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第一章 原子結構與性質
第二節(jié) 原子結構與元素的性質
學習目標
1.能從原子結構的角度理解原子半徑、元素第一電離能、電負性的遞變規(guī)律，能利用其遞變規(guī)律比較相對大小。
2.通過原子半徑、元素第一電離能、電負性遞變規(guī)律的學習，建立“結構決定性質”的認知模型，并能利用認知模型解釋元素性質的規(guī)律性和特殊性。
1.2.2　元素周期律
原子半徑、電離能、電負性
元素的性質隨 的遞增而呈 變化的規(guī)律。
2.實質: 元素原子 的結果。
原子序數
周期性
核外電子排布周期性變化
1.定義:
一、元素周期律
元素化合價、原子半徑、金屬性和非金屬性、電離能、電負性
3.主要表現（元素的性質）:
二.元素主要化合價的周期性變化：
取決于原子最外層電子數的周期性變化
第一周期
第二周期
第三周期
④主族元素的最高價氧化物對應的水化物(高氧水)和部分氫化物的通式：
1A 11A 111A ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
高氧水 XOH X(OH)2 X(OH)3 H2XO3/H4XO4 HXO3/H3XO4 H2XO4 HXO4
氫化物 XH4 XH3 H2X HX
①同周期從左到右：
最高正價＋1→＋7；最低負價-4 → -1 → 0；
②最高正價＝主族序數＝最外層電子數(O、F除外)
③非金屬：最高正價＋|最低負價|＝8(H、O、F除外)
金屬無負價；H最高價為＋1最低價為－1；
O無最高正價，最低價為－2；F無正化合價，最低價為－1。
共價半徑
范德華半徑
金屬半徑
r
r
r
原子半徑，總是以相鄰原子的核間距為基礎而定義的。
補充:原子半徑
電子在核外運動沒有固定軌道，只是概率分布不同，因此原子沒有一個明確的界面。人們假定原子呈球體，借助相鄰原子的核間距來確定原子半徑。根據原子之間的作用力不同，將原子半徑分為共價半徑、金屬半徑、范德華半徑。
共價半徑：同種元素的兩個原子以共價單鍵結合時，它們核間距的一半即是該原子的共價半徑。
Cl2
Br2
198pm
228pm
Cl的共價半徑99pm
Br的共價半徑114pm
金屬半徑：金屬單質的晶體中，兩個最相鄰的金屬原子核間距的一半即是該金屬原子的金屬半徑。
286pm
鋁原子的金屬半徑143pm
金屬鋁
范德華半徑：稀有氣體原子之間以范德華力相互接近，低溫下稀有氣體單質在以晶體存在時，兩個相鄰原子核間距的一半即是范德華半徑。
D = 2r
一般說的原子半徑是指形成共價鍵或金屬健時，原子間接觸所顯示的半徑。
通常原子半徑通過晶體衍射實驗測得。
由于核外電子并沒有嚴格固定的運動軌道，電子云也沒有明確的邊界，實際上無法精確測量原子半徑，原子半徑只有相對的近似意義。
原子半徑可分為共價半徑、金屬半徑和范德華半徑。稀有氣體的原子半徑是范德華半徑
三.主族元素原子半徑的周期性變化
同主族
能層
占主導
原子半徑增大
原子半徑增大
同周期
核電荷數
占主導
同周期:左大
同主族:下大
左大下大
同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小的原因:
同周期主族元素電子的能層數相同，從左到右，核電荷數的增加使核對電子的吸引增強而引起原子半徑減小的趨勢，大于外層電子數的增加使電子間的排斥增強而引起原子半徑增大的趨勢。
【思考與討論】
同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大的原因:
同主族元素從上到下，電子能層數的增加使電子間的排斥增強而引起原子半徑增大的趨勢，大于核電荷數的增加使核對電子的吸引增強而引起原子半徑減小的趨勢。
（因素②＞①）
【思考與討論】
（因素①＞②）
思考：如何用這兩種因素解釋原子半徑的遞變規(guī)律？
影響因素及結果：
1.電子的能層越多，電子之間的排斥作用越大，將使原子的半徑增大。
2.核電荷數越大，核對電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小。
注意：這兩種作用是同時存在，相互競爭的關系。
同主族元素
從上到下
電子能層數
增多
原子半徑
增大
同周期主族元
素從左到右
核電荷數
增大
原子半徑
減小
影響
原子半徑的周
期性的遞變
粒子半徑比較的一般思路1：
(1)“一層”：最外層電子數相同時，先看能層數，電子能層數越多，一般微粒半徑越大。
(2)“二序”：若能層數相同，則“序大徑小”“序小徑大”
(3)“三總電子數”：若能層數、原子序數均相同，則看核外總電子數，總電子數多的半徑大。
電子層數多的原子,其半徑不一定大！特例：如r(Li)>r(Al)＞r(S)>r(Cl)
首先畫出結構示意圖，然后“ 三看”：
注意：堿金屬半徑大于其下一周期的鹵族元素 例：rLi＞rCl
注意: 同種元素不同粒子，價高徑小
如：Fe3+ ＜ Fe2+ ＜ Fe
粒子半徑比較的一般思路2：不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某種原子參照比較。
下列各組粒子半徑大小的比較錯誤的是
A. K＞Na＞Li B. Cl－＞F－＞F
C. Mg2＋＞Na＋＞F－ D. K＋＞Mg2＋＞Al3＋
Mg2＋
K＋
Al3＋
解后反思
非等電子離子
可選一種離子參照比較。
Na＋
C4﹣ N3﹣ O2- F- Ne
Na+ Mg2+ Al3+ Si4﹢
做題技巧:電子層結構相同的微粒，在周期表的位置: 右上陰左下陽
Si4﹣ P3﹣ S2- Cl- Ar
K+ Ca2+
28電子層結構
288電子層結構
若短周期元素的離子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的電子層結構。
(1)四種元素在周期表中的相對位置如何？
提示　短周期元素的離子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的電子層結構，則：a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在周期表中C、D的下一周期。
(2)原子序數從大到小的順序是什么？
提示　a＞b＞d＞c。
(3)離子半徑由大到小的順序是什么？
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-)
＞
＞
＜
＜
＞
＞
＞
＞
＞
＜
＜
對點訓練
＞
＞
試比較下列粒子的半徑：
金屬性強弱的判斷依據:
①金屬單質與水(或酸)反應置換出H2的難易程度
②最高價氧化物的水化物的堿性強弱
③金屬活動性順序表
④金屬單質之間的置換
⑤金屬陽離子氧化性的強弱
⑥原電池的正負極
⑦元素的第一電離能
⑧元素的電負性
⑨元素在周期表中的位置
非金屬性強弱的判斷依據:
①單質與H2化合的難易程度
②形成的簡單氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性
③非金屬活動順序表
④最高價氧化物的水化物酸性的強弱
⑤非金屬單質之間的置換
⑥非金屬陰離子還原性的強弱
⑦元素的第一電離能
⑧元素的電負性
⑨元素在周期表中的位置
四、元素金屬性和非金屬性的周期性變化
左下金;右上非
化學趣史
26歲英國化學家巴特列
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－
第一電離能
困難
氣態(tài)電中性基態(tài)
氣態(tài)基態(tài)
符號：
I1
最低能量
五、電離能
注意: 概念中的“氣態(tài)”“基態(tài)” “電中性”“失去一個電子”等都是保證“最低能量” 的條件。
1.概念：
逐級電離能:氣態(tài)基態(tài)一價正離子再失去一個電子成為氣態(tài)基態(tài)二價正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會更加 ，因此同一原子的各級電離能之間存在如下關系：I1第一電離能: _________________原子失去一個電子轉化為 正離子所需要的 叫做第一電離能。
單位：kJ/mol
M(g) = M+ (g) + e- I1（第一電離能）
M+(g)= M2+ (g) + e- I2（第二電離能）
M2+(g)= M3+ (g) + e- I3（第三電離能）
第一電離能數值越小，表示在氣態(tài)時該原子失去電子越 ，即元素的_____性越強；
第一電離能數值越大，表明在氣態(tài)時該原子失去電子越 ，即元素的________性越弱。
電離能可以衡量元素的原子失去一個電子的 。
難易程度
容易
難
金屬
金屬
2.意義：
3.影響電離能大小因素：
⑴核電荷數
電子層數相同，核電荷數越多、半徑越小、核對外層電子引力越大、越不易失去電子，電離能越大。
⑵原子半徑
同族原子半徑越大、原子核對外層電子的引力越小，越易失電子，電離能越小。
⑶電子層結構
穩(wěn)定的8電子結構（同周期末層）電離能最大。
原子序數
第一電離能（kJ·mol-1）
第一電離能（kJ·mol-1）
原子序數
原因：價層電子排布：ⅡA全充滿、ⅤA半充滿結構，全空、半滿、全滿狀態(tài)更穩(wěn)定，所需能量高。
4.元素第一電離能普遍變化規(guī)律
①每個周期的第一種元素(氫或堿金屬)的第一電離能最小，最后一種元素(稀有氣體)的第一電離能最大；從左到右(半徑越小)，第一電離能總體呈現增大趨勢(有個別反常)。
②同主族元素，自上而下(半徑越大)第一電離能逐漸減小 ,表明自上而下原子越來越易失去電子。
( ⅡA>ⅢA, ⅤA>ⅥA反常)
③金屬元素的第一電離能都較小,非金屬元素和稀有氣體元素的第一電離能都較大。
結論：元素的第一電離能呈現周期性的遞變
右上大
④過渡元素變化不太規(guī)則，同周期過渡元素，從左到右略有增大趨勢，第一電離能變化不太大。對過渡元素原子來說，增加的電子大部分排布在(n－1)d或(n－2)f軌道上，原子核對外層電子的吸引作用變化不是太大。
特別提醒——電離能的影響因素及特例
◆電離能數值大小主要取決于原子的核電荷數、原子半徑及原子的電子構型。
◆具有全充滿、半充滿及全空的電子構型的元素穩(wěn)定性較高，其電離能數值較大，如稀有氣體的電離能在同周期元素中最大，N為半充滿、Mg為全充滿狀態(tài)，其電離能均比同周期相鄰元素大。一般情況，第一電離能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
角度一: 從洪特規(guī)則特例方面:電離能大小反常的是B與Al、O與S。Be、Mg的2s、3s能級分別有2個電子,為全充滿的穩(wěn)定結構,所以第一電離能是Be比B大,Mg比Al大。N、P的2p、3p能級分別有3個電子,為半充滿的較穩(wěn)定結構,所以第一電離能是N比O大,P比S大。
角度二：能量的高低及電子之間的排斥方面:B與Al的第一電離能失去的電子是np能級的電子,該能級的能量比左邊的位于ns能級的能量高;對于O與S這兩個鋸齒狀變化,是由于O與S失去的是已經配對的電子,配對電子互相排斥,因而第一電離能較低。
問題探討:電離能大小反常原因
元素的逐級電離能數據
(1)同種元素的原子的逐級電離能越來越大。
同元素 I1 ＜ I2 ＜ I3 ＜ I4...
(2)同一能層中電離能相近，不同能層中電離能有很大的差距。因此：當相鄰逐級電離能突然變大時（突躍現象）, 說明失去的電子所在電子能層發(fā)生了變化。即：跨能層。
5.元素逐級電離能變化規(guī)律:
原子失去電子后形成陽離子，所帶正電荷對電子的吸引力更強，所以原子的逐級電離能越來越大。
隨著電子的逐個失去，陽離子核外電子逐漸達到稀有氣體的穩(wěn)定結構，再要失去電子需克服的電性引力消耗能量更大（突躍變化）
2020年全國卷ⅠT35
Li及其周期表中相鄰元素的第一電離能（I1）如表所示。I1(Li)> I1(Na)，原因是_______________。I1(Be)> I1(B)> I1(Li)，原因是______________。
答題模板：先解釋同一族或者同一周期，再解釋軌道電子排布的情況（半充滿或者全充滿）
Na與Li同主族，Na的電子層數更多，原子半徑更大，故第一電離能更小。
Li，Be和B為同周期元素，同周期元素從左至右，第一電離能呈現增大的趨勢；但由于基態(tài)Be原子的s能級軌道處于全充滿狀態(tài)，能量更低更穩(wěn)定，故其第一電離能大于B的
為什么B 、 Al 、 O 、 S 等元素的電離能比它們左邊元素的電離能低，而使 Li －Ne 和 Na－Ar 的電離能曲線呈現鋸齒狀變化？
思考討論:
He
Ne
Ar
H
Li
Na
Be
B
C
N
O
F
Mg
Al
Si
P
S
Cl
短周期元素的第一電離能
2s22p3
2s22p4
2s22p1
2s2
3s23p1
3s2
3s23p4
3s23p3
①B和Al鋸齒狀變化
B和Al的第一電離能失去的電子是 np 能級的，該能級電子的能量比左邊 Be 和 Mg 失去的 ns 能級電子的高。
②O和S鋸齒狀變化
N 和 P 的電子排布是半充滿的，比較穩(wěn)定，電離能較高。
思考討論:
(1)堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系？
堿金屬電離能越小，能量越高，越活潑，越易失去電子。
(2)下表的數據從上到下是鈉、鎂、鋁逐級失去電子的電離能。為什么原子的逐級電離能越來越大？這些數據跟鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯(lián)系？
同一元素的逐級電離能是逐漸增大的，這是由于原子失去一個電子變成+1價陽離子，半徑變小，核電荷數未變而電子數變少，核對外層電子的吸引作用增強，使第二個電子比第一電子難失去，失去第二個電子比失去第一個電子需要更多的能量，依此類推。
由上表可知鈉、鎂、鋁的電離能從上往下突變(此時，能層可能發(fā)生變化)前分別有一組、二組、三組變化不是很大的電離能數據，所以，化合價分別是+1、+2、+3。
6、電離能的應用
（1）判斷元素金屬性的強弱
一般電離能越小、金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。
（2）根據電離能數據，確定元素在化合物中的化合價。
當相鄰逐級電離能突然變大時，說明失去的電子所在能層發(fā)生了變化
（電離能突躍一般應在10倍左右）若In→In+1的值出現突躍,說明最外層有n個電子。
跨越不同能層失去電子時，電離能出現突躍，可據此判斷原子價層電子數，推測其最高化合價。
如K：I1 I2如果某元素的In+1>In，則該元素的常見化合價為+n價。
如鈉元素I2>I1，所以鈉元素的常見化合價為+1價。
(3) 根據電離能數據，確定元素核外電子的排布。
多電子原子中，元素的各級電離能逐漸增大，有一定的規(guī)律性。當電離能的變化出現突變時，電子層數就有可能發(fā)生變化。
如Li：I1 I2(4) 反映元素原子的核外電子排布特點
同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當能量相同的原子軌道在全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時，第一電離能就會反常得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
金屬活動性順序與相應電離能大小順序不一致
金屬活動性順序: 在水溶液中金屬原子失去電子的能力
電離能: 金屬原子在氣態(tài)失去電子成為氣態(tài)陽離子能力(是原子氣態(tài)時活潑性的量度)。因兩者對應的條件不同，所以二者不完全一致。
溫馨提示：
易錯提醒：能否通過比較同周期元素第一電離能的大小判斷元素金屬性強弱
不能?？赡艹霈F反常。
第一電離能與元素的金屬性有本質的區(qū)別。
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.判斷X、Y、Z化合價
+2
+3
+1
2.某元素的全部電離能如下：
此元素原子的核外有____個電子。最外層電子排布式為 。核外電子排布圖為______ ，此元素的周期位置為第_____ 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
共用電子對
電子得失
感受﹒ 理解
科學家通過：氣態(tài)基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量(第一電離能)來衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。
那么，如何衡量元素的原子在化合物中吸引電子的能力呢？
鮑林在研究化學鍵鍵能的過程中發(fā)現，對于同核雙原子分子，化學鍵的鍵能會隨著原子序數的變化而發(fā)生變化，為了半定量或定性描述各種化學鍵的鍵能以及其變化趨勢，1932年首先提出用以描述原子核對電子吸引能力的電負性概念，并提出了定量衡量原子電負性的計算公式。
鮑林研究電負性的手稿
萊納斯·卡爾·鮑林
(Linus Carl Pauling)
資料在線
六、電負性
原子中用于形成化學鍵的電子。
1、化學鍵：
元素相互化合，直接相鄰的原子（離子）之間強烈的作用力。
2、鍵合電子：
原子的價電子
鍵合電子：參與化學鍵形成
孤對電子：未參與化學鍵形成
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
鍵合電子
3、電負性：
用來描述不同元素的原子對鍵合電子的吸引力的大小。（電負性是相對值，沒單位）
（1）意義：
電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。表示該元素越容易接受電子，越不容易失去電子，形成陰離子的傾向越大，非金屬性越強。
（2）計算標準：以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出各元素的電負性。(稀有氣體未計)
（3）電負性的遞變規(guī)律：
右上大
電負性的周期性變化
①一般來說，同周期元素（稀有氣體元素除外）從左到右，元素的電負性逐漸變大，表明其吸引電子的能力逐漸增強(半徑變小) ，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱。
②同族元素從上到下，元素的電負性逐漸變??；表明其吸引電子的能力逐漸減弱(半徑變大)，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。
③金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。
電負性最大的元素:
電負性最小的元素：
F
Cs
④對副族而言，同族元素的電負性也大體呈現同主族元素的變化趨勢。
(不考慮稀有氣體及放射性元素)
(4)影響電負性大小因素
①對于主族元素，同一周期從左到右，電子層數相同，核電荷數逐漸增大，原子半徑逐漸減小，原子核對外層電子的吸引力逐漸增強，元素電負性逐漸增大。
②同一主族從上到下，核電荷數逐漸增大，隨能層數的增多，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子吸引力逐漸減弱，元素的電負性逐漸減小。
常見的幾種元素電負性需要牢牢記住：
F=4.0 O=3.5
N/Cl=3.0 C/S=2.5 H=2.1
電負性越大,元素的非金屬性越強,電負性越小,元素的非金屬性越弱。
◆金屬元素的電負性一般小于1.8。
◆非金屬元素的電負性一般大于1.8。
◆位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”,電負性在1.8左右,既表現金屬性,又表現非金屬性。
特例，如氫元素電負性為2.2，但其為非金屬
(5)電負性的應用：
①判斷元素金屬性和非金屬性的強弱
如Pb(鉛)的電負性為1.9，大于1.8，是金屬而不是非金屬。
電負性相差很大(相差>1.7)
離子鍵
電負性相差不大(相差<1.7)
共價鍵
電負性 0.9 3.0
電負性差2.1
離子化合物
電負性 2.1 3.0
電負性差0.9
共價化合物
特例：NaH、 CaS 為離子化合物；HF、 BeF2 為共價化合物
通常
通常
②判斷化學鍵(化合物)的類型
成鍵原子之間的電負性差值可作化學鍵類型的判斷依據
思考: AlCl3(BeCl3) CaO H2O
電負性的差:
化學鍵類型:
Al
Cl
Cl
Cl
Cl
Al
Cl
Cl
共價 離子 共價
1.5
2.1
1.4
2020年全國卷ⅢT5
NH3BH3分子中，與N原子相連的H呈正電性（Hδ+），與B原子相連的H呈負電性（Hδ-），電負性大小順序是__________。
N＞H＞B
如何證明
討論：AlCl3是離子化合物還是共價化合物？
測其熔融態(tài)能否導電，
實驗證明其熔融態(tài)不能導電。
說明它是共價化合物。
[方法技巧]　電負性大小的判斷方法
(1)根據位置判斷。同一周期，主族元素的電負性從左到右逐漸增大；同一主族，元素的電負性從上到下逐漸減小。
(2)根據元素種類判斷。一般金屬元素的電負性＜非金屬元素的電負性。金屬元素的電負性越小，金屬越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬越活潑。
(3)根據化合價判斷?；衔镏酗@正化合價的元素的電負性小于顯負化合價的元素的電負性，如HClO中Cl為＋1價、O為－2價，可知O的電負性大于Cl。
(4)根據化合物類型判斷。一般情況下，組成化合物的兩種元素的電負性差值大于1.7時，形成離子鍵；差值小于1.7時，形成共價鍵。差值越小，鍵的極性越弱。如Al2O3是離子化合物、AlCl3是共價化合物，可知O的電負性大于Cl。
查表計算再判斷？到底哪一種正確？怎么辦？
以實驗為準。
用什么實驗檢驗？
測其液態(tài)能否導電。
討論：判斷HF是離子化合物還是共價化合物？
若兩種不同的非金屬元素的原子間形成共價鍵，則必為極性鍵，且成鍵原子的電負性之差越大，共用電子對偏向電負性大的原子趨勢越大，鍵的極性越強。
當電負性差值為零時通常形成非極性共價鍵；差值不為零時,形成極性共價鍵；而且差值越小,形成的共價鍵極性越弱。
如極性：H—F > H—Cl > H—Br > H—I
③判斷化學鍵的極性強弱
電負性大的元素在化合物中吸引電子能力強，元素的化合價為負值。
電負性小的元素在化合物中吸引電子能力弱，元素的化合價為正值；
H
Si
H
H
H
甲硅烷
SiH4
+4
顯正價
顯負價
-1
H
H
C
H
H
甲烷
CH4
-4
顯負價
顯正價
+1
④判斷共價化合物中元素化合價的正負
問題：溴與氯能以 鍵結合形成BrCl，BrCl中Br的化合價為 ，寫出BrCl與水發(fā)生反應的化學方程式
【解析】Br和Cl的電負性差別不大，所以BrCl分子中化學鍵為共價鍵，
由于電負性Br的小于Cl的，所以Br為＋1價，BrCl＋H2O＝HCl＋HBrO
在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的，被稱為“對角線規(guī)則”。對角相似是由于它們的電負性相近，說明它們對鍵合電子的吸引力相當，它們表現出的性質相似。
對角線規(guī)則可以通過元素的電負性進行解釋：
Li、Mg的電負性分別為1.0、1.2
Be、Al的電負性分別為1.5、1.5
B、Si的電負性分別為2.0、 1.8
⑤解釋對角線規(guī)則
如Li、Mg在空氣中燃燒的產物分別為Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均屬于難溶的兩性氫氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。
同周期：原子半徑漸小，第一電離能總體增大，電負性漸大
注意：電離能比較包括稀有氣體，電負性不包括
1.電負性與第一電離能的關系：
2.電負性越大的元素，非金屬性越強嗎？第一電離能越大嗎？
同主族:原子半徑漸小，第一電離能增大，電負性漸大
電負性用于衡量原子吸引鍵合電子的能力，電負性大的原子吸引電子的能力強，所以一般來說，電負性大的原子對應元素的第一電離能也大。
元素電負性越大，非金屬性越強；但第一電離能不一定越大，例如電負性：N＜O，而第一電離能：N＞O。
對比總結
同周期、同主族元素的結構與性質遞變規(guī)律
同周期(從左→右) 同主族(從上→下)
最外層電子數 從1遞增到7(第一周期除外) 相同
金屬性 逐漸減弱 逐漸增強
非金屬性 逐漸增強 逐漸減弱
主要化合價 最高正價從＋1→＋7(O、F除外)，非金屬元素最低負價＝－(8－族序數)(H等除外) 最高正價＝族序數(O、F除外)，非金屬元素最低負價＝－(8－族序數)(H等除外)
原子半徑 逐漸減小 逐漸增大
氣態(tài)氫化物 的穩(wěn)定性 逐漸增強 逐漸減弱
最高價氧化物對應水化物的酸堿性 堿性逐漸減弱，酸性逐漸增強 堿性逐漸增強，酸性逐漸減弱
第一電離能 總體呈增大趨勢 逐漸減小
電負性 逐漸增大 逐漸減小
補充：做題技巧——兩條主線
金屬性—失e-能力—還原性—最高氧水堿性
非金屬性——得e-能力——氧化性——最高氧水酸性——氣氫穩(wěn)性
規(guī)律：同一條線上，有一個增強，則其他全部增強;有一個減弱，則其他全部減弱。
(金強)一離小負大
(非金強)一離大負小
右上離負大;電離反常在二五：B、Mg、N、P比右大。
(1)元素電負性的大小反映了元素原子對鍵合電子吸引力的大小 。(　 　)
(2)元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強。(　 　)
(3)同一周期電負性最大的元素為稀有氣體元素。 (　　)
(4)電負性越大，元素的非金屬性越強，第一電離能也越大。(　　)
(5)共價化合物中，電負性大的成鍵元素表現負價。 (　 　)
(6)電負性大于1.8 的一定為非金屬，小于1.8 的一定為金屬。 (　　)
(7)第一電離能的大小可以作為判斷元素金屬性強弱的依據。(　　)
(8)同周期元素從左到右,第一電離能有增大的趨勢,故第一電離能C(9)原子失去2個電子所需要的能量是其失去1個電子所需能量的2倍。( )
(10)能層數多的元素的原子半徑一定比能層數少的元素的原子半徑大。( )
√
√
×
×
正誤判斷:
√
×
×
×
×
×
對點訓練
2.如圖是第三周期主族元素的某些性質隨原子序數變化的柱形圖，則y軸可表示( )
①第一電離能?、陔娯撔浴、墼影霃健、芎唵坞x子半徑?、葑罡哒蟽r　
⑥形成簡單離子轉移的電子數
A.①②③④⑤⑥ B.①②③⑤
C.②④⑤ D.②⑤
1.利用圖1-23的數據制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的電負性變化圖，并找出其變化趨勢。
同周期主族元素：
同主族元素：
從左至右電負性逐漸變大
從下至上電負性逐漸變大
對點訓練
教材：P26
D
在下列空格中，填上適當的元素符號。
(1) 在第3周期中,第一電離能最小的元素是( 　 　) ，
第一電離能最大的元素是( 　 　)；
電負性最小的元素是( 　 　)，
電負性最大的元素是( 　 　) 。
(2)在元素周期表中，第一電離能最小的元素是( 　 　)，
第一電離能最大的元素是( 　 　) ；
電負性最小的元素是( 　 　)，
電負性最大的元素是 ( 　 　)。(不考慮放射性元素)
Na
Ar
Cl
Na
Cs
He
Cs
F
對點訓練

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