《原子结构与元素性质》教案3.doc

原子结构与元素性质教案精彩图文导入原子，看不见摸不着的微粒，相信没有同学见过原子吧？下图就是几种原子结构的示意图。你知道它们各是哪种元素的原子结构示意图吗？原子结构与元素性质有什么关系？原子体积很小，肉眼是看不见的，我们只能用结构示意图来表示，能表示原子结构的示意图方法有很多种，上图只是其中的两种，在上图中分别表示的是硫原子、钫原子、碳原子的结构示意图。从电离能、电负性两个方面在课本中寻找答案。高手支招之一：细品教材一、电离能及其变化规律1.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能量叫做电离能.常用符号I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程度。(2)第一电离能：处于基态的气态原子失去1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，常用符号I1表示。(3)第二电离能；由+1价气态阳离子再失去1个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示，依次还有第三、第四电离能等。通常，原子的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能。根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度。(4)电离能大小影响因素：电离能与原子轨道能有关，其大小取决于原子的有效核电荷(数)和主量子数。主量子数相同时，有效核电荷数越大，电离能越大。有效核电荷数相同时，主量子数越大，电离能越小。第一电离能与元素失电子难易程度的关系：第一电离能越大越难失去电子，第一电离能越小越易失去电子。高手笔记理解电离能定义时把握两点：一点是气态（原子或离子）二点是最小能量。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差较大，电离能数值呈突跃性变化，同层内电离能差别较小。2.电离能的变化规律：(1)同周期元素：碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；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。短周期元素的这种递变更为明显，这是同周期元素原子电子层数相同，但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。(2)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有效吸引作用逐渐减弱。过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元素原子序数的增加从左到右略有增加。这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排布在(n-1)d轨道上，核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。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。高手笔记：注意：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，元素第一电离能呈增大的趋势。主族元素：左-右：第一电离能依次明显增大（但其中有些曲折）。反常的原因：多数与全空（p0、d0）、全满（p6、d10）和半满（p3、d5）构型是比较稳定的构型有关。例题1.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E)如图所示，试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是 。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的 变化规律。(2)同周期内，随原子序数的增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象，试预测下列关系中正确的是 (填写编号)。E(砷)E(硒) E(砷)E(硒)E(溴)E(硒) E(溴)E(硒)(3)估计1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围： E 。(4)10号元素E值较大的原因是 解析：此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。(1)同主族元素最外层电子数相同，随着原子核电荷数逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，所以失去最外层电子所需能量逐渐减小。(2)根据图像可知，同周期元素E(氮)E(氧)，E(磷)E(硫)，E值出现反常现象。故可推知第四周期E(砷)E(硒)。但A族元素和A族元素的E值未出现反常。所以E(溴)E(硒)。此处应填、。(3)1mol 气态Ca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Mg要容易，故其E值应在419738之间。(4)10号元素是Ne，它的原子最外层已经成为8电子稳定结构，故其E值较大。答案：(1)随着原子序数的增大，E值变小周期性。(2)、(3)419、438或填E(钾)、E(镁)(4)10号元素是氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8个电子稳定结构。3.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；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8(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0；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27。高手笔记：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。非金属元素相互作用时，得电子能力强的显负价，得电子能力弱的显正价。二、元素的电负性及变化规律1.电负性(1)定义：用来表示当两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。鲍林给电负性下的定义是“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。(2)意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。2.元素电负性的周期性变化(1)金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。(2)同周期从左到右，元素的电负性递增；同主族，自上而下，元素的电负性递减，对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现出这种变化趋势。因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。3.元素电负性的应用(1)元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系元素的电负性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。通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于2的元素，大部分是非金属元素。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。例如，氟的电负性为4，是最强的非金属元素；钫的电负性为0.7，是最强的金属元素，利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负；电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。(2)元素的电负性与化学键类型的关系一般电负性差值大的元素原子间形成的主要是离子键，电负性差值小或相同的非金属原子之间形成的主要是共价键；当电负性差值为零时，通常形成非极性键，不为零时易形成极性键。例题2.已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.52.84.01.01.23.00.93.52.12.51.7已知：两成键元素间电负性差值大于1.7 时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是 。.判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC解析：元素的电负性是元素的性质，随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及上表中数值：Mg3N2电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2 AlCl3 SiC电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。答案：1.随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化。2.Mg3N2；离子化合物。SiC，BeCl2、AlCl3均为共价化合物。(3)电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价。例题3.下列有关电负性的说法中正确的是( )A.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。B.在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大C.金属元素电负性一定小于非金属元素电负性。D.在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价解析：电负性的变化规律：(1)同一周期，从左到右，元素电负性递增。(2)同一主族，自上而下，元素电负性递减。(3)副族元素的电负性变化趋势和主族类似。主族元素原子的电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能有特例，如电负性：ON，但第一电离能：NO，A错误。B、C选项没有考虑过渡元素的情况。答案：D4.除了元素的性质呈现周期性的变化外，物质的许多性质也呈现周期性变化。例如，单质的熔点、沸点、熔化热、汽化热；氢化物、氯化物的生成热、熔点和沸点等，都呈现出规律性的变化趋势。高手笔记：加深对元素周期律的理解：（1）同族元素在性质上的相似性，取决于原子的价电子排布的相似性；而同族元素在性质上的递变性，取决于原子核外电子层数的增加。（2）主族元素是金属元素或非金属元素取决于原子中价电子的多少。高手支招之二：基础整理本节学习要深入理解元素原子核外电子排布的周期性变化是元素性质周期性变化的根本原因。在学习过程中，要掌握用电离能、电负性来定量的衡量或比较原子得失电子的能力。高手支招之三：综合探究1.第A族中的镁、第A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，这是为什么？探究：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轨道上形成全空(p 0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)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一电离能。第A族中的镁、第A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，要说明这个问题必须从分析原子的核外电子排布入手。Mg的电子排布式为：1s22s22p63s2，当Mg失去一个电子后电子排布式为: 1s22s22p63s1，Mg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Al的电子排布式为：1s22s22p63s23p1，当Al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Al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：1s22s22p63s23p2，由3p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：1s22s22p63s23p4，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小。磷的第一电离能比硫的大。2.为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟Na、Mg、Al的化合价有什么联系？探究：因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为+1。而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为+2、+3。高手支招之四：典题例析例1.下列说法正确的是( )A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大C.在所有元素中，氟的电离能最大D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大解析：考查元素第一电离能的变化规律，一般同周期从左到右第一电离能逐渐增大，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大故A正确C不正确；但有反常，第A和VA族元素比同周期相邻两种元素第一电离能都低。同主族从上到下元素的第一电离能逐渐减小。，由于核外价电子排布镁为3S2，Al为3S23P1，故Al的第一电离能小于Mg的，所以B错误；根据同主族同周期规律可以推测：第一电离能KCaMgAl。与盐酸或稀硫酸反应越剧烈，金属性越强；最高价氧化物对应水化物碱性越强，金属性越强，如：碱性NaOHMg(OH)2Al(OH)3，金属性：NaMgAl ；简单阳离子氧化性越强，金属性越弱，如： Cu2+FeFe2+Cu 金属性：FeCu ；单质还原性越强，金属性越强，如：Cu+2Ag+2Ag+Cu2+ 金属性：CuAg 。电负性小于18 的为金属，电负性越小，金属性越强2判断元素非金属性强弱的方法 单质与H2化合难易， 元素氧化性越强，单质非金属性越强气态氢化物稳定性，如：HF很稳定，HCl较稳定，HBr较不稳定，HI很不稳定，加热分解2HIH2+I2，非金属性：C1BrI ；最高价氧化物对应水化物酸性越强，非金属性越强，如：H2SO4强酸，H3PO4中强酸，H2CO3弱酸，非金属性：SPC 。电负性大于1.8 的为非金属，电负性越大，非金属性越强。高手支招之六：体验成功基础强化： 1.下列关于稀有气体的叙述不正确的是( )A、各原子轨道电子均已填满B、其原子与同周期A、A族阳离子具有相同的核外电子排布C、化学性质很不活泼D、同周期中第一电离能最大解析：稀有气体各原子轨道电子达稳定结构，所以化学性质不活泼，同周期中第一电离能最大。稀有气体元素原子的核外电子排布与同周期的阴离子(达到稳定结构)的电子排布相同，同时还与下一周期的A、A族阳离子(失去最外层电子)具有相同的核外电子排布，故B错误。答案：B 2、下列原子的价电子排布中，对应于第一电离能最大的是( ) A、ns2np1 B、ns2np2 C、ns2np3 D、ns2np4解析：当原子轨道处于全满、半满时，具有的能量较低，原子比较稳定，电离能较大。答案：C3、下列各元素原子排列中，其电负性减小顺序正确的是( )A、KNaLi B、FOS C 、AsPN D、 CNO解析：同周期从左向右主族元素的电负性依次增大，同主族元素从上到下电负性依次减小。答案：B4、电负性差值为零时，可形成( )A、配位键 B、非极性共价键 C、金属键 D、离子键解析：电负性差值为零时，形成的化学键中共用电子不偏向任何一方，故可形成非极性共价键。答案：B5、按照第一电离能由大到小的顺序排列错误的是( )A、Be Mg Ca B、Be C N C、P As Si D、He Ne Ar解析：同周期从左到右，电离能总的趋势逐渐增大，但有些元素(如Be、Mg、N、P等)的电离能比相邻元素的电离能高些，是因为它们的外层电子构型达到了以全充满或半充满的稳定结构，同主族元素自上而下电离能依次减小。但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度不大，且不太规则。答案：B6(2006四川高考，)已知118号元素的离子aW3+、bX+、cY2、dZ都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是( )A、质子数cb B、离子的还原性Y2ZC、氢化物的稳定性H2YHZ D、原子半径XW解析：由题意可知，四种离子都具有氖的电子层结构，根据化合价Y、Z应是氧和氟，W、X应是铝和钠，a、b、c、d分别是13、11、8、9，cAl，D也正确。答案：B、D7(06山东模拟)X、Y、Z为短周期元素，Z的原子序数等于X、Y的原子序数之和，且Z离子比X离子多三个电子层，下列推断不正确的是A、Y的原子半径大于Z的原子半径B、X可能为金属元素C、Y与Z不可能形成离子化合物D、Z一定为非金属元素解析：因X、Y、Z为短周期元素，Z离子比X离子多3个电子层，推知Z只能是氢元素，Z为第三周期的S、Cl等元素；根据Z的原子序数等于X、Y的原子序数之和，推知Y为第三周期的非金属元素，且Y的原子序数小于Z，根据元素周期律即可判断选项中A、C、D正确，B错误。答案：B8、下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是( )A、K 、Na 、Li B、Al、 Mg、 Na C、N、O、C D、Cl、 S、P 解析：本题考查了元素第一电离能的递变规律，由同周期中从左到右，元素的第一电离能逐渐增大知，B、C、D选项中均逐渐降低；同主族中，从上到下，第一电离能逐渐减小，故A逐渐升高。第A族中的Be、Mg、Ca及第VA族的N、P、As第一电离能出现反常现象。答案：A9、下列说法不正确的是( )A.第一电离能的周期性递变规律是原子半径、化合价、电子排布周期性变化的结果B.通常元素的第一电子亲和能为正值，第二电子亲和能为负值C.电负性是相对的，所以没有单位D.分析元素电负性数值可以看出，金属元素的电负性较大，非金属元素的电负性较小思路分析：A、B、C都是正确的，金属的电负性较小，非金属的电负性较大，所以D错误。答案：D综合应用： 10.(2006北京西城，12)五种短周期元素的原子半径，最高正价及负化合价见下表：元素代号LMQRT原子半径/mm0.1600.0890.2430.1020.074化合价2236，22下列叙述正确的是()AL、M的单质与稀盐酸反应速率LMBQ、T两元素间可形成两性化合物CR、T两元素的氢化物分子间能形成氢键DL、R两元素的简单离子的核外电子数可能相等解析：本题综合考查了同周期和同主族元素的原子半径、化合价和化学性质的递变规律。据表格提供的信息知L、M同周期，且L的原子序数大于M的原子序数，故L的金属性大于M，与稀盐酸反应速率LM，A错；据信息知T为氧元素，R为S元素，Q则为铝元素，L为镁元素，M为铍元素。综合分析可知B正确。答案：B11.能够证明电子在核外是分层排布的事实是( )A、电负性 B、电离能 C、电子亲和能 D、电势能解析：各级电离能逐级增大，I1，I2，I3。外层电子只有一个电子的碱金属元素很容易失去一个电子变为1价阳离子，而达到稳定结构，I1较小，但再失去一个电子变为2价阳离子却非常困难。即I2突跃式升高，即I2I1，又如外层只有两个的Mg、Ca等碱土金属元素，I1和I2差别较小，但失去2个电子达到稳定结构后，在失去电子变为3价阳离子却非常困难，即I3突跃式变大，I3I2I1，因此说电离能是核外电子分层排布的实验佐证。答案：B12.X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm和Yn两种离子的核外电子排布相同，下列说法正确的是( )A.X的原子半径比Y小 B.X和Y的核电核数之差为mnC.电负性XY D.第一电离能XY，原子半径XY。X比Y更易失去电子，第一电离能X小于Y的，电负性X小于Y的。答案：D13(06模拟合肥理综)有短周期元素A、B、C，原子序数依次增大。A、B、C三种元素原子最外层电子数之和比C的次外层电子数少2，它们质子数之和不超过M电子层最多容纳的电子数。将它们分别与氧元素结合，均可生成两种氧化物，A的氧化物有D和E，D的含氧量比E高；B的氧化物有F和G，G有毒；C的氧化物有H和I，H能和E发生化合反应。I中含有的化学键类型 ；D的名称为 ；F过量在世界引起 。写出F和I反应的化学方程式 ；过量的F与C的氧化物的水化物反应的离子方程式 。与C在同一周期的某非金属元素R ，位于m 主族，则其形成的气态氢化物的化学式为 。解析：由题意知A、B、C三种元素应是第一、二、三、四主族中的短周期元素，能和氧生成两种氧化物的一般为氢、钠、碳等，再结合三者原子序数增大、氧化物中的含氧量、氧化物的毒性等条件可得结论。答案:离子键，非极性键 过氧化氢 温室效应2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 CO2+OH-=HCO3-H8-mR或RH8-m 14. 7、A、B、C、D四种元素，已知A元素是自然界中含量最多的元素；B元素为金属元素，已知它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素，D元素在第3周期中电负性最大。 (1)试推断A、B、C、D四种元素的名称和符号。 (2)写出上述元素两两化合生成的离子化合物的 化学式。解析：自然界中含量最多的元素为氧，B元素由题意知，K层和L层之和为10，则M层为8个，N层为2个；C是第三周期电离能最小的元素，为Na，第3周期中电负性最大的元素为Cl。答案：A：氧 (O)B：钙(Ca)C：钠(Na)D：氯(Cl)(2)CaO Na2O Na2O2 CaCl2 NaCl创新拓展：15.(2004年江苏高考，6 ) X、Y是元素周期表A族中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是( )AX原子的电子层数比Y原子的电子层数多 BX的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低CX的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定 DY的单质能将X从NaX的溶液中置换出来解析：本题是A的非金属性强弱的比较，注意本族元素的特性联系考虑。A选项中X原子电子层数多于Y，因此在同族中x在Y的下方，根据同主族元素由上向下，非金属性减弱可知，X的非金属性比Y弱，故A错误；B是氢化物的沸点问题，Y的氢化物如果是HF，X的氢化物是HCl，由于氢键的存在导致沸点反常，虽然Y的氢化物沸点比X的氢化物沸点高，但是Y的非金属性却高于X的非金属性，故B错误；C比较的是氢化物的稳定性，这很常用于判断元素非金属性强弱，X的氢化物稳定，说明其非金属性强，如：稳定性HFHClHBrHI；D中Y单质能够将X的离子从其盐溶液中置换出来，说明Y非金属性强于X，与题干相反。答案：C16. (2003上海)下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素(1)下列 (填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。a、c、h b、g、k c、h、l d、e、f(2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响。原子核失去核外不同电子所需的能量(KJmol-1)锂XY失去第一个电子519502580失去第二个电子7 2964 5701 820失去第三个电子11 7996 9202 750失去第四个电子9 55011 600通过上述信息和表中的数据分析，为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量 。表中X可能为13种元素中的 (填写字母)元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式 。Y是周期表中 族的元素的增加，I1逐渐增大。以上13种元素中， (填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。 解析：(1)从所给元素在周期表中的位置不难知道a、c、d、f分别为Na、Mg、Sr和Al，e处于过渡元素区也一定为金属，它们都是电的良导体；h为碳元素，其单质中的石墨也是电的良导体，故应选、两组。(2)锂原子核外共有3个电子，其中两个在K层，1个在L层，当失去最外层的一个电子后，锂离子达到稳定结构，根据题给信息可知，锂离子再失去电子便会形成不稳定结构，因此锂原子失去第二个电子时所需能量远大于失去第一个电子所需的能量。由表中数据可知：X失去第二个电子所需能量远大于失去第一个电子所需的能量(9倍多)，而失去第三个、第四个电子所需能量皆不足前者的两倍，故第一个电子为最外层的1个电子，而其他几个电子应处于内层。结合所给的周期表知，X应为a，即钠元素，和j即氧元素所形成的化合物化学式分别为：Na2O和 Na2O2。由表中所给Y的数据可知，Y失去第一、二、三个电子所需能量差别不大，而失去第四个电子所需能量远大于失去第三个电子所需的能量，因此，Y元素的最外层有3个电子，即为第A族的元素Al。从题目所给信息知道，原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关，还与形成稳定结构的倾向有关。结构越稳定失电子所需能量越高，在所给13种元素中，处于零族的m元素已达8e-稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多。答案：(1) (2)Li原子失去1个电子后形成稳定结构，再失去1个电子很困难 a；Na2O 或Na2O2 A m教材习题解析与答案1.A2.定义：气态原子失去一个电子形成1价气态阳离子所需的最低能量。不同级电离能有突跃性的变化，证明核外电子是分层排布的；层与层电离能相差较大，同层内电离能相差较小。3.钠原子的第一电离能较低，而第二电离能突跃式变高说明I2I1。这说明钠很说明失