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人教版高中化学选修3物质结构与性质教案物质结构与性质第一章 原子结构与性质第一节 原子结构 第二节原子结构与元素得性质 归纳与整理 复习题 第二章 分子结构与性质第一节 共价键 第二节 分子得立体结构 第三节 分子得性质 归纳与整理 复习题 第三章 晶体结构与性质第一节 晶体得常识 第二节分子晶体与原子晶体 第三节 金属晶体 第四节 离子晶体 归纳与整理 复习题 （人教版）高中化学选修3 物质结构与性质全部教学案第一章 原子结构与性质教材分析： 一、本章教学目标 1了解原子结构得构造原理，知道原子核外电子得能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136号)原子核外电子得排布。 2了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3了解原子核外电子得运动状态，知道电子云与原子轨道。 4认识原子结构与元素周期系得关系，了解元素周期系得应用价值。 5能说出元素电离能、电负性得涵义，能应用元素得电离能说明元素得某些性质。 6从科学家探索物质构成奥秘得史实中体会科学探究得过程与方法，在抽象思维、理论分析得过程中逐步形成科学得价值观。 本章知识分析： 本章就是在学生已有原子结构知识得基础上，进一步深入地研究原子得结构，从构造原理与能量最低原理介绍了原子得核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云与原子轨道；在原子结构知识得基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素得性质，为后续章节内容得学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，就是学习难点，但作为本书得第一章，教科书从内容与形式上都比较注意激发与保持学生得学习兴趣，重视培养学生得科学素养，有利于增强学生学习化学得兴趣。 通过本章得学习，学生能够比较系统地掌握原子结构得知识，在原子水平上认识物质构成得规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。注意本章不能挖得很深，属于略微展开。相关知识回顾（必修2）1. 原子序数：含义： （1） 原子序数与构成原子得粒子间得关系：原子序数 。（3）原子组成得表示方法a、 原子符号： AzX A z b、 原子结构示意图： c、电子式： d、符号 表示得意义： A B C D E （4）特殊结构微粒汇总：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：把电子层数相同得元素，按原子序数递增得顺序从左到右排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数相同得元素，按电子层数递增得顺序有上到下排成纵行，叫族。（2）结构： 各周期元素得种数 0族元素得原子序数 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） 短周期 第四周期 18 36 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族就是第8、9、10纵行零族就是第 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）元素周期表与原子结构得关系：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)元素族得别称：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：具有相同 得 原子得总称。（4） 核素：具有一定数目得 与一定数目 得 原子。 （5） 同位素： 相同而 不同得同一元素得 原子，互称同位素。（6） 同位素得性质：同位素得化学性质几乎完全相同 在天然存在得某种元素里，无论就是游离态还就是化合态，各种元素所占得百分比就是不变得。（7） 元素得相对原子质量：a、 某种核素得相对原子质量b、 元素得相对原子质量练习：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。原子种类由 决定 元素种类由 决定元素有无同位素由 决定 同位素相对原子质量由 决定元素原子半径由 决定 元素得化合价由 决定元素得化学性质由 决定 4、元素周期律：（1） 原子核外电子得排布：电子层 。 分别用n 或 来表示从内到外得电子层。（2）排布原理：核外电子一般总就是尽先从 排起，当一层充满后再填充 。5、判断元素金属性或非金属性得强弱得依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、与水或酸反应，置换出H得易难与H2化合得难易及气态氢化物得稳定性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、比较微粒半径得大小（1）核电荷数相同得微粒，电子数越多，则半径越 如: H+ H H-; Fe Fe2+ Fe3+ Na+ Na; Cl Cl- （2）电子数相同得微粒，核电荷数越多则半径越 如：与He电子层结构相同得微粒: H-Li+Be2+与Ne电子层结构相同得微粒：O2-F-Na+Mg2+Al3+ 与Ar电子层结构相同得微粒: S2-Cl-K+Ca2+7、 电子数与核电荷数都不同得微粒： (1)同主族得元素,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)比较Ge、P、O得半径大小 8、核外电子排布得规律：（1） （2） （3）第一章 原子结构与性质第一节 原子结构：(第一课时) 知识与技能：1、进一步认识原子核外电子得分层排布 2、知道原子核外电子得能层分布及其能量关系3、知道原子核外电子得能级分布及其能量关系4、能用符号表示原子核外得不同能级，初步知道量子数得涵义5、了解原子结构得构造原理，能用构造原理认识原子得核外电子排布 6、能用电子排布式表示常见元素（136号）原子核外电子得排布方法与过程：复习与沿伸、类比与归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。情感与价值观：充分认识原子结构理论发展得过程就是一个逐步深入完美得过程。教学过程：1、原子结构理论发展 从古代希腊哲学家留基伯与德谟克利特得朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中得原子结构模型经过多次演变，给我们多方面得启迪。 现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在得宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量得氢、少量得氦以及极少量得锂。其后，经过或长或短得发展过程，氢、氦等发生原子核得熔合反应，分期分批地合成其她元素。复习必修中学习得原子核外电子排布规律： 核外电子排布得尸般规律(1)核外电子总就是尽量先排布在能量较低得电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高得电子层(能量最低原理)。(2)原子核外各电子层最多容纳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能超过32个。 说明：以上规律就是互相联系得，不能孤立地理解。例如；当M层就是最外层时，最多可排8个电子；当M层不就是最外层时，最多可排18个电子思考这些规律就是如何归纳出来得呢？2、能层与能级由必修得知识，我们已经知道多电子原子得核外电子得能量就是不同得，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，分布在三个不同得能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。由于原子中得电子就是处在原子核得引力场中，电子总就是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳得最多电子数如下：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即每层所容纳得最多电子数就是：2n2(n：能层得序数)但就是同一个能层得电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层就是楼层，能级就是楼梯得阶级。各能层上得能级就是不一样得。能级得符号与所能容纳得最多电子数如下：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，能级符号得顺序就是ns、np、nd、nf（2） 任一能层，能级数=能层序数（3） s、p、d、f可容纳得电子数依次就是1、3、5、7得两倍3、构造原理 根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子得电子排布。即电子所排得能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s元素原子得电子排布：（136号）氢 H 1s1钠 Na 1s22s22p63s1钾 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1有少数元素得基态原子得电子排布对于构造原理有一个电子得偏差，如：铬 24Cr Ar3d54s1铜 29Cu Ar3d104s1课堂练习1、写出17Cl（氯）、21Sc(钪)、35Br（溴）得电子排布氯：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得电子排布，这样得电子排布就是基态原子得。2、写出136号元素得核外电子排布式。3、写出136号元素得简化核外电子排布式。总结并记住书写方法。4、画出下列原子得结构示意图：Be、N、Na、Ne、Mg回答下列问题： 在这些元素得原子中，最外层电子数大于次外层电子数得有 ，最外层电子数与次外层电子数相等得有 ，最外层电子数与电子层数相等得有 ；L层电子数达到最多得有 ，K层与M层电子数相等得有 。5、下列符号代表一些能层或能级得能量，请将它们按能量由低到高得顺序排列： （1）EK EN EL EM ，（2）E3S E2S E4S E1S ，（3）E3S E3d E2P E4f 。6、A元素原子得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元素得元素符号就是 ，B元素得原子结构示意图为_；（2）A、B两元素形成化合物得化学式及名称分别就是_ _ 第一节 原子结构：(第二课时)知识与技能：1、了解原子结构得构造原理，能用构造原理认识原子得核外电子排布2、能用电子排布式表示常见元素（136号）原子核外电子得排布3、知道原子核外电子得排布遵循能量最低原理4、知道原子得基态与激发态得涵义5、初步知道原子核外电子得跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用教学过程： 课前练习1、理论研究证明，在多电子原子中，电子得排布分成不同得能层，同一能层得电子，还可以分成不同得能级。能层与能级得符号及所能容纳得最多电子数如下： (1)根据 得不同，原子核外电子可以分成不同得能层，每个能层上所能排布得最多电子数为 ，除K层外，其她能层作最外层时，最多只能有 电子。 （2）从上表中可以发现许多得规律，如s能级上只能容纳2个电子，每个能层上得能级数与 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层上得电子数就是K层得三倍；B元素得原子核外K、L层上电子数之与等于M、N层电子数之与；C元素形成得C2离子与氖原子得核外电子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5个电子。则 （1）A元素在周期表中得位置就是 ，B元素得原子序数为 ； （2）写出C与D得单质发生反应得化学方程式 。引入电子在核外空间运动，能否用宏观得牛顿运动定律来描述呢？4、电子云与原子轨道： (1)电子运动得特点：质量极小 运动空间极小 极高速运动。因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计得观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态得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得概率。概率分布图瞧起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现得概率约为90%得空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。S得原子轨道就是球形得，能层序数越大，原子轨道得半径越大。 P得原子轨道就是纺锤形得，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原子轨道得平均半径也随能层序数增大而增大。 s电子得原子轨道都就是球形得(原子核位于球心)，能层序数，2越大，原子轨道得半径越大。这就是由于1s，2s，3s电子得能量依次增高，电子在离核更远得区域出现得概率逐渐增大，电子云越来越向更大得空间扩展。这就是不难理解得，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子核得吸引在离核更远得空间出现得概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。(2) 重点难点泡利原理与洪特规则量子力学告诉我们：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容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反得箭头“”来表示。一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。推理各电子层得轨道数与容纳得电子数。当电子排布在同一能级得不同轨道时，总就是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则就是洪特规则。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式得特点：(成对电子对得数目、未成对电子数与它占据得轨道。思考下列表示得就是第二周期中一些原子得核外电子排布，请说出每种符号得意义及从中获得得一些信息。思考写出24号、29号元素得电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金得外围电子层排布。它们就是否符合构造原理? 2电子排布式可以简化，如可以把钠得电子排布式写成Ne3S1。试问：上式方括号里得符号得意义就是什么？您能仿照钠原子得简化电子排布式写出第8号元素氧、第14号元素硅与第26号元素铁得简化电子排布式吗?洪特规则得特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，就是比较稳定得。课堂练习1、用轨道表示式表示下列原子得价电子排布。(1)N (2)Cl (3)O (4)Mg 2、以下列出得就是一些原子得2p能级与3d能级中电子排布得情况。试判断，哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规则。(1) (2) (3) (4) (5) (6)违反泡利不相容原理得有 ，违反洪特规则得有 。3、下列原子得外围电子排布中，那一种状态得能量较低？试说明理由。(1)氮原子：A B2s 2p 2s 2p ；(2)钠原子：A3s1 B3p1 ；(3)铬原子：A3d54s1 B3d44s2 。4、核外电子排布式与轨道表示式就是表示原子核外电子排布得两种不同方式。请您比较这两种表示方式得共同点与不同点。5、原子核外电子得运动有何特点?科学家就是怎样来描述电子运动状态得? 以氮原子为例，说明原子核外电子排布所遵循得原理。第一节 原子结构：(第3课时)知识与技能：1、知道原子核外电子得排布遵循能量最低原理2、知道原子得基态与激发态得涵义3、初步知道原子核外电子得跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单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，我们瞧到许多可见光如灯光、霓虹灯光、激光、焰火与原子结构有什么关系呢？ 创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中得一些光现象，如霓虹灯光、激光、节日燃放得五彩缤纷得焰火等。 提出问题：这些光现象就是怎样产生得? 问题探究：指导学生阅读教科书，引导学生从原子中电子能量变化得角度去认识光产生得原因。 问题解决：联系原子得电子排布所遵循得构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念，并利用这些概念解释光谱产生得原因。 应用反馈：举例说明光谱分析得应用，如科学家们通过太阳光谱得分析发现了稀有气体氦，化学研究中利用光谱分析检测一些物质得存在与含量，还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用得有关资料以扩展她们得知识面。总结原子得电子排布遵循构造原理能使整个原子得能量处于最低状态，简称能量最低原理。处于最低能量得原子叫做基态原子。当基态原子得电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量得激发态跃迁到较低能量得激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）就是电子释放能量得重要形式之一。 不同元素得原子发生跃迁时会吸收或释放不同得光，可以用光谱仪摄取各种元素得电子得吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。许多元素就是通过原子光谱发现得。在现代化学中，常利用原子光谱上得特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。阅读分析分析教材p8发射光谱图与吸收光谱图，认识两种光谱得特点。阅读p8科学史话，认识光谱得发展。课堂练习1、同一原子得基态与激发态相比较 （ ） A、基态时得能量比激发态时高 B、基态时比较稳定C、基态时得能量比激发态时低 D、激发态时比较稳定2、生活中得下列现象与原子核外电子发生跃迁有关得就是（ ） A、钢铁长期使用后生锈 B、节日里燃放得焰火C、金属导线可以导电 D、卫生丸久置后消失3、比较多电子原子中电子能量大小得依据就是（ ） A元素原子得核电荷数 B原子核外电子得多少 C电子离原子核得远近 D原子核外电子得大小4、当氢原子中得电子从2p能级，向其她低能量能级跃迁时( ) A、 产生得光谱为吸收光谱 B、 产生得光谱为发射光谱C、 产生得光谱线得条数可能就是2 条 D、 电子得势能将升高、第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素得性质(第1课时)知识与技能 1、进一步认识周期表中原子结构与位置、价态、元素数目等之间得关系2、知道外围电子排布与价电子层得涵义3、认识周期表中各区、周期、族元素得原子核外电子排布得规律4、知道周期表中各区、周期、族元素得原子结构与位置间得关系教学过程复习必修中什么就是元素周期律？元素得性质包括哪些方面？元素性质周期性变化得根本原因就是什么？课前练习写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子得简化电子排布式与氦、氖、氩、氪、氙得简化电子排布式。一、原子结构与周期表1、周期系： 随着元素原子得核电荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新得电子层，随后最外层上得电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复这就就是元素周期系中得一个个周期。例如，第11号元素钠到第18号元素氩得最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖得最外层电子排布从1个电子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期得第1个元素得原子最外电子层总就是1个电子，最后一个元素得原子最外电子层总就是8个电子。可见，元素周期系得形成就是由于元素得原子核外屯子得排布发生周期性得重复。2、周期表 我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质就是什么关系？所有元素都被编排在元素周期表里，那么元素原子得核外电子排布与元素周期表得关系又就是怎样呢？说到元素周期表，同学们应该还就是比较熟悉得。第一张元素周期表就是由门捷列夫制作得，至今元素周期表得种类就是多种多样得：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15页)到现在得长式元素周期表，还待进一步得完善。首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表得结构就是怎样得？在周期表中，把能层数相同得元素，按原子序数递增得顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个；在把不同横行中最外层电子数相同得元素，按能层数递增得顺序由上而下排成纵行，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。思考元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？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决定？阅读分析周期表着重瞧元素原子得外围电子排布及价电子总数与族序数得联系。总结元素在周期表中得位置由原子结构决定：原子核外电子层数决定元素所在得周期，原子得价电子总数决定元素所在得族。分析探索每个纵列得价电子层得电子总数就是否相等?按电子排布，可把周期表里得元素划分成5个区，除ds区外，区得名称来自按构造原理最后填入电子得能级得符号。s区、d区与p区分别有几个纵列?为什么s区、d区与ds区得元素都就是金属?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？各区元素得价电子层结构特征就是什么？基础要点分析图1-16s区p 区d 区ds 区f 区分区原则纵列数就是否都就是金属 区全就是金属元素，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。思考周期表上得外围电子排布称为“价电子层”，这就是由于这些能级上得电子数可在化学反应中发生变化。元素周期表得每个纵列上就是否电子总数相同？归纳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得列序数；p区元素特征电子排布为ns2np16；价电子总数等于主族序数。原子结构与元素在周期表中得位置就是有一定得关系得。（1） 原子核外电子总数决定所在周期数周期数=最大能层数（钯除外）46Pd Kr4d10,最大能层数就是4，但就是在第五周期。（2） 外围电子总数决定排在哪一族如：29Cu 3d104s1 10+1=11尾数就是1所以，就是IB。 元素周期表就是元素原子结构以及递变规律得具体体现。原子结构与元素得性质(第2课时)知识与技能：1、掌握原子半径得变化规律2、能说出元素电离能得涵义，能应用元素得电离能说明元素得某些性质3、进一步形成有关物质结构得基本观念，初步认识物质得结构与性质之间得关系4、认识主族元素电离能得变化与核外电子排布得关系5、认识原子结构与元素周期系得关系，了解元素周期系得应用价值教学过程：二、元素周期律 (1)原子半径探究观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，原子半径得变化趋势如何？应如何理解这种趋势？元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径得变化趋势如何？应如何理解这种趋势？归纳总结原子半径得大小取决于两个相反得因素：一就是电子得能层数，另一个就是核电荷数。显然电子得能层数越大，电子间得负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数得增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子得吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。(2)电离能基础要点概念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得 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 。同一元素得第二电离能 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、原子得第一电离能有什么变化规律呢？碱金属元素得第一电离能有什么变化规律呢？为什么Be得第一电离能大于B，N得第一电离能大于O，Mg得第一电离能大于Al，Zn得第一电离能大于Ga？第一电离能得大小与元素得金属性与非金属性有什么关系？碱金属得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为什么原子得逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝得化合价有什么关系？数据得突跃变化说明了什么？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，第一电离能呈增大得趋势从上到下，第一电离能呈增大趋势。2、第一电离能越小，越易失电子，金属得活泼性就越强。因此碱金属元素得第一电离能越小，金属得活泼性就越强。 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得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得能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5同一种元素得逐级电离能得大小关系：I1I2I3I4I5即一个原子得逐级电离能就是逐渐增大得。这就是因为随着电子得逐个失去，阳离子所带得正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服得电性引力也越来越大，消耗得能量也越来越多。4、Be有价电子排布为2s2，就是全充满结构，比较稳定，而B得价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁得第一电离能比铝得大，磷得第一电离能比硫得大，为什么呢？Mg：1s22s22p63s2P:1s22s22p63s23p3那就是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N得第一电离能大于O，Mg得第一电离能大于Al，Zn得第一电离能大于Ga。5、Na得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容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg得I1与I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al得I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能得突跃变化，说明核外电子就是分能层排布得。课堂练习1、某元素得电离能(电子伏特)如下：I1I2I3I4I5I6I714、529、647、477、597、9551、9666、8此元素位于元素周期表得族数就是A、 IA B、 A C、 A D、A E、A F、A G、 A2、某元素得全部电离能(电子伏特)如下：I1I2I3I4I5I6I7I813、635、154、977、4113、9138、1739、1871、1回答下列各问：(1)由I1到I8电离能值就是怎样变化得?_。为什么?_ (2)I1为什么最小?_ (3) I7与I8为什么就是有很大得数值_(4)I6到I7间，为什么有一个很大得差值?这能说明什么问题? _(5)I1到I6中，相邻得电离能间为什么差值比较小?_(6)I4与I5间，电离能为什么有一个较大得差值_(7)此元素原子得电子层有 _层。