高中化学第1章原子结构第3节原子结构与元素性质(第1课时)电离能及其变化规律课件鲁科版选修3
高中化学 第1章 第3节 原子结构与元素性质 第1课时 电离能及其变化规律教案 高二化学教案
第1课时电离能及其变化规律[学习目标定位] 1.知道原子结构与元素性质间的关系规律。
2.正确理解元素电离能的含义及其变化规律，会用电离能的概念分析解释元素的某些性质。
一、元素的电离能及其变化规律1．元素第一电离能的概念与意义(1)概念：①电离能：气态原子或气态离子失去一个电子所需的最小能量。
符号：I，单位：kJ·mol－1。
②逐级电离能：第一电离能：处于基态的气态原子失去一个电子转化为正一价气态离子所需要的能量叫做第一电离能。
元素第一电离能符号：I1。
第二电离能：气态正一价离子再失去一个电子成为气态正二价离子所需的能量叫做第二电离能；第三电离能和第四、第五电离能依此类推。
通常情况下，第一电离能小于第二电离能小于第三电离能……(2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
2．元素第一电离能变化规律(1)每个周期的第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。
(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。
1．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排布。
(1)核电荷数、原子半径对电离能的影响①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总体上有增大的趋势。
碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。
②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)核外电子排布对电离能的影响某原子或离子具有全充满、半充满或全空时的电子排布时，电离能较大。
如第ⅡA族元素、第ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，原因是第ⅡA族元素最外层n s2全充满，第ⅤA族元素最外层n p3半充满，比较稳定。
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。
原子结构与性质知识点归纳
第一章 原子结构与性质知识点归纳2．位、构、性关系的图解、表解与例析3．元素的结构和性质的递变规律同位素（两个特性）4．核外电子构成原理(1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。
(2)核外电子排布遵循的三个原理：a ．能量最低原理b ．泡利原理c ．洪特规则及洪特规则特例(3)原子核外电子排布表示式：a ．原子结构简图 b ．电子排布式 c ．轨道表示式 5．原子核外电子运动状态的描述：电子云 6．确定元素性质的方法1．先推断元素在周期表中的位置。
2．一般说，族序数—2=本族非金属元素的种数(1 A 族 除外)。
3．若主族元素族序数为m ，周期数为n ，则： (1)m/n<1时为金属，m/n 值越小，金属性越强：(2)m/n>1时是非金属，m/n 越大，非金属性越强；(3)m/n=1时是两性元素。
随着原子序数递增① 原子结构呈周期性变化② 原子半径呈周期性变化③ 元素主要化合价呈周期性变化④ 元素的金属性与非金属形呈周期性变化⑤ 元素原子的第一电离能呈周期性变化⑥ 元素的电负性呈周期性变化元素周期律 排列原则① 按原子序数递增的顺序从左到右排列 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），排成一个纵行周期 （7个 横行） ① 短周期（第一、二、三周期）② 长周期（第四、五、六周期）③ 不完全周期（第七周期）性质递变 原子半径主要化合价元 素 周期表族（18 个纵行） ① 主族（第ⅠA 族—第ⅦA 族共七个） ② 副族（第ⅠB 族—第ⅦB 族共七个） ③ 第Ⅷ族（第8—10纵行） ④结构第二章 分子结构与性质复习1．微粒间的相互作用(2)共价键的知识结构2．分子构型与物质性质（1）微粒间的相互作用σ键π键 按成键电子云 的重叠方式极性键 非极性键一般共价键 配位键离子键 共价键 金属键 按成键原子的电子转移方式 化学键 范德华力氢键 分子间作用力本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠） 特征：具有方向性和饱和性σ键特征 电子云呈轴对称（如s —s σ键、 s —p σ键、p —p σ键)π键 特征电子云分布的界面对通过键轴的一个平面对称（如p —p π键）成键方式共价单键—σ键共价双键—1个σ键、1个π键共价叁键—1个σ键、2个π键 规律 键能：键能越大，共价键越稳定键长：键长越短，共价键越稳定键角：描述分子空间结构的重要参数用于衡量共价键的稳定性 键参数 共 价 键定义：原子形成分子时，能量相近的轨道混合重新组合成一组新轨道sp 杂化 sp 2杂化sp 3杂化 分类 构型解释： 杂化理论sp 杂化：直线型sp 2杂化：平面三角形sp 3杂化：四面体型杂化轨道理论 价电子理论 实验测定 理论推测 构型判断 分 子 构 型共价键的极性 分子空间构型决定因素由非极性键结合而成的分子时非极性分子（O 3除外）,由极性键组成的非对称型分子一般是极性分子，由极性键组成的完全对称型分子为非极性分子。
新教材鲁科化学选择性必修2 第1章 第3节 第1课时 原子半径及其变化规律元素的电离能及其变化规律
2．具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是( )
A．1s22s22p3
B．1s22s22p1
C．1s22s22p63s23p1
D．1s22s22p63s23p4
C [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，Al 原子半径最大。]
B [A 中四种离子核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越 小；B 中 S2－与 Cl－，Na＋与 Al3＋的核外电子排布分别相同，S2－和 Cl －比 Na＋和 Al3＋多一个电子层，微粒半径大；C 中微粒电子层数相同， 核电荷数越大，半径越小，应为 Na＞Mg＞Al＞Si；D 中微粒为同一 主族，电子层数越多，原子半径越大，应为 Cs＞Rb＞K＞Na。]
电离能变化规律及其应用 (素养养成——证据推理与模型认知)
电离能(kJ·mol－1) 第一电离能 第二电离能 第三电离能 第四电离能
元素 钠
496 4 562 6 912 9 540
镁
738 1 451 7 733 10 540
铝
577 1 817 2 745 11 578
1.试用原子结构知识解释 Mg 比 Al 的第一电离能大的原因。
(2)判断原子易失去电子的数目和元素的化合价 元素的各级电离能逐渐增大并且会发生一个突变(由于电子是分 层排布的，内层电子比外层电子难于失去，因此会发生突变)，如 Mg 原子的 I1、I2、I3 的值分别是(单位为 kJ·mol－1)738、1 451、7 733， 在 I2 和 I3 之间发生突变，则镁元素易失去最外层 2 个电子，常见化 合价为＋2 价。
提示：Mg 的电子排布式为 1s22s22p63s2；Al 的电子排布式为 1s22s22p63s23p1，Mg 的 3p 轨道处于全空状态，3s 轨道处于全充满状 态，相对稳定，故 Mg 的第一电离能大于 Al 的第一电离能。
高中化学选知识点总结
高中化学选知识点总结高中化学选知识点总结化学选修3篇一：【人教版】高中化学选修3知识点总结第一章原子结构与性质一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑ ”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。
比如，p3的轨道式为↑ ↑ ↑ 或↑ ↑洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
人教高中化学选择性必修2教案：第1章 原子结构与性质
第1章原子结构与性质
1分钟练习1学生通过书写Li、Be、B的原子轨道表示式，巩固泡利原理和
轨道表示式书写
1分钟发现问题2学生思考基态C原子轨道表示式的可能书写方法。
1分钟知识讲授2教师根据学生反馈，介绍洪特规则。
4分钟练习2学生通过书写7~24号元素的原子轨道表示式，熟悉洪特规则和轨道表示式书写。
教师根据学生对Cr元素轨道表示式的书写，简介洪特规则特例。
1分钟练习3学生通过书写Cu的原子轨道表示式，熟悉洪特规则和轨道表示
式书写。
2分钟知识讲授3教师通过以上核外电子的排布，给出能量最低原理的定义。
1分钟小结学生整理归纳电子在原子轨道排布的三原则。
4分钟思考与练习学生通过讨论问题，运用电子排布三原则分析综合问题。
1分钟总结教师引导学生完成本节知识结构的思维导图。
同时提出新的问
题：原子结构与元素性质之间的联系，引出下一节内容。
环节二环节三通过学生活动诊断1-36号元素基态原子的价电子排布式，
学习原子核外电子排布与元素周期系结构的联系，落实核外电子排布与周期、族、分区的划分
了解化合价与族的关系，过渡元素的特点
【元素周期表的未来】
通过学生活动展望元素周期表远景图，预测119号元素的基态原子价电子排布，来诊断学生对于构造原理和元素周期表关系的学习效果
环节三一电离能变化的一般规律，找到其与电子排布的联系
【电离能与化合价的联系】
通过学生活动，让学生自主发现逐级电离能与元素化合价的关系，将此作为诊断学生的活动
识与微观探析的核心素养。
第一章 第3节 原子结构与元素性质[选修3]鲁科版
![第一章 第3节 原子结构与元素性质[选修3]鲁科版](https://img.taocdn.com/s3/m/3d974e385727a5e9856a61e7.png)
第3节原子结构与元素性质原子，看不见摸不着的微粒，相信没有同学见过原子吧？下图就是几种原子结构的示意图。
你知道它们各是哪种元素的原子结构示意图吗？原子结构与元素性质有什么关系？原子体积很小，肉眼是看不见的，我们只能用结构示意图来表示，能表示原子结构的示意图方法有很多种，上图只是其中的两种，在上图中分别表示的是硫原子、钫原子、碳原子的结构示意图。
从电离能、电负性两个方面在课本中寻找答案。
一细品教材一、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。
①常用符号I表示，单位为KJ•mol－1②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。
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。
（3）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。
总结：①理解电离能定义时把握两点：一点是气态（原子或离子）二点是最小能量。
②电离能是原子核外电子排布的实验佐证，根据电离能的数值可以判断核外电子的分层排布，层与层之间电离能相差较大，电离能数值呈突跃性变化，同层内电离能差别较小。
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。
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质
第一章原子结构与性质课标要求1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
要点精讲一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。
比如，p3的轨道式为或，而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
高中化学 第1章 第3节 第1课时 电离能及其变化规律课件 鲁科版选修3
2．金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致的原因 金属活动性按 K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)Cu、 Hg、Ag、Pt、Au 的顺序减弱，该顺序表示自左向右，在水溶液中金属单 质中的原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子 成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。
(3)图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第________周期 ________族。
[解析] (1)由图可以看出，同周期的ⅠA 族元素的第一电离能最小， 而ⅢA 族元素的第一电离能小于ⅡA 族元素的第一电离能，故 Na<Al<Mg。(2)从图中可看出同主族元素第一电离能从上到下逐渐减小。 (3)根据第一电离能的递变规律可以看出，图中所给元素中 Rb 的第一电离 能最小，其位置为第 5 周期ⅠA 族。
②元素的逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变即突然增大多倍， 这是由于电子是分层排布的，主族元素几乎不能失去内层电子的缘故。如 Na 原子的 I1、I2、I3 的值分别是(单位为 kJ·mol－1)496、4 562、6 912，在 I1 和 I2 之间发生突变。
【典例 1】 第一电离能 I1 是指气态原子 X(g)处于基态时，失去一个 电子成为气态阳离子 X＋(g)所需的能量。下图是部分元素原子的第一电离 能 I1 随原子序数变化的曲线图(其中 12 号至 17 号元素的有关数据缺失)。
第1章 原子结构
第3节 原子结构与元素性质 第1课时 电离能及其变化规律
目标与素养：1.理解电离能的概念及第一电离能的周期性变化规律。 (宏观辨识与微观探析)2.能运用电离能解释元素的性质及第一电离能与原 子半径、核外电子排布周期性变化的关系。(科学探究)
电离能及其变化规律
一、电离能 1、电离能定义：气态原子或气态离子失去一个电 、电离能定义： 子所需要的最小能量。 子所需要的最小能量。 表示，单位为kJ/mol。 常用符号 I 表示，单位为 。 2、第一电离能： 、第一电离能： 基态气态原子失去一个电子形成 价气态阳离子所需 一个电子形成+1价气态阳离子 基态气态原子失去一个电子形成 价气态阳离子所需 能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I 表示. 的能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示 M （g) → M+ （g) + e- ; I1 第二电离能： 第二电离能：M+ 第三电离能：M2+ 第三电离能： → M2+ → M3+ + e- ; I2 + e- ; I3
【规律总结】 规律总结】
不同元素第一电离能的变化规律： 不同元素第一电离能的变化规律： 1、同周期元素I1从左到右呈增大趋势，碱金属元 同周期元素I 从左到右呈增大趋势， 素的I 最小，稀有气体元素的I 最大。 素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。 2、同一主族元素I1从上到下逐渐减小。 同一主族元素I 从上到下逐渐减小。 3、元素的I1随原子序数的递增呈现周期性变化。 元素的I 随原子序数的递增呈现周期性变化。 4、同周期元素I1变化存在反常现象： 同周期元素I 变化存在反常现象： ⅡA＞ⅢA， ⅡA＞ⅢA， ⅤA＞ ⅤA＞ⅥA 5、同周期过渡元素的I1变化不太规则。 同周期过渡元素的I 变化不太规则。
I1
He
1-36 号元素第一电离能变化趋势 1-36 号元素第一电离能变化趋势
Ne
Ar Kr H
Li
NaБайду номын сангаас
1-3-1电离能及其变化规律(第1课时)
•
ⅡA＞ⅢA，
ⅤA＞ⅥA
5、同周期过渡元素的I1变化不太规则,从左到右略有增 加
• 1. 从元素原子的第一电离能数据的大小可以 判断出（ ） c A. 元素原子得电子的难易 B. 元素的主要化合价 C. 元素原子失电子的难易 D. 核外电子是分层排布的 • 2.下列元素中，第一电离能最小的（ A ） A. K B. Na C. P D. Cl
《物质结构与性质》第一章
第三节 原子结构与元素性质
电离能及其变化规律
（二中）
【温故知新区】
【问题思考】 1 、在元素周期表中，元素原子得失的失电 子能力强弱。
板块一 电离能、第一电离能的概念
探究一
• 1、钠原子失去一个电子，吸收能量还是放出能量？为 什么？ • 2、气态镁原子失去一个电子变气态Mg+ ，吸收的能量 为738kJ/mol，若气态Mg+再失去一个电子所要吸收的 能量还是738 kJ/mol吗？为什么？ • 3、分析Mg的电离能数据，你发现什么规律？试用原子 结构知识加以解释，并推测同一元素不同级电离能的变 化规律。 元素 I1 I2 I3 I4
Mg
738
1451
7733
10540
一、电离能 1、电离能定义：气态原子或气态离子失去
一个电子所需要的最小能量。 常用符号 I 表示，单位为kJ/mol。
2、第一电离能： 基态气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需 的能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示. M （g) → M+ （g) + e- ; I1 第二电离能：M+
【规律总结】
• 电离能的应用： • 1、根据元素原子不同级电离能的突跃性变 化判断元素通常价态;
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电 离 能 变 化 规 律 及 其 影 响 因 素
[基础· 初探] 1．递变规律 (1)
(2)同种元素的原子，电离能逐级 增大。
2．影响因素
(1)同周期元素，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大。(√) (2)同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，金属性逐渐增强。(√) (3)钠的电离能 I2≫I1，说明钠元素常显＋1 价，镁的电离能 I3≫I2，则镁常 显＋1 和＋2 价。(×) (4)因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大。 ( ×)
【解析】
同周期主族元素，从左向右原子失电子能力逐渐减弱；同主族
元素，从上到下原子失电子能力逐渐增强。
【答案】 D
4．从元素原子的第一电离能数据的大小可以判断出(
)
【导学号：66240007】 A．元素原子得电子的难易 B．元素的主要化合价 C．元素原子失电子的难易 D．核外电子是分层排布的
【解析】 第一电离能仅表示失去一个电子时的能量，所以看不出化合价、 核外电子的排布情况。
A．第一电离能越大的原子失电子的能力越强 B．第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量 C．同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大 D．可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价
【解析】 元素原子的第一电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子， A 不正确；电离能是气态原子或离子失去核外一个电子需要的最低能量， B 不正 确；从总的变化趋势上看，同一周期中第一电离能从左到右逐渐增大，但有反 常，素的金属性一定比第一电离能小的元素的金属性 弱。”这种说法对吗？
【提示】 不对。
[核心· 突破] 1．理解电离能的定义时要把握两点：一是气态(原子或离子)；二是最小能 量。 2．对于同一元素：I3＞I2＞I1。 3．运用电离能的数值可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。
[题组· 冲关] 1．下列有关电离能的说法中，正确的是 ( )
知 识 点 一
第3节 第 1 课时
知 识 点 二
原子结构与元素性质 电离能及其变化规律
学 业 分 层 测 评
1．理解电离能的概念及第一电离能的周期性变化规律。(重点) 2．能运用电离能解释元素的性质及第一电离能与原子半径、核外电子排布 周期性变化的关系。(难点)
电 离 能
[基础· 初探] 教材整理 1 1．电离能 (1)概念： 气态原子 或 气态离子 失去一个电子所需要的最小能量。 (2)符号： I ，单位：kJ· mol－1。 2．电离能的分类 第一电离能（I1） ＋ 第二电离能（I2） 2 ＋ 第三电离能（I3） M(g) ――――――――→ M (g) M (g) ――――――――→ ――――――――→ － － － 失去1个e 失去1个e 失去1个e M3＋(g)„且 I1＜I2＜I3。 电离能及其分类
【答案】 D
2．具有下列电子构型的原子中，第一电离能最大的是( A．1s22s22p5 C．1s22s22p63s1 B．1s22s22p6 D．1s22s22p63s2
)
【解析】 A、B、C、D 四项对应元素分别是 F、Ne、Na、Mg，稀有气体 最不易失电子。
【答案】 B
3．元素原子得失电子的能力与元素在元素周期表中的位置存在着一定的联 系。在元素周期表中，最容易失电子的元素的位置在 ( A．右下角 C．右上角 B．左上角 D．左下角 )
[合作· 探究] [探究背景] 电离能数值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。
[探究问题] 1．同周期主族元素自左而右，第一电离能渐变情况如何？
【提示】 逐渐增大的趋势。 2．Mg 与 Na、Al，P 与 Si、S 第一电离能大小关系如何？ 【提示】 I1(Mg)＞I1(Na)，I1(Mg)＞I1(Al)，I1(P)＞I1(Si)，I1(P)＞I1(S)。
3．ⅡA 族和ⅤA 族元素的第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能高的 原因是什么？
【提示】 在同一周期元素第一电离能的递变过程中， ⅡA 族和ⅤA 族元素 作为特例出现，第一电离能分别比同周期相邻元素的第一电离能都高，这主要 是因为ⅡA 族元素原子最外电子层的 s 轨道处于全充满状态， ⅤA 族元素原子最 外电子层的 p 轨道处于半充满状态，根据洪特规则均属于相对稳定的状态，故 这两个主族的元素原子相对较难失去第 1 个电子，第一电离能相对较大，属于 电离能周期性变化的特例，例如：I1(Na)＜I1(Mg)、I1(Mg)＞I1(Al)；I1(Si)＜I1(P)、 I1(P)＞I1(S)。
(1)氮原子的原子半径及第一电离能都比氧原子的大。(√) (2)M(g)→M2＋(g)＋2e－所需能量不是第二电离能。(√) (3)Na 原子在不同状态失去 1 个电子所需能量相同。(×) (4)原子的电离能大小 I1＞I2＞I3。(×)
教材整理 2 电离能的意义 1．电离能越小，该气态原子越容易失去电子。 2．电离能越大，该气态原子越难失去电子。 3．运用电离能可以判断金属 原子在气态时失去电子的难易程度。
[核心· 突破] 1．元素第一电离能的变化趋势图
元素的第一电离能的周期性变化
2．变化规律 (1)同族元素 随着原子序数的增加，第一电离能减小，自上而下原子越来越容易失去电 子。 (2)同周期元素 随着原子序数的增加，第一电离能总体增大，自左到右元素原子越来越难 失去电子。 (3)过渡元素 第一电离能的变化不太规则，随着原子序数的增加从左到右略有增加。
3．影响电离能的因素 (1)核电荷数、原子半径对电离能的影响 ①同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的 半径减小，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子， 电离能也就越大，即同周期元素从左到右，元素的第一电离能总体有增大的趋 势。 ②同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作 用，因此原子半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。