1.2 原子结构与元素性质【基础必牢】化学人教版选择性必修2

1.2 原子结构与元素性质 一、元素周期律、元素周期系和元素周期表 1．元素周期律：元素的性质随原子序数递增而呈 变化的规律。 2．元素周期系和元素周期表 按元素原子的 (即原子核电荷数)递增排列的序列叫元素周期系。元素周期表是呈现元素周期系的表格。元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。 二、构造原理与元素周期表 1．核外电子排布与元素周期系的基本结构 （1）根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素种数。第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有 种元素。其余各周期总是从ns能级开始，以np结束，而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就 每个周期里的元素种数。 （2）周期、能级、元素种数的对应关系 周期 对应能级 最多所能容纳的电子数 （s、p、d、f最多所能容纳的电子数为1、3、5、7的2倍） 周期中所含元素种数 1 1s 2 2 2 2s→2p 8 8 3 3s→3p 8 8 4 4s→3d→4p 18 18 5 5s→4d→5p 18 18 6 6s→4f→5d→6p 32 32 7 7s→5f→6d→7p 32 32 2．元素在周期表中的位置与元素原子的结构、性质间的关系 （1）在元素周期表中，同族元素价层电子数 ，是同族元素性质 的结构基础。 （2）长周期比短周期多出的元素（即过渡元素），其原子的最外层电子数始终不超过 (Pd除外)，所以它们全部是 。 (1)价层电子一定是最外层电子(　　) (2)元素的价层电子数一定等于其所在族的族序数(　　) (3)同一族元素的价层电子数一定相同(　　) (4)基态原子的N能层上只有一个电子的元素，一定是第ⅠA族元素(　　) (5)原子的价层电子排布为(n－1)d6～8ns2的元素一定是过渡元素(　　) 【答案】　(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√ 易错辨析 三、元素周期表探究 1．元素周期表的结构 （1）周期序数＝原子电子层数＝原子最外层能层序数 （2）主族元素的族序数＝价电子总数＝最高正价(O、F除外) 2．元素周期表的分区 （1）根据核外电子的排布分区 按电子排布式中最后填入电子的 可将元素周期表(第ⅠB、ⅡB除外)分为s、p、d、f四个区，而第ⅠB、ⅡB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了 能级而后再填充 能级而得名ds区。5个区的位置关系如图所示。 ①元素的分区规律：按照元素的原子核外电子最后排布的能级分区，如s区元素的原子的核外电子最后排布在ns能级上，d区元素的原子核外电子最后排布在(n－1)d能级上[ds区元素先填满(n－1)d能级而后再填充ns能级]，而p区除He(1s2)以外，其他原子最后排布的电子在p能级。 ②s区、p区(除稀有气体元素外)均为主族元素，且除H外，非金属元素均位于p区。 ③d区元素的最高正化合价通常等于族序数，但也有例外，如：Cu。 （2）根据元素的金属性和非金属性分区 金属与非金属交界处元素的性质特点：在元素周期表中位于金属和非金属交界处的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为准金属或半金属(一般可用作 )。 3．对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与 的主族元素的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。如： （1）锂和镁的相似性 ①锂与镁的沸点较为接近： 元素 Li Na Be Mg 沸点/℃ 1341 881.4 2467 1100 ②锂和镁在氧气中燃烧分别生成对应的氧化物： 4Li＋O22Li2O，2Mg＋O22MgO。 ③锂和镁与水的反应都比钠与水的反应缓慢。 ④碱金属中只有锂在室温下能与氮气反应生成Li3N，同样镁也能与氮气发生反应生成Mg3N2。 ⑤在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，锂盐是难溶于水的，相应的镁盐也难溶于水。 （2）铍和铝的相似性 ①铍和铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化。 ②BeO和Al2O3都是两性氧化物，Be(OH)2和Al(OH)3都是两性氢氧化物。 ③BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。 (1)元素原子的外围电子不一定是最外层电子(　√　) (2)外围电子数与最高正价相等的元素一定是主族元素(　×　) (3)除短周期外，其他周期都有18种元素(　×　) (4)周期表中ⅢB～ⅡB族为过渡元素，全部为金属元素(　√　) (5)s区都是金属元素，p区元素都是非金属元素(　×　) (6)元素周期中5个区中都有金属元素(　√　) 【答案】(1)√ (2)×　(3)×　(4)√　(5)×　(6)√ 易错辨析 四、原子结构与元素周期表 （1）原子核外电子排布与周期的关系 类别 周期 能层数 (电子层数) 每周期第一种元素 每周期最后一种元素 每周期元素种数 位置与结构的关系 原子序数 基态原子简化电子排布式 原子序数 基态原子外围电子排布式 短 周 期 一 1 1 1s1 2 1s2 2 周期序数＝电子层数 二 2 3 [He]2s1 10 2s22p6 8 三 3 11 [Ne]3s1 18 3s23p6 8 长 周 期 四 4 19 [Ar]4s1 36 4s24p6 18 五 5 37 [Kr]5s1 54 5s25p6 18 六 6 55 [Xe]6s1 86 6s26p6 32 七 7 87 [Rn]7s1 118 7s27p6 32 （2）原子核外电子排布与族的关系 ①元素周期表的列数与族序数的关系 ②主族元素：同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或ns、np轨道上，价电子数与族序数相同，如下表 族数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子排布式 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 列数 1 2 13 14 15 16 17 价电子数 1 2 3 4 5 6 7 规律 主族元素的族序数＝该主族元素原子的最外层电子数＝价电子总数 ③过渡元素(副族和Ⅷ族)：同一纵行原子的价层电子排布基本相同，价电子总数等于所在的列序数。价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族的价电子数与族序数相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族的价电子数与族序数不相同，如下表 副族元素 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn 族数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 价电子排布式 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 3d64s2 3d74s2 3d84s2 3d104s1 3d104s2 价电子数目 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 列数 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 规律 价电子总数＝列序数 ④稀有气体元素：价电子排布为ns2np6(He除外) （1）价层电子排布和元素周期表的关系 ①对于主族和0族元素而言，价层电子数=ns能级上的电子数或ns+np能级上的电子总数； ②对于副族(镧系和锕系除外)和第VIII族而言，价层电子数=(n-1)d+ns能级上的电子总数。 （2）价层电子排布与元素的最高正价 ①当主族元素失去全部价层电子后，表现出该元素的最高化合价，最高正价＝主族序数(O、F除外)。 ②第ⅢB～ⅦB族可失去ns和(n－1)d轨道上的全部电子，最高正价＝族序数。 ③第Ⅷ族可失去最外层的s轨道上的电子和次外层的部分(n－1)d轨道上的电子，所以最高正价低于族序数（8），只有Ru和Os可表现正八价。 ④第ⅠB族可失去ns1电子和部分(n－1)d电子，所以第ⅠB族的族序数＜最高正价，第ⅡB族只失去ns2电子，第ⅡB族的族序数＝最高正价。 易错提醒 五、元素周期律和原子半径 1．元素周期律的实质 元素的性质随 的递增发生周期性递变的规律。 2．原子半径 （1）决定原子半径大小的因素 ①电子的能层数 电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径 。 ②核电荷数 核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就 ，将使原子的半径 。 （2）原子半径的变化规律 原子的能层数和核电荷数的综合结果使各种原子的半径发生 递变。 ①同周期主族元素 从左到右，电子能层数 ，但随核电荷数的逐渐增大核对电子的引力 ，从而使原子半径 。 ②同主族元素 从上到下， 逐渐增多，虽然核电荷数增大，但电子能层数的影响成为主要因素，所以从上到下原子半径逐渐增大。 （3）“三看”法快速判断简单微粒半径大小： ①一看电子层数：先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大。 如r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)。 ②二看核电荷数：若电子层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 ③三看电子数：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 如r(Fe3＋)<r(Fe2＋)<r(Fe)；r(Cl)<r(Cl－)。 (1)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同(　　) (2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大(　　) (3)各元素的原子半径总比其离子半径大(　　) (4)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小(　　) 【答案】　(1)×　(2)√　(3)×　(4)× 易错辨析 六、电离能 1．第一电离能及其递变规律 （1）概念： 原子失去 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每个周期的第一种元素的第一电离能 ，最后一种元素的第一电离能 ，即一般来说，随着核电荷数的递增，同周期元素的第一电离能呈 趋势。 ②同族元素从上到下第一电离能逐渐 。 2．元素的逐级电离能及其变化规律 气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。可以表示为： M(g)===M＋(g)＋e－　I1(第一电离能) M＋(g)===M2＋(g)＋e－　I2(第二电离能) …… 由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一元素的各级电离能之间存在关系：I1<I2<I3…… 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，同一周期的主族元素原子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增大，失去电子能力减弱，因而电离能呈增大趋势。 （2）同一主族元素原子电子层数不同，最外层电子数相同，从上到下原子半径的逐渐增大起主要作用，原子半径越大，核对最外层电子的吸引力越小，越易失去电子，因而电离能也就越小。 （3）电子排布是影响电离能的第三个因素 某些元素原子具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也较高，如第ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满；第ⅤA族N、P等元素原子的最外层p原子轨道为半充满状态。所以它们的第一电离能大于同周期相邻元素。如： ①Be(2s2)→B(2s22p1)和Mg(3s2)→Al(3s23p1)的反常，是因Be、Mg原子的s轨道处于全充满状态，能量较低，难以失去电子，第一电离能偏大。 ②N(2p3)→O(2p4)和P(3p3)→S(3p4)的反常，原因是N、P原子的p轨道处于半充满状态，能量较低，难以失去电子，第一电离能偏大。 易错提醒 3．电离能的应用 （1）判断元素的金属性与非金属性强弱 一般地，除0族元素外，元素的第一电离能越 ，元素的非金属性 ，金属性 ；元素的第一电离能 ，元素的非金属性 ，金属性 。 （2）根据元素的逐级电离能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，因而元素的电离能会发生突变。 （3）根据元素的逐级电离能推断元素的化合价 ①分析 当某一级电离能突然变得很大时，说明电子的能层发生了变化，即不同能层中电离能有很大的差距。如下表： 钠、镁、铝逐级电离能 Na Mg Al 电离能/(kJ·mol－1) I1 496 738 578 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9543 10540 11575 由表可知，Na的I1比I2小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，得出Na的最外层只有1个电子，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，得出Mg的最外层有2个电子，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，得出Al的最外层有3个电子，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。 ②总结 根据逐级电离能判断元素化合价的方法：如果In＋1≫In，即电离能在In与In＋1之间发生突跃，则元素的原子易形成＋n价离子而不易形成＋(n＋1)价离子。 (1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强(　　) (2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小(　　) (3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大(　　) (4)H的第一电离能大于C的第一电离能(　　) (5)在所有元素中，氟元素的第一电离能最大(　　) (6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大(　　) (7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能(　　) 【答案】　(1)×　(2)√　(3)×　(4)√　(5)×　(6)×　(7)√ 易错辨析 七、电负性 1．有关概念与意义 （1）键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成 的电子称为键合电子。 （2）电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子 。电负性越大，对键合电子的吸引力 。 （3）电负性大小的标准，以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。 2．递变规律 （1）同周期，从左到右，元素的电负性逐渐 。 （2）同主族，从上到下，元素的电负性逐渐 。 3．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金属元素的电负性一般 1.8，非金属元素的电负性一般 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，金属元素越活泼；非金属元素的电负性 ，非金属元素越 。 （2）判断化合物中元素的化合价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价易呈 ； ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价易呈 。 （3）判断化学键及化合物类型 ①若两成键元素电负性差值大于 ，通常形成离子键，该化合物为 （特例：如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物）； ②若两成键元素电负性差值 1.7，通常形成共价键，该化合物为 。 （4）解释对角线规则 利用电负性可以解释对角线规则，如Li—Mg、Be—Al、B—Si，由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。如Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物都能与强酸和强碱反应。 (1)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小(　　) (2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强(　　) (3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素(　　) 【答案】　(1)√　(2)√　(3)× 易错辨析 ①电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。 ②电负性之差小于1.7的元素不一定形成共价化合物，如Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键是离子键。 易错提醒 学科网（北京）股份有限公司 $ 1.2 原子结构与元素性质 一、元素周期律、元素周期系和元素周期表 1．元素周期律：元素的性质随原子序数递增而呈周期性变化的规律。 2．元素周期系和元素周期表 按元素原子的原子序数(即原子核电荷数)递增排列的序列叫元素周期系。元素周期表是呈现元素周期系的表格。元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。 二、构造原理与元素周期表 1．核外电子排布与元素周期系的基本结构 （1）根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素种数。第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有2种元素。其余各周期总是从ns能级开始，以np结束，而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素种数。 （2）周期、能级、元素种数的对应关系 周期 对应能级 最多所能容纳的电子数 （s、p、d、f最多所能容纳的电子数为1、3、5、7的2倍） 周期中所含元素种数 1 1s 2 2 2 2s→2p 8 8 3 3s→3p 8 8 4 4s→3d→4p 18 18 5 5s→4d→5p 18 18 6 6s→4f→5d→6p 32 32 7 7s→5f→6d→7p 32 32 2．元素在周期表中的位置与元素原子的结构、性质间的关系 （1）在元素周期表中，同族元素价层电子数相同，是同族元素性质相似的结构基础。 （2）长周期比短周期多出的元素（即过渡元素），其原子的最外层电子数始终不超过2(Pd除外)，所以它们全部是金属元素。 三、元素周期表探究 1．元素周期表的结构 （1）周期序数＝原子电子层数＝原子最外层能层序数 （2）主族元素的族序数＝价电子总数＝最高正价(O、F除外) 2．元素周期表的分区 （1）根据核外电子的排布分区 按电子排布式中最后填入电子的能级的符号可将元素周期表(第ⅠB、ⅡB除外)分为s、p、d、f四个区，而第ⅠB、ⅡB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了(n－1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。5个区的位置关系如图所示。 ①元素的分区规律：按照元素的原子核外电子最后排布的能级分区，如s区元素的原子的核外电子最后排布在ns能级上，d区元素的原子核外电子最后排布在(n－1)d能级上[ds区元素先填满(n－1)d能级而后再填充ns能级]，而p区除He(1s2)以外，其他原子最后排布的电子在p能级。 ②s区、p区(除稀有气体元素外)均为主族元素，且除H外，非金属元素均位于p区。 ③d区元素的最高正化合价通常等于族序数，但也有例外，如：Cu。 （2）根据元素的金属性和非金属性分区 金属与非金属交界处元素的性质特点：在元素周期表中位于金属和非金属交界处的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为准金属或半金属(一般可用作半导体材料)。 3．对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。如： （1）锂和镁的相似性 ①锂与镁的沸点较为接近： 元素 Li Na Be Mg 沸点/℃ 1341 881.4 2467 1100 ②锂和镁在氧气中燃烧分别生成对应的氧化物： 4Li＋O22Li2O，2Mg＋O22MgO。 ③锂和镁与水的反应都比钠与水的反应缓慢。 ④碱金属中只有锂在室温下能与氮气反应生成Li3N，同样镁也能与氮气发生反应生成Mg3N2。 ⑤在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，锂盐是难溶于水的，相应的镁盐也难溶于水。 （2）铍和铝的相似性 ①铍和铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化。 ②BeO和Al2O3都是两性氧化物，Be(OH)2和Al(OH)3都是两性氢氧化物。 ③BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。 四、原子结构与元素周期表 （1）原子核外电子排布与周期的关系 类别 周期 能层数 (电子层数) 每周期第一种元素 每周期最后一种元素 每周期元素种数 位置与结构的关系 原子序数 基态原子简化电子排布式 原子序数 基态原子外围电子排布式 短 周 期 一 1 1 1s1 2 1s2 2 周期序数＝电子层数 二 2 3 [He]2s1 10 2s22p6 8 三 3 11 [Ne]3s1 18 3s23p6 8 长 周 期 四 4 19 [Ar]4s1 36 4s24p6 18 五 5 37 [Kr]5s1 54 5s25p6 18 六 6 55 [Xe]6s1 86 6s26p6 32 七 7 87 [Rn]7s1 118 7s27p6 32 （2）原子核外电子排布与族的关系 ①元素周期表的列数与族序数的关系 ②主族元素：同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或ns、np轨道上，价电子数与族序数相同，如下表 族数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子排布式 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 列数 1 2 13 14 15 16 17 价电子数 1 2 3 4 5 6 7 规律 主族元素的族序数＝该主族元素原子的最外层电子数＝价电子总数 ③过渡元素(副族和Ⅷ族)：同一纵行原子的价层电子排布基本相同，价电子总数等于所在的列序数。价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族的价电子数与族序数相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族的价电子数与族序数不相同，如下表 副族元素 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn 族数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 价电子排布式 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 3d64s2 3d74s2 3d84s2 3d104s1 3d104s2 价电子数目 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 列数 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 规律 价电子总数＝列序数 ④稀有气体元素：价电子排布为ns2np6(He除外) （1）价层电子排布和元素周期表的关系 ①对于主族和0族元素而言，价层电子数=ns能级上的电子数或ns+np能级上的电子总数； ②对于副族(镧系和锕系除外)和第VIII族而言，价层电子数=(n-1)d+ns能级上的电子总数。 （2）价层电子排布与元素的最高正价 ①当主族元素失去全部价层电子后，表现出该元素的最高化合价，最高正价＝主族序数(O、F除外)。 ②第ⅢB～ⅦB族可失去ns和(n－1)d轨道上的全部电子，最高正价＝族序数。 ③第Ⅷ族可失去最外层的s轨道上的电子和次外层的部分(n－1)d轨道上的电子，所以最高正价低于族序数（8），只有Ru和Os可表现正八价。 ④第ⅠB族可失去ns1电子和部分(n－1)d电子，所以第ⅠB族的族序数＜最高正价，第ⅡB族只失去ns2电子，第ⅡB族的族序数＝最高正价。 易错提醒 五、元素周期律和原子半径 1．元素周期律的实质 元素的性质随核电荷数的递增发生周期性递变的规律。 2．原子半径 （1）决定原子半径大小的因素 ①电子的能层数 电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大。 ②核电荷数 核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。 （2）原子半径的变化规律 原子的能层数和核电荷数的综合结果使各种原子的半径发生周期性递变。 ①同周期主族元素 从左到右，电子能层数不变，但随核电荷数的逐渐增大核对电子的引力增大，从而使原子半径逐渐减小。 ②同主族元素 从上到下，电子能层数逐渐增多，虽然核电荷数增大，但电子能层数的影响成为主要因素，所以从上到下原子半径逐渐增大。 （3）“三看”法快速判断简单微粒半径大小： ①一看电子层数：先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大。 如r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)。 ②二看核电荷数：若电子层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 ③三看电子数：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 如r(Fe3＋)<r(Fe2＋)<r(Fe)；r(Cl)<r(Cl－)。 六、电离能 1．第一电离能及其递变规律 （1）概念：气态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每个周期的第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，同周期元素的第一电离能呈增大趋势。 ②同族元素从上到下第一电离能逐渐变小。 2．元素的逐级电离能及其变化规律 气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。可以表示为： M(g)===M＋(g)＋e－　I1(第一电离能) M＋(g)===M2＋(g)＋e－　I2(第二电离能) …… 由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一元素的各级电离能之间存在关系：I1<I2<I3…… 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，同一周期的主族元素原子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增大，失去电子能力减弱，因而电离能呈增大趋势。 （2）同一主族元素原子电子层数不同，最外层电子数相同，从上到下原子半径的逐渐增大起主要作用，原子半径越大，核对最外层电子的吸引力越小，越易失去电子，因而电离能也就越小。 （3）电子排布是影响电离能的第三个因素 某些元素原子具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也较高，如第ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满；第ⅤA族N、P等元素原子的最外层p原子轨道为半充满状态。所以它们的第一电离能大于同周期相邻元素。如： ①Be(2s2)→B(2s22p1)和Mg(3s2)→Al(3s23p1)的反常，是因Be、Mg原子的s轨道处于全充满状态，能量较低，难以失去电子，第一电离能偏大。 ②N(2p3)→O(2p4)和P(3p3)→S(3p4)的反常，原因是N、P原子的p轨道处于半充满状态，能量较低，难以失去电子，第一电离能偏大。 易错提醒 3．电离能的应用 （1）判断元素的金属性与非金属性强弱 一般地，除0族元素外，元素的第一电离能越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；元素的第一电离能越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。 （2）根据元素的逐级电离能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，因而元素的电离能会发生突变。 （3）根据元素的逐级电离能推断元素的化合价 ①分析 当某一级电离能突然变得很大时，说明电子的能层发生了变化，即不同能层中电离能有很大的差距。如下表： 钠、镁、铝逐级电离能 Na Mg Al 电离能/(kJ·mol－1) I1 496 738 578 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9543 10540 11575 由表可知，Na的I1比I2小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，得出Na的最外层只有1个电子，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，得出Mg的最外层有2个电子，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，得出Al的最外层有3个电子，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。 ②总结 根据逐级电离能判断元素化合价的方法：如果In＋1≫In，即电离能在In与In＋1之间发生突跃，则元素的原子易形成＋n价离子而不易形成＋(n＋1)价离子。 七、电负性 1．有关概念与意义 （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称为键合电子。 （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，对键合电子的吸引力越大。 （3）电负性大小的标准，以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。 2．递变规律 （1）同周期，从左到右，元素的电负性逐渐变大。 （2）同主族，从上到下，元素的电负性逐渐变小。 3．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。 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）判断化合物中元素的化合价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价易呈正值； ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价易呈负值。 （3）判断化学键及化合物类型 ①若两成键元素电负性差值大于1.7，通常形成离子键，该化合物为离子化合物（特例：如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物）； ②若两成键元素电负性差值小于1.7，通常形成共价键，该化合物为共价化合物。 （4）解释对角线规则 利用电负性可以解释对角线规则，如Li—Mg、Be—Al、B—Si，由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。如Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物都能与强酸和强碱反应。 ①电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。 ②电负性之差小于1.7的元素不一定形成共价化合物，如Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键是离子键。 易错提醒 学科网（北京）股份有限公司 $