专题2 第2单元 第2课时 元素第1电离能和电负性的周期性变化-【新课程学案】2025-2026学年高中化学选择性必修2教师用书word（苏教版）

本讲义聚焦元素第一电离能和电负性的周期性变化，系统梳理概念、意义、同周期同主族变化规律（含全充满半充满等特殊情况）及应用（判断失电子难易、化合价、化学键类型等），搭建元素周期律学习支架。 资料通过“微点拨”“应用化学”实例（如钠镁铝电离能数据、对角线规则）引导证据推理，题点训练提升科学思维，课中辅助教师教学，课后帮助学生巩固知识、查漏补缺，体现科学探究与实践素养。

第2课时　元素第一电离能和电负性的周期性变化 新知探究(一)——元素第一电离能的周期性变化　 1.第一电离能 (1)概念:某元素的气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需要的最低能量。 (2)符号:I1。 (3)M(g)-e-→M+(g)。 2.第一电离能的意义 (1)第一电离能可以衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。 (2)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.元素第一电离能的变化规律 (1)第一电离能的变化趋势如图所示 (2)第一电离能的变化规律 ①同周期元素:随核电荷数的递增,第一电离能呈现增大的趋势,碱金属的第一电离能最小,稀有气体的第一电离能最大。 ②同主族元素:随核电荷数的增大,第一电离能逐渐减小。 (3)第一电离能与原子核外电子排布的关系 原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全充满、半充满及全空的结构时,元素稳定性较高,其第一电离能数值较大。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大,N为半充满、Mg为全充满状态,其第一电离能均比同周期相邻元素的大。 [微点拨]　 　　同周期元素,ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA之间元素的第一电离能出现反常,第一电离能:ⅡA>ⅢA、ⅤA>ⅥA。 4.逐级电离能 (1)概念:+1价气态离子失去1个电子,形成+2价气态离子所需要的最低能量称为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)各级电离能大小关系:I1<I2<I3……。 　　[微思考]　 　　元素周期表中,第一电离能最大的是哪种元素?第一电离能最小的应出现在周期表什么位置? 提示:最大的是He;最小的应在周期表左下角。 5.元素电离能的应用 根据电离能数据,确定元素原子核外电子的排布 如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。从中明显看出在第三、第四电离能之间有突跃,故可判断Al最外层只有3个电子 根据电离能数据,确定元素在化合物中的化合价 如K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K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。一般来说,如果某元素的电离能在In与之间发生突变,则该元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离子 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 应用化学　 下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。 元素 Na Mg Al 电离能/ (kJ·mol-1) 496 738 578 4 562 1 451 1 817 6 912 7 733 2 745 9 543 10 540 11 575 13 353 13 630 14 830 16 610 17 995 18 376 20 114 21 703 23 293 1.同一元素原子的逐级电离能有什么规律?为什么? 提示:同一元素的电离能逐级增大。随着电子的逐个失去,阳离子所带的正电荷越来越多,再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大,消耗的能量也越来越多,所以同一元素原子的逐级电离能越来越大。 2.当相邻逐级电离能发生突变时,说明失去的电子所在的能层发生了变化。这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系? 提示:钠的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,所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子;镁的I2比I3小很多,说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子;铝的I3比I4小很多,说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。 [题点多维训练] 1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)同一元素的第一电离能比第二电离能大。 (×) (2)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。 (√) (3)第一电离能越大的原子失电子的能力越强。 (×) 2.下列元素中第一电离能最大的是 (　　) A.O B.Ne C.F D.N 解析:选B　同周期元素中,稀有气体元素的第一电离能最大。 3.下列说法正确的是 (　　) A.第3周期中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的大 C.在所有元素中,氟的第一电离能最大 D.钾的第一电离能比镁的大 解析:选A　同周期中碱金属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A正确,C错误;镁的外围电子排布式为3s2,结构较稳定,而铝的外围电子排布式为3s23p1,铝的第一电离能小于镁,故B错误;钾比镁更易失去电子,钾的第一电离能小于镁的,故D错误。 4.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 (　　) I1 I2 I3 I4 …… 740 1 500 7 700 10 500 …… 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 解析:选A　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Be或Mg,基态原子的电子排布式为1s22s2或1s22s22p63s2,A错误;同周期ⅡA族元素的核外电子排布式为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。 5.(2025·广东卷)元素a~i为短周期元素,其第一电离能与原子序数的关系如图。下列说法正确的是 (　　) A.a和g同主族 B.金属性:g>h>i C.原子半径:e>d>c D.最简单氢化物沸点:b>c 解析:选B　同周期中第一电离能,第ⅡA族和第ⅤA族比相邻元素的第一电离能大,0族元素的第一电离能在同周期中最大,可以推断a~i分别是B、C、N、O、F、Ne、Na、Mg、Al。a是B,g是Na,二者不同主族,A错误;Na、Mg、Al属于同周期,从左到右金属性依次减弱,B正确;c、d、e分别是N、O、F,属于同周期元素,同周期从左到右原子半径依次减小,原子半径c>d>e,C错误;b为C,c为N,NH3分子间存在氢键,沸点高,沸点:NH3>CH4,D错误。 新知探究(二)——元素电负性的周期性变化 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吸引电子的能力。 (2)意义:元素的电负性越大,说明元素在化合物中吸引电子的能力越强,反之,则越弱。 (3)电负性大小的标准:以氟的电负性为4.0作为相对标准。 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增大,元素的非金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。 (2)同一主族,元素的电负性从上到下呈减小的趋势,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。 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 ①如果两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键。 ②如果两种成键元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键。 (4)利用电负性解释元素的“对角线”规则 “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。 对角线规则的具体体现如下表。 对角线位 置元素 性质相似性 Li和Mg ①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;②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;③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 Be和Al ①单质在冷的浓硝酸中钝化;②氧化物、氢氧化物都有两性;③氯化物都是共价化合物,易汽化,能升华,能溶于有机溶剂等 B和Si ①硼和硅的密度相近;②硼和硅的简单气态氢化物都能直接被氧气氧化;③最高价氧化物的水化物都是弱酸等 [微点拨]　 ①不是所有电负性差值大于1.7的元素间都形成离子键,如H的电负性为2.1,F的电负性为4.0,电负性差为1.9,HF形成共价键。 ②电负性差值小于1.7的元素间不一定都形成共价键,如Ca的电负性为1.0,S的电负性为2.5,电负性之差为1.5<1.7,但CaS为离子化合物,形成离子键。 [题点多维训练] 1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)活泼非金属元素与金属元素一定以离子键结合形成离子化合物。 (×) (2)金属元素的电负性较小、非金属元素的电负性较大。 (√) (3)电负性小于1.8的元素一定是金属元素。 (×) (4)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。 (√) (5)Be和Al的氧化物、氢氧化物都有两性。 (√) 2.下列对电负性的理解不正确的是 (　　) A.电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准 B.一般认为,电负性大于1.8的元素为非金属元素 C.元素的电负性越大,原子在化合物中吸引电子的能力越强 D.元素的电负性是元素固有的性质,与原子结构无关 解析:选D　一般来说,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,因此,电负性与原子结构有关。 3.下列物质中,组成元素间电负性差值可能大于1.8的是 (　　) A.CH4 B.CO　 C.NO2 D.Na2O 解析:选D　一般来说,元素的电负性差值大于1.7时,原子间形成离子键,元素的电负性差值小于1.7时,原子间形成共价键,所以组成元素间电负性差值可能大于1.8的化合物应是离子化合物,D符合。 4.用电负性数据不能判断(大部分元素)的是 (　　) A.某元素是金属元素还是非金属元素 B.氢化物HY和HX中键的极性强弱 C.化学键是离子键还是共价键 D.化合物的溶解度 解析:选D　一般认为,电负性大于1.8的元素是非金属元素,小于1.8的元素是金属元素,利用电负性可以判断元素是金属元素还是非金属元素,故A不符合。电负性越大的原子对键合电子的吸引力越强,即该原子与氢原子形成的化合物中键的极性越强,可以利用电负性判断氢化物HY和HX中键的极性强弱,故B不符合。一般来说电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间形成共价键,相应的化合物是共价化合物;电负性差值大于1.7的两种元素化合时,形成离子键,相应的化合物为离子化合物,可以依据电负性数据判断化学键是离子键还是共价键,故C不符合。利用电负性不能判断物质的溶解度,故D符合。 5.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)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 　。  (3)根据元素周期律知识,硼酸的酸性比碳酸的酸性　　　　,理由是 　。  (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)。  解析:(1)B是5号元素,原子结构示意图为。(2)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。(4)Mg在空气中与O2、CO2、N2反应生成MgO、Mg3N2,将Li与Mg类比得答案。 答案:(1)　2　ⅢA (2)两性　Be(OH)2+2OH-==Be+2H2O、Be(OH)2+2H+==Be2++2H2O (3)弱　硼的非金属性比碳弱　(4)Li2O、Li3N 命题热点——元素推断与元素周期律(表)的综合应用　　　　 1.同一元素的“位—构—性”关系 2.元素推断的一般思路 3.由元素的价层电子排布判断其在周期表中位置的规律 价层电子排布 x或y的取值 周期表中的位置 nsx x=1,2 第n周期x A族(说明:书写时,此处的x应用相应的罗马字母表示,下同) ns2npx x=1,2,3,4,5 第n周期(2+x)A族 x=6 第n周期0族 (n-1)dxnsy x+y≤7 第n周期(x+y)B族 7<x+y≤10 第n周期Ⅷ族 (n-1)d10nsx x=1,2 第n周期x B族 4.由主族元素形成共价键数目推断元素 短周期元素 H、F、Cl C、Si N、P O、S 共价键数目 1 4 3 2 共价键 —X 或 或 或 —X—或 X== [题点多维训练] 题点(一)　依据元素周期表的片段结构推断元素 1.(2025·江苏盐城期中)如表是元素周期表前五周期的一部分,X、Y、Z、R、W、J是六种元素的代号,其中J为0族元素。下列说法正确的是 (　　) X Y Z R W J A.R原子的核外电子的轨道表示式为 B.Y2-与Na+的半径的大小关系为Y2-小于Na+ C.X的第一电离能大于Y的第一电离能 D.表中电负性最大的元素为J 解析:选C　由表格和J为0族元素可知:X为N,Y为O,Z为F,R为S,W为Br,J为Xe;洪特规则是指在相同能量的轨道上,电子总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向相同;S原子的核外电子的轨道表示式为,A错误。O2-与Na+具有相同的电子层结构,原子序数越小,离子半径越大,故O2-的半径大于Na+的半径,B错误。同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势,N原子2p轨道处于半充满状态,较稳定,所以N的第一电离能大于O的第一电离能,C正确。电负性最大的元素为Z(F),一般稀有气体元素的电负性不考虑,D错误。 题点(二)　依据原子结构推断元素 2.(2023·浙江选考)X、Y、Z、M、Q五种短周期元素,原子序数依次增大。X的2s轨道全充满,Y的s能级电子数量是p能级的两倍,M是地壳中含量最多的元素,Q是纯碱中的一种元素。下列说法不正确的是 (　　) A.电负性:Z>X B.最高正价:Z<M C.Q与M的化合物中可能含有非极性共价键 D.最高价氧化物对应水化物的酸性:Z>Y 解析:选B　Y的s能级电子数量是p能级的两倍,Y为C,X的2s轨道全充满,原子序数X<Y,则X为Be或B,M是地壳中含量最多的元素,M为O,原子序数Y<Z<M,则Z为N,Q是纯碱中的一种元素,则Q为Na。同一周期元素从左至右,电负性逐渐增大,Z>X,A正确。N最高正价为+5价,O无最高正价,最高正价N大于O,B错误。Na和O形成的过氧化钠中含有非极性共价键,C正确。非金属性越强,最高价氧化物对应水化物的酸性越强,非金属性N大于C,硝酸酸性强于碳酸,D正确。 题点(三)　依据元素性质推断元素 3.W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素,已知W、X、Y三种元素的原子序数呈等差数列,X的电负性在元素周期表中最大,Y的原子序数是W的2倍,Z的某种化合物具有臭鸡蛋气味。下列说法正确的是 (　　) A.离子半径:X>Y>Z B.第一电离能:W>X>Z C.YX2中既有共价键又有离子键 D.仅由W、X元素形成的二元化合物均难溶于水 解析:选D　X的电负性在元素周期表中最大,X为F元素,Z的某种化合物具有臭鸡蛋气味,化合物为H2S,Z为S元素,W、X、Y三种元素的原子序数呈等差数列,Y的原子序数是W的2倍,W是C元素,Y是Mg元素。X、Y、Z分别是F、Mg、S元素,离子半径:S2->F->Mg2+,A错误;W、X、Z分别是C、F、S元素,第一电离能:F>C>S,B错误;YX2为MgF2,只有离子键,C错误;仅由W、X元素形成的二元化合物为CF4、C2F6等,都是非极性分子,难溶于水,D正确。 题点(四)　依据元素成键特点推断元素 4.X、Y、Z、W、M为原子序数依次增大的短周期主族元素,由5种元素组成的某化合物是电池工业中的重要原料,该化合物的结构式如图所示。下列说法正确的是 (　　) A.原子半径:Y<Z<W B.最高价含氧酸酸性:Z>M C.电负性:X<Y<Z D.该化合物中既含极性键又含非极性键 解析:选D　由题给信息推知X为H、Y为B、Z为C、W为F、M为S。同周期主族元素从左至右原子半径依次减小,所以原子半径:F<C<B,即W<Z<Y,A错误。非金属性:S>C,所以最高价含氧酸的酸性:H2SO4>H2CO3,即Z<M,B错误。C原子和C原子形成的共价键为非极性键,其余共价键均为极性键,D正确。 学科网（北京）股份有限公司 $