专题04 电离能、电负性变化规律与应用（重难点讲义）化学沪科版选择性必修2

专题04电离能、电负性变化规律与应用 1．认识元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律。 2．掌握元素电离能的涵义，并能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 3．理解电负性的涵义，并能依据电负性判断某些元素的金属性和非金属性的强弱，判断化学键的类型。 一、电离能及应用 1．电离能 (1)概念：气态原子或气态离子失去______________所需要的最小能量。 (2)符号：_____，单位：________。 2．第一电离能 (1)定义：气态电中性基态原子失去______________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。第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。 (2)意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即第一电离能数值越_____，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越_____，原子越难失去一个电子。 (3)变化规律 一般规律：同周期：随原子序数的递增而增大；同周期中，第一电离能最小的是_____________的元素，最大的是______________元素；第一电离能最大的元素是_____。同主族：随原子序数的递增而________。 3．第一电离能的影响因素 (1)同一周期：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________，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越_____。 (2)同一族：同一族元素电子层数不同，最外层电子数________，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对电子引力越_____，越易失去电子，电离能也就越_____。 (3)电子排布：各周期中稀有气体元素的电离能________，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子(He为2电子)最外层电子构型。某些元素具有_____充满和_____充满的电子构型，稳定性也较高，如Be(2s2)、N(2s22p3)、Mg(3s2)、P(3s23p3)比同周期相邻元素的第一电离能_____。 4．电离能的应用 (1)确定元素原子的核外电子排布。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，而且最外层上只有________电子。 (2)确定元素的化合价。如K元素I1≪I2<I3，表明K原子容易失去________电子形成＋1价阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性就越_____；I1越小，元素的金属性就越_____。 (4)ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，导致这两族元素原子第一电离能________。 二、电负性及应用 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 (1)定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 (2)意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越_____。 (3)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，得出各元素的电负性。 3．电负性的变化规律 (1)同周期从左到右，元素的电负性逐渐________。 (2)同主族自上而下，元素的电负性呈________的趋势。 (3)周期表中，电负性大的元素集中在元素周期表的________方，电负性小的元素集中在元素周期表的________方。 4．电负性的意义 元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越_____，该元素的非金属性越_____；元素电负性越小，其原子在化合物中吸引电子的能力越_____，则该元素的金属性越_____。 5．电负性的应用 (1)判断金属性、非金属性的强弱 电负性大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据。 (2)元素的电负性数值大小与化合物类型的关系 (3)电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负值的关系 电负性数值小的元素的化合价为_____值；电负性数值大的元素的化合价为_____值。如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，故在NaH中Na显正价，H显负价。 题型01元素第一电离能大小比较 【典例】(2025·上海第二中学高二期末)N、O、S三种元素第一电离能由大到小的顺序为___________。 A．O>S>N B．S>N>O C．N>O>S D．O>N >S 提分速记 电离能大小比较策略与模板 1．电离能与原子结构 答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。 答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B, 故第一电离能A小于B。 2．电离能与半充满、全充满 答题策略：能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。 答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子，×××电离能大。 【变式】(2025·上海格致中学高二期末)锰和铬的第二电离能分别为1509 kJ·mol−1、1590.6 kJ·mol−1。I2(Cr)＞ I2(Mn)的原因 。 题型02元素第一电离能变化规律及应用 【典例】(2026·上海徐汇中学高三第一次测试)与Si同周期的部分元素的电离能如下图所示，其中a、b和c分别代表____________。 A．a为I1，b为I2，c为I3 B．a为I2，b为I3，c为I1 C．a为I3，b为I2，c为I1 D．a为I1、b为I3，c为I2 提分速记 1．电离能越小，金属原子越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。 2．第2、3、4周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能分别大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。 3．如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠原子的最外层电子数为1，钠元素I2≫I1，其化合价为＋1。多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，当电离能的变化出现突变时，电子所在的电子层数就可能发生变化。 【变式】根据下表中五种元素的电离能(单位：kJ·mol－1)数据，下列说法不正确的是_______。 　 电离能 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.T的氯化物最可能的化学式为TCl3 B．氦元素最有可能与Q元素位于同一族 C．在周期表中，最可能处于同一族的是R和U D．U元素最有可能为K，R元素最有可能为Li 题型03元素的电负性变化规律 【典例】(2025·上海黄浦二模)中所含元素的电负性由小到大排列顺序为_______。 A． B． C． D． 【变式】如表给出的是8种元素的电负性的值，运用表中数据解答下题 元素 Na Mg Al Si P S Cl K 电负性 0.9 1.2 1.5 1.7 2.1 2.3 3.0 0.8 估计钙元素的电负性的取值范围_______。 A．小于0.8 B．大于1.2 C．在0.8与1.2之间 D．在0.8与1.5之间 题型04元素的电负性应用 【典例】已知：元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质；两成键元素间电负性差值大于 1.7 时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于 1.7 时，形成共价键。下表给出了14 种元素的电负性，则下列说法错误的是_______。 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 2.8 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7 A．随着原子序数递增，元素的电负性呈周期性变化 B．元素电负性越大，其非金属性越强 C．根据电负性数据可知 Mg3N2 中含有离子键 D．BeCl2 因含金属元素铍，故属于离子化合物 【变式】(2026·上海北郊中学高三质量评估)(12)已知电负性数据如下表： 元素 电负性 元素 电负性 元素 电负性 元素 电负性 元素 电负性 C 2.55 O 3.44 N 3.04 Zn 1.65 H 2.2 根据电负性数据，以上元素两两能形成离子化合物的化学式是 。 【巩固训练】 1．具有下列电子构型的元素中，第一电离能最小的是_______。 A．ns2np3 B．ns2np4 C．ns2np5 D．ns2np6 2．(2025·上海市三林中学高三期中考试)下列元素的第一电离能依次减小的是_______。 A．H、Li、Na、K B．C、N、P、S C．Na、Mg、Al、Si D．Si、Al、Mg、Na 3．下列价电子排布式表示的四种元素中，电负性最大的是_______。 A．4s1 B．2s22p3 C．3s23p4 D．3d64s2 4．下列原子的价电子排布中，电负性最小的是_______。 A．3s2 B．3s23p3 C．3s23p4 D．3s23p5 5．下列各组元素按电负性大小排列正确的是_______。 A．F>N>O B．O>Cl>F C．As>P>N D．Cl>S>As 6．下列各组元素中，电负性依次减小的是_______。 A．O、Cl、H B．K、Na、Al C．As、P、H D．O、S、Cl 7．下列化合物中，组成元素的电负性相差最大的为_______。 A．HI B．LiI C．CsF D．KI 9．从P和S；Mg和Ca；Al和Si三组原子中，分别找出原子的第一电离能较高的元素，这三种元素的原子序数之和是_______。 A．40 B．48 C．41 D．49 9．元素X的各级电离能数据如下： I1 I2 I3 I4 I5 I6 I/(kJ·mol－1) 578 1 817 2 745 11 578 14 831 18 378 则元素X的常见价态是_______。 A．＋1 B．＋2 C．＋3 D．＋6 10．已知元素电负性：X为2.1，Y为3.5，Z为2.6，W为1.2。上述四种元素中，最容易形成离子化合物的两种元素是_______。 A．X与Y B．X与W C．Y与Z D．Y与W 11．如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是_______。 A．y轴表示的可能是第一电离能 B．y轴表示的可能是电负性 C．y轴表示的可能是原子半径 D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数 12．如表是同周期三种主族元素X、Y、Z的电离能数据(单位：kJ•mol-1)。下列判断错误的是_______。 元素代号 I1 I2 I3 I4 X 496 4562 6912 9543 Y 578 1817 2745 11575 Z 738 1451 7733 10540 A．X为第IA族元素 B．的价电子排布式为ns 2np 1 C．Z位于元素周期表s区 D．金属性：X>Y>Z 13．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol-1。根据下表所列数据判断错误的是 电离能 元素 I1 I2 I3 I4 X 496 4562 6912 9543 Y 578 1817 2745 11600 A．元素X的常见化合价是+1价 B．元素Y是ⅢA族的元素 C．元素X与氧形成化合物时，化学式可能是X2O2 D．若元素Y处于第三周期，则它可与冷水剧烈反应 14．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______________________________________________。 15．根据信息回答下列问题： 不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值： 元素 符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl 电负 性值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 (1)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围：________________。 (2)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系：__________________________________。 (3)推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物： AlF3__________________，AlCl3_____________________，AlBr3________________。 (4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显________(填“正”或“负”)价，理由是_______________。 【强化训练】 1．下列微粒对应的元素电负性最大的是_______。 A． B．基态原子核外电子排布式： C．基态原子价电子排布图： D．第二周期元素基态原子p能级电子数比s能级电子数多1 2．已知X、Y是短周期的两种主族元素，下列有关比较或说法中一定正确的是_______。 选项 条件 结论 A 若原子半径：X>Y 原子序数：X<Y B 化合物XnYm中X显负价 元素的电负性：X>Y C 若价层电子数：X>Y 最高正价：X>Y D 若X、Y最外层电子数分别为1、7 X、Y之间一定能形成离子键 3．位于三个周期的短周期元素X、Y、Z、M、N的原子序数依次增大，又知Y原子的最外层电子数是其内层电子总数的3倍，M原子的最外层上只有2个电子，Z与X位于同一主族，N与Y位于同一主族。下列叙述不正确的是_______。 A．原子半径：r(Z)>r(M)>r(N)>r(Y)>r(X) B．元素的电负性：Y>N>X>Z C．元素的第一电离能：I1(M)>I1(Z)>I1(X) D．原子中的未成对电子数：N=Y>Z>M 4．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 2080 4000 6100 9400 R 500 4600 6900 9500 S 740 1500 7700 10500 T 580 1800 2700 11600 U 420 3100 4400 5900 A．元素的第一电离能最大的可能是Q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．原子的价电子排布为ns2np1的可能是T元素 5．五种短周期元素X、Y、Z、L、M的某些性质如下表所示，下列判断错误的是_______。 元素 X Y Z L M 最低化合价 －4 －2 －1 －2 0 电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 1.0 A.元素L、M可形成离子化合物 B．Z在周期表中的位置为第三周期第ⅦA族 C．借助电负性数值预测：YLZ2加入水中可生成YL2 D．基态X原子的核外电子共占据3个原子轨道 6．元素的电负性是元素的一种基本性质，下面给出10种元素的电负性。 元素 Al Be Mg C Cl Na Li N Si O H 电负性 1.5 1.5 2.5 3.0 0.9 1.0 3.0 1.8 3.5 2.1 已知： i.通常两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。 ii.在水等强极性溶剂中，成键原子电负性的差异是影响化学键断裂难易程度的原因之一。水化物M－O－H(M代表某种元素)结构中，成键原子电负性差异越大，所成化学键越容易断裂，电离出OH-或H+。 ①通过分析电负性的变化规律，确定Mg元素电负性的最小范围 。 ②下列物质属于离子化合物的是 (填字母)。 A．BeCl2 B．Li3N C．HCl D．CCl4 ③请设计实验方案证明②中你选出物质为离子化合物 。 ④结合电负性数据，解释HClO水溶液显酸性而不显碱性的依据是 。 7．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下面是某些短周期元素的x值： 元素符号 Li Be B C O F x值 0.98 1.57 2.04 2.25 3.44 3.98 元素符号 Na Al Si P S Cl x值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 (1)推测在同周期的元素中x值与原子半径的关系是________。短周期元素x值的变化特点，体现了元素性质的________变化规律。 (2)通过分析x值的变化规律，确定Mg、N的x值范围：__________<x(Mg)<__________，__________<x(N)<________。 (3)在P—N键中，共用电子对偏向________原子。 (4)经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值即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________。 (5)推测元素周期表中，x值最大的元素是________。 (6)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物，还是共价化合物的方法是：_________________________ (写出判断的方法)；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：__________________。 8．太阳能的开发利用在新能源研究领域中占据重要地位。单晶硅太阳能电池片在加工时，一般掺杂微量的铜、硼、镓、硒、钛、矾等。回答下列问题： (1)VO2+与可形成配合物。中，第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。 (2)镓与硒相比，电负性更大的是 (填元素符号)。 (3)在第二周期元素中，第一电离能介于B和N两元素之间的有 。 (4)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒与硅的电负性相对大小为 Se (填“>”或“<”) Si 。与 Si 同周期的部分元素的电离能如图所示，其中a、b和c分别代表 (填字母)。 A．a为I1，b为I2，c为I3 B．a为I2，b为，c为I1 C．a为I3，b为I2，c为I1 D．a为I1，b为I3，c为I2 9．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__________________。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。试推测下列关系式中正确的是________。 ①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒) ③E(溴)>E(硒) ④E(溴)<E(硒) (3)估计1 mol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_____________________________________________ _____________________________________________________________________。 10．随着能源技术的发展，科学家们将目光聚焦于锂的开发与研究。 (1)基态Li原子中电子占据最高能级的符号是____，占据该能级电子的电子云轮廓图的形状为____形。 (2)在周期表中，与Li元素的化学性质最相似的邻族元素是____(填元素符号)。 (3)部分元素的第一电离能(I1)如表所示。 元素 Li Be Na K I1(kJ·mol-1) 520 900 496 419 ①碱金属的第一电离能与碱金属的金属性的联系是________________。 ②Be的第一电离能比Li的大，从原子结构角度分析其原因是____________________。 11．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·mol－1)，回答下列问题。 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 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。 12．根据信息回答下列问题： (1)如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。 ①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为 ＜Al＜ (填元素符号)；②图中Ge元素中未成对电子有 个；③图中的C和N可以形成分子(CN)2，该分子中键与键之间的夹角为180°，并有对称性，分子中每个原子最外层均满足8电子稳定结构，其结构式为 ，1个分子中含有 个π键。 (2)已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出部分元素的电负性： 元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。 ①通过分析电负性值变化规律，确定Al元素电负性值的最小范围 ；②判断下列物质是离子化合物还是共价化合物： A．Li3N B．PCl3 C．MgCl2 D．SiC I.属于离子化合物的是 ；II．属于共价化合物的是 ； 13 / 14 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题04电离能、电负性变化规律与应用 1．认识元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律。 2．掌握元素电离能的涵义，并能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 3．理解电负性的涵义，并能依据电负性判断某些元素的金属性和非金属性的强弱，判断化学键的类型。 一、电离能及应用 1．电离能 (1)概念：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量。 (2)符号：I，单位：kJ·mol－1。 2．第一电离能 (1)定义：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。第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。 (2)意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即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。 (3)变化规律 一般规律：同周期：随原子序数的递增而增大；同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有气体元素；第一电离能最大的元素是氦。同主族：随原子序数的递增而减小。 3．第一电离能的影响因素 (1)同一周期：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，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大。 (2)同一族：同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。 (3)电子排布：各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子(He为2电子)最外层电子构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性也较高，如Be(2s2)、N(2s22p3)、Mg(3s2)、P(3s23p3)比同周期相邻元素的第一电离能大。 4．电离能的应用 (1)确定元素原子的核外电子排布。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，而且最外层上只有一个电子。 (2)确定元素的化合价。如K元素I1≪I2<I3，表明K原子容易失去一个电子形成＋1价阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性就越强；I1越小，元素的金属性就越强。 (4)ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，导致这两族元素原子第一电离能反常。 二、电负性及应用 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 (1)定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 (2)意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 (3)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，得出各元素的电负性。 3．电负性的变化规律 (1)同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大。 (2)同主族自上而下，元素的电负性呈减小的趋势。 (3)周期表中，电负性大的元素集中在元素周期表的右上方，电负性小的元素集中在元素周期表的左下方。 4．电负性的意义 元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强，该元素的非金属性越强；元素电负性越小，其原子在化合物中吸引电子的能力越弱，则该元素的金属性越强。 5．电负性的应用 (1)判断金属性、非金属性的强弱 电负性大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据。 (2)元素的电负性数值大小与化合物类型的关系 (3)电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负值的关系 电负性数值小的元素的化合价为正值；电负性数值大的元素的化合价为负值。如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，故在NaH中Na显正价，H显负价。 题型01元素第一电离能大小比较 【典例】(2025·上海第二中学高二期末)N、O、S三种元素第一电离能由大到小的顺序为___________。 A．O>S>N B．S>N>O C．N>O>S D．O>N >S 【答案】C 【解析】第一电离能受原子半径、电子排布和核电荷数影响。N和O同周期，N的2p轨道半充满更稳定，故N> O；O和S同主族，O原子半径更小，故O > S。因此三种元素第一电离能由大到小的顺序为N>O>S；故选C。 提分速记 电离能大小比较策略与模板 1．电离能与原子结构 答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。 答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B, 故第一电离能A小于B。 2．电离能与半充满、全充满 答题策略：能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。 答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子，×××电离能大。 【变式】(2025·上海格致中学高二期末)锰和铬的第二电离能分别为1509 kJ·mol−1、1590.6 kJ·mol−1。I2(Cr)＞ I2(Mn)的原因 。 【答案】因为Cr+的价电子层电子排布式为3d5，属于半充满，相对稳定。Mn+的价电子层电子排布式为3d54s1，再失去一个电子可达到半充满的比较稳定的状态。 【解析】Cr 是24号元素，基态价电子排布式为3d54s1。失去 1个电子后，价电子层电子排布式变为3d5，3d5属于半充满状态，比较稳定。Mn是25号元素，基态价电子排布式为3d54s2。失去 1 个电子后，价电子层电子排布式为3d54s1，此时若再失去 1 个电子变为3d5，是从不太稳定的状态转变为相对稳定的半充满状态，相对容易失去电子。故答案为：因为Cr+的价电子层电子排布式为3d5，属于半充满，相对稳定。Mn+的价电子层电子排布式为3d54s1，再失去一个电子可达到半充满的比较稳定的状态。 题型02元素第一电离能变化规律及应用 【典例】(2026·上海徐汇中学高三第一次测试)与Si同周期的部分元素的电离能如下图所示，其中a、b和c分别代表____________。 A．a为I1，b为I2，c为I3 B．a为I2，b为I3，c为I1 C．a为I3，b为I2，c为I1 D．a为I1、b为I3，c为I2 【答案】B 【解析】第三周期主族元素中，从左到右第一电离能呈增大趋势，镁原子的3s轨道为全充满结构、磷原子的3p轨道为稳定的半充满结构，元素的第一电离能大于相邻元素，所以第一电离能钠元素最小、氯元素最大，Mg(12号元素)、P(15号元素)反常，则为图c代表第一电离能；钠原子失去1个电子后，2p轨道为稳定的全充满结构，Al+的3s轨道为全充满结构、S+的3p轨道为稳定的半充满结构，元素的第二电离能大于相邻元素，所以第二电离能Na(11号元素)、Al(13号元素)、S(16号元素)反常，则图a代表第二电离能；镁原子失去2个电子，2p轨道为稳定的全充满结构，Si2+的3s轨道为全充满结构、Cl2+的3p轨道为稳定的半充满结构，元素的第三电离能大于相邻元素，所以第三电离能Mg(12号元素)、Si(14号元素)、Cl(17号元素)反常，图b代表第三电离能；故选B。 提分速记 1．电离能越小，金属原子越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。 2．第2、3、4周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能分别大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。 3．如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠原子的最外层电子数为1，钠元素I2≫I1，其化合价为＋1。多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，当电离能的变化出现突变时，电子所在的电子层数就可能发生变化。 【变式】根据下表中五种元素的电离能(单位：kJ·mol－1)数据，下列说法不正确的是_______。 　 电离能 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.T的氯化物最可能的化学式为TCl3 B．氦元素最有可能与Q元素位于同一族 C．在周期表中，最可能处于同一族的是R和U D．U元素最有可能为K，R元素最有可能为Li 【答案】D 【解析】当In＋1≫In时，元素的最高化合价为＋n，故R和U最高价为＋1，S最高价为＋2，T最高价为＋3，A、C项正确；由表中数据可知，Q元素各电离能都较大，而且各级电离能之间无太大差距，故Q最可能为稀有气体元素，所以氦元素最有可能与Q元素位于同一族，B项正确；R出现了I4，而锂核外只有3个电子，D项错误。 题型03元素的电负性变化规律 【典例】(2025·上海黄浦二模)中所含元素的电负性由小到大排列顺序为_______。 A． B． C． D． 【答案】A 【解析】同周期元素的电负性随原子序数的增大而增大，所以电负性C<O<F，在甲烷分子中碳元素显负价，吸引电子能力强，所以电负性H<C，所以电负性由小到大排列顺序为H<C<O<F；故选A。 【变式】如表给出的是8种元素的电负性的值，运用表中数据解答下题 元素 Na Mg Al Si P S Cl K 电负性 0.9 1.2 1.5 1.7 2.1 2.3 3.0 0.8 估计钙元素的电负性的取值范围_______。 A．小于0.8 B．大于1.2 C．在0.8与1.2之间 D．在0.8与1.5之间 【答案】C 【解析】同一周期从左至右，电负性增大；同一主族从上到下，电负性减小，钙元素的电负性应小于Mg的而大于K的，即Ca的电负性的取值范围：0.8<X<1.2，C项正确；故选C。 题型04元素的电负性应用 【典例】已知：元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质；两成键元素间电负性差值大于 1.7 时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于 1.7 时，形成共价键。下表给出了14 种元素的电负性，则下列说法错误的是_______。 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 2.8 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7 A．随着原子序数递增，元素的电负性呈周期性变化 B．元素电负性越大，其非金属性越强 C．根据电负性数据可知 Mg3N2 中含有离子键 D．BeCl2 因含金属元素铍，故属于离子化合物 【答案】D 【解析】元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。根据已知条件及表中数值可知，Mg3N2中两元素的电负性差值为1.8，大于1.7，形成的是离子键，此化合物为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两元素的电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，均形成共价键，所以这三种物质为共价化合物。详解：A项，随着原子序数递增，元素的电负性呈周期性变化，故A项正确；B项，元素电负性越大，其非金属性越强，故B项正确；C项，根据电负性数据可知 Mg3N2 中含有离子键，故C项正确；D项， BeCl2 属于共价化合物，故D项错误；故选D。 【变式】(2026·上海北郊中学高三质量评估)(12)已知电负性数据如下表： 元素 电负性 元素 电负性 元素 电负性 元素 电负性 元素 电负性 C 2.55 O 3.44 N 3.04 Zn 1.65 H 2.2 根据电负性数据，以上元素两两能形成离子化合物的化学式是 。 【答案】(12)ZnO 【解析】(12)要判断两种元素能否形成离子化合物，需依据电负性差值：一般来说，当两种元素的电负性差值大于1.7时，易形成离子化合物。分析表中元素的电负性：Zn的电负性为1.65，O的电负性为3.44，二者电负性差值为3.44−1.65=1.79>1.7，所以Zn和O可形成离子化合物，化学式为ZnO。 【巩固训练】 1．具有下列电子构型的元素中，第一电离能最小的是_______。 A．ns2np3 B．ns2np4 C．ns2np5 D．ns2np6 【答案】B 【解析】ns2np3的为半充满稳定结构，第一电离能为ns2np3＞ns2np4，对于题给四个选项，其第一电离能由小到大顺序为ns2np4＜ns2np3＜ns2np5＜ns2np6，即第一电离能最小的电子构型为ns2np4的元素。 2．(2025·上海市三林中学高三期中考试)下列元素的第一电离能依次减小的是_______。 A．H、Li、Na、K B．C、N、P、S C．Na、Mg、Al、Si D．Si、Al、Mg、Na 【答案】A 【解析】A项，H、Li、Na、K属于同一主族元素，从上到下，第一电离能依次减小，A符合题意；B项，C、N的第一电离能：N＞C，B不符合题意；C项，Na、Mg、Al、Si属于同周期元素，从左到右，第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能大于其右边相邻元素的第一电离能，则第一电离能从大到小为：Si、Mg、Al、Na，C不符合题意；D项，Si、Al、Mg、Na的第一电离能从大到小为：Si、Mg、Al、Na，D不符合题意；故选A。 3．下列价电子排布式表示的四种元素中，电负性最大的是_______。 A．4s1 B．2s22p3 C．3s23p4 D．3d64s2 【答案】B 【解析】由价电子排布式可知A是钾、B是氮、C是硫、D是铁，根据元素的性质及元素周期律可知氮的电负性最大。 4．下列原子的价电子排布中，电负性最小的是_______。 A．3s2 B．3s23p3 C．3s23p4 D．3s23p5 【答案】A 【解析】同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，A、B、C、D分别为Mg、P、S、Cl，故Mg的电负性最小，选A。 5．下列各组元素按电负性大小排列正确的是_______。 A．F>N>O B．O>Cl>F C．As>P>N D．Cl>S>As 【答案】D 【解析】A项O>N；B项F的电负性最大；C项应为N>P>As；D项正确。 6．下列各组元素中，电负性依次减小的是_______。 A．O、Cl、H B．K、Na、Al C．As、P、H D．O、S、Cl 【答案】A 【解析】A项，三种元素电负性从大到小的顺序为O、Cl、H，正确；B项，三种元素电负性从大到小的顺序为Al、Na、K，错误；C项，P、H的电负性比As的大，错误；D项，三种元素电负性从大到小的顺序为O、Cl、S，错误。 7．下列化合物中，组成元素的电负性相差最大的为_______。 A．HI B．LiI C．CsF D．KI 【答案】C 【解析】电负性最强的元素在元素周期表的右上方即氟元素，电负性最小的在元素周期表的左下方即Cs元素，故选C。 9．从P和S；Mg和Ca；Al和Si三组原子中，分别找出原子的第一电离能较高的元素，这三种元素的原子序数之和是_______。 A．40 B．48 C．41 D．49 【答案】C 【解析】第一电离能I1(P)＞I1(S)(同周期ⅤA族元素高于ⅥA族元素)，I1(Mg)＞I1(Ca)(同主族递变规律)，I1(Si)＞I1(Al)(同周期递变规律)，所以三种元素的原子序数之和为15＋12＋14＝41。 9．元素X的各级电离能数据如下： I1 I2 I3 I4 I5 I6 I/(kJ·mol－1) 578 1 817 2 745 11 578 14 831 18 378 则元素X的常见价态是_______。 A．＋1 B．＋2 C．＋3 D．＋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。 10．已知元素电负性：X为2.1，Y为3.5，Z为2.6，W为1.2。上述四种元素中，最容易形成离子化合物的两种元素是_______。 A．X与Y B．X与W C．Y与Z D．Y与W 【答案】D 【解析】如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。 11．如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是_______。 A．y轴表示的可能是第一电离能 B．y轴表示的可能是电负性 C．y轴表示的可能是原子半径 D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数 【答案】B 【解析】A项，第三周期P元素原子3p轨道为半充满状态，较为稳定，P元素的第一电离能大于S元素，错误；B项，同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，正确；C项，同周期元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，错误；D项，同一周期随原子序数增加金属元素失电子数增加，非金属元素得电子数减少，错误。 12．如表是同周期三种主族元素X、Y、Z的电离能数据(单位：kJ•mol-1)。下列判断错误的是_______。 元素代号 I1 I2 I3 I4 X 496 4562 6912 9543 Y 578 1817 2745 11575 Z 738 1451 7733 10540 A．X为第IA族元素 B．的价电子排布式为ns 2np 1 C．Z位于元素周期表s区 D．金属性：X>Y>Z 【答案】D 【解析】A项，根据表格中电离能的数据可知，X的I1较小，I2突增，故X的价电子数应为1，为第ⅠA族元素，A正确；B项，Y的I1、I2、I3均较小，I4突增，则Y的价电子数为3，为第ⅢA族元素，价电子排布为ns2np1，B正确；C项，Z的I1、I2较小，I3突增，说明Z的价电子数为2，为第ⅡA族元素，处于元素周期表s区，C正确；D项，三种元素处于同一周期，同一周期中元素金属性从左向右依次减弱，故金属性：X>Z>Y，选项D错误；故选D。 13．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol-1。根据下表所列数据判断错误的是 电离能 元素 I1 I2 I3 I4 X 496 4562 6912 9543 Y 578 1817 2745 11600 A．元素X的常见化合价是+1价 B．元素Y是ⅢA族的元素 C．元素X与氧形成化合物时，化学式可能是X2O2 D．若元素Y处于第三周期，则它可与冷水剧烈反应 【答案】D 【解析】X、Y是主族元素，I为电离能，X第一电离能和第二电离能差距较大，说明X为第IA族元素；Y第三电离能和第四电离能差距较大，说明Y为第IIIA族元素，X的第一电离能小于Y，说明X的金属活泼性大于Y。A项，X为第IA族元素，元素最高化合价与其族序数相等，所以X常见化合价为+1价，故A项正确；B项，通过以上分析知，Y为第IIIA族元素，故B项正确；C项，若元素X是Na与氧形成化合物时，化学式可能是Na2O2，故C项正确；D项，若元素Y处于第三周期，为Al元素，则它与冷水不反应，故D项错误；故选D。 14．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 【解析】(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。 15．根据信息回答下列问题： 不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值： 元素 符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl 电负 性值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 (1)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围：________________。 (2)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系：__________________________________。 (3)推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物： AlF3__________________，AlCl3_____________________，AlBr3________________。 (4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显________(填“正”或“负”)价，理由是_______________。 【答案】(1)0.9～1.5 (2)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小 (3)离子化合物 共价化合物 共价化合物 (4)负 Cl的电负性大于P，Cl对键合电子的吸引能力强 【强化训练】 1．下列微粒对应的元素电负性最大的是_______。 A． B．基态原子核外电子排布式： C．基态原子价电子排布图： D．第二周期元素基态原子p能级电子数比s能级电子数多1 【答案】D 【解析】为11号元素钠；基态原子核外电子排布式：为14号元素硅；基态原子价电子排布图：为16号元素硫；第二周期元素基态原子p能级电子数比s能级电子数多1，电子排布为，为9号元素氟；同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；同主族由上而下，非金属性逐渐减弱，元素电负性减弱；故对应的元素电负性最大的是氟元素；故选D。 2．已知X、Y是短周期的两种主族元素，下列有关比较或说法中一定正确的是_______。 选项 条件 结论 A 若原子半径：X>Y 原子序数：X<Y B 化合物XnYm中X显负价 元素的电负性：X>Y C 若价层电子数：X>Y 最高正价：X>Y D 若X、Y最外层电子数分别为1、7 X、Y之间一定能形成离子键 【答案】B 【解析】若X、Y位于同周期时，原子半径：X>Y，则原子序数：X<Y；X、Y位于不同周期时，原子半径：X>Y，原子序数：X>Y，A错误；化合物XnYm中X显负价，说明得电子能力：X>Y，则电负性：X>Y，B正确；价层电子数：X>Y，若X为F、Y为O时，F无正价，O无最高正价，C错误；若X为H，Y为Cl、F，则X与Y形成共价键，若X为Na，则X与Y形成离子键，D错误。 3．位于三个周期的短周期元素X、Y、Z、M、N的原子序数依次增大，又知Y原子的最外层电子数是其内层电子总数的3倍，M原子的最外层上只有2个电子，Z与X位于同一主族，N与Y位于同一主族。下列叙述不正确的是_______。 A．原子半径：r(Z)>r(M)>r(N)>r(Y)>r(X) B．元素的电负性：Y>N>X>Z C．元素的第一电离能：I1(M)>I1(Z)>I1(X) D．原子中的未成对电子数：N=Y>Z>M 【答案】C 【解析】Y原子的最外层电子数是其内层电子总数的3倍，Y是O；M原子的最外层上只有2个电子，结合短周期元素X、Y、Z、M、N的原子序数依次增大，M是Mg；Z与X位于同一主族，只能是第ⅠA族元素。又五种元素位于三个周期，X是H，Z是Na；N与Y位于同一主族，N是S。原子半径：r(Z)>r(M)>r(N)>r(Y)>r(X)，故A正确；元素的非金属性越强，电负性越大，电负性：Y>N>X>Z，故B正确；根据同一周期从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，同一主族从上到下，元素的第一电离能逐渐减小，I1(X)>I1(M)>I1(Z)，故C错误；原子中的未成对电子数，N有2个，Y有2个，Z有1个，M有0个，应该为N=Y>Z>M，故D正确。 4．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 2080 4000 6100 9400 R 500 4600 6900 9500 S 740 1500 7700 10500 T 580 1800 2700 11600 U 420 3100 4400 5900 A．元素的第一电离能最大的可能是Q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．原子的价电子排布为ns2np1的可能是T元素 【答案】B 【解析】A项，根据表格数据，元素的第一电离能最大的可能是Q元素，故A正确；B项，R、U的第一电离能与第二电离能相差较大，可知R、U都是ⅠA族元素，R、U在同一主族；S的第二电离能与第三电离能相差较大，S是ⅡA族元素，故B错误；C项，U元素的第一电离能与第二电离能相差较大，U是ⅠA族元素，在元素周期表的s区，故C正确；D项，T的第三电离能与第四电离能相差较大，T是ⅢA族元素，原子的价电子排布为ns2np1，故D正确；故选B。 5．五种短周期元素X、Y、Z、L、M的某些性质如下表所示，下列判断错误的是_______。 元素 X Y Z L M 最低化合价 －4 －2 －1 －2 0 电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 1.0 A.元素L、M可形成离子化合物 B．Z在周期表中的位置为第三周期第ⅦA族 C．借助电负性数值预测：YLZ2加入水中可生成YL2 D．基态X原子的核外电子共占据3个原子轨道 【答案】D 【解析】L为O，M为金属，二者电负性差值大于1.7，可形成离子化合物，故A正确；Z为－1价、电负性小于L，可知Z为Cl，在周期表中的位置为第三周期第ⅦA族，故B正确；由分析可知，L为O，Y为S，Z为Cl，YLZ2为SOCl2，加入水中生成SO2与HCl，故C正确；X为C，电子排布式为1s22s22p2，核外电子共占据4个原子轨道，故D错误。 6．元素的电负性是元素的一种基本性质，下面给出10种元素的电负性。 元素 Al Be Mg C Cl Na Li N Si O H 电负性 1.5 1.5 2.5 3.0 0.9 1.0 3.0 1.8 3.5 2.1 已知： i.通常两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。 ii.在水等强极性溶剂中，成键原子电负性的差异是影响化学键断裂难易程度的原因之一。水化物M－O－H(M代表某种元素)结构中，成键原子电负性差异越大，所成化学键越容易断裂，电离出OH-或H+。 ①通过分析电负性的变化规律，确定Mg元素电负性的最小范围 。 ②下列物质属于离子化合物的是 (填字母)。 A．BeCl2 B．Li3N C．HCl D．CCl4 ③请设计实验方案证明②中你选出物质为离子化合物 。 ④结合电负性数据，解释HClO水溶液显酸性而不显碱性的依据是 。 【答案】①0.9~1.5 ②b ③加热使Li3N熔化，做导电性实验，熔融的Li3N能导电，说明Li3N是离子化合物 ④HClO的结构式为H-O-Cl，H、O的电负性差为1.4， Cl、O的电负性差为0.5，H-O键易断裂 【解析】同周期元素从左到右，电负性依次增大，所以Mg元素电负性的最小范围0.9~1.5。②a．Be、Cl的电负性差为1.5， BeCl2是共价化合物； b．Li、N的电负性差为2，Li3N是离子化合物； c．H、Cl电负性的差为0.9，HCl是共价化合物； d．C、Cl电负性的差为0.5，CCl4是共价化合物；选b。③加热熔化破坏离子键，离子化合物在熔融状态下能导电，加热使Li3N熔化，做导电性实验，熔融的Li3N能导电，说明Li3N是离子化合物。④HClO的结构式为H-O-Cl，H、O的电负性差为1.4， Cl、O的电负性差为0.5，H-O键易断裂，所以HClO在水溶液中易电离出氢离子，溶液显酸性而不显碱性。 7．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下面是某些短周期元素的x值： 元素符号 Li Be B C O F x值 0.98 1.57 2.04 2.25 3.44 3.98 元素符号 Na Al Si P S Cl x值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 (1)推测在同周期的元素中x值与原子半径的关系是________。短周期元素x值的变化特点，体现了元素性质的________变化规律。 (2)通过分析x值的变化规律，确定Mg、N的x值范围：__________<x(Mg)<__________，__________<x(N)<________。 (3)在P—N键中，共用电子对偏向________原子。 (4)经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值即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________。 (5)推测元素周期表中，x值最大的元素是________。 (6)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物，还是共价化合物的方法是：_________________________ (写出判断的方法)；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：__________________。 【答案】(1)原子半径越小，x值越大 周期性 (2)0.93 1.57 2.25 3.44 (3)氮 (4)共价键 (5)F (6)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.55<1.7，所以形成共价键，为共价化合物　将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物 【解析】(1)表中同一周期的元素从Li→F，x值越来越大。而我们已知的同一周期元素从Li→F，原子半径越来越小，故原子半径越小，x值越大；(2)根据(1)中的规律，Mg的x值应大于Na的x值(0.93)小于Be的x值(1.57)；N的x值应大于C的x值(2.25)小于O的x值(3.44)；(3)从P和N的x值大小可看出，N原子吸引电子的能力比P原子的强，在形成的分子中N原子带负电荷，故共用电子对偏向N原子一方；(4)根据规律，Br的x值小于Cl的x值(3.16)，AlCl3中的Δx＝3.16－1.61＝1.55，所以AlBr3中的化学键为共价键；(5)元素周期表中，非金属性最强的元素是F，推测x值最大的应为F。 8．太阳能的开发利用在新能源研究领域中占据重要地位。单晶硅太阳能电池片在加工时，一般掺杂微量的铜、硼、镓、硒、钛、矾等。回答下列问题： (1)VO2+与可形成配合物。中，第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。 (2)镓与硒相比，电负性更大的是 (填元素符号)。 (3)在第二周期元素中，第一电离能介于B和N两元素之间的有 。 (4)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒与硅的电负性相对大小为 Se (填“>”或“<”) Si 。与 Si 同周期的部分元素的电离能如图所示，其中a、b和c分别代表 (填字母)。 A．a为I1，b为I2，c为I3 B．a为I2，b为，c为I1 C．a为I3，b为I2，c为I1 D．a为I1，b为I3，c为I2 【答案】(1)O>C (2)Se (3)Be、C、O (4)> B 【解析】(1)第二周期元素为碳、氧，同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，故第一电离能由大到小的顺序为O>C；(2)同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；镓与硒相比，电负性更大的是Se；(3)同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素；Be原子价电子为2s2全满稳定状态，电离能较B大；故在第二周期元素中，第一电离能介于B和N两元素之间的有Be、C、O；(4)“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，则电负性氢大于硅；氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒得电子能力大于氢，故电负性硒大于氢；故硒与硅的电负性相对大小为 Se >Si；同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，但是镁原子价电子为3s2全满稳定状态，电离能较相邻元素大；P的3p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素；则c为I1；失去第一个电子后，钠离子为8电子稳定结构，失去第二电子需要较大能量，其第二电离能在同周期主族元素中最大，故a为I2；故选B。 9．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__________________。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。试推测下列关系式中正确的是________。 ①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒) ③E(溴)>E(硒) ④E(溴)<E(硒) (3)估计1 mol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_____________________________________________ _____________________________________________________________________。 【答案】(1)随着原子序数增大，E值变小 周期性 (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 【解析】(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随原子序数的增大，E值变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性变化。 (2)从第二、三周期可以看出，第ⅢA和第ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低，由此可以推测出E(砷)＞E(硒)、E(溴)>E(硒)。 (3)根据同主族、同周期E值变化规律可以推测E(K)<E(Ca)<E(Mg)。 (4)10号元素是稀有气体元素氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。 10．随着能源技术的发展，科学家们将目光聚焦于锂的开发与研究。 (1)基态Li原子中电子占据最高能级的符号是____，占据该能级电子的电子云轮廓图的形状为____形。 (2)在周期表中，与Li元素的化学性质最相似的邻族元素是____(填元素符号)。 (3)部分元素的第一电离能(I1)如表所示。 元素 Li Be Na K I1(kJ·mol-1) 520 900 496 419 ①碱金属的第一电离能与碱金属的金属性的联系是________________。 ②Be的第一电离能比Li的大，从原子结构角度分析其原因是____________________。 【答案】(1) 2s 球 (2)Mg (3)从上到下，第一电离能越小，金属性越强     基态Be原子的核外电子排布式为1s22s2，2s2为全满结构、原子的能量较低，较稳定 【解析】(1)Li是3号元素，根据构造原理可知基态Li核外电子排布式是1s22s1，则基态Li原子中电子占据最高能级的符号是2s；s能级电子的电子云轮廓图的形状为球形对称；(2)元素周期表中相邻元素有对角线相似性，Li位于第二周期第IA族，则在周期表中与Li元素的化学性质最相似的邻族元素是第三周期第IIA的Mg元素；(3)①根据表格数据可知：同一周期元素随着原子序数的增大，元素的第一电离能呈增大趋势；同一主族元素，从上到下，随着原子核外电子层数的增多，元素的第一电离能越小，金属性越强；②根据表格数据可知：Be的第一电离能比Li的大，这是由于基态Be原子的核外电子排布式为1s22s2，2s2为s轨道的全满的稳定结构状态，原子的能量较低，因此原子较稳定。 11．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·mol－1)，回答下列问题。 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 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。 【答案】(1)m c f (2)i 1s22s22p63s23p3 (3)①a Na2O、Na2O2 ②ⅢA ③m 【解析】(1)题给周期表中所列13种元素a～m分别是Na、H、Mg、Sr、Se、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。 12．根据信息回答下列问题： (1)如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。 ①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为 ＜Al＜ (填元素符号)；②图中Ge元素中未成对电子有 个；③图中的C和N可以形成分子(CN)2，该分子中键与键之间的夹角为180°，并有对称性，分子中每个原子最外层均满足8电子稳定结构，其结构式为 ，1个分子中含有 个π键。 (2)已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出部分元素的电负性： 元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。 ①通过分析电负性值变化规律，确定Al元素电负性值的最小范围 ；②判断下列物质是离子化合物还是共价化合物： A．Li3N B．PCl3 C．MgCl2 D．SiC I.属于离子化合物的是 ；II．属于共价化合物的是 ； 【答案】(1)Na Mg 2 N≡C-C≡N 4 (2)1.2～1.8 AC BD 【解析】(1)①由图可知，同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大的趋势，但第ⅡA元素第一电离能大于第ⅢA元素，第ⅤA族的第一电离能大于第ⅥA族元素，则铝元素的第一电离能大于钠、小于Mg，大小范围为Na＜Al＜Mg。②Ge元素的原子序数为32，位于元素周期表第四周期第IVA族，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2，4s能级上2个电子为成对电子，4p轨道中2个电子分别处于不同的轨道内，有2个未成对电子。③图中的C和N可以形成分子(CN)2，该分子中键与键之间的夹角为180°，为直线型分子，有对称性，分子中每个原子最外层均满足8电子稳定结构，则其结构式为N≡C-C≡N，单键为σ键，三键为1个σ键、2个π键，因此1个分子中含有4个π键。(2)①由表格数据可知，同周期元素，从左到右电负性依次增大，同主族元素，从上到下电负性依次减弱，则同周期元素中电负性Mg＜Al＜Si，同主族元素中电负性Ga＜Al＜B，Al的电负性值最小范围为1.2～1.8。②A．Li3N中氮元素和锂元素的电负性差值为2.0，大于1.7，两成键元素间电负性差值大于1.7，形成离子键，可知Li3N为离子化合物；B．PCl3中氯元素和磷元素的电负性差值为0.9，小于1.7，两成键元素间电负性差值小于1.7，形成共价键，可知PCl3为共价化合物；C．MgCl2中氯元素和镁元素的电负性差值为1.8，大于1.7，两成键元素间电负性差值大于1.7，形成离子键，可知MgCl2为离子化合物；D．SiC中碳元素和硅元素的电负性差值为0.7，小于1.7，两成键元素间电负性差值小于1.7，形成共价键，可知SiC为共价化合物；综上分析，属于离子化合物的是AC，属于共价化合物的是BD。 20 / 20 学科网（北京）股份有限公司 $