淮安中学高三化学二轮复习专题2《原子结构与性质》教案
淮安中学高三化学二轮复习专题2《原子结构与性质》教案
专题二原子结构与性质(两课时)【考试说明】1、了解元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，了解元素电离能与原子核外电子排布的关系，能根据元素电负性说明周期表中元素金属性和非金属性的周期性变化规律。
2、认识元素周期律的本质。
掌握同一周期、同一主族元素的原子结构与元素性质递变规律的关系。
了解元素（主族和零族）原子结构、在周期表中的位置及其性质递变的规律。
【知识要点】考点一：原子结构与元素周期表1、在周期表中同一横行的元素原子所含有的相同。
同一纵行相同。
每一个周期总是由（ns1 ）开始到（ns2np6）结束.如此循环往复，可见元素周期系的形成是由于的排布发生周期性的重复。
2、随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循原理，不同周期里所含元素种类不一定相同，并且随着周期序号的递增，金属元素的种类也逐渐，非金属的种类也逐渐。
3、元素的分区和族（1）s 区: , 最后的电子填在上, 包括 , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属;（2）p区:, 最后的电子填在上, 包括族元素, 为非金属和少数金属;（3）d区: , 最后的电子填在上, 包括族元素, 为过渡金属;（4） ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在上, 包括 ,（5） f区: , 包括元素区全是金属元素，非金属元素主要集中区。
主族主要含区，副族主要含区，过渡元素主要含区。
考点二：元素周期律1、核外电子排布的周期性变化，2、元素主要化合价的周期性变化，3、金属性与非金属性，4、原子半径的周期性变化 ①电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。
②核电荷数: 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
③核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多，半径越大。
例题：下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是 （ ） A 、 NaF B 、MgI 2 C 、BaI 2 D 、KBr 考点三：元素电离能和元素电负性 1、电离能变化规律 （1） 分类：（2） 定义：_______________________--转化为___________所需要的___________（3） 元素的第一电离能变化规律同周期：左→右____________________同主族：上→下___________________思考：图中哪些元素的第一电离能出现异常？为什么？（4） 应用：思考：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？2、电负性的变化规律 （1） 提出：（2） 定义：电负性是用来描述不同元素原子___________________________物理量（3） 电负性的变化规律同一周期，主族元素的电负性_______________，表明_______________增电 离 能Na Mg Al 一 496 738 578 二 4562 1451 1817 三 6912 7733 2745 四95431054011575强同一主族，元素的电负性___________________，表明其______________逐渐减弱（非金属性、氧化性）电负性最大的元素是位于周期表______的______，电负性最小的元素是位于周期表______（4）电负性的应用a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素).b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键).c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）.3、对角线法则：位于左上角和右下角性质相似。
1.2.原子结构与性质教学设计-高二化学人教版(2019)选择性必修2
高二选择性必修2-课序41-§1-2-1原子结构与元素周期表（第一课时）【教材分析】本节内容分为元素周期表和元素周期律两部分内容：第一部分内容进一步探究了元素周期表。
在必修课程中已介绍了元素周期表的一些基本知识，如元素周期表的周期和族元素周期表的应用等。
本部分内容从构造原理得出的核外电子排布出发，并进一步研究了元素周期表，重点介绍了两个问题。
（1）利用原子的核外电子排布解释元素周期系的基本结构。
（2）利用原子的核外电子排布，深入认识元素周期表。
教材设置了一个探究即“再探周期表，”探究的问题，具有一定的开放性和思考性，涉及元素周期表与原子核外电子排布相关的方方面面的问题，对是对元素周期表知识的高度概括。
总之，教材通过这个探究活动，把有关元素周期表的知识与原子核外电子排布的知识进行了有机融合。
【课程目标】1.深入认识元素周期表的基本结构；2.能从原子价电子数目和价电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分，促进对“位置”与“结构”关系的理解。
【教学重难点】教学重点：元素的原子结构与元素周期表结构的关系教学难点：元素周期表的分区【教学过程】教学环节教师活动学生活动环节一：元素周期律、元素周期系、元素周期表【引入】介绍元素周期律的发现过程，清楚元素周期律、元素周期系、元素周期表的关系。
介绍三张有历史意义的周期表：门捷列夫周期表、维尔纳的特长式周期表、波尔元素周期表。
完成活动，倾听环节二：构造原理与元素周期表活动1：回忆并书写1-36号元素的基态原子的价层电子排布式。
【提问】请同学们先按下暂停键，回忆并书写1-36号元素的基态原子价层电子排布式。
【讲解】请同学们注意24号和29号基态原子价层电子排布式。
24号铬元素的价层电子排布式为3d54s1，29号铜元素的价层电子排布式为3d104s1。
【讲解】通过刚才的书写，每一周期从碱金属元素开始到稀有气体元素结束，最外层电子排布从ns1递增到ns2np6(第一周期除外)，但元素周期系书写的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多。
高中化学结构与性质教案
高中化学结构与性质教案
教学内容：结构与性质
目标：了解化合物的结构对其性质的影响。
一、引入
1. 通过实验让学生观察和比较不同物质的性质，引发学生对结构与性质关系的思考。
二、知识讲解
1. 讲解化合物的结构：离子化合物、共价化合物、金属化合物的结构特点。
2. 探讨化合物的性质：离子化合物的导电性、熔点，共价化合物的溶解性、熔点，金属化合物的导电性、延展性。
三、案例分析
1. 举例说明结构与性质之间的关系：如氧气和二氧化碳的分子结构对其化学性质的影响。
2. 引导学生分析其他化合物的结构与性质之间的联系。
四、实验操作
1. 设计实验，让学生验证结构与性质的关系。
2. 学生进行实验，并观察实验现象，总结实验结果。
五、讨论与交流
1. 学生就实验结果展开讨论，分享彼此的观点。
2. 指导学生归纳结构与性质之间的规律，拓展思维。
六、作业布置
1. 布置学生对结构与性质之间的关系进行总结。
2. 提议学生自主搜索相关资料，了解更多案例。
七、反馈与评价
1. 老师对学生的表现进行评价，梳理学生的反馈意见。
2. 学生反馈教学内容，提出建议和意见。
注：本教案仅为参考范本，具体内容和操作须根据实际教学情况进行调整。
苏教物质结构与性质《专题 原子结构与元素的性质》教案 第二单元
内容苏教版物质结构与性质《专题2 原子结构与元素的性质》教案第二单元普通高中课程标准实验教科书化学选修3[苏教版]专题2 原子结构与元素的性质第二单元元素性质的递变规律[学习目标]1．在必修的基础上，进一步理解元素周期律2．理解元素性质岁原子序数的递增的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化3．了解元素电离能、电负性的概念和岁原子序数递增的周期性变化规律4．了解电离能、电负性的简单应用[课时安排] 5课时第一课时[学习内容]回顾：元素周期律及元素周期律的具体体现（1）含义（2）本质：核外电子排布的周期性变化（3）具体体现①核外电子排布的周期性变化②元素化合价的周期性变化③原子半径的周期性变化④元素金属性和非金属性的周期性变化一、原子核外电子排布的周期性1．随着原子序数的递增，元素原子的外围电子排布从ns1~ns2np6呈现周期性变化2．根据元素原子外围电子排布的特征，可将元素周期表分成5个区域。
具体地说是根据最后一个电子填充在何原子轨道上来分区（1）s区元素：外围电子只出现在s轨道上的元素。
价电子排布为ns1~2，主要包括ⅠA和ⅡA族元素，这些元素除氢以外都是活泼的金属元素，容易失去1个或2个电子形成＋1价或＋2价离子（2）p区元素：外围电子出现在p轨道上的元素（s 轨道上的电子必排满）。
价电子排布为ns2np1~6，主要包括周期表中ⅢA到ⅧA和0族共6个主族元素，这些元素随着最外层电子数的增加原子失去电子变得越来越困难得到电子变得越来越容易。
除氢以外的所有非金属元素都在p区（3）d区元素：外围电子出现在d轨道上的元素。
价电子排布为（n1）d1~9ns1~2，主要包括周期表中ⅢB到ⅦB和Ⅷ族，d区元素全是金属元素。
这些元素的核外电子排布的主要区别在（n1）d的d轨道上。
由于d轨道未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成。
（4）ds区元素：ds区元素与s区元素的主要区别是s 元素没有（n1）d电子，而ds区元素的（n1）d轨道全充满，因此ds区元素的价电子排布是（n1）d10ns1~2。
原子结构与性质教学案.docx
第一章原子的结构与性质第二节原子的结构与元素的性质教学案【学习目标】1、进一步认识周期表的结构及元素周期律2、能说出元素电离能的涵义，认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系3、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质，解释元素的“对角线”规则。
4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力【学习重难点】】1.认识物质结构与性质之间的关系2.元素电离能、电负性的涵义及应用【课时安排】3课时预习：教材P13-21,《步步高》导学案P8-13 [学习•探究区】，并完成【活学活用】、【自我•检测区】部分。
第1课时【旧知回顾】《步步高》导学案P8【知识•回顾区】元素周期表的结构(必修2)【新知讲解】一、原子结构与元素周期表【交流思考】《步步高》导学案P8-9【学习•探究区】1、原子核外电子排布与周期、族的划分2、元素周期表的分区，各区元素的电子排布与其性质特点【科学探究】元素的分区和族(1)s区：5,最后的电子填在___________ 上，包括,属于活泼金属，为碱金属和碱土金属；(2)p区:土"，最后的电子填在________ 上，包括族元素，为非金属和少数金属；(3)d区：最后的电子填在___________________ 上，包括族元素，为过渡金属；(4)ds区：AD»Wt(n-l)d全充满，最后的电子填在_______________ 上，包括,(5)f区：包括元素____________________________________ 区全是金属元素，非金属元素，主要集中_______________ 区。
主族主要含 _________ 区，副族主要含_______ 区，过渡元素主要含_______ 区。
【小结】S区元素价电子特征排布为nS】~2,价电子数等于族序数。
d区元素价电子排布特征为(n-l)『~8媚卜2；价电子总数等于列序数；ds区元素特征电子排布为(n-l)d%s2,价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为i^npZ；价电子总数等于主族序数。
(通用版)高考化学二轮复习 专题十二 物质结构与性质教案-人教版高三全册化学教案
物质结构与性质[考纲要求] 1.原子结构与元素的性质：(1)了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和电子排布图；(2)了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质；(3)了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用；(4)了解电负性的概念并能用以说明元素的某些性质。
2.化学键与分子结构：(1)理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质；(2)了解共价键的形成、极性、类型(σ键和π键)，了解配位键的含义；(3)能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质；(4)了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)；(5)能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的立体构型。
3.分子间作用力与物质的性质：(1)了解范德华力的含义及对物质性质的影响；(2)了解氢键的含义，能列举存在氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。
4.晶体结构与性质：(1)了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别；(2)了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响；(3)了解分子晶体结构与性质的关系；(4)了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系；(5)理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质，了解金属晶体常见的堆积方式；(6)了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。
考点一原子结构与性质(一)基态原子的核外电子排布1．排布规律(1)能量最低原理：基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。
(2)泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子。
(3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
2．表示方法价电子排布式 Fe ：3d 64s 2电子排布图(或轨道表示式)3.特殊原子的核外电子排布式 (1)Cr 的核外电子排布：先按能量从低到高排列：1s 22s 22p 63s 23p 64s 23d 4，因3d 5为半充满状态，比较稳定，故需要将4s 轨道的一个电子调整到3d 轨道，得1s 22s 22p 63s 23p 64s 13d 5，再将同一能层的排到一起，得该原子的电子排布式：1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1。
人教版高中化学选修二原子结构与性质复习(第三课时)-教学设计
课题
原子结构与性质பைடு நூலகம்习（第三课时）
教科书
书名:选择性必修2物质结构与性质
出版社:人民教育出版社出版日期:2020年5月
教学目标
教学目标:
1.能写出原子或离子的电子排布式和轨道表示式,了解原子结构对物质性质的影响
2.能根据实验事实分析、归纳影响物质性质的重要因素
3.能依据元素周期表和元素周期律,预测和发现物质满足研究要求
教学重点:
1．进一步体会原子结构、元素在元素周期表中的位置、元素性质的关系模型
2．利用上述关系模型根据实验要求解决实际问题
教学难点:根据实验事实分析、归纳影响物质性质的重要因素
教学过程
时间
教学环节
主要师生活动
环节一
环节二
环节三
环节四
问题的引入:了解长余辉材料及其应用
了解Ba5Si8O21:Eu2+长余辉材料:了解Ba5Si8O21:Eu2+长余辉材料中微粒的电子排布情况,了解Eu2+中的f电子是其成为长余辉材料发光中心的重要原因
了解Ba5Si8O21:Eu2+长余辉材料的辅助激活剂:通过资料和实验事实,了解Ba5Si8O21:Eu2+长余辉材料辅助激活剂应具有的基本性质
预测、发现新的辅助激活剂:利用元素周期表,运用元素周期律的相关知识,在主族金属元素中发现Ba5Si8O21:Eu2+长余辉材料的新的辅助激活剂
高三化学原子结构与元素性质、共价键教案
4s24p5：位置，区，最高正价。
4d105s2：位置，区；4f46s2：位置，区；
2.电离能
(1)原子失去转化为所需的，比较下列元素第一电离能大小：
①Be、B、C、N、O出现反常原因：；②Ge、As、Se;③H、Cl、Cu；
原子结构与元素性质、共价键
学习目标
1.周期表分区并根据价电子排布判断元素位置；
2.电离能、电负性定义，复述递变规律、反常并解释原因；
3.键能定义，复述键参数及对物质性质的影响；
4.对角线规则书写方程式并判断物质的性质。
重点难点
重点：元素周期表分区；电离能、电负性定义变化规律、共价键判断。
难点：电离能、电负性的变化规律及特例。
③比较第二电离能大小：CuNi ,原因：；
3.电负性比较下列元素的电负性：C、N、O、F；
4.键能：是____原子形成____化学键____的最低能量，单位____。
5.等电子体：总数相同，总数相同的分子或离子叫等电子体，相似性体现在和。
常见等电子体（背过）
原子结构与性质(二) 教学设计-高二化学人教版(2019)选择性必修2
高二选择性必修2-课序42-§1-2-2原子结构与元素的性质元素周期律【教材分析】本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。
第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。
教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位一构一性”三者关系的理解。
【课程目标】课程目标学科素养1. 理解电离能和电负性概念的基础上，运用相关的原子结构理论，分析并掌握元素的原子半径、第一电离能及元素主要化合价等元素性质同周期性变化的规律并建立模型。
2、了解元素周期律的应用价值。
a.分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变化，理解原子半径、第一电离能的递变规律及其原因，培养宏观辨析与微观探析的核心素养。
b.通过原子半径、第一电离能和电负性的数据和规律图示，培养证据推理与模型认知的核心素养。
教学重点：原子半径、第一电离能的变化规律教学难点：原子半径、第一电离能的变化规律环节要点教师活动学生活动教学环节一：原子半径的递变规律及其原因。
【引入】在上节课中我们知道了原子的价电子数目和排布，决定了元素在元素周期表中的位置，最终会影响元素的性质，那么元素的性质究竟是受着怎样的影响呢，今天我们来进一步学习元素周期律的内涵，我们先来学习原子半径的变化规律。
【提问】1、元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径如何变化？如何解释这种变化趋势？2、元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径如何变化？如何解释这种变化趋势？【讲解】在元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，而同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
原子结构与性质》复习教学设计
《原子结构与性质》复习教学设计本节课是人教版高中化学选修三第一章《原子结构与性质》的内容，是在必修二第一章《物质结构元素周期律》基础上进一步认识原子结构与元素性质的关系。
本节内容属于物质结构理论的范畴，而物质结构不仅是本书的重点，也是整个中学化学教材的重点，通过本节教材的学习，学生能系统的掌握原子结构的知识，并且在原子的水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构的知识解释一些生活中常见的化学现象。
本节课从内容到形式都比较注重激发和保持学生的兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。
一、学习目标、评价目标（一）、学习目标1、通过核外电子排布规律的学习，落实宏观辨识与微观辨析的学科素养。
2、通过核外电子排布规律的学习，体会科学家在探索物质构成奥秘的过程中所运用的提出问题、设计探究方案、运用化学手段解决问题的过程，让学生体会证据推理与模型认知的学科素养，并建构“位”“构”“性”的系统思维框架，提高学生分析和解决问题的能力。
3、通过原子半径、第一电离能、电负性的学习，让学生自主发现变化规律，构建元素周期律（表）模型，并利用模型分析和解释一些常见元素的性质。
（二）、评价目标1、通过原子核外电子分层排布的规律及原子结构的构造原理，构建出宏观与微观相结合的视角分析并能运用知识解决实际问题。
2、在元素周期律的学习中，让学生构建抽象思维、理论分析并在此过程中逐步形成科学的价值观。
3、学生在探究的过程中，把自己融入科学活动和科学思维中，体验科学研究的过程和认知的规律性，在认识上和思想上都得到升华。
同时在内容上注意对学生进行科学方法、科学态度的教育，激发学生的学习兴趣。
二、教学与评价思路“原子结构与性质”教学与评价思路示意图三、教学方法本节教学采用多媒体，用电脑将抽象的理论形象化，便于学生理解。
四、教学过程Ⅰ、课前复习交流课前，利用下发试卷的方式，完成课前作业并做好反馈，通过小组代表性反馈，收集课上需要解决的重点问题。
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专题二原子结构与性质(两课时)
【考试说明】
1、了解元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，了解元素电离能与原子核外电子排布的关系，能根据元素电负性说明周期表中元素金属性和非金属性的周期性变化规律。
2、认识元素周期律的本质。
掌握同一周期、同一主族元素的原子结构与元素性质递变规律的关系。
了解元素（主族和零族）原子结构、在周期表中的位置及其性质递变的规律。
【知识要点】
考点一：原子结构与元素周期表
1、在周期表中同一横行的元素原子所含有的相同。
同一纵行相同。
每一个周期总是由（ns1 ）开始到（ns2np6）结束.如此循环往复，可见元素周期系的形成是由于的排布发生周期性的重复。
2、随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循原理，不同周期里所含元素种类不一定相同，并且随着周期序号的递增，金属元素的种类也逐渐，非金属的种类也逐渐。
3、元素的分区和族
（1）s 区: , 最后的电子填在上, 包括 , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属;
（2）p区:, 最后的电子填在上, 包括族元素, 为非金属和少数金属;
（3）d区: , 最后的电子填在上, 包括族元素, 为过渡金属;
（4） ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在上, 包括 ,
（5） f区: , 包括元素
区全是金属元素，非金属元素主要集中区。
主族主要含区，副族主要含区，过渡元素主要含区。
考点二：元素周期律
1、核外电子排布的周期性变化，
2、元素主要化合价的周期性变化，
3、金属性与非金属性，
4、原子半径的周期性变化 ①电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。
②核电荷数: 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
③核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多，半径越大。
例题：下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是 （ ） A 、 NaF B 、MgI 2 C 、BaI 2 D 、KBr 考点三：元素电离能和元素电负性 1、电离能变化规律 （1） 分类：
（2） 定义：_______________________--转化为___________所需要的
___________
（3） 元素的第一电离能变化规律
同周期：左→右____________________同主族：上→下___________________
思考：图中哪些元素的第一电离能出现异常？为什么？
（4） 应用：
思考：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？
2、电负性的变化规律 （1） 提出：
（2） 定义：电负性是用来描述不同元素原子___________________________物
理量
（3） 电负性的变化规律
同一周期，主族元素的电负性_______________，表明_______________增
电 离 能
Na Mg Al 一 496 738 578 二 4562 1451 1817 三 6912 7733 2745 四
9543
10540
11575
强
同一主族，元素的电负性___________________，表明其______________逐渐减弱（非金属性、氧化性）
电负性最大的元素是位于周期表______的______，电负性最小的元素是位于周期表______
（4）电负性的应用
a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素).
b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键).
c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.
d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）.
3、对角线法则：位于左上角和右下角性质相似。
如：Li与Mg，Be与Al，B与Si
【考题在线】
1、下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是
A．K、Na、Li B．N、O、C C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na 2、（09年安徽）W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子
序数依次增大。
W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，Z能形成红色（或砖红色）的Z2O和黑色的ZO两种氧化物。
（1）W位于元素周期表第周期第族。
W的气态氢化物稳定性比H2O(g) （填“强”或“弱”）。
（2）Y的基态原子核外电子排布式是，Y的第一电离能比X的（填“大”或“小”）。
【教学反思】。