原子的电子层结构和元素周期律共57页

原子结构与元素周期律PPT课件

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3. 相对原子质量：按照各种天然同位素原子的质量和丰度算出来得平均值。丰度：在自然界存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子一般是个不变的百分比。
例2：氯有两种天然同位素，其相对原子质量分别为34.969 （丰度为75.77％）和36.966（丰度为24.23％），试求氯的相对原子质量。
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原子序数（Z）：将已知元素按电荷数从小到大依次排列起来得到的顺序号。
2
粒子名称
质子中子电子
符号
p n e
质量/kg
1.673*10-27 1.675*10-27 9.110*10-31
原子质量单位
1.007 1.008 0.00055
近似相对电荷粒子质量（电子电量）
3
原子
A Z
X
原子核
质子 Z个中子 A-Z个
核外电子 Z个
例1：已知氯原子的原子序数为17，质量数为35，求氯原子的中
子数及核外电子数各为多少？解：中子数（N）＝质量数（A）－质子数（＝原子序数Z）
＝35－17＝18 电子数＝原子序数＝17
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4
练习：填写下表中的空格
原子或离子质子数中子数电子数
2. 同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原子互称为同位素。
了解：目前已知，几乎所有的元素，其同位素少则几种，多则几十种。自然界存在的各种元素的同位素共三百多种，而人造同位素达一千二百多种。同一种元素的各种同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质几乎完全相同。
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汇报人：XXXX 日期：20XX年XX月XX日

无机化学第七章电子层结构

列各套量子数(n,l,m,ms)是否合理？
A.2,0,0,-1/2 2s轨道一个电子,反时针自旋
B.3,1,-1,+1/2
C.3,2,+2,+1/ D2.3,1,+2,-1/2
3p轨道一个电子,顺时针自旋 3d轨道一个电子,顺时针自旋不合理
12
1s
1s
S电子云图的叠合过程
2s
2s
3s
3s
3s
9
四个量子数的物理意义
n 决定了电子离核的远近(或电子层数)，也是决定原子轨道能量高低的主要因素。
l 决定原子轨道形状、种类和亚层数,同时也是影响电子能量的一个因素。 m 决定原子轨道的空间伸展方向，每一个伸展方向代表一个原子轨道。
ms 决定电子的自旋方向。
n,l,m 共同决定了1个原子轨道; n,l,m,ms 共同决定了1个电子的运动状态；
s电子云
球形
哑铃形
p电子云
3、磁量子数m
物理意义：决定原子轨道在空间的延伸方向。可取的数值：0、±1、±2…±l等整数，磁量子数有(2l＋1)个取值，意味着该形状的轨道有（2l＋1）个。
四叶花瓣形7
每层中原子轨道数
主角量量子子数数
nl
亚层符号
磁量子数 m
轨道空间取向数
每层中轨道数
的远近，是决定电子能量的主要因素。符号：n
n 1 2 3 4…
光谱学符号 K L M N 分别表示一二三四 …电子层
2、角量子数 l
物理意义：l 值决定轨道或电子云的形状；
可取的数值：0 ~ n-1的整数 (n个取值)
n1
2
3
4

第三章-原子结构和元素周期律

因为: ε= E2 – E1 = hv
v = ————
E2 – E1
h
; E = – —————— J
2.179 ×10-18
n2
v = —————— —— – ——
2.179 ×10-18
h
n12
n22
1
1
—————— = 3.289×1015 s-1
*
第三章原子结构
3.1 微观粒子的运动规律
3.2 原子的量子力学模型
3.3 原子核外电子排布和元素周期系
3.4 元素基本性质的周期性
p47页
3.0 氢原子光谱和玻尔理论
*
3.0 氢原子光谱和玻尔理论 p47-49页
氢原子光谱
什么是线状光谱？
当气体或蒸气用火焰、电弧等方法灼热时, 发出由不同波长组成的光, 通过棱镜分光后, 得到不同波长的谱线称为线状光谱, 又称原子光谱。不同元素的原子光谱图不同。
根据 x · p ≥ h/2 ，则有:
*
3.2 原子的量子力学模型
3.2.1 波函数和原子轨道
3.2.2 电子云和几率密度
3.2.3 原子轨道及电子云的角度分布图
3.2.4 四个量子数
p59-80页
*
3.2.1 波函数和原子轨道 p59页
薛定锷方程(描述微观粒子运动的波动方程)
o
x
2.179 ×10-18
h
与前面“里德堡常数”比较: R = 3.289×1015 s-1 (实验值)
(计算值)
玻尔氢原子结构理论成功地解释了氢原子光谱的规律性, 但是用于解释多电子原子光谱或磁场内的光谱却遇到了困难, 其主要原因是没有完全冲破经典物理的束缚, 后来, 微观粒子二象性的发现, 导致了现代原子结构理论的产生。

原子结构与元素周期律PPT教学课件

1.世界著名的传统工业区：德国鲁尔区、英国中部工业区、美国东北部工业区等。我国传统工业区：东北工业区、目前山西以煤炭为主的工业区。
• 2.传统工业区的发展条件：煤、铁资源以及优越的交通条件，
• 主要传统产业煤炭、钢铁、机械、化工等。 3.传统工业区的发展：20世纪70年代前兴
盛—70年代后衰落—现在又兴盛。
应注意结合图记忆世界著名传统工业区的分布，同时结合资源分布图理解传统工业区发展的物质条件：一般是在丰富的煤、铁资源的基础上（加上优越的交通运输条件），以煤炭、钢铁、机械、化工等传统工业为主，以大型工业企业为轴心，逐渐发
展起来的工业地域。
这些传统工业区在本国以至世界工业发展过程中曾经起着重要作用。但20世纪50年代以来，尤其是70年代以来，开始出现衰落。有些工业区后来经过长期的改造历程后，现在又成为一颗备受瞩目的新星。下面我们就以德国的传统工业区——鲁尔区
三、鲁尔区可持续发展的主要策略
1、改造传统产业，大力扶持新兴产业，实现产业结构多元化
措施
做法
效果
改造工业
对煤炭、钢铁等传统工业实行集中化、合理化的改造和整顿
厂矿企业数量大幅度下降，生产规模大幅度提高
扶持产业
联邦、州政府及鲁尔区煤管协会等着力改造投资环境，鼓励新兴产业迁入
新建、迁入企业数量大大超过同期德国平均水平
（2）煤炭的能源地位下降（石油的地位在上升）
（3）世界性钢铁过剩 20世纪50年代以后，随着社会经济的发展，产钢和出口钢的国家越来越多（尤其像日本、意大利等国依靠临海区位优势发展钢铁工业，成本低，竞争力强），另外，发展中国家相继独立后，积极发展各自的民族工业（它们发展钢铁工业的最大优势是当地资源丰富），使世界钢铁市场竞争激烈。70年代的经济危机，以及钢产品的替代产品（如铝合金、塑钢等）的广泛使用，使世界钢材消耗量急剧减少，表现为世界性钢铁过剩，导致鲁尔区钢铁工业生产萎缩。

化学原子结构与周期性定律

化学原子结构与周期性定律化学原子结构与周期性定律是化学中的重要知识点，涉及到原子的基本组成、原子结构的排布以及元素周期表的构成。

以下是关于这一知识点的详细介绍：1.原子结构–原子核：由质子和中子组成，质子带正电，中子不带电。

–电子：围绕原子核运动的粒子，带负电。

–原子序数：原子核中质子的数量，也是元素在周期表中的序号。

–相对原子质量：原子核中质子和中子的总数，是元素的平均质量。

2.电子排布–能级：电子可能存在的不同能量状态。

–轨道：电子在原子核外空间运动的路径。

–电子层：具有相同能量的电子集合。

–电子亚层：电子层内能量相同的电子集合。

–洪特规则：电子在相同能级、相同亚层的轨道上，优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同。

3.元素周期表–周期：周期表中的水平行，每个周期代表一个主能级的电子层。

–族（列）：周期表中的垂直列，同一族元素具有相同的外层电子数。

–主族元素：周期表中1A到8A族元素，外层电子数为1到8个。

–过渡元素：周期表中3B到12B族元素，具有不完全填充的d 轨道。

–镧系元素：周期表中14B族元素，具有不完全填充的f轨道。

4.周期性定律–原子半径的周期性变化：同周期自左向右原子半径逐渐减小，同族自上向下原子半径逐渐增大。

–元素电负性的周期性变化：同周期自左向右电负性逐渐增大，同族自上向下电负性逐渐减小。

–金属性和非金属性的周期性变化：同周期自左向右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，同族自上向下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

–化合价的周期性变化：同周期元素的最高化合价逐渐增大，同族元素的最高化合价相同。

以上是关于化学原子结构与周期性定律的知识点介绍，希望对你有所帮助。

习题及方法：1.习题：已知氢原子的核外电子数为2，写出其电子排布式。

–氢原子的核外电子数为2，根据电子排布规则，1s轨道最多容纳2个电子，因此氢原子的电子排布式为1s²。

2.习题：氧气分子的电子排布式为什么是1s²2s²2p⁴？–氧气分子O₂由两个氧原子组成，每个氧原子的电子排布式为1s²2s²2p⁴。

第三节原子的电子层结构和元素周期律

结论：电离能的大小反映了原子失去电子的难易。
电子亲和能 (EA )
元素的气态原子在基态时得到一个电子形成气态阴离子所放出的能量，叫电子亲和能。
电子亲和能的大小反映原子获得电子的难易；电子亲和能越负，原子获得电子的能力越强。
递变规律：主族：左→右，减小；上→下，增大。
电离能、电子亲和能都只从一个侧面反映了原子得失电子的能力。1932年鲍林首先提出元素电负性的概念，可全面衡量分子中原子争夺电子的能力。
元素原子的电子层结构呈周期性变化，元素性质也呈周期性变化吗？
元素性质的周期性
原子半径电离能电子亲和能电负性元素的金属性和非金属性 ……
原子半径
严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径也就无一定数。迄今所有的原子半径都是在结合状态下测定的。
金属半径
金属单质晶体中两相邻金属原子核间距离的一半，称为该金属原子的金属半径。
若形成化合物的两种原子电负性相差(∆χ)：离子键 >1.7，共价键<1.7。
电负性变化的形象表示
元素的氧化值
元素的氧化值与其价层电子构型有关；元素原子参加化学反应时：
最高氧化值=该原子的价电子总数(O、F除外) 非金属元素最低负氧化值 = 最高正氧化值- 8
元素的金属性与非金属性
元素的金属性：原子失去电子成为阳离子的能力电离能
a、主族元素的族数=原子最外层的电子数特点：次外层的电子数为8或18
b、副族元素：主族元素以外的其它元素特点：8<次外层的电子数<18 族数=(n-1)d+ns的电子数（第Ⅷ族外）
c、ⅠB、ⅡB副族元素的特点(n-1)d10ns1~2 族数=最外层的电子数
d、第Ⅷ族的特点: (n-1)d6~8ns2

第03章原子结构-的电子层结构和元素周期表

子数相同(外层电子构型相似)，只是半径不同，
所以它们的性质相似。
12:25
22
三、原子的电子层结构与元素的分区
价电子：
最高能级组轨道上的电子；因为
一般是它们参与反应。
分区：
根据价电子构型的不同，可将周
期表中的元素分为五个区。
实际上是把价层电子构型相似的
元素集中在一个区。
12:25
23
三、原子的电子层结构与元素的分区
7个周期对应7个能级组。周期数 = 电子层数
⑵族：
18纵列，7主族、7副族、0族、Ⅷ族共16个
族。主族序数＝最外层电子数
⑶区：
主表从左到右分为s、d、ds、p区;
副表(镧系和锕系)是 f 区。
12:25
18
一、原子的电子层结构与周期的关系
1、元素周期表
随原子序数递增，元素周期性地从
金属渐变成非金属,以稀有气体结束，又
镧系和锕系元素
12:25
25
练习已知某元素的原子序数为25，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。
解 : 该元素的原子应有25个电子。根据电
子填充顺序，它的电子排布式应为
1s22s22p63s22p63d54s2或写成[Ar]3d54s2。其
中最外层电子的主量子数n=4，所以它属于
化学
第三章原子结构
竞
赛
辅
新
导
乡市
讲
一
座
中
第三节电子层结构和元素周期表
马喜
山
赛纲摘录
元素周期律与元素周期系。
12:25
1
第三节原子的电子层结构和元素周期表

7.2原子电子层结构和元素周期系

2.多电子原子的核外电子排布 1) Pauli不相容原理 2) 能量最低原理 3)Hund规则
1) Pauli不相容原理 (W.Pauli’s Exclusion Principle)
“同一原子中，不可能有2个电子的运动状态完全相同”。
或说：“同一原子中，不可能有4个量子数完全相同的2个电子同时存在”。
npx, npy,npz
3
nd(n≥3, l=2)
ndxy, ndxz,ndyz , ndx2-y2 , ndz2
5
nf (n≥4, l=3) nfz3, nfxz2,nfyz2 , nfxyz , nfz(x2-y2), , nfx2-yz2 nfyz2-x2 7
能级组：（n+0.7l）整数位相同的若干原子轨道，组成同一个能级组(能量组)。
鲍林近似能级图
P 6s O 5s N 4s M 3s L 2s K
1s 1s
6p
5d
4f
5d 4f 6s
4d
5p 4d
5s
3d
4p 3d
4s
3p 3s
方框中的几种轨道能量相近，
2p 称为一个能级组
2s n 和l 都相同时，原子轨道
能量相等，称为等价轨道。
鲍林能级图严格意义上只能叫“顺序图”,顺序是指轨道被填充的顺序或电子填入轨道的顺序. 换一种说法，填充顺序并不总是能代表原子中电子的实际能级！
Z* = Z - （６．４）（：屏蔽常数，，屏蔽作用）
1.有效核电荷 Z*
屏蔽常数的计算J.C.Slater规则：
1) 分组：按n小→大顺序，把原子轨道分组：n相同时， (ns,np)同组，而nd和nf 随后各成1组:

化学元素原子结构和周期性规律

化学元素原子结构和周期性规律化学元素原子结构是指原子内部的组成和排列方式，以及原子之间的相互作用。

周期性规律是指元素周期表中元素的性质和原子结构的周期性变化规律。

1.原子结构–原子核：由质子和中子组成，质子带正电，中子不带电。

–电子：负电荷粒子，围绕原子核运动，分布在不同的能级上。

–能级：电子在原子核外部的不同区域，能级越高，电子距离原子核越远。

–轨道：电子在能级上的具体位置，有不同的形状和大小。

–电子云：描述电子在原子周围的分布情况，表示电子出现的概率。

2.元素周期表–元素周期表是按照原子序数递增排列的元素表格，分为横行（周期）和纵列（族）。

–周期：原子核外电子层数相同的元素排列在同一周期。

–族：具有相同最外层电子数的元素排列在同一族。

–主族元素：周期表中1A到8A族元素，包括碱金属、碱土金属、卤素等。

–过渡元素：周期表中3B到12B族元素，包括副族和第Ⅷ族元素。

–稀土元素：周期表中镧系元素，具有独特的化学性质。

3.周期性规律–原子半径：原子的大小随着原子序数的增加而变化，具有周期性规律。

–离子半径：离子的大小也随着原子序数的增加而变化，具有周期性规律。

–电负性：元素吸引电子的能力，具有周期性规律。

–金属性和非金属性：元素的金属性和非金属性随着原子序数的增加而变化，具有周期性规律。

–化合价：元素在化合物中的氧化态，具有周期性规律。

–电子亲和能和电子亲和能力：元素接受电子的能力，具有周期性规律。

以上是关于化学元素原子结构和周期性规律的基本知识点，希望对您有所帮助。

习题及方法：1.习题：请根据元素周期表，比较锂（Li）和钠（Na）的原子半径。

•查找元素周期表中锂（Li）和钠（Na）的位置。

•观察它们所在的周期，锂位于第二周期，钠位于第三周期。

•根据周期性规律，原子半径随着周期数的增加而增加。

•因此，钠的原子半径大于锂的原子半径。

答案：钠的原子半径大于锂的原子半径。

2.习题：请根据元素周期表，解释为什么氯（Cl）的电负性大于溴（Br）。

原子核外电子的排布、元素周期律课件

②分子：N2、CO 和 C2H2；S 和 O2 等。
[例 1]
某同学在画某种元素的一种单核微粒的结构示意图时，忘记在圆圈内标出其质子数，请你根据下面的提示做出自己的判断。
(1)该微粒是中性微粒，这种微粒的符号是_____A__r_。 (2)该微粒的盐溶液能使溴水褪色，并出现浑浊，这种微粒的符号是____S_2_－__________。
(2)举例： r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 2．同主族——“序大径大” (1)规律；同主族，从上到下，最外层电子数相同，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大。
(2)举例： r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) ， r(Li ＋ )<r(Na ＋ )<r(K ＋ )<r(Rb ＋)<r(Cs＋)。
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3 两性氢氧化物
最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐减弱
②Si、P、S、Cl 非金属性的比较
Si
P
S
单质与氢气反应的条件
形成的气态氢化物的热稳定
性最高价氧化物对应的水化物 (含氧酸)酸性
强弱
高温
SiH4□31很不稳定
H2SiO3□ 35 弱酸
磷蒸气与氢气能反
渐增强
结论：随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化。
N金a―属―M性―g减―弱―A，l―――非S―i金―属P―性―S增→强Cl
3．元素周期律内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。实质：元素周期律是核外电子排布发生周期性变化的必然结果。

原子结构示意图规则

原子结构示意图规则一、原子核外电子排布的原理处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情况发生。

1．最低能量原理电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。

怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。

这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。

电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。

当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有时时刻刻想回到基态的趋势。

一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。

这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p……2．保里不相容原理我们已经知道，一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向。

在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全相同的两个电子存在，这就是保里不相容原理所告诉大家的。

根据这个规则，如果两个电子处于同一轨道，那么，这两个电子的自旋方向必定相反。

也就是说，每一个轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。

这一点好像我们坐电梯，每个人相当于一个电子，每一个电梯相当于一个轨道，假设电梯足够小，每一个电梯最多只能同时供两个人乘坐，而且乘坐时必须一个人头朝上，另一个人倒立着（为了充分利用空间）。

第二节元素周期律

产生
产生
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
剧烈反应，产生H2
强碱
缓慢反应，产生H2
两性氢氧化物
减弱
减弱
增强
随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈周期性变化。
规律：
同主族元素，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；
原子结构
反映决定
反映决定
表中位置
决定反映
元素性质
课堂练习
例1：下列各组元素性质递变情况错误的是
（ C）
A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高 C．B、C、N、O、F 原子半径依次增大 D．Li、Na、K、Rb 的金属性依次增强
例2 ：某元素的气态氢化物化学式为H2R，此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可
Cl-
+17 2 8 7
+17 2 8 8
答案：半径 Cl- > Cl
讨论：
比较Na+与Mg2+半径大小
Na+
+11 2 8
Mg2+
+12 2 8
答案：半径 Na+ > Mg2+
讨论：比较O2-与F-半径大小
O2-
+8 2 8
F-
+9 2 8
答案：半径 O2- > F-
【课堂练习】
写出下列微粒的半径由大到小的顺序： F-、O2-、Na+、Mg2+
3、核外电子排布的表示方法
原子结构示意图

1.1.1原子核外电子排布与元素周期律

化合价的变化
0 +5 -3 -2 -1 +5 +6 +7 -3 -2 -1 0
+1 +2 +3 +4 -4 +1 +2 +3 +4 -4
0
结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化。
小结关于化合价
1.前18号元素(稀有气体元素除外)： (1)元素的最高正价=最外层电子数。 (2)负化合价=最外层电子数－8。 (3)氟无正价,氧无高正价（氟氧无正价），金属无负价。 2.原子序数为奇数(最外层电子数为奇数)多显奇数价，否则多显偶数价。
2 .化合价升高周期表中，从左ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ右最高正价_______, 14 列开始出现。负价从第______
1、下列说法中正确的是( )。 A．非金属元素呈现的最高正化合价数值上不超过该元素原子的最外层电子数 B．非金属元素呈现的最低负化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数
C．最外层有2个电子的原子都是金属原子
取铝片和镁
片擦去氧化膜，分别和
2mL 1mol/L 盐酸反应。
现象：镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应较剧烈。
反应： Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3+3H2 结论：镁的金属活动性比铝强
小结
钠与冷水反应，镁与沸水反应，铝与水不反应。钠与酸反应很剧烈，镁与酸反应剧烈，铝与酸反应剧烈程度减弱 NaOH 是强碱，Mg(OH)2 是弱碱，Al(OH)3 是
影响原子半径大小的因素最主要因素子半径越大 ②核电荷数：核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向当电子层数相同时，核电荷数的影响较大。

原子的电子层结构与元素周期表

f区
超铀元素
3 6
5
(n-2)f1~14
元素周期表
3 休息
6
目录
1
8.3.2元素性质的周期性
8.3.2元素性质的周期性
原子基本性质 : 原子半径,电离能,电子亲和能以及电负性等. ): 表征原子基本性质的物理量 . 原子参数(parameter parameter): radius ): 1.原子半径(atomic radius): ①共价半径: 铜原子半径 ②范德华半径 : 氯原子的共价半径 ③金属半径:
8.3原子的电子层结构和元素周期律
8.3原子的电子层结构和元素周期律
PERIODIC SYSTEM OF ELEMENTS
8.3.1 原子的电子层结构与元素周期表
8.3.2 元素性质的周期性
上节返回章下章
2
8.3.1原子的电子层结构与元素周期表
8.3.1原子的电子层结构与元素周期表
各周期元素与相应能级组的关系
99pm 180pm
25 6p m
氯原子的范德华半径
休息
12 8p m
← 360pm → 198pm
主要影响因素 : ①Z*; ②核外电子层数 . 变化规律. energy , I): 2.电离能(ionization energy, 定义: M(g) - e- → M+(g), I1 kJ·mol-1; 如: Al(g) - e - → Al+(g), I1 = 578 kJ· + 2+ → I 1817kJ·mol-1; Al (g) - e Al (g), 2 = 1817kJ· Al 2+(g) - e- → Al3+(g), I3 = 2745kJ ·mol-1; 2745kJ· Al 3+(g) - e- → Al4+(g), I4 = 11578kJ ·mol-1 . 11578kJ·