内容发布更新时间 : 2024/12/22 21:55:56星期一 下面是文章的全部内容请认真阅读。
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。
5、Na 的 I 1，比 I 2 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 I 1 和 I 2 相差不多，而 I 2 比 I 3 小很多，所以 Mg容易失去两个电子形成十 2 价离子； Al 的 I 1、I 2、 I 3 相差不多，而 I 3 比 I 4 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。
〖课堂练习〗
1、某元素的电离能 ( 电子伏特 ) 如下：
I 1 14.5
I 2 29.6
I 3 47.4
I 4 77.5
I 5 97.9
I 6 551.9
I 7 666.8
此元素位于元素周期表的族数是
A.IA
B. ⅡA C. ⅢA D 、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA G 、 ⅦA
2、某元素的全部电离能 ( 电子伏特 ) 如下：
I 1 13.6
I 2 35.1
I 3 54.9
I 4 77.4
I 5 113.9
I 6 138.1
I 7 739.1
I 8 871.1
回答下列各问：
(1) 由 I 1 到 I 8 电离能值是怎样变化的 ?___________________。为什么 ?______________________________________
(2)I
1
为什么最小 ?________________________________
(3) I7 和 I 8 为什么是有很大的数值 __________________________ (4)I 6 到 I 7 间，为什么有一个很大的差值 ?这能说明什么问题 ?
_________________________________________________________ (5)I 1 到 I 6 中，相邻的电离能间为什么差值比较小
?
______________________________________________
(6)I 4 和 I 5 间，电离能为什么有一个较大的差值
__________________________________________________
(7) 此元素原子的电子层有 __________________层。最外层电子构型为
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______________ ，电子轨道式为
，此
元素的周期位置为 ________________________ 周期 ___________________族。
2、讨论氢的周期位置。为什么放在
IA 的上方 ?还可以放在什么位置，为什
么 ?
答：氢原子核外只有一个电子 (1s 1) ，既可以失去这一个电子变成 +1 价，又
可以获得一个能。电子变成一
l 价，与稀有气体 He 的核外电子排布相同。根据
H的电子排布和化合价不难理解 H在周期表中的位置既可以放在 IA ，又可以放在
Ⅶ A。
3、概念辩析：
（1） 每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束
（2） f 区都是副族元素， s 区和 p 区的都是主族元素
（3） 铝的第一电离能大于 K 的第一电离能
（4） B 电负性和 Si 相近
（5） 已知在 200 C 1mol Na 失去 1 mol 电子需吸收 650kJ 能量，则其第一电离
能为 650KJ/mol
（6） Ge 的电负性为 1.8 ，则其是典型的非金属
（7） 气态 O原子的电子排布为： ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↓ ，测得电离出 1 mol 电
子的能量约为 1300KJ，则其第一电离能约为 1300KJ/mol
（8） 半径： K >Cl
+ -
（9） 酸性 HClO>H2SO4 ，碱性： NaOH > Mg(OH)2
（10）第一周期有 2*1 2=2，第二周期有 2*2 2=8，则第五周期有
2*5 2=50 种元素
元素的最高正化合价 =其最外层电子数 =族序数
4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系，根据下列材料
回答问题。气态原子失去 1 个电子，形成＋ 1 价气态离子所需的最低能量称
为该元素的第一电离能， +l 价气态离子失去 所需要的最低能量称为该元素的第二电离能，用
1 个电子，形成 +2 价气态离子
I 2 表示，以此类推。下表是
钠和镁的第一、二、三电离能（ KJ· mol ）。
元素
－1
I 1 496
I 2 4 562
I 3 6 912
Na
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Mg
738 1 451 7 733
（1）分析表中数据，请你说明元素的电离能和原子结构的关系是：
元素的电离能和元素性质之间的关系是：
（2）分析表中数据，结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律。
（3）请试着解释：为什么钠易形成
Na ，而不易形成 Na2+？
＋
原子结构与元素的性质
( 第 3 课时 )
知识与技能：
1、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质
2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明
3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质
4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力
教学过程：
〖复习〗 1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？
2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？
(3) 电负性：
〖思考与交流〗 1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材
p20 页表
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同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？
[ 科学探究 ]
1.
2.
根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作 IA 、VIIA 元素的电负性变化图。 电负性的周期性变化示例
〖归纳志与总结〗
1 、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强； 非金属元素越容易得电子， 对键合电子的吸引能力越大， 电负性越大，其非金属性越强； 故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。 周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。
电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。 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”的电负性则在 1.8 左右，他们既有金属性又有非金属性。
2 、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下， 电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
[ 思考 5] 对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称
为对角线原则。请查阅电负性表给出相应的解释？
3.
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，
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