1、（2）为什么Na、Mg、Al的化合价分别为1、2、3？答案（1）同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1I2I3这是由于原子失去一个电子变成1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理，I3I2、I4I3In1In。（2）Na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，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，所以
2、Al容易失去三个电子形成3价离子。三、电负性1.电负性（1）键合电子和电负性的含义键合电子元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。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。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。（2）衡量标准以氟的电负性为4.0作为相对标准，得出各元素的电负性。（3）递变规律同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐变大。同主族，从上到下，元素原子的电负性逐渐变小。2.对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为对角线规则。如何应用电负性的数值来判断元素金属性和非金属性的强弱？答案效 果 自 测1.判断正误，正确的打“”；错
3、误的打“”。（1）电子层数越多，原子半径一定就越大。（）（2）质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大。（3）核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同。（4）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。（5）第三周期所含元素中钠的第一电离能最小。（6）铝的第一电离能比镁的第一电离能大。（7）第一电离能小的元素的金属性一定强。（8）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。（9）电负性是相对的，所以没有单位。（10）金属元素的电负性较小、非金属元素的电负性较大。（11）电负性小于1.8的元素一定是金属元素。（12）根据“对角线”规则，B和Mg元素
4、的电负性接近。答案（1）（2）（3）（4）（5）（6）（7）（8）（9）（10）（11）（12）2.已知An、B（n1）、Cn、D（n1）都有相同的电子层结构，则原子半径由大到小的顺序是（）A.CDBA B.ABCDC.DCAB D.ABDC解析A、B、C、D四种元素的相对位置如下表：根据原子半径大小变化规律可知ABDC。答案D3.下列元素按电负性由大到小顺序排列的是（）A.K、Na、Li B.N、O、FC.As、P、N D.F、Cl、S解析同一周期元素从左到右电负性逐渐增大；同一主族元素从上到下电负性逐渐减小。4.（1）Z基态原子的M层与K层电子数相等，Z所在周期中第一电离能最大的主族元素是
5、。（2）b、c、d是短周期元素，原子序数依次增大。b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族。b、c、d中第一电离能最大的是（填元素符号）。解析（1）Z是镁元素，第三周期中第一电离能最大的主族元素是氯元素。（2）b是氮元素，c是氧元素，d是硫元素。第一电离能：NOS。答案（1）氯（Cl）（2）N探究一微粒半径大小的比较【探究讨论】1.同周期从左到右元素简单离子的半径逐渐减小吗？提示不是，同周期从左到右，简单阳离子半径逐渐减小，简单阴离子半径逐渐减小，但同周期阴离子半径大于同周期的阳离子半径。例如r（P3）r（S2）r（Cl）c（Na）c（Mg2）c（Al
6、3）。2.电子层数越多，原子半径一定越大吗？提示不一定。例如r（Li）r（Cl）。【点拨提升】判断微粒半径大小的规律（1）同周期，从左到右，原子半径依次减小。（2）同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。（3）阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r（Na）r（Na），r（S）r（S2）。（4）电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r（S2）r（Cl）r（K）r（Ca2）。（5）不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r（Fe2）r（Fe3），r（Cu）r（Cu2）。即按“三看”规律来比较微粒半径的大小（一般情况）“一看”电子层数：当电子层
7、数不同时，电子层越多，半径越大；“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。【典题例证1】具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是（）A.1s22s22p3 B.1s22s22p1C.1s22s22p63s23p1 D.1s22s22p63s23p4解析根据原子的核外电子排布式可知，A项中原子为氮（N），B项中原子为硼（B），C项中原子为铝（Al），D项中原子为硫（S）。根据原子半径变化规律可知，r（B）r（N）、r（Al）r（S）、r（Al）r（B），故Al原子半径最大。答案C【学以致用1】下列各
8、组微粒半径的比较正确的是（）ClClBrFMg2Al3Ca2CaBaS2Se2BrA.和 B.和 C.和 D.和解析同种元素：阳离子半径原子半径，原子半径阴离子半径，则半径：ClCl，Ca2Ca。Cl、Br的最外层电子数相同，电子层数增多，所以离子半径：ClBr，正确；Al3、Mg2、F的核外电子排布相同，核电荷数依次减小，则离子半径：Al3Mg2F错误；Ca、Ba的最外层电子数相同，电子层数依次增多，则半径：CaBa，正确；半径应为Se2Br，错误。答案A探究二电离能规律及其应用1.下表是第二周期元素的第一电离能数据：元素LiBeBCNOFNe第一电离能（kJ/mol）502.3899.58
9、00.61 086.41 402.31 314.01 681.02 038（1）将上表数据，分别以原子序数和电离能为横、纵坐标画一草图。（2）讨论LiNe电离能变化的总趋势。（3）试从电子排布解释该图中两处反常现象。提示（1）从Li到Ne电离能变化的总趋势草图如下图。（2）LiNe电离能变化的总趋势为逐渐增大。（3）电离能大小反常的是Be、N。Be的2s能级有2个电子，为全充满的稳定结构，所以第一电离能是Be比B大。N的2p能级有3个电子，为半充满的较稳定结构，所以第一电离能是N比O大。2.Mn、Fe均为第四周期过渡元素，两元素的部分电离能数据列于下表：MnFe电离能/kJmol1I17177
10、59I21 5091 561I33 2482 957回答下列问题：Mn元素价电子层的电子排布式为，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2再失去一个电子比气态Fe2再失去一个电子难，对此，你的解释是_。提示3d54s2由Mn2转化为Mn3时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态（或Fe2转化为Fe3时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态）1.影响电离能的因素及变化规律电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。（1）核电荷数、原子半径对电离能的影响同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体
11、上有增大的趋势（而非逐渐增大，因A、A元素出现特殊情况）。碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。（2）核外电子层排布对电离能的影响某原子或离子具有全充满、半充满、全空的电子排布时，电离能较大。如A族元素、A族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，这是因为A族的元素原子的最外层原子轨道为ns2全充满np0全空稳定状态，A族的元素原子的最外层原子轨道为np3半充满的稳定状态。各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。通常情况下，元素的电离能逐级增大。因此离子的电荷正值越来越大，离子半径越来
12、越小，所以失去这些电子逐渐变难，需要的能量越来越高。当相邻逐级电离能突然变大时，说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。2.电离能的应用（1）比较元素金属性的强弱一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。（2）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，因此元素的电离能会发生突变。（3）确定元素的化合价如果，即电离能在In与In1之间发生突变，则元素的原子易形成n价离子，并且主族元素的最高化合价为n价（或只有n价、0价）。某元素的逐级电离能，若I2I1，则该元素通常显1价；若I3I2，则该元素通常显2价；若
13、I4I3，则该元素通常显3价。过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价。如锰元素通常有27多种化合价。【典题例证2】下列说法中正确的是（）A.第三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，氟的第一电离能最大D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大解析同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大，故A正确，C错误。由于镁的核外电子排布为3s2属全充满结构，原子的能量较低，具有相对较大的第一电离能；而铝的核外电子排布为3s23p1，原子的能量较高，具有相对较小的第一电离能，故B错误。D中钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于
14、镁的，D错误。【学以致用2】（1）元素Mn与O中，第一电离能较大的是。（2）元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu1 958 kJmol1、INi1 753 kJmol1，ICuINi的原因是_。（3）根据元素周期律，原子半径：GaAs，第一电离能：GaAs。（填“大于”或“小于”）（4）N、O、S中第一电离能最大的是（填元素符号）。答案（1）O（2）铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子（3）大于小于（4）N探究三电负性规律及其应用1.请总结元素电负性周期性变化规律提示一般来说，除稀有气体元素外，同一周期从左到右，元素的电负性逐渐变大；同一主族从上到下，元素的电负性逐渐变小，对副
15、族元素而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。因此，电负性最大的元素是位于元素周期表右上角的氟（稀有气体除外），电负性最小的元素是位于元素周期表左下角的铯（钫是放射性元素，除外）。2.元素电负性的应用，请举例说明。提示（1）判断元素的金属性和非金属性及其强弱金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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。金属元素的电负性越小，元素的金属性越强；非金属元素的电负性越大，元素的非金属性越强。（2）判断元素的化合价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
16、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）判断化学键的类型一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。（4）解释“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（如图）的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性相同或接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。实例分析锂和镁的相似性a.锂与镁的沸点较为接近：NaM
17、g沸点/1 341881.42 4671 100b.锂和镁在氧气中燃烧时只生成对应的氧化物，并且Li2O和MgO与水反应都十分缓慢。4LiO22Li2O2MgO22MgOc.锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物难溶于水，附着于金属表面阻碍反应的进行。d.锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物Li3N和Mg3N2。e.锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。f.在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是较难溶于水的，相应的镁盐也较难溶于水。铍和铝的相似性a.铍与铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化。b.二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于
18、强酸又能溶于强碱溶液：Al（OH）33HCl=AlCl33H2O，Al（OH）3NaOH=NaAlO22H2O；Be（OH）22HCl=BeCl22H2O，Be（OH）22NaOH=Na2BeO22H2O。c.二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。d.BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。硼和硅的相似性a.自然界中B与Si均以化合物的形式存在。b.B与Si的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应：2B2KOH2H2O=2KBO23H2，Si2KOHH2O=K3SiO32H2。c.硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易水解。d.硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低，易挥发，易水解。硼和硅的
19、卤化物的物理性质：BF3BCl3BBr3BI3SiF4SiCl4SiBr4SiI4室温时的状态气液（加压）液固熔点/K146166.2227316182.8203278.4393.6沸点/K173285.5363483177.3330.6427563水解反应：4BF33H2O=H3BO33HBF4，BCl33H2O=B（OH）33HCl，SiF44H2O=H4SiO44HF。【典题例证3】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.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C.元素的电负性越大，则元素的非金属性越强D.元素的电负性是元素固有的性
20、质，与原子结构无关解析一般来说，同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，因此电负性与原子结构有关，D项错误。【学以致用3】Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知：Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；Y原子价电子（外围电子）排布式为msnmpn；R原子核外L层电子数为奇数；Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。请回答下列问题：（1）Z2的核外电子排布式是_。（2）Q、R、Y三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为_（用元素符号作答）。（3）五种元素中，非金属元素的电负性由小到大的顺序是，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的化合物是（填化学式
21、）。解析先由题给信息推断元素：由知Z为Cu，由推测Y的原子序数比Z小，则msnmpn中m3，n2，价电子排布式为3s23p2的是Si。由，因原子序数按Q、R、X、Y、Z递增，故Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4，只能为L层的p轨道，二者分别为C、O，则R只能为A族元素氮，正好满足。即Q、R、X、Y、Z五种元素依次为C、N、O、Si、Cu。（1）Z2是Cu2。由铜原子的电子排布式1s22s22p63s23p63d104s1可写出Cu2的电子排布式。（2）根据电离能的变化规律，C、N、Si三种元素中，第一电离能N最大，Si最小。（3）五种元素中电负性最大的非金属元素是氧，电负性最小的非金属元素是
22、硅，二者形成的化合物是SiO2。答案（1）1s22s22p63s23p63d9（2）SiCN（3）SiCNOSiO21.元素的性质呈现周期性变化的根本原因是（）A.原子半径呈周期性变化B.元素的化合价呈周期性变化C.第一电离能呈周期性变化D.元素原子的核外电子排布呈周期性变化解析原子结构决定元素性质，元素性质的周期性变化是因为原子核外电子排布呈现周期性变化。2.下列判断正确的是（）A.还原性：As3S2ClB.热稳定性：HClAsH3HBrC.原子半径：AsClPD.酸性：H3AsO4H2SO4H3PO4解析A项，元素的非金属性越强，对应阴离子的还原性越弱，由于非金属性：ClSPAs，则还原性
23、：As3S2Cl，正确；B项，元素的非金属性越强，对应的气态氢化物越稳定，由于非金属性：ClBrAs，则热稳定性：HClHBrAsH3，错误；C项，同周期元素（除稀有气体元素外）从左到右，原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，则原子半径：AsPCl，错误；D项，元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，由于非金属性：SPAs，则酸性：H2SO4H3PO4H3AsO4，错误。3.下列原子的价电子排布中，对应第一电离能最大的是（）A.ns2np1 B.ns2np2 C.ns2np3 D.ns2np4解析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，第一电离能较大。4.元素电负性随原子序数的递增而增大的是（）A.NaKRb B.NPAsC.OSCl D.SiPCl解析一般来说，同周期元素从左到右，电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，电负性逐渐减小。5.下列是元素周期表中的部分元素，请回答下列有关问题：族周期AAAAAAA234（1）写出下列元素的符号：，。（2）上述表中的元素中，最活泼的金属元素是（填元素符号，下同），非金属性最强的元素是，最不活泼的元素是。（3）上述表中元素的最高价氧化物对应的水化物中，酸性最强的是（填化学式，下同），碱性最强的是，属于两性氢氧化物的是，写出这三种物质之间相互反应的化学方程式：_，_，_
