《物質結構與性質》高考熱點--電離能與電負性.doc

1、物質結構與性質高考熱點-電離能與電負性2010新課標考試大綱1. 了解元素電離能的含義，并能用以說明元素的某些性質。2. 了解電負性的概念，知道元素的性質與電負性的關系。考點內容精講一、電離能元素基態(tài)的氣態(tài)原子失去 1個電子而變成氣態(tài)+1價陽離子，這時要吸收的能量叫做元素的第一電離能（I1）,通常叫做電離能，又叫做電離勢。由氣態(tài)+1價陽離子再失去1個電子而變成氣態(tài)+2價陽離子，這時要吸收的能量叫做第二電離能（I2）。以下13、I 4等可以依此類推。逐級電離能逐步長高。一、電離能知識規(guī)律：用X射線作為激發(fā)光源照射到樣品上，使元素原子中某個“軌道”上的電子突然受光激發(fā)，這時原子中其他電子的運動按理

2、都要發(fā)生變化。假定這些其他電子來不及調整它們的運動狀態(tài)而被“凍結”在各自的軌道上，于是被激軌道上的電子的結合能就近似等于該軌道 能的絕對值，也就是該電子的電離能。由中性原子失去的第一個電子， 是指從基態(tài)原子中失去處于最高能級的那個電子。一般電子所處軌道的軌道能級隨電子層數 n的增大而升高，而電離能卻隨之降低， 即表示該電 子越容易失去。用元素的11可以衡量元素金屬性的強弱。 屬性越強。元素的電離能表征原子核外電子的行為， 周期元素的I1基本上隨原子序數的遞增而增大，I1越小，原子越容易失去電子， 該元素的金因而它必定呈現周期性變化。般地，同一同一主族元素的11從上到下一般趨于減小,這些都和元素

3、金屬性遞變規(guī)律一致。有時候也有一些反常和交錯的現象，這跟過渡元素和例系元素半徑的收縮或出現軌道全充滿、半充滿狀態(tài)等因素有關。二、電負性原子在分子中吸引成鍵電子能力相對大小的量度。知識規(guī)律：元素電負性的值是個相對的量，它沒有單位。電負性大的元素吸引電子能力強，反之就弱。同周期主族元素電負性從左到右逐漸增大，同主族元素的電負性從上到下逐漸減小。根據元素電負性大小可以判別化合物分子中鍵的性質。兩種元素的電負性差值（%-Xb）越大，形成鍵的極性越強。鮑林曾對A B鍵的離子性大小提出如下經驗方程式。離子性=-iL"'-當鍵的離子性為50%寸，相當于兩元素電負性差值 %-X=1.665。

4、因此，習慣上就以電負 性差值AX大于或小于1.7作為判斷該Al B鍵的離子性或共價性的依據。當 A X 1.7時, 多數屬于離子鍵；當 A XV 1.7時，多數屬于共價鍵。離子鍵和共價鍵沒有嚴格的界限。典型高考試題例析例題1. （08年海南化學 23）在基態(tài)多電子原子中，關于核外電子能量的敘述錯誤.的 是A最易失去的電子能量最高B.電離能最小的電子能量最高C. p軌道電子能量一定高于 s軌道電子能量D.在離核最近區(qū)域內運動的電子能量最低解析：選項C沒有指明p軌道電子和s軌道電子是否處于同一電子層。答案： C例2. （ 09年海南化學 19.3）下列說法中錯誤 的是：A SO、SO都是極性分子B

5、.在NH4+和Cu（NH3）42+中都存在配位鍵C.元素電負性越大的原子，吸引電子的能力越強D.原子晶體中原子以共價鍵結合，具有鍵能大、熔點高、硬度大的特性解析：A選項中，SO是平面三角形的分子，為非極性分子，明顯錯誤。答案： A例3. （09年福建理綜 30）化學一一物質Z勾與性質（13分）Q R X、Y、Z五種元素的原子序數依次遞增。已知：Z的原子序數為29,其余的均為短周期主族元素；Y 原子價電子（外圍電子）排布 msnnpnR原子核外L層電子數為 奇數；Q X原子p軌道的電子數分別為 2和4。請回答下列問題：（1） Z2+的核外電子排布式是 。（2）在Z（NH3）42+離子中，Z2+的

6、空間軌道受NH3分子提供的 形成配位鍵。（3） Q與Y形成的最簡單氣態(tài)氫化物分別為甲、乙，下列判斷正確的是 。a.穩(wěn)定性：甲乙，沸點：甲乙b.穩(wěn)定性：甲乙，沸點：甲乙c.穩(wěn)定性：甲乙，沸點：甲乙d.穩(wěn)定性：甲乙，沸點：甲乙（4） Q R Y三種元素的 第一電離能數 值由小到大的順序為 （用元素符 號作答）（5） Q的一種氫化物相對分子質量為26,其中分子中的d鍵與 兀 鍵的鍵數之比為。（6） 五種元素中，電負性最大與最小的兩種非金屬元素形成的晶體屬于 。解析：本題考查物質結構與性質。29號為Cuo Y價電子：msnnpn中n只能取2,又為短周期，則Y可能為C或Si。R的核外L層為數，則可能為

7、Li、B N或F。Q X的p軌道為 2和4,則C （或Si）和0（或S）。因為五種元素原子序數依次遞增。故可推出：Q為C, R為N, X為0, Y為Si。（1） Cu的價電子排布為3d1°4s1,失去兩個電子，則為 3d9。（2） Cu2 +可以與NH形成配合物，其中 NH中N提供孤對電子，Cu提供空軌道，而形成配位鍵。（3）Q Y的氫化物分別為 CH4和SiH4,由于C的非金屬性強于 Si,則穩(wěn)定性CHSiH4。因為SiH4 的相對分子質量比 CH大，故分子間作用力大，沸點高。（4） C N和Si中，C、Si位于同一主族，則上面的非金屬性強，故第一電離能大，而N由于具有半充滿狀態(tài)，

8、故第一電離能比相鄰元素大，所以NCSi。（5）CH形成的相對分子質量的物質為QH2,結構式為H-C-C-H,單鍵是（T鍵，叁鍵中有兩個是（T鍵一個兀鍵，所以（T鍵與兀鍵數之比為3 ： 2。（6）電負性最大的非元素是O,最小的非金屬元素是Si ,兩者構成的SiO2,屬于原子晶體。答案：（1） 1s22s22p63s23p63d9 （2）孤對電子（孤電子對）（7） b（4） Si < C <N（5） 3:2（6）原子晶體例4. （2003上海25）下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分別表示一種化心主干兀索a、c、hb、g、kc、h、ld、e、f如果給核外電子足夠的能量，這些電子便

9、會擺脫原子核的束縛而離去。核外電子離開該原子或離子所需要的能量主要受兩大因素的影響：A、原子核對核外電子的吸引力；B、形成穩(wěn)定結構的傾向（2）下表是一些氣態(tài)原子失去核外不同電子所需的能量（ KJ/mol）:鋰XY失去第一個有子519150215801失去第二個電子729645701320失去第三個電子1179969202750失去第四個電子9550通過上述信息和表中的數據分析為什么鋰原子失去核外第二個電子時所需的能量要 遠遠大于失去第一個電子所需的能量。表中X可能為以上13種元素中的 （填寫字母）元素。用元素符號表 示X和j形成化合物的化學式;Y是周期表中 族元素。以上13種元素中，（填寫字母

10、）元素原子失去核外第一個電子需要的能量最多。答案：（1）（2）Li原子失去一個電子后，Li +已經形成穩(wěn)定結構，此時再失去一個電子很困難aN&O和N&QIIIA 或第三主族 m點評：試題通過給出新信息打掉氣態(tài)原子核外第一個電子所耗掉能量的數據，讓考生通過自學掌握劃分電子層的新方法是一種對自學能力知識遷移能力的考查。這種考查形式實質上是元素周期律的遷移應用。1、（2000上海25不同元素的氣態(tài)原子失去最外層一個電子所需要的能量（設其為E） 如下圖所示。試根據元素在周期表中的位置，分析圖中曲線的變化特點，并回答下列問題。25001 3 7 111315 1712123 原于序頹1至

11、19號元素氣態(tài)原子失去最外層一個電子所需能量（1）同主族內不同元素的E值變化的特點是：。各主族中E值的這種變化特點體現了元素性質的 變化規(guī)律。（2）同周期內，隨原子序數增大，E值增大。但個別元素的E值出現反?，F象。試預測下列關系式中正確的是 （填寫編號，多選倒扣）E （神）>E （硒）E （神）VE （硒）E （澳）>E （硒）E （澳）V E （硒）（3）估計1 m。1氣態(tài)C a原子失去最外層一個電子所需能量E值的范圍： < E<（4）10號元素E值較大的原因是。2、電離能是指由蒸氣狀態(tài)的孤立原子移去電子形成陽離子需要的能量。從中性原子中移去第一個電子所需的能量為第一

12、電離能（I 1）,移去第二個電子所需要的能量為第二電離能（I 2）,依次類推?，F有5種元素A B, C, D, E,其中IlI3分裂下表，根據表中數據判斷其中的金屬元素有，稀有氣體元素有，最活潑白金屬是，顯二價的金屬是 一。附表各元素的電離能元素li/eVIeVI3/eVA B C D E13,023.940.04 331 947.85.747471.S7.715,130,321 641.165.23、1932年美國化學家鮑林（L. Pauling）首先提出了電負性的概念。電負性（用 X表示）也是元素的一種重要性質，下表給出的是原子序數小于20的16種元素的電負性數值：70ftHLiBeBCN

13、OF電負性2.11.01.52.02.53.03.54.0NaMgAlSiPSClK電負性0.91.21.51.72.12.33.00.8請仔細分析，回答下列有關問題:（1）預測周期表中電負性最大的元素應為 ;估計鈣元素的電負性的取值范圍：<X<。（2）根據表中的所給數據分析，同主族內的不同元素 X的值變化的規(guī)律是;簡述元素電負性 X的大小與元素金屬性、非金屬性之 間的關系。（3）經驗規(guī)律告訴我們：當形成化學鍵的兩原子相應元素的電負性差值大于1.7時，所形成的一般為離子鍵；當小于 1.7時，一般為共價鍵。試推斷 AlBr 3中形成的化學鍵的類型為,其理由是 。4.元素的原子在分子中

14、吸引電子的能力可以用電負性X表示。下表是某些短周期元素的X值：70ft 符號LiBeBCNOFNaMgAlPSX值0.981.572.042.553.043.443.980.931.311.612.192.58根據表中數據歸納元素的電負性與原子吸引電子的能力的關系試推測，周期表所列元素中除放射性元素外，電負性最小的元素與電負性最大的元素形成的化合物的電子式為 。若NCl3最初水解產物是 NH3和 HC1O,則X(Cl)的最小范圍：<X(Cl)v(填表中數值)；若已知 X(P)vX(Cl),則PC13水解的化學反應 方程式是。5、1932年，美國化學大師 Linus Pauling提出電負

15、性(用希臘字母x表示)的概念， 用來確定化合物中原子某種能力的相對大小。Linus Pauling假定F的電負性為4,并通過熱化學方法建立了其他元素的電負性。Linus Pauling建立的主族元素的電負性如下：H: 2.1Li : 1.0Be： 1.5B: 2.0C: 2.5N： 3.0O: 3.5F: 4.0Na： 0.9Mg: 1.2Al ： 1.5Si: 1.8P: 2.1S: 2.5Cl: 3.0K: 0.8Ca： 1.0Ga： 1.6Ge： 1.8As： 2.0Se： 2.4Br： 2.8Rb: 0.8Sr： 1.0In： 1.7Sn： 1.8Sb: 1.9Te： XI: 2.5C

16、s： 0.7Ba： 0.9Tl ： 1.8Pb: 1.9Bi ： 1.9Po： 2.0At : 2.2Fr： 0.7Ra： 0.9回答下列問題：縱觀各周期主族元素電負性變化，談談你對元素性質呈現周期性變化的理解:，預測Te元素x的值；你認為 Linus Pauling提出電負性的概念是確定化合物中原子哪種能力的相對 ??？ ;大量事實表明，當兩種元素的電負性差值小于1.7時，這兩種元素通常形成共價化合物。 用電子式表木 AlBr 3的形成過程 。6、電離能是指1mol氣態(tài)原子(或陽離子)失去 1mol電子形成1mol氣態(tài)陽離.子(或 更高價氣態(tài)陽離子)所需吸收的能量?，F有核電荷數小于20的元素A

17、,其電離能數據如下(Ii表示原子失去第一個電子的電離能，In表示原子失去第 n個電子的電離能。單位：eV)序號11I2I 314I516電離能7.64415.0380.12109.3141.2186.5序號1718I 9110111-電離能224.9266.0327.9367.41761-(1)外層電子離核越遠，能量越高，電離能 (填“大”或“小”)。陽離子電荷數越高，再失去電子時，電離能越 (填“大”或“小”)。(2)上述11電子分屬幾個電子層？(3)去掉11個電子后，該元素還有 個電子。7、不同元素的原子在分子內吸引電子白能力大小可用一定的數值x來表示.若x值越大.其原子吸引電子的能力越強

18、.在分子中形成負電荷的一方.下面是某些短周期元素的x值:元素LiEcBC0FIfaAlSiFsClK值0,981.572 042.253.443 980 931 511.902. 192.583.16通過分析x值變化規(guī)律，確定N、Mg的x值范圍：_vx （Mg） <=, _ <x （N） <推測x值與原子半徑關系是- 。根據短周期元素的x值變化特點，體現了元素性質的 變化規(guī)律。 0 IH某有機化合物結構式為：CsH5-S-NH2其中S-N中，你認為共用電子對偏向誰？ （寫原子名稱）。經驗規(guī)律告訴我們：當成鍵的兩原子相應元素的x差值（Ax）即A x> 1.7時，一般為離子

19、鍵，A xv 1.7, 一般為共價鍵，試推斷：AlBj中化學鍵類型是 。預測元素周期表中，x值最小的元素的位置： （放射性元素除外）。8.化學一一選修物質結構與性質（15分）（08年寧夏理綜35）X、Y、Z、Q、E五種元素中，X原子核外的M層中只有兩對成對電子， Y原子核外的 L層電子數是 K層的兩倍，Z是地殼內含量（質量分數）最高的元素，Q的核電荷數是 X與Z的核電荷數之和，E在元素周期表的各元素中電負性最大。請回答下列問題：（1） X、Y的元素符號依次為 、;（2） XZ 2與YZ 2分子的立體結構分別是 和,相同條件下兩者在 水中的溶解度較大的是 （寫分子式），理由是 ；（3） Q的元素

20、符號是 ,它屬于第 周期，它的核外電子排布式 為,在形成化合物時它的最高化合價為 ;（4） 用氫鍵表示式寫出 E的氫化物溶液中存在的所有氫鍵 。9. （11分）（08年海南化學25）四種元素X、Y、Z、W位于元素周期表的前四周期， 已知它們的核電荷數依次增加，且核電荷數之和為 51; Y原子的L層p軌道中有2個電子；Z與丫原子的價層電子數相同；W原子的L層電子數與最外層電子數之比為4 ： 1,其d軌道中的電子數與最外層電子數之比為5 ： 1。（1） Y、Z可分別與X形成只含一個中心原子的共價化合物a、b,它們的分子式分別是、;雜化軌道分別是 、; a分子的立體結構是 。（2） Y的最高價氧化物

21、和 Z的最高價氧化物的晶體類型分別是 晶體、晶 體。（3） X的氧化物與Y的氧化物中，分子極性較小的是（填分子式） 。（4） Y與Z比較，電負性較大的 ,其+2價離子的核外電子排布式10. （09年安徽理綜 25） （17分）W、X、Y、Z是周期表前36號元素中的四種常見元素，其原子序數一次增大。W、Y的氧化物是導致酸雨的主要物質， X的基態(tài)原子核外有 7個原子軌道填充了電子，Z能形成 紅色（或磚紅色）的 Z2O和黑色的ZO兩種氧化物。（1）W位于元素周期表第 一周期第 族°W的氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性比 H2O（g） （填強”或弱”）。（2） Y的基態(tài)原子核外電子排布式是 , Y的第一電離

22、能比X的 （填 大” 或小”）。（3） Y的最高價氧化物對應水化物的濃溶液與Z的單質反應的化學方程式是 。l_ A1Fe（s）+O2（g尸FeO（s） AH=-272.0kJ mol3八八八i2X（s） + 2O2（g）=X 2O3（s） H= 1675.7kJ molX的單質和FeO反應的熱化學方程式是 。參考答案及祥解：1、解析：本題以元素的氣態(tài)原子失去最外層一個電子所需要的能量為依據，考查了對 元素周期律的掌握和理解，同時考查了對元素性質遞變規(guī)律的認識。（1）同主族元素最外層電子數相同，從上到下原子核電荷數逐漸增大，原子核對最外 層電子的吸引力逐漸減小，因此失去最外層電子所需要能量逐漸減

23、小。這充分體現了元素周期性變化的規(guī)律。（2）根據圖像可知，同周期元素E （氮）E （氧），E （磷）E （硫）。E值出 現反?，F象。故可推知第四周期E（神）E （硒）。但V! A族元素的E值。 并未出現反常，所以E （澳）E （硒）。（3） 1 m。1氣態(tài)C a原子失去最外層一個電子比同周期元素K要難，比同主族元素Mg要容易，故其E值應在4 1 9 7 3 8之間。（4）1。號元素是Nc,它的原子最外層已經成為8電子穩(wěn)定結構，故其E值較大。答案：（1）隨著原子序數增大.E值變小 周期性 （2）（3） 419 738 或填E （鉀） E （鎂）（4） 10號元素是澳.該元素原子的最外層電子排布已

24、達到8個電子穩(wěn)定結構。2、解析：從電離能的定義知，電離能數值越小，反映出電子越易失去，由 題給電離能 數據可知：B,C,D第一電離能很小，說明B,C,D易失電子，所以 B,C,D為金屬。E元素的各級 電離能都很大，說明E原子很難失電子，所以稀有氣體為 E。B元素的第一電離能 最小，所以最活潑的金屬應是 區(qū)D的I1和I2相差不大，而I2與I3相差很大，說明 D有兩 個電子易失去，所以顯二價的金屬是 Do3、答案：（1） F 0.8VXV1.2（2）從上向下X值減小 元素電負性越大，非金屬性越強，金屬越弱；反之亦然（3）共價鍵 因為AlCl 3中Cl和Al的電負性差值為1.5,而Br的電負性小于C

25、l,所以AlBr 3中兩元素的電負性差值小于1.54、答案：元素的電負性越大，原子吸引電子的能力越強。,訃囪2.58V X（Cl） V 3.04PC%+ 3H 2O = 3HCl + H 3PO3 （或 P（OH） 3）5. 每隔一定數目的元素，后面元素的變化重復前面元素變化的規(guī)律2.0Vx2.4 吸引電子的能力（或寫成雙聚分子形式）4事1、 b + 5 f :Br： Al * * *6、解析：相當一部分學生看不懂題意，反映出的問題是不會應用相對量進行分析，從 表中可看出，電離能的絕對量是I1I2I3但在此更應關注相對量。相鄰兩個電離能的相對 量是：2倍，廣5倍,4淄,而¥4倍,從相

26、對量的變化說明小工】aAI 2 兩個電子的排布與I3 到 I 10 八個電子的排布不同，而I 11 電子的排布又是另一回事。所以上述 11 個電子分屬三個電子層，最外層有2 個電子，次外層有8 個電子，是鎂元素。本題的分析還可以啟發(fā)教育我們的學生，科學家是如何認識電子在核外是分層排布的。答案 :（ 1）??；大 （ 2） 3 （ 3） 1 （ 4） Mg（OH） 27、 解析 ： 題中給出第二、第三周期元素的x 值 （其中缺少了氮、鎂兩種元素的x 值） ，x 值與這種原子在分子中吸收電子的能力有關?？筛鶕匦再|的周期性變化來推測鎂和氮的x 值。 從表中數值可看出，同周期中元素的x值隨原子半徑的

27、減少而增大，x值的變化體現了元素性質的周期變化。用 x 值大小可判斷共價鍵中共用電子對偏向哪一方。對于S N ，由于N 的 x 值大于S 的 x 值，所以其中共用電子對偏向N 原子。表中查不到溴的x 值，可根據元素周期律來推測，氯與溴同主族，氯的x 值必定比溴的x值大，而：x （Cl） -x （Al） =3.16-1.61=1.45<1.7 ,而澳與鋁的x值這差必定小于 1.45, 所以溴化鋁肯定屬于共價化物。x 值越小，元素的金屬越強，x 值最小的元素應位于第六周期的IA 主族。答案：（1） 0.93<x（Mg）<1.61 , 2.55<x（N）<3.44。（2）同周期（同主族）中， x 值大，其原子半徑越??；周期性。（3）氮原子。（4）共價鍵。（5）第六周期IA 主族。8、 解析 ：根據電子的核外排布規(guī)律，能量最低原理，且X 原子核外的M 層中只有兩對成對電子，故X 為硫元素，Y 原子核外的L 層電子數是K 層的兩倍，共有6 個電子，Y為碳元素，Z 是地殼內含量（質量分數）最高的元素為氧元素，Q 的核電荷數是X 與 Z 的核電荷數之和，Q 的核電荷數為24，是鉻元素，在元素周期表的各元素中電負性最大的是氟元素。XZ2與YZ2分子為SO2、CO2, SO2和H2O都