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电离能是指从气态原子中去掉电子把它变成气态阳离子，需要克服核电荷的引力而消耗的能量。符号为I，单位常用电子伏特。从元素的气态原子去掉一个电子成为+1价气态阳离子所需消耗的能量，称为第一电离能（I1）；从+1价气态阳离子再去掉一个电子成为+2价气态阳离于所需消耗的能量，叫做第二电离能（I2）；依此类推。逐级电离能逐步升高。用元素的I₁可以衡量元素金属性的强弱。I₁越小，原子越容易失去电子，该元素的金属性越强。

例1、电离能是指1mol气态原子（或阳离子）失去1mol电子形成1mol气态阳离.子（或更高价气态阳离子）所需吸收的能量。现有核电荷数小于20的元素A，其电离能数据如下（I₁表示原子失去第一个电子的电离能，In表示原子失去第n个电子的电离能。单位：eV）

(1)外层电子离核越远，能量越高，电离能＿＿＿＿（填“大”或“小”）。阳离子电荷数越高，再失去电子时，电离能越＿＿＿＿（填“大”或“小”）。

(2)上述11电子分属几个电子层？

(3)去掉11个电子后，该元素还有＿＿＿＿个电子。

分析：相当一部分学生看不懂题意，反映出的问题是不会应用相对量进行分析，从表中可看出,电离能的绝对量是I₁〈I₂〈I₃┅但在此更应关注相对量。相邻两个电离能的相对量是：，，    ，┈ 而，从相对量的变化说明I₁、I₂两个电子的排布与I₃到I₁₀八个电子的排布不同，而I₁₁电子的排布又是另一回事。所以上述11个电子分属三个电子层，最外层有2个电子，次外层有8个电子，是镁元素。本题的分析还可以启发教育我们的学生，科学家是如何认识电子在核外是分层排布的。

答案:（1）小；大（2）3 （3）1 （4）Mg(OH)₂

例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）如下图所示。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）
　　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＿＿＿＿＿＿＿＿。

解析：本题以元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量为依据，考查了对元素周期律的掌握和理解，同时考查了对元素性质递变规律的认识。
　　（１）同主族元素最外层电子数相同，从上到下原子核电荷数逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，因此失去最外层电子所需要能量逐渐减小。这充分体现了元素周期性变化的规律。
　　（２）根据图像可知，同周期元素Ｅ（氮）＞Ｅ（氧），Ｅ（磷）＞Ｅ（硫）。Ｅ值出现反常现象。故可推知第四周期Ｅ（砷）＞Ｅ（硒）。但ⅥＡ族元素的Ｅ值。并未出现反常，所以Ｅ（溴）＞Ｅ（硒）。
　　（３）１ｍｏｌ气态Ｃａ原子失去最外层一个电子比同周期元素Ｋ要难，比同主族元素Ｍｇ要容易，故其Ｅ值应在４１９———７３８之间。
　　（４）１０号元素是Ｎｅ，它的原子最外层已经成为８电子稳定结构，故其Ｅ值较大。

答案:（1）随着原子序数增大．E值变小 周期性 （2）①③?（3）419 738［或填E（钾） E（镁）］?（4）10号元素是氖．该元素原子的最外层电子排布已达到8个电子稳定结构。

例3、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别表示一种化学元素

⑴下列       （填写编号）组元素可能都是电的良导体。

①a、c、h     ②b、g、k      ③c、h、l     ④d、e、f

⑵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：

A、原子核对核外电子的吸引力；B、形成稳定结构的倾向

(2)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＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿；Y是周期表中＿＿＿＿＿＿族元素。

③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^＋已经形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难　②aNa₂O和Na₂O₂③IIIA或第三主族　④m

二、电负性

元素的原子在分子中吸引电子的能力叫元素的电负性。元素的电负性愈大，表示该元素原子吸引电子的能力愈大，生成阴离子的倾向愈大。反之，吸引电子的能力愈小，生成阳离子的倾向愈大。表1列出了元素的电负性数值。元素的电负性是相对值，没有单位。通常规定氟的电负性为4.0（或锂为1.0），计算出其他元素的电负性数值。

 例4、不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定的数值x来表示．若x值越大．其原子吸引电子的能力越强．在分子中形成负电荷的一方．下面是某些短周期元素的x值：?

⑴通过分析x值变化规律,确定N、Mg的x值范围：_＜x（Mg）＜_，_ ＜x（N）＜__。

⑵推测x值与原子半径关系是                                   _________。

根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的                变化规律。

⑶某有机化合物结构式为：其中S—N中，你认为共用电子对偏向谁？

          （写原子名称）。

⑷经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值（Δx）即Δx＞1.7时，一般为离子键，Δx＜1.7，一般为共价键，试推断：AlBr₃中化学键类型是            。

⑸预测元素周期表中，x值最小的元素的位置：             （放射性元素除外）。

解析：题中给出第二、第三周期元素的x值（其中缺少了氮、镁两种元素的x值），x值与这种原子在分子中吸收电子的能力有关。

可根据元素性质的周期性变化来推测镁和氮的x值。从表中数值可看出，同周期中元素的x值随原子半径的减少而增大，x值的变化体现了元素性质的周期变化。

用x值大小可判断共价键中共用电子对偏向哪一方。对于S—N，由于N的x值大于S的x值，所以其中共用电子对偏向N原子。

表中查不到溴的x值，可根据元素周期律来推测，氯与溴同主族，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，而溴与铝的x值这差必定小于1.45，所以溴化铝肯定属于共价化物。

x值越小，元素的金属越强，x值最小的元素应位于第六周期的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，其原子半径越小；周期性。（3）氮原子。（4）共价键。（5）第六周期IA主族。