专题十三 元素电负性、电离能与元素推断 - 备战2024年高考化学二轮复习讲与练

专题十三 元素电负性、电离能与元素推断 1.掌握元素周期表的编排原则和整体结构，掌握元素周期律的内容和本质。 2.掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的变化规律。 3.对“位－构－性”有充分的认识，并能将元素周期表、原子的电子层结构、元素单质及其化合物的性质等内容结合起来进行综合运用。 考点一 元素周期律　电离能　电负性 1．主族元素周期性变化规律 项目 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 原子结构 电子层数 相同 依次增加 最外层电子数 依次增加 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 元素性质 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 化合价 最高正化合价：＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝主族序数－8(H为－1价) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 化合物性质 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强 简单气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 2.电离能 (1)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，通常用I表示，单位：kJ·mol－1。其中，元素原子失去一个电子的电离能称为第一电离能，用符号I1表示。 (2)规律 ①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能出现反常。 ②同族元素：从上到下第一电离能逐渐变小。 ③同种原子：逐级电离能越来越大。 (3)应用 ①判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。 ②判断元素的化合价 如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。 ③判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 3．电负性 (1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强。 (2)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，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。 (3)变化规律 ①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐变大，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐变小。 ②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。 (4)应用 4．定性判断金属性、非金属性的一般方法 金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强 ②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 非金属性 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 【归纳总结】电子层结构相同的微粒半径大小规律 电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增加而减小，如O2－>F－>Na＋>Mg2＋>Al3＋。可归纳为电子层排布相同的离子，(表中位置)阴离子在阳离子前一周期，原子序数大的半径小，概括为“阴前阳下，序大径小”。 1．元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(　　) 2．元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强，碱性越强，金属性越强(　　) 3．元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱(　　) 4．元素的原子得电子越多，非金属性越强，失电子越多，金属性越强(　　) 5．同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小(　　) 1.[2023·湖南卷]日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为3W3(ZX4)2·WY2。已知：X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素，W为金属元素。基态X原子s轨道上的电子数和p轨道上的电子数相等，基态X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2∶1∶3。下列说法正确的是(　　) A．电负性：X>Y>Z>W B．原子半径：X<Y<Z<W C．Y和W的单质都能与水反应生成气体 D．Z元素最高价氧化物对应的水化物具有强氧化性 2．[2023·辽宁卷]某种镁盐具有良好的电化学性能，其阴离子结构如下图所示。W、X、Y、Z、Q是核电荷数依次增大的短周期元素，W、Y原子序数之和等于Z，Y原子价电子数是Q原子价电子数的2倍。下列说法错误的是(　　) A．W与X的化合物为极性分子 B．第一电离能Z>Y>X C.Q的氧化物是两