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1、新课标（人教版）高中化学选修3 全部教学案第一章 原子构造与性质教材分析： 一、本章教学目的 1理解原子构造的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136号)原子核外电子的排布。 2理解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在确定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3理解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4相识原子构造与元素周期系的关系，理解元素周期系的应用价值。 5能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6从科学家探究物质构成奇妙的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。
2、 本章学问分析： 本章是在学生已有原子构造学问的根底上，进一步深化地探讨原子的构造，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描绘了电子云和原子轨道；在原子构造学问的根底上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章根据课程标准要求比拟系统而深化地介绍了原子构造与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定根底。尽管本章内容比拟抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比拟留意激发和保持学生的学习爱好，重视培育学生的科学素养，有利于增加学生学习化学的爱好。 通过本章的学习，学生可以比拟系统地驾驭原子构造的学问，在原子程度上相识物质构成的规律
3、，并能运用原子构造学问说明一些化学现象。留意本章不能挖得很深，属于略微绽开。相关学问回忆（必修2）1. 原子序数：含义： （1） 原子序数与构成原子的粒子间的关系：原子序数 。（3）原子组成的表示方法a. 原子符号： AzX A z b. 原子构造示意图： c.电子式： d.符号 表示的意义： A B C D E （4）特别构造微粒汇总：无电子微粒无中子微粒2e-微粒 8e-微粒 10e-微粒18e-微粒 2. 元素周期表：（1）编排原则：把电子层数一样的元素，按原子序数递增的依次从左到右排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数一样的元素，按电子层数递增的依次有上到下排成纵行，叫族。（2）构
4、造： 各周期元素的种数 0族元素的原子序数 第一周期 2 2 短周期 第二周期 8 10 第三周期 8 18 周期 （共七个） 第四周期 18 36 短周期 第五周期 18 54 第六周期 32 86 不完全周期 第七周期 26 118 族 族序数 罗马数字 用表示；主族用 A 表示；副族用 B 表示。主族 7个族（共 个）副族 7 个第VIII族是第8、9、10纵行零族是第 18 纵行 阿拉伯数字：1 2 3 4 5 6 7 8罗马数字： I II III IV V VI VII VIII （3）元素周期表与原子构造的关系：周期序数 电子层数 主族序数 原子最外层电子数元素最高正化合价数(4
5、)元素族的别称：第A族：碱金属 第IA族：碱土金属第A 族：卤族元素 第0族：稀有气体元素 3、 有关概念：（1） 质量数： （2） 质量数（ ） （ ） （ ）（3） 元素：具有一样 的 原子的总称。（4） 核素：具有确定数目的 和确定数目 的 原子。 （5） 同位素： 一样而 不同的同一元素的 原子，互称同位素。（6） 同位素的性质：同位素的化学性质几乎完全一样 在自然存在的某种元素里，无论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是不变的。（7） 元素的相对原子质量：a、 某种核素的相对原子质量b、 元素的相对原子质量练习：用A质子数B中子数C核外电子数D最外层电子数E电子层数填下列空格。
6、原子种类由 确定 元素种类由 确定元素有无同位素由 确定 同位素相对原子质量由 确定元素原子半径由 确定 元素的化合价由 确定元素的化学性质由 确定 4、元素周期律：（1） 原子核外电子的排布：电子层 。 分别用n 或 来表示从内到外的电子层。（2）排布原理：核外电子一般总是尽先从 排起，当一层充溢后再填充 。5、推断元素金属性或非金属性的强弱的根据金属性强弱非金属性强弱1、最高价氧化物对应水化物碱性强弱最高价氧化物对应水化物酸性强弱2、与水或酸反响，置换出H的易难与H2化合的难易及气态氢化物的稳定性3、活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质6、比拟微粒半
7、径的大小（1）核电荷数一样的微粒，电子数越多，则半径越 如: H+ H H-; Fe Fe2+ Fe3+ Na+ Na; Cl Cl- （2）电子数一样的微粒，核电荷数越多则半径越 如：与He电子层构造一样的微粒: H-Li+Be2+与Ne电子层构造一样的微粒：O2-F-Na+Mg2+Al3+ 与Ar电子层构造一样的微粒: S2-Cl-K+Ca2+7、 电子数和核电荷数都不同的微粒： (1)同主族的元素,半径从上到下 (2)同周期:原子半径从左到右递减.如：Na Cl Cl- Na+ (3)比拟Ge、P、O的半径大小 8、核外电子排布的规律：（1） （2） （3）第一章 原子构造与性质第一节
8、原子构造：(第一课时) 学问与技能：1、进一步相识原子核外电子的分层排布 2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义5、理解原子构造的构造原理，能用构造原理相识原子的核外电子排布 6、能用电子排布式表示常见元素（136号）原子核外电子的排布方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。情感和价值观：充分相识原子构造理论开展的过程是一个逐步深化完备的过程。教学过程：1、原子构造理论开展 从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴实原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子构造模型经过屡
9、次演化，给我们多方面的启迪。 现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。其后，经过或长或短的开展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反响，分期分批地合成其他元素。复习必修中学习的原子核外电子排布规律： 核外电子排布的尸般规律(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步上升的电子层(能量最低原理)。(2)原子核外各电子层最多包容29个电子。(3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子 (4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不
10、能超过32个。 说明：以上规律是互相联络的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子思索这些规律是如何归纳出来的呢？2、能层与能级由必修的学问，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为： 第一、二、三、四、五、六、七能层符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 能量由低到高例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充溢后再填充下一层。理论探讨证明，原子核外每一层所能包容的最多电子
11、数如下：能 层 一 二 三 四 五 六 七符 号 K L M N O P Q最多电子数 2 8 18 32 50即每层所包容的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。能级的符号和所能包容的最多电子数如下：能 层 K L M N O 能 级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 各能层电子数 2 8 18 32 50 （1） 每个能层中，能级符号的依次是ns、np、nd、nf（2）
12、 任一能层，能级数=能层序数（3） s、p、d、f可包容的电子数依次是1、3、5、7的两倍3、构造原理 根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎全部元素原子的电子排布。即电子所排的能级依次：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s元素原子的电子排布：（136号）氢 H 1s1钠 Na 1s22s22p63s1钾 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏向，如：铬 24Cr Ar3d54s1铜 29Cu Ar3d104s1课堂练习1、写出17Cl（氯）、21Sc
13、(钪)、35Br（溴）的电子排布氯：1s22s22p63s23p5钪：1s22s22p63s23p63d14s2溴：1s22s22p63s23p63d104s24p5根据构造原理只要我们知道原子序数，就可以写出元素原子的电子排布，这样的电子排布是基态原子的。2、写出136号元素的核外电子排布式。3、写出136号元素的简化核外电子排布式。总结并记住书写方法。4、画出下列原子的构造示意图：Be、N、Na、Ne、Mg 答复下列问题： 在这些元素的原子中，最外层电子数大于次外层电子数的有 ，最外层电子数与次外层电子数相等的有 ，最外层电子数与电子层数相等的有 ；L层电子数到达最多的有 ，K层与M层电子
14、数相等的有 。5、下列符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的依次排列： （1）EK EN EL EM ，（2）E3S E2S E4S E1S ，（3）E3S E3d E2P E4f 。6、A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。B元素原子核外L层电子数比最外层多7个电子。 （1）A元素的元素符号是 ，B元素的原子构造示意图为_；（2）A、B两元素形成化合物的化学式及名称分别是_ _ 第一节 原子构造：(第二课时)学问与技能：1、理解原子构造的构造原理，能用构造原理相识原子的核外电子排布2、能用电子排布式表示常见元素（136号）原子核外电子的排布3、知道原子核外电子的排布遵循能量
15、最低原理4、知道原子的基态和激发态的涵义5、初步知道原子核外电子的跃迁及汲取或放射光谱，理解其简洁应用教学过程： 课前练习1、理论探讨证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子，还可以分成不同的能级。能层和能级的符号及所能包容的最多电子数如下： (1)根据 的不同，原子核外电子可以分成不同的能层，每个能层上所能排布的最多电子数为 ，除K层外，其他能层作最外层时，最多只能有 电子。 （2）从上表中可以发觉很多的规律，如s能级上只能包容2个电子，每个能层上的能级数与 相等。请再写出一个规律 。2、A、B、C、D均为主族元素，已知A原子L层上的电子数是K层的三倍；B元素的原子核外
16、K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素形成的C2离子与氖原子的核外电子排布完全一样，D原子核外比C原子核外多5个电子。则 （1）A元素在周期表中的位置是 ，B元素的原子序数为 ； （2）写出C和D的单质发生反响的化学方程式 。引入电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描绘呢？4、电子云和原子轨道： (1)电子运动的特点：质量微小 运动空间微小 极高速运动。因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描绘，只能用统计的观点来描绘。我们不行能像描绘宏观运动物体那样，确定确定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。概率分布图看起来像一片云雾，因此
17、被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 P的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。 s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数，2越大，原子轨道的半径越大。这是由于1s，2s，3s电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率渐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理解的，打个比方，神州五号必需依靠推动(供应能量)才能克制地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克制
18、原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因此2s电子云必定比1s电子云更扩散。(2) 重点难点泡利原理和洪特规则量子力学告知我们：ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道.而每个轨道里最多能包容2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“”来表示。一个原子轨道里最多只能包容2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。推理各电子层的轨道数和包容的电子数。当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向一样，这个规则是洪特规则。练习写出5、6、7、8、9号元素核外电子排布轨道式。并记住各主族元素最外层电子排布轨道
19、式的特点：(成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。思索下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。思索写出24号、29号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比拟有什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。它们是否符合构造原理 2电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成Ne3S1。试问：上式方括号里的符号的意义是什么？你能仿照钠原子的简化电子排布式写出第8号元素氧、第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充溢、半充溢或全空时，是比拟稳定的。课堂练习1、
20、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。(1)N (2)Cl (3)O (4)Mg 2、以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的状况。试推断，哪些违背了泡利不相容原理，哪些违背了洪特规则。(1) (2) (3) (4) (5) (6) 违背泡利不相容原理的有 ，违背洪特规则的有 。3、下列原子的外围电子排布中，那一种状态的能量较低？试说明理由。(1)氮原子：A B 2s 2p 2s 2p ；(2)钠原子：A3s1 B3p1 ；(3)铬原子：A3d54s1 B3d44s2 。4、核外电子排布式和轨道表示式是表示原子核外电子排布的两种不同方式。请你比拟这两种表示方式的共同点和不同点。5、
21、原子核外电子的运动有何特点科学家是怎样来描绘电子运动状态的 以氮原子为例，说明原子核外电子排布所遵循的原理。第一节 原子构造：(第3课时)学问与技能：1、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理2、知道原子的基态和激发态的涵义3、初步知道原子核外电子的跃迁及汲取或放射光谱，理解其简洁应用重点难点能量最低原理、基态、激发态、光谱教学过程：引入在日常生活中，我们看到很多可见光如灯光、霓虹灯光、激光、焰火与原子构造有什么关系呢？ 创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象，如霓虹灯光、激光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等。 提出问题：这些光现象是怎样产生的 问题探究：指导学生阅读教科书，
22、引导学生从原子中电子能量变更的角度去相识光产生的缘由。 问题解决：联络原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念，并利用这些概念说明光谱产生的缘由。 应用反响：举例说明光谱分析的应用，如科学家们通过太阳光谱的分析发觉了稀有气体氦，化学探讨中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量，还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展他们的学问面。总结原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。处于最低能量的原子叫做基态原子。当基态原子的电子汲取能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至
23、基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。 不同元素的原子发生跃迁时会汲取或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的汲取光谱或放射光谱，总称原子光谱。很多元素是通过原子光谱发觉的。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。阅读分析分析教材p8放射光谱图和汲取光谱图，相识两种光谱的特点。阅读p8科学史话，相识光谱的开展。课堂练习1、同一原子的基态和激发态相比拟 （ ） A、基态时的能量比激发态时高 B、基态时比拟稳定C、基态时的能量比激发态时低 D、激发态时比拟稳定2、生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是（ ） A、钢铁长期运用后生锈 B
24、、节日里燃放的焰火C、金属导线可以导电 D、卫生丸久置后消逝3、比拟多电子原子中电子能量大小的根据是（ ） A元素原子的核电荷数 B原子核外电子的多少 C电子离原子核的远近 D原子核外电子的大小4、当氢原子中的电子从2p能级，向其他低能量能级跃迁时( ) A. 产生的光谱为汲取光谱 B. 产生的光谱为放射光谱C. 产生的光谱线的条数可能是2 条 D. 电子的势能将上升.第一章 原子构造与性质第二节 原子构造与元素的性质(第1课时)学问与技能 1、进一步相识周期表中原子构造和位置、价态、元素数目等之间的关系2、知道外围电子排布和价电子层的涵义3、相识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的
25、规律4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子构造和位置间的关系教学过程复习必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变更的根本缘由是什么？课前练习写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。一、原子构造与周期表1、周期系： 随着元素原子的核电荷数递增，每到出现碱金属，就开场建立一个新的电子层，随后最外层上的电子渐渐增多，最终到达8个电子，出现稀有气体。然后又开场由碱金属到稀有气体，如此循环往复这就是元素周期系中的一个个周期。例如，第11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布从1个电子
26、到8个电子；再往后，尽管情形变得困难一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最终一个元素的原子最外电子层总是8个电子。可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。2、周期表 我们今日就接着来探讨一下原子构造与元素性质是什么关系？全部元素都被编排在元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？说到元素周期表，同学们应当还是比拟熟识的。第一张元素周期表是由门捷列夫制作的，至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15页)到如今的长式元素周期表，还待进一步的完善。首先我们就一起来回忆一下长式元素周
27、期表的构造是怎样的？在周期表中，把能层数一样的元素，按原子序数递增的依次从左到右排成横行，称之为周期，有7个；在把不同横行中最外层电子数一样的元素，按能层数递增的依次由上而下排成纵行，称之为族，共有18个纵行，16 个族。16个族又可分为主族、副族、0族。思索元素在周期表中排布在哪个横行，由什么确定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？要求学生记住这些术语。元素在周期表中排在哪个列由什么确定？阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联络。总结元素在周期表中的位置由原子构造确定：原子核外电子层数确定元素所在的周期，原子的价电子总数确定元素所在的族。分析探究每
28、个纵列的价电子层的电子总数是否相等按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最终填入电子的能级的符号。s区、d区和p区分别有几个纵列为什么s区、d区和ds区的元素都是金属元素周期表可分为哪些族为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层构造特征是什么？根底要点分析图1-16s区p 区d 区ds 区f 区分区原则纵列数是否都是金属 区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。思索周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反响中发生变更。元素周期表的每个纵列上是否电子总数一样？归
29、纳S区元素价电子特征排布为S12，价电子数等于族序数。区元素价电子排布特征为（-1）d110ns12；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns12，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np16；价电子总数等于主族序数。原子构造与元素在周期表中的位置是有确定的关系的。（1） 原子核外电子总数确定所在周期数周期数=最大能层数（钯除外）46Pd Kr4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。（2） 外围电子总数确定排在哪一族如：29Cu 3d104s1 10+1=11尾数是1所以，是IB。 元素周期表是元素原子构造以及递变规律的具体表达。原子构造与元素
30、的性质(第2课时)学问与技能：1、驾驭原子半径的变更规律2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质3、进一步形成有关物质构造的根本观念，初步相识物质的构造与性质之间的关系4、相识主族元素电离能的变更与核外电子排布的关系5、相识原子构造与元素周期系的关系，理解元素周期系的应用价值教学过程：二、元素周期律 (1)原子半径探究视察下列图表分析总结：元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变更趋势如何？应如何理解这种趋势？元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变更趋势如何？应如何理解这种趋势？归纳总结原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷
31、数。明显电子的能层数越大，电子间的负电排挤将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数渐渐增多，原子半径渐渐增大。而当电子能层一样时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径渐渐减小。(2)电离能根底要点概念1、第一电离能I1； 态电 性基态原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 。同一元素的第二电离能 第一电离能。2、如何理解第二电离能I2、第三电离能I3 、I4、I5 ？分析下表：科学探究1、原子的第一电离能有什么变更规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变更规律呢？为什么
32、Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？2、阅读分析表格数据：NaMgAl各级电离能(KJ/mol)49673857845621415181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？数据的突跃变更说明了什么？归纳总结1、递变规律周一周期同一族第一电离能从左往右，第一电离能呈增大
33、的趋势从上到下，第一电离能呈增大趋势。2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 3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)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1I2I3I4I5即一个原子的逐级电离能是渐渐增大的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克制的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。4、Be有价电子排布为2s2，是
34、全充溢构造，比拟稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be简洁，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？Mg：1s22s22p63s2P:1s22s22p63s23p3那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相比照拟稳定，失电子较难。如此一样观点可以说明N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga。5、Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子简洁得多，所以Na简洁失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg
35、简洁失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1简洁失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变更，说明核外电子是分能层排布的。课堂练习1、某元素的电离能(电子伏特)如下：I1I2I3I4I5I6I714.529.647.477.597.9551.9666.8此元素位于元素周期表的族数是A. IA B. A C. A D、A E、A F、A G、 A2、某元素的全部电离能(电子伏特)如下：I1I2I3I4I5I6I7I813.635.154.977.4113.9138.1739.1871.1答复下列各问：(1)由I1到I8电离能值是怎样变更的_。为什么_ (2)I1为什么最小_ (3) I7和I8为什么是有很大的数值_(4)I6到I7间，为什么有一个很大的差值这能说明什么问题 _(5)I1到I6中，相邻的电离能间为什么差值比拟小_(6)I4和I5间，电离能为什么有一个较大的差值_(7)此元素原子的电子层有 _层。最外层电子构型为 _，电子轨道式为_，此元素的周期位置为_ 周期_族。2、探讨氢的周期位置。为什么放在IA的上方还可以放在什