专题2 第二单元 第2课时 元素第一电离能和电负性的周期性变化-【金版新学案】2025-2026学年高中化学选择性必修2同步课堂高效讲义配套课件PPT（苏教版）

该高中化学课件聚焦元素第一电离能和电负性的周期性变化，系统讲解其概念、规律及应用，通过回顾元素周期律中原子半径等性质递变引入新知，搭建“结构-性质”认知支架，帮助学生建立知识联系。 其亮点在于以“宏观性质-微观解释-应用”为主线，结合电子排布（如N的2p³半充满）解释电离能异常，用电负性差值判断化学键类型，培养“宏观辨识与微观探析”“证据推理与模型认知”素养。多样化评价题（如电离能数据推断最外层电子数）助力学生深化理解，也为教师提供系统教学资源，提升教学效率。

第2课时　元素第一电离能和电负性的周期性变化 　 专题 2 第二单元　元素性质的递变规律 1.能说出元素电离能、电负性的含义，能从电子排布的角度理解和 解释主族元素第一电离能、电负性的变化规律，培养宏观辨识与 微观探析的化学学科核心素养。 2.能利用电离能、电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，培 养证据推理与模型认知的化学学科核心素养。 学习目标 任务一　元素第一电离能的周期性变化 1 随堂演练 4 内容索引 课时测评 5 任务二　元素电负性的周期性变化 2 任务三　“对角线”规则　元素周期表的应用 3 任务一　元素第一电离能的周期性变化 返回 新知构建 1.第一电离能的含义 (1)概念：某元素的______原子失去一个电子形成＋1价______阳离子所需要的______能量。 (2)符号：_____。 (3)M(g)－e－ → M＋(g)。 气态 气态 最低 I1 2.第一电离能的意义 (1)第一电离能可以衡量元素的______原子失去一个电子的难易程度。 (2)第一电离能数值越小，该气态原子越______失去一个电子；第一电离能数值越大，该气态原子越____失去一个电子。 气态 容易 难 3.元素的第一电离能变化规律 (1)元素的第一电离能的变化趋势图 (2)元素第一电离能的变化规律 ①同主族元素的原子最外层电子数 相同，随着核电荷数的增大，电子 层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，第一电离能逐渐减小。 ②同一周期的主族元素具有相同的电子层数，随着核电荷数的递增，最外层电子数增加，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，第一电离能呈现增大的趋势。 (1)对同周期元素来说，第一电离能最小和最大的分别是什么 元素？ 提示：对同周期元素来说，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。 (2)为什么氮元素、镁元素的第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大？ 提示：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。N的外围电子排布为2s22p3，p轨道处于半充满状态，Mg的外围电子排布为3s2，s轨道处于全充满状态，因此二者第一电离能相对较大。 (3)第2周期中，I1介于B和N元素之间的有__种元素，分别为___________元素。 交流研讨1 3 Be、C、O 4.元素的逐级电离能 (1)概念：＋1价气态离子失去一个电子，形成＋2价气态离子所需要的最低能量叫做该元素的第二电离能，第三电离能、第四电离能和第五电离能可以以此类推。 (2)同一元素的各级电离能逐级变大，即I1＜I2＜I3……。 (3)电离能突然变大，说明原子的电子层发生了变化，由此可以判断该元素原子的电子层结构和主要化合价。 已知Al的第一到第四电离能分别为(单位：kJ·mol－1)577、1 817、2 745、11 575。说明判断Al最外层有3个电子的原因。 提示：根据核外电子排布，一个电子层的所有电子均失去之后，换新的电子层再失去电子时，由于内层是饱和结构，难失去，故电离能数值在层与层之间呈现突跃性变化，而层内电离能数值差别相对较小。根据Al的第一到第四电离能的数据明显看出在第三、第四电离能之间有突跃，故判断Al最外层只有3个电子。 交流研讨2 　 一般来说，如果某元素的电离能在In与In＋1之间发生突变，则该元素的原子易形成＋n价离子而不易形成＋(n＋1)价离子。 题后总结 应用评价 1.下列说法错误的是 A.第三周期所含元素中钠的第一电离能最小 B.同一元素的第一电离能比第二电离能大 C.同周期元素的第一电离能随着原子序数的增加大体上呈现增大的趋势 D.第一电离能越大的原子失电子的能力越弱 √ 2.具有下列外围电子排布的元素中，第一电离能最小的是 A.ns2np3 B.ns2np4 C.ns2np5 D.ns2np6 √ ns2np3的p轨道为半充满稳定结构，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是外围电子排布为ns2np4的元素。 3.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·mol－1)。关于元素R的下列判断中，错误的是 A.R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 B.R元素位于元素周期表中ⅡA族 C.R元素的最高正化合价为＋2价 D.R元素第一电离能高于同周期相邻元素 √   I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 …… 从表中数据可以看出，元素的第一、第二电离能都较小，第三电离能剧增，可知易失去2个电子，最高化合价为＋2价，即最外层应有2个电子，应为ⅡA族元素，B、C正确；R元素可能是Mg或Be，电子排布式为1s22s2或1s22s22p63s2，A错误；同周期ⅡA族元素核外电子排布式为ns2，达稳定结构，所以R元素第一电离能大于同周期相邻元素，D 正确。 返回   I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 …… 任务二　元素电负性的周期性变化 返回 新知构建 1.元素电负性的有关概念与意义 (1)概念：用来衡量元素在化合物中__________的能力。 (2)意义：元素的电负性越大，说明元素原子在化合物中_______________ _______，反之，则越弱。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为_____ 作为相对标准。 吸引电子 吸引电子的能力 越强 4.0 2.元素电负性的变化规律 随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。 (1)同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐______，元素的非金属性逐渐______，金属性逐渐______。 (2)同一主族，元素的电负性从上到下呈______的趋势，元素的金属性逐渐______，非金属性逐渐______。 增大 增强 减弱 减小 增强 减弱 3.元素电负性的应用 (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_________，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性______，金属元素越活泼；非金属元素的电负性______，非金属元素越活泼。 小于 大于 1.8左右 越小 越大 (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____，元素的化合价为______。 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力____，元素的化合价为______。 (3)判断化学键的类型 ①如果两种成键元素的电负性差值____1.7，它们之间通常形成_____键。 ②如果两种成键元素的电负性差值____1.7，它们之间通常形成_____键。 弱 正值 强 负值 大于 离子 小于 共价 在CH4中C显－4价，而在SiH4中Si显＋4价，则H、C、Si元素的电负性由大到小的顺序为______________。 交流研讨1 C＞H＞Si 有机化合物CH3I和CF3I发生水解时的主要反应分别是CH3I＋H2OCH3OH＋HI和CF3I＋H2OCF3H＋HIO。试从原子的化学环境对电负性影响的视角解释前者生成HI，后者不生成HI的原因。 提示：由鲍林电负性表知，四种元素的电负性分别为C：2.5、H：2.1、I：2.5、F：4.0，在CH3I分子中由于H的电负性较小，共用电子对偏向C原子，C原子的电负性变小，C的电负性小于I，在CH3I中I的化合价为负值，水解时I原子易结合水分子中的H＋生成HI；而在CF3I分子中，F的电负性很大，共用电子对偏向F原子，C原子的电负性变大，使C的电负性大于I，在CF3I分子中，I的化合价为正值，水解时，I原子易结合水分子中的OH－，生成I(OH)，即HIO。 交流研讨2 　 已知六种元素的电负性如表。一般认为，如果两种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；如果成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。某有机化合物A的结构简式为 。 交流研讨3 回答下列问题： (1)A中S和N的共用电子对偏向___。 (2)AlCl3、AlN和Al2S3分别是______________、____________、__________(填化合物类型)。 (3)在化合物SiH4中，Si的化合价是____价。 H S N Al Cl Si 2.1 2.5 3.0 1.5 3.0 1.8 N 共价化合物 共价化合物 共价化合物 ＋4 应用评价 1.下列说法错误的是 A.电负性是相对的，所以没有单位 B.金属元素的电负性较小、非金属元素的电负性较大 C.电负性小于1.8的元素一定是金属元素 D.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强 √ 2.下列关于电负性的叙述中，不正确的是 A.电负性用来描述不同元素的原子对成键电子吸引力的大小 B.电负性是以氟4.0作为标准确定其他元素的电负性 C.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 D.元素的电负性越大，元素的非金属性越强 √ 第ⅡA族元素原子的ns轨道为全充满，第ⅤA族元素原子np轨道为半充满，第一电离能比相邻元素大。 3.一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值如下表，判断下列化合物： ①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2 ⑥CO2 (1)属于共价化合物的是__________(填序号，下同)。 (2)属于离子化合物的是______。 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 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 ②③⑤⑥ ①④ 根据表格中的数据分别分析上述各化合物中两种元素的电负性的差值，与1.7作比较，得出结论。 返回 任务三　“对角线”规则　元素周期表的应用 返回 新知构建 1.“对角线”规则 (1)“对角线”规则 ①“对角线”规则又称斜线关系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素及其化合物的性质相类似。这种现象称为“对角线”规则。 ②在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则：锂1.0、镁1.2；铍1.5、铝1.5；硼2.0、硅1.8。 (2)“对角线”规则的表现，举例如下： ①锂和镁的相似性： a.在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则易生成过氧化物、超氧 化物； b.能直接与氮作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他碱金属不与氮直接反应； c.氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于 水等。 ②铍和铝的相似性： a.单质在冷的浓硝酸中钝化； b.氧化物、氢氧化物都有两性； c.氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。 ③硼和硅的相似性： a.硼和硅的密度分别为2.35 g·cm－3和2.336 g·cm－3，两者相近； b.硼和硅的简单气态氢化物都能直接被氧气氧化； c.最高价氧化物的水化物都是弱酸等。 2.元素周期表的应用 (1)对人们认识原子结构和元素性质的关系具有指导意义。 (2)为人们寻找新材料提供了科学的途径。 ①在ⅠA族可以找到制造光电材料的元素； ②在ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到制造优良的半导体材料的元素。 应用评价 1.动力电池赛道又跳出来一个竞争者“锑电池”。锑(51Sb)与砷(33As)属于同主族元素，下列关于锑元素说法正确的是 A.可能是半导体材料 B.属于第4周期元素 C.最高正化合价为＋3 D.得电子能力比As的强 √ 锑(51Sb)在金属、非金属分界线附近，可能是半导体材料，A正确；锑(51Sb)属于第5周期元素，B错误；锑(51Sb)为ⅤA族元素，最高正化合价为＋5，C错误；同主族元素由上而下，金属性增强、非金属性变弱，锑(51Sb)得电子能力比As的弱，D错误。 2.仔细观察下图，回答下列问题： (1)B的原子结构示意图为________，B元素位于元素周期表的第____周期_____族。 2 ⅢA B是5号元素，原子结构示意图为 。 (2)铍的最高价氧化物的水化物是_____(填“酸性”“碱性”或“两性”)化合物，证明这一结论的有关离子方程式是__________________________ ____________________________________________。 两性 Be(OH)2＋2OH－Be ＋2H2O、Be(OH)2＋2H＋Be2＋＋2H2O Be(OH)2与Al(OH)3的化学性质相似，但差别在于Be的化合价是＋2价。 (3)根据元素周期律知识，硼酸的酸性比碳酸的酸性___，理由是________ _______________。 弱 硼的非 金属性比碳弱 (4)根据Mg在空气中的燃烧情况，Li在空气中燃烧生成的产物为_________ ________(用化学式表示)。 Li2O、 Mg在空气中与O2、CO2、N2反应生成MgO、Mg3N2，将Li与Mg类比得答案。 返回 Li3N 随堂演练 返回 √ 1.下列说法正确的是 A.第3周期元素中氯的第一电离能最大 B.氮的第一电离能比氧小 C.在所有的元素中氦的第一电离能最大 D.钠的第一电离能比铍大 同周期自左而右，元素的第一电离能呈增大趋势，注意原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满、全充满的特殊情况，所以第3周期所含元素中Ar的第一电离能最大，故A错误； N原子的核外电子排布式为1s22s22p3，O原子的核外电子排布式为1s22s22p4，2p轨道处于半充满的原子能量低，较稳定，所以N的第一电离能大于O的第一电离能，故B错误；同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，则氦的第一电离能最大，故C正确；同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，故第一电离能：Li＞Na，同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：Be＞Li，所以第一电离能：Be＞Na，故D错误。 2.如图表示X元素的基态原子失去电子数与对应电离能的对数值的关系，试推测X可能位于 A.ⅠA族 B.ⅡA族 C.ⅢA族 D.ⅣA族 √ 图中纵坐标表示X元素的各级电离能的对数值，由图可知X元素的第二和第三电离能之间有突变，说明它容易失去两个电子，所以它可能是ⅡA族元素。 √ 3.下列说法不能说明X的电负性比Y的大的是 A.与氢化合时X单质比Y单质容易 B.X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强 C.X原子的最外层电子数比Y原子的多 D.X的单质可以把Y从其氢化物中置换出来 若X的电负性比Y的大，则表明X的非金属性比Y的强。A、B、D项均能说明X的非金属性比Y的强。原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，如氢元素的非金属性比镁元素的强，但镁原子的最外层电子数比氢原子的多，因此C项不能说明X的电负性比Y的大。 √ 4.已知X、Y元素同周期，且电负性：X＞Y，下列说法错误的是 A.X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价 B.第一电离能可能Y大于X C.最高价含氧酸的酸性：X＜Y D.气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX 同周期主族元素从左到右，原子序数依次增大，原子半径依次减小，非金属性依次增强，电负性依次增大。电负性大的元素在化合物中显负价，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，故A正确； 同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，但ⅤA族元素的p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于ⅥA族元素，第一电离能Y可能大于X，也可能小于X，故B正确；元素非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性：X＞Y，则X最高价氧化物对应水化物的酸性强于Y最高价氧化物对应的水化物的酸性，故C错误；元素非金属性越强，气态氢化物越稳定，则气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX，故D正确。 返回 5.根据元素周期表1～18号元素的性质和递变规律，回答下列问题。 (1)属于金属元素的有___种，金属性最强的元素与氧气反应生成的化合物有______、________(填两种化合物的化学式)； (2)原子半径最大的元素是(稀有气体除外)_____，第一电离能最小的元素是____，第一电离能最大的元素是___，最强的含氧酸是_______，最稳定的气态氢化物是____； (3)原子中p轨道半充满的元素是______； (4)推测Si、N最简单氢化物的稳定性：_____大于_____(填化学式)。 5 Na2O Na2O2 Na Na He HClO4 HF N、P NH3 SiH4 课时测评 返回 题点1　元素的电离能及应用 1.在下列给出的外围电子排布式中，对应元素的第一电离能最小的是 A.3s23p3 B.3s23p5 C.3s23p4 D.3s23p6 √ 同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但ⅡA族、ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素，同一主族元素中，其第一电离能随着原子序数的增大而减小。3s23p3属于ⅤA族元素、3s23p5属于ⅦA族元素、3s23p4属于ⅥA族元素、3s23p6属于0族元素，这几种元素都是第3周期元素，分别是P、Cl、S、Ar，其第一电离能大小顺序是Ar＞Cl＞P＞S，所以第一电离能最小的元素是S。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 2.下列各项中元素的第一电离能依次减小的是 A.H、Li、Na、K B.I、Br、Cl、F C.Na、Mg、Al、Si D.Si、Al、Mg、Na √ 同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小，A正确、B错误；同一周期，随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族、ⅤA族的第一电离能大于同周期相邻元素，C、D 错误。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 3.下列关于元素第一电离能的说法不正确的是 A.因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大 B.对于同一元素而言，原子的电离能I1＜I2＜I3… C.外围电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大 D.钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠 √ 因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，第一电离能有依次增大的趋势，但是ⅡA、ⅤA族的元素原子结构比较稳定，所以第一电离能比相邻元素的大，故A错误； 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 对于同一元素来说，原子失去电子个数越多，其失电子能力越弱，所以原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大，即同一元素原子的电离能I1＜I2＜I3……，故B正确；外围电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，达到稳定结构，再失去电子较难，所以其第一电离能较大，故C正确；钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾失电子能力比钠强，故钾的活泼性强于钠，故D正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 题点2　元素的电负性及应用 4.下列各元素的电负性由大到小的排列顺序正确的是 A.K＞Na＞Li B.F＞O＞S C.As＞P＞N D.O＜N＜C √ A、C两项中元素电负性的排序与“同主族自上而下，元素的电负性逐渐减小”的规律不符，错误；B项中元素电负性的排序与“同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增大”“同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小”的规律相符，正确；D项中电负性大小顺序应为O＞N＞C，错误。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 5.在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分。下列各对原子形成的化学键中共价键成分最少的是 A.Li、F B.Na、F C.Na、Cl D.Mg、O √ 离子键可看成是一种强极性的共价键。而共价键的极性主要是看成键的两个原子吸引电子能力的差别，差别越大，则成键电子的偏移程度越大，键的极性越强，其实质是比较两原子电负性的差值大小。题给四个选项中，Na与F的电负性差值最大，所以其共价键成分最少。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 6.对A、B两种主族(除ⅠA族外)元素来说，下列叙述中正确的是 A.A的电负性大于B，则A的第一电离能一定大于B B.A的电负性大于B，则A的失电子能力大于B C.A的电负性大于B，则A的得电子能力大于B D.A的电负性大于B，则A的原子半径一定小于B √ 元素的电负性大，第一电离能不一定大，如Mg的第一电离能大于Al的第一电离能，而Mg的电负性小于Al的电负性，A错误；电负性是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，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强，则A的电负性大于B，则A的得电子能力大于B，B错误，C正确；元素的电负性大，原子半径不一定小，如电负性F＞H，原子半径F＞H，D错误。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 7.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。 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 √ 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 同一周期元素从左至右，电负性增大；同一主族元素从上到下，电负性呈减小趋势，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在0.8与1.2之间，C项正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 题点3　元素周期律的综合应用 8.应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测不正确的是 ①Be的氧化物的水化物可能具有两性　②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用，均产生氢气　③At单质为有色固体，At难溶于水，易溶于四氯化碳　④Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱 ⑤SrSO4是难溶于水的白色固体　⑥H2Se是无色、有毒，比H2S稳定的气体 A.①②③④ B.②④⑥ C.①③⑤ D.②④⑤ √ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 由“对角线”规则知氧化铍与氧化铝性质相似；铊不能与氢氧化钠溶液作用产生氢气；锂燃烧只能生成氧化锂；硒化氢的稳定性小于硫化氢。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 9.X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法正确的是 A.X的原子半径比Y小 B.X和Y的核电荷数之差为m－n C.电负性：X＞Y D.第一电离能：X＜Y √ 由题干信息可知，X处于Y的下一周期，原子核外电子层数越多，原子半径越大，所以原子半径：X＞Y，A错误；Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，则两种离子核外电子数相等，假设X的核电荷数为a，Y的核电荷数为b，则a－m＝b＋n，所以a－b＝m＋n，B错误；X比Y更易失电子，所以元素的电负性：X＜Y，C错误。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 10.四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3　④1s22s22p5 则下列有关比较正确的是 A.第一电离能：④＞③＞②＞① B.原子半径：④＞③＞②＞① C.电负性：④＞②＞①＞③ D.最高正化合价：④＞③＝②＞① √ 由四种元素基态原子的电子排布式可知，①是S元素、②是P元素、③是N元素、④是F元素。同周期主族元素自左而右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能： 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 N＜F，但P元素原子的3p能级为半充满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能：S＜P，同主族元素自上而下第一电离能逐渐降低，所以第一电离能：N＞P，第一电离能：S＜P＜N＜F，即④＞③＞②＞①，故A正确；同周期主族元素自左而右原子半径逐渐减小，所以原子半径：P＞S、N＞F，电子层数越多原子半径越大，故原子半径：P＞S＞N＞F，即②＞①＞③＞④，故B错误；同周期主族元素自左而右电负性逐渐增大，所以电负性：P＜S、N＜F，同主族元素自上而下电负性逐渐减小，所以电负性：P＜N，N元素的非金属性比S元素强，故电负性：F＞N＞S＞P，即④＞③＞①＞②，故C错误；F元素没有正化合价，所以最高正化合价：①＞②＝③，故D错误。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 11.元素处于基态时的气态原子获得一个电子成为－1价阴离子时所放出的能量叫做该元素的第一电子亲和能。－1价阴离子再获得一个电子的能量变化叫做第二电子亲和能。表中给出了几种元素或离子的电子亲和能数据： 下列说法正确的是 A.电子亲和能越大，说明越难得到电子 B.一个基态的气态氟原子得到一个电子成为氟离子时吸收327.9 kJ的能量 C.氧元素的第二电子亲和能是－844.2 kJ·mol－1 D.基态的气态氧原子得到两个电子成为O2－需要放出能量 √ 元素 Li Na K O O－ F 电子亲和能/ (kJ·mol－1) 59.8 52.7 48.4 141 －844.2 327.9 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 根据表中数据知，元素得电子能力越强，其电子亲和能越大，所以电子亲和能越大说明越容易得到电子，故A错误；O－的电子亲和能就是氧元素的第二电子亲和能，所以氧元素的第二电子亲和能是－844.2 kJ·mol－1，故C正确；气态O原子获得一个电子放出能量、O－再获得一个电子吸收能量，O元素的第一电子亲和能小于第二电子亲和能的绝对值，所以基态的气态氧原子得到两个电子成为O2－需要吸收能量，故D错误。 元素 Li Na K O O－ F 电子亲和能/(kJ·mol－1) 59.8 52.7 48.4 141 －844.2 327.9 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 12.已知A、B、C是短周期元素，I为电离能。根据下图判断，不正确的是 A.元素A基态原子I1→I2，破坏了一个新的电子层 B.元素B基态原子中存在两个未成对的电子 C.元素C基态原子最外层的p轨道上有一个电子 D.三种元素中，元素A的金属性最强 √ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 A的第一、二电离能差距较大，元素A基态原子I1→I2，破坏了一个新的电子层，故A正确；B的第二、三电离能差距较大，说明B最外层有2个电子，这两个电子在s轨道中，元素B基态原子中不存在未成对的电子，故B错误；C的第三、四电离能差距较大，说明C最外层有3个电子，其中两个电子在s轨道中，p轨道上有一个电子，故C正确；三种元素中，元素A最外层只有1个电子，A的金属性最强，故D正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 13.(12分)(1)Mg元素的第一电离能比Al元素的第一电离能_____，第2周期元素中，元素的第一电离能比铍大的元素有___种。 大 5 Mg的外围电子排布式为3s2，3s为全充满稳定结构；Al的外围电子排布式为3s23p1，3p轨道不是稳定结构。元素第一电离能Mg＞Al。第2周期元素的第一电离能比Be大的元素有C、N、O、F、Ne共5种。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 (2)碳原子的核外电子排布式为__________，与碳同周期的非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能，原因是____________________________ __________。 1s22s22p2 N原子的2p轨道达到半充满结构， 比较稳定 O原子和N原子的外围电子排布分别为2s22p4与2s22p3，N原子的2p轨道半充满，结构比较稳定，所以第一电离能大。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 (3)A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，写出B原子的电子排布式：_____________。 电离能/(kJ·mol－1) I1 I2 I3 I4 A 932 1 821 15 390 21 771 B 738 1 451 7 733 10 540 1s22s22p63s2 由A、B元素的各级电离能可看出，A、B两元素容易失去两个电子形成＋2价金属阳离子，故A、B元素属于ⅡA族的元素，由同主族元素电离能变化规律可知，B元素为镁元素，其原子的电子排布式为1s22s22p63s2。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 (4)根据下表所列元素的各级电离能I/(kJ·mol－1)的数据，下列判断中错误的是____(填字母)。 A.元素X的常见化合价为＋1价 B.元素Y可能为ⅢA族元素 C.元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D.元素Y在化学性质上与锡相似 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4 600 6 900 9 500 Y 580 1 800 2 700 11 600 D 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 根据数据分析：X中I2≫I1，可知X最外层只有1个电子，X常见化合价为＋1价，与Cl元素形成XCl，位于ⅠA族，A、C项正确；Y中I4≫I3，Y易呈＋3价，故Y最外层有3个电子，位于ⅢA族，B项正确；因为锡在ⅣA族，所以Y的化学性质不与锡相似， D项不正确。 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4 600 6 900 9 500 Y 580 1 800 2 700 11 600 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 14.(12分)下表给出了14种元素的电负性： 运用元素周期律知识完成下列各题。 (1)同一周期中，从左到右，主族元素的电负性_________；同一主族中，从上到下，元素的电负性__________。所以主族元素的电负性随原子序数递增呈______变化。 逐渐增大 逐渐减小 周期性 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 分析可知，所给元素位于元素周期表的第2、3周期，分属于7个主族： 可以看出：①随原子序数的递增，元素的电负性呈现周期性变化。②同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 (2)如表中所示短周期元素中，电负性最大的元素与电负性最小的元素形成的化合物属于______化合物，用电子式表示该化合物的形成过程：_________________。 离子 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 电负性最大的元素F为4.0与电负性最小的Na为0.9相差3.1大于1.7，两元素形成的化合物属于离子化合物，用电子式表示该化合物的形成过程为 。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 (3)已知：两成键元素间的电负性差值大于1.7时，通常形成离子键，两成键元素间的电负性差值小于1.7时，通常形成共价键。则Mg3N2、BeCl2、AlCl3、SiC中属于离子化合物的是__________，属于共价化合物的是_____________________。 Mg3N2 BeCl2、AlCl3、SiC 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Mg3N2中Mg、N两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，故Mg3N2为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中组成元素的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，故三种物质均为共价化 合物。 返回 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 谢 谢 观 看 第2课时　元素第一电离能和电负性的周期性变化 返回 $