元素的第一电离能最大。
⑶图中两处电离能大小反常的是Be和B、N和O。
Be和B的电子排布式分别为1s22s2、1s22s22p1，Be和B的最外层电子构型分别为2s2、2s22p1，Be的2s亚层有2个电子，为全充满的稳定结构，失去其中一个电子需要较高的能量，而B的2p亚层只有一个电子，结构不稳定，失去这个电子需要的能量较低，所以第一电离能是Be比B大。
N和O的最外层电子构型分别为2s22p3、2s22p4，N的2p亚层有3个电子，为半充满的较稳定结构，失去其中一个电子需要较高的能量，而O的2p亚层有4个电子，结构不稳定，失去这个电子后变成2p3的较稳定结构，失去这个电子需要的能量较低，所以第一电离能是N比O大。
[点拨]电子构型中，全满（ns2、np6、nd10）、全空（ns0、np0、nd0）或半满（ns1、np3、nd5）是较稳定的结构。
【例析】不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需的能量叫第一电离能（设其为E），如下图所示。
是根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。
（1）同主族内不同元素的E值变化的特点是：
各主族中的E值的这种变化特点体现了元素性质的变化规律。
（2）同周期内，随原子序数增大，E值增大。
但个别元素的E值出现反常
现试预测下列关系式中正确的是______（填写编号，多选倒扣）
①E（砷）＞E（硒）②E（砷）＜E（硒）
③E（溴）＞E（硒）④E（溴）＜E（硒）
（3）估计1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：
_____________＜E＜__________
（4）10号元素E值较大的原因是___________________
解析：
此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。
①从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；
H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性。
②从第二、三周期可以看出，第ⅢA、第ⅥA族元素比同周期相邻两种元素的E值都低。
由此可以推测：
E（砷）＞E（硒），E（溴）＜E（硒）
③根据同主族、同周期元素的性质递变规律可知：
同周期从左到右E依次增大，同主族自上而下E依次减小。
则有：
E（钾）＜E（钙）＜E（镁）
④10号元素是稀有气体元素氖，达到稳定结构。
此时失去一个电子就需要很高的能量。
答案：
⑴随着原子序数增大，E值变小周期性
⑵①③
⑶485738
⑷10号元素是氖，该元素的原子最外层电子排布已达到8电子稳定结构。
例5.下图为周期表中部分元素某种性质（X值）随原子序数变化的关系。
（1）短周期中原子核外p亚层上电子数与s亚层上电子总数相等的元素是______（写元素符号）。
（2）同主族内不同元素的X值变化的特点是_________________________，同周期内，随着原子序数的增大，X值变化总趋势是________________。
周期表中X值的这种变化特点体现了元素性质的________________变化规律。
（3）X值较小的元素集中在元素周期表的_____________。
a.左下角b.右上角c.分界线附近
（4）下列关于元素此性质的说法中正确的是__________（选填代号）。
a.X值可反映元素最高正化合价的变化规律
b.X值可反映原子在分子中吸引电子的能力
c.X值大小可用来衡量元素金属性和非金属性的强弱
短周期元素中原子核外p能级上电子数与s能级上电子总数相等的元素有：
O：
1s22s22p4，Mg：
1s22s22p63s2；
由图可知：
同主族内，随着原子序数的递增，X逐渐减小，同周期内，随着原子序数的递增，X逐渐增大，它体现了元素性质的周期性变化规律，根据该规律可知：
X最大的元素在周期表的右上角，而X最小的元素在周期表的左下角，它说明X体现了元素的得电子能力的相对大小，即元素的原子吸引电子的能力或元素的金属性与非金属性的相对强弱。
（1）O，Mg；
（2）同一主族，从上到下，X值逐渐减小；
逐渐增大；
周期性；
（3）a；
（4）bc
例6.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为E）如图所示。
试根据元素在周期表中的位置，分析图中折线的变化特点，并回答下列问题。
_________________，
各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的__________变化规律。
14、下表是元素周期表的一部分，回答下列有关问题
族
周期
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
2
①
②
⒀
3
③
④
⑤
⑥
⑦
⑧
⑨
4
⑩
⑾
⑿
（1）写出下列元素符号：
①⑥⑦⑩
（2）在这些元素中，最活泼的金属元素是，最活泼的非金属元是，最不活泼的元素是。
电负性最大的是。
（3）在这些元素的最高价氧化物对应水化合物中，酸性最强的是，碱性最强的是，呈两性的氢氧化物是（只写一种），写出三者之间相互反应的化学方程式。
15、短周期元素A、B、C的原子序数逐渐增大，它们形成的离子具有相同的电子层结构，B和C的单质都能跟水剧烈反应，B为电负性数值最大的元素。
B单质与H2O反应产生A单质，0.5molC单质跟水反应时，在标准状况下放出5.6LH2，此时C转化成具有氖原子核外电子层结构的离子。
问：
（1）A、B、C各是什么元素？
（2）写出这三种元素所形成化合物的化学式，并用电子式表示它们的形成过程。
16、有A、B、C、D四种元素，其价电子数依次为1、2、6、7，其电子层数依次减少。
已知D?
D的电子构型与Ar原子相同。
A、B、C次外层电子数依次为8，8，18，试推断这四种元素，并回答下列问题：
（1）原子半径由小到大的顺序
（2）电负性由小到大的顺序；
（3）金属性由弱到强的顺序；
高考化学专题复习—电离能与电负性
黑龙江省庆安一中孙秀民
考纲要求：
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，知道主族元素电负性与元素性质的关系。
认识主族元素电负性的变化规律。
内容精讲：
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。
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。
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（XA-XB）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=
当键的离子性为50%时，相当于两元素电负性差值XA-XB=1.665。
因此，习惯上就以电负性差值ΔX大于或小于1.7作为判断该A—B键的离子性或共价性的依据。
当ΔX＞1.7时，多数属于离子键；
当ΔX＜1.7时，多数属于共价键。
离子键和共价键没有严格的界限。
典例解析;
例1、电离能是指1mol气态原子（或阳离子）失去1mol电子形成1mol气态阳离．子（或更高价气态阳离子）所需吸收的能量。
现有核电荷数小于20的元素A，其电离能数据如下（I1表示原子失去第一个电子的电离能，In表示原子失去第n个电子的电离能。
单位：
eV）
序号
I1
I2
I3
I4
I5
I6
电离能
7.644
15.03
80.12
109.3
141.2
186.5
I7
I8
I9
I10
I11
┈
224.9
266.0
327.9
367.4
1761
（1）外层电子离核越远，能量越高，电离能
（填“大”或“小”）。
阳离子电荷数越高，再失去电子时，电离能越
（2）上述11电子分属几个电子层？
（3）去掉11个电子后，该元素还有
个电子。
相当一部分学生看不懂题意，反映出的问题是不会应用相对量进行分析，从表中可看出,电离能的绝对量是I1〈I2〈I3┅但在此更应关注相对量。
相邻两个电离能的相对量是：
，
，
，┈而
，从相对量的变化说明I1、I2两个电子的排布与I3到I10八个电子的排布不同，而I11电子的排布又是另一回事。
所以上述11个电子分属三个电子层，最外层有2个电子，次外层有8个电子，是镁元素。
本题的分析还可以启发教育我们的学生，科学家是如何认识电子在核外是分层排布的。
答案:
（1）小；
大
（2）3（3）1（4）Mg（OH）2
例2、不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定的数值x来表示．若x值越大．其原子吸引电子的能力越强．在分子中形成负电荷的一方．下面是某些短周期元素的x值：
⑴通过分析x值变化规律,确定N、Mg的x值范围：
_＜x（Mg）＜_，_＜x（N）＜__。
⑵推测x值与原子半径关系是
_________。
根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的
变化规律。
⑶某有机化合物结构式为：
其中S—N中，你认为共用电子对偏向谁？
（写原子名称）。
⑷经验规律告诉我们：
当成键的两原子相应元素的x差值（Δx）即Δx＞1.7时，一般为离子键，Δx＜1.7，一般为共价键，试推断：
AlBr3中化学键类型是
。
⑸预测元素周期表中，x值最小的元素的位置：
（放射性元素除外）。
题中给出第二、第三周期元素的x值（其中缺少了氮、镁两种元素的x值），x值与这种原子在分子中吸收电子的能力有关。
可根据元素性质的周期性变化来推测镁和氮的x值。
从表中数值可看出，同周期中元素的x值随原子半径的减少而增大，x值的变化体现了元素性质的周期变化。
用x值大小可判断共价键中共用电子对偏向哪一方。
对于S—N，由于N的x值大于S的x值，所以其中共用电子对偏向N原子。
表中查不到溴的x值，可根据元素周期律来推测，氯与溴同主族，氯的x值必定比溴的x值大，而：
x（Cl）-x（Al）=3.16-1.61=1.45<
1.7，而溴与铝的x值这差必定小于1.45，所以溴化铝肯定属于共价化物。
x值越小，元素的金属越强，x值最小的元素应位于第六周期的IA主族。
（1）0.93<
x（Mg）<
1.61，2.55<
x（N）<
3.44。
（2）同周期（同主族）中，x值大，其原子半径越小；
周期性。
（3）氮原子。
（4）共价键。
（5）第六周期IA主族。
专题训练：
1、不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为Ｅ）如下图所示。
试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。
（1）同主族内不同元素的Ｅ值变化的特点是：
＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
各主族中Ｅ值的这种变化特点体现了元素性质的＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿变化规律。
（2）同周期内，随原子序数增大，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＿＿＿＿＿＿（填写编号，多选倒扣）
①Ｅ（砷）＞Ｅ（硒）②Ｅ（砷）＜Ｅ（硒） ③Ｅ（溴）＞Ｅ（硒）④Ｅ（溴）＜Ｅ（硒）
（3）估计１ｍｏｌ气态Ｃａ原子失去最外层一个电子所需能量Ｅ值的范围：
_________
＜Ｅ＜＿＿＿＿＿＿＿
（4）１０号元素Ｅ值较大的原因是＿＿＿＿＿＿＿＿。
2．下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别表示一种化学元素
⑴下列
（填写编号）组元素可能都是电的良导体。
①a、c、h
②b、g、k
③c、h、l
④d、e、f
⑵如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。
核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：
A、原子核对核外电子的吸引力；
B、形成稳定结构的倾向
（2）下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJ/mol）：
①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。
＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
②表中X可能为以上13种元素中的＿＿＿＿＿＿＿（填写字母）元素。
用元素符号表示X和j形成化合物的化学式＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿；
Y是周期表中＿＿＿＿＿＿族元素。
③以上13种元素中，＿＿（填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
3．电离能是指由蒸气状态的孤立原子移去电子形成阳离子需要的能量。
从中性原子中移去第一个电子所需的能量为第一电离能（I1），移去第二个电子所需要的能量为第二电离能（I2），依次类推。
现有5种元素A，B，C，D，E，其中I1～I3分裂下表，根据表中数据判断其中的金属元素有___，稀有气体元素有___，最活泼的金属是___，显二价的金属是___。
附表各元素的电离能
4．1932年美国化学家鲍林（L．Pauling）首先提出了电负性的概念。
电负性（用X表示）也是元素的一种重要性质，下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：
H
电负性
2.1
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
0.9
1.2
1.7
2.3
0.8
请仔细分析，回答下列有关问题：
（1）预测周期表中电负性最大的元素应为______；
估计钙元素的电负性的取值范围：
____＜X＜____。
（2）根据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化的规律是____________
______________________________；
简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系__________________________________________________________________。
（3）经验规律告诉我们：
当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于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中形成的化学键的类型为________，其理由是______________________________________________________。
5．元素的原子在分子中吸引电子的能力可以用电负性X表示。
下表是某些短周期元素的X值：
元素符号
X值
0.98
1.57
2.04
2.55
3.04
3.44
3.98
0.93
1.31
1.61
2.19
2.58
⑴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
⑵试推测，周期表所列元素中除放射性元素外，电负性最小的元素与电负性最大的元素形成的化合物的电子式为
⑶若NCl3最初水解产物是NH3和HClO，则X（Cl）的最小范围：
＜X（Cl）＜
（填表中数值）；
若已知X（P）＜X（Cl），则PCl3水解的化学反应
方程式是
6．1932年，美国化学大师LinusPauling提出电负性（用希腊字母χ表示）的概念，
用来确定化合物中原子某种能力的相对大小。
LinusPauling假定F的电负性为4，并通过热化学方法建立了其他元素的电负性。
LinusPauling建立的主族元素的电负性如下：
H：
Li：
Be：
B：
C：
N：
F：
Na：
Mg：
Al：
Si：
1.8
P：
S：
Cl：
K：
Ca：
Ga：
1.6
Ge：
As：
Se：
2.4
Br：
2.8
Rb：
Sr：
In：
Sn：
Sb：
1.9
Te：
χ
I：
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