课件20张PPT。第二单元 元素性质的递变规律1.第一电离能（I1）
（1）概念：气态电中性基态原子失去一个电子转化为 所需要的最低能量叫做第一电离能，用符号I1表示。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 失去电子，反之电离能越大，表明在气态时该原子 失去电子。
（2）变化规律：①同周期元素从左至右，元素的第一电离能在总体上呈现 的变化趋势，表示该原子越来越难失去电子；②同主族元素从上至下，元素的第一电离能 ，表明自上而下原子越来越 失去电子。容易+1价气态阳离子越难从小到大逐渐减小容易2.电负性（χ）
（1）概念：衡量元素在化合物中 的物理量。
（2）变化规律：①金属元素的电负性 ，非金属元素的电负性 ；②同周期，从左至右，元素的电负性 ；同主族元素从上至下，元素的电负性 ，对副族元素而言，同族元素的电负性也大体呈现出这种变化趋势。
③电负性大的元素集中在元素周期表的 ，电负性小的元素位于元素周期表 。吸引电子能力较小较大逐渐增大逐渐减小右上角左下角1、(1)已知M(g)－e－→M+(g)时所需的最低能量 为738KJ。则M元素的I1= 。 (2)已知钠元素的I1=496KJ/mol。
则Na（g）－e－→Na＋（g）时所需的最小能量为 2、电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，下列关于电负性的变化规律正确的是( )
A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大
B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
① 观察图2-12，请以碱金属元素、卤素为例，总结出主族元素第一电离能的变化规律。②请以第2、3周期元素为例，总结同周期元素的第一电离能的变化规律图2-12表示了1~~36号元素的第一电离能探究一：电离能的变化规律？图2-12表示了1~~36号元素的第一电离能 1、请从原子结构角度分析为什么呈现这样的变化规律？即同周期从左至右失去电子越来越难，同主族从上至下失去电子越来越容易。探究二：电离能的影响因素有哪些？2、观察图2-13中第3周期各元素的第一电离能的大小，可以发现镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫大。为什么稀有气体元素的第一电离能特别的大？从核外电子排布的规律来看，可能是什么原因？ 通过上述的一些分析,你能得出影响原子电离能的因素有哪些？ 1、原子半径
2、核电荷数
3、核外电子排布（全空、半满、全满）ⅡA、ⅤA族和0族小结 钠和镁的第一、二、三的电离能如表所示，分析表中数据，请解释为什么钠元素易形成 Na＋，而不易形成Na2＋；镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？探究三：电离能有哪些应用？小结电离能的意义：①一般情况下，金属元素原子电离能越小，金属性越强②依据电离能的数据可以分析元素的化合价探究三：元素电负性的周期性变化规律（1） 在图2-14中找出电负性最大和电负性最小的元素，并总结出元素电负性的随原子序数的递增有什么变化规律？增 大减小 （2）请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出化合物中化合价为正价的元素
CH4 NaH NF3 NH3 SO2 H2S ICl HBr电负性的应用（2）在化合物中吸引电子能力的大小
NaF HCl NO MgO KCl CH4
（3）作为化合物类型的依据(1)衡量元素的金属性和非金属性 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素（如图1-27）的某些性质是相似的（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”。查阅资料，比较锂,镁在空气中燃烧产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性强弱，说明对角线规则，并用电负性解释对角线规则。 阅读资料：电负性的应用④对角线规则
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.规律与总结1、下列叙述中正确的是 （ ）
A、同周期元素中，VIIA 族元素的原子半径最大
B、VIA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
C、室温时，零族元素的单质都是气体
D、同一周期中，碱金属元素的第一电离能最大C课堂练习2、判断下列元素间的第一电离能的大小：
Na K N P
F Ne Cl S
Mg Al O N 课堂练习4、下列不是元素电负性的应用的是( ) A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中元素化合价的正负 C.判断化学键的类型 D.判断化合物的溶解度D 3、电负性差值大的元素之间形成的化学键主要为( ) A.共价键 B.离子键 C.金属键 D.配位键B差值若为零时呢?巩固练习5、已知四种元素的电子排布式为： A.ns2np3 B.ns2np4
C.ns2np5 D.ns2np6
则他们的第一电离能按从大到小的顺序为 ，电负性的大小顺序为 。 D＞C＞A＞BC＞B＞A巩固练习6、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。O CaNaClCaO Na2O Na2O2 CaCl2 NaCl巩固练习（1） ① Na、Mg、Al ② Na+、F-、O2- ③ Na+、Mg2+、Al3+其实原子半径的影响因素是如此，离子半径的影响因素也是如此。比较下列微粒的半径大小：电子层数相同的微粒：电子层数不同的微粒电子层数与核电荷数均相同的微粒（2） ①Li+、Na+、K+ ②Na+、Na ③ F、Cl、Br（3） ① S、S2- ②Fe2+、Fe3+课件39张PPT。 第二单元
元素性质的递变规律 一、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 1、某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的Ⅲ族元素的原子序数是( )
A 只有x+1
B 可能是x+8或x+18
C 可能是x+2
D 可能是x+1或x+11或x+25 课堂练习D2、甲乙是同主族的相邻两元素，若甲的原子序数是X，则乙的原子序数不可能是（ ）
A、X+2
B、X+8
C、X+16
D、X+18C3、碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列预言错误的是：
Ａ.在碱金属中它具有最大的原子半径
Ｂ.它的氢氧化物化学式为FrOH，是一种极强的碱
C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物
D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸Ｃ4、某元素X的气态氢化物化学式为H2X，则该元素的最高价含氧酸的化学式为 （ ）
A. H2XO3 B. H3XO4 C. H2XO4 D. HXO4C5.下列微粒中，半径大小排列顺序正确的是( )
A．K+＞Ca2+＞Cl-＞S2- B．Ca2+＞K+＞S2-＞Cl-
C．Ca2+＜K+＜Cl-＜S2- D．S2-＜Cl-＜K+＜Ca2+C6.具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C，
下列分析正确的是（ ）
A.原子序数关系：C＞B＞A
B.微粒半径关系： Bn-＞ An+
C.C微粒是稀有气体元素的原子.
D.原子半径关系是：A＜B＜CBC二、原子的电子排布与族序数关系在周期中有18个纵列,一般说来,每个族序数和外围电子数是相等的.
主族元素：族序数=原子的最外层电子数
=外围电子数
副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的电子数
=外围电子数 按照元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区、f区s区分区元素分布外围电子排布元素性质特点ns1-2IA和IIA族除H外，均为活泼金属p区ns2np1-6IIIA~VIIA族 零族元素除H外，所有非金属元素都在p区第IIIB族到VIII族元素(镧系、锕系除外)d区(n-1) d1-9ns1-2d轨道也不同程度地参与化学键的形成ds区(n-1) d10ns1-2IB和IIB族金属元素f区镧系和锕系元素最外层电子数基本相同，化学性质相似。(n-2)f0-14(n-1) d0-2ns2三、原子的电子构型和元素的分区S 区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元 素。p区元素：最外层电子构型从ns2np1~ns2np6的元素。即IIIA~VIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区。 ds区元素:包括IB族和IIB族元素，最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素 。f区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基本相同，化学性质相似。d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素，性质相似。7、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外围电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？ 由于是ⅥA族， 外围电子排布为5s25p4，电子排布式[Kr]4d105s25p4属P区8.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及所属区。 第四周期，ⅦB族、d区。9.试确定32号元素在周期表中的位置及所属区。 第四周期，ⅣA族、P区 10.判断处于第三周期，ⅣA族元素的外围
电子结构、原子序数。 3s23p2，第14号元素四、元素第一电离能的周期性变化1、概念 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。探究一观察下图，总结第一电离能的变化律。2、元素第一电离能的变化规律：(2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。3、电离能的意义：b.第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素 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。图2-12表示了1~~36号元素的第一电离能 1、请从原子结构角度分析为什么呈现这样的变化规律？即同周期从左至右失去电子越来越难，同主族从上至下失去电子越来越容易。探究二：电离能的影响因素有哪些？2、观察图2-13中第3周期各元素的第一电离能的大小，可以发现镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫大。为什么稀有气体元素的第一电离能特别的大？从核外电子排布的规律来看，可能是什么原因？ⅡA是全充满结构、ⅤA是半充满。 通过上述的一些分析,你能得出影响原子电离能的因素有哪些？ 原子核电荷——（同一周期）即电子层数相同，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。
原子半径——（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。
电子层结构——核外电子排布（全空、半满、全满）ⅡA、ⅤA族和0族小结1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？思考：钠和镁的第一、二、三的电离能如表所示，分析表中数据，请解释为什么钠元素易形成 Na＋，而不易形成Na2＋；镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。探究三：电离能有哪些应用？交流与讨论小结电离能的意义：①一般情况下，金属元素原子电离能越小，金属性越强②依据电离能的数据可以分析元素的化合价 电 离 能 增 大
电 He 电
离 离
能 能
减 增
小 Cs 大
电 离 能 减 小小结：元素电离能在周期表中的变化规律课堂练习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，氟的第一电离能最大.
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.A反常现象最大的是稀有气体的元素：He从左到右呈现增大趋势（最小的是碱金属）K＜Na＜Mg课堂练习2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的
原子可能是 (? ? )
A? ns2np3 B? ns2np5
C? ns2np4 D? ns2np6C3.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJ·mol-1）:课堂练习 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。（三）元素电负性的周期性变化1、基本概念电负性：衡量元素在化合物中吸引电子的能力（电负性是相对值，没单位）为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。鲍林L.Pauling
1901-1994鲍林研究电负性的手搞元素电负性的周期性变化规律（1） 在图2-14中找出电负性最大和电负性最小的元素，并总结出元素电负性的随原子序数的递增有什么变化规律？增 大减小同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。
同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。电负性的规律电负性大小与金属、非金属的关系 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。 电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。电负性的应用1．判断元素的金属性和非金属性 金属性元素的电负性一般在1.8以下，非金属性性元素一般在1.8以上。电负性最大的元素是位于右上方的F，电负性最小的元素是位于左下方的Fr（Fr是放射性元素）.3节2．估计化学键的类型
在化合物中，可以根据电负性的差值大小，估计化学键的类型。
电负性差越大，离子性越强，一般说来，电负性差大于1.7时，可以形成离子键，小于1.7时形成共价键。电负性的应用一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2
共价化合物（ ）
离子化合物（ ）②③⑤⑥①④课堂练习：活动与探究2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。 解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO，
Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。元素周期律的实质：
元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。 原子半径 、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电负性等的周期性的变化。元素周期律的内容包括：小 结课堂练习 根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题：
(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式：
(2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂 鉴别，其离子方程式为：
(3)BeCl2是 化合物(填“离子”或“共价”)，其电子式为 ，BeCl2水溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示)： Be+2OH-＝BeO22-+H2↑NaOH溶液Be(OH)2+2OH-＝BeO22-+2H2O共价1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束
2、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素
3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol。
4、Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属
5、气态O原子的电子排布为：
6、?半径：K+>Cl-
7、酸性 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
8、第一周期有2×12=2，第二周期有2×22=8，则第五周期有2×52=50种元素。概念辩析×√××××√×再见课件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。
