电离能和电负性的规律（高考热点梳理：“物质结构与性质”）

一、原子结构与元素性质

1、基态原子的核外电子排布

（1）能量最低原则

（2）泡利不相容原理：一个原子轨道中最多只能容纳2个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反。

（3）洪特规则：电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的原子轨道且自旋方向相同。

【特别提醒】①能量相同的轨道在全充满、半充满、全空状态时体系的能量较低，原子较稳定。如基态铬原子的电子排布式不是1s22s22p63s23p63d44s2，而是1s22s22p63s23p63d54s1，原因就是3d5半充满能量低稳定。基态铜原子的电子排布式不是1s22s22p63s23p63d94s2，而是1s22s22p63s23p63d104s1，原因就是3d10全充满能量低稳定。②第n个电子层所含的原子轨道数为n2，最多能容纳的电子数为2n2。每个能级原子轨道数为（2l+1），每个能级最多能容纳的电子数2（2l+1）。

2、电离能与电负性的变化规律

（1）电离能

a.同种元素的原子：电离能逐级增大。

b．同周期元素而言，碱金属第一电离能小，稀有气体第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。

c．同主族，从上到下，第一电离能逐渐减小

【特别提醒】 ① 前四周期中同周期元素中第ⅡA族、第ⅤA族第一电离能比较大，其原因：第ⅡA族价电子排布为ns2呈全满状态，能量低，比较稳定，更难失去电子，第ⅤA族价电子排布为ns2 np3，p轨道半充满，能量低，比较稳定。例如I1(Mg)> I1(Al)，I1(N)> I1(O)。②可以根据同一原子的逐级电离能的突跃，判断元素的主要化合价。例I3》I2,元素呈现+2价。

（2） 电负性.

①变化规律：同周期，从左到右元素的电负性逐渐增大；同主族，从上到下元素的电负性逐渐减小。一般来说，金属元素电负性较小，非金属元素电负性较大。

②应用：a.用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。

b．可以判断化合物中元素化合价的正负。

c．可以判断化学键的性质。

二、化学键、分子间作用力与物质的性质

1、杂化轨道与分子立体构型

几种常见的杂化轨道类型的比较如下表

2、分子的极性 ——由分子的构型决定

常见键的极性与分子极性的关系见下表

【规律方法】 判断AB n 型分子极性的经验规律：若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，否则为极性分子。

三、晶体结构与性质

1、离子晶体、分子晶体、原子晶体和金属晶体比较

【雾点盲点】同一能层中，各能级之间的能量大小关系是s<p<d<f。但要注意能及交错现象，故能级顺序：1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p···

【考前保温训练】

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