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解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、 H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确24
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2.根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合
物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回 答下列问题：
课堂小结：
（1）概念
（2）电负性的标准和数值
（3）电负性的规律
➢同一周期，主族元素的电负性从左到右 逐渐增大. ➢同一主族，元素的电负性从上到下呈现 减小的趋势.
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（4）电负性的应用 1．判断元素的金属性和非金属性; 2．判断化学键的类型; 3．判断化学键的极性强弱; 4．判断共价化合物中元素的化合价.
离能。符号Ｉ2………
3
2.电离能
同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐？ 哪些主族反常，比下一主族的高？ 元素的第一电离能呈周期性变化
电离能最大的元素 He
4
元素第一电离能的变化规律： 原子结构PPT人教版-（优秀课件）
(1)同周期：
a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最
大的是稀有气体的元素；
（D ）
A. 原子半径最小
B. 原子序数为7
C. 第一电离能最大 D. 电负性最大
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电负性的应用
3．判断化学键的极性强弱 若两种不同元素的原子间形成共价键，
必是极性键，成键原子间的电负性之差越 大，键的极性越强。
极性：H-F >H-Cl >H-Br >H-I C-O > C-H; H-O > C-H
5、气态O原子的电子排布为：
×
× 6、 半径：K+>Cl√ 7、酸性 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
× 8、第一周期有2×12=2，第二周期有2×22=8，则第五
周期有2×52=50种元素。
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2.电负性
因为首先失去的电子是能量最高的电子，故 第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较 低的电子，所需要的能量多；同时失去电子后， 阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而 电离能越来越大。
方法 ：看逐级电离能的突变。
3、电离能的应用：利用逐级电离能判断化合价
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课堂练习：
A 1. 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;
从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）
B. 铝的第一电离能比镁的第一电离能大; 反常现象
C. 在所有元素中，氟的第一电离能最大;
最大的是稀有气体的元素：He
D. 钾的第一电离能比镁的第一电离能大.
K＜Na＜Mg
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影响电离能大小的因素
• 原子核电荷——（同一周期）即电子层数相同， 核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力 越大、越不易失去电子，电离能越大。
• 原子半径——（同族元素）原子半径越大、原 子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子， 电离能越小。
第二节
1
学习目标：
掌握电离能和电负性的概念、 变化规律及应用。
2
2.电离能（阅读课本Ｐ17）
（1）概念：
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。 用符号Ｉ1表示，单位：kJ/mol
从气态基态一价正离子中再失去一个电子变为 气态基态一价正离子所需要的能量叫做第二电
(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式：
Be+2OH-＝BeO22-+H2↑ (2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂 NaOH溶液 鉴别， 离子方程式为：Be(OH)2+2OH-＝BeO22-+2H2O 电因(3是子)B∶式(e用CC为··l离2··l是∶子方B共e程价∶式C化·表···l∶合示物)：(填，“B离eC子l2水”溶或液“显共酸价性”，)，原其
• 电子层结构——稳定的8电子结构（同周期末 层）电离能最大。
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学与问 原子结构PPT人教版-（优秀课件） 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
交流与讨论
化合价是元素性质 的一种体现。 思考：为什么钠元 素显＋1价，镁元 素显＋2价，铝元 素显＋3价？元素 化合价与原子结构 有什么关系？
11
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1. 电离能
（1）概念
课堂小结：
（2）元素第一电离能的变化规律：
①同周期： a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属， 最大的是稀有气体的元素；
b.第ⅡA元素＞ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ⅥA元素
② 同主族：自上而下第一电离能逐Leabharlann Baidu减少。
③ 同一元素的各级电离能是逐渐增大的，
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（3）电负性的规律
➢同一周期，主族元素的电负性从左到 右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐 渐增强（非金属性，氧化性增强）。
➢同一主族，元素的电负性从上到下呈 现减小的趋势，表明其吸引电子的能 力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。
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Be2++2H2O
Be(OH)2+2H+
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× 1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束
2、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素×
3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能
× 量，则其第一电离能为650KJ/mol。 × 4、Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属
b.第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素
第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？ ⅤA是半充满、ⅡA是全充满结构。 (2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减小。
3、电离能的意义： 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理
量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失 去电子，即元素在气态时的金属性越强。 5
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1.一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于
1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的
电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅
下列元素的电负性数值，判断：
①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2 共价化合物（ ②③⑤⑥ ）
即I1<I2<I3<…,并且会发生突变。
12
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（3）电离能的应用
① 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物 理量。元素的电离能越小，表示气态时越 容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。
② 用来判断原子失去电子的数目和形成的阳 离子所带的电荷（元素的化合价）
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对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的 性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料， 比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的 酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线 规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。
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课堂练习：
2．在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子
可能是 ( C )
A. ns2np3 B. ns2np5 C. ns2np4 D. ns2np6
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3.
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D
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电负性的应用
4．判断共价化合物中元素的化合价 一般：电负性大的显负价，
电负性小的显正价。
例： NaH中，Na：0.9 H：2.1 Na显正价，H显负价
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1.下列左图是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。
对角线规则
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（4）电负性的应用
1．判断元素的金属性和非金属性
金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素一般
电 负 性
大于1.8。电负性最大的元素是位于右上方的F， 越
电负性最小的元素是位于左下方的Cs（ Fr是放射 大
性元素）.
， 非
电负性＜1.8 为金属
金 属
电负性≈1.8
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元素 电离能
Na
Mg
Al
I1 496 738 577
I2 4562 1451 1817
I3 6912 7733 2745
I4 9540 10540 11578
7
学与问 原子结构PPT人教版-（优秀课件）
2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据 跟钠、镁、铝的化合价有何关系？
电负性： 用来描述不同元素的原子对键合电 子的吸引力的大小。
电负性越大，对键合电子的吸引力 越大。（电负性是相对值，没单位）
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（2）电负性的标准和数值
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。
例： I2》I1 易形成+1价阳离子
I3》I2>I1,可以形成+1价或+2价阳离子，而难 以形成+3价离子。
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3. 电负性（阅读课本Ｐ18）
（1）概念 化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生 的强烈的化学作用力，叫做化学键。
键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为 键合电子。
离子化合物（ ①④
）
元素 Al B Be C CI F Li Mg N Na O P S Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 性
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2.对价电子构型为2s22p5的元素描述正确的是
为“类金属”如锗
性 越
强
电负性＞1.8
为非金属
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电负性的应用
2．判断化学键的类型
一般：成键元素原子的电负性差＞1.7，离子键 成键元素原子的电负性差＜1.7，共价键
例：电负性Al：1.5， Cl：3.0 F:4.0 3.0-1.5=1.5 AlCl3共价键、为共价化合物 4.0-1.5=2.5 AlF3 离子键、为离子化合物
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2.根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合
物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回 答下列问题：
课堂小结：
（1）概念
（2）电负性的标准和数值
（3）电负性的规律
➢同一周期，主族元素的电负性从左到右 逐渐增大. ➢同一主族，元素的电负性从上到下呈现 减小的趋势.
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（4）电负性的应用 1．判断元素的金属性和非金属性; 2．判断化学键的类型; 3．判断化学键的极性强弱; 4．判断共价化合物中元素的化合价.
离能。符号Ｉ2………
3
2.电离能
同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐？ 哪些主族反常，比下一主族的高？ 元素的第一电离能呈周期性变化
电离能最大的元素 He
4
元素第一电离能的变化规律： 原子结构PPT人教版-（优秀课件）
(1)同周期：
a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最
大的是稀有气体的元素；
（D ）
A. 原子半径最小
B. 原子序数为7
C. 第一电离能最大 D. 电负性最大
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电负性的应用
3．判断化学键的极性强弱 若两种不同元素的原子间形成共价键，
必是极性键，成键原子间的电负性之差越 大，键的极性越强。
极性：H-F >H-Cl >H-Br >H-I C-O > C-H; H-O > C-H
5、气态O原子的电子排布为：
×
× 6、 半径：K+>Cl√ 7、酸性 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
× 8、第一周期有2×12=2，第二周期有2×22=8，则第五
周期有2×52=50种元素。
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2.电负性
因为首先失去的电子是能量最高的电子，故 第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较 低的电子，所需要的能量多；同时失去电子后， 阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而 电离能越来越大。
方法 ：看逐级电离能的突变。
3、电离能的应用：利用逐级电离能判断化合价
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课堂练习：
A 1. 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;
从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）
B. 铝的第一电离能比镁的第一电离能大; 反常现象
C. 在所有元素中，氟的第一电离能最大;
最大的是稀有气体的元素：He
D. 钾的第一电离能比镁的第一电离能大.
K＜Na＜Mg
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影响电离能大小的因素
• 原子核电荷——（同一周期）即电子层数相同， 核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力 越大、越不易失去电子，电离能越大。
• 原子半径——（同族元素）原子半径越大、原 子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子， 电离能越小。
第二节
1
学习目标：
掌握电离能和电负性的概念、 变化规律及应用。
2
2.电离能（阅读课本Ｐ17）
（1）概念：
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。 用符号Ｉ1表示，单位：kJ/mol
从气态基态一价正离子中再失去一个电子变为 气态基态一价正离子所需要的能量叫做第二电
(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式：
Be+2OH-＝BeO22-+H2↑ (2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂 NaOH溶液 鉴别， 离子方程式为：Be(OH)2+2OH-＝BeO22-+2H2O 电因(3是子)B∶式(e用CC为··l离2··l是∶子方B共e程价∶式C化·表···l∶合示物)：(填，“B离eC子l2水”溶或液“显共酸价性”，)，原其
• 电子层结构——稳定的8电子结构（同周期末 层）电离能最大。
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学与问 原子结构PPT人教版-（优秀课件） 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
交流与讨论
化合价是元素性质 的一种体现。 思考：为什么钠元 素显＋1价，镁元 素显＋2价，铝元 素显＋3价？元素 化合价与原子结构 有什么关系？
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1. 电离能
（1）概念
课堂小结：
（2）元素第一电离能的变化规律：
①同周期： a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属， 最大的是稀有气体的元素；
b.第ⅡA元素＞ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ⅥA元素
② 同主族：自上而下第一电离能逐Leabharlann Baidu减少。
③ 同一元素的各级电离能是逐渐增大的，
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（3）电负性的规律
➢同一周期，主族元素的电负性从左到 右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐 渐增强（非金属性，氧化性增强）。
➢同一主族，元素的电负性从上到下呈 现减小的趋势，表明其吸引电子的能 力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。
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Be2++2H2O
Be(OH)2+2H+
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× 1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束
2、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素×
3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能
× 量，则其第一电离能为650KJ/mol。 × 4、Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属
b.第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素
第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？ ⅤA是半充满、ⅡA是全充满结构。 (2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减小。
3、电离能的意义： 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理
量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失 去电子，即元素在气态时的金属性越强。 5
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1.一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于
1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的
电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅
下列元素的电负性数值，判断：
①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2 共价化合物（ ②③⑤⑥ ）
即I1<I2<I3<…,并且会发生突变。
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（3）电离能的应用
① 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物 理量。元素的电离能越小，表示气态时越 容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。
② 用来判断原子失去电子的数目和形成的阳 离子所带的电荷（元素的化合价）
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对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的 性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料， 比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的 酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线 规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。
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2．在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子
可能是 ( C )
A. ns2np3 B. ns2np5 C. ns2np4 D. ns2np6
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D
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电负性的应用
4．判断共价化合物中元素的化合价 一般：电负性大的显负价，
电负性小的显正价。
例： NaH中，Na：0.9 H：2.1 Na显正价，H显负价
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1.下列左图是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。
对角线规则
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（4）电负性的应用
1．判断元素的金属性和非金属性
金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素一般
电 负 性
大于1.8。电负性最大的元素是位于右上方的F， 越
电负性最小的元素是位于左下方的Cs（ Fr是放射 大
性元素）.
， 非
电负性＜1.8 为金属
金 属
电负性≈1.8
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元素 电离能
Na
Mg
Al
I1 496 738 577
I2 4562 1451 1817
I3 6912 7733 2745
I4 9540 10540 11578
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2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据 跟钠、镁、铝的化合价有何关系？
电负性： 用来描述不同元素的原子对键合电 子的吸引力的大小。
电负性越大，对键合电子的吸引力 越大。（电负性是相对值，没单位）
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（2）电负性的标准和数值
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。
例： I2》I1 易形成+1价阳离子
I3》I2>I1,可以形成+1价或+2价阳离子，而难 以形成+3价离子。
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3. 电负性（阅读课本Ｐ18）
（1）概念 化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生 的强烈的化学作用力，叫做化学键。
键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为 键合电子。
离子化合物（ ①④
）
元素 Al B Be C CI F Li Mg N Na O P S Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 性
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2.对价电子构型为2s22p5的元素描述正确的是
为“类金属”如锗
性 越
强
电负性＞1.8
为非金属
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电负性的应用
2．判断化学键的类型
一般：成键元素原子的电负性差＞1.7，离子键 成键元素原子的电负性差＜1.7，共价键
例：电负性Al：1.5， Cl：3.0 F:4.0 3.0-1.5=1.5 AlCl3共价键、为共价化合物 4.0-1.5=2.5 AlF3 离子键、为离子化合物