复习题全国优秀课堂实录

三、元素周期律

1.电离能：

①概念：第一电离能I1；

态电

性基态原子失去

个电子，转化为气态基态正离子所需要的

叫做第一电离能。从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1

第一电离能越小，越易失电子，金属活动性越

。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。

②递变规律：

第一电离能

周一周期

同一族

从左往右，第一电离能呈增大的趋势

从上到下，第一电离能呈增大趋势。

特例：Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，

比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？

Mg：1s22s22p63s2

P:1s22s22p63s23p3

那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga。

③规律总结：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十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

2.电负性：

①概念：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。

②递变规律：

电负性

③电负性的运用:

a．确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素)。

1 周一周期

同一主族

从左往右，主族元素电负性逐渐增大

从上到下，电负性逐渐减小

b．确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键)。

c．判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）。

d．电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱），电负性越大，非金属性越强。F的电负性最大为4.0。

特别提醒：

（1）金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。

（2）不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。

（3）共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。

例1：如图：

元素符号

电负性值

(1)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有两性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是：_________________________ (2)通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围_________________；

(3)请归纳元素的电负性和金属、非金属的关系是：_________________；

(4)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？请说出理由(即写出判断的方法和结论)

_________________；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：_________________。

例2：根据下列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol1)，回答下列各题：

－Li

Be

B

C

O

F Na

Al

Si

P

S

Cl

0.98

1.57

2.04

2.55

3.44

3.98

0.93

1.61

1.90

2.19

2.58

3.16

元素代号

Q

R

S

T

U

I1

2 080

500

740

580

420

I2

4 000

4 600

1 500

1 800

3 100

I3

6 100

6 900

7 700

2 700

4 400

I4

9 400

9 500

10 500

11 600

5 900

(1)在周期表中，最可能处于同一族的是__________。

A．Q和R

B．S和T

2

C．T和U

E．R和U (2)下列离子的氧化性最弱的是__________。

A．S2

＋D．R和T B．R2

＋C．T3

＋

D．U＋

(3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是__________。

A．硼

C．氦

B．铍

D．氢

(4)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：_______________，如果U元素是短周期元素，你估计它的第2次电离能飞跃数据将发生在失去第__________个电子时。

(5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是__________，其中元素__________的第一电离能异常高的原因是__________________。

例3：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)如下图所示。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值的变化的特点是：________。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，多选倒扣)。

①E(砷)＞E(硒)

②E(砷)＜E(硒)

③E(溴)＞E(硒)

④E(溴)

(4)10号元素E值较大的原因是________________。

例4：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：

3

元素

X的数值

元素

X的数值

Al 1.5 Mg 1.2 B 2.0 Na 0.9 Be 1.5 O 3.5 C 2.5 P 2.1 Cl 2.8 S 2.5 F 4.0 Si 1.7 Li 1.0

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)。

【参考答案】

例1：(1)

Be(OH)2＋2H===Be2＋2H2O，Be(OH)2＋2OH===BeO22＋2H2O ＋＋－－(2 0.93～1.57 (3)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小

(4) Al元素和Cl元素的电负性差值为1.55<1.7，所以形成共价键，为共价化合物；将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物。

例2：(1)E

(2)D

(3)C

(4)电子分层排布，各能层能量不同

10

(5)R

S

S元素的最外层电子处于s能级全充满状态，能量较低，比较稳定，失去一个电子吸收的能量较多。

例3：(1)随着原子序数增大，E值变小

周期性

(2)①③

(3)419 kJ·mol1

738 kJ·mol1[或填E(钾)

E(镁)]

－－(4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构

例4：(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

4