元素周期律
周期律
二.最外层电子的周期性变化 最外层电子的周期性变化
原子序数 电子层数 最外层电子数 1～2 ～ 1 1 2 3～10 ～ 1 8 2 3 1 8 11～18 ～ 结论：随着原子序数递增， 结论：随着原子序数递增，最外层电子 变化。 排布呈 周期性 变化。
如果将元素的原子按原子序数由小到大的顺序排列时, 如果将元素的原子按原子序数由小到大的顺序排列时 各元素原子半径呈现规律的变化。 各元素原子半径呈现规律的变化。
结论:随着原子序数递增 随着原子序数递增,元素主要化合价呈 变化。 结论 随着原子序数递增 元素主要化合价呈 周期性 变化。
最高正价= 最外层电子数（ 最高正价= 最外层电子数（O,F无正价） 无正价） 无正价 最低负价= 最外层电子数—8 最低负价= 最外层电子数
3.金属性和非金属性 金属性和非金属性 如果按照原子序数由小到大的顺序排列， 如果按照原子序数由小到大的顺序排列，典型 金属元素和典型非金属元素都会周期性的重复 出现，同样，稀有气体也会重复出现。 出现，同样，稀有气体也会重复出现。 氢 氦 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩
三.元素性质的周期性变化 元素性质的周期性变化 1.原子半径 原子半径
原子序数 原子半径的变化 逐渐减小 3～9 ～ 逐渐减小 11～17 ～
猜测:随着原子序数递 猜测 随着原子序数递 增,原子半径会有怎样 原子半径会有怎样 的变化规律？ 的变化规律？
《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件
(2)试从原子结构角度解释同周期元素性质存在周期性变化的原 因。 提示:核外电子层数相同,随着原子序数(核电荷数)的递增,原子 核对核外电子的引力逐渐增强,原子半径逐渐减小,元素原子的 得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,最终导致元素的非 金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。
【案例示范】 【典例】(2017·全国卷Ⅱ)a、b、c、d为原子序数依 次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子 次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同 族,下列叙述正确的是 ( )
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
-.
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表:
原子 电子 最外层 序数 层数 电子数
1～2 1
3～ 10
_2_
1～2
_1_～__8_
原子半径的 变化(稀有气 体元素除外)
—
由_大__到_小__
最高或最 低化合价 的变化
+1→0
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【重点释疑】
项目
同周期(左→右)
原 核电荷数 逐渐增大 子 电子层数 相同 结 构 原子半径 逐渐减小
同主族(上→下) 逐渐增大 逐渐增多
③Al向(OAHl)(3O+H3)H3+沉=淀==中= 加Al入3++盐3H酸2O,发生反应的离子方程式: _________________________。
3.钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH 分类 强碱 碱性强弱 结论
元素周期律
•
同一周期中，从左到右，随着原子 序数的递增，单质的氧化性增强，还原性 减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱 ，简单阳离子的氧化性增强。 • 同一族中，从上到下，随着原子序 数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增 强；所对应的简单阴离子的还原性增强， 简单阳离子的氧化性减弱。 • 元素单质的还原性越强，金属性就 越强；单质氧化性越强，非金属性就越强 。
•
•
同一周期中，从左到右，随着原子 序数的递增，单质与氢气化合逐渐容易；
同一族中，从上到下，随着原子序 数的递增，单质与氢气化合逐渐困难
•
元素周期律是自然科学的基本规律 ，也是无机化学的基础。各种元素形成有 周期性规律的体现，成为元素周期律，元 素周期表则是元素周期律的表现形式。
1
在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子 核电荷数递增引起元素性质发生周期性变 化的事实，从自然科学上有力地论证了事 物变化的量变引起质变的规律性。元素周 期 表是周期律的具体表现形式，它把元素 纳入一个系统内，反映了元素间的内在联 系，打破了曾经认为元素是互相孤立的形 而上学观点。通过元素周期律和周期表的 学 习，可以加深对物质世界对立统一规律 的认识。
•
同一周期中，从左到右，随着原子 序数的递增，元素的最高正化合价递增（ 从+1价到+7价），第一周期除外，第二周 期的O、F（O。F无正价）元素除外； • 最低负化合价递增（从-4价到-1价） 第一周期除外，由于金属元素一般无负化 合价，故从ⅣA族开始。 • 元素最高价的绝对值与最低价的绝 对值的和为8
•
元素核外电子排布的周期 • • •
同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子 序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素 原子半径递增。 (注）：阴阳离子的半径大小辨别规律 由于阴离子是电子最外层得到了电子 而阳离子是 失去了电子 所以, 总的说来(同种元素) (1) 阳离子半径<原子半径 (2) 阴离子半径>原子半径 (3) 阴离子半径>阳离子半径 (4)或者一句话总结，对于具有相同核外电子排布的 离子，原子序数越大，其离子半径越小。（不适合用于稀 有气体）
元素周期律
科学探究
※周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这些电 子称为价电子, 观察周期表每个族序数与价电子数是否相等？ 2、原子的电子排布与族的划分 （1）周期表中除零族元素中He(1s2)与其它稀有气体ns2np6不同外, 一般说来，其它每个族序数和价电子数是相等的。 （2）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能级的电子数=价电子数 例如：已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电 子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。 其排布式为[Ar]3d54s2， 由于最高能级组数为4，其中有7个价电子，故该元素 是第四周期ⅦB族。
３d1－84s2 3d104s1－2
1s2
2s22p1 －5 2s22p6 3s23p1 －5 3s23p6 4s24p1 －5 4s24p6
５
６
18
32
５s1－2
６s1－2
4d1-85s2
4d105s1－2 5s25p1 －5 5s25p6
5d106s1－2 6s26p1 －5 6s26p6
5d1－106s2
ⅠA Ⅱ A
0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 ⅢB ⅣB ⅤB Ⅵ B ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB
1 2 3 4
5 6 7
s区பைடு நூலகம்
p区
d区
ds区
镧系 锕系
f区
划分区的依据是什么？ s区、d区、 ds区、p区分别有几个纵列？
——依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。 ns 轨道上，价电子的构型是______ ns1 s区元素 最后1个电子填充在 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。 p区元素 最后1个电子填充在 np 轨道上，价电子构型是ns2np1～6 ， 位于周期表 右 侧，包ⅢA～ⅦA、零族族元素。大部分为 非金属元素。 1～8 2 d区元素 它们的价层电子构型是(n－1)d ns ，最后1个电子基 本都是填充在(n－1)d 轨道上，位于长周期的中部。这些元素都 金属 ，常有可变化合价，为过渡元素。它包括 ⅢB～Ⅷ 族元素。 是 价层电子构型是 (n－1)d10ns1～2 ，即次外层d轨道是充满 ds区元素 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，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。 f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）。
优秀课件——元素周期律(共45张PPT)
共用电子对）趋向达到稳定结构
(2)核外电子排布与元素性质的关系
质子数、电子层数 决定 元素的原子半径由________________
最外层电子数 决定 元素的化学性质主要由________________
最外层电子数 决定 元素的化合价主要由_________________ 金属元素的原子最外层电子数一般少于4，易失电子
N +5
－3
O
F
Ne 0
最低价
元素符号 最高价 Na +1 Mg +2 Al +3
－2
－1
Si +4
－4
P +5
－3
S +6
－2
Cl +7
－1
Ar 0
最低价
最高正价= 最外层电子数（F、O除外） 负价 = 最外层电子数－8
随着原子序数的递增
引起了
课堂总结
核外电子排布呈周期性变化 最外层电子数 1→8
• 【回顾】
• 1、碱金属元素的性质递变,其本质原因? • 2、卤素性质递变,其本质原因?
•【思考与交流】 元素的性质随着原子序数的递增而呈怎 样变化呢？
从今天开始，我们就通过来学习认清这些问题
一. 原子核外电子的排布
1. 电子层－表示运动着的电子离核远近及能量高低
含多个电子的原子中， 电子是分层排布的。能量较 低的电子运动在离核较近的 区域，能量较高的电子运动 在离核较远的区域。
深入探讨
原子半径受哪些因素制约？为什么随原子序数 的递增，原子半径出现从大到小的周期性变化？
①电子层数：电子层数越多，原子半径越大 最主要因素 影响原 子半径 大小的 因素 ②核电荷数： 核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向
元素周期律
＝8
元素的金属 性、非金属 性强弱
性质反映结构
（3）位置反映性质：
同周期：从左到右，递变性
同主族
{
相似性 从上到下，递变性
决定 反映 结构
位置
决定 反映
反映
性质
决定
1、某元素的最高正价与负价的代数和 为4,则该元素的最外层电子数为: A、4 B、 5 C、 6 D、 7
C
2、某元素最高价氧化物对应水化物的化学 式为HXO4，这种元素的气态氢化物的化学 式是
原子半径依次增大 失电子能力依次增强 金属性依次增强
随着原子序数的递增
元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 元素原子半径呈现周期性变化
元素化合价呈现周期性变化
元素的金属性、非金属性呈现周期性变化
元素的性质随着元素原子序数的递增而 呈现周期性的变化——— 元素周期律 元素性质的周期性变化实质:是元素原子的 核外电子排布的周期性变化。
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2
3 4 5 6 7
金 属 性 逐 渐 增 强
B Al Si Ge As Sb Te Po
At
非 金 属 性 逐 渐 增 强
金属性逐渐增强
①根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知： 金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第6周期第ⅠA族（ 左下角），非金属性最强的元素是氟（F),位于第2周期 第ⅦA族（右上角）。 ②位于分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一 定的非金属性，如Al、Si、Ge等。
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
元素原子半径的变化示意图
原子半径的递变规律
族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 周期
高中化学元素周期律知识点总结
高中化学元素周期律知识点总结-CAL-FENGHAI.-(YICAI)-Company One1第一节课时1元素周期表的结构一、元素周期表的发展历程二、现行元素周期表的编排与结构1．原子序数(1)含义：按照元素在元素周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。
(2)原子序数与原子结构的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．元素周期表的编排原则(1)原子核外电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为周期。
(2)原子核外最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，称为族。
3．元素周期表的结构(1)周期(横行)①个数：元素周期表中有7个周期。
②特点：每一周期中元素的电子层数相同。
③分类(3短4长)短周期：包括第一、二、三周期(3短)。
长周期：包括第四、五、六、七周期(4长)。
(2)族(纵行)①个数：元素周期表中有18个纵行，但只有16个族。
②特点：元素周期表中主族元素的族序数等于其最外层电子数。
③分类④常见族的特别名称 第ⅠA 族(除H)：碱金属元素；第ⅦA 族：卤族元素；0族：稀有气体元素；ⅣA 族：碳族元素；ⅥA 族：氧族元素。
课时2 元素的性质与原子结构一、碱金属元素——锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)、钫(Fr) 1．原子结构(1)相似性：最外层电子数都是__1__。
(2)递变性：Li ―→Cs ，核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大。
2．碱金属单质的物理性质3.碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性(用R 表示碱金属元素)单质R —⎩⎪⎨⎪⎧与非金属单质反应：如Cl 2＋2R===2RCl 与水反应：如2R ＋2H 2O===2ROH ＋H 2↑与酸溶液反应：如2R ＋2H ＋===2R ＋＋H 2↑化合物：最高价氧化物对应水化物的化学式为ROH ，且均呈碱性。
(2)递变性具体表现如下(按从Li→Cs 的顺序)①与O 2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li 与O 2反应只能生成Li 2O ，Na 与O 2反应还可以生成Na 2O 2，而K 与O 2反应能够生成KO 2等。
高中化学之元素周期律知识点
高中化学之元素周期律知识点一、原子序数1、原子序数的编排原则按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
2、原子序数与原子中各组成粒子数的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数二、元素周期律我们知道：一切客观事物本来是互相联系的和具有内部规律的，所以，各元素间也应存在着相互联系及内部规律。
1．核外电子排布的周期性从3－18号元素，随着原子序数递增，最外层电子数从1个递增至8个，达到稀有气体元素原子的稳定结构，然后又重复出现原子最外层电子数从1个递增至8个的变化。
18号以后的元素，尽管情况比较复杂，但每隔一定数目的元素，也会出现原子最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。
可见，随原子序数递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。
2．原子半径的周期性变化从3－9号元素，随原子序数递增，原子半径由大渐小，经过稀有气体元素Ne后，从11－18号元素又重复出现上述变化。
如果把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，我们会发现随着原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。
注意：①原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。
②稀有气体元素原子半径的测定方法与其它原子半径的测定方法不同，所以稀有气体的原子半径与其他原子的原子半径没有可比性。
一般不比较稀有气体与其它原子半径的大小。
③粒子半径大小比较的一般规律：电子层数越多，半径越大，电子层数越少，半径越小；当电子层结构相同时，核电荷数大的半径小，核电荷数小的半径大；对于同种元素的各种粒子半径，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。
例如，粒子半径：H－＞H＞H＋；Fe3＋＜Fe2＋。
3．元素主要化合价的周期性变化从3－9号元素看，元素化合价的最高正价与最外层电子数相同（O、F不显正价）；其最高正价随着原子序数的递增由＋1价递增至＋7价；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
从11－17号元素，也有上述相同的变化，即：元素化合价的最高正价与最外层电子数相同；其最高正价随着原子序数的递增重复出现由＋1价递增至＋7价的变化；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
元素周期律
5
B +3
6
C +4 -4
7
N +5 -3
8
O -2
9
F -1
原子 序数
元素 符号 化合 价
10
11
12
13
14
Si +4 -4
15
P +5 -3
16
S +6 -2
17
Cl +7 -1
18
Ar 0
Ne Na Mg AI 0 +1 +2 +3
前十八位元素的主要化合价
元素的化合价与最外层电子数的关系： 稀有气体化合价均为0
2. 下列分子中所有原子都满足最外层8电子结构的 是( C C ) A．硫酸（H2SO4） C．氯化钠（NaCl） B．六氟化氙（XeF6） D．三氟化硼（BF3）
3 . 下列各组微粒，半径由小到大的顺序排列的是 （AA ） A. Mg2+ 、 Na+ 、 K+ B. S2- 、 O2- 、 FC. Al 、 Si 、 P D. B 、 C、 N
3.最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层 时不能超过 2 ）。 4.次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层电 子数不能超过 32
原子或离子结构示意图
为了形象地表示原子的结构，人们就创造了 “结构示意图”这种特殊的图形。
原子核
第 3层 第 2层 第 1层
+ 15
原子核带正电
2
L层
8
5
K层
质子数
有气泡产生,滴有酚酞的水溶液变为红色。
Mg+2H2O = Mg(OH)2+H2↑
回忆钠与水的反应的现象，比较钠和 镁与水反应的难易程度。
高中化学元素周期律
高中化学元素周期律元素周期律是有机化学和无机化学的基本概念，它是元素周期性变化的定律。
它的研究为科学家提供了深入了解元素的机理，并为今后更好地研究化学轨迹提供了重要的理论指导。
元素周期律是1869年6月25日，由俄国科学家列缪尔李奥夫霍夫曼发现的。
他发现，当按照原子量将元素排列时，某些性质相似的元素会按照一定的周期出现。
该定律表明，某些元素具有相似的性质，它们在元素周期表中排成一排，而其他元素则有不同的性质，它们也在元素周期表中排成一排。
这一定律的英文名称为“霍夫曼周期律”。
霍夫曼周期律的核心概念是“周期”，即按一定的律则，某些性质相似的元素按一定的律则出现在一定的周期内。
这些元素被统称为“元素族”。
它们在元素周期表中形成一条直线，呈现出相似的性质并形成“族”。
每个元素族有不同的特性，它们的特性由它们的原子量以及电子构型和配位数决定。
例如，钠、镁、铝和硅形成了由弱碱性元素组成的一组族，它们属于第一周期的第一族。
这四种元素的性质相似，其原子量分别为23、24、27、28，它们均具有一价，其配位数均为4个。
因此，这四种元素的性质相似，它们在元素周期性中排成一排。
另一个例子就是由硫、磷、氮和氧组成的二维族，它们属于第三周期的第五组。
这四种元素在元素周期性中也排成一排，它们的原子量分别是16、31、14、16。
而它们的性质则因它们的电子构型和配位数而异，它们分别具有二价、三价、四价和两价；其配位数也分别为4、3、2和2。
霍夫曼周期律的发现对化学学科的研究有着重要的意义，它提供了有关元素的深入认识，为今后的化学研究发展奠定了基础。
它不仅提供了一种简单的组织方式，而且还为学习和理解元素的性质和作用提供了重要的理论指导。
霍夫曼周期律对于高中化学教学也有着重要的意义，它不仅能让学生们直观地了解元素周期表，还能帮助学生更好地理解元素之间的联系，从而提高学生学习化学的能力和信心。
因此，高中化学教学中应该重视霍夫曼周期律的学习，为学生提供准确、深入的元素性质和作用的认知，以期更好地提高学生对化学的兴趣，培养学生深入思考、创新思维的能力。
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（2）电负性：元素的原子在化合物中吸引电子能力大小的一种度 量。用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
电负性是原子吸引键合电子的能力大小的一种度量 （3）意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子 的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力 越弱。 （4）电负性大小的标准：以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作 为相对标准。
电离能 答案：BC
思考：同周期元素、同主族元素电负性变化规律如何？为什么？ （5）元素电负性的周期性变化规律 同周期，从左到右，元素的电负性递增，金属性逐渐减弱，非金属 性逐渐增强； 同主族，自上而下，元素的电负性递减，金属性逐渐增强，非金属 性逐渐减弱。 思考：根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？ （6）元素电负性的应用 ①判断元素的金属性和非金属性。
此元素位于元素周期表的族数是（ ）
A.IA B. ⅡA C. ⅢA D.ⅣA E.ⅥA F.ⅤA G.ⅦA
答案：F
2、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 答案：A
6、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是（ ）
A．硼和硅 B．铝和铁 C．铍和铝 D．铜和金
答
案：AC
7、x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层
结构，由此可知（ ）
A．x的原子半径大于y的原子半径
B．x的电负性大于y的电负性
C．x的氧化性大于y的氧化性
D．x的第一电离能大于y 的第一
②电子亲和能的符号和单位：E 单位为kJ·mol－1。 ③电子亲和能的意义：电子亲和能的大小反映了气态原子获得电子 成为气态阴离子的难易程度。电子亲和能大，该元素的原子就容易与电 子结合。 ④影响因素：电子亲和能的大小取决于原子核对外层电子的吸引以 及电子和电子间的排斥这两个相反的因素。随着原子半径的减小，原子 核对核外电子吸引作用增强，电子亲和能增大。但是，如果原子半径减 小的程度使核外电子的密度增加很大，电子之间的排斥作用增加，则可 能使电子亲和能减小，电子亲和能无论是在同周期还是同主族都没有简 单的变化规律。 3、电负性（1）键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的 电子称为键合电子。
做电离能。
符号为I，单位为kJ·mol－1。
意义：通常用电离能的大小来表示原子或离子失去电子的难易程 度。 第一电离能（I1）：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最低能量叫做第一电离能。 第二电离能（I2）：由+1价气态基态正离子再失去一个电子转化为 +2价气态基态正离子所需要的最低能量称为第二电离能。 以此类推。I3，I4，I5……
3、下列原子的价电子排布中，对应于第一电离能最大的是（ ）
A．ns2np1 B．ns2np2 C．ns2np3 D．ns2np4
答案：C
4、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
练习：写出Li、Mg在空气中燃烧的化学方程式，Be(OH)2、
Al(OH)3均为两性氢氧化物，写出Be(OH)2与强酸、强碱反应的离子方
程式。
思考：已知硅的含氧酸（硅酸）为弱酸，请判断硼的含氧酸（硼酸）的
酸性强弱？
1、某元素的电离能如下：
I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7
14.5 29.6 47.4 77.5 97.9 551.9 666.8
期性变化的结果。
思考：为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第
一电离能大于Al，P的第一电离能大于S，Zn的第一电离能大于Ga？
表：Na、Mg、Al各级电离能(KJ/mol)
Na
Mg
Al
496
738
578
各级电 离能 (kJ/mol)
4562 6912 9543 13353 16610 20114
如：S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+。
（3）同种元素的不同粒子半径关系为：
阳离子＜原子 如：Na+＜Na
原子＜阴离子
如：S＜S2-
（4）阳离子价态越高的粒子半径越小。如：Fe2+＞Fe3+
2、电离能（1）几个概念
电离能：气态电中性基态原子（或气态基态正离子）失去电子转化
为气态基态正离子（或更高价的气态基态正离子）所需要的最低能量叫
电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。 电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正 值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价 为负价。 ③判断化学键的类型。 一般电负性差值小于1.7的元素之间形成的主要是共价键；当电负 性差值为零时，通常形成非极性键，不为零时易形成极性键。当电负性 差值大于1.7，形成的是离子键。 ④对角线规则：元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相 近，性质相似。 如Li(1.0)与Mg(1.2)，Be(1.5)与Al(1.5)，B(2.0)与Si(1.8)。
1415 7733 10540 13630 17995 21703
1817 2745 11575 14830 18376 23293
数据变化规律：①同一种元素的逐级电离能的大小关系： I1<I2<I3<I4<I5； ②比较同一种元素的数据，有的电离能增大很多，发生了突跃变 化。 思考：①为什么原子的逐级电离能越来越大？②这些数据与钠、镁、铝 的化合价有什么关系？ ③比较同一种元素的数据，有的电离能增大很多，数据的突跃变化 说明了什么？ （3）电离能的应用①根据电离能数据，确定元素核外电子的排 布。 ②根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。③判断元素的 金属性、非金属性强弱。 （4）知识拓展：元素的电子亲和能 ①电子亲和能：元素的一个气态原子获得1个电子成为气态阴离子时 所放出的能量称为第一电子亲和能。
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
答案：A
5、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是( )
A．X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价
B．第一电
离能可能Y小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的 D．气态氢化
物的稳定性：HmY小于HmX答案：C
强。
同主族元素：从上到下，第一电离能逐渐减小，表 Nhomakorabea元素原子越来
越容易失去电子。元素金属性增强，非金属性减弱。
思考：为什么同周期元素从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从
小到大的变化趋势？同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小？与元
素的原子结构有什么关系呢？
结论：第一电离能的周期性递变规律是核外电子排布、原子半径周
元素周期律 主讲：黄冈中学高级教师 熊全告
1、原子半径
思考：元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如
何？同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？为什么？
粒子半径大小的比较规律：
（1）同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。 同主族元
素从上到下，原子半径逐渐增大。
（2）核外电子排布相同的离子，随核电荷数的增大，半径减小。
思考：原子的第一电离能随核电荷数的递增有什么变化规律呢？碱金
属、稀有气体元素的第一电离能有什么变化规律呢？
思考：第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金
属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系?
（2）电离能的变化规律
同周期元素：从左到右，第一电离能在总体上呈现从小到大的变化
趋势，表明元素原子越来越难失去电子。元素金属性减弱，非金属性增
金属的电负性一般都小于1.8，非金属的电负性一般都大于1.8，而 位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性在1.8左右，它 们既有金属性，又有非金属性。
非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性 越小，金属元素越活泼。例如，氟的电负性为4，是最强的非金属元 素；铯的电负性为0.7，是最强的金属元素。 ②判断化合物中元素的化合价。