原子结构Word下载.docx
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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；
从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
短周期元素的这种递变更为明显，这是同周期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数增大和原子半径减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强的必然结果。
（2）同主族元素：
自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子电子。
这是因为同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。
过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元素原子序数的增加从左到右略有增加。
这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排布在（n-1）d轨道上，核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。
总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
高手笔记：
注意：
元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：
①同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。
主族元素：
左-右：
第一电离能依次明显增大（但其中有些曲折）。
反常的原因：
多数与全空（p0、d0）、全满（p6、d10）和半满（p3、d5）构型是比较稳定的构型有关。
例题1.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，并回答下列问题。
（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，试预测下列关系中正确的是（填写编号）。
①E（砷）＞E（硒）②E（砷）＜E（硒）
③E（溴）＞E（硒）④E（溴）＞E（硒）
（3）估计1mol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
解析：
此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。
（1）同主族元素最外层电子数相同，随着原子核电荷数逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，所以失去最外层电子所需能量逐渐减小。
（2）根据图像可知，同周期元素E（氮）＞E（氧），E（磷）＞E（硫），E值出现反常现象。
故可推知第四周期E（砷）＞E（硒）。
但ⅥA族元素和ⅦA族元素的E值未出现反常。
所以E（溴）＞E（硒）。
此处应填①、③。
（3）1mol气态Ca原子失去最外层一个电子比同周期元素钾要难，比同主族元素Mg要容易，故其E值应在419～738之间。
（4）10号元素是Ne，它的原子最外层已经成为8电子稳定结构，故其E值较大。
答案：
（1）随着原子序数的增大，E值变小 周期性。
（2）①、③
（3）419、438或填E（钾）、E（镁）
（4）10号元素是氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8个电子稳定结构。
3.元素的化合价与原子结构的关系
元素的化合价与原子的核外电子排布，尤其是与价电子排布有着密切的关系。
元素的最高正化合价等于它所在族序数；
非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8（氢元素除外）；
稀有气体元素原子的电子层结构是全充满的稳定结构，其原子既不易失去电子也不易得到电子，因此稀有气体元素的化合价在通常情况下为0；
过渡金属元素的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态，如锰元素的化合价为＋2～＋7。
金属元素在所有的化合物中均显正价。
非金属元素既可能显正价，也有可能显负价。
非金属元素相互作用时，得电子能力强的显负价，得电子能力弱的显正价。
二、元素的电负性及变化规律
1.电负性
用来表示当两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。
鲍林给电负性下的定义是“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。
（2）意义：
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；
反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。
2.元素电负性的周期性变化
（1）金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
（2）同周期从左到右，元素的电负性递增；
同主族，自上而下，元素的电负性递减，对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现出这种变化趋势。
因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
3.元素电负性的应用
（1）元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系
元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。
通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；
电负性大于2的元素，大部分是非金属元素。
非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；
金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。
例如，氟的电负性为4，是最强的非金属元素；
钫的电负性为0.7，是最强的金属元素，利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负；
电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。
（2）元素的电负性与化学键类型的关系
一般电负性差值大的元素原子间形成的主要是离子键，电负性差值小或相同的非金属原子之间形成的主要是共价键；
当电负性差值为零时，通常形成非极性键，不为零时易形成极性键。
例题2.已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。
下面给出14种元素的电负性：
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.5
2.0
2.5
2.8
4.0
1.0
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
1.7
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根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是。
②.判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？
Mg3N2BeCl2AlCl3SiC
元素的电负性是元素的性质，随原子序数的递增呈周期性变化。
据已知条件及上表中数值：
Mg3N2电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；
BeCl2AlCl3SiC电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。
1.随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化。
2.Mg3N2；
离子化合物。
SiC,BeCl2、AlCl3均为共价化合物。
（3）电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系
电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。
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；
电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价。
例题3.下列有关电负性的说法中正确的是（）
A.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。
B.在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大
C.金属元素电负性一定小于非金属元素电负性。
D.在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
电负性的变化规律：
（1）同一周期，从左到右，元素电负性递增。
（2）同一主族，自上而下，元素电负性递减。
（3）副族元素的电负性变化趋势和主族类似。
主族元素原子的电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能有特例，如电负性：
O＞N，但第一电离能：
N＞O，A错误。
B、C选项没有考虑过渡元素的情况。
D
4.除了元素的性质呈现周期性的变化外，物质的许多性质也呈现周期性变化。
例如，单质的熔点、沸点、熔化热、汽化热；
氢化物、氯化物的生成热、熔点和沸点等，都呈现出规律性的变化趋势。
加深对元素周期律的理解：
（1）同族元素在性质上的相似性，取决于原子的价电子排布的相似性；
而同族元素在性质上的递变性，取决于原子核外电子层数的增加。
（2）主族元素是金属元素或非金属元素取决于原子中价电子的多少。
高手支招之二：
基础整理
本节学习要深入理解元素原子核外电子排布的周期性变化是元素性质周期性变化的根本原因。
在学习过程中，要掌握用电离能、电负性来定量的衡量或比较原子得失电子的能力。
高手支招之三：
综合探究
1.第ⅡA族中的镁、第ⅤA族中的磷等第一电离能都出现反常，它们比相邻元素的第一电离能都要大，这是为什么？
探究：
考查第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布的关系，通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
第ⅡA族中的镁、第ⅤA族中的磷等第一电离能都出现反常，它们比相邻元素的第一电离能都要大，要说明这个问题必须从分析原子的核外电子排布入手。
Mg的电子排布式为：
1s22s22p63s2，当Mg失去一个电子后电子排布式为:
1s22s22p63s1，Mg的最外层全充满状态很难失去一个电子,其第一电离能较大；
而Al的电子排布式为：
1s22s22p63s23p1，当Al失去一个电子后电子排布式为：
1s22s22p63s2，Al失去一个电子变为最外层全充满状态，故Al的第一电离能较小。
磷的电子排布式为：
1s22s22p63s23p3，当磷失去一个电子后电子排布式为：
1s22s22p63s23p2，由3p能级半充满状态很难失去一个电子，其第一电离能较大。
硫的电子排布式为：
1s22s22p63s23p4，当硫失去一个电子后电子排布式为：
1s22s22p63s23p3，硫易失去一个电子变为半充满状态，故硫的第一电离能较小。
磷的第一电离能比硫的大。
2.为什么原子的逐级电离能越来越大？
这些数据跟Na、Mg、Al的化合价有什么联系？
因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；
同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。
Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大（相当于第一电离能的10倍），故Na的化合价为+1。
而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为+2、+3。
高手支招之四：
典题例析
例1.下列说法正确的是（）
A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C.在所有元素中，氟的电离能最大
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大
考查元素第一电离能的变化规律，一般同周期从左到右第一电离能逐渐增大，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大故A正确C不正确；
但有反常，第ⅢA和VA族元素比同周期相邻两种元素第一电离能都低。
同主族从上到下元素的第一电离能逐渐减小。
，由于核外价电子排布镁为3S2，Al为3S23P1，故Al的第一电离能小于Mg的，所以B错误；
根据同主族同周期规律可以推测：
第一电离能K<
Ca<
Mg，所以D错误。
A
例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。
试结合元素周期律知识及表中给出的数据，探究元素的电负性具有的变化规律。
元素性质的周期性变化在元素周期表中体现出来，所以要尽可能整理到同周期或同主族，根据表中的数据，再由题干所述电负性也是元素的一种基本性质，而元素的性质是随元素的原子序数而呈周期性变化的。
这样我们可以把表中给出的14种元素的电负性依原子序数由小到大的顺序整理为下表：
由表中数据看出：
随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样随原子序数的递增呈周期性变化，同周期从左到右，电负性逐渐增大；
同主族从上到下，电负性逐渐减小。
例3.已知元素的某种性质“X”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。
下面给出13种元素的X的数值：
X的数值
试结合元素周期律知识完成下列问题：
（1）经验规律告诉我们：
当形成化学键的两原子相应元素的X差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；
当小于1.7时，一般为共价键。
试推断AlBr3中的化学键类型是______。
（2）根据上表给出的数据，简述主族元素的X的数值大小与元素的金属性或非金属性强弱之间的关系______________________________；
简述第二周期元素（除惰性气体外）的X的数值大小与原子半径之间的关系_________________________________。
（3）请你预测Br与I元素的X数值的大小关系________。
（4）某有机化合物分子中含有S—N键，你认为该共用电子对偏向于________原子（填元素符号）。
考查学生的对数据的组合处理运用能力，根据提示X也是一种性质，则必然在元素周期表中能够体现出来，因此将元素按原子序数递增、同周期同主族的顺序进行排列，归纳总结其规律即可。
（1）共价键
（2）元素X的数值越大，元素的非金属性越强（或元素X的数值越小，元素的金属性越强）原子半径越小，X的数值越大（3）Br大于I（4）N
高手支招之五：
思考发现
一、第一电离能的变化规律及原因
第一电离能的变化规律
原因
在同一周期内，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；
从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子
同周期元素，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径减小，原子核对外层电子的有效吸引作用增强，失去第一个电子总体趋势变难。
价电子排布处于半满的轨道的元素，其第一电离能比邻近原子的第一电离能大
同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，表明原子越来越容易失去电子
同主族元素价电子数目相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱，失去第一个电子所需能量减小
过渡元素第一电离能随元素原子序数的增加略有增加，变化不太规律
对过渡元素原子，增加的电子大部分排布在（n－1）d轨道上，核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大
元素金属性和非金属性的判断
二、判断元素金属性和非金属性的强弱
元素的金属性是指原子失去电子的能力，元素的非金属性是指元素的原子得到电子的能力。
1．判断元素金属性强弱的方法
①单质与水反应置换出氢的难易。
如：
2Na+2H2O＝2NaOH+H2↑（剧烈），Mg+H2O＝Mg（OH）2+H2↑（微弱），Al+H2O→（不反应），金属性：
Na>
Mg>
Al。
②与盐酸或稀硫酸反应越剧烈，金属性越强；
③最高价氧化物对应水化物碱性越强，金属性越强，如：
碱性NaOH>
Mg（OH）2>
Al（OH）3，金属性：
Al；
④简单阳离子氧化性越强，金属性越弱，如：
Cu2++Fe＝Fe2++Cu金属性：
Fe>
Cu；
⑤单质还原性越强，金属性越强，如：
Cu+2Ag+＝2Ag+Cu2+金属性：
Cu>
Ag。
⑥电负性小于1．8的为金属，电负性越小，金属性越强
2．判断元素非金属性强弱的方法
①单质与H2化合难易，
②元素氧化性越强，单质非金属性越强
③气态氢化物稳定性，如：
HF很稳定，HCl较稳定，HBr较不稳定，HI很不稳定，加热分解2HI
H2+I2，非金属性：
C1>
Br>
I；
④最高价氧化物对应水化物酸性越强，非金属性越强，如：
H2SO4强酸，H3PO4中强酸，H2CO3弱酸，非金属性：
S>
P>
C。
⑤电负性大于1.8的为非金属，电负性越大，非金属性越强。
高手支招之六：
体验成功
基础强化：
1.下列关于稀有气体的叙述不正确的是（）
A、各原子轨道电子均已填满
B、其原子与同周期ⅠA、ⅡA族阳离子具有相同的核外电子排布
C、化学性质很不活泼
D、同周期中第一电离能最大
稀有气体各原子轨道电子达稳定结构，所以化学性质不活泼，同周期中第一电离能最大。
稀有气体元素原子的核外电子排布与同周期的阴离子（达到稳定结构）的电子排布相同，同时还与下一周期的ⅠA、ⅡA族阳离子（失去最外层电子）具有相同的核外电子排布，故B错误。
B
2、下列原子的价电子排布中，对应于第一电离能最大的是（）
A、ns2np1B、ns2np2C、ns2np3D、ns2np4
当原子轨道处于全满、半满时，具有的能量较低，原子比较稳定，电离能较大。
3、下列各元素原子排列中，其电负性减小顺序正确的是（）
A、K＞Na＞LiB、F＞O＞SC、As＞P＞ND、C＞N＞O
同周期从左向右主族元素的电负性依次增大，同主族元素从上到下电负性依次减小。
4、电负性差值为零时，可形成（）
A、配位键B、非极性共价键C、金属键D、离子键
电负性差值为零时，形成的化学键中共用电子不偏向任何一方，故可形成非极性共价键。
5、按照第一电离能由大到小的顺序排列错误的是（）
A、BeMgCaB、BeCNC、PAsSiD、HeNeAr
同周期从左到右，电离能总的趋势逐渐增大，但有些元素（如Be、Mg、N、P等）的电离能比相邻元素的电离能高些，是因为它们的外层电子构型达到了以全充满或半充满的稳定结构，同主族元素自上而下电离能依次减小。
但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度不大，且不太规则。
6．（2006四川高考，）已知1～18号元素的离子aW3+、bX+、cY2－、dZ－都具有相同
的电子层结构，下列关系正确的是（）
A、质子数c>
bB、离子的还原性Y2－>
Z－
C、氢化物的稳定性H2Y>
HZD、原子半径X>
W
由题意可知，四种离子都具有氖的电子层结构,根据化合价Y、Z应是氧和氟，W、X应是铝和钠，a、b、c、d分别是13、11、8、9，c<
b，A错。
O2-的还原性大于F-，故B对。
H2O的稳定性小于HF，故C错。
原子半径Na>
Al，D也正确。
B、D
7．（06山东模拟）X、Y、Z为短周期元素，Z的原子序数等于X、Y的原子序数之和，且Z离子比X离子多三个电子层，下列推断不正确的是
A、Y的原子半径大于Z的原子半径
B、X可能为金属元素
C、Y与Z不可能形成离子化合物
D、Z一定为非金属元素
因X、Y、Z为短周期元素，Z离子比X离子多3个电子层，推知Z只能是氢元素，Z为第三周期的S、Cl等元素；
根据Z的原子序数等于X、Y的原子序数之和，推知Y为第三周期的非金属元素，且Y的原子序数小于Z，根据元素周期律即可判断选项中A、C、D正确，B错误。
8、下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是（）
A、K、Na、LiB、Al、Mg、NaC、N、O、CD、Cl、S、P
本题考查了元素第一电离能的递变规律，由同周期中从左到右，元素的第一电离能逐渐增大知，B、C、D选项中均逐渐降低；
同主族中，从上到下，第一电离能逐渐减小，故A逐渐升高。
第ⅡA族中的Be、Mg、Ca及第VA族的N、P、As第一电离能出现反常现象。
9、下列说法不正确的是（）
A.第一电离能的周期性递变规律是原子半径、化合价、电子排布周期性变化的结果
B.通常元素的第一电子亲和能为正值，第二电子亲和能为负值
C.电负性是相对的，所以没有单位
D.分析元素电负性数值可以看出，金属元素的电负性较大，非金属元素的电负性较小
思路分析：
A、B、C都是正确的，金属的电负性较小，非金属的电负性较大，所以D错误。
综合应用：
10.（2006北京西城，12）五种短周期元素的原子半径，最高正价及负化合价见下表：
元素代号
L
M
Q
R
T
原子半径/mm
0.160
0.089
0.243
0.102
0.074
化合价
＋2
＋3
＋6，－2
－2
下列叙述正确的是（ ）
A．L、M的单质与稀盐酸反应速率L＜M
B．Q、T两元素间可形成两性化合物
C．R、T两元素的氢化物分子间能形成氢键
D．L、R两元素的简单离子的核外电子数可能相等
本题综合考查了同周期和同主族元素的原子半径、化合价和化学性质的递变规律。
据表格提供的信息知L、M同周期，且L的原子序数大于M的原子序数，故L的金属性大于M，与稀盐酸反应速率L>
M，A错；
据信息知T为氧元素，R为S元素，Q则为铝
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