化学（人教版2019）选择性必修2 1.2原子结构与元素的性质（共41张ppt）
文档属性
| 名称 | 化学（人教版2019）选择性必修2 1.2原子结构与元素的性质（共41张ppt） |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 3.2MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2022-07-28 14:31:11 | ||
图片预览
文档简介
(共41张PPT)
能层 能级
Q
P
O
N
M
L
K
能级组
7s 5f 6d 7p
6s 4f 5d 6p
5s 4d 5p
4s 3d 4p
3s 3p
2s 2p
1s
核外电子填充顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
核外电子排布式的书写：1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p
23V
核外电子填充顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
1s2
2s22p6
3s23p6
4s23d3
1s2 2s22p6 3s23p63d3 4s2
核外电子排布式的书写：1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p
23V的核外电子排布式：
23V的价层（外围）电子排布式：
3d34s2
23V的价层（外围）电子排布示意图：
3d
4s
或【Ar】3d3 4s2
能量最低原理！！！
洪特规则！！！
泡利不相容原理！！！
1s
2s
3s
能层 能级
Q
P
O
N
M
L
K
4s
2p
3p
4p
4f
3d
4d
§1-2
原子结构
与元素的性质
人教版高中化学选择性必修二 第一章 原子结构与元素的性质
目录
原子结构与元素周期表
1
元素周期律
2
复习回忆
一、原子结构与元素周期表
周期
短周期
长周期
第1周期：2 种元素
第2周期：8 种元素
第3周期：8 种元素
第4周期：18 种元素
第5周期：18 种元素
第6周期：32 种元素
（不完全周期）
第7周期：26种元素
※周期序数 = 电子层数（能层数）
（横行）
族
主族：
副族：
ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA
第VIII 族：
稀有气体元素
※主族序数 = 最外层电子数 = 价电子数= 最高正价数
（纵行）
零族：
共七个主族
ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB
共七个副族
三个纵行(8、9、10），位于Ⅶ B 与ⅠB中间
ⅠA
ⅡA
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
VIII
ⅠB
ⅡB
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
活动1：思考：教材P14科学探究1，并根据各周期开头与结尾元素的最外层电子的排布式总结每一周期元素原子结构特点。
问题一：原子结构与元素周期系的关系
1s1 1s2
2s1 2s22p6
3s1 3s23p6
4s1 4s24p6
5s1 5s25p6
6s1 6s26p6
通式：ns1——ns2np6
①周期结构特点：
除第一周期外，各周期均以填充s能级的元素（碱金属）开始，并以填充满p能级（稀有气体）的元素告终。
实质：原子核外电子排布的周期性变化
活动2：元素周期系的周期是单调的吗？呈怎样的变化规律？
周期 一 二 三 四 五 六 七
元素数目 2 8 8 18 18 32 32（26）
金属元素数目 0 2 3 14 15 30 31（26）
元素周期系的周期发展像螺壳上的螺旋
活动1：思考：教材P14科学探究 2
（1）周期表上的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。
（2）每个纵列的价电子总数是否相等呢？
问题二：原子的电子排布与族的划分
相等(氦、镧系、锕系除外)
主族元素的价电子即为最外层电子
过渡元素价电子与最外层、次外层甚至倒数第三层电子有关
活动2：阅读教材P14科学探究3，思考：
1.划分区的依据是什么？
2.s区、d区、ds区、p区分别有几个纵列？
3. s区、p区、d区、 ds区各包含哪些族的元素？外围电子排布的特点？主要包含金属还是非金属元素？
除ds区外，区的名称都来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
分别有2个、8个、2个、6个纵列。
ⅠA 0
1 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2
3 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB
4
5
6
7
镧系
锕系
s
区
d区
ds
区
p区
f区
元素周期表的分区简图
ⅠA ⅡA
ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB VIII ⅠB ⅡB
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
ns1
ns2
(n-1)d1 ns2
(n-1)d2 ns2
(n-1)d3 ns2
(n-1)d5 ns1
(n-1)d6 ns2
(n-1)d7 ns2
(n-1)d8ns2
(n-1)d5 ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
ns2np6
(n-1)d10 ns1
(n-1)d10 ns2
---各族价电子排布式
原子的电子排布与族的划分
s区
d区
ds区
p区
族序数 价电子排布 元素分类
s区
p区
d区
ds区
f区
ⅠA、ⅡA族
ⅢA～0族
ⅢB～Ⅷ族
ⅠB、ⅡB族
镧系和锕系
ns1、ns2
ns2np1～6
(n-1)d1～8ns2
(n-1)d10ns1～2
（n-2）f0～14 (n-1)d0~2ns2
归纳总结：各区元素特点
活泼金属(除H)
大多为非金属
过渡金属
过渡金属
过渡金属
思考：为什么s区、d区、ds区的元素都是金属(氢除外)？
4. 为什么副族元素又称为过渡元素？
5.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？
活动4：教材P14-15科学探究 4-6
副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。
这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的。在元素周期表中，同周期的元素从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱，结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性。
处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称之为半金属或准金属。
6. 处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？
活动5：观察各族元素原子价电子层排布与族序数的关系，总结原子结构与元素在周期表中的位置有什么关系？
根据电子层结构判断元素在周期表中位置
①周期数=最大能层数
（钯除外，因为46Pd [Kr]4d10,最大能层数是4，但是在第五周期）
主族元素： 主族序数=最外层电子数=价电子数
如：29Cu 3d104s1 10+1=11尾数是1所以，是IB。
副族元素：
②族序数：外围电子（价电子）总数决定
纵行数=(n-1)d+ns的电子总数
族序数=价电子总数个位数
第Ⅷ族： 价电子总数为8~10
小 结
1、原子的电子排布与周期的划分
2、原子的电子排布与族的划分
主族元素：族序数 = 原子的最外层电子数
= 价电子数
副族元素：大多数族序数 =（n-1)d+ns的电子数
= 价电子数
3、原子的电子构型和元素的分区
周期序数=能层数
5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。
一、原子结构与元素周期表
由于是ⅥA族， 4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4，
电子排布式[Kr]4d105s25p4
属P区
二、元素周期律
1、定义
元素的性质随（ ）的递增发生周期性的递变，称为元素的周期律。
核电荷数
2、实质
元素原子( )的周期性变化。
核外电子排布
(一)原子半径
影响因素:
复习1：元素的化合价的周期性变化：
复习2：金属性与非金属性的周期性变化：
（1）基本概念
金属性：指元素原子失去电子难易程度的性质，即元素原子越易失电子，元素金属性越强；
非金属性：指元素原子得电子难易程度的性质，即元素原子越易得电子，元素非金属性越强。
（2）变化规律
（3）具体内容与强弱比较
金属性：----一拖二
金属性
元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强
a.元素的金属性越强，其单质的还原性越强；
b.元素的金属性越强，其单质与水或酸（非氧化性酸）反应，置换出氢气的反应越快（反应越剧烈）；
c.活泼性强的金属单质可置换出活泼性较弱的金属单质（金属活动性）；
d.元素的金属性越强，则对应离子的离子氧化性越弱（单强离弱）；
注：金属性最强的元素：Cs；最强的碱：CsOH。
还原性
（单质）
碱性
非金属性：----一拖三
非金属性
元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物（最高正价含氧酸）的酸性越强
a.元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强；
b.元素的金属性越强，其单质与氢气反应越剧烈（与氢气反应生成气态氢化物的难易程度）；
c.活泼性强的非金属单质可置换出活泼性较弱的非金属单质（卤素间的置换）；
d.元素的非金属性越强，则对应的阴离子的还原性越弱（单强离弱）；
元素的非金属性越强，其氢化物越稳定；
注：
非金属性最强的元素：F；最强的含氧酸：HClO4; 热稳定性最强的气态氢化物：HF。
通过氢化物酸性比较非金属性的强弱，这不是元素周期律！！也不可以这样比较！！！
以上通过金属性或非金属性判断对应性质的强弱，也可以通过对应性质的强弱来推测元素的性质。
氧化性
（单质）
酸性
气态氢化物的
热稳定性
二、电离能
1、概念
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能量叫做第一电离能。
用符号I1表示，单位：kJ/mol
从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号I2
保证“能量最低”
思考与探究：
观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：
(1) a、同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一 电离能呈现 的趋势。
增大
变小
2、元素第一电离能的递变规律
(2) 同族元素从上到下第一电离能逐渐 。
b、第Ⅱ A元素>Ⅲ A的元素；第Ⅴ A元素>Ⅵ A元素
洪特规则特例！
a.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，阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而电离能越来越大。
b．当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，电离能的突变可以推测化合价。
3、电离能的意义：
①电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。
元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。
③利用逐级电离能判断化合价。
②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷。
二、电负性
1、概念
化学键：
元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。
键合电子：
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
电负性：
用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小的数值。（电负性是相对值，没单位）
鲍林L.Pauling
1901-1994
鲍林研究电负性的手稿
2、电负性的标准和数值：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。
3．递变规律
①同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐 ，表明其吸引电子的能力逐渐 。
②同一主族，元素的电负性从上到下呈现 趋势，表明其吸引电子的能力逐渐 。
增大
增强
减小
减弱
②判断化学键的类型：电负性相差很大的元素化合通常形成离子键，电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键。
（当两元素的电负性值小于1.7时，一般形成共价键，大于1.7时一般形成离子键。）
③判断化学键的极性强弱：电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。
①判断元素金属性和非金属性的强弱：电负性越大，元素的非金属性越强；电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。
4.电负性的应用
④判断共价化合物中元素的化合价的正负
5.对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。
小 结
1、原子半径
2、电离能
3、电负性
一、元素周期律
能层 能级
Q
P
O
N
M
L
K
能级组
7s 5f 6d 7p
6s 4f 5d 6p
5s 4d 5p
4s 3d 4p
3s 3p
2s 2p
1s
核外电子填充顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
核外电子排布式的书写：1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p
23V
核外电子填充顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
1s2
2s22p6
3s23p6
4s23d3
1s2 2s22p6 3s23p63d3 4s2
核外电子排布式的书写：1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p
23V的核外电子排布式：
23V的价层（外围）电子排布式：
3d34s2
23V的价层（外围）电子排布示意图：
3d
4s
或【Ar】3d3 4s2
能量最低原理！！！
洪特规则！！！
泡利不相容原理！！！
1s
2s
3s
能层 能级
Q
P
O
N
M
L
K
4s
2p
3p
4p
4f
3d
4d
§1-2
原子结构
与元素的性质
人教版高中化学选择性必修二 第一章 原子结构与元素的性质
目录
原子结构与元素周期表
1
元素周期律
2
复习回忆
一、原子结构与元素周期表
周期
短周期
长周期
第1周期：2 种元素
第2周期：8 种元素
第3周期：8 种元素
第4周期：18 种元素
第5周期：18 种元素
第6周期：32 种元素
（不完全周期）
第7周期：26种元素
※周期序数 = 电子层数（能层数）
（横行）
族
主族：
副族：
ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA
第VIII 族：
稀有气体元素
※主族序数 = 最外层电子数 = 价电子数= 最高正价数
（纵行）
零族：
共七个主族
ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB
共七个副族
三个纵行(8、9、10），位于Ⅶ B 与ⅠB中间
ⅠA
ⅡA
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
VIII
ⅠB
ⅡB
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
活动1：思考：教材P14科学探究1，并根据各周期开头与结尾元素的最外层电子的排布式总结每一周期元素原子结构特点。
问题一：原子结构与元素周期系的关系
1s1 1s2
2s1 2s22p6
3s1 3s23p6
4s1 4s24p6
5s1 5s25p6
6s1 6s26p6
通式：ns1——ns2np6
①周期结构特点：
除第一周期外，各周期均以填充s能级的元素（碱金属）开始，并以填充满p能级（稀有气体）的元素告终。
实质：原子核外电子排布的周期性变化
活动2：元素周期系的周期是单调的吗？呈怎样的变化规律？
周期 一 二 三 四 五 六 七
元素数目 2 8 8 18 18 32 32（26）
金属元素数目 0 2 3 14 15 30 31（26）
元素周期系的周期发展像螺壳上的螺旋
活动1：思考：教材P14科学探究 2
（1）周期表上的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。
（2）每个纵列的价电子总数是否相等呢？
问题二：原子的电子排布与族的划分
相等(氦、镧系、锕系除外)
主族元素的价电子即为最外层电子
过渡元素价电子与最外层、次外层甚至倒数第三层电子有关
活动2：阅读教材P14科学探究3，思考：
1.划分区的依据是什么？
2.s区、d区、ds区、p区分别有几个纵列？
3. s区、p区、d区、 ds区各包含哪些族的元素？外围电子排布的特点？主要包含金属还是非金属元素？
除ds区外，区的名称都来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
分别有2个、8个、2个、6个纵列。
ⅠA 0
1 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2
3 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB
4
5
6
7
镧系
锕系
s
区
d区
ds
区
p区
f区
元素周期表的分区简图
ⅠA ⅡA
ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB VIII ⅠB ⅡB
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
ns1
ns2
(n-1)d1 ns2
(n-1)d2 ns2
(n-1)d3 ns2
(n-1)d5 ns1
(n-1)d6 ns2
(n-1)d7 ns2
(n-1)d8ns2
(n-1)d5 ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
ns2np6
(n-1)d10 ns1
(n-1)d10 ns2
---各族价电子排布式
原子的电子排布与族的划分
s区
d区
ds区
p区
族序数 价电子排布 元素分类
s区
p区
d区
ds区
f区
ⅠA、ⅡA族
ⅢA～0族
ⅢB～Ⅷ族
ⅠB、ⅡB族
镧系和锕系
ns1、ns2
ns2np1～6
(n-1)d1～8ns2
(n-1)d10ns1～2
（n-2）f0～14 (n-1)d0~2ns2
归纳总结：各区元素特点
活泼金属(除H)
大多为非金属
过渡金属
过渡金属
过渡金属
思考：为什么s区、d区、ds区的元素都是金属(氢除外)？
4. 为什么副族元素又称为过渡元素？
5.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？
活动4：教材P14-15科学探究 4-6
副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。
这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的。在元素周期表中，同周期的元素从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱，结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性。
处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称之为半金属或准金属。
6. 处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？
活动5：观察各族元素原子价电子层排布与族序数的关系，总结原子结构与元素在周期表中的位置有什么关系？
根据电子层结构判断元素在周期表中位置
①周期数=最大能层数
（钯除外，因为46Pd [Kr]4d10,最大能层数是4，但是在第五周期）
主族元素： 主族序数=最外层电子数=价电子数
如：29Cu 3d104s1 10+1=11尾数是1所以，是IB。
副族元素：
②族序数：外围电子（价电子）总数决定
纵行数=(n-1)d+ns的电子总数
族序数=价电子总数个位数
第Ⅷ族： 价电子总数为8~10
小 结
1、原子的电子排布与周期的划分
2、原子的电子排布与族的划分
主族元素：族序数 = 原子的最外层电子数
= 价电子数
副族元素：大多数族序数 =（n-1)d+ns的电子数
= 价电子数
3、原子的电子构型和元素的分区
周期序数=能层数
5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。
一、原子结构与元素周期表
由于是ⅥA族， 4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4，
电子排布式[Kr]4d105s25p4
属P区
二、元素周期律
1、定义
元素的性质随（ ）的递增发生周期性的递变，称为元素的周期律。
核电荷数
2、实质
元素原子( )的周期性变化。
核外电子排布
(一)原子半径
影响因素:
复习1：元素的化合价的周期性变化：
复习2：金属性与非金属性的周期性变化：
（1）基本概念
金属性：指元素原子失去电子难易程度的性质，即元素原子越易失电子，元素金属性越强；
非金属性：指元素原子得电子难易程度的性质，即元素原子越易得电子，元素非金属性越强。
（2）变化规律
（3）具体内容与强弱比较
金属性：----一拖二
金属性
元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强
a.元素的金属性越强，其单质的还原性越强；
b.元素的金属性越强，其单质与水或酸（非氧化性酸）反应，置换出氢气的反应越快（反应越剧烈）；
c.活泼性强的金属单质可置换出活泼性较弱的金属单质（金属活动性）；
d.元素的金属性越强，则对应离子的离子氧化性越弱（单强离弱）；
注：金属性最强的元素：Cs；最强的碱：CsOH。
还原性
（单质）
碱性
非金属性：----一拖三
非金属性
元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物（最高正价含氧酸）的酸性越强
a.元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强；
b.元素的金属性越强，其单质与氢气反应越剧烈（与氢气反应生成气态氢化物的难易程度）；
c.活泼性强的非金属单质可置换出活泼性较弱的非金属单质（卤素间的置换）；
d.元素的非金属性越强，则对应的阴离子的还原性越弱（单强离弱）；
元素的非金属性越强，其氢化物越稳定；
注：
非金属性最强的元素：F；最强的含氧酸：HClO4; 热稳定性最强的气态氢化物：HF。
通过氢化物酸性比较非金属性的强弱，这不是元素周期律！！也不可以这样比较！！！
以上通过金属性或非金属性判断对应性质的强弱，也可以通过对应性质的强弱来推测元素的性质。
氧化性
（单质）
酸性
气态氢化物的
热稳定性
二、电离能
1、概念
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能量叫做第一电离能。
用符号I1表示，单位：kJ/mol
从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号I2
保证“能量最低”
思考与探究：
观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：
(1) a、同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一 电离能呈现 的趋势。
增大
变小
2、元素第一电离能的递变规律
(2) 同族元素从上到下第一电离能逐渐 。
b、第Ⅱ A元素>Ⅲ A的元素；第Ⅴ A元素>Ⅵ A元素
洪特规则特例！
a.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，阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而电离能越来越大。
b．当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，电离能的突变可以推测化合价。
3、电离能的意义：
①电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。
元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。
③利用逐级电离能判断化合价。
②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷。
二、电负性
1、概念
化学键：
元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。
键合电子：
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
电负性：
用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小的数值。（电负性是相对值，没单位）
鲍林L.Pauling
1901-1994
鲍林研究电负性的手稿
2、电负性的标准和数值：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。
3．递变规律
①同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐 ，表明其吸引电子的能力逐渐 。
②同一主族，元素的电负性从上到下呈现 趋势，表明其吸引电子的能力逐渐 。
增大
增强
减小
减弱
②判断化学键的类型：电负性相差很大的元素化合通常形成离子键，电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键。
（当两元素的电负性值小于1.7时，一般形成共价键，大于1.7时一般形成离子键。）
③判断化学键的极性强弱：电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。
①判断元素金属性和非金属性的强弱：电负性越大，元素的非金属性越强；电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。
4.电负性的应用
④判断共价化合物中元素的化合价的正负
5.对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。
小 结
1、原子半径
2、电离能
3、电负性
一、元素周期律