2018届高考化学课时基础知识点复习教学案32 专题二十七 物质的结构与性质 考点一 原子结构与性质
高中化学结构与性质教案
高中化学结构与性质教案
教学内容：结构与性质
目标：了解化合物的结构对其性质的影响。
一、引入
1. 通过实验让学生观察和比较不同物质的性质，引发学生对结构与性质关系的思考。
二、知识讲解
1. 讲解化合物的结构：离子化合物、共价化合物、金属化合物的结构特点。
2. 探讨化合物的性质：离子化合物的导电性、熔点，共价化合物的溶解性、熔点，金属化合物的导电性、延展性。
三、案例分析
1. 举例说明结构与性质之间的关系：如氧气和二氧化碳的分子结构对其化学性质的影响。
2. 引导学生分析其他化合物的结构与性质之间的联系。
四、实验操作
1. 设计实验，让学生验证结构与性质的关系。
2. 学生进行实验，并观察实验现象，总结实验结果。
五、讨论与交流
1. 学生就实验结果展开讨论，分享彼此的观点。
2. 指导学生归纳结构与性质之间的规律，拓展思维。
六、作业布置
1. 布置学生对结构与性质之间的关系进行总结。
2. 提议学生自主搜索相关资料，了解更多案例。
七、反馈与评价
1. 老师对学生的表现进行评价，梳理学生的反馈意见。
2. 学生反馈教学内容，提出建议和意见。
注：本教案仅为参考范本，具体内容和操作须根据实际教学情况进行调整。
高三化学高考备考一轮复习专题物质结构与性质综合研究课件(1)
答案 (1)1s22s22p63s23p63d10(或[Ar]3d10) 第四周期第Ⅷ族 (2)①sp3 正四面体形 ②配位键、离子键 ③氨分子和水分子间能形成氢键 氨分子和水分子都是极性分子，相似相溶
(3)CuSO4 溶液中加入过量 KCN 溶液能生成配离子[Cu(CN)4]2－，1 mol CN－中含 有的 π 键数目为____________，与 CN－互为等电子体的离子有________(写出一 种即可)。 (4)Cu 与 F 形成的化合物的晶胞结构如图所示，若晶体密度为 a g·cm－3，则 Cu 与 F 最近距离为________ pm(用 NA 表示阿伏加德罗常数的值，列出计算表达式， 不用化简)。
1.硼及其化合物在工农业生产、新型材料等方面应用广泛。回答下列问题：
(1)B的基态原子核外电子排布式为________________，与硼处于同周期且相 邻的两种元素和硼的第一电离能由大到小的顺序为________________。 (2)硼、铝同主族，晶体硼的熔点为2 300 ℃，而金属铝的熔点为660.3 ℃，试 从晶体结构解释其原因： __________________________________________。 答案 (1)1s22s22p1 C＞Be＞B (2)铝为金属晶体，晶体硼为共价晶体，原子间靠共价键结合，作用较强，因 此其熔点高于铝(答案合理即可)
(4)将含有未成对电子的物质置于外磁场中，会使磁场强度增大，称其为顺磁性物
质，下列物质中，属于顺磁性物质的是________(填标号)。
A.[Cu(NH3)2]Cl C.[Zn(NH3)4]SO4
B.[Cu(NH3)4]SO4 D.Na2[Zn(OH)4]
③NaBH4 是一种重要的储氢载体，NaBH4 中的阴离子空间构型是___________。
(通用版)高考化学二轮复习 专题十二 物质结构与性质教案-人教版高三全册化学教案
物质结构与性质[考纲要求] 1.原子结构与元素的性质：(1)了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和电子排布图；(2)了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质；(3)了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用；(4)了解电负性的概念并能用以说明元素的某些性质。
2.化学键与分子结构：(1)理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质；(2)了解共价键的形成、极性、类型(σ键和π键)，了解配位键的含义；(3)能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质；(4)了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)；(5)能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的立体构型。
3.分子间作用力与物质的性质：(1)了解范德华力的含义及对物质性质的影响；(2)了解氢键的含义，能列举存在氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。
4.晶体结构与性质：(1)了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别；(2)了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响；(3)了解分子晶体结构与性质的关系；(4)了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系；(5)理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质，了解金属晶体常见的堆积方式；(6)了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。
考点一原子结构与性质(一)基态原子的核外电子排布1．排布规律(1)能量最低原理：基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。
(2)泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子。
(3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
2．表示方法价电子排布式 Fe ：3d 64s 2电子排布图(或轨道表示式)3.特殊原子的核外电子排布式 (1)Cr 的核外电子排布：先按能量从低到高排列：1s 22s 22p 63s 23p 64s 23d 4，因3d 5为半充满状态，比较稳定，故需要将4s 轨道的一个电子调整到3d 轨道，得1s 22s 22p 63s 23p 64s 13d 5，再将同一能层的排到一起，得该原子的电子排布式：1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1。
高考化学复习难点重点知识专题讲解27---沉淀溶解平衡
高考化学复习难点重点知识专题讲解专题二十七、沉淀溶解平衡连线高考沉淀溶解平衡就是难溶电解质的溶解平衡，其实质是指已经溶解的溶质与未溶解的溶质之间形成的沉淀于溶解的平衡状态。
同样遵循勒夏特列原理。
由于生产、生活、科研联系较为密切，在近几年高考中频繁出现，特别是广东卷、浙江卷、山东卷，考查的内容主要是沉淀的转化和溶度积的应用。
在高考中仪器了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的实质。
考试通常从图像题来考查溶解平衡原理、Ksp的简单计算、沉淀的生成、溶解和转化等，以生产、生活或产品的制备为背景解释某些现象。
重点、难点探源一溶解平衡1、溶解平衡的建立⑴v溶解＞v沉淀，固体溶解；⑵v溶解=v沉淀，溶解平衡；⑶v溶解＜v沉淀，析出晶体。
2、电解质在水中的溶解度20℃，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：一溶度积常数及其应用1、表达式对于溶解平衡M m A n（s）mM m+(aq)+nA n+(aq),K sp=c m(M n+)•c n(A m-)。
K sp仅受温度的影响。
2、溶度积规则某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Q c（离子积）与K sp的关系。
一沉淀溶解平衡的应用1、沉淀的生成⑴调节pH法如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7~8，离子方程式为：Fe3++3NH3•H2O=Fe(OH)3↓+3NH4+。
⑵加入沉淀剂法如用H2S沉淀Cu2+，离子方程式为：H2S+ Cu2+=CuS↓+2H+2、沉淀的溶解⑴酸溶解法如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为：CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+ H2O。
⑵盐溶液溶解法如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液：Mg(OH)2+2 NH4+=Mg2++2 NH3•H2O。
3、沉淀的转化⑴实质：难溶电解质溶解平衡的移动。
（沉淀的溶解度差别越大，越容易转化）⑵应用：锅炉除垢、矿物转化等。
三、四大平衡的比较追踪高考1．【2018新课标3卷】用0.100 mol·L-1 AgNO3滴定50.0 mL 0.0500 mol·L-1 Cl-溶液的滴定曲线如图所示。
高考化学一轮复习 专题二十七 物质的结构与性质 考点一 原子结构与性质教学案
专题二十七物质的结构与性质考纲展示命题探究考点一原子结构与性质1 能层、能级与原子轨道(1)概念①能层：原子核外电子是分层排布的，根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层(n)；各能层最多可容纳的电子数为2n2。
②能级：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，可将不同能量的电子分成不同的能级；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(n s)<E(n p)<E(n d)<E(n f)。
③原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。
电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域，这种电子云轮廓图也就是轨道的形象化描述。
学霸巧学卡能层、能级和最多容纳电子数之间的关系(2)(3)原子核外电子排布的构造原理绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循如下图所示的排布顺序，人们把它称为构造原理。
它是书写基态、原子核外电子排布式的依据。
核外电子的能量并不是完全按能层序数的增加而升高，不同能层的能级之间的能量高低有交错现象，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。
2 基态原子的核外电子排布(1)排布规律①能量最低原理原子核外电子优先占有能量较低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。
所有电子排布规则都需满足能量最低原理。
②泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。
如2s轨道上的电子排布为③洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
如2p3的电子排布为，不能表示为或。
当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)或全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，这一点违反了洪特规则，可看成洪特规则的特例。
化学：高三一轮复习选修3第2讲《物质结构与性质》教案(鲁科版)
第三十六讲（选修3）第三章晶体结构与性质高考目标导航基础知识梳理一.晶体常识1.晶体与非晶体比较注意晶体自范性的本质原因是晶体中粒子在微观空间里周期性的有序排列。
晶体对光线有衍射作用。
区别晶体和非晶体最可靠的方法是进行X-涉嫌衍射实验。
2.获得晶体的三条途径①熔融态物质凝固．②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)．③溶质从溶液中析出．3.晶胞晶胞是描述晶体结构的基本重复单元。
晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”，即所有晶胞之间无任何间隙，都是平行排列且取向相同。
4.晶胞中微粒数的计算方法——均摊法如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。
中学中常见的晶胞为立方晶胞立方晶胞中微粒数的计算方法如下：注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状。
由晶胞得到的只是原子的最简整数比，不是分子式。
二.四种晶体的比较2．晶体熔、沸点高低的比较方法(1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体．金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低．(2)原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高．如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅．原子晶体是一个“巨分子”，又称为共价晶体。
(3)离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞MgCl2，NaCl＞CsCl.离子间的静电作用包括引力和电子及核之间的斥力。
(4)分子晶体①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高，如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S.②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4.③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO＞N2，CH3OH＞CH3CH3.④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低，如CH3—CH2—CH2—CH2—CH3>(5)金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如Na＜Mg＜Al.三.几种典型的晶体模型金属晶体类型一：晶体的结构及相关计算两种离子在空间三个互相垂直的方向上都是等距离排列的．(1)请将其中代表Na+的圆圈涂黑(不必考虑体积大小)，以完成NaCl晶体结构示意图．(2)晶体中，在每个Na+的周围与它最接近的且距离相等的Na+共有________个．(3)在NaCl晶胞中正六面体的顶点上、面上、棱上的Na+或Cl-为该晶胞与其相邻的晶胞所共有，一个晶胞中Cl-的个数等于________，即________(填计算式)；Na+的个数等于________，即________(填计算式)．(4)设NaCl的摩尔质量为Mr g·mo l-1，食盐晶体的密度为ρg·c m-3，阿伏加德罗常数的值为N A.食盐晶体中两个距离最近的钠离子中心间的距离为________cm.试题类型二：晶体中微粒间的作用力及物理性质比较例2、C和Si元素在化学中占有极其重要的地位。
人教版高中化学选修3_《物质结构与性质》第二章教学案
人教版高中化学选修3_《物质结构与性质》第二章教学案第二章分子结构与性质教材分析本章比较系统的介绍了分子的结构和性质，内容比较丰富。
首先，在第一章有关电子云和原子轨道的基础上，介绍了共价键的主要类型σ键和π键，以及键参数——键能、键长、键角；接着，在共价键概念的基础上，介绍了分子的立体结构，并根据价层电子对互斥模型和杂化轨道理论对简单共价分子结构的多样性和复杂性进行了解释。
最后介绍了极性分子和非极性分子、分子间作用力、氢键等概念，以及它们对物质性质的影响，并从分子结构的角度说明了“相似相溶”规则、无机含氧酸分子的酸性等。
化学2已介绍了共价键的概念，并用电子式的方式描述了原子间形成共价键的过程。
本章第一节“共价键”是在化学2已有知识的基础上，运用的第一章学过的电子云和原子轨道的概念进一步认识和理解共价键，通过电子云图象的方式很形象、生动的引出了共价键的主要类型σ键和π键，以及它们的差别，并用一个“科学探究”让学生自主的进一步认识σ键和π键。
在第二节“分子的立体结构”中，首先按分子中所含的原子数直间给出了三原子、四原子和五原子分子的立体结构，并配有立体结构模型图。
为什么这些分子具有如此的立体结构呢？教科书在本节安排了“价层电子对互斥模型”和“杂化轨道理论”来判断简单分子和离子的立体结构。
在介绍这两个理论时要求比较低，文字叙述比较简洁并配有图示。
还设计了“思考与交流”、“科学探究”等内容让学生自主去理解和运用这两个理论。
在第三节分子的性质中，介绍了六个问题，即分子的极性、分子间作用力及其对物质性质的影响、氢键及其对物质性质的影响、溶解性、手性和无机含氧酸分子的酸性。
除分子的手性外，对其它五个问题进行的阐述都运用了前面的已有知识，如根据共价键的概念介绍了键的极性和分子的极性；根据化学键、分子的极性等概念介绍了范德华力的特点及其对物质性质的影响；根据电负性的概念介绍了氢键的特点及其对物质性质的影响；根据极性分子与非非极性分子的概念介绍了“相似相溶”规则；根据分子中电子的偏移解释了无机含氧酸分子的酸性强弱等；对于手性教科书通过图示简单介绍了手性分子的概念以及手性分子在生命科学和生产手性药物方面的应用第二章分子结构与性质第一节共价键第一课时教学目标：1．复习化学键的概念，能用电子式表示常见物质的离子键或共价键的形成过程。
高考化学模块综合复习教案物质结构与性质
模块综合复习一、模块知识结构 １． 原子结构理论1. 各层最多容纳的电子数目=2n 22. 最外层电子数目不超过8个(K 层为最外层不超过2个)3. 次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不 超过32个4. 填充电子时，所遵循的原理：构造原理；能量最低原理； 泡利不相容原理和洪特规则5. 最外层电子数未满时，结构不稳定，有得失电子形成 稳定结构的趋势。
主族元素的最外层电子数=主族数质子――Z 个，决定元素种类。
质子数=核电荷数=原子序数 中子――N 个，Z 相同，N 不同的原子互称为同位素质子数+中子数=质量数原子核 核外电子决定元素的化学性质。
原子的电子数=质子数=原子序数运动特点： 电子云运动状态 1. 电子云的大小(电子层) 2. 电子云的形状(电子亚层)3. 电子云伸展方向(轨道)4. 电子的自旋 排布规律原子２．元素周期律元素周期律的实质：原子核外电子排布的周期性周期表结构周期(7个周期)族(7个主族、7个副族、1个Ⅷ族、1个0族分区(按电子层结构分)：s区、p区、d区、ds区、f 区递变规律变化内容：金属性、非金属性、原子半径、化合价、第一电离能、电负性等金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；原子半径逐渐减小(稀有气体比相邻的卤素大)；最高正价由+1→+7(F、O无最高正价)，最低价由-4→-1；第一电离能逐渐增大(ⅡA、ⅤA比相邻的大)；电负性逐渐增大。
同周期：(从左到右)同主族：(从上到下)金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；原子半径逐渐增大；价态特点相似；第一电离能逐渐减小；电负性逐渐减小。
元素性质的规律性３． 物质构成理论一是中心原子所有价电子都参与成键，如CO 2等；二是分子中极性键的极性向量和是否等于零，如 C 2H 2、C 2H 4、C 2H 6等； 三是ABn 型分子中，A 的化合价数=价电子数， 如CO 2、BF 3、CCl 4、SO 3、PCl 5等 化学键意义、实质：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用 离子键分类金属键共价键 按成键方式分类 σ键π键 按有无极性分类极性键 饱和性 非极性键 方向性 配位键 键长、键角、键能 氢键 分子间作用力范德华力分子间氢键分子内氢键分子类型 极性分子非极性分子手性分子：必须键合四个不同的原子或原子团 空间构型 杂化轨道理论杂化轨道数=键合原子数+孤对电子数sp 杂化：如BeCl 2、C 2H 2，直线型sp 2杂化：如BF 3、SO 3，平面正角形 C 2H 4，平面形结构 sp 3杂化：如CH 4、CCl 4，正四面体型sp 3d 杂化：如PCl 5，三角双棱锥型sp 3d 2杂化：如SF 6，正八面体型 孤对电子对共用电子对的排斥作用价层电子对互斥理论： 配合物：一方原子提供孤对电子，另一方提供空轨道而形成的共价键物质的构成４．晶体结构理论要点：［Cu ( NH3 )4内界(配离子)中心原配位原配位体配位数界离离子键配位键配合物组成：(1)中心离子或原子必须有空轨道；(2)配位原子必须有孤对电子。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
专题二十七物质的结构与性质考纲展示命题探究考点一原子结构与性质1能层、能级与原子轨道(1)概念①能层：原子核外电子是分层排布的，根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层(n)；各能层最多可容纳的电子数为2n2。
②能级：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，可将不同能量的电子分成不同的能级；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(n s)<E(n p)<E(n d)<E(n f)。
③原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。
电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域，这种电子云轮廓图也就是轨道的形象化描述。
学霸巧学卡能层、能级和最多容纳电子数之间的关系(3)原子核外电子排布的构造原理绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循如下图所示的排布顺序，人们把它称为构造原理。
它是书写基态、原子核外电子排布式的依据。
学霸巧学卡核外电子的能量并不是完全按能层序数的增加而升高，不同能层的能级之间的能量高低有交错现象，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。
2基态原子的核外电子排布(1)排布规律①能量最低原理原子核外电子优先占有能量较低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。
学霸巧学卡所有电子排布规则都需满足能量最低原理。
②泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。
如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。
③洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
如2p3的电子排布为，不能表示为或。
学霸巧学卡当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)或全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，这一点违反了洪特规则，可看成洪特规则的特例。
如24Cr 的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1(3d5、4s1均为半充满稳定状态)；29Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1(3d10为全充满稳定状态，4s1为半充满稳定状态)。
(2)表示方法(1)当出现d轨道时，虽然电子按n s、(n－1)d、n p的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在n s前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。
(2)由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。
(3)书写轨道表示式时，空轨道不能省略。
如C的轨道表示式为，而不是(4)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]＋价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。
例如：Mn：[Ar]3d54s2，Br：[Ar]3d104s24p5。
3电子的跃迁与原子光谱(1)基态原子：处于最低能量的原子叫基态原子；(2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
(3)电子的跃迁①基态→激发态当基态原子的电子吸收能量后，会从低能级跃迁到较高能级，变成激发态原子。
②激发态→基态激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。
(4)原子光谱不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。
4原子结构与元素性质(1)原子结构与周期表的关系n s。
每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为n s2n p6。
氦原子核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
②一个能级组最多容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。
但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。
(2)元素周期表的分区与原子的价电子排布的关系(1)含义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作第一电离能。
常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。
(2)电离能的递变规律①同一元素：I1<I2<I3……②同周期元素，自左至右，元素的第一电离能在总体上呈现逐渐增大的趋势，表明元素原子越来越难失去电子。
③同主族元素，自上而下，元素的第一电离能逐渐减小，表明元素原子越来越易失去电子。
④元素第一电离能变化的反常情况：第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能分别比同周期相邻元素的第一电离能都高。
学霸巧学卡(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来判断电离能的大小。
(2)第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。
通常情况下，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)、半充满(p3、d5、f7)或全充满(p6、d10、f14)的状态时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
(3)通常第ⅡA族元素的第一电离能大于第ⅢA族元素的，第ⅤA 族元素的第一电离能大于第ⅥA族元素的，如I1(Mg)>I1(Al)、I1(P)>I1(S)。
这是由于第ⅡA族、第ⅤA族元素原子的价电子排布分别为n s2、n s2n p3，是较稳定的全充满、半充满状态，因而失去电子所需的能量较高。
6电负性(1)含义用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
(2)标准以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为标准，得出了各元素的电负性。
(3)规律同一周期，从左至右，电负性逐渐增大，同一主族，从上至下，电负性逐渐减小。
学霸巧学卡(1)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
(2)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。
(3)同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。
1.思维辨析(1)p能级能量一定比s能级的能量高。
()(2)铁元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d6。
()(3)磷元素基态原子的电子排布图为()(4)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。
()(5)价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族，是p区元素。
()(6)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素。
()(7)电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，小于1.7时，一般形成共价键。
()(8)根据元素周期律，氮与氧、镁与铝相比，都是后者的第一电离能大。
()(9)同一周期第一电离能越大，电负性越强。
()答案(1)×(2)×(3)×(4)×(5)√(6)×(7)√(8)×(9)×2．下列关于元素第一电离能的说法不正确的是()A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大C．最外层电子排布式为n s2n p6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大D．对于同一元素而言，原子的电离能I1<I2<I3……答案 B解析第一电离能越小，表明该元素原子越易失去电子，活泼性越强，A项正确；同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，第一电离能一般来说依次增大，但有反常，如第一电离能：N>O、Mg>Al，B项错；C项所述元素为0族元素，性质稳定，第一电离能都较大。
[考法综述]高考对本考点的考法主要围绕微观粒子的几种表现形式(如掌握利用构造原理书写核外电子排布式)以及电离能、电负性的大小比较和应用。
命题法1原子核外电子排布表示方法典例1(1)基态镓(Ga)原子的电子排布式：________。
(2)Fe3＋的电子排布式为________。
(3)基态Mn2＋的核外电子排布式为________。
(4)Ni2＋的价层电子排布图为________。
[解析](1)镓(Ga)的原子序数为31，电子分布的能级为1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s、4p。
(2)Fe的原子序数为26，Fe3＋的电子分布的能级为1s、2s、2p、3s、3p、3d。
(3)Mn是25号元素，其电子排布式为[Ar]3d54s2，失去最外层2个电子，即得Mn2＋的电子排布式为[Ar]3d5。
(4)Ni2＋的价电子排布图为[答案](1)1s22s22p63s23p63d104s24p1(2)1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)(3)1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)(4)【解题法】核外(价)电子排布的表示方法典例2(1)N、O、S中第一电离能最大的是________(填元素符号)。
(2)镁所在周期中第一电离能最大的主族元素是________。
(3)第一电离能：Si________S(用“>”或“<”填空)。
(4)F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)。
(5)Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子中未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是________。
[解析]第一电离能一般规律：同周期从左到右呈递增趋势，同主族从上至下递减，当原子轨道呈全满、半满、全空状态时稳定，第一电离能反常的大。
第三周期元素的第一电离能的大小顺序为Cl>P>S>Si>Mg>Al>Na，则第一电离能最大的是Cl。
(4)同周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族，从上到下，元素的电负性逐渐减小，由此可知，四种元素中电负性最大的是F元素。
(5)Ni 的外围电子排布为3d 84s 2,3d 能级上有2个未成对电子。
第二周期中未成对电子数为2的元素有C 、O ，其中C 的电负性小于O 。
[答案] (1)N (2)Cl (3)< (4)F(5)C【解题法】 电离能、电负性的变化规律及应用(1)变化规律⎩⎪⎨⎪⎧ 电离能的变化趋势⎩⎪⎨⎪⎧ ①同周期从左到右呈增大趋势②同主族从上到下逐渐减小电负性的变化趋势⎩⎪⎨⎪⎧ ①同周期从左到右逐渐增大②同主族从上到下逐渐减小(2)电离能的应用①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
②判断元素的化合价 如果某元素的I n ＋1≫I n ，则该元素的常见化合价为＋n ，如钠元素I 2≫I 1，所以钠元素化合价为＋1。
③判断核外电子的分层排布情况多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。