江苏省平潮高级中学集体备课教案——选修3《第一章原子结构与性质》第二节原子结构与元素的性质

教案
课题：第二节原子结构与元素的性质〔2〕授课班级
课时
知识教与
技能学
目过程
与的方法
情感
态度
价值观1、掌握原子半径的变化规律
2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质
3、进一步形成有关物质结构的根本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系
4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值
重点电离能得定义及与原子结构之间的关系
难点电离能得定义及与原子结构之间的关系
二、元素周期律
1、原子半径
知2、电离能
识〔1〕定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做
结电离能 .
构①常用符号 I 表示，单位为 KJ?mol－1
与②意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。

板〔2〕元素的第一电离能：处于基态的气态原子失去 1 个电子，生成 +1书价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I 1表示。

设(5) 电离能的应用
计
○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
教学过程
教学方
法、手
教学步骤、内容
段、师生
活动［引入］我们知道元素性质是由元素原子结构决定的，那具体影响哪些性质呢？
［讲］元素的性质指元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价、原子半径、
元素的第一电离能和电负性。

［学与问］元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化
合价、金属性和非金属性的变化规律是什么？
［投影小结］同周期主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升
高，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

［讲］元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。

元
素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电离能和电负性的周
期性变化。

［板书］二、元素周期律
1、原子半径
［投影］观察图 1— 20 分析：
［学与问］ 1 ．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？应如何理解这种趋势？
2．元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应
如何理解这种趋势？
［小结］同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。

其主要原因是由于核
电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子
后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。

同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

其主要原因是由于电子能层增
加，电子间的斥力使原子的半径增大。

［讲］原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个
是核电荷数。

显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，
所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。

而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半
径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。

［问］那么，粒
子半径大小的比拟有什么规律呢？
［投影小结］ 1、原子半径大小比拟：电子层数越多，其原子半径越大。

当电子
层数相同时，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小。

最外层电子数目相同的
原子，原子半径随核电荷数的增大而增大
2、核外电子排布相同的离子，随核电荷数的增大，半径减小。

3、同种元素的不同粒子半径关系为：阳离子<原子<阴离子，并且价态越高的粒
子半径越小。

［过渡］那么，什么叫电离能呢，电离能与元素的金属性间有什么样的关系呢？
［板书］ 2、电离能
（1〕定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量
叫做电离能 .
①常用符号 I 表示，单位为 KJ?mol－1②意义：通常用电离能来
表示原子或离子失去电子的难易程度。

［讲］原子为基态原子，保证失去电子时消耗能量最低。

电离能用来表示原子
或分子失去电子的难易程度。

电离能越大，表示原子或离子越难失电子；电离
能越小，表示原子或离子易失电子，
［点击试题］Na元素的I 1=496 KJ·mol -1 , 那么 Na (g) -e-→ Na+(g)时所需最低能量为.
［板书］〔2〕元素的第一电离能：处于基态的气态原子失去1 个电子，生成 +1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I 1表示。

［讲］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。

上述表述中的“气态〞“基态〞“电中性〞“失去一个
电子〞等都是保证“最低能量〞的条件。

［投影］
［问］读图 l— 21。

碱金属原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢?［讲］从图 l— 2l可见，每个周期的第一个元素(氢和碱金属 )第一电离能最小，
最后一个元素( 稀有气体 )的第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变
小(如 He、Ne、Ar、Kr、Xe、 Rn的第一电离能依次下降， H、Li、 Na、K、Rb、 Cs 的第一电离能也依次下降)。

［学与问］ 1 、金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系?
［讲］第一电离能越小，越易失去电子，金属的活泼性就越强。

因此碱金属
元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。

［讲］同周期元素：碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电
离能最大；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，
表示元素原子越来越难失去电子。

短周期元素的这种递变更为明显，这是同周
期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数增大和原子半径减小，核对外层电
子的有效吸引作用依次增强的必然结果。

同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，说明自上而下原子越来越容易
失去电子电子。

这是因为同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，
原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。

过渡元素的第一电离能的变化不太
规那么，随元素原子序数的增加从左到右略有增加。

这是因为对这些元素
的原子来说，增加的电子大局部排布在 (n-1)d 轨道上，核对外层电子的有效吸引作
用变化不是太大。

［板书］ (3) 电离能的变化规律：
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，表示元素原子越来越难失去电子。

同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，说明自上而下原子越来
越容易失去电子电子。

［讲］总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期
性变化的结果
［思考与交流］ 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 ， Zn 的第一电离能大于 Ga？
Be 有价电子排布为2s 2，是全充满结构，比拟稳定，而 B 的价电子排布为
2s2 2p 1，、比 Be 不稳定，因此失去第一个电子 B 比 Be 容易，第一电离能小［讲］但值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：
同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。

主族元素：左-右：第一电离能依次明显增大〔但其中有些曲折〕。

反常的原因：多数与全空〔 p0、 d0〕、全满〔 p6、d10〕和半满〔 p3、d 5〕构型是比拟稳定的构型有关。

当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，
原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。

故磷的第一电离能比硫的大，Mg 的第一电离能比Al 的第一电离能大。

［讲］在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。

金属越活泼，金属元
素的第一电离能越小，非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。

［点击试题］不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量〔设其为
E〕如下图，试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并答
复以下问题。

〔 1〕同主族内不同元素的 E 值的变化特点是。

各主族中 E 值的这种变化特点表达了元素性质的变化规律。

〔 2〕同周期内，随原子序数的增大， E 值增大。

但个别元素的 E 值出现反常现象，试预测以下关系中正确的选项是〔填写编号〕。

① E〔砷〕＞ E〔硒〕② E〔砷〕＜E〔硒〕
③ E〔溴〕＞ E〔硒〕④ E〔溴〕＞E〔硒〕
〔 3〕估计 1mol 气态 Ca 原子失去最外层一个电子所需能量 E 值的范围：＜ E＜。

〔 4〕 10 号元素 E 值较大的原因是
解析：此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。

（1 〕同主族元素最外层电子数相同，随着原子核电荷数逐渐增大，原子核
对最外层电子的吸引力逐渐减小，所以失去最外层电子所需能量逐渐减小。

〔2 〕根据图像可知，同周期元素E〔氮〕＞ E〔氧〕， E〔磷〕＞ E〔硫〕， E 值
出反常象。

故可推知第四周期E〔砷〕＞ E〔硒〕。

但Ⅵ A 族元素和Ⅶ A 族
元素的 E 未出反常。

所以E〔溴〕＞ E〔硒〕。

此填①、③。

〔3 〕1mol气Ca原子失去最外一个子比同周期元素要，比同主族
元素Mg要容易，故其 E 在419 ～ 738之。

〔4 〕10号元素是Ne ，它的原子最外已成8 子定构，故其E 大。

答案：〔 1〕随着原子序数的增大， E 小周期性。

〔2〕①、③〔3〕419、
438或填 E〔〕、 E〔〕〔 4〕 10 号元素是，元素原子的最外子排布已到达 8 个子
定构。

［学与］ 2 、下表的数据从上到下是、、逐失去子的离能。

什么原子的逐离能越来越大?些数据跟、、的化合价有什么系?
［］气中性基原子失去一个子化气基正离子所需要的最低
能量叫做第一离能 ( 用 I 1表示 ) ，从一价气基正离子中再失去一个子所
需消耗的能量叫做第二离能( 用 I
2表示 ) ，依次推，可得到I 、 I 、 I ⋯⋯
345
同一种元素的逐离能的大小关系：I 1<I 2<I 3 <I 4<I 5⋯⋯即一个原子的逐离能是逐增大的。

是因随着子的逐个失去，阳离子所的正荷数越
来越大，再要失去一个子需克服的性引力也越来越大，消耗的能量也越来
越多。

Na 的 I 1，比 I 2小很多，离能差很大，明失去第一个子比失去第二
子容易得多，所以Na容易失去一个子形成+1 价离子；Mg的 I 1
和
I 2相差不多，而I 2比I 3小很多，所以Mg容易失去两个子形成十 2 价离子；Al的 I 1、I 2、I 3相差不多，而I 3比I 4小很多，所以A1 容易失去三个子形成+3 价离子。

而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

［板书］〔4〕第二电离能；由 +1 价气态阳离子再失去 1 个电子形成+2 价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I 2表示，依次还有第三、第四电离能等。

［讲］通常，原子的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离
能。

这是因为元素的原子失去电子后，原子核对核外电子的作用增加，再失去
电子消耗能量增加，失电子变得困难。

［讲］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容易
失去电子；反之，电离能越大，说明在气态时该原子越难失去电子。

因此，
运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度。

［板书］ (5)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
○
［讲］如 Li I1<<I 2<I 3，说明Li 原子核外的三个电子排布在两个能层上，且最
外层上只有一个电子
［板书］○2 根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。

［讲］如 K 元素I 1 <<I 2<I 3，说明K 原子易失去一个电子形成+1 价阳离子。

一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见的价
态。

如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大( 相当于第一电离能的10
倍) ，故Na的化合价
为+1，而Mg 在第三电离发生突变，故Mg的化合价
为
+2、
［板书］○3 判断元素的金属性、非金属性强弱
［讲］ I 1越大，元素的非金属性越强，I 1越小，元素的金属性越强。

［讲］需要我们注意的是，金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子
失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的
能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。

［过］电离能主要针对的是金属，对于非金属我们通常用与其相对应的电子亲
和能，下面让我们来简单了解一下电子亲和能
［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
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，那么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。

［随堂练习］
1、某元素的电离能(电子伏特 )如下：
I I
2I I
4
I I I
7
1356
此元素位于元素周期表的族数是
A. IA
B. Ⅱ A
C. Ⅲ A D、Ⅳ A E、Ⅵ A F、Ⅴ A G、ⅦA
2. 以下说法正确的选项是
〔〕
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，氟的电离能最大
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大
解析：考查元素第一电离能的变化规律，一般同周期从左到右第一电离能
逐渐增大，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大故 A 正确 C 不正确；但有反常，第Ⅲ A 和 VA 族元素比同周期相邻两种元素第一电离能都低。

同主
族从上到下元素的第一电离能逐渐减小。

，由于核外价电子排布镁为3S 2， Al 为 3S 2 3P 1，故 Al 的第一电离能小于Mg 的，所以 B 错误；根据同主族同周期
规律可以推测：第一电离能K<Ca<Mg，所以D错误。

答案：A
3、以下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、 ns2 np3
D、 ns2np 4
解析：当原子轨道处于全满、半满时，具有的能量较低，原子比拟稳定，
电离能较大。

答案：C
4.能够证明电子在核外是分层排布的事实是〔〕
A、电负性
B、电离能
C、电子亲和能
D、电势能
解析：各级电离能逐级增大，I1， I 2，I 3。

外层电子只有一个电子的碱金属元素很容易失去一个电子变为＋ 1 价阳离子，而到达稳定结构，I1较小，
但再失去一个电子变为＋ 2 价阳离子却非常困难。

即I2突跃式升高，即I2?I1，
又如外层只有两个的 Mg 、Ca 等碱土金属元素， I和 I 差异较小，但失去 2 个
12
电子到达稳定结构后，在失去电子变为＋ 3 价阳离子却非常困难，即I3突跃式
变大， I? I >I
1，因此说电离能是核外电子分层排布的实验佐证。

答案：B
32
5、下表是元素周期表的一局部，表中所列的字母分别代表某一化学元素
〔 1〕以下〔填写编号〕组元素的单质可能都是电的良导体。

① a、 c、 h②b、g、k③ c、h、l④ d、e、f
（2〕如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。

核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响。

原子核失去核外不同电子所需的能量〔KJ· mol -1〕
锂X Y
失去第一个电子失去第二个电子失去第三个电子失去第四个电子
519502580 7 296 4 570 1 820 11 799 6 920 2 750
9 55011 600
①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。

②表中 X 可能为 13 种元素中的〔填写字母〕元素。

用元素符号表示 X 和 j 形成的化合物的化学式。

③ Y 是周期表中族的元素的增加，I1 逐渐增大。

④以上 13 种元素中，〔填写字母〕元素原子失去核外第一个电子需
要的能量最多。

解析：〔 1 〕从所给元素在周期表中的位置不难知道 a 、 c、d 、f 分别为Na 、Mg 、 Sr 和 Al ， e 处于过渡元素区也一定为金属，它们都是电的良导体；h 为碳元素，其单质中的石墨也是电的良导体，故应选①、④两组。

〔2 〕①锂原子核外共有 3 个电子，其中两个在K 层， 1 个在 L 层，当失去最
外层的一个电子后，锂离子到达稳定结构，根据题给信息可知，锂离子再失去
电子便会形成不稳定结构，因此锂原子失去第二个电子时所需能量远大于失去
第一个电子所需的能量。

②由表中数据可知：X 失去第二个电子所需能量远大
于失去第一个电子所需的能量〔9 倍多〕，而失去第三个、第四个电子所需能量
皆缺乏前者的两倍，故第一个电子为最外层的 1 个电子，而其他几个电子应处
于内层。

结合所给的周期表知，X 应为 a，即钠元素，和j 即氧元素所形成的化
合物化学式分别为：Na 2 O 和 Na 2 O2。

③由表中所给Y 的数据可知， Y 失去第
一、二、三个电子所需能量差异不大，而失去第四个电子所需能量远大于失去
第三个电子所需的能量，因此，Y 元素的最外层有 3 个电子，即为第Ⅲ A 族的
元素 Al 。

④从题目所给信息知道，原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电
子的吸引力有关，还与形成稳定结构的倾向有关。

结构越稳定失电子所需能量
越高，在所给13 种元素中，处于零族的m 元素已达8e -稳定结构，因此失去
核外第一个电子需要的能量最多。

答案：〔 1 〕①④〔 2 〕① Li 原子失去 1 个电子后形成稳定结构，再失去 1 个
电子很困难② a； Na 2O 或 Na 2O 2③Ⅲ A④ m
教学回忆：
表现性评价反映了学生学习本节知识的过程情况如何，是否到达情感态度与价值观目
标。

表现性评价的依据是学生在问题探究的过程中表现出来的情感态度和对知识的整合能
力，能否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。

如果说纸笔评价是对学生学业的量化评价的话，表现性评价那么是对学生学业的质性评价。

在本节课的教学过程当中，由浅入深不断地设置问题，引导学生进行讨论探究，让学
生主动参与知识探究的全过程。

从学生的表现和反应情况来看，根本上能到达预定的教学目标要求。

教案
课题：第二节原子结构与元素的性质〔3〕授课班级
课时
知识教与
技能学
过程
与目
方法
情感的
态度
价值观1、了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质
2 、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线〞规那么。

3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质
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
重点电负性的意义
难点电负性的应用
知3、电负性
识(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
结子
构孤电子：元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学键的电子的孤
与电子。

板〔2〕定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。

书〔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；
设反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。

计(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。

( 6) 元素电负性的应用
○1 元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关
系○2 电负性与化合价的关系
③判断化学键的类型
○4 对角线规那么：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。

教学过程
教学方法、手段、
教学步骤、内容
师生活动
［复习］ 1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？
2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？
［讲］元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学
键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。

电负性的概念是由美国化
学家鲍林提出的，用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小(如图 1
—22)。

电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。

［投影］
［板书］ 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
孤电子：元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学键的
电子的孤电子。

［讲］用来表示当两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。

鲍林给电负性下的定义是“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的
标度〞。

［板书］〔2〕定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力
的大小。

（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。

［讲］鲍林利用实验数据进行了理论计算，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 (稀有气体未计 )，如图 l —23
所示。

［板书］(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。

［思考与交流］同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这
些规律？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？
［讲］金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，
其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电
负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强
弱。

周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电
负性逐渐变小。

［投影］
［讲］同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，说明金属性逐渐减弱，非
金属性逐渐增强。

同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，说明元素的金属
性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

［板书］ (5)元素电负性的周期性变化
○1 金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。

○2 同周期从左到右，元素的电负性递增；同主族，自上而下，元素
的电负性递减，对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现出这
种变化趋势。

［讲］电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于
元素周期表的左下角。

［科学探究］根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方
法制作 IA 、 VIIA 元素的电负性变化图。

［投影］电负性的周期性变化例如
［讲］元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元
素的活泼性。

通常，电负性小于 2 的元素，大局部是金属元素；电负性大于
2的元素，大局部是非金属元素。

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；钫的电负性为，是最强的金属元素，
［板书］ ( 6) 元素电负性的应用
○1 元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系
［讲］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。

［讲］利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负；电负性大的元素易
呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。

［板书］○2电负性与化合价的关系
［讲］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
［板书］③判断化学键的类型
［讲］一般电负性差值大的元素原子间形成的主要是离子键，电负性差值小
于 1.7 或相同的非金属原子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，形成
的是离子键
［点击试题］元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基
本性质。

下面给出14 种元素的电负性：。