苏教版高二化学选修三《物质结构与性质》专题二第二单元《元素性质的递变规律》教学课件 （共56张PPT）
文档属性
| 名称 | 苏教版高二化学选修三《物质结构与性质》专题二第二单元《元素性质的递变规律》教学课件 （共56张PPT） |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 2.2MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版 | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2016-06-03 15:02:38 | ||
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文档简介
课件56张PPT。专题二原子结构与元素性质
第二单元 元素性质的递变规律
元素周期律——元素周期律是指元素性质随核电荷数递增发生周期性的递变本质核外电子排布的周期性变化元素周期表 元素周期律的具体表现形式编排原则： ⑴ 按原子序数的递增顺序从左到右排列 ⑵ 将电子层数相同的元素排列成一个横行(周期） ⑶ 把最外层电子数相同的元素按电子层数
递增的顺序从上到下排成纵行。（族）周
期
表7个周期（三短、三长、一不完全)7个副族：仅由长周期构成的族
（ⅠB～ⅦB）Ⅷ族（3个纵行）：Fe、Co、Ni等
元素零族：稀有气体元素A：主族B：副族Ga
31镓Ge
32锗As
33砷Se
34硒Br
35溴Kr
36氪元素周期表的结构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种元素镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素（横向）金 属 性最 强金属与非金属分界线附近的元素既表现出一定的金属性也表现出一定的非金属性。周期序数等于主族序数的元素具有两性.
Al(OH)3+3H+ =Al3++3H2O Al(OH)3+OH- =AlO2-+2H2OAl 2O3+6H+= 2Al3++3H2O Al2O3+2OH- = 2AlO2-+H2O（1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐
，对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ；
（2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ； 原子结构和性质周期性变化复习回忆减小减弱增强减弱减弱增强增强增强增大增强增强增强减弱减弱减弱减弱ns2ns1ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5最高正价:+1→+7;最低负价:-4→-1 金属性减弱,非金属性增强 同周期从左到右半径逐渐减小你知道吗? p17原子核外电子排布的周期性81818326s16s26p68888交流与讨论 p1788 随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化： 每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。 按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。划分区的依据是什么？ s区、d区、p区分别有几个纵列？区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号思考与探究spdsdf 最后1个电子填充在ns轨道上，价电子的构型是ns1或ns2，位于周期表的左侧，包括ⅠA和ⅡA族，它们都是活泼金属，容易失去电子形成+1或+2价离子。 s区元素 s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在最外层，最外层电子的总数等于该元素的族序数。s区和p区就是按族划分的周期表中的主族和0族。 最后1个电子填充在np轨道上，价层电子构型是ns2np1～6，位于周期表右侧，包括ⅢA～ⅦA族元素。大部分为非金属。0族稀有气体也属于p区。p区元素 它们的价层电子构型是(n－1)d1～10ns1～2，最后1个电子基本都是填充在倒数第二层
(n－1)d轨道上的元素，位于长周期的中部。这些元素都是金属，常有可变化合价，称为过渡元素。它包括ⅢB～ⅦB族和Ⅷ族元素。 d区元素 价层电子构型是(n－1)d10ns1～2，即次外层d轨道是充满的，最外层轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，故称为ds区，它包括ⅠB和ⅡB族，处于周期表d区和p区之间。它们都是金属，也属过渡元素。 ds区元素 最后1个电子填充在f轨道上，
它包括镧系和锕系元素（各有15种元素）。f区元素元素的外围电子构型与其 在周期表中的位置的关系外围电子构型中无d电子的为 元素，分布在 区、 区；若有d电子的则为过渡元素，包括 族、 族，分布在 区、 区
最外层电子数≥3的元素在 区
主族和0族s p副 VIIId dsPⅠA、ⅡA族ⅢA～ⅦA族和0族元素ⅢB～ⅦB族和Ⅷ族ⅠB、ⅡB族镧系和锕系ns1、ns2ns2np1～6(n－1)d1～10ns1～2(n－1)d10ns1～2各区元素特点活泼金属（H除外）大多为非金属过渡元素过渡元素小结思考：为什么s区、d区、ds区的元素都是金属(除H外)？
s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属。1. 为什么副族元素又称为过渡元素？2.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）？思考：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。1. 为什么副族元素又称为过渡元素？2.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）？ 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。课堂小结: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 1.已知某元素的原子序数为50，试写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素在周期表中所属周期、族和区。课堂练习 2.已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？ 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区课堂练习3.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。 第四周期，ⅦB族。4.试确定32号元素在周期表中的位置。 第四周期，ⅣA族 5.判断处于第三周期，ⅣA族元素的价层
电子结构、原子序数。 [Ne]3s23p2，第14号元素课堂练习二、第一电离能的周期性变化元素第一电离能 原子失去一个电子形成+1价 阳离子所需 能量。符号 单位： 气态气态最低I1KJ·mol-1 一、概念概念应用1、已知M(g)-e- →M +(g)时所需最低能量为738 KJ，则M元素的I1= . 2、已知Na元素的I1=496 KJ·mol-1,则Na (g) -e- →Na +(g) 时所需最低能量为 . 738 KJ·mol-1 496 KJ 问题探究一元素的第一电离能大小与原子失去电子能力有何关系？第一电离能越小，越易失去电子，金属性越强
第一电离能越大，越难失去电子，金属性越弱问题探究二 元素的第一电离能有什么变化规律呢？同周期从左到右第一电离能有逐渐 的趋势
同主族从上到下第一电离能逐渐_______增大减小1.总体上金属元素第一电离能较小 非金属元素第一电离能较大。友情提示：比较金属元素、非金属元素及稀有 气体元素最外层电子数多少入手参考答案：金属元素最外层电子数较少，原子半径较大，较易失一个电子，因此第一电离能较小。非金属元素最外层电子数较多，原子半径较小，较难失一个电子，因此第一电离能较大。
稀有气体最外层电子排布 ns2np6，达稳定结构，难失电子，在同周期中第一电离能大。为什么？2、同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势，为什么？友情提示：从原子结构的变化来解释参考答案：同周期元素从左到右，随核电荷数增大，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减小，第一电离能有逐渐增大的趋势。3、同主族元素第一电离能从上到下逐渐减小，为什么？友情提示：从原子结构的变化来解释参考答案：同主族元素从上到下，随核电荷数增大，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐减小，原子失电子能力逐渐增大，第一电离能逐渐减小。
4、同一周期第一电离能最小的是碱金属元素，最大的是稀有气体元素。为什么？参考答案：碱金属元素核外电子排布为 ns1，同周期中（除稀有气体外）原子半径最大，易失去一个电子，形成稳定结构，因此第一电离能在同周期中最小。稀有气体最外层电子排布为ns2np6，已达稳定结构，难以失电子，因此第一电离能在同周期中最大。
友情提示：从他们的原子外围电子排布式和原子结构的特点思考。5.仔细观察图2-13中第3周期各元素的第一电离能变化趋势，发现镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫的大，这是为什么？参考答案：铝的外围电子排布为3s23p1，而镁的外围电子排布为 3s2，其3p轨道为全空，根据洪特规则特例，原子的能量较低，所以镁的第一电离能比铝大。同理，磷的3p轨道半充满，原子的能量较低，所以磷的第一电离能比硫大。
友情提示：第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子在能量相等后轨道上形成全空(p0 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。规律与总结总体上：金属元素第一电离能都 ，非金属元素和稀有气体元素的第一电离都 。
在同一周期中第一电离能最小的是 元素最大的是 元素
较小 碱金属 稀有气体 较大3、将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列
①K Na Li
②B C Be N
③He Ne Ar
④ Na Al S PLi >Na> KN> C >Be> BHe >Ne > ArP >S >Al> Na课堂练习拓展视野： 根据第一电离能定义，你能说出什么是第二电离能、第三电离能吗？讨论后回答。从+1价气态 离子中再失去一个电子，形成+2价气态 离子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2 表示‥‥‥
同一种元素的逐级电离能大小关系：
I1为什么钠易失去一个电子，镁易失去两个电子?从表中数据可知钠元素的第二电离能远大于第一电离能，因此钠容易失去第一个电子而不易失去第二个电子；即Na易形成Na +而不易形成Na 2+ 。而Mg的第一第二电离能相差不大，第三电离能远大于第二电离能，因此镁易形成+2价镁离子。总结元素金属性 同周期左→ 右减小
同主族上→ 下增强元素第一电离能 同周期左→ 右增大趋势（两处反常）
同主族上→ 下减小原子结构 原子核吸引电子的能力
原子形成稳定结构的趋势三、元素的电负性（X） 鲍林(L.Pauling)首先提出了元素的电负性的概念，并指出：电负性就是表示某元素原子在化合物分子中吸引电子能力大小的相对数值。根据热化学数据建立了元素的定量标度，指定氟的电负性为4.0，然后求出其它元素的电负性。电负性：利用图、表、数据说明同周期，从左到右，电负性增加；表明其吸引电子的能力逐渐增强。
同主族，从上到下，电负性下降； 表明其吸引电子的能力逐渐减弱。元素电负性的变化规律：电负性最大的元素 ；电负性最小的元素 。氟铯 我们都知道，化合物中相邻原子都是通过化学键结合在一起的。一般情况下，
非金属元素与 金属元素以离子键结合形成离子化合物； 元素之间以共价键结合形成共价化合物。成键原子之间是形成离子键还是共价键主要取决于 。【知识回忆】活泼的活泼的非金属成键原子吸引电子能力的差异1. 元素的金属性的判别
一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。电负性及其应用2. 化学键型判别
电负性相差较大（△x≥1.7)的两种元素的原子结合形成化合物， 通常形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元素的原子结合形成化合物， 通常形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。电负性及其应用请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物。
NaF HCl NO KCl CH4
共价化合物：
离子化合物： HCl NO CH4NaF KCl 3. 判断分子中元素的正负化合价：
X 大者，化合价为负；
X 小者， 化合价 为正；
△X = 0， 化合价 为零；电负性及其应用请指出下列化合物中化合价为正值的元素。
CH4 NaH NF3 SO2 ICl HBr+1+1+3+4+1+1电负性与第一电离能的关系 由于电离能是衡量原子吸引键合电子的能力，所以电负性大的元素原子的电离能也大。【注意】1、每一周期中电负性最大的是卤素，
但第一电离能最大的是稀有气体。
2、电负性不存在反常现象。【总述】元素周期律是人们在对原子结构和元素性质的长期研究中总结出来的科学规律，它对人们如何认识原子结构与元素性质的关系具有指导意义，也为人们寻找新材料提供了科学的途径。如：在IA族可找到光电材料；ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到优良的半导体材料。
第二单元 元素性质的递变规律
元素周期律——元素周期律是指元素性质随核电荷数递增发生周期性的递变本质核外电子排布的周期性变化元素周期表 元素周期律的具体表现形式编排原则： ⑴ 按原子序数的递增顺序从左到右排列 ⑵ 将电子层数相同的元素排列成一个横行(周期） ⑶ 把最外层电子数相同的元素按电子层数
递增的顺序从上到下排成纵行。（族）周
期
表7个周期（三短、三长、一不完全)7个副族：仅由长周期构成的族
（ⅠB～ⅦB）Ⅷ族（3个纵行）：Fe、Co、Ni等
元素零族：稀有气体元素A：主族B：副族Ga
31镓Ge
32锗As
33砷Se
34硒Br
35溴Kr
36氪元素周期表的结构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种元素镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素（横向）金 属 性最 强金属与非金属分界线附近的元素既表现出一定的金属性也表现出一定的非金属性。周期序数等于主族序数的元素具有两性.
Al(OH)3+3H+ =Al3++3H2O Al(OH)3+OH- =AlO2-+2H2OAl 2O3+6H+= 2Al3++3H2O Al2O3+2OH- = 2AlO2-+H2O（1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐
，对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ；
（2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ； 原子结构和性质周期性变化复习回忆减小减弱增强减弱减弱增强增强增强增大增强增强增强减弱减弱减弱减弱ns2ns1ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5最高正价:+1→+7;最低负价:-4→-1 金属性减弱,非金属性增强 同周期从左到右半径逐渐减小你知道吗? p17原子核外电子排布的周期性81818326s16s26p68888交流与讨论 p1788 随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化： 每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。 按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。划分区的依据是什么？ s区、d区、p区分别有几个纵列？区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号思考与探究spdsdf 最后1个电子填充在ns轨道上，价电子的构型是ns1或ns2，位于周期表的左侧，包括ⅠA和ⅡA族，它们都是活泼金属，容易失去电子形成+1或+2价离子。 s区元素 s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在最外层，最外层电子的总数等于该元素的族序数。s区和p区就是按族划分的周期表中的主族和0族。 最后1个电子填充在np轨道上，价层电子构型是ns2np1～6，位于周期表右侧，包括ⅢA～ⅦA族元素。大部分为非金属。0族稀有气体也属于p区。p区元素 它们的价层电子构型是(n－1)d1～10ns1～2，最后1个电子基本都是填充在倒数第二层
(n－1)d轨道上的元素，位于长周期的中部。这些元素都是金属，常有可变化合价，称为过渡元素。它包括ⅢB～ⅦB族和Ⅷ族元素。 d区元素 价层电子构型是(n－1)d10ns1～2，即次外层d轨道是充满的，最外层轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，故称为ds区，它包括ⅠB和ⅡB族，处于周期表d区和p区之间。它们都是金属，也属过渡元素。 ds区元素 最后1个电子填充在f轨道上，
它包括镧系和锕系元素（各有15种元素）。f区元素元素的外围电子构型与其 在周期表中的位置的关系外围电子构型中无d电子的为 元素，分布在 区、 区；若有d电子的则为过渡元素，包括 族、 族，分布在 区、 区
最外层电子数≥3的元素在 区
主族和0族s p副 VIIId dsPⅠA、ⅡA族ⅢA～ⅦA族和0族元素ⅢB～ⅦB族和Ⅷ族ⅠB、ⅡB族镧系和锕系ns1、ns2ns2np1～6(n－1)d1～10ns1～2(n－1)d10ns1～2各区元素特点活泼金属（H除外）大多为非金属过渡元素过渡元素小结思考：为什么s区、d区、ds区的元素都是金属(除H外)？
s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属。1. 为什么副族元素又称为过渡元素？2.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）？思考：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。1. 为什么副族元素又称为过渡元素？2.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）？ 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。课堂小结: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 1.已知某元素的原子序数为50，试写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素在周期表中所属周期、族和区。课堂练习 2.已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？ 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区课堂练习3.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。 第四周期，ⅦB族。4.试确定32号元素在周期表中的位置。 第四周期，ⅣA族 5.判断处于第三周期，ⅣA族元素的价层
电子结构、原子序数。 [Ne]3s23p2，第14号元素课堂练习二、第一电离能的周期性变化元素第一电离能 原子失去一个电子形成+1价 阳离子所需 能量。符号 单位： 气态气态最低I1KJ·mol-1 一、概念概念应用1、已知M(g)-e- →M +(g)时所需最低能量为738 KJ，则M元素的I1= . 2、已知Na元素的I1=496 KJ·mol-1,则Na (g) -e- →Na +(g) 时所需最低能量为 . 738 KJ·mol-1 496 KJ 问题探究一元素的第一电离能大小与原子失去电子能力有何关系？第一电离能越小，越易失去电子，金属性越强
第一电离能越大，越难失去电子，金属性越弱问题探究二 元素的第一电离能有什么变化规律呢？同周期从左到右第一电离能有逐渐 的趋势
同主族从上到下第一电离能逐渐_______增大减小1.总体上金属元素第一电离能较小 非金属元素第一电离能较大。友情提示：比较金属元素、非金属元素及稀有 气体元素最外层电子数多少入手参考答案：金属元素最外层电子数较少，原子半径较大，较易失一个电子，因此第一电离能较小。非金属元素最外层电子数较多，原子半径较小，较难失一个电子，因此第一电离能较大。
稀有气体最外层电子排布 ns2np6，达稳定结构，难失电子，在同周期中第一电离能大。为什么？2、同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势，为什么？友情提示：从原子结构的变化来解释参考答案：同周期元素从左到右，随核电荷数增大，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减小，第一电离能有逐渐增大的趋势。3、同主族元素第一电离能从上到下逐渐减小，为什么？友情提示：从原子结构的变化来解释参考答案：同主族元素从上到下，随核电荷数增大，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐减小，原子失电子能力逐渐增大，第一电离能逐渐减小。
4、同一周期第一电离能最小的是碱金属元素，最大的是稀有气体元素。为什么？参考答案：碱金属元素核外电子排布为 ns1，同周期中（除稀有气体外）原子半径最大，易失去一个电子，形成稳定结构，因此第一电离能在同周期中最小。稀有气体最外层电子排布为ns2np6，已达稳定结构，难以失电子，因此第一电离能在同周期中最大。
友情提示：从他们的原子外围电子排布式和原子结构的特点思考。5.仔细观察图2-13中第3周期各元素的第一电离能变化趋势，发现镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫的大，这是为什么？参考答案：铝的外围电子排布为3s23p1，而镁的外围电子排布为 3s2，其3p轨道为全空，根据洪特规则特例，原子的能量较低，所以镁的第一电离能比铝大。同理，磷的3p轨道半充满，原子的能量较低，所以磷的第一电离能比硫大。
友情提示：第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子在能量相等后轨道上形成全空(p0 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。规律与总结总体上：金属元素第一电离能都 ，非金属元素和稀有气体元素的第一电离都 。
在同一周期中第一电离能最小的是 元素最大的是 元素
较小 碱金属 稀有气体 较大3、将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列
①K Na Li
②B C Be N
③He Ne Ar
④ Na Al S PLi >Na> KN> C >Be> BHe >Ne > ArP >S >Al> Na课堂练习拓展视野： 根据第一电离能定义，你能说出什么是第二电离能、第三电离能吗？讨论后回答。从+1价气态 离子中再失去一个电子，形成+2价气态 离子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2 表示‥‥‥
同一种元素的逐级电离能大小关系：
I1
同主族上→ 下增强元素第一电离能 同周期左→ 右增大趋势（两处反常）
同主族上→ 下减小原子结构 原子核吸引电子的能力
原子形成稳定结构的趋势三、元素的电负性（X） 鲍林(L.Pauling)首先提出了元素的电负性的概念，并指出：电负性就是表示某元素原子在化合物分子中吸引电子能力大小的相对数值。根据热化学数据建立了元素的定量标度，指定氟的电负性为4.0，然后求出其它元素的电负性。电负性：利用图、表、数据说明同周期，从左到右，电负性增加；表明其吸引电子的能力逐渐增强。
同主族，从上到下，电负性下降； 表明其吸引电子的能力逐渐减弱。元素电负性的变化规律：电负性最大的元素 ；电负性最小的元素 。氟铯 我们都知道，化合物中相邻原子都是通过化学键结合在一起的。一般情况下，
非金属元素与 金属元素以离子键结合形成离子化合物； 元素之间以共价键结合形成共价化合物。成键原子之间是形成离子键还是共价键主要取决于 。【知识回忆】活泼的活泼的非金属成键原子吸引电子能力的差异1. 元素的金属性的判别
一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。电负性及其应用2. 化学键型判别
电负性相差较大（△x≥1.7)的两种元素的原子结合形成化合物， 通常形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元素的原子结合形成化合物， 通常形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。电负性及其应用请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物。
NaF HCl NO KCl CH4
共价化合物：
离子化合物： HCl NO CH4NaF KCl 3. 判断分子中元素的正负化合价：
X 大者，化合价为负；
X 小者， 化合价 为正；
△X = 0， 化合价 为零；电负性及其应用请指出下列化合物中化合价为正值的元素。
CH4 NaH NF3 SO2 ICl HBr+1+1+3+4+1+1电负性与第一电离能的关系 由于电离能是衡量原子吸引键合电子的能力，所以电负性大的元素原子的电离能也大。【注意】1、每一周期中电负性最大的是卤素，
但第一电离能最大的是稀有气体。
2、电负性不存在反常现象。【总述】元素周期律是人们在对原子结构和元素性质的长期研究中总结出来的科学规律，它对人们如何认识原子结构与元素性质的关系具有指导意义，也为人们寻找新材料提供了科学的途径。如：在IA族可找到光电材料；ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到优良的半导体材料。