电离能 :K+> Ar> Cl-?

全充满：s2、p6、d10、f14
半充满：p3、d5、f7
全空：s0、p0、d0、f0
凡是生成上述三种状态的,都相对较容易；
凡是破坏上述三种状态的,都相对较难.
它们是构成电离能反常的特例.
如第一电离能反常：N大于O,N是破坏p3半充满,而O是形成p3半充满；
再如,第一电离能反常：Mg大于Al,Mg是破坏s2全充满,而Al是形成s2半充满.

电离能可以定量的比较气态原子失去电子的难易,电离能越大,原子越难失去电子,其金属性越弱；反之金属性越强.所以它可以比较元素的金属性强弱.影响电离能大小的因素是：有效核电荷、原子半径、和原子的电子构型.
电离能与电子层数有一定关系,电子数越多,说明原子半径越大,板子核对最外层电子的吸引力降低,容易电离失去,电离能较低;电离能与最外层电子数也有关,如:同一p轨域中的两个电子间存在一定的排斥作用,这种排斥作用有利于电子脱离原子；所以同一p轨域中的配对电子比单个电子更容易被电离.

一般来说,元素的电离能按照第一、第二……的顺序逐渐增加,如果突然增加的比较多,电离的难度增大,这里就是元素的通常的化合价.

有多少个电子就有第几电离能,只是像镁钙的第五电离能没有多大意义而已

(1)Al
(2)1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ¹⁰ 4s ² 4p ² ；GeCl ₄ ；CD
(3)BD
(4)＞；两者均为离子化合物，且电荷数均为1，但后者离子半径大，离子键较弱，因此熔点较低

(1)从表中原子的第一至第四电离能可以看出，元素的第一、第二、第三电离能都较小，可失去3个电子，最高化合价为+3价，即最外层应有3个电子，应为铝元素。
(2)镓是32号元素，核外有32个电子，基态锗(Ge)原子原子的电子排布式为1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ¹⁰ 4s ² 4p ² ，Ge的最高价为+4价，氯化物分子式是GeCl ₄ 。
A．Ge是一种金属元素，但最外层电子数为4，金属性不强，故A错误；B．硫的其电负性大于硅，硅的电负性大于锗，所以锗的电负性小于硫，故B错误；C．锗单质是一种半导体材料，故C正确； D．氯化锗和溴化锗都是分子晶体，但氯化锗的相对分子质量小于溴化锗，则氯化锗沸点低于溴化锗的沸点。
(3)A．分子中不存在与电负性强的元素相连的氢原子，所以不存在氢键，故A错误；B．分子中碳碳键是非极性键，碳氢键、碳氧键是极性键，故B正确；C．1个单键是1个σ键，一个双键是1个σ键和1个π键，所以分子中有9个σ键和3个π键，故C错误；D．根据醛基比甲基更溶于水，所以分子红两个甲基被醛基取代，溶解度增大，故D正确。
(4)两者均为离子化合物，且电荷数均为1，但后者离子半径大，离子键较弱，因此熔点较低。

电负性是得电子能力,电离能是失电子能力
得电子能力越强的,失电子能力就越弱啊.
电离能分第一,第二等等,你的意思是.

Mg离子带正二价,AI离子带正三价
因为镁和铝原子成为离子失去的电子数不同
所以所需看的电离能层数不同

氯的外层电子共7个,碳有4个,由于强烈的形成稳定的八隅体的倾向,氯具有强烈的得到一个电子的倾向,电负性较大.当然也不易失去电子,所以第一电离能也高.

Al的第二电离能大于Mg的(不能光看第一电离能的,还是电负性比较靠谱)
你去查查电负性表,鲍林标度Al是1.61,Mg是1.31,Al金属性弱些.
第一电离能是指一个气态原子失去一个电子形成一个气态离子所吸收的能量
根据这个定义可以看出,第一电离能越大,失去电子的能力就越弱,说明这种元素的还原性越弱,金属性也越弱
但是也不尽然,镁和铝就是一个典型的例外,
铝核外本来是3s2 3p1,失去一个电子后,核外电子变成 3s2
这是一种稳定的结构,物质当然趋向于形成稳定的结构,所以铝失去第一个电子比镁要容易,但是以后的第二电离能,就是铝比镁大了
这种特例,还有O＜N ,S＜P 原因与上面所说的相似
熔点是由晶格能所决定的,镁和铝的晶体结构不一样,原子半径也不一样,因此造成了他们熔沸点的不同.
所以不能看他们的第一电离能

基态氢原子的电离能是 13.59844ev.
H及类H元素 电离能计算公式：
E ＝[13.6085(z+0) -0.0075](z-0) -0.003 (z为核电荷数,当z=7时,误差率 -0.04％)

一般认为,电负性大于1.8的是非金属元素,小于1.8的是金属元素,在1.8左右的元素既有金属性又有非金属性,在过渡元素中这个规律不适用.

原子半径与非金属性,电离能等关系不大.只是电离能同周期自左至右增大,与原子半径减小的趋势一致,同族自上至下减小,与原子半径增大的趋势一致.
电负性大的元素通常是那些电子亲和能大的元素(非金属性强的元素),电负性小的元素通常是那些电离能小的元素(金属性强的元素).
电负性与电离能和电子亲和能之间的确存在某种联系,但不意味着可以混用.
摘自《无机化学》
微粒的化合价处于元素价态的最高价,只有氧化性,化合价处于最低价态只有还原性,处于中间价态的在一定条件下,一般来说既有氧化性又有还原性

应该是一样的值.

使气态的基态原子失去一个电子,变成带一个正电荷的气态离子所需的最低能量,称为该元素原子的第一电离能（I1）；使气态的基态正一价离子失去一个电子,变成气态正二价离子所需的最低能量,称为第二电离能（I2）；依次类推,还有第三、第四电离能I3、I4等,电离能的单位常用kJ/mol.例如：
电离能就是原子失去电子所吸收的能量 由失去的电子数分为第一、第二...电离能 电离能越大 原子活跃性越小
元素的原子吸引成键电子的相对能力可以用该元素的相对电负性来表示,简称电负性（X）.原子吸引成键电子的能力越强,其电负性就越大；原子吸引成键电子的能力越弱,电负性就越小

我就帮你解释这道题吧.
原子中电子的定态包括能级1、2、3..
其中1级是基态,其他的能级是激发态.
电子吸收能量从低能级跃迁到高能级,释放能量从高能级跃迁到低能级（这里吸收和释放的能量都是光子的形式,满足E=mc^2）.如果吸收的能量高到使电子脱离了原子核的束缚,那么电子发生了电离,这个能量就是电离能（正值）.我们说某个能级的能量就是电子从自由状态被原子核俘获到该能级所放出的能量的相反数（所以都是负值）
那么看你的问题
1.已知基态HE+的电离能为E=54.4EV.为使基态HE+进入激发态,入射光子所需最小能量为多少EV?
由 En=E1/(n^2) 其中E1是基态能量 -54.4EV（题中给的是电离能,就是定态能量的相反数）,可以求出离他最近的激发态,也就是第二能级的能量E2（令n=2就好）,然后ΔE=E2-E1就是增加的能量,也就是至少要吸收的啦.
2.若用该光照射逸出功为3.34ev的ZN板,逸出的光电子的最大初动能为多少ev?
该光的能量等于你在第一题中求出的ΔE.最大初动能 Ek=ΔE-W W是逸出功（这是课本上的公式啦,
所以你这两题就都做完啦.
看在我一字一句都是自己给你打出来的份上,支持我一下吧,

你说的是第一电离能把.Mg第一电离能是失去S电子的,而Al是P电子的.当n相同时,P电子的能量高于S电子,所以n相同的P电子比S电子更容易失去,即此时P电子的电离能小于S电子.
S的电离能为什么比P的稍小些呢.因为磷的P电子排布是：↑ ↑ ↑,而硫的是↑↓ ↑ ↑.即磷是一种“半满”的相对稳定结构.如果失去一个电子,这中稳定结构就被破坏,所以电离时需要的能量高.而硫失去一个电子后就成了：
↑ ↑ ↑这样的相对稳定结构,所以电离需要的能量低.这样S的第一电离能就小于P.

一个是指基态原子的吸引能力,一个是指在化合物中对电子的吸引能力

解题思路：由电离能数据可知，X可失去1个电子，原子最外层电子数为1，Y可失去3个电子，原子最外层有3个电子，Z难以失去电子，应为稀有气体元素．

A．由电离能数据可知，X可失去1个电子，原子最外层电子数为1，常见化合价是+1，故A正确；
B．Y可失去3个电子，原子最外层有3个电子，是ⅢA族元素，故B正确；
C．X可失去1个电子，原子最外层电子数为1，与氯形成化合物时，化学式可能是XCl，X的化合价是+1，故C正确；
D．若Y为Al，与冷水不反应，故D错误．
故选D．

点评：
本题考点： 元素电离能、电负性的含义及应用．

考点点评： 本题考查元素的电离能知识，题目难度不大，注意第一电离能与核外最外层电子的关系．

化学元素的电离能,你可到下面的网址看看.
http://www.hxu.edu.cn/partwebs/huaxuexi/qt/hxys/element-dln.htm
电离能也是可以计算的,只是现在教科书里还没有,具体你可上http://hi.baidu.com/lyglwc/blog/item/167701d2d20aaf269b5027b2.html 看看.

这位同学我估计你是搞竞赛的,我给你点播一下吧,具体工作还得由你完成
1用slater规则计算就可以得出答案
2这个答案你也可以从量子数来解释,或者你也可以举出具体的例子来反驳,比如碳1S2,2S2,2P2和Al
1s2,2s2,2p6,3s2,3p1.,两个元素P电子的性质肯定不同
3,第三周期简单离子的最小半径,只需考虑金属元素,不用考虑非金属元素的,答案是Al3+

一般看成是,这种物质比较常见的是硫酸和硒酸,通常情况下是把他们当成强电解质处理（两者二级电离的平衡常数的数量级都是10^-2,比较大）.
希望对你有所帮助!

是第二个电子

首先,能量越低越稳定指的是电子.其次,没有原子能量这种说法.再次,就算有原子能量这种说法,氟会说,哥作为最强的氧化剂表示压力很大.所以第一电离能逐渐升高,只是说明其失去一个电子的能力越来越差,不能说明别的问题.

9倍
能级是-R*Z^2/(n^2) R是常数,Z是质子数,n是能级
氢原子和锂2+离子电子能级相同n=1,所以电离能的比例等于质子数的平方比

从一个主量子数到另一个主量子数时,电子能量相差大,即电离时能量突然增大很多.
而同一层中的电子能量相差要小很多,电离能相差就小很多.
有电离能突然增大的现象则是分层的.

解题思路：（1）随着电子的逐个失去，阳离子所带正电荷变多，再失去一个电子需克服的电性引力增大，消耗的能量增多；
（2）离核较近的电子层有较低的能量，随着电子层数的增加，电子层的能量越来越大．

（1）随着电子的逐个失去，阳离子所带正电荷变多，再失去一个电子需克服的电性引力增大，消耗的能量增多，所以铝的第一电离能小于铝的第二电离能，
故答案为：小于；
（2）离核较近的电子层有较低的能量，随着电子层数的增加，电子层的能量越来越大，所以在同一个原子中，离核越近、n越小的电子层能量越低；在同一电子层中，各亚层的能量按s、p、d、f的次序依次增大；原子第三能层的能级分别为s、p、d，
故答案为：越低；增大；s、p、d．

点评：
本题考点： 元素电离能、电负性的含义及应用；原子核外电子排布．

考点点评： 本题考查了电离能、原子核外电子分层排布与能量关系，题目难度不大，注意对基础知识的积累．

E2：E1 > E3：E2
1到2是跨层,所以2可能是1的5-10倍
2、3是同层,虽然数值大,但几乎没有倍数关系
你问的是比值,所以看的是谁和谁差别更大!1、2差别大

解题思路：（1）根据核外电子排布规律书写；原子轨道处于半满、全满、全空时能量更低稳定；
（2）①根据配位键形成条件分析，由Fe原子或离子的核外电子排布图可知，Fe原子或离子含有空轨道，配位体中的中心原子含有孤对电子；
（3）根据信息可知三氯化铁的晶体为分子晶体；
（4）利用均摊法计算．

（1）Mn元素为25号元素，核外电子排布式为[Ar]3d⁵4s²，所以价层电子排布式为3d⁵4s²，
由Mn²⁺转化为Mn³⁺时，3d能级由较稳定的3d⁵半充满状态转为不稳定的3d⁴状态需要的能量较多；而Fe²⁺到Fe³⁺时，3d能级由不稳定的3d⁶到稳定的3d⁵半充满状态，需要的能量相对要少，
故答案为：3d⁵4s²；由Mn²⁺转化为Mn³⁺时，3d能级由较稳定的3d⁵半充满状态转为不稳定的3d⁴状态需要的能量较多；而Fe²⁺到Fe³⁺时，3d能级由不稳定的3d⁶到稳定的3d⁵半充满状态，需要的能量相对要少；
（2）Fe原子或离子含有空轨道．所以，与Fe原子或离子形成配合物的分子或离子应具有孤对电子，故答案为：具有孤对电子；
（3）三氯化铁，其熔点：282℃，沸点315℃，在300℃以上升华．易溶于水，也易溶于乙醚、丙酮等有机溶剂．符号分子晶体的特征，故为三氯化铁分子晶体，
故答案为：分子；
（4）面心立方结构晶胞中铁原子数为1+6×[1/2]=4；体心立方结构晶胞中铁原子数为1+8×[1/8]=2，属于两种结构的铁原子数之比为4：2=2：1，体心立方晶胞空间利用率为68%，
故答案为：2：1；68%．

点评：
本题考点： 晶体的类型与物质熔点、硬度、导电性等的关系；配合物的成键情况；晶胞的计算．

考点点评： 本题考查电子排布式、电离能、晶体性质、晶胞等，难度较大，是对知识与能力综合考查，（4）是学生解答的难点．

镁和铝,氮和氧,也就是第二主族与第三主族,第五主族与第六主族,分别是因为电子轨道全满和半充满,希望楼主满意

http://web.stteresa.edu.hk/~kfyuen/s6ch510.jpg
http://web.stteresa.edu.hk/~kfyuen/s6ch503.jpg
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SORRY 看错了

一般情况下,同一元素相邻电离能之间相差一倍左右.
所谓突变就是相邻电离能之间相差幅度异常增大,一般在数倍甚至十倍左右.
具体来说就是,锂的第二电离能高于第一电离能几倍甚至十倍,这是由于Li的化合价为+1价,在失去第二个电子时,将要失去第一层的电子,这是较困难的.

是从定态I跃迁到定态K吧,氢原子能级En=-13.6/n^2(ev),基态能量-13.6ev,定态I能量-0.85ev,从基态到定态K需10.2ev能量,则定态k能量-13.6+10.2=-3.4ev,则从定态I跃迁到定态K释放的能量为-0.85+3.4=2.55ev,即为光子能量.

AC

是的.里层电子电离能非常大.

因 N 的最外层轨道电子数处于半充 满的稳定状态,因此 N 的第一电离能反常大于 O,Be 的价层 电子排布处于全满的稳定结构,其第 一电离能大于 B,因此第一电离能介于在 B、 N 间的第二周期元素有 Be、 C、 O 三种元素.

氦原子的第二电离能就是从一价氦离子上取走一个电子所需的能量.
而一价氦离子是类氢离子（只有1个电子）,它的电子能量可以严格计算出来.
类氢体系的电子能量E正比于核电荷的平方,因此一价氦离子的电子能量是氢原子的电子能量的4倍.
氢原子的电子能量13.6eV,因此一价氦离子的电子能量13.6×4=54.4eV
氦原子的第二电离能就是54.4eV
同理可以计算锂原子的第三电离能、铍原子的第四电离能等等.

元素周期表中,从左到右,原子半径、电离能逐渐减小,电负性逐渐增强（稀有气体除外）；元素金属性,失电子能力逐渐减弱,非金属性,得电子能力逐渐增强；
从上到下,原子半径、电离能逐渐增强,电负性逐渐减弱（稀有气体除外）；元素金属性,失电子能力逐渐增强,非金属性,得电子能力逐渐减弱；

第一电离能大小和金属性非金属性相关,非金属性强的第一电离能越大,金属性强的第一电离能越小,但是同周期稀有气体最大,第三主族、第六主族由于全空、半充满规则会比它左边的同周期主族第一电离能小

电离能就是基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量；电子亲和能就是元素的气态原子在基态时获得一个电子成为一价气态负离子所放出的能量.
从这里就明显看出其区别了,这是我从大一的无机化学课本找到的,希望对你有所帮助~

第一个问题,通常情况下是右边的大,你举得例子即是Mg和As大,因为通常认为电子层数的增大对半径的影响远无法被内层电子的屏蔽效应拉平,当然,讨论到镧系和锕系元素是会有特殊性；
第二个问题,可以这样简单的记忆,但分析的时候不能这么简单的考虑,电离能尤其是第一电离能分析起来还是比较复杂综合的；
第三个问题,不好这样理解,与第一电离能相对的表征是第一电子亲和能,电负性虽然反映了原子核束缚电子的能力,但往往是在成建的基础上分析电子对偏移使用,而这与气态条件下的电子得失还是有差别的,但刨除个例,简化记忆还是可以的,不过用来分析问题逻辑上啊,包括实际情况还是容易出问题的.

因为镁失去两个电子后最外层已经达到8电子稳定结构,和氖的电子结构相似,镁的原子核电荷数比氖多两个,所以镁原子核对核外电子的吸引力大于氖原子核对核外电子的吸引力,所以镁离子的第三电离能比氖的第一电离能要低.

电离能(I)
基态的气态原子失去一个电子形成气态一价正离子时所需能量称为元素的第一电离能（I1）.元素气态一价正离子失去一个电子形成气态二价正离子时所需能量称为元素的第二电离能（I2）.第三、四电离能依此类推,并且I1＜I2＜I3….由于原子失去电子必须消耗能量克服核对外层电子的引力,所以电离能总为正值,SI单位为J• mol-1,常用kJ•mol-1.通常不特别说明,指的都是第一电离能.
电离能可以定量的比较气态原子失去电子的难易,电离能越大,原子越难失去电子,其金属性越弱；反之金属性越强.所以它可以比较元素的金属性强弱.影响电离能大小的因素是：有效核电荷、原子半径、和原子的电子构型.
（1）同周期主族元素从左到右作用到最外层电子上的有效核电荷逐渐增大,电离能也逐渐增大,到稀有气体由于具有稳定的电子层结构,其电离能最大.故同周期元素从强金属性逐渐变到非金属性,直至强非金属性.
（2）同周期副族元素从左至右,由于有效核电荷增加不多,原子半径减小缓慢,有电离能增加不如主族元素明显.由于最外层只有两个电子,过渡元素均表现金属性.
（3）同一主族元素从上到下,原子半径增加,有效核电荷增加不多,则原子半径增大的影响起主要作用,电离能由大变小,元素的金属性逐渐增强.
（4）同一副族电离能变化不规则.
电负性
周期表中各元素的原子吸引电子能力的一种相对标度 .又称负电性.元素的电负性愈大,吸引电子的倾向愈大,非金属性也愈强.电负性的定义和计算方法有多种,每一种方法的电负性数值都不同,比较有代表性的有3种：
① L.C.鲍林提出的标度.根据热化学数据和分子的键能,指定氟的电负性为3.98,计算其他元素的相对电负性.
②R.S.密立根从电离势和电子亲合能计算的绝对电负性.
③A.L.阿莱提出的建立在核和成键原子的电子静电作用基础上的电负性.利用电负性值时,必须是同一套数值进行比较.
电负性综合考虑了电离能和电子亲合能,首先由莱纳斯·鲍林于1932年提出.它以一组数值的相对大小表示元素原子在分子中对成键电子的吸引能力,称为相对电负性,简称电负性.元素电负性数值越大,原子在形成化学键时对成键电子的吸引力越强.
同一周期从左至右,有效核电荷递增,原子半径递减,对电子的吸引能力渐强,因而电负性值递增；同族元素从上到下,随着原子半径的增大,元素电负性值递减.过渡元素的电负性值无明显规律.就总体而言,周期表右上方的典型非金属元素都有较大电负性数值,氟的电负性值数大（4.0）；周期表左下方的金属元素电负性值都较小,铯和钫是电负性最小的元素（0.7）.一般说来,非金属元素的电负性大于2.0,金属元素电负性小于2.0.
电负性概念还可以用来判断化合物中元素的正负化合价和化学键的类型.电负性值较大的元素在形成化合物时,由于对成键电子吸引较强,往往表现为负化合价；而电负性值较小者表现为正化合价.在形成共价键时,共用电子对偏移向电负性较强的原子而使键带有极性,电负性差越大,键的极性越强.当化学键两端元素的电负性相差很大时（例如大于1.7）所形成的键则以离子性为主.
常见元素电负性（鲍林标度）
氢 2.2 锂 0.98 铍 1.57 硼 2.04 碳 2.55 氮 3.04 氧 3.44 氟 3.98
钠 0.93 镁 1.31 铝 1.61 硅 1.90 磷 2.19 硫 2.58 氯 3.16
钾 0.82 钙 1.00 锰 1.55 铁 1.83 镍 1.91 铜 1.9 锌 1.65 镓 1.81 锗 2.01 砷 2.18 硒 2.48 溴 2.96
铷 0.82 锶 0.95 银 1.93 碘 2.66 钡 0.89 金 2.54 铅 2.33

电离能是说明金属活泼性质的一个指标,表述的金属的失电子性质,非金属活泼性质是用电子亲和能来表述的.
电离能是指基态的气态原子失去电子变成气态阳离子所需要的能量.所以,一定得是气态,不管该元素容不容易变成气态,呵呵.电离能的单位是千焦/摩尔,失去第一个电子所需要的能量叫第一电离能,失去第二个电子所需要的能量叫第二电离能,依次类推.任何一种元素,第一电离能总是最小的,失去后面的电子所需要的能量都会变大.
比如钠,11号元素,第一电离能比较小,失去第一个电子后变成了+1的离子,外围电子构形就变成了跟前面的10号元素氖一样的S2P6的电子层全充满的稳定结构了,再失去电子就变得很困难了,第二电离能就特别大,好象是差不多相差了10倍.同理,后面的12号元素镁,第一第二电离能相差比较小,第三电离能就变得很大.非金属元素不容易失电子,所以第一电离能都非常大,后面的更大.
总而言之,一定得是气态,否则这么多种元素有的是气态,有的是液态,有的是固态,跑步的,穿旱冰鞋的,骑车的,虽然咱比的都是体力,比起来也会乱套的,呵呵

镁的电子排布是[Ne]3s^2,3p轨道全空较稳定,而铝是[Ne]3s^2 3p^1则不是全满,全空,半空中任意一种情况,不稳定,故铝的第一电离能比镁小.

稀有气体元素有___E、A____,
最活泼的金属元素是___B_____.

第一电离能（I1）
I1 I2 I3
砷 947 1798 2735
硒 941 2045 2973.7
溴 1139.9 2103 3470
砷As大于硒Se大于溴Br
在周期表中第二主族和第三主族、五六主族反过来

因为第二和第三个电子距离原子核更近,所以原子核对它们的束缚更强,所以第一电离能比第二第三电离能要小.

半径越大电离能越小
电磁力是随距离增大而减小的
因为半径大,最外层电子与原子核距离大
受到的电磁力（吸引）就小
需要的电离能就小