《高中化学 1.3原子结构与元素性质课件 鲁科版选修3.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学 1.3原子结构与元素性质课件 鲁科版选修3.ppt（40页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、第三节第三节 原子结构与元素性质原子结构与元素性质元素周期律的内容是元素周期律的内容是_而而呈呈现周期性的周期性的变化。化。该规律的律的实质是：是：_呈呈现周周期性期性变化的原因是化的原因是_呈呈现周期性的周期性的变化。化。同一周期的元素从左同一周期的元素从左右元素右元素_性逐性逐渐减弱，元素减弱，元素_性逐性逐渐增增强强；同一主族的元素从上；同一主族的元素从上下元素下元素_性逐性逐渐增增强强，元素，元素_性逐性逐渐减弱。减弱。12元素的性元素的性质随着原子序数的随着原子序数的递增增元素性元素性质元素原子元素原子结构构金属金属非金属非金属金属金属非金属非金属了解了解电离能的概念与内涵，离能的概
2、念与内涵，认识主族元素主族元素电离能的离能的变化化规律，知道律，知道电离能与元素化合价的关系。离能与元素化合价的关系。知道元素知道元素电负性与元素性性与元素性质的关系，的关系，认识主族元素主族元素电负性性的的变化化规律，体会原子律，体会原子结构与元素周期律的本构与元素周期律的本质联系。系。12电离能的定义电离能的定义_叫叫做电离能，单位做电离能，单位_。常用符号。常用符号I表示。表示。_叫做第一电离能，用叫做第一电离能，用符号符号I1表示；表示；_叫做第二电离能，用符号叫做第二电离能，用符号I2表示。如果对同一基态原子有表示。如果对同一基态原子有第一、第二、第三、第四电离能，则第一、第二、第三
3、、第四电离能，则_，即，即I1I2I3I4笃学笃学一一电离能及其变化规律电离能及其变化规律1.气气态原子或气原子或气态离子失去一个离子失去一个电子所需要的最小能量子所需要的最小能量kJmol1气气态中性中性原子失去第一个原子失去第一个电子所需要的能量子所需要的能量气气态一价阳离子失去一个一价阳离子失去一个电子所需要的能量子所需要的能量将逐将逐渐增大增大电离能与金属活泼性的关系电离能与金属活泼性的关系由电离能的定义推知，电离能越小，表示在气态时该原子由电离能的定义推知，电离能越小，表示在气态时该原子_，反之，电离能越大，表明气态时该原子，反之，电离能越大，表明气态时该原子_，因此运用电离能数值大
4、小可以判断，因此运用电离能数值大小可以判断_。影响电离能的因素影响电离能的因素电离能的数离能的数值大小主要取决于原子的大小主要取决于原子的_、_以及以及_。2越易失越易失电子子越越难失失电子子金属原金属原子在气子在气态时失失电子的子的难易程度易程度3核核电荷数荷数电子子层原子半径原子半径元素第一电离能的周期性变化规律元素第一电离能的周期性变化规律由电离能大小可以看出，对同一周期元素：由电离能大小可以看出，对同一周期元素：_第一第一电离能最小，电离能最小，_元素的第一电离能最大；从左到元素的第一电离能最大；从左到右呈现右呈现_的变化趋势，原因是同周期元素的变化趋势，原因是同周期元素_相同，但随着
5、核电荷数的增大和原子半径的减相同，但随着核电荷数的增大和原子半径的减小，小，_。同主族元素自上而下，第一电离能同主族元素自上而下，第一电离能_，表明自上而下，表明自上而下原子越来越容易原子越来越容易_电子。原因：同主族元素价电子数电子。原因：同主族元素价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子相同，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子_减小。减小。4碱金属碱金属稀有气体稀有气体逐逐渐增大增大电子子层数数原子核原子核对外外层电子有效吸引力增大子有效吸引力增大减小减小失去失去有效吸引力有效吸引力过渡元素同周期从左到右，第一渡元素同周期从左到右，第一电离能离能变化不太化不太规则，随，随着原子序数
6、的增加第一着原子序数的增加第一电离能从左到右略有增加，原因是：离能从左到右略有增加，原因是：增加的增加的电子大部分排在子大部分排在_上，核上，核对外外层电子的子的_变化不是太大。注意：化不是太大。注意：无无论是同周期元素是同周期元素还是同主族元素，原子半径减小与第一是同主族元素，原子半径减小与第一电离能增大是一致的。离能增大是一致的。总之，第一之，第一电离能的周期性离能的周期性递变规律是律是_变化的化的结果。果。(n1)d轨道或道或(n2)f轨道道有效吸引力有效吸引力原子半径、核外原子半径、核外电子排布周期性子排布周期性电负性电负性(1)含义：元素的原子在化合物中含义：元素的原子在化合物中_能
7、力的标度。元能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中素的电负性越大，表示其原子在化合物中_的能的能力越力越_；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越小。电子的能力越小。(2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为标准：以最活泼的非金属氟的电负性为_作为标准，作为标准，计算得出其他元素的电负性。计算得出其他元素的电负性。笃学二笃学二电负性及其变化规律电负性及其变化规律1.吸引吸引电子子吸引吸引电子子大大4.0电负性的周期性变化规律电负性的周期性变化规律(1)同一周期从左到右，元素的电负性同一周期从左到右，元素的电负性_。(2)同一主族
8、，自上而下，元素的电负性逐渐同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐_。因此。因此电负性大的元素集中在电负性大的元素集中在_，电负性小的元，电负性小的元素集中在素集中在_。电负性的应用电负性的应用(1)元素的元素的电负性可用于判断一种元素是性可用于判断一种元素是_还是是_，以及其活，以及其活泼性性_。(2)利用利用电负性性还可以判断化合物中元素化合价的正可以判断化合物中元素化合价的正负：电负性大的元素呈性大的元素呈现_，电负性小的呈性小的呈现正价。正价。23逐逐渐增大增大减小减小周期表的右上角周期表的右上角周期表的左下角周期表的左下角金属元素金属元素非金属元素非金属元素强强弱弱负价价(3)利用元素
9、的利用元素的电负性差性差值可以判断化学可以判断化学键的性的性质。一般一般认为：如果两成：如果两成键元素元素间的的电负性差性差值大于大于1.7，它，它们之之间通常形成离子通常形成离子键，相，相应的化合物的化合物为离子化合物；如果离子化合物；如果两成两成键元素元素间的的电负性差性差值小于小于1.7，它，它们之之间通常形成共通常形成共价价键，相，相应的化合物的化合物为共价化合物。当共价化合物。当电负性差性差值为零零时，通常形成非极性共价通常形成非极性共价键；差；差值不不为零零时，形成极性共价，形成极性共价键。元素的金属性和非金属性及其强弱的判断元素的金属性和非金属性及其强弱的判断(1)金属的电负性一
10、般小于金属的电负性一般小于2，非金属的电负性一般大于，非金属的电负性一般大于2，而位于非金属三角区边界的而位于非金属三角区边界的“类金属类金属”(如锗、锑等如锗、锑等)的电负的电负性则在性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。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，金属性越强；非金属元素的电金属元素的电负性越小，金属性越强；非金属元素的电负性越大，非金属性越强。负性越大，非金属性越强。4 逐逐级电离能的含离能的含义及其与化合价的关系。及其与化合价的关系。提示提示逐级电离能就是指第一电离能、第二电离能逐级电离能就是指第一电离能、第二电离能第第n电离能，分别用电离能
11、，分别用I1、I2In表示且有表示且有I1I2I1(Al)；A族元素族元素原子的第一电离能比原子的第一电离能比A族元素原子的第一电离能大，如族元素原子的第一电离能大，如I1(P)I1(S)。其原因为。其原因为A族元素原子的最外层电子排布为族元素原子的最外层电子排布为ns2，属于全满结构，原子能量较低，具有较大的第一电离，属于全满结构，原子能量较低，具有较大的第一电离能，而同周期的能，而同周期的A族元素原子最外层电子排布为族元素原子最外层电子排布为ns2np1，原子能量较高，具有相对较小的第一电离能。故原子能量较高，具有相对较小的第一电离能。故A族元素族元素原子的第一电离能比同周期原子的第一电离
12、能比同周期A族元素原子的大。同理族元素原子的大。同理A族元素原子的最外层电子排布为族元素原子的最外层电子排布为ns2np3为半充满状态，具有为半充满状态，具有相对较大的第一电离能。相对较大的第一电离能。【慎思慎思2】 如何利用如何利用电负性判断元素以及化合价的性判断元素以及化合价的类型？型？应用用电离能和离能和电负性性时注意哪些特殊情况？注意哪些特殊情况？提示提示(1)一般认为：电负性小于一般认为：电负性小于2的元素为金属元素，大的元素为金属元素，大于于2的元素大部分为非金属元素；在化合物中电负性大的的元素大部分为非金属元素；在化合物中电负性大的元素呈负价，电负性小的元素呈正价。元素呈负价，电
13、负性小的元素呈正价。(2)其它特殊规律其它特殊规律通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但A族、族、A族元素原子的价电子排布分别为族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。【慎思慎思3】金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序为气态阳离子
14、的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。不完全一致。电离能电离能(1)定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。能量叫做电离能。常用符号常用符号I表示，单位为表示，单位为kJmol1意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。程度。(2)第一电离能：处于基态的气态原子失去第一电离能：处于基态的气态原子失去1个电子，生成个电子，生成1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号号I1表示。表示。要点一要点一 |
15、 电离能及其变化规律电离能及其变化规律1(3)第二第二电离能：由离能：由1价气价气态阳离子再失去阳离子再失去1个个电子形成子形成2价气价气态阳离子所需要的能量称阳离子所需要的能量称为第二第二电离能，常用符号离能，常用符号I2表示，依次表示，依次还有第三、第四有第三、第四电离能等。离能等。通常，原子的第二通常，原子的第二电离能高于第一离能高于第一电离能，第三离能，第三电离能又离能又高于第二高于第二电离能。离能。根据根据电离能的定离能的定义可知，可知，电离能越小，表示在气离能越小，表示在气态时该原原子越容易失去子越容易失去电子；反之，子；反之，电离能越大，表明在气离能越大，表明在气态时该原子越原子
16、越难失去失去电子。因此，运用子。因此，运用电离能数离能数值可以判断金属可以判断金属原子在气原子在气态时失失电子的子的难易程度。易程度。(4)电离能大小影响因素：离能大小影响因素：电离能与原子离能与原子轨道能有关，其大道能有关，其大小取决于原子的有效核小取决于原子的有效核电荷荷(数数)和主量子数。和主量子数。主量子数相同主量子数相同时，有效核，有效核电荷数越大，荷数越大，电离能越大。离能越大。有效核有效核电荷数相同荷数相同时，主量子数越大，主量子数越大，电离能越小。离能越小。第一第一电离能与元素失离能与元素失电子子难易程度的关系：第一易程度的关系：第一电离能越离能越大越大越难失去失去电子，第一子
17、，第一电离能越小越易失去离能越小越易失去电子。子。特别提醒特别提醒：(1)理解电离能定义时把握两点：一点是气态理解电离能定义时把握两点：一点是气态(原原子或离子子或离子)二点是最小能量。二点是最小能量。(2)电离能是原子核外电子排布的实验佐证，根据电离能的电离能是原子核外电子排布的实验佐证，根据电离能的数值可以判断核外电子的分层排布，层与层之间电离能相数值可以判断核外电子的分层排布，层与层之间电离能相差较大，电离能数值呈突跃性变化，同层内电离能差别较差较大，电离能数值呈突跃性变化，同层内电离能差别较小。小。电离能的变化规律电离能的变化规律(1)同周期元素：从左到右，元素的第一电离能在总体上呈同
18、周期元素：从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。随着核电荷数增大和原子半径减小，核对外层电子的有效随着核电荷数增大和原子半径减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强的必然结果。吸引作用依次增强的必然结果。(2)同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子。这是因为同主族元素原子而下原子越来越容易失去电子。这是因为同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对
19、核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。的有效吸引作用逐渐减弱。总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。子排布周期性变化的结果。2注意注意：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。增大的趋势。同周期主族元素：从左到右：第一电离能依次明显增大同周期主族元素：从左到右：第一电离能依次明显增大(但其中有些曲折但其中有些曲折)。反常的原因：多数与全空反常的原因：多数与全空(
20、p0、d0)、全满、全满(p6、d10)和半满和半满(p3、d5)构型是比较稳定的构型有关。构型是比较稳定的构型有关。元素的化合价与原子结构的关系元素的化合价与原子结构的关系元素的化合价与原子的核外电子排布，尤其是与价电子排元素的化合价与原子的核外电子排布，尤其是与价电子排布有着密切的关系。布有着密切的关系。元素的最高正化合价等于它所在族序数；元素的最高正化合价等于它所在族序数；非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于等于8(氢元素除外氢元素除外)；稀有气体元素原子的电子层结构是全充满的稳定结构，其稀有气体元素原子的电子层结构是全
21、充满的稳定结构，其原子既不易失去电子也不易得到电子，因此稀有气体元素原子既不易失去电子也不易得到电子，因此稀有气体元素的化合价在通常情况下为的化合价在通常情况下为0；过渡金属元素的价电子较多，并且各级电离能相差不大，过渡金属元素的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态，如锰元素的化合价为因此具有多种价态，如锰元素的化合价为27。3特别提醒特别提醒：金属元素在所有的化合物中均显正价，非金属：金属元素在所有的化合物中均显正价，非金属元素既可能显正价，也有可能显负价。非金属元素相互作元素既可能显正价，也有可能显负价。非金属元素相互作用时，得电子能力强的显负价，得电子能力弱的显正价。用时
22、，得电子能力强的显负价，得电子能力弱的显正价。 (2011陕西渭南高二月考陕西渭南高二月考)根据下表所列根据下表所列电离能离能I/kJmol1的数据，下列判断中的数据，下列判断中错误的是的是 ()。A.元素元素X和和Y可能是同周期元素可能是同周期元素B元素元素X不可能是不可能是A族元素族元素C元素元素X与与氯形成化合物形成化合物时，化学式可能是，化学式可能是XClD元素元素Y在化学性在化学性质上与上与锡相似相似【例例1】元素元素I1I2I3I4X5004 6006 9009 500Y5801 8002 70011 600解析解析选选D。由数据分析。由数据分析X中中I2I1，X易呈易呈1价，为价
23、，为A族，族，所以所以B对，对，C对，对，Y中中I4I3，易呈，易呈3价，应在价，应在A族。可族。可能和能和X同周期，所以同周期，所以A对。但性质不能与锡相似，因为锡对。但性质不能与锡相似，因为锡在在A族，族，D错。错。答案答案D(1)熟记下图中熟记下图中I1的变化曲线。的变化曲线。 不同元素的气不同元素的气态原子失去最外原子失去最外层一个一个电子所需要的子所需要的能量能量(设其其为E)如如图所示，所示，试根据元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置，分析分析图中曲中曲线的的变化特点，并回答下列化特点，并回答下列问题。【体验体验1】(1)同主族内不同元素的同主族内不同元素的E值的的变化特
24、点是化特点是_ _。各主族中。各主族中E值的的这种种变化特点体化特点体现了元素性了元素性质的的_变化化规律。律。(2)同周期内，随原子序数的增大，同周期内，随原子序数的增大，E值增大。但个增大。但个别元素元素的的E值出出现反常反常现象，象，试预测下列关系中正确的是下列关系中正确的是_(填写填写编号号)。E(砷砷)E(硒硒)E(砷砷)E(硒硒)E(溴溴)E(硒硒)(3)估估计1 mol气气态Ca原子失去最外原子失去最外层一个一个电子所需能量子所需能量E值的范的范围：_EE(氧氧)，E(磷磷)E(硫硫)，E值出现反常现象。故可推知第四周期值出现反常现象。故可推知第四周期E(砷砷)E(硒硒)。但。但
25、A族元素和族元素和A族元素的族元素的E值未出现反常。所以值未出现反常。所以E(溴溴)E(硒硒)。此处应填。此处应填、。(3)1 mol气态气态Ca原子失去最外层一个电子比同周期元素钾原子失去最外层一个电子比同周期元素钾要难，比同主族元素要难，比同主族元素Mg要容易，故其要容易，故其E值应在值应在419738之之间。间。(4)10号元素是号元素是Ne，它的原子最外层已经成为，它的原子最外层已经成为8电子稳定结电子稳定结构，故其构，故其E值较大。值较大。答案答案(1)随着原子序数的增大，随着原子序数的增大，E值变小周期性小周期性(2)、(3)419738或填或填E(钾)E(镁)(4)10号元素是号
26、元素是氖，该元素原子的最外元素原子的最外层电子排布已达到子排布已达到8个个电子子稳定定结构构(1)定定义：用来表示当两个不同原子在形成化学：用来表示当两个不同原子在形成化学键时吸引吸引电子能力的相子能力的相对强强弱。弱。鲍林林给电负性下的定性下的定义是是“电负性是性是元素的原子在化合物中吸引元素的原子在化合物中吸引电子能力的子能力的标度度”。(2)意意义：元素的：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越子的能力越强强；反之，；反之，电负性越小，相性越小，相应原子在化合物原子在化合物中吸引中吸引电子的能力越弱。子的能力越弱。加深对元素周期律的理解加深
27、对元素周期律的理解(1)同族元素在性同族元素在性质上的相似性，取决于原子的价上的相似性，取决于原子的价电子排布子排布的相似性：而同族元素在性的相似性：而同族元素在性质上的上的递变性，取决于原子核性，取决于原子核外外电子子层数的增加。数的增加。要点二要点二 元素的电负性及变化规律元素的电负性及变化规律(2)主族元素是金属元素或非金属元素取决于原子中价主族元素是金属元素或非金属元素取决于原子中价电子子的多少。的多少。(3)电负性数性数值大小与化合物中各元素化合价正大小与化合物中各元素化合价正负的关系的关系电负性数性数值的大小能的大小能够衡量元素在化合物中吸引衡量元素在化合物中吸引电子能力子能力的大
28、小。的大小。电负性数性数值小的元素在化合物中吸引小的元素在化合物中吸引电子的能力子的能力弱，元素的化合价弱，元素的化合价为正正值；电负性数性数值大的元素在化合物大的元素在化合物中吸引中吸引电子的能力子的能力强强，元素的化合价，元素的化合价为负价。价。 已知元素的已知元素的电负性和元素的化合价一性和元素的化合价一样，也是元素的，也是元素的一种基本性一种基本性质。下面。下面给出出14种元素的种元素的电负性。性。(1)根据表中根据表中给出的数据，可推知元素的出的数据，可推知元素的电负性具有的性具有的变化化规律是律是_。(2)判断下列物判断下列物质是离子化合物是离子化合物还是共价化合物？是共价化合物？
29、Mg3N2、BeCl2、AlCl3、SiC【例例2】元素元素AlBBeCClFLi电负性性1.52.01.52.52.84.01.0元素元素MgNNaOPSSi电负性性1.23.00.93.52.12.51.7解析解析元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值：已知条件及表中数值：Mg3N2中电负性差值为中电负性差值为1.8，大于，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电电负性差值分别为负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于，均小于1.7，形成共价键，形成共价键，为共
30、价化合物。为共价化合物。答案答案(1)随原子序数的随原子序数的递增，元素的增，元素的电负性与原子半径一性与原子半径一样呈周期性的呈周期性的变化。化。(2)Mg3N2为离子化合物，离子化合物，SiC、BeCl2、AlCl3均均为共价化共价化合物。合物。(1)熟记常见元素的电负性熟记常见元素的电负性(如如H及例及例2中表中表)。(2)注意用一般规律来判断化学键的类型注意用一般规律来判断化学键的类型。 不同元素的原子在分子内吸引不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用子的能力大小可用数数值x来表示，若来表示，若x越大，其原子吸引越大，其原子吸引电子能力越子能力越强强，在所，在所形成的分子中成形成
31、的分子中成为带负电荷的一方。下面是某些短周期元荷的一方。下面是某些短周期元素的素的x值：【体验体验2】元素符号元素符号LiBeBCOFx值0.981.572.042.553.443.98元素符号元素符号NaAlSiPSClx值0.931.611.902.192.583.16(1)通通过分析分析x值变化化规律，确定律，确定N、Mg最接近的最接近的x值范范围：_x(Mg)_，_x(N)1.7时，一般，一般为离子离子键；x1.7时，一般，一般为共价共价键。试推断：推断：AlBr3中化学中化学键类型是型是_。解析解析(1)确定确定x值的范围应注意取同周期递变和同主族递值的范围应注意取同周期递变和同主族
32、递变的交集。变的交集。(2)分析同周期和同主族元素分析同周期和同主族元素x值的递变，均可得出值的递变，均可得出x值随原值随原子半径的增大而减小。子半径的增大而减小。(3)对比对比C、N的的x值，应用题干中的信息，即可得出共用电值，应用题干中的信息，即可得出共用电子对偏向于氮一方。子对偏向于氮一方。(4)Cl与与Al的的x为为3.161.611.551.7，Br的的x值小于值小于Cl的的x值，故值，故AlBr3中成键的两原子相应元素的中成键的两原子相应元素的x1.7，为共价键。，为共价键。答案答案(1)0.931.572.553.44(2)原子半径越大，原子半径越大，x值越小周期性值越小周期性(
33、3)氮氮(4)共价键共价键 第第A族中的族中的镁、第、第A族中的磷等第一族中的磷等第一电离能都出离能都出现反常，它反常，它们比相比相邻元素的第一元素的第一电离能都要大，离能都要大，这是是为什么什么？解析解析考查第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布考查第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布的关系，通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的的关系，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轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满、半满(p3、d5、f7)和全满和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离
34、能。一电离能。第第A族中的镁、第族中的镁、第A族中的磷等第一电离能都出现反常，族中的磷等第一电离能都出现反常，它们比相邻元素的第一电离能都要大，要说明这个问它们比相邻元素的第一电离能都要大，要说明这个问题必须从分析原子的核外电子排布入手。题必须从分析原子的核外电子排布入手。【案例案例】Mg的电子排布式为：的电子排布式为：1s22s22p63s2，当，当Mg失去一个电子后失去一个电子后电子排布式为：电子排布式为：1s22s22p63s1，Mg的最外层全充满状态很的最外层全充满状态很难失去一个电子，其第一电离能较大；而难失去一个电子，其第一电离能较大；而Al的电子排布式的电子排布式为：为：1s22
35、s22p63s23p1，当，当Al失去一个电子后电子排布式为：失去一个电子后电子排布式为：1s22s22p63s2，Al失去一个电子变为最外层全充满状态，故失去一个电子变为最外层全充满状态，故Al的第一电离能较小。磷的电子排布式为：的第一电离能较小。磷的电子排布式为：1s22s22p63s23p3，当磷失去一个电子后电子排布式为：，当磷失去一个电子后电子排布式为：1s22s22p63s23p2，由，由3p能级半充满状态很难失去一个电子，能级半充满状态很难失去一个电子，其第一电离能较大。硫的电子排布式为：其第一电离能较大。硫的电子排布式为：1s22s22p63s23p4，当硫失去一个电子后电子排布式为：，当硫失去一个电子后电子排布式为：1s22s22p63s23p3，硫易失去一个电子变为半充满状态，故硫的第一电离能较硫易失去一个电子变为半充满状态，故硫的第一电离能较小。磷的第一电离能比硫的大。小。磷的第一电离能比硫的大。答案答案见解析解析
