1.2.2原子半径、电离能、电负性课件(共63张PPT) 人教版（2019）选择性必修2

(共63张PPT)
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
学习目标
1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能、电负性的递变规律，能利用其递变规律比较相对大小。
2.通过原子半径、元素第一电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
1.2.2　元素周期律
原子半径、电离能、电负性
元素的性质随 的递增而呈 变化的规律。
2.实质: 元素原子 的结果。
原子序数
周期性
核外电子排布周期性变化
1.定义:
一、元素周期律
元素化合价、原子半径、金属性和非金属性、电离能、电负性
3.主要表现（元素的性质）:
二.元素主要化合价的周期性变化：
取决于原子最外层电子数的周期性变化
第一周期
第二周期
第三周期
④主族元素的最高价氧化物对应的水化物(高氧水)和部分氢化物的通式：
1A 11A 111A ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
高氧水 XOH X(OH)2 X(OH)3 H2XO3/H4XO4 HXO3/H3XO4 H2XO4 HXO4
氢化物 XH4 XH3 H2X HX
①同周期从左到右：
最高正价＋1→＋7；最低负价-4 → -1 → 0；
②最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外)
③非金属：最高正价＋|最低负价|＝8(H、O、F除外)
金属无负价；H最高价为＋1最低价为－1；
O无最高正价，最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。
共价半径
范德华半径
金属半径
r
r
r
原子半径，总是以相邻原子的核间距为基础而定义的。
补充:原子半径
电子在核外运动没有固定轨道，只是概率分布不同，因此原子没有一个明确的界面。人们假定原子呈球体，借助相邻原子的核间距来确定原子半径。根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为共价半径、金属半径、范德华半径。
共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们核间距的一半即是该原子的共价半径。
Cl2
Br2
198pm
228pm
Cl的共价半径99pm
Br的共价半径114pm
金属半径：金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的一半即是该金属原子的金属半径。
286pm
铝原子的金属半径143pm
金属铝
范德华半径：稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温下稀有气体单质在以晶体存在时，两个相邻原子核间距的一半即是范德华半径。
D = 2r
一般说的原子半径是指形成共价键或金属健时，原子间接触所显示的半径。
通常原子半径通过晶体衍射实验测得。
由于核外电子并没有严格固定的运动轨道，电子云也没有明确的边界，实际上无法精确测量原子半径，原子半径只有相对的近似意义。
原子半径可分为共价半径、金属半径和范德华半径。稀有气体的原子半径是范德华半径
三.主族元素原子半径的周期性变化
同主族
能层
占主导
原子半径增大
原子半径增大
同周期
核电荷数
占主导
同周期:左大
同主族:下大
左大下大
同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小的原因:
同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势，大于外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。
【思考与讨论】
同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大的原因:
同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势，大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势。
（因素②＞①）
【思考与讨论】
（因素①＞②）
思考：如何用这两种因素解释原子半径的递变规律？
影响因素及结果：
1.电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，将使原子的半径增大。
2.核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。
注意：这两种作用是同时存在，相互竞争的关系。
同主族元素
从上到下
电子能层数
增多
原子半径
增大
同周期主族元
素从左到右
核电荷数
增大
原子半径
减小
影响
原子半径的周
期性的递变
粒子半径比较的一般思路1：
(1)“一层”：最外层电子数相同时，先看能层数，电子能层数越多，一般微粒半径越大。
(2)“二序”：若能层数相同，则“序大径小”“序小径大”
(3)“三总电子数”：若能层数、原子序数均相同，则看核外总电子数，总电子数多的半径大。
电子层数多的原子,其半径不一定大！特例：如r(Li)>r(Al)＞r(S)>r(Cl)
首先画出结构示意图，然后“ 三看”：
注意：碱金属半径大于其下一周期的卤族元素 例：rLi＞rCl
注意: 同种元素不同粒子，价高径小
如：Fe3+ ＜ Fe2+ ＜ Fe
粒子半径比较的一般思路2：不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照比较。
下列各组粒子半径大小的比较错误的是
A. K＞Na＞Li B. Cl－＞F－＞F
C. Mg2＋＞Na＋＞F－ D. K＋＞Mg2＋＞Al3＋
Mg2＋
K＋
Al3＋
解后反思
非等电子离子
可选一种离子参照比较。
Na＋
C4﹣ N3﹣ O2- F- Ne
Na+ Mg2+ Al3+ Si4﹢
做题技巧:电子层结构相同的微粒，在周期表的位置: 右上阴左下阳
Si4﹣ P3﹣ S2- Cl- Ar
K+ Ca2+
28电子层结构
288电子层结构
若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。
(1)四种元素在周期表中的相对位置如何？
提示　短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则：a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在周期表中C、D的下一周期。
(2)原子序数从大到小的顺序是什么？
提示　a＞b＞d＞c。
(3)离子半径由大到小的顺序是什么？
提示　C3－＞D－＞B＋＞A2＋。
深度思考
1.r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+)
2.r(Li+) r(Na+) r(K+)
3.r(H-) r(Li+) r(Be2+)
4.r(S2-) r(Cl-) r(K+) r(Ca2+)
5.r(Fe) r(Fe2+) r(Fe3+)
6.r(Al3+) r(O2-) r(S2-)
＞
＞
＜
＜
＞
＞
＞
＞
＞
＜
＜
对点训练
＞
＞
试比较下列粒子的半径：
金属性强弱的判断依据:
①金属单质与水(或酸)反应置换出H2的难易程度
②最高价氧化物的水化物的碱性强弱
③金属活动性顺序表
④金属单质之间的置换
⑤金属阳离子氧化性的强弱
⑥原电池的正负极
⑦元素的第一电离能
⑧元素的电负性
⑨元素在周期表中的位置
非金属性强弱的判断依据:
①单质与H2化合的难易程度
②形成的简单气态氢化物的稳定性
③非金属活动顺序表
④最高价氧化物的水化物酸性的强弱
⑤非金属单质之间的置换
⑥非金属阴离子还原性的强弱
⑦元素的第一电离能
⑧元素的电负性
⑨元素在周期表中的位置
四、元素金属性和非金属性的周期性变化
左下金;右上非
化学趣史
26岁英国化学家巴特列
他是如何想到的？
O2PtF6
O2＋
PtF6－
首次合成出O2PtF6
O2－e－→O2＋
1 175.5 kJ·mol－1
Xe－e－ →Xe＋
1 170.0 kJ·mol－1
Xe＋
PtF6－
第一电离能
困难
气态电中性基态
气态基态
符号：
I1
最低能量
五、电离能
注意: 概念中的“气态”“基态” “电中性”“失去一个电子”等都是保证“最低能量” 的条件。
1.概念：
逐级电离能:气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加 ，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1第一电离能: _________________原子失去一个电子转化为 正离子所需要的 叫做第一电离能。
单位：kJ/mol
M(g) = M+ (g) + e- I1（第一电离能）
M+(g)= M2+ (g) + e- I2（第二电离能）
M2+(g)= M3+ (g) + e- I3（第三电离能）
第一电离能数值越小，表示在气态时该原子失去电子越 ，即元素的_____性越强；
第一电离能数值越大，表明在气态时该原子失去电子越 ，即元素的________性越弱。
电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的 。
难易程度
容易
难
金属
金属
2.意义：
3.影响电离能大小因素：
⑴核电荷数
电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。
⑵原子半径
同族原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越易失电子，电离能越小。
⑶电子层结构
稳定的8电子结构（同周期末层）电离能最大。
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
第一电离能（kJ·mol-1）
原子序数
原因：价层电子排布：ⅡA全充满、ⅤA半充满结构，全空、半满、全满状态更稳定，所需能量高。
4.元素第一电离能普遍变化规律
①每个周期的第一种元素(氢或碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大；从左到右(半径越小)，第一电离能总体呈现增大趋势(有个别反常)。
②同主族元素，自上而下(半径越大)第一电离能逐渐减小 ,表明自上而下原子越来越易失去电子。
( ⅡA>ⅢA, ⅤA>ⅥA反常)
③金属元素的第一电离能都较小,非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。
结论：元素的第一电离能呈现周期性的递变
右上大
④过渡元素变化不太规则，同周期过渡元素，从左到右略有增大趋势，第一电离能变化不太大。对过渡元素原子来说，增加的电子大部分排布在(n－1)d或(n－2)f轨道上，原子核对外层电子的吸引作用变化不是太大。
特别提醒——电离能的影响因素及特例
◆电离能数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。
◆具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
角度一: 从洪特规则特例方面:电离能大小反常的是B与Al、O与S。Be、Mg的2s、3s能级分别有2个电子,为全充满的稳定结构,所以第一电离能是Be比B大,Mg比Al大。N、P的2p、3p能级分别有3个电子,为半充满的较稳定结构,所以第一电离能是N比O大,P比S大。
角度二：能量的高低及电子之间的排斥方面:B与Al的第一电离能失去的电子是np能级的电子,该能级的能量比左边的位于ns能级的能量高;对于O与S这两个锯齿状变化,是由于O与S失去的是已经配对的电子,配对电子互相排斥,因而第一电离能较低。
问题探讨:电离能大小反常原因
元素的逐级电离能数据
(1)同种元素的原子的逐级电离能越来越大。
同元素 I1 ＜ I2 ＜ I3 ＜ I4...
(2)同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。因此：当相邻逐级电离能突然变大时（突跃现象）, 说明失去的电子所在电子能层发生了变化。即：跨能层。
5.元素逐级电离能变化规律:
原子失去电子后形成阳离子，所带正电荷对电子的吸引力更强，所以原子的逐级电离能越来越大。
随着电子的逐个失去，阳离子核外电子逐渐达到稀有气体的稳定结构，再要失去电子需克服的电性引力消耗能量更大（突跃变化）
2020年全国卷ⅠT35
Li及其周期表中相邻元素的第一电离能（I1）如表所示。I1(Li)> I1(Na)，原因是_______________。I1(Be)> I1(B)> I1(Li)，原因是______________。
答题模板：先解释同一族或者同一周期，再解释轨道电子排布的情况（半充满或者全充满）
Na与Li同主族，Na的电子层数更多，原子半径更大，故第一电离能更小。
Li，Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子的s能级轨道处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的
为什么B 、 Al 、 O 、 S 等元素的电离能比它们左边元素的电离能低，而使 Li －Ne 和 Na－Ar 的电离能曲线呈现锯齿状变化？
思考讨论:
He
Ne
Ar
H
Li
Na
Be
B
C
N
O
F
Mg
Al
Si
P
S
Cl
短周期元素的第一电离能
2s22p3
2s22p4
2s22p1
2s2
3s23p1
3s2
3s23p4
3s23p3
①B和Al锯齿状变化
B和Al的第一电离能失去的电子是 np 能级的，该能级电子的能量比左边 Be 和 Mg 失去的 ns 能级电子的高。
②O和S锯齿状变化
N 和 P 的电子排布是半充满的，比较稳定，电离能较高。
思考讨论:
(1)碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
碱金属电离能越小，能量越高，越活泼，越易失去电子。
(2)下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，这是由于原子失去一个电子变成+1价阳离子，半径变小，核电荷数未变而电子数变少，核对外层电子的吸引作用增强，使第二个电子比第一电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量，依此类推。
由上表可知钠、镁、铝的电离能从上往下突变(此时，能层可能发生变化)前分别有一组、二组、三组变化不是很大的电离能数据，所以，化合价分别是+1、+2、+3。
6、电离能的应用
（1）判断元素金属性的强弱
一般电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
（2）根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。
当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在能层发生了变化
（电离能突跃一般应在10倍左右）若In→In+1的值出现突跃,说明最外层有n个电子。
跨越不同能层失去电子时，电离能出现突跃，可据此判断原子价层电子数，推测其最高化合价。
如K：I1 I2如果某元素的In+1>In，则该元素的常见化合价为+n价。
如钠元素I2>I1，所以钠元素的常见化合价为+1价。
(3) 根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
如Li：I1 I2(4) 反映元素原子的核外电子排布特点
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
金属活动性顺序与相应电离能大小顺序不一致
金属活动性顺序: 在水溶液中金属原子失去电子的能力
电离能: 金属原子在气态失去电子成为气态阳离子能力(是原子气态时活泼性的量度)。因两者对应的条件不同，所以二者不完全一致。
温馨提示：
易错提醒：能否通过比较同周期元素第一电离能的大小判断元素金属性强弱
不能。可能出现反常。
第一电离能与元素的金属性有本质的区别。
I1 I2 I3 I4
X 500 1 020 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
Z 420 3 100 4 400 5 900
1.判断X、Y、Z化合价
+2
+3
+1
2.某元素的全部电离能如下：
此元素原子的核外有____个电子。最外层电子排布式为 。核外电子排布图为______ ，此元素的周期位置为第_____ 周期_____族。
I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 I8
13.6 35.1 54.9 77.4 113.9 138.1 739.1 871.1
8
2S22p4
二
ⅥA
共用电子对
电子得失
感受﹒ 理解
科学家通过：气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量(第一电离能)来衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
那么，如何衡量元素的原子在化合物中吸引电子的能力呢？
鲍林在研究化学键键能的过程中发现，对于同核双原子分子，化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化，为了半定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。
鲍林研究电负性的手稿
莱纳斯·卡尔·鲍林
(Linus Carl Pauling)
资料在线
六、电负性
原子中用于形成化学键的电子。
1、化学键：
元素相互化合，直接相邻的原子（离子）之间强烈的作用力。
2、键合电子：
原子的价电子
键合电子：参与化学键形成
孤对电子：未参与化学键形成
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
键合电子
3、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。（电负性是相对值，没单位）
（1）意义：
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。表示该元素越容易接受电子，越不容易失去电子，形成阴离子的倾向越大，非金属性越强。
（2）计算标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。(稀有气体未计)
（3）电负性的递变规律：
右上大
电负性的周期性变化
①一般来说，同周期元素（稀有气体元素除外）从左到右，元素的电负性逐渐变大，表明其吸引电子的能力逐渐增强(半径变小) ，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。
②同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小；表明其吸引电子的能力逐渐减弱(半径变大)，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
③金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
电负性最大的元素:
电负性最小的元素：
F
Cs
④对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现同主族元素的变化趋势。
(不考虑稀有气体及放射性元素)
(4)影响电负性大小因素
①对于主族元素，同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，元素电负性逐渐增大。
②同一主族从上到下，核电荷数逐渐增大，随能层数的增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子吸引力逐渐减弱，元素的电负性逐渐减小。
常见的几种元素电负性需要牢牢记住：
F=4.0 O=3.5
N/Cl=3.0 C/S=2.5 H=2.1
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。
◆金属元素的电负性一般小于1.8。
◆非金属元素的电负性一般大于1.8。
◆位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现金属性,又表现非金属性。
特例，如氢元素电负性为2.2，但其为非金属
(5)电负性的应用：
①判断元素金属性和非金属性的强弱
如Pb(铅)的电负性为1.9，大于1.8，是金属而不是非金属。
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7)
共价键
电负性 0.9 3.0
电负性差2.1
离子化合物
电负性 2.1 3.0
电负性差0.9
共价化合物
特例：NaH、 CaS 为离子化合物；HF、 BeF2 为共价化合物
通常
通常
②判断化学键(化合物)的类型
成键原子之间的电负性差值可作化学键类型的判断依据
思考: AlCl3(BeCl3) CaO H2O
电负性的差:
化学键类型:
Al
Cl
Cl
Cl
Cl
Al
Cl
Cl
共价 离子 共价
1.5
2.1
1.4
2020年全国卷ⅢT5
NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性（Hδ+），与B原子相连的H呈负电性（Hδ-），电负性大小顺序是__________。
N＞H＞B
如何证明
讨论：AlCl3是离子化合物还是共价化合物？
测其熔融态能否导电，
实验证明其熔融态不能导电。
说明它是共价化合物。
[方法技巧]　电负性大小的判断方法
(1)根据位置判断。同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大；同一主族，元素的电负性从上到下逐渐减小。
(2)根据元素种类判断。一般金属元素的电负性＜非金属元素的电负性。金属元素的电负性越小，金属越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属越活泼。
(3)根据化合价判断。化合物中显正化合价的元素的电负性小于显负化合价的元素的电负性，如HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl。
(4)根据化合物类型判断。一般情况下，组成化合物的两种元素的电负性差值大于1.7时，形成离子键；差值小于1.7时，形成共价键。差值越小，键的极性越弱。如Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl。
查表计算再判断？到底哪一种正确？怎么办？
以实验为准。
用什么实验检验？
测其液态能否导电。
讨论：判断HF是离子化合物还是共价化合物？
若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越强。
当电负性差值为零时通常形成非极性共价键；差值不为零时,形成极性共价键；而且差值越小,形成的共价键极性越弱。
如极性：H—F > H—Cl > H—Br > H—I
③判断化学键的极性强弱
电负性大的元素在化合物中吸引电子能力强，元素的化合价为负值。
电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；
H
Si
H
H
H
甲硅烷
SiH4
+4
显正价
显负价
-1
H
H
C
H
H
甲烷
CH4
-4
显负价
显正价
+1
④判断共价化合物中元素化合价的正负
问题：溴与氯能以 键结合形成BrCl，BrCl中Br的化合价为 ，写出BrCl与水发生反应的化学方程式
【解析】Br和Cl的电负性差别不大，所以BrCl分子中化学键为共价键，
由于电负性Br的小于Cl的，所以Br为＋1价，BrCl＋H2O＝HCl＋HBrO
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。对角相似是由于它们的电负性相近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似。
对角线规则可以通过元素的电负性进行解释：
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、Si的电负性分别为2.0、 1.8
⑤解释对角线规则
如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。
同周期：原子半径渐小，第一电离能总体增大，电负性渐大
注意：电离能比较包括稀有气体，电负性不包括
1.电负性与第一电离能的关系：
2.电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？
同主族:原子半径渐小，第一电离能增大，电负性渐大
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
元素电负性越大，非金属性越强；但第一电离能不一定越大，例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。
对比总结
同周期、同主族元素的结构与性质递变规律
同周期(从左→右) 同主族(从上→下)
最外层电子数 从1递增到7(第一周期除外) 相同
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
主要化合价 最高正价从＋1→＋7(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等除外) 最高正价＝族序数(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等除外)
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
气态氢化物 的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
第一电离能 总体呈增大趋势 逐渐减小
电负性 逐渐增大 逐渐减小
补充：做题技巧——两条主线
金属性—失e-能力—还原性—最高氧水碱性
非金属性——得e-能力——氧化性——最高氧水酸性——气氢稳性
规律：同一条线上，有一个增强，则其他全部增强;有一个减弱，则其他全部减弱。
(金强)一离小负大
(非金强)一离大负小
右上离负大;电离反常在二五：B、Mg、N、P比右大。
(1)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小 。(　 　)
(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强。(　 　)
(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素。 (　　)
(4)电负性越大，元素的非金属性越强，第一电离能也越大。(　　)
(5)共价化合物中，电负性大的成键元素表现负价。 (　 　)
(6)电负性大于1.8 的一定为非金属，小于1.8 的一定为金属。 (　　)
(7)第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据。(　　)
(8)同周期元素从左到右,第一电离能有增大的趋势,故第一电离能C(9)原子失去2个电子所需要的能量是其失去1个电子所需能量的2倍。( )
(10)能层数多的元素的原子半径一定比能层数少的元素的原子半径大。( )
√
√
×
×
正误判断:
√
×
×
×
×
×
对点训练
2.如图是第三周期主族元素的某些性质随原子序数变化的柱形图，则y轴可表示( )
①第一电离能　②电负性　③原子半径　④简单离子半径　⑤最高正化合价　
⑥形成简单离子转移的电子数
A.①②③④⑤⑥ B.①②③⑤
C.②④⑤ D.②⑤
1.利用图1-23的数据制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。
同周期主族元素：
同主族元素：
从左至右电负性逐渐变大
从下至上电负性逐渐变大
对点训练
教材：P26
D
在下列空格中，填上适当的元素符号。
(1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素是( 　 　) ，
第一电离能最大的元素是( 　 　)；
电负性最小的元素是( 　 　)，
电负性最大的元素是( 　 　) 。
(2)在元素周期表中，第一电离能最小的元素是( 　 　)，
第一电离能最大的元素是( 　 　) ；
电负性最小的元素是( 　 　)，
电负性最大的元素是 ( 　 　)。(不考虑放射性元素)
Na
Ar
Cl
Na
Cs
He
Cs
F
对点训练