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热点02电离能、电负性与元素周期律

元素周期律是江苏高考的必考内容，属于热点问题，本题考查元素周期律的应用，进行元素推断，判断元素及其化合物的性质，如第一电离能、电负性、微粒半径、化学键、酸碱性等。高考对本讲内容的考查空间很大，知识面很广，主要考查原子结构中各种微粒关系，结合原子结构图式进行分析判断和简单计算，对1～20号元素原子结构的考查是重点，注意规律和结论的应用。其次以元素化合物为载体，综合应用元素周期表和元素周期律。另外高考对化学键的考查主要是围绕电子式正误判断、化学键与物质类别和性质的关系两方面进行、题目基础性强，一般不独立命题。通常为选择题的一个选项和基础填空。2023年高考仍然以短周期元素原子或离子结构特征及核外电子排布规律为背景，考查原子结构、元素周期律和常见物质的相关性质；或者以“残缺的”元素周期表或元素性质的递变规律为切入点，考查元素的“位-构-性”关系；结合元素化合物和化学反应原理等基础知识，采用框图或文字叙述形式，考查元素推断、元素周期律的综合运用。

一、元素第一电离能变化规律及考点突破

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。

3．电离能的应用

(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如Li：I1?I2I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去一个电子形成＋1价阳离子。

(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。

电离能的影响因素及特例

(1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。

(2)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第一电离能：ⅡAⅢA，ⅤAⅥA。

二、电负性的考点突破

1．电负性的概念

(1)电负性：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)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。

(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。

2．电负性的递变规律

(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。

(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。

3．电负性的应用

(1)判断元素的金属性和非金属性强弱

①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

(2)判断元素的化合价

①电负性数值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。

②电负性数值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。

(3)判断化合物的类型

如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.91.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.51.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。

三、关注元素推断的突破口

1．掌握“位—构—性”的转化应用

2．（1）性质与位置的互推

①根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置，如同周期主族元素A、B、C的金属性逐渐增强，则可知A、B、C在同周期中按C、B、A的顺序从左向右排列。

②根据元素在周期表中的位置关系可以推断元素的性质，如A、B、C三元素在同一主族中从上往下排列，则A、B、C的单质氧化性依次减弱或还原性依次增强。

（2）结构与性质的互推

①若某主族元素的最外层电子数小于4，则该元素容易失电子；若该元素的最外层电子数大于4，则该元素容易得电子。

②若某主族元素容易得电子，则可推知该元素的最外层电子数大于4；若该元素容易失电子，则可推知该元素的最外层电子数小于4。

（3）结构与位置的互推

由原子序数确定主族元素位置方法：只要记住了稀有气体元素的原子序数

(He－2、Ne－10、Ar－18、Kr－36、Xe－54、Rn－86)，就可确定主族元素的位置。

①若比相应的稀有气体元素多1或2，则应处在下周期的第ⅠA族或第ⅡA族，如88号元素：88－86＝2，则应在第七周期ⅡA族；

②若比相应的稀有气体元素少1～5时，则应处