复习题公开课教案

第一章 原子结构与性质

第一节 原子结构

蒋东梅

题型一、能层与能级

对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的能层(n)；各能层最多容纳的电子数为2n。对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的能级(l)；能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。

各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：

能 层(n) 符 号

能 级(l) 一

K 二

L 三

M 四

N 五

O 六

七

P Q ……

21s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s …

最 多 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 …

……

2电

子

数

2 8 18 32 ……

2n

【变式1】同一能层又可划分不同的能级，以s、p、d、f 等表示。各能层中s、p、d、f能级上最多可容纳的电子数依次为：

A．1、3、5、7 B．2、6、10、14 C．1、2、3、4 D．2、4、6、8 【变式2】以下能级符号正确的是(

) A．6s

B．2d

C．1d

D．3f 答案

A 解析

能级数等于该能层序数：第一能层只有1个能级(1s)，第二能层有2个能级(2s和2p)，第三能层有3个能级(3s、3p、3d)，依次类推。

【变式3】表示一个原子在第三个电子层上有10个电子可以写成(

) 1010262253A．3s

B．3d C．3s3p3d

D．3s3p3d

答案

C 解析

按照能量最低原理，电子应先排满s能级，再排满p能级，最后排d能级。

【变式4】n＝3时，该能层里的能级符号是

A．ns 、(n－1)p、(n－2)d、(n－3)f B．ns 、(n+1) p、(n+2)d、(n+3)f C．nf、np、nd、ns D．ns、np、nd 【变式5】下列能级的能量大小比较，正确的是

A．E(4s)> E(3d) B．E(6p)> E(5f) C．E(6s)< E(5p) D．E(4d)< E(5p) 【变式6】氢原子的3d和4s能级的能量高低是 A．3d>4s B．3d<4s C．3d=4s D．无3d,4s轨道,无所谓能量高低

题型二、电子云与原子轨道

1．电子云：电子在原子核外出现的概率密度分布。电子云是核外电子运动状态的形象化描述。

2．原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有5个原子轨道；nf能级各有7个原子轨道。

【变式7】

下列有关电子云和原子轨道的说法正确的是（ ）

A．原子核外的电子象云雾一样笼罩在原子核周围，故称电子云

B．s能级的原子轨道呈球形，处在该轨道上的电子只能在球壳内运动

C．p能级的原子轨道呈纺锤形，随着能层的增加，p能级原子轨道也在增多

D．与s电子原子轨道相同，p电子原子轨道的平均半径随能层的增大而增大 分析 电子云是对电子运动的形象化描述，它仅表示电子在某一区域内出现的概率，并非原子核真被电子云雾所包裹，故选项A错误。原子轨道是电子出现的概率约为90%的空间轮廓，它表明电子在这一区域内出现的机会大，在此区域外出现的机会少，故选项B错误。无论能层序数n怎样变化，每个p能级都是3个原子轨道且相互垂直，故选项C错误。由于按1p、2p、3p……的顺序，电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展，原子轨道的平均半径逐渐增大。

1

答案 D

【变式7】有关核外电子运动规律的描述错误的是（ ）

A．核外电子质量很小，在原子核外作高速运动

B．核外电子的运动规律与普通物体不同，不能用牛顿运动定律来解释 C．在电子云示意图中，通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动

D．在电子云示意图中，小黑点密表示电子在核外空间单位体积内电子出现的机会多

【变式8】下列能级中轨道数为5的是

A.S能级 B.P能级 C.d能级 D.f能级

【变式9】下列能层中，原子轨道的数目为4的是(

) A．K层

B．L层

C．M层

D．N层

答案

B 解析

能级数等于该能层序数：第一能层只有1个能级(1s)，第二能层有2个能级(2s和2p)，第三能层有3个能级(3s、3p、3d)，依次类推，1、3、5、7……分别是ns、np、nd、nf……能级里的原子轨道数。

【变式10】下列能级中轨道数为3的是（ ）w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

A．S能级 B．P能级

C．d能级 D．f能级

题型三、核外电子排布规律

1.构造原理及其图示

(1)构造原理：随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外的电子的排布将遵循一定的排布顺序，这个排布顺序被称为构造原理。

(2)构造原理图示

原子核外电子排布应遵循的顺序是： 1s2s 2p3s3p4s 3d 4p5s 4d 5p6s 4f 5d 6p7s 5f6d7p 构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，不同能层的能级有交错现象，

如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等。

构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。

2．能量最低原理：

（1）原则内容：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。

（2）实例分析：氢原子中的电子若分布在能量较高的原子轨道如2p的一个轨道上，那么这个电子处于激发态，它很快就会跃迁到能量最低的s轨道并以光的形式辐射出能量，显然，核外电子的排布要使整个原子的能量最低，以形成稳定结构。所以，氢原子核外的电子在通常情况下只能分布在能量最低的1s原子轨道上，由此可见，核外电子在原子轨道上的排布是遵循能量最低原则的。

3．泡利原理：

（1）原理内容：每个原子轨道里最多只能容纳2个自旋方向相反的电子。

（2）实例分析：氦原子有两个电子，按能量最低原则，这两个电子都应当排布在1s原子轨道上。显然，这两个电子在1s轨道上的分布可能是下列两种状态之一：↑↑（自旋相同）或

↑↓（自旋相反）。泡利通过总结诸多光谱实验事实确定，基态氦原子的电子排布是

↑↓，这就是电子在原子轨道上排布要遵循的另一个原则——泡利不相容原理。

4．洪特规则：

2

（1）原理内容：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。

（2）实例分析：C：最外层的p能级上有三个规道 可能写出的基态C原子最外层p能级上两个电子的可能排布：

①2p：

②2p:

③2p:

④2p

p有3个轨道，而碳原子2p能层上只有两个电子，电子应优先分占，而不是挤入一个轨道，C原子最外层p能级上两个电子的排布应如①所示，这就是洪特规则。

1-18号元素基态原子的电子排布式和轨道表示式

元素名称

H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S 原子序数

电子排布式

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 1s

1s

1s2s

[He] 1s2s

[He] 1s2s2p

[He] 1s2s2p

[He] 1s2s2p

[He] 1s2s2p

[He] 1s2s2p

[He] 1s2s2p

[He] 1s2s2p3s

[Ne] 1s2s2p3s

[Ne] 1s2s2p3s3p

[Ne] 1s2s2p3s3p

[Ne] 1s2s2p3s3p

[Ne] 1s2s2p3s3p

[Ne]

3 2262422623226222262122622261226225224223222221222121规道表示式

Cl Ar 17 18 1s2s2p3s3p

[Ne] 1s2s2p3s3p22626 22625

[Ne] 【变式11】下列各原子或离子的电子排布式错误的是（ ）

A．Al 1s2s2p3s3p B．S 1s2s2p3s3p226212-22624 C．Na 1s2s2p D．F 1s2s2p+226225

【变式12】下列各原子或离子的电子排布式错误的是（ ）

226212-226 +226222A．Al 1s2s2p3s3p B．O 1s2s2pC．Na 1s2s2p D．Si 1s2s2p

【变式13】表示一个原子在第三电子层上有10个电子可以写成

1010262262A.3 B.3d C.3s3p3d D. 3s3p4s 解析

按照能量最低原理，电子应先排满s能级，再排满p能级，最后排d能级。

【变式14】一个电子排布为1s2s2p3s3p的元素最可能的价态是

A．+1 B．+2 C．+3 D．-1 【变式15】Pb离子的价电子结构是

A．5S B．6S6P C．5S5P D．5S5P5d6S

【变式16】列离子中外层d轨道达半充满状态的是

A．Cr B．Fe3+3+ 22222221022+22621C．Co D．Cu

3++【变式17】具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是

A．ls2s2p3s3p

B．1s2s2p C．1s2ssp D．1s2s2p3s3p

【变式18】“各能级最多容纳的电子数，是该能级原子轨道数的二倍”，支撑这一结论的理论是

A．构造原理 B．泡利原理 C．洪特规则 D．能量最低原理

【变式19】电子排布在同一能级时，总是

A．优先单独占据不同轨道，且自旋方向相同 B．优先单独占据不同轨道，且自旋方向相反

C．自由配对，优先占据同一轨道，且自旋方向相同 D．自由配对，优先占据同一轨道，且自旋方向相反

2262?22322222624题型四、基态、激发态、光谱

1．基态：最低能量状态。如处于最低能量状态的原子称为基态原子。

2．激发态：较高能量状态（相对基态而言）。如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。

3．光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（基态→激发态）能量，产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。

12【变式23】

若某基态原子的外围电子排布为4d5s，则下列说法正确的是（ ）

A．该元素基态原子中共有3个电子 B．该元素原子核外有5个电子层

C．该元素原子最外层共有3个电子 D．该元素原子M能层共有8个电子

22626102612 分析 根据核外电子排布规律，该元素基态原子的电子排布式为1s2s2p3s3p3d4s4p4d5s。由此可见：该元素原子中共有39个电子，分5个电子层，其中M能层上有18个电子，最外层上有2个电子。答案 B

【变式20】对充有氖气的霓虹灯管通电，灯管发出红色光。产生这一现象的主要原因（ ）

A．电子由激发态向基态跃迁时以光的形式释放能量

B．电子由基态向激发态跃迁时吸收除红光以外的光线

C．氖原子获得电子后转变成发出红光的物质

D．在电流的作用下，氖原子与构成灯管的物质发生反应

【变式21】基态原子的4s能级中只有1个电子的元素共有

A．1种 B．2种 C．3种 D．8种

4

【变式22】以下电子排布式是激发态原子的电子排布的是(

) 2122122622261A．1s2s B．1s2s2p C．1s2s2p3s D．1s2s2p3p

答案

D 2261解析

基态原子的电子排布式符合能量最低原理。A、B、C均为基态，D项1s2s2p3p为激发态，其基态应为22611s2s2p3s。

【变式23】气态中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是

A. 1s2s2p3s3p→1s2s2p3s3p B. 1s2s2p3s3p→1s2s2p3s3p

C.1s2s2p3s3p→1s2s2p3s3p2262422623 22622226212262322622D.1s2s2p3s3p4s4p→1s2s2p3s3p4s4p22626222262621 【变式24】下列基态原子的电子构型中，正确的是

A．3d4s B．3d4s C．3d4s D．3d3s

【变式25】下图中，能正确表示基态硅原子的是（ ）

924210082

A B C D 【变式26】 已知锰的核电荷数为25，以下是一些同学绘制的基态锰原子核外电子的轨道表示式（即电子排布图），其中最能准确表示基态锰原子核外电子运动状态的是（ ）

A B C D

分析 由构造原理可知E(4s)＜E(3d)，而选项A、B中 E(3d)＜E(4s)。洪特规则指出：“电子排布在同一能级的不同轨道时优单独占据一个轨道，且自旋方向相同”而选项A中未单独占据一个轨道，选项C 中虽然单独占据一个轨道但自旋方向不相同。根据泡利原理：“1个原子轨道里最多可容纳2个自旋方向相反的电子”而选项B中的s轨道的自旋方向相同。答案 D

第二节原子结构与元素周期表

题型一、核外电子排布与周期的划分

①随着原子序数的递增，元素原子的外围电子排布呈周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电126子排布重复出现从nS到nsnp的周期性变化。

②周期的划分与能级组有关，一个能级组对应一个周期，一个能级组所容纳的最多电子数等于一个周期所包含的元素种数，主量子数（n）对应周期序数。周期表中的7个周期分别对应7个能级组。

③每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的 2倍，即从第1周期到第7周期所包含元素数目分别为2，8，8，18，18，32，第7周期为不完全周期。

①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；

排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；

③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。

①、短周期（一、二、三周期）

元素周期

三七表的结构 周期（7个横行）

②、长周期（四、五、六周期）

长主三七 ③、不完全周期（第七周期）

短副周期表结构 ①、主族（ⅠA～ⅦA共7个）

一零不和 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）

全八③、Ⅷ族（8、9、10纵行）

④、零族（稀有气体）

5

几个量的关系：

（1）原子序数=核电荷数=质子数 =核外电子数

（2）周期序数=核外电子层数=能级组数，每周期元素数目=该能级组容纳电子总数。

（3）族的序数=特征电子数之和

a.主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数（F无正价，O一般也无正价）

b. ⅢB到ⅦB和Ⅷ族的第一列：最高能级组中的电子总数=族数

如：钪[Ar] 3d4s

C.ⅠB和ⅡB：最外层电子数=族数 如：

铜

29Cu [Ar]3d4s铁[Ar]3d4s

（4）

非金属元素|最高正价数|+|负价数|=822621【变式27】具有1s2s2p3s3p

电子结构的原子是（ ）

A、Mg B、 Na C、 He D、Al 解析：依据电子排布式：该元素有三个电子层，最外层三个电子。为铝元素。答案：D 【变式28】对于第n能层，若它作为原子的最外层，则容纳的电子数最多与n—1层的相同，当它作为次外层，则其容纳的电子数比n+1层上电子最多能多10个，则第n层为（ ）

A、L能层 B、M能层 C、N层 D、任意层

解析：原子的最外层最多容纳的电子数为8，根据题意可知n—1层最多容纳的电子数也为8，则n—1层是L能层，n层是M能层。若n层为M能层，最多容纳的电子数是18，比最外层多10个，符合题意。答案：B 【变式29】根据所学的电子排布规律及周期表判断，同周期的ⅡA和ⅢA之间的原子序数差不可能是

A、1 B、11 C、25 D、8 解析：解法1：周期表中第二、三周期的ⅡA和ⅢA之间的原子序数差是1，第四、五周期的ⅡA和ⅢA之间的原子序数差是11，第二、三周期的ⅡA和ⅢA之间的原子序数差1，是设两种元素的符号分别为X和Y，则化合物的化学式为X2Y3，即X为＋3价，Y为-2价第六、七周期的ⅡA和ⅢA之间的原子序数差25。

解法2：由于第同周期的ⅡA和ⅢA对应的族序数一个偶数族，一个奇数族。利用奇偶法，族序数差不可能为偶数，也可判断出只有D不可能。答案：D 101 62 12题型二、核外电子排布与族的划分

①族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关，同族元素的价电子数目相同。主族元素的价电子全都排布在最外层的ns或np轨道上。主族元素所在的族的序数等于该元素原子的价电子数。

1～101～2②对于过渡元素的原子，价电子排布为（n－1）dns。虽然同一副族内不同元素原子的电子层数不同，价电子排布却基本相同，而且ⅢB～ⅦB副族的价电子的数目仍然与族序数相同。例如，金属锰的价电子排布为526～823d4s，价电子数为7，对应的族序数为ⅦB。价电子排布为（n－1）dns的三个纵行统称为Ⅷ族。ⅠB和ⅡB则是根据ns轨道上是有一个还是有两个电子来划分的。

元素周期表的分区排布和元素的价电子排布。

1~2元 s区：ⅠA、ⅡA－ns

21~6素 p区：ⅢA、ⅦA、0族－nsnp(He除外) 1~82周 d区：ⅢB～ⅦB、Ⅷ族－（n-1）dns(Cr除外) 101~2期 ds区：ⅠB、ⅡB－（n-1）dns

0~140~22表 f区：镧系、锕系－（n-2）f(n-1)dns

211【变式30】某原子的一种激发态为1s2s2p，则该元素在周期表中的位置为：

A．第二周期，ⅠA族 B．第二周期，ⅡA族

C．第一周期，ⅠA族 D．第一周期，ⅡA族

【变式31】R元素的原子，其最外层的p能级电子数等于所有的能层s能级电子总数，则R是( ) A.Li B.Be C. S D. Ar 224解析：若只有1个能层，则不存在p能级，若有2个能层，则有两个s能级，则电子排布为1s2s2p

为O22626元素，若有3个能层，则有三个s能级，则电子排布为把s2s2p3s3p，则可以看出应选D。答案：D 【变式32】下列各组指定的元素，不能形成AB2型化合物的是( ) 22242424A.[He]2s2p和[He]2s2p B.[Ne]3s3p和[He]2s2p

225124C. [Ne]3s和[He]2s2p D. [Ne]3s和[Ne]3s3p

解析：A项为C和O能形成CO2，B项为S和O能形成SO2，C项为Mg和F能形成MgF2，D项为Na和S能形成Na2S，属A2B型，故D不能。答案：D 【变式33】主族元素A和B可形成组成为AB2的离子化合物，则A、B两原子的最外层电子排布分别为（ ）

222412422512A.nsnp和nsnp B.ns和nsnp C.ns和nsnp D.ns和ns

6

解析：由A和B为主族元素，且二者能构成AB2型的离子化合物知，A为第IIA族元素，B为第ⅦA族元素（排225除了NO2），故A元素原子的最外层电子排布为ns，B元素原子的最外层电子排布为nsnp。答案：C 52【变式4】电子构型为[Ar] 3d4s的元素是（

）

A．稀有气体 B．过渡元素 C．主族元素 D．卤族元素

【变式35】在下列所示的微粒中，氧化性最强的是： A、1S2S2P B、1S2S2P222225 C、1S2S2P3S2261 D、1S2S2P226 【变式36】按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，以下元素属于P区的是： A、Fe B、 Mg C、 P D 、La 52【变式37】某元素原子价电子构型3d4S，其应在（ ）

A、第四周期ⅡA族 B、第四周期ⅡB族 C、第四周期ⅦA族 D、第四周期ⅦB族

【变式38】4p轨道填充一半的元素，其原子序数是（ ）

A、15 B、 33 C、 35 D、 51 【变式39】各周期包含的元素为（ ）

A、2、8、18、32、72、98 B、 2、8、8、18、18、32 C、2、8、8、18、32、32 D、 2、8、18、32、32、72 S2【变式40】某元素价电子构型3d4S，是该元素是（ ）

A、Fe B、Co C、 Mn D、 Ni 42【变式41】某元素电子构型为[Xe]4f6S，其应在（ ）

A、S区 B、 p区 C、 d区 D、 f区

题型三、核外电子排布与原子半径

1、原子半径大小的比较

（1）决定原子半径大小的因素

原子半径的大小取决于两个相反的因素：一时电子的能层数，另一个是核电荷数。显然，

电子层数越多，电子之间的排斥将使原子的半径增大；而核电荷数越大，核对电子的引力

也就越大，将使原子的半径缩小。

高手笔记：①电子能层数：电子能层数越多，原子半径越大

②核电荷数：核电荷数越大，原子半径越小

（2）原子半径的变化规律

1．原子半径变化的原因：

同周期主族元素从左到右，原子半径减小，是因为元素原子具有相同的电子能层，但随着核电荷数增多，核对核外电子的吸引力变大，从而使原子半径减小；而同主族元素，从上到下，原子半径增大，是因为同主族元素自上到下，原子具有的电子能层数增多，使原子半径增大，虽然自上到下核电荷数也增多可使原子半径减小，但由于核电荷数的增多，使核对核外电子的吸引比不上由于能层的增多使得电子负电排斥来得大，所以最终结果原子半径增大。即在同周期中影响原子半径的主要因素是核电荷数的多少，而同主族中影响

半径大小的主要因素是电子层数多少。

2．微粒半径大小比较规律

电子层数：

相同条件下，电子层越多，半径越大。

判断的依据 核电荷数：

相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

最外层电子数：

相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）

如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li

--------如：F

4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。

-+2+3+如：F> Na>Mg>Al

2+3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe>Fe6、同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。

7

7、稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。

3．10电子的微粒：

（1）分子： Ne、CH4、NH3、H2O、HF ；

（2）离子： Na、Mg、Al、NH4、NH2、H3O、OH、O2、F

。

4．18电子的微粒：2．（1）

（1）分子： Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、CH3CH3、N2H4、H2O2、F2、CH3OH、CH3F 等；

（2）离子： S、Cl、K、Ca、HS

。

【变式42】在下列元素中，原子半径最小的是( )

A.N B.F C.Mg D.Cl

2--+2+-+2+3++-+---【变式43】下列微粒半径的比较中，正确的是：

+ － 2+－ ．Na> Na B．Cl> Cl C．Ca > Cl D．Mg >Na 【变式44】下列各组微粒半径之比大于1的是

A．rNa/rNa B．rMg/rNa

C．rP/rCl

D．rN/rp

【变式45】具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是（ ）

22621225 22624221A、1s2s2p3s3p B、1s2s2pC、1s2s2p3s3p D、1s2s2p

解析：A为Al，B为N，C为S，D为B，答案：A 【变式46】已知a A, b B述正确的是

A．原子半径：C > D > A > B B．原子序数：b > a > c > d C．离子半径：C > D > A > B D．单质还原性：A > B > C > D n +( n + 1 )+, c C, d Dn–( n + 1 )–是具有相同的电子层结构的短周期元素形成的简单原子，下列叙题型四、1.元素性质的周期性

2．周期表中部分规律总结

①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al；

②族序数等于周期数2倍的元素：C、S；3倍的元素：O；

③周期数是族序数2倍的元素：Li； 3倍的元素：Na ④最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素C、Si；3倍的短周期元素：S；

⑤除H外，原子半径最小的元素：F；短周期中其离子半径最大的元素：S；

⑥最高正化合价不等于族序数的元素：O、F。

【变式60】下列各组元素性质的递变情况错误的是：

A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．N、O、F电负性依次增大

C．P、C、Cl元素最高正价依次降低

D．Na、K、Rb第一电离能逐渐增大

第三节

电离能与电负性

题型一、电离能及其变化规律

1.电离能

（1）定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能. －1①常用符号I表示，单位为KJ•mol ②意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。

（2）第一电离能：处于基态的气态原子失去1个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。

（3）第二电离能；由+1价气态阳离子再失去1个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示，依次还有第三、第四电离能等。

通常，原子的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能。

8

根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度。

(4)电离能大小影响因素：电离能与原子轨道能有关，其大小取决于原子的有效核电荷(数)和主量子数。

主量子数相同时，有效核电荷数越大，电离能越大。

有效核电荷数相同时，主量子数越大，电离能越小。

第一电离能与元素失电子难易程度的关系：第一电离能越大越难失去电子，第一电离能越小越易失去电子。

2.电离能的变化规律：

（1）同周期元素：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。

【变式47】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的第一电离能大

【变式48】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 、Li B．Al、Mg 、Na C．N、O、C D．Cl、S、P 【变式49】下列元素的原子中，第一电离能最小的是 （ ）

A．B B．C C．Al D．Si 【变式50】在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 (

) 23 25 24 26A nsnpB nsnpC nsnpD nsnp

【变式51】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＞Li B、F＞O＞S C 、As＞P＞N D、 C＞N＞O 解析：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。答案：B 【变式52】下列原子的价电子排布中，对应于第一电离能最大的是（ ） 21222324 A、nsnp B、nsnp C、nsnp D、nsnp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，电离能较大。答案：C 题型二、元素的电负性及变化规律

1.电负性

（1）定义：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

9

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。

4、对角线规则

【变式53】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键合电子吸引力的大小

B．电负性是以氟为4.0、锂为1.0作为标准的相对值

C．元素电负性越小，元素非金属性越强 D．元素电负性越大，元素非金属性越强

A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大

B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大

C．电负性越大，金属性越强

D．电负性越小，非金属性越强

【变式55】已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法不正确的是 （ ）

A．第一电离能Y小于X B．气态氢化物的稳定性：HmY强于HmX

C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性强于Y的

D．X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价

【变式56】O、S、As 三种元素比较，正确的是 （ ） A．电负性O > S > As，原子半径O < S < As B．电负性O < S < As，原子半径O < S < As

C．电负性O < S < As，原子半径O > S > As D．电负性O > S > As，原子半径O > S > As 【变式57】按照第一电离能由大到小的顺序排列错误的是（ ）

A、Be Mg Ca B、Be C N C、P As Si D、He Ne Ar 解析：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。

【变式58】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 、Li B、Al、 Mg、 Na C、N、O、C D、Cl、 S、P 解析：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。答案：A 【变式59】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。答案：D 【变式60素电负性随原子序数的递增而增强的是 （ ）

10 【变式54】电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是

A．Na > K > Rb B．N > P > As C．O > S > Cl D．Si > P > Cl

11