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教学时间第十七周6月11日本模块第8课时
教学
课题专题专题2原子结构与元素的性质
单元第二单元元素性质的递变规律
节题元素电负性的周期性变化
教学目标知识与技能1、能说出电负性的含义。
2、认识周期表中同一周期和同一主族中元素电负性的变化规律
3、了解元素电负性和元素在化合物中吸引电子能力的关系。
过程与方法进一步丰富物质结构的知识，提高分析问题和解决问题的能力和联想比较思维能力。
情感态度
与价值观从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，增强学习化学的兴趣；
教学重点认识周期表中同一周期和同一主族中元素电负性的变化规律
教学难点了解元素电负性和元素在化合物中吸引电子能力的关系
教学方法探究讲练结合
教学准备
教学过程

教师主导活动学生主体活动
[基础知识]
1、电负性是用来来衡量能力；指定氟的电负性为并以些作为标准确定其它元素的。
2、由P21图2-4《主族元素的电负性》得到什么规律？
（1）元素电负性数值最大的是，元素电负性数值最小的是。
（2）如果两成键元素间的电负性之差形成共价键；如果两成键元素间的电负性之差形成离子键。
3、同一周期，主族元素的电负性从左到右，表明其，金属性，非金属性；同一主族，元素的电负性从上到下，表明其，金属性，非金属性；
回答
吸电子，4
电负性
小于1.7,

讨论后口答

教学过程教师主导活动学生主体活动
[知识要点]
一、元素电负性：
（讲解）美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性，来衡量元素吸引电子能力。
指定氟的电负性为4，并以此为标准确定其他元素的电负性。
（练习）判断下列元素的电负性的大小：
NaKNPMgAlClS
二、周期表中的变化规律
1、同一周期：从左到右，主族元素电负性逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。
2、同一主族：从上到下，元素电负性呈现减弱趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
电负性最大的元素是F，最小的是Cs
（练习）不看表判断下列元素的电负性的大小：LiSBeI
三、应用：
1、根据电负性数值的大小来衡量元素的金属和非金属。
一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的元素为金属元素。
结论：判断金属性、非金属性强弱。
【交流与讨论】标出下列化合物中元素的化合价。
(1)MgO(2)BeCl2(3)CO2(4)Mg3N2（5）IBr（6）SOCl2
试分析化合价的正负与电负性的关系：
2、衡量元素在化合物中吸电子能力的大小。
电负性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。
结论：判断元素在同一化合物中的正、负化合价。

讨论

口答

电负性大，吸电子能力强，显负价
教
学
过
程教师主导活动学生主体活动
【规律应用】P22问题解决3
3、电负性反映了原子间的吸引力和排斥力。
一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成共价键。
结论：判断由两种元素组成的化合物是离子化合物还是共价化合物。
【规律应用】P22问题解决2
【交流与讨论】判断HF是离子化合物还是共价化合物？
查表计算再判断？，到底哪一种正确？怎么办？

是离子化合物，有局限性。氢取外只差一个电子
[典型例题]
1932年美国化学家首先提出了电负性的概念。电负性(用X表示)也是元素的一种重要性质，下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：

请仔细分析，回答下列有关问题：
①预测周期表中电负性最大的元素应为_____；估计钙元素的电负性的取值范围：_______＜X＜______。
②根据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化的规律是________；简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系________。
③经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于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中形成的化学键的类型为______________，其理由是_____________________。
解析：(1)F0.81.2
(2)随着原子序数的递增,电负性逐渐减小;电负性越小，金属性越强；,非金属性越强,电负性越大.
(3)共价键;因为二者电负性差值小于1.7.

板书计划一、元素电负性：
二、周期表中的变化规律
三、应用：
结论：判断金属性、非金属性强弱。
结论：判断元素在同一化合物中的正、负化合价。
结论：判断由两种元素组成的化合物是离子化合物还是共价化合物
反馈学生要加强预习。

[课堂练习]
1、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是()
A、X的第一电离能可能低于Y的第一电离能
B、在元素同周期表中X可能位于Y的右面
C、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的
D、Y的气态氢化物的稳定性小于X的气态氢化物的稳定性
（解析）BC由题干判断Y在周期表中居左、X居右，哪是金属、非金属还不能确定。
3、下列化合物中，既有离子键，又有共价键的是（）
A.Na2O2B.NH3C.CaCl2D.HCl
（解析）A，铵盐、碱皆符合。
4、x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知（）
A．x的原子半径大于y的原子半径
B．x的电负性大于y的电负性。
C．x的氧化性大于y的氧化性
D．x的第一电离能大于y的第一电离能。
[直击高考]
1．(7分07海南)有A、B、C、D、E5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。请回答下列问题：
(1)A是________，B是________，E是_________。
(2)写出C元素基态原子的电子排布式_________________________。
(3)用轨道表示式表示D元素原子的价电子构型____________________。
(4)元素B与D的电负性的大小关系是___________，C与E的第一电离能的大小关系是___________。（填“”、“”或“=”）

1（共7分）、(1)HOK（写元素名称也可）(2)1s22s22p63s23p1
(3)（3s、3p写在下

相关知识

高二化学教案：《元素性质的递变规律》教学设计

俗话说，凡事预则立，不预则废。教师在教学前就要准备好教案，做好充分的准备。教案可以让学生更好的吸收课堂上所讲的知识点，帮助教师营造一个良好的教学氛围。你知道如何去写好一份优秀的教案呢？考虑到您的需要，小编特地编辑了“高二化学教案：《元素性质的递变规律》教学设计”，仅供参考，欢迎大家阅读。

本文题目：高二化学教案：元素性质的递变规律

教学时间 第十七周 6月10日 本模块第7课时

教学

课题 专题 专题2原子结构与元素的性质

单元 第二单元元素性质的递变规律

节题 元素电负性的周期性变化

教学目标 知识与技能

1、能说出元素电离能的含义。

2、认识周期表中同一周期和同一主族中元素第一电离能的变化规律

3、了解元素第一电离能和元素原子的核外电子排布的关系。

4、能应用元素第一电离能说明原子失去电子的难易。

过程与方法 进一步丰富物质结构的知识，提高分析问题和解决问题的能力和窨想象能力。

情感态度

与价值观 从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，增强学习化学的兴趣;

教学重点 认识周期表中同一周期和同一主族中元素第一电离能的变化规律

教学难点 能应用元素第一电离能说明原子失去电子的难易

教学方法 探究讲练结合

教学准备

教 学 过 程

教师主导活动 学生主体活动

[回顾]

元素周期律?

[提问]

1、什么叫第一电离能?

[讲解]第一电离能其数值越大，原子越难于失去一个电子。

注意：原子失去电子，应先最外电子层、最外原子轨道上的电子;第一电离能的作用：可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。I1越小，原子越容易失去一个电子;I1越大，原子越难失去一个电子

一、元素第一电离能：

I1= M(g)—e-→ M+(g)

2、由P19表《1—36号元素的第一电离能》得到什么规律?

二、周期表中的元素第一电离能的变化规律

结论：周期表中铯的第一电离能最小，氟的第一电离能最大

回答

气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量

同一周期：随原子序数的递增，元素第一电离能呈现增大，碱金属最小、稀有气体元素最大

同一主族：随电子层数的增加，第一电离能减小

教

学

过

程 教师主导活动 学生主体活动

[讲解] 3.周期表的右上角元素的第一电离能数值大，左下角元素的第一电离能的数值小

(四)I1与洪特规则的关系

同一周期元素的第一电离能存在一些反常，这与它们的原子外围电子排布的特征有关。如镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫大。

基本规律：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

[讲解] 应用：

1、 判断元素活动性(金属性、非金属性)

2、 推测原子核外电子排布(最外电子数、常见化合价)

[典型例题]

1、根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ/mol)，回答下面各题。

元素代号 I1 I2 I3 I4

Q 2080 4000 6100 9400

R 500 4600 6900 9500

S 740 1500 7700 10500

T 580 1800 2700 11600

U 420 3100 4400 5900

理解

教

学

过

程 教师主导活动 学生主体活动

(1)在周期表中，最可能处于同一族的是( )

A 、Q和R B 、S和T C 、T和U

D 、R和T E 、R和U

(2)电解它们的熔融氯化物，阴极电极反应式最可能正确的是

A Q2++2e-→Q B R2++2e-→R C S3++3e-→S

D T3++3e-→T E U2++2e-→U

(3)它们的氯化物的化学式，最可能正确的是( )

A QCl2 B RCl C SCl3 D TCl E UCl4

(4)S元素最可能是( )

A S区元素 B 稀有气体元素 C p区元素

D 过渡金属 E d区元素

(5)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是( )

A 硼(1s22s22p1) B 铍(1s22s2) C 锂(1s22s1)

D 氢(1s1) E 氦(1s2)

解析：从图可以看出，

Q元素第一电离能大，二、三电离能也较大，但相差不大;应具有稳定结构;

R元素第一电离能较小，而二、三电离能也较大，相差不大，可能+1价

S元素第一、二电离能相差不大，可能同能级(+2价)

T元素第一、二、三电离能相差不大，而与第三层相差较大，最外层3个电子

U元素第一电离能较小，而二、三电离能也较大，相差不大，单电子活泼。

答案：(1)E (2)D (3)B (4)A (5)E

板书计划 一、元素第一电离能：

I1= M(g)—e-→ M+(g)

二、周期表中的元素第一电离能的变化规律

结论：周期表中铯的第一电离能最小，氟的第一电离能最大。

三、电离能与核外电子排布

1、当原子核外电子排布在能量相同的轨道上形成全空(P0、d0、f0)、半满、全满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。

2、通常：I1

四、应用：

3、 判断元素活动性(金属性、非金属性)

4、 推测原子核外电子排布(最外电子数、常见化合价)

反馈 学生要加强预习。

[课堂练习]

1、镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素。下面关于镭的性质的描述中不正确的是( )

A. 在化合物中呈+2价 B.单质使水分解放出氢气

C. 氢氧化物呈两性 D.碳酸盐难溶于水

(解析)C、依据周期表性质的周期性

2、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 ( )

A.ns2np3 B.ns2np5 C.ns2np4 D.ns2np6

(解析)C、原子核外电子排布在能量相同的轨道上形成全空(P0、d0、f0)、半满、全满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能

3、下列说法正确是

A、第3周期所含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、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)AC、第一电离能大小由原子核外电子排布结构决定的。

4、A、B、C是短周期元素，核电荷数依次增大;A、C同族，B+ 离子核外有10个电子，回答下列问题

(1)A、B、C三种元素分别是_________、_________、_________。

(2)A、B、C之间形成多种化合物，其中属于离子化合物的化学式分别为_________、 __________、___________。

(3)分别写出A、B、C的电子排列式：

A.________________B._____________ C._____________

(解析)氧、钠、硫。

[直击高考]

(03上海)下表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表某一化学元素。

(1)下列 (填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。

①a、c、h ②b、g、k ③c、h、1 ④d、e、f

(2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：

1.原子核对核外电子的吸引力 2.形成稳定结构的倾向

下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ?mol-1)：

锂 X Y

失去第一个电子 519 502 580

失去第二个电子 7296 4570 1820

失去第三个电子 11799 6920 2750

失去第四个电子 9550 11600

①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。 。

②表中X可能为以上13种元素中的 (填写字母)元素。用元素符号表示X和j形成化合物的化学式 。

③Y是周期表中 族元素。

④以上13种元素中， (填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。

(答案)

(1)①④

(2)①Li原子失去一个电子后， Li+已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难

②a Na2O和Na2O2

③ⅢA或第三主族

④m

认识同周期元素性质的递变规律学案（鲁科版必修2）

作为杰出的教学工作者，能够保证教课的顺利开展，高中教师要准备好教案，这是老师职责的一部分。教案可以让学生更好的消化课堂内容，帮助高中教师提前熟悉所教学的内容。那么，你知道高中教案要怎么写呢？小编收集并整理了“认识同周期元素性质的递变规律学案（鲁科版必修2）”，欢迎大家阅读，希望对大家有所帮助。

第1课时认识同周期元素性质的递变规律
一、同周期元素原子失电子能力的比较
1．钠、镁、铝失电子能力强弱
(1)实验①中，钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，反应后溶液加酚酞变红色。该实验说明钠与冷水反应剧烈，反应的化学方程式为2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑。
(2)实验②中，加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。该实验说明镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2O=====△Mg(OH)2↓＋H2↑。
(3)实验③和④中的两支试管内都有无色气泡产生，但实验③中试管放出气体的速率较快。反应的化学方程式为
Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑；
2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑。
(4)结论：钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序为Na＞Mg＞Al。
钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3。
钠、镁、铝的失电子能力由强到弱的顺序为Na＞Mg＞Al。
2．同周期元素原子失电子能力的递变规律
在同一周期中，各元素原子的核外电子层数相同，但从左到右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，原子核对外层电子的吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。
例1研究表明，26Al可以衰变为26Mg，下列比较这两种元素金属性强弱的方法正确的是()
A．比较这两种元素单质的硬度和熔点
B．在AlCl3和MgCl2溶液中分别滴加少量的NaOH溶液
C．将打磨过的镁条和铝片分别与热水作用，并向其中滴入酚酞溶液
D．将空气中放置已久的26Al、26Mg的单质分别与热水作用
答案C
解析通过比较两单质分别与水(或非氧化性酸)反应的剧烈程度或比较Al(OH)3和Mg(OH)2碱性强弱，进而判断Mg、Al的金属性强弱。A项，单质的硬度和熔点与元素金属性强弱无关；B项，AlCl3和MgCl2分别与少量的NaOH溶液反应，生成Al(OH)3和Mg(OH)2沉淀，无法比较元素的金属性强弱；D项，在空气中久置，二者表面均附着氧化物，与热水均不反应，无法比较元素金属性的强弱。
思维启迪——元素原子失电子能力(即金属性)强弱的判断依据
(1)比较元素的单质与水(或非氧化性酸)反应置换出氢气的难易程度。置换反应越容易发生，元素原子失电子的能力越强。
(2)比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。一般来说，碱性越强，元素原子失电子的能力越强。
(3)比较金属阳离子的氧化性的强弱。对主族元素而言，最高价金属阳离子的氧化性越强，则对应金属元素原子失电子的能力越弱。
(4)比较金属单质间的置换反应。一般在水溶液里若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X失电子能力强。
例2下列事实不能用于判断金属性强弱的是()
A．金属单质间发生的置换反应
B．1mol金属单质在反应中失去电子的多少
C．金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
D．金属元素的单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度
考点碱金属的性质与原子结构的关系
题点金属性强弱的判断
答案B
解析金属单质在反应中失去电子的多少，不能作为判断金属性强弱的依据，如1molAl反应失去的电子比1molNa多，但Al的金属性比Na弱。
思维启迪
(1)元素金属性的强弱实质是原子失电子的难易，凡是能直接或间接地比较化学变化中原子失电子的难易，即可比较元素金属性的强弱。
(2)金属性强弱与失去电子的多少无关，取决于原子失去电子的能力。
(3)单质的物理性质不能作为判断元素金属性强弱的因素。
例3对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是()
A．碱性：NaOHB．阳离子氧化性：Na＋>Mg2＋>Al3＋
C．单质的还原性：NaD．离子半径：Na＋>Mg2＋>Al3＋
答案D
解析Na、Mg、Al金属原子失电子能力逐渐减弱，单质的还原性逐渐减弱，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，由于离子半径：Na＋>Mg2＋>Al3＋，故氧化性：Na＋规律总结
同周期从左到右，主族金属元素单质的还原性减弱，金属阳离子的氧化性增强。
二、同周期元素原子得电子能力的比较
1．硅、磷、硫、氯元素原子得电子能力强弱
SiPSCl
判断依据与氢气反应高温磷蒸气与氢气能反应加热光照或点燃
由难到易的顺序为Si＜P＜S＜Cl
最高价氧化物对应的水化物的酸性H2SiO3：弱酸H3PO4：中强酸H2SO4：强酸HClO4：强酸
酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3
结论Si、P、S、Cl的得电子能力逐渐增强

2.同周期元素性质递变规律
在同一周期中，各元素原子的核外电子层数相同，但从左至右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐增大，原子得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强。
例4具有相同电子层数的X、Y、Z三种元素，已知它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱顺序为HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列判断中正确的是()
A．离子半径：X>Y>Z
B．单质的氧化性：X>Y>Z
C．气态氢化物的稳定性：XD．阴离子的还原性：X>Y>Z
答案B
解析根据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱判断出同周期元素X、Y、Z在周期表中的位置从左到右的顺序为Z、Y、X，也可以根据最高化合价(分别为＋7、＋6、＋5)进行判断，进而再运用元素周期律判断元素及其单质的各项性质。
规律总结
(1)解此类题目须明确元素在周期表中的位置，再利用元素性质变化规律判断。
(2)同周期从左到右：非金属单质氧化性增强，非金属阴离子的还原性减弱。
例5下列不能说明氯的得电子能力比硫强的事实是()
①HCl比H2S稳定②HClO氧化性比H2SO4强③HClO4酸性比H2SO4强④Cl2能与H2S反应生成S⑤Cl原子最外层有7个电子，S原子最外层有6个电子⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeS
A．②⑤B．①②C．①②④D．①③⑤
答案A
解析气态氢化物稳定性越高，元素非金属性越强，①可以说明；最高价氧化物的水化物酸性越强，元素非金属性越强，②不能说明，③可以说明；Cl2能置换出H2S中的S，④可以说明；最外层电子数的多少不能说明元素非金属性的强弱，⑤不可以说明；Fe与Cl2、S分别反应生成FeCl3、FeS，说明非金属性Cl>S，⑥可以说明。只有②⑤不能说明氯的得电子能力比硫强的事实。
思维启迪
(1)元素非金属性的强弱实质是元素原子得电子的难易，凡是能直接或间接地比较化学反应中原子得电子的难易，即可比较元素非金属性的强弱。
(2)比较元素非金属性强弱时应注意以下几点：
①单质或化合物物理性质方面的规律与元素非金属性强弱无关。
②含氧酸的氧化性强弱与元素的非金属性的强弱无关。
③根据含氧酸的酸性强弱比较元素非金属性的强弱时，必须是最高价含氧酸。
④原子在反应中获得电子数目的多少与元素非金属性的强弱无关。
⑤无氧酸(气态氢化物水溶液)的酸性强弱与元素非金属性强弱无必然联系。
同周期元素(稀有气体元素除外)原子结构与性质的递变规律
项目同周期(从左到右)
原子半径逐渐减小
主要化合价＋1→＋7(O、F除外)，－4→－1
元素原子的失电子能力逐渐减弱
元素原子的得电子能力逐渐增强
单质氧化性逐渐增强
还原性逐渐减弱
离子阳离子的氧化性逐渐增强
阴离子的还原性逐渐减弱
气态氢化物稳定性逐渐增强
还原性逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物酸性逐渐增强
碱性逐渐减弱

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)同周期从左到右随着核电荷数的增加，离子半径依次减小()
(2)第3周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强()
(3)同周期中，第ⅠA族元素(H除外)金属性最强，第ⅦA族元素非金属性最强()
(4)从Li→F，Na→Cl，元素的最高化合价呈现从＋1→＋7价的变化()
(5)Na、Mg、Al的最高价氧化物对应的水化物均为强碱()
(6)已知酸性：盐酸＞碳酸＞硫酸，则证明元素原子得电子能力：Cl＞C＞Si()
(7)根据Cl2＋2KI===I2＋2KCl，证明元素原子得电子能力：Cl＞I()
答案(1)×(2)×(3)√(4)×(5)×(6)×(7)√
2．(2017•三门峡高一检测)下列能说明非金属性S强于P的是()
A．S的颜色比P4的颜色深
B．P4能在常温下自燃，而S不能
C．酸性：H2SD．酸性：H2SO4>H3PO4
答案D
解析物理性质不能作为非金属性强弱的比较依据；P4的自燃是其着火点低的缘故，与非金属性无关；H2S不是S的最高价氧化物对应的水化物，不能作为比较的依据。
3．(2018•滁州定运检测)下列叙述中能判断A金属比B金属失电子能力强的是()
A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多
C．1molA从酸中置换出的H2比1molB从酸中置换出的H2多
D．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能
答案D
解析A项，只指出A、B两种元素原子的最外层电子数的多少，不能确定两元素原子核电荷数及其原子半径的大小，不能确定A、B失电子能力的强弱；B项，电子层数少的原子不一定比电子层数多的原子失电子能力弱；C项，原子失电子的多少不能说明原子失电子能力的强弱，如1molAl比1molNa与足量稀HCl反应时生成的H2多，但Al不如Na活泼；D项，说明A比B失电子能力强。
4．下列关于第3周期元素的相关内容叙述不正确的是()
A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单核离子的氧化性依次增强
B．P、S、Cl最高正价依次升高，对应的气态氢化物的稳定性依次增强
C．第3周期ⅦA族元素的原子半径最大
D．Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱
答案C
解析Na、Mg、Al原子的最外层电子数依次为1、2、3，其原子的还原性依次减弱，但离子的氧化性依次增强；P、S、Cl的最高正价分别为＋5、＋6、＋7，依次升高，由于P、S、Cl的得电子能力依次增强，其所对应的气态氢化物稳定性也依次增强；除稀有气体外，第3周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，因此这一周期ⅦA族元素的原子半径最小；因Na、Mg、Al的失电子能力依次减弱，则它们的氢氧化物的碱性应依次减弱。
5．X、Y为同一周期的元素，如果X原子半径大于Y的原子半径，则下列说法不正确的是()
A．若X、Y均为金属元素，则X的金属性强于Y
B．若X、Y均为金属元素，则X的阳离子的氧化性比Y的阳离子的氧化性强
C．若X、Y均为非金属元素，则Y的气态氢化物比X的气态氢化物稳定
D．若X、Y均为非金属元素，则最高价含氧酸的酸性Y强于X
答案B
解析X、Y为同一周期元素，X的原子半径大于Y的原子半径，则X的原子序数小于Y的原子序数，即Y在X的右边。依据同周期元素的性质递变规律知，若X、Y均为金属元素，从X到Y，金属性逐渐减弱，元素原子的还原性逐渐减弱，其形成的阳离子氧化性增强，A项正确，B项错误；若X、Y均为非金属元素，从左到右同周期元素的非金属性逐渐增强，气态氢化物的稳定性也逐渐增强，C、D项均正确。
6．下列所述变化规律正确的是()
A．Na、Mg、Al还原性依次增强
B．HCl、PH3、H2S稳定性依次减弱
C．Al(OH)3、Mg(OH)2、NaOH碱性依次减弱
D．S2－、Cl－、K＋、Ca2＋的离子半径依次减小
答案D
解析Na、Mg、Al还原性依次减弱，A项错误；HCl、H2S、PH3稳定性依次减弱，B项错误；Al(OH)3、Mg(OH)2、NaOH碱性依次增强，C项错误；S2－、Cl－、K＋、Ca2＋核外电子排布相同，随原子序数递增离子半径逐渐减小，D项正确。
7．A、B、C、D为同一短周期的4种元素，A为该周期原子半径最大的元素，B的氧化物既可溶于强酸溶液又可溶于强碱溶液。C、D离子的电子层结构与氩原子相同，C点燃时与氧气反应生成的氧化物可与C的气态氢化物反应得到C的单质，D的单质在常温下为气态。
(1)A、B、C、D的元素符号分别为A________、B________、C________、D________。
(2)C在元素周期表中位于第________周期________族。
(3)A、B最高价氧化物对应的水化物的碱性大小________(用化学式表示)，C、D氢化物的稳定性强弱__________(用化学式表示)。
答案(1)NaAlSCl(2)3ⅥA(3)NaOH>Al(OH)3H2S解析B的氧化物具有两性，可能是Al。C、D离子的电子层结构与氩原子相同，且C为非金属元素，故4种元素在第3周期，A原子半径最大，所以A为Na，B为Al，D为Cl，C为S(因第3周期中只有SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O)。
[对点训练]
题组一元素原子得失电子能力强弱的比较
1．能说明钠比铝活泼的是()
A．最外层电子数钠原子比铝原子少
B．相等物质的量的钠和铝分别和盐酸反应，钠产生的气体少
C．钠与铝的电子层数相等
D．常温下钠能与水剧烈反应，而铝不能
答案D
解析能说明失电子能力Na>Al，取决于其失电子难易程度，不取决于其失电子数目多少。
2．(2017•莱芜高一检测)下列叙述中，通常不能作为判断两种元素得电子能力强弱依据的是()
A．其气态氢化物稳定性的强弱
B．单质氧化性的强弱
C．其最高价氧化物的水化物酸性强弱
D．单质熔点的高低
答案D
解析熔点属于物理性质，与元素得电子能力无关。
3．下列有关说法正确的是()
A．H2SO4的酸性比HClO的酸性强，所以S的非金属性比Cl强
B．Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，所以Al比Mg活泼
C．H2S300℃时开始分解，H2O1000℃时开始分解，说明O的非金属性比S强
D．Na和Mg与酸都能剧烈反应放出氢气，故无法比较它们的金属性强弱
答案C
解析A项，比较非金属性强弱时，应比较最高价氧化物对应水化物的酸性；B项，Mg比Al活泼；D项，Na与水反应比Mg更剧烈，故金属性：Na>Mg。
4．(2017•郑州高一检测)能说明镁的金属性比铝强的理由有()
A．镁原子最外电子层上有2个电子，铝原子最外电子层上有3个电子
B．Mg(OH)2呈碱性，而Al(OH)3呈两性
C．镁的熔、沸点低于铝的熔、沸点
D．镁的硬度不如铝
答案B
解析单质的熔、沸点和硬度，原子最外层电子数均不能用于判断元素金属性的强弱。
5．X、Y是元素周期表第3周期中的两种元素(稀有气体除外)。下列叙述能说明X的得电子能力比Y强的是()
A．X对应的氧化物的水化物比Y对应的氧化物的水化物酸性弱
B．X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低
C．X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
D．Y的单质能将X从NaX的溶液中置换了来
答案C
解析第3周期元素，从左到右，最外层电子数依次递增，元素的得电子能力逐渐增强，因此，X的最高价氧化物对应的水化物比Y的最高价氧化物对应的水化物酸性强；元素的得电子能力与气态氢化物的稳定性有关，气态氢化物越稳定，元素的得电子能力越强；元素的得电子能力与气态氢化物的熔、沸点无关；Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来，表明得电子能力：Y＞X。
题组二同周期元素性质递变规律及应用
6．按C、N、O、F的排列顺序，下列递变规律错误的是()
A．原子半径逐渐减小
B．元素原子得电子能力逐渐增强
C．最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强
D．气态氢化物稳定性逐渐增强
答案C
解析C、N、O、F属同一周期的元素，且原子序数依次增大，原子半径逐渐减小，得电子能力依次增强；气态氢化物稳定性依次增强；O无最高正价、F无正价，也无最高价氧化物的水化物，故无法比较。
7．同周期X、Y、Z三种元素的单质与等量H2化合时，释放出的能量大小关系为X>Y>Z，下列判断不正确的是()
A．元素原子得电子能力：X>Y>Z
B．原子半径：XC．阴离子还原性：Z>Y>X
D．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序逐渐增强
答案D
解析元素的单质与H2化合时，其非金属性越强，化合时释放的能量越多，故非金属性：X>Y>Z，气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序逐渐减弱。
8．同周期的三种元素X、Y、Z，它们的最高价氧化物对应的水化物分别是HXO4、H2YO4、H3ZO4，则下列判断正确的是()
A．含氧酸的酸性：H3ZO4>H2YO4>HXO4
B．得电子能力：XC．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序增强
D．元素的最低负价的绝对值按X、Y、Z顺序增大
答案D
解析由HXO4、H2YO4、H3ZO4可确定X、Y、Z的最高化合价分别为＋7、＋6、＋5，在周期表中的位置由左到右依次为Z、Y、X，即非金属性：ZH2YO4>H3ZO4；气态氢化物的稳定性：HX>H2Y>ZH3；X、Y、Z最低负价绝对值依次为1、2、3。
9．如图所示为元素周期表中短周期的一部分。若a原子的最外层上有5个电子，则下列说法中不正确的是()
A．d的单质可与b的氢化物的水溶液反应
B．a的最高价氧化物对应的水化物比b的最高价氧化物对应的水化物的酸性弱
C．b的氢化物比c的氢化物稳定
D．原子半径：a>b>c
答案C
解析由图可推知a、b、c、d分别为P、S、Cl、O，则b的氢化物为H2S，c的氢化物为HCl，c的氢化物比b的氢化物稳定，故C项符号题意。
10．R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素，下列说法中一定正确的是(m、n均为正整数)()
A．若R(OH)n为强碱，则W(OH)n＋1也为强碱
B．若HnXOm为强酸，则Y是活泼非金属元素
C．若Y的最低化合价为－2，则Z的最高正化合价为＋7
D．若X的最高正化合价为＋5，则五种元素都是非金属元素
答案B
解析同周期元素从左到右，金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱，R(OH)n为强碱，W(OH)n＋1不一定为强碱，A项错误；HnXOm为强酸，说明X非金属性强，Y的非金属性比X的非金属性更强，且知Y不是稀有气体元素，B项正确；若Y为氧元素，Z只有负价，而没有＋7价，C项错误；若五种元素同为第3周期元素，当X最高正化合价为＋5价时，R为金属元素，D项错误。
11．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>d
B．离子的还原性：Y2－>Z－
C．氢化物的稳定性：H2Y>HZ
D．原子半径：X答案B
解析四种离子具有相同的电子层结构，则原子序数W>X且同周期，Z>Y且同周期，非金属性Z>Y，故A错误，B正确，C错误；由质子数a>b，则原子半径X>W，D错误。
12．短周期元素Q、R、T、W在元素周期表中的位置如图，其中T原子的M层电子数比K层多2个，下列叙述不正确的是()
A．氢化物的稳定性：R＜Q＜T
B．T的单质是一种良好的半导体材料
C．Q、R的简单氢化物分子所含质子数、电子数与氖原子相同
D．T、W的最高价氧化物的水化物的酸性W强于T
答案A
解析T元素为Si，Q、R、W分别为N、O、Cl，氢化物稳定性：H2O＞NH3＞SiH4，A错误；NH3与H2O和Ne均有10个质子和10个电子，C项正确；T、W的最高价氧化物对应的水化物酸性：HClO4＞H2SiO3，D项正确。

[综合强化]
13．下表为元素周期表的一部分。
碳氮Y
X硫Z

回答下列问题：
(1)Z元素在周期表中的位置为________。
(2)表中元素原子半径最大的是________(填元素符号)。
(3)下列事实能说明Y元素的非金属性比S元素的非金属性强的是________(填字母)。
a．Y单质与H2S溶液反应，溶液变浑浊
b．在氧化还原反应中，1molY单质比1molS得电子多
c．Y和S两元素的简单氢化物受热分解，前者的分解温度高
答案(1)第3周期ⅦA族(2)Si(3)ac
解析(1)Z(Cl)在周期表中的位置为第3周期ⅦA族。
(2)X(Si)、S、Z(Cl)的电子层数相同，比C、N、O多一个电子层，且根据“序大径小”的规律知Si原子半径最大。(3)a项，置换反应说明氧化性：O2>S，故非金属性：O>S；b项，得电子数的多少不能说明元素非金属性的强弱；c项，氢化物分解所需的温度越高，说明氢化物越稳定，故非金属性：O>S。
14．(2017•三明高一检测)(1)请判断：硫、碳、硅的非金属性由强到弱的顺序为_____________。
(2)请从下列给出的试剂中选择合理的实验试剂，利用所给装置验证你的结论(提示：H2SiO3难溶于水)。
实验试剂：浓盐酸、稀硫酸、饱和H2SO3溶液、大理石、Na2CO3粉末、Na2SiO3溶液。
实验装置如图所示。
①甲仪器中盛____________，乙仪器中盛___________________________________________，丙仪器中盛________________。
②乙仪器中的现象是_____________________________________________________________。
③结论：酸性__________________________________________________________________。
答案(1)硫>碳>硅
(2)①稀硫酸Na2CO3粉末Na2SiO3溶液
②产生大量气泡
③H2SO4>H2CO3>H2SiO3
解析根据硫、碳、硅的气态氢化物的稳定性强弱或它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，可以来比较这三种元素的非金属性强弱。结合题目中提供的试剂可知，应通过比较最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来验证三种元素非金属性的强弱。
15．下表所列是六种短周期元素的原子半径及主要化合价
元素代号ABCDEF
原子半径/nm0.160.1430.1020.0990.0740.089
主要化合价＋2＋3＋6、－2＋7、－1－2＋2
(1)写出元素名称：A____________、B_________________、C__________、D__________、E________、F_______________。
(2)B元素处于周期表中第________周期________族。
(3)B的最高价氧化物对应水化物与C的最高价氧化物对应水化物反应的离子方程式为
________________________________________________________________________。
(4)上述六种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)。
(5)C、E形成的化合物为________(填化学式)。
答案(1)镁铝硫氯氧铍(2)3ⅢA(3)Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O(4)HClO4(5)SO2、SO3
解析(1)由主要化合价和原子半径知A为Mg，B为Al，C为S，D为Cl，E为O，F为Be。(2)B处于周期表中第3周期ⅢA族。(3)B、C的最高价氧化物对应的水化物分别为Al(OH)3和H2SO4。(4)最高价氧化物对应的水化物中HClO4酸性最强。(5)S与O形成的化合物有SO2和SO3。

原子结构和元素性质

教案课件是老师不可缺少的课件，大家应该要写教案课件了。在写好了教案课件计划后，这样接下来工作才会更上一层楼！你们到底知道多少优秀的教案课件呢？以下是小编为大家收集的“原子结构和元素性质”希望对您的工作和生活有所帮助。

第2节原子结构和元素性质
（第1课时）
班级__________姓名__________
【学习目标】
1、了解电离能的概念及其内涵，认识主族元素电离能的变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。
2、体会原子结构与元素周期律的本质关系。
【学习重难点】
重点：电离能的概念及其内涵
难点：主族元素电离能的变化规律
【学案导学过程】
原子结构与元素性质
导思
在元素周期表中，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布和原子半径呈现周期性的变化，元素的性质也呈现周期性变化。
元素哪些性质呈现周期性变化？

元素性质周期性变化的本质是什么？

思考
以上分析是定量的分析原子半径的相对大小，那么如何比较金属Li和Mg的原子半径大小呢？怎样定性地从原子半径和价电子数来分析元素周期表中元素得失电子能力所呈现的递变规律？

活动探究原理、规律、方法
一、电离能及其变化规律
1、电离能描述的是元素的哪种性质？
什么叫做电离能？符号？单位？
2、M（g）＝M＋（g）＋e－I1
M＋（g）＝M2＋（g）＋e－I2
M2＋（g）＝M3＋（g）＋e－I3
I1、I2、I3的大小比较？
3、怎样运用电离能数值判断金属原子在气态时失去电子的难易程度？1、电离能描述的是元素的__________。
2、电离能的概念：_______________________________________________________。
3、其符号是________，单位是__________
4、I1____I2______I3
5、电离能数值越大，其原子在气态时失去电子的能力越__________。
观察上图，对同一周期的元素，第一电离能，呈现什么变化趋势？说明什么？同主族元素，第一电离能呈现什么变化趋势？说明什么？
总之，第一电离能的周期性递变规律与原子半径和核外电子排布的周期性变化密切相关。你能具体分析一下吗？电离能的递变规律：
同周期元素____________________________________________________________________________________________________
同主族元素____________________________________________________________________________________________________

学后反思我的收获我还有待提高的
班级__________姓名__________
【测试目标】
1、了解电离能的概念及其内涵，认识主族元素电离能的变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。
2、知道主族元素电负性与元素性质的关系，认识主族元素电负性的变化规律。
【测试重难点】
重点：电离能、电负性的变化规律
难点：电离能、电负性的变化规律
【分层练习】
【基础练习】
1．电离能是元素的一种重要性质，下列有关其说法中正确的是()
A．第一电离能是原子失去核外第一个电子需要的能量
B．在元素周期表中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大
C．可通过各级电离能的数值，判断元素可能的化合价
D．第一电离能越大的原子，越容易失电子
2．气态原子生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能。元素的第一电离能是衡量元素金属性强弱的一种尺度。下列有关说法不正确的是（）()
A．元素的第一电离能越大，其失电子能力越强
B．元素的第一电离能越小，其失电子能力越强
C．金属单质跟酸反应的难易，只跟该金属元素的第一电离能有关
D．金属单质跟酸反应的难易，除跟该金属元素的第一电离能有关外，还与该单质中固态金属原子以及该金属原子失去电子后在水溶液里形成的水合离子的行为有关
3．元素的电负性概念首先是由谁提出的()
A．玻尔B．鲍林C．卢瑟福D．洪特
4．请根据所学知识判断下列各组元素，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
5．下列说法中不正确的是()
A．同族元素，随着核电荷数的增加，I1逐渐增大
B．同周期元素，随着核电荷数的增加，I1逐渐增大
C．通常情况下，电离能I1I2I3
D．电离能越小，元素的失电子能力越强
6．已知某原子的各级电离能数值如下：I1=577kJmol－1，I2=1817kJmol－1，
I3=2745kJmol－1，I4=11578kJmol－1，则该元素的化合价为()
A．+1价B．+2价C．+3价D．+4价
7．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJmol-1。请根据下表所列数据判断，错误的是()
元素I1I2I3I4
X500460069009500
Y5801800270011600
A．元素X的常见化合价是+1价
B．元素Y是IIIA族元素
C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
D．若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应
8．下列元素电负性最小的是()
A．MgB．NaC．SD．Cl
9．下列各元素原子性质的周期性变化规律最不明显的是()
A．电子亲和能B．电负性C．电离能D．原子半径
10．现有如下四种元素原子的电子排布式，请判断，其电负性最大的是()
A．1s22s22p3B．1s22s22p5C．1s22s22p63s23p4D．1s22s22p2
11．O、S、As三种元素比较，正确的是()
A．电负性OSAs，原子半径OSAs
B．电负性OSAs，原子半径OSAs
C．电负性OSAs，原子半径OSAs
D．电负性OSAs，原子半径OSAs
12．电负性是元素原子的重要性质，研究电负性的大小及其变化规律具有重要的价值，在学习和研究中具有广泛的用途，下列几种叙述中不属于电负性的应用的是()
A．判断一种元素是金属还是非金属
B．判断化合物中元素化合价的正负
C．判断化学键的类型
D．判断化合物溶解度的大小
【能力提升】
13．下列关于元素周期律和元素周期表的论述中不正确的是()
A．周一主族的元素，从上到下电子层数逐渐增多
B．元素周期表是元素周期律的具体表现形式
C．同一周期从左到右，元素原子半径逐渐增大
D．周期表中第IVA族－VIIA族元素均可表现正化合价
14．铍的元素符号“Be”来源于最初发现其存在的矿物——绿柱石。已知铍的原子序数为4，下列对铍及其化合物的叙述正确的是()
A．氢氧化铍易溶于水
B．氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱
C．单质铍跟冷水反应产生氢气
D．相同条件下与酸反应比锂剧烈
15．下列说法中正确的是()
A．第3周期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
16．原子具有下列外层电子排布的元素中，第一电离能最小的是()
A．ns1B．ns2np3C．ns2np5D．ns2np6
17．下列空格中，填上适当的元素符号：
（1）在第3周期中，第一电离能最小的元素是_______，第一电离能最大的元素是________。
（2）在元素同期表中电负性最大的元素是______，电负性最小的元素是________。
（3）最活泼的金属元素是______。
（4）最活泼的气态非金属原子是________。
（5）第2、3、4周期原子中P轨道半充满的元素是_______。
（6）电负性相差最大的两种元素是_______。
（1）Na、Ar（2）F、Cs（3）Cs（4）F（5）N、P、As（6）F、Cs

原子结构与元素的性质

《选修三第一章第二节　原子结构与元素的性质》导学案（第2课时）
学习时间2011—2012学年上学期周
【课标要求】
1、掌握原子半径的变化规律
2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质
3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系
4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值
［知识回顾］我们知道元素性质是由元素原子结构决定的，那具体影响哪些性质呢？

［学与问］教材P16元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化规律是什么？

【学与问】观察教材P17图1-20表分析总结
1.元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？
2.元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？
3.粒子半径大小的比较有什么规律呢？

【阅读与思考】阅读P17电离能，电离能是反映元素的另一个什么性质？

【学与问】教材P181.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？

2.为什么原子的逐级电离能越来越大？Na、Mg、Al的电离能数据跟它们的化合价有什么联系？

3.原子的第一电离能随核电荷数递增有什么变化规律呢？请分析P18图1—21

［思考与交流］1.观察p18图1-21，Be的第一电离能大于B，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？
2.结合已学知识电离能有哪些主要应用？
【典例解悟】
1.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
2.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。试预测下列关系式中正确的是_________________________________________________________
(填写编号，多选倒扣分)。
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___________________________________________________。
【练习】1、某元素的电离能(电子伏特)如下：
I1I2I3I4I5I6I7
14.529.647.477.597.9551.9666.8

此元素位于元素周期表的族数是
A.IAB.ⅡAC.ⅢAD、ⅣAE、ⅥAF、ⅤAG、ⅦA
2.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
3、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
4.能够证明电子在核外是分层排布的事实是（）
A、电负性B、电离能C、电子亲和能D、电势能
5、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素

（1）下列（填写编号）组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h②b、g、k③c、h、l④d、e、f
（2）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响。
原子核失去核外不同电子所需的能量（KJmol-1）
锂XY
失去第一个电子519502580
失去第二个电子729645701820
失去第三个电子1179969202750
失去第四个电子955011600

①通过上述信息和表中的数据分析，为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。
②表中X可能为13种元素中的（填写字母）元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式　。
③Y是周期表中族的元素的增加，I1逐渐增大。
④以上13种元素中，（填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
　.疑点反馈：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）
_____________________________________________________________________
_____________________________________________________________________

《选修三第一章第二节　原子结构与元素的性质》导学案（第2课时）
［知识回顾］元素的性质指元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价、原子半径、元素的第一电离能和电负性。
［学与问］同周期主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升高，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
【学与问】【学生归纳总结】
1.同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因是由于核电荷数的增加使原子核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。
2.同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子半径增大。
3.［投影小结］（1）、原子半径大小比较：电子层数越多，其原子半径越大。当电子层数相同时，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小。最外层电子数目相同的原子，原子半径随核电荷数的增大而增大
（2）、核外电子排布相同的离子，随核电荷数的增大，半径减小。
（3）、同种元素的不同粒子半径关系为：阳离子原子阴离子，并且价态越高的粒子半径越小。
【阅读与思考】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.
①常用符号I表示，单位为KJmol－1
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）元素的第一电离能：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。
【学与问】教材P18
1.提示　碱金属的第一电离能越小，碱金属越活泼。
2.提示　因为原子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。从教材中Na、Mg、Al的电离能的表格可看出，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。
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示)，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：I1I2I3I4I5……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。
3.同周期元素：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。
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。
［思考与交流］1.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
但值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：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。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的第一电离能大。
【典例解悟】
1.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、D选项中均逐渐降低；同主族中，从上到下，原子半径增大，第一电离能逐渐减小，故A项正确。
答案　A
①通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。
②金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。
2.解析　此题考查了元素第一电离能的变化规律和同学们的归纳总结能力。(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性。
(2)从第二、三周期可以看出，第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可以推测E(砷)E(硒)、E(溴)E(硒)。
(3)根据同主族、同周期规律可以推：E(K)E(Ca)E(Mg)。
(4)10号元素是稀有气体元素氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。
答案　(1)随着原子序数的增大，E值变小　周期性
(2)①③　(3)485kJmol－1　738kJmol－1　(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
要综合考虑图示信息，抓住同一主族(如原子序数为1、3、11、19的碱金属族)的E值的大小，同一周期(如3～10号元素)E值的大小规律，且要注意哪些有反常现象。
【练习】1、2.答案：A3、答案：C4.解析：答案：B5、答案：（1）①④（2）①Li原子失去1个电子后形成稳定结构，再失去1个电子很困难②a；Na2O或Na2O2③ⅢA④m

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