#选修三第一章<元素的电离能、电负性>#
原子半径大小
电子的能层数多的元素，原子半径一定比电子能层数少的元素大吗？
不一定。原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定，如碱金属的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。
第一电离能
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，叫做第一电离能，用I1表示。
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子，还原性越强。
M(g)M2＋所需的能量是否是其第一电离能的2倍？
应远大于其第一电离能的2倍。①首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能最小，再失去的电子是能量较低的电子，②失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强，从而使电离能越来越大。（一是电子本身能量的内因，二是外界带正电荷的离子对电子本身的吸引力增强）
第一电离能变化规律
（插图在最下面）
逐级电离能变化规律
①原子的逐级电离能越来越大。
首先失去能量最高的电子，故第一电离能较小，然后再失去能量较低的电子，需要(吸收)的能量较多；而且先失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。
②电离能突然变大是电子的能层发生了变化。
同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
电离能的应用
(1)确定元素核外电子的排布。
如Li：I1≪I2(2)确定元素在化合物中的化合价。
如K元素I1≪I2(3)判断元素的金属性、非金属性强弱：
I1越大，元素的非金属性就越强(稀有气体除外)；
I1越小，元素的金属性就越强。
同周期元素第一电离能反常的特例（需专门记忆，考试必考）
特例(1)．I1(ⅡA)＞I1(ⅢA)，如I1(Be)>I1(B)，I1(Mg)>I1(Al)
特例(2)．I1(ⅤA)>I1(ⅥA)，如I1(N)>I1(O)，I1(P)>I1(S)
特例(3)．I1(ⅡB)>I1(ⅢA)，如I1(Zn)>I1(Ga)
解释原因：洪特规则特例
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。以氟的电负性为 4.0 作为相对标准。随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
电负性的应用
1．判断金属性，非金属性的强弱
(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(稀有气体除外)。
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键合电子的能力弱，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键合电子的能力强，元素的化合价为负值。
3．判断化学键的类型
(1)如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。
(2)如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
4. 解释“对角线规则”
（插图在最下面）
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素性质相似，被称为“对角线规则”。
Li、Mg分别为1.0、1.2；Be、Al分别为1.5、1.5；B和Si分别为2.0、1.8。对角线元素电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。
Li－Mg相似性表现：
锂与钠虽属同一主族，但性质相差较远，而它的化学性质更类似镁。
①在氧气中燃烧，并不生成过氧化物，都生成碱性氧化物。
②都能直接与氮气反应生成氮化物Li3N和Mg3N2。
③氢氧化物、碳酸盐在加热时，可分解为相应的氧化物。
④某些盐类如碳酸盐微溶于水。
Be－Al相似性表现：
①两者都是活泼金属，铍和铝的单质在冷的浓HNO3中都可以钝化。
②两者都是两性元素，其金属单质、氧化物和氢氧化物既能溶于酸又能溶于碱。
③两者的氧化物BeO和Al2O3的熔点和硬度都很高。
④两者都有共价型卤化物，如BeCl2、AlCl3都是共价化合物。
B－Si相似性表现：
①都有晶态和无定形态两大类同素异形体，晶态单质几乎都是原子晶体，硬度大，熔、沸点高。
②都易与强碱反应，生成含氧酸盐并放出H2。
③都能与氢形成挥发性、活泼的氢化物，且大多数氢化物能自燃。
④两者卤化物的化学性质都较活泼，且极易水解生成相应的含氧酸。
负性规律的“特殊”性
(1)不能把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
(2)不是所有电负性差值大于1.7的元素间都形成离子键，电负性差值小于1.7的元素间都形成共价键，如Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，F的电负性是4.0，Na与H的电负性差值为1.2，NaH中为离子键，H与F的电负性差值为1.9，而HF中为共价键。
原子半径大小
电子的能层数多的元素，原子半径一定比电子能层数少的元素大吗？
不一定。原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定，如碱金属的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。
第一电离能
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，叫做第一电离能，用I1表示。
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子，还原性越强。
M(g)M2＋所需的能量是否是其第一电离能的2倍？
应远大于其第一电离能的2倍。①首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能最小，再失去的电子是能量较低的电子，②失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强，从而使电离能越来越大。（一是电子本身能量的内因，二是外界带正电荷的离子对电子本身的吸引力增强）
第一电离能变化规律
（插图在最下面）
逐级电离能变化规律
①原子的逐级电离能越来越大。
首先失去能量最高的电子，故第一电离能较小，然后再失去能量较低的电子，需要(吸收)的能量较多；而且先失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。
②电离能突然变大是电子的能层发生了变化。
同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
电离能的应用
(1)确定元素核外电子的排布。
如Li：I1≪I2
如K元素I1≪I2
I1越大，元素的非金属性就越强(稀有气体除外)；
I1越小，元素的金属性就越强。
同周期元素第一电离能反常的特例（需专门记忆，考试必考）
特例(1)．I1(ⅡA)＞I1(ⅢA)，如I1(Be)>I1(B)，I1(Mg)>I1(Al)
特例(2)．I1(ⅤA)>I1(ⅥA)，如I1(N)>I1(O)，I1(P)>I1(S)
特例(3)．I1(ⅡB)>I1(ⅢA)，如I1(Zn)>I1(Ga)
解释原因：洪特规则特例
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。以氟的电负性为 4.0 作为相对标准。随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
电负性的应用
1．判断金属性，非金属性的强弱
(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(稀有气体除外)。
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键合电子的能力弱，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键合电子的能力强，元素的化合价为负值。
3．判断化学键的类型
(1)如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。
(2)如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
4. 解释“对角线规则”
（插图在最下面）
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素性质相似，被称为“对角线规则”。
Li、Mg分别为1.0、1.2；Be、Al分别为1.5、1.5；B和Si分别为2.0、1.8。对角线元素电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。
Li－Mg相似性表现：
锂与钠虽属同一主族，但性质相差较远，而它的化学性质更类似镁。
①在氧气中燃烧，并不生成过氧化物，都生成碱性氧化物。
②都能直接与氮气反应生成氮化物Li3N和Mg3N2。
③氢氧化物、碳酸盐在加热时，可分解为相应的氧化物。
④某些盐类如碳酸盐微溶于水。
Be－Al相似性表现：
①两者都是活泼金属，铍和铝的单质在冷的浓HNO3中都可以钝化。
②两者都是两性元素，其金属单质、氧化物和氢氧化物既能溶于酸又能溶于碱。
③两者的氧化物BeO和Al2O3的熔点和硬度都很高。
④两者都有共价型卤化物，如BeCl2、AlCl3都是共价化合物。
B－Si相似性表现：
①都有晶态和无定形态两大类同素异形体，晶态单质几乎都是原子晶体，硬度大，熔、沸点高。
②都易与强碱反应，生成含氧酸盐并放出H2。
③都能与氢形成挥发性、活泼的氢化物，且大多数氢化物能自燃。
④两者卤化物的化学性质都较活泼，且极易水解生成相应的含氧酸。
负性规律的“特殊”性
(1)不能把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
(2)不是所有电负性差值大于1.7的元素间都形成离子键，电负性差值小于1.7的元素间都形成共价键，如Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，F的电负性是4.0，Na与H的电负性差值为1.2，NaH中为离子键，H与F的电负性差值为1.9，而HF中为共价键。
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