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高中第二节 原子结构与元素的性质第2课时教案
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这是一份高中第二节 原子结构与元素的性质第2课时教案，共10页。教案主要包含了原子半径，电离能，电负性等内容，欢迎下载使用。
一、原子半径
1．影响因素
2．递变规律
(1)同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小(稀有气体除外)。
(2)同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。
分析微粒半径大小比较的关键是什么？
[提示] ①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。②对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。③同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。
二、电离能
1．电离能的概念
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。
2．元素第一电离能变化规律
(1)对同一周期的元素而言，第一种(碱金属和氢)元素的第一电离能最小，最后一种(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)同族元素，自上而下第一电离能变小，表明自上而下原子越来越易失去电子。
3．电离能的应用
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，元素金属性越强。
三、电负性
1．键合电子和电负性的含义
(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。
(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。
2．衡量标准
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。
3．递变规律(一般情况)
(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐变大。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐变小。
4．应用：判断金属性、非金属性强弱
1．判断正误(对的在括号内打“√”，错的在括号内打“×”。)
(1)原子序数越大，核外电子数越多，原子半径越大(×)
(2)同周期，从左到右，最高正价一定由＋1价递变为＋7价(×)
(3)N、O的第一电离能和电负性均为N＜O(×)
(4)同周期中，稀有气体元素的第一电离能最小(×)
2．下列各组元素各项性质的比较正确的是( )
A．第一电离能：B>Al>GaB．电负性：As>Se>Br
C．最高正价：F>S>Si D．原子半径：P>N>C
A [B、Al、Ga为同主族元素，同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，A项正确；As、Se、Br电负性大小顺序应为Br>Se>As，B项错误；F无正化合价，C项错误；原子半径：P>C>N，D项错误。]
3．在下列横线上，填上适当的元素符号。
(1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是________，第一电离能最大的元素是________。
(2)第二、三、四周期元素中p轨道半充满的原子分别是________。
(3)电负性相差最大的两种元素是________(放射性元素除外)。
[解析] 一般来说，同周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势(除第ⅡA族、第ⅤA族元素反常外)，同周期中碱金属和氢元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，故第三周期中第一电离能最小的元素为Na，第一电离能最大的元素为Ar。电负性的递变规律：一般来说，同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同族从上到下元素的电负性逐渐减小，故周期表中电负性最大的元素是F，电负性最小的元素是Cs。
[答案] (1)Na Ar (2)N、P、As (3)F、Cs
前四周期元素第一电离能(I1)的变化如图所示。
(1)据图可知，第ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解释原因。
提示：同周期中，第ⅡA族元素的价电子排布为ns2，第ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3，np轨道分别为全空和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。
(2)根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答：
①为什么同一元素的电离能逐级增大？
②为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3?
提示：①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3＜……这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理I3＞I2、I4＞I3……In＋1＞In。
②Na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。
1．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，以后再失去的电子多数是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引力更强，从而使电离能越来越大。
(2)当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
2．影响电离能的因素
电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子排布。
(1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的吸引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。
(2)同一主族元素电子层数不同，最外层的电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的吸引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(3)电子排布是影响电离能的第三个因素
某些元素具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也较高，其电离能数值较大。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大；第ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满，p原子轨道全空，第ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，均稳定，所以它们比右侧相邻的元素的第一电离能大，出现反常。
3．电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≪I2
(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2
(3)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。
1．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·ml－1)。
下列关于元素R的判断中一定正确的是( )
A．R元素的最高正价为＋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1s22s22p1
B [从表中数据可以看出，R元素的第一、第二电离能都较小，所以反应时可以失去2个电子，那么其最高化合价为＋2价，最外层电子数为2，应为第ⅡA族元素，A、C错误，B正确；R元素可能是Mg或Be，故无法确定基态原子的电子排布式，D错误。]
2．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 ml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___________________________。
[解析] 本题主要考查元素第一电离能的变化规律。
(1)从1H、3Li、11Na、19K等同主族元素可以看出，同主族元素随着原子序数增大，E值变小。(2)从第二、三周期看，第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两元素E值都低，可以推出E(砷)＞E(硒)、E(溴)＞E(硒)。(3)据同主族、同周期元素E值变化规律可知，E(K)＜E(Ca)＜E(Mg)。(4)10号元素(Ne)原子的最外层电子排布已达8电子稳定结构。
[答案] (1)随着原子序数增大，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
下表给出了16种元素的电负性数值。
(1)根据表中数据分析同主族元素的电负性有何规律？同周期元素的电负性与原子半径间有何关系？
提示：同主族元素核电荷数越大，电负性越小。同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。
(2)预测元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素？电负性最小的元素是哪种元素(放射性元素除外)?
提示：电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Cs。
(3)利用表中数据估测钙的电负性范围。
提示：由于元素金属性强弱为K＞Ca＞Mg，所以Ca的电负性取值范围为0.8～1.2。
电负性的应用
1．判断元素的金属性和非金属性
(1)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，而位于金属、非金属界线两侧的元素的电负性则在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．判断化学键的类型
一般认为：
(1)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。
(2)如果两个成键元素原子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(如图所示)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，它们表现出的性质相似，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；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。
3．下列说法不正确的是( )
A．第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D．NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点
A [同主族自上而下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，第ⅠA族和第ⅦA族元素的电负性从上到下都逐渐减小，A项不正确；电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，B项正确；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C项正确；NaH中H为－1价，与卤素相似，能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点，D项正确。]
4．下列给出14种元素的电负性：
已知两成键元素的电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素的电负性差值小于1.7时，形成共价键。
请运用元素周期律知识完成下列各题：
(1)一般来说，同一周期中，从左到右，元素的电负性________；同一主族中，从上到下，元素的电负性________。所以，元素的电负性随原子序数递增呈________变化。
(2)短周期元素中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________，由这两种元素形成的化合物属于________(填“离子”或“共价”)化合物，用电子式表示该化合物的形成过程：__________________________。
(3)Al和F形成的化合物为________(填“离子”或“共价”，下同)化合物，Al和Cl形成的化合物为________化合物。在S和Cl形成的化合物中，________元素呈负价，理由是___________________。
(4)表中符合“对角线规则”的元素有Li和__________、Be和________、B和________，它们的性质分别有一定的相似性，其原因是___________________。
写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：___________________。
[解析] (2)短周期元素中，F的电负性最大(为4.0)，Na元素的电负性最小(为0.9)，两种元素的电负性差值为3.1，大于1.7，故NaF为离子化合物。(3)F和Al的电负性差值为2.5，大于1.7，故AlF3也为离子化合物；Cl和Al的电负性差小于1.7，故AlCl3为共价化合物；S与Cl形成的化合物中，S显正价，Cl显负价(电负性：Cl>S)。(4)根据“对角线规则”，Be和Al的性质相似，Be(OH)2为两性氢氧化物，能与强酸和强碱反应。
[答案] (1)逐渐变大 逐渐变小 周期性
(2)F Na 离子
(3)离子 共价 Cl 氯元素的电负性比硫元素大
(4)Mg Al Si 电负性数值相近 Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeOeq \\al(2－,2)＋2H2O
1．下列关于稀有气体的叙述不正确的是( )
A．各原子轨道电子均已填满
B．其原子与同周期ⅠA、ⅡA族元素的阳离子具有相同的核外电子排布
C．化学性质很不活泼
D．同周期中第一电离能最大
B [稀有气体各原子轨道电子达到稳定结构，所以化学性质不活泼，同周期中第一电离能最大。稀有气体元素原子的核外电子排布与同周期的阴离子(达到稳定结构)的电子排布相同，同时还与下一周期的ⅠA、ⅡA族元素的阳离子(失去最外层电子)具有相同的核外电子排布。]
2．元素X的各级电离能数据(单位：kJ·ml－1)如下：
则元素X的常见价态是( )
A．＋1价 B．＋2价
C．＋3价D．＋6价
C [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电离能数值突然增大，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 价。]
3．已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( )
A．原子半径：A>B>C>D
B．原子序数：d>c>b>a
C．离子半径：C>D>B>A
D．元素的第一电离能：A>B>D>C
C [A、B、C、D在元素周期表中的相对位置为根据递变规律判断。]
4．下列说法中不正确的是( )
A．第一电离能、电负性的周期性递变规律是原子核外电子排布周期性变化的结果
B．元素电负性：N
C．电负性是相对的，所以没有单位
D．分析元素电负性数值可以看出，金属元素的电负性较大，非金属元素的电负性较小
D [金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大，所以D错误。]
5．下表是元素周期表的一部分，表中的字母分别代表一种化学元素。
(1)上表第三周期中第一电离能(I1)最大的是________(填字母，下同)，c和f的I1大小关系是__________大于________。
(2)上述元素中，原子中未成对电子数最多的是________，写出该元素基态原子的核外电子排布式：__________________________。
(3)根据下表所提供的电离能数据(单位：kJ·ml－1)，回答下列问题。
①表中X可能为以上13种元素中的________元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式：__________________________。
②Y是周期表中第________族的元素。
③以上13种元素中，________元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
[解析] (1)题给周期表中所列13种元素a～m分别是Na、H、Mg、Sr、Sc、Al、Ge、C、P、O、Te、Cl、Ar，其中Na、Mg、Al、P、Cl、Ar位于第三周期，原子最稳定的是Ar，故其I1最大，Mg、Al的核外电子排布式分别为1s22s22p63s2、1s22s22p63s23p1，Mg中3s轨道为全满状态，故其I1比Al的I1大。(2)i元素最外层电子排布为3s23p3，有3个未成对电子，未成对电子数最多。(3)①由表中数据可以看出，锂和X的I1均比I2、I3小很多，说明X与Li同主族，且X的I1比Li的I1更小，说明X的金属性比锂更强，则X为Na(即a)。②由Y的电离能数据可以看出，它的I1、I2、I3比I4小得多，故Y属于第ⅢA族元素。③稀有气体元素m的原子最外层已达到稳定结构，失去核外第一个电子所需能量最多。
[答案] (1)m c f (2)i 1s22s22p63s23p3 (3)①a Na2O、Na2O2 ②ⅢA ③m发 展 目 标
体 系 构 建
1.能从原子结构的角度理解原子半径、电离能、电负性的递变规律。
2.通过原子半径、电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用该认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
电离能规律及其应用
I1
I2
I3
I4
……
740
1 500
7 700
10 500
……
电负性规律及其应用
I1
I2
I3
I4
I5
I6
578
1 817
2 745
11 578
14 831
18 378
锂
X
Y
I1
519
502
580
I2
7 296
4 570
1 820
I3
11 799
6 920
2 750
I4
—
9 550
11 600
一、原子半径
1．影响因素
2．递变规律
(1)同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小(稀有气体除外)。
(2)同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。
分析微粒半径大小比较的关键是什么？
[提示] ①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。②对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。③同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。
二、电离能
1．电离能的概念
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。
2．元素第一电离能变化规律
(1)对同一周期的元素而言，第一种(碱金属和氢)元素的第一电离能最小，最后一种(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)同族元素，自上而下第一电离能变小，表明自上而下原子越来越易失去电子。
3．电离能的应用
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，元素金属性越强。
三、电负性
1．键合电子和电负性的含义
(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。
(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。
2．衡量标准
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。
3．递变规律(一般情况)
(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐变大。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐变小。
4．应用：判断金属性、非金属性强弱
1．判断正误(对的在括号内打“√”，错的在括号内打“×”。)
(1)原子序数越大，核外电子数越多，原子半径越大(×)
(2)同周期，从左到右，最高正价一定由＋1价递变为＋7价(×)
(3)N、O的第一电离能和电负性均为N＜O(×)
(4)同周期中，稀有气体元素的第一电离能最小(×)
2．下列各组元素各项性质的比较正确的是( )
A．第一电离能：B>Al>GaB．电负性：As>Se>Br
C．最高正价：F>S>Si D．原子半径：P>N>C
A [B、Al、Ga为同主族元素，同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，A项正确；As、Se、Br电负性大小顺序应为Br>Se>As，B项错误；F无正化合价，C项错误；原子半径：P>C>N，D项错误。]
3．在下列横线上，填上适当的元素符号。
(1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是________，第一电离能最大的元素是________。
(2)第二、三、四周期元素中p轨道半充满的原子分别是________。
(3)电负性相差最大的两种元素是________(放射性元素除外)。
[解析] 一般来说，同周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势(除第ⅡA族、第ⅤA族元素反常外)，同周期中碱金属和氢元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，故第三周期中第一电离能最小的元素为Na，第一电离能最大的元素为Ar。电负性的递变规律：一般来说，同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同族从上到下元素的电负性逐渐减小，故周期表中电负性最大的元素是F，电负性最小的元素是Cs。
[答案] (1)Na Ar (2)N、P、As (3)F、Cs
前四周期元素第一电离能(I1)的变化如图所示。
(1)据图可知，第ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解释原因。
提示：同周期中，第ⅡA族元素的价电子排布为ns2，第ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3，np轨道分别为全空和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。
(2)根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答：
①为什么同一元素的电离能逐级增大？
②为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3?
提示：①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3＜……这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理I3＞I2、I4＞I3……In＋1＞In。
②Na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。
1．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，以后再失去的电子多数是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引力更强，从而使电离能越来越大。
(2)当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
2．影响电离能的因素
电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子排布。
(1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的吸引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。
(2)同一主族元素电子层数不同，最外层的电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的吸引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(3)电子排布是影响电离能的第三个因素
某些元素具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也较高，其电离能数值较大。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大；第ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满，p原子轨道全空，第ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，均稳定，所以它们比右侧相邻的元素的第一电离能大，出现反常。
3．电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≪I2
(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2
(3)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。
1．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·ml－1)。
下列关于元素R的判断中一定正确的是( )
A．R元素的最高正价为＋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1s22s22p1
B [从表中数据可以看出，R元素的第一、第二电离能都较小，所以反应时可以失去2个电子，那么其最高化合价为＋2价，最外层电子数为2，应为第ⅡA族元素，A、C错误，B正确；R元素可能是Mg或Be，故无法确定基态原子的电子排布式，D错误。]
2．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 ml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___________________________。
[解析] 本题主要考查元素第一电离能的变化规律。
(1)从1H、3Li、11Na、19K等同主族元素可以看出，同主族元素随着原子序数增大，E值变小。(2)从第二、三周期看，第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两元素E值都低，可以推出E(砷)＞E(硒)、E(溴)＞E(硒)。(3)据同主族、同周期元素E值变化规律可知，E(K)＜E(Ca)＜E(Mg)。(4)10号元素(Ne)原子的最外层电子排布已达8电子稳定结构。
[答案] (1)随着原子序数增大，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
下表给出了16种元素的电负性数值。
(1)根据表中数据分析同主族元素的电负性有何规律？同周期元素的电负性与原子半径间有何关系？
提示：同主族元素核电荷数越大，电负性越小。同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。
(2)预测元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素？电负性最小的元素是哪种元素(放射性元素除外)?
提示：电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Cs。
(3)利用表中数据估测钙的电负性范围。
提示：由于元素金属性强弱为K＞Ca＞Mg，所以Ca的电负性取值范围为0.8～1.2。
电负性的应用
1．判断元素的金属性和非金属性
(1)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，而位于金属、非金属界线两侧的元素的电负性则在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．判断化学键的类型
一般认为：
(1)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。
(2)如果两个成键元素原子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(如图所示)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，它们表现出的性质相似，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；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。
3．下列说法不正确的是( )
A．第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D．NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点
A [同主族自上而下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，第ⅠA族和第ⅦA族元素的电负性从上到下都逐渐减小，A项不正确；电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，B项正确；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C项正确；NaH中H为－1价，与卤素相似，能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点，D项正确。]
4．下列给出14种元素的电负性：
已知两成键元素的电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素的电负性差值小于1.7时，形成共价键。
请运用元素周期律知识完成下列各题：
(1)一般来说，同一周期中，从左到右，元素的电负性________；同一主族中，从上到下，元素的电负性________。所以，元素的电负性随原子序数递增呈________变化。
(2)短周期元素中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________，由这两种元素形成的化合物属于________(填“离子”或“共价”)化合物，用电子式表示该化合物的形成过程：__________________________。
(3)Al和F形成的化合物为________(填“离子”或“共价”，下同)化合物，Al和Cl形成的化合物为________化合物。在S和Cl形成的化合物中，________元素呈负价，理由是___________________。
(4)表中符合“对角线规则”的元素有Li和__________、Be和________、B和________，它们的性质分别有一定的相似性，其原因是___________________。
写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：___________________。
[解析] (2)短周期元素中，F的电负性最大(为4.0)，Na元素的电负性最小(为0.9)，两种元素的电负性差值为3.1，大于1.7，故NaF为离子化合物。(3)F和Al的电负性差值为2.5，大于1.7，故AlF3也为离子化合物；Cl和Al的电负性差小于1.7，故AlCl3为共价化合物；S与Cl形成的化合物中，S显正价，Cl显负价(电负性：Cl>S)。(4)根据“对角线规则”，Be和Al的性质相似，Be(OH)2为两性氢氧化物，能与强酸和强碱反应。
[答案] (1)逐渐变大 逐渐变小 周期性
(2)F Na 离子
(3)离子 共价 Cl 氯元素的电负性比硫元素大
(4)Mg Al Si 电负性数值相近 Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeOeq \\al(2－,2)＋2H2O
1．下列关于稀有气体的叙述不正确的是( )
A．各原子轨道电子均已填满
B．其原子与同周期ⅠA、ⅡA族元素的阳离子具有相同的核外电子排布
C．化学性质很不活泼
D．同周期中第一电离能最大
B [稀有气体各原子轨道电子达到稳定结构，所以化学性质不活泼，同周期中第一电离能最大。稀有气体元素原子的核外电子排布与同周期的阴离子(达到稳定结构)的电子排布相同，同时还与下一周期的ⅠA、ⅡA族元素的阳离子(失去最外层电子)具有相同的核外电子排布。]
2．元素X的各级电离能数据(单位：kJ·ml－1)如下：
则元素X的常见价态是( )
A．＋1价 B．＋2价
C．＋3价D．＋6价
C [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电离能数值突然增大，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 价。]
3．已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( )
A．原子半径：A>B>C>D
B．原子序数：d>c>b>a
C．离子半径：C>D>B>A
D．元素的第一电离能：A>B>D>C
C [A、B、C、D在元素周期表中的相对位置为根据递变规律判断。]
4．下列说法中不正确的是( )
A．第一电离能、电负性的周期性递变规律是原子核外电子排布周期性变化的结果
B．元素电负性：N
C．电负性是相对的，所以没有单位
D．分析元素电负性数值可以看出，金属元素的电负性较大，非金属元素的电负性较小
D [金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大，所以D错误。]
5．下表是元素周期表的一部分，表中的字母分别代表一种化学元素。
(1)上表第三周期中第一电离能(I1)最大的是________(填字母，下同)，c和f的I1大小关系是__________大于________。
(2)上述元素中，原子中未成对电子数最多的是________，写出该元素基态原子的核外电子排布式：__________________________。
(3)根据下表所提供的电离能数据(单位：kJ·ml－1)，回答下列问题。
①表中X可能为以上13种元素中的________元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式：__________________________。
②Y是周期表中第________族的元素。
③以上13种元素中，________元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
[解析] (1)题给周期表中所列13种元素a～m分别是Na、H、Mg、Sr、Sc、Al、Ge、C、P、O、Te、Cl、Ar，其中Na、Mg、Al、P、Cl、Ar位于第三周期，原子最稳定的是Ar，故其I1最大，Mg、Al的核外电子排布式分别为1s22s22p63s2、1s22s22p63s23p1，Mg中3s轨道为全满状态，故其I1比Al的I1大。(2)i元素最外层电子排布为3s23p3，有3个未成对电子，未成对电子数最多。(3)①由表中数据可以看出，锂和X的I1均比I2、I3小很多，说明X与Li同主族，且X的I1比Li的I1更小，说明X的金属性比锂更强，则X为Na(即a)。②由Y的电离能数据可以看出，它的I1、I2、I3比I4小得多，故Y属于第ⅢA族元素。③稀有气体元素m的原子最外层已达到稳定结构，失去核外第一个电子所需能量最多。
[答案] (1)m c f (2)i 1s22s22p63s23p3 (3)①a Na2O、Na2O2 ②ⅢA ③m发 展 目 标
体 系 构 建
1.能从原子结构的角度理解原子半径、电离能、电负性的递变规律。
2.通过原子半径、电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用该认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
电离能规律及其应用
I1
I2
I3
I4
……
740
1 500
7 700
10 500
……
电负性规律及其应用
I1
I2
I3
I4
I5
I6
578
1 817
2 745
11 578
14 831
18 378
锂
X
Y
I1
519
502
580
I2
7 296
4 570
1 820
I3
11 799
6 920
2 750
I4
—
9 550
11 600
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