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人教版高中化学选修三课件电负性第一电离能的周期性变化

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电负性第一电离能的周期性变化22页PPT

电负性第一电离能的周期性变化22页PPT
电负性第一电离能的周期性变 化
11、战争满足了，或曾经满足过人的 好斗的 本能， 但它同 时还满 足了人 对掠夺 ，破坏 以及残 酷的纪 律和专 制力的 欲望。 ——查·埃利奥 特 12、不应把纪律仅仅看成教育的手段 。纪律 是教育 过程的 结果， 首先是 学生集 体表现 在一切 生活领 域—— 生产、 日常生 活、学 校、文 化等领 域中努 力的结 果。— —马卡 连柯(名 言网)
13、遵守纪律的风气的培养，只有领 导者本 身在这 方面以 身作则 才能收 到成效 。—— 马卡连 柯 14、劳动者的组织性、纪律性、坚毅 精神以 及同全 世界劳 动者的 团结一 致，是 取得最 后胜利 的保证 。—— 列宁 摘自名言网
15ห้องสมุดไป่ตู้机会是不守纪律的。——雨果
6、最大的骄傲于最大的自卑都表示心灵的最软弱无力。——斯宾诺莎 7、自知之明是最难得的知识。——西班牙 8、勇气通往天堂，怯懦通往地狱。——塞内加 9、有时候读书是一种巧妙地避开思考的方法。——赫尔普斯 10、阅读一切好书如同和过去最杰出的人谈话。——笛卡儿
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人教版高中化学选修三知识点

人教版高中化学选修三知识点

人教版高中化学选修三知识点人教版高中化学选修三知识点第1篇(3)电负性①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。

元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。

②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。

③变化规律金属元素的电负性一般小于，非金属元素的电负性一般大于，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在左右。

在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。

4 . 电离能、电负性的应用(1)电离能的应用①判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强;反之越弱。

②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)如果某元素的In+1?In，则该元素的常见化合价为+n。

如钠元素I2?I1，所以钠元素的化合价为+1。

③判断核外电子的分层排布情况多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。

当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。

④反映元素原子的核外电子排布特点同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。

人教版高中化学选修三知识点第2篇原子结构与性质1、电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。

离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大;离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小。

2、电子层(能层)：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、3、原子轨道(能级即亚层)：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。

高中化学元素电负性的周期性变化精品ppt课件

高中化学元素电负性的周期性变化精品ppt课件

怎样从定量角度研究非金属原子吸引电子能力 的强弱？ 电负性
三、元素电负性的周期性变化
1、电负性的含义
电负性：以一组数值的相对大小表示元素的原子 在分子中对成键电子的吸引能力 。元素的电负 性愈大，对成键电子的吸引力愈大，非金属性也 愈强。
指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他 鲍林研究电负性的手稿 元素的电负性。
2、电负性的应用
（1）判断金属性与非金属性的强弱 请排出常见非金属的强弱顺序
非金属性逐渐增强
非 金 属 性 逐 渐 增 强
过渡元素的电负性值无明显规律。
2、电负性的应用
（2）区分金属与非金属
一般认为
电负性＜1.8 为金属 在判断时通常以电负性值2.0 电负性＝ 作为标准。电负性值大于 2.0的为 1.8 为类金属 非金属元素,大于2.5的为活泼非金属元素;小于2.0的为金属元 电负性＞1.8 为非金属 素,小于1.5的为活泼金属元素。实际上金属与非金属并没有严
则他们的第一电离能按从大到 C＞A＞B ＞D 小的顺序为 ， 电负性的大小顺序为 C＞B＞A＞D 。
巩固练习
4、在下列空格中，填上适当的元素符号。 (1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素 是 Na ，第一电离能最大的元素是 Ar ； 电负性最小的元素是 Na ，电负性最大的 元素是 Cl 。 (2)在元素周期表中，第一电离能最小的元 素是 Cs ，第一电离能最大的元素是 He ； 电负性最小的元素是Cs ，电负性最大的元 素是 F 。(不考虑放射形元素!)
巩固练习 1、电负性差值大的元素之间形成的化学键主要 为( B ) 差值若为零时呢? A.共价键 B.离子键 C.金属键 D.配位键
2、下列不是元素电负性的应用的是( A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中元素化合价的正负 C.判断化学键的类型 D.判断化合物的溶解度

高中化学【元素第一电离能的周期性变化】课件

高中化学【元素第一电离能的周期性变化】课件

②B C Be N N＞C＞Be＞B
③He Ne Ar He＞Ne＞Ar
④Na Al S P P＞S＞Al＞Na
元素
I1
Na
496
Mg
738
I2 4562 1451
I3 6912 7733
X
580
1820 11600
思考：Na2+、Mg3＋为什么不易形成？
能否判断X元素位于周期表中哪一族？
从表中数据可知： ①Na元素的I2远大于I1，因此Na容易失去第一个电子， 而不易失去第二个电子；即Na易形成Na＋，而不易形 成Na2＋ ②镁元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，说明镁容 易失去两个电子，而不易失去第三个电子，因此镁易形
增 大的趋势；同主族从上到下，第一电离能逐 渐 减 小。
3.金属元素的第一电离能都 较 ，小非金属元素和 稀有气体元素的第一电离能都 较。大
4.在同一周期中第一电离能最小的是 碱金属元素， 最大的是 稀有气体 元素。
探究二：
第三周期元素（除Ar）的第一电离能的变化
思考请：同为学何们M写g出的M第g一和电A离l的能电比子A排l的布大式？（从电子排布分析）
结构与元素性质的关系。 • 重、难点：
电离能、电负性及其变化规律
一、电离能及其变化规律
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。
50
I3
45
40
2.符号： I 单位： KJ/mol
35 30
25
M(g)= M+ (g) + e-
I1（第一电离能）
20 15
M+(g)= M2+ (g) + e- I2（第二电离能）150 I1 I2

人教版高中化学选修3-物质结构与性质--第二节-原子结构与元素的性质(第2课时)省公开课获奖课件说课

人教版高中化学选修3-物质结构与性质--第二节-原子结构与元素的性质(第2课时)省公开课获奖课件说课
新课标人教版高中化学课件系列
选修3 物质构造与性质 第一章 原子构造与性质 第二节 原子构造与元素旳性质 第2课时
2024/10/5
1
元素周期律
【教学目旳】
能说出元素电离能、电负性旳涵义， 能应用元素旳电离能阐明元素旳某些 性质。
2024/10/5
2
元素周期律
二、元素周期律
1．定义
元素旳性质随（ 核电荷数 ）旳递增发生周
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旳电负性为1.8，则其是经典旳非金属
5、气态O原子旳电子排布为：
× 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
D.钾旳第一电离能比镁旳第一电离能大.
K〈Na〈Mg
2024/10/5
16
元素周期律
2、在下面旳电子构造中,第一电离能最小旳
原子可能是 ( C )
A.ns2np3
B.ns2np5
C.ns2np4
D.ns2np6
2024/10/5
17
元素周期律
（三）电负性（阅读课本Ｐ18）
1、基本概念
化学键：元素相互化合，相邻旳原子之间产生旳 强烈旳化学作用力，形象地叫做化学键。
（第ⅡA元素和第ⅤA元素旳反常现象怎样解释？） ⅤA半充斥、 ⅡA全充斥构造
2）同主族旳元素自上而下第一电离能逐渐降低。
2024/10/5
12
元素周期律
3、电离能旳意义：

课件：专题2 2.2.2第2单元元素第一电离能和电负性的周期性变化

课件：专题2 2.2.2第2单元元素第一电离能和电负性的周期性变化

(2)观察分析如图，总结元素第一电离能的变化规律： ①对同一周期的元素而言，_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。 ②同主族元素，自上而下 第一电离能逐渐_减__小__，表 明自上而下原子越来越_易__ 失去电子。
2.电负性的变化规律 随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。 (1)同一周期，自左到右，主族元 素的电负性逐渐_增__大__，元素的非 金 属 性 逐 渐 _增__强__ ， 金 属 性 逐 渐 _减__弱__。 (2)同一主族，自上到下，元素的 电负性逐渐_减__小__，元素的金属性 逐渐_增__强__，非金属性逐渐_减__弱___。
3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ①金属的电负性一般_小__于__1.8，非金属的电负性一般_大__于__1.8，而位于非 金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在__1_.8_左__右____， 它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性_越__小__，金属元素越活泼；非金属元素的电负性_越__大_， 非金属元素越活泼。
(2)判断元素的化合价 ①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__。 ②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__值__。 (3)判断化学键的类型 ①如果两个成键元素间的电负性差值_大__于_1.7，它们之间通常形成_离__子_键。 ②如果两个成键元素间的电负性差值_小__于_1.7，它们之间通常形成共__价__键。
归纳
电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系

人教版高中化学选修三课件：第一章 第二节 第二课时 元素周期律(29张PPT)

人教版高中化学选修三课件：第一章 第二节 第二课时 元素周期律(29张PPT)

电负性
1．电负性 (1)概念 ①键合电子：原子中用于形成 化学键 的电子。 ②电负性：用来描述不同元素的原子对 键合电子 吸引力 的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 越大 。 (2)衡量标准 电负性是由美国化学家 鲍林 提出的，他以氟的电负性为 4.0 作为相对标准，得出了各元素的电负性。
5．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给
出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl 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
1．离子半径大小比较的规律 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离 子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋) >r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如 r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋) <r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 ( √ )
(2)元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小( √ )
(3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
(√ )
(4)同一周期电负性最大为稀有气体元素

电负性和电离能PPT演示课件

电负性和电离能PPT演示课件
（二）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能量叫做第一电离能。 用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol。
从一价气态基态正离子中再失去一个电子 所需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2。以此 类推分别叫第三电离能，第四电离能……
•1
思考与探究： 观察下图，总结第一电离能的变化律。
A QCl2 B RCl
C SCl2
D UCl3
3、Ｓ可能位于元素周期表中哪个区（ ）
ＡＳ区元素 Ｂ区取元素 Ｃd区元素 Ｄds区元素
•5
（三）电负性 （阅读课本Ｐ18）
1、基本概念
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。
什么 ？
元素 电离能
Na
Mg
Al
I1
496 738
577
I2
4562 1451 1817
I3
6912 7733 2745
I4
9540 10540 11578
原子逐级电离能越来越大
原子逐级电离能出现突变时判断元素 的化合价
•4
课堂练习:
根据下列五种元素的电离能数据（kj/moL),完成相关习题
元素
Ｉ１
Be2++2H2O
Be(OH)2+2H+
•15
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：①NaF②AlCl3③NO ④MgO⑤BeCl2⑥CO2 共价化合物（ ②③⑤⑥ ）
离子化合物（

元素第一电离能电负性

元素第一电离能电负性
金属性： 强→弱 第一电离能： 小→大(有特例)
元素周期律
电负性 ： 小→大（除稀有气体）
课堂练习：
1、比较下列各组元素电负性的大小。 Al、Si、P Al ＜ Si ＜ P ； F、Cl、Se Se ＜ Cl ＜ F； Na、K、Cs Cs ＜ K＜ Na 。
3、电负性（X）的应用： （1） 判断金属元素与非金属元素： 一般： X >1.8，非金属元素；X <1.8， 金属元素.
（2）判断化合物中元素的正负化合价： X 大的，化合价为负； X 小的， 化合价为正；
⑤反常现象： I1 ：Be>B Mg>Al N>O P>S 即ⅡA＞ ⅢA；ⅤA＞ ⅥA
④I1最大的是He， 最小的是Cs
交流与讨论
同一周期元素中，稀有气体的第一电离能最大，碱金属元素的 第一电离能最小，为什么？
同一主族元素中，随电子层数增加， I1逐渐减小，为什么？
C、N、O三元素第一电离能从大到小的顺序是：
随着原子序数的递增
元素性质呈周期性变化的根本原因
引起了
核外电子排布呈周期性变化
最外层电子数 1→8
（K层电子数 1→2）
为例决 了）定
(以同周期元素原子半径： 大→小（除稀有气体） 化合价： +1→+7 －4→－1
元素性质呈周期性变化 (以同周期元素为例）
归纳出
（稀有气体元素为零）
非金属性： 弱→强
课堂练习
1、判断下列元素间的第一电离能的大小：
Na ＞K
N＞P
F ＜ Ne
Cl ＞S
Mg ＞Al
O＜N
2、将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列：
①K Na Li

第一电离能、电负性的周期性变化

第一电离能、电负性的周期性变化

第一电离能练习
3. 将下列元素按第一电离能由大到小的 顺序排列
①K Na Li
②B C Be N
Li >Na> K
N> C >Be> B He >Ne > Ar P P >S >Al> Na
③He Ne Ar ④ Na Al S
1、元素的电负性的概念
美国化学家 鲍林 于1932年首先提出 了用电负性来衡量元素吸引电子能力。 电负性是用来衡量元素在化合物中 吸引电子 指定氟的电负性为 ，并以此为标 4.0 准确定其他元素的电负性。
D
)
反馈练习
4、比较下列各组元素电负性的大小。
Al、Si、P Al ＜ Si ＜ P ； Br ＜ C1 ＜ F F、C1、Br ； Na、K、Cs Cs ＜ K＜ Na 。
反馈练习
3、已知四种元素的电子排布式为： A.ns2np3 B.ns2np4 C.ns2np5
则他们的第一电离能按从大到 小的顺序为 C＞A＞B ，电负 性的大小顺序为 C＞B＞A 。
共 价 键。
判断HF是离子化合物还是共价化合物？
课堂练习
2、在下列空格中，填上适当的元素符号。
(1) 在第3周期主族元素中, Na 第一电离能最小的元素是 ， 第一电离能最大的元素是 Cl ； 电负性最小的元素是 Na电负性最大元素
Cl 原子半径最大的是 Na
。
，最小的是
Cl
。
(2)在元素周期表中，第一电离能最小的元素
大小。
一般电负性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 值。

2.2.2第一电离能与电负性的周期性变化-【备好课】2023-2024学年高二化学同步精品课件

2.2.2第一电离能与电负性的周期性变化-【备好课】2023-2024学年高二化学同步精品课件

解释主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律能利用电负性判断周期表中元素性质递变规律能利用电负性推断化学键的类型原子半径电子能层数核电荷数原子半径主要取决于和。

原子半径的变化规律电子能层数越多，原子半径越大；相同电子层，核电荷数越大，原子半径越小。

原子半径与失电子能力同周期原子半径越大，失电子能力越强。

某元素的气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需要的最低能量1.第一电离能的概念与意义定义：符号：Ｉ1 单位：kj/mol M(g)-e - → M +(g)意义：保证“能量最低”第一电离能可以衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。

第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子原子序数第一电离能（kJ·mol-1）思考1随原子序数递增，同周期或者同族元素的第一电离能有什么规律？第一电离能（k J·mol -1）原因：一般来说，同主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，第一电离能逐渐减小。

规律1：同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。

原子序数第一电离能（k J·mol -1）原因：同一周期的主族元素具有相同的电子层数，随着核电荷数的递增，最外层电子数增加，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，第一电离能呈现增大的趋势。

规律2：同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。

原子序数原子序数第一电离能（kJ·mol-1）规律3：同一周期中碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。

原子序数第一电离能（k J·mol -1）第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。

请书写出Mg与Al的外围电子排布式，试比较其第一电离能大小活动1活动2活动3请书写出P与S的外围电子排布式，试比较其第一电离能大小试总结出元素第一电离能变化的一般规律Mg与Al的第一电离能大小比较Mg ：电子排布式[Ne]3s 2Al ：[Ne]3s 23p 1s轨道处于全充满状态Mg在2s能级上有两个电子，为全充满的稳定结构，故第一电离能大于Al。

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例3、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，
下列说法错误的是（ B ）
A、第一电离能Y小于X
B、气态氢化物的稳定性：HmY强于HnX
C、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸酸性强于 Y对应的酸
D、X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
再见
3.按电子排布，可把周期表里的元素 划分为5个区，哪5个区？这些区分别 有几个纵列？外围电子排布为？
S
p
ns1 ns2
d
（n-1）d1～9
ns1～2
ds
ns2np1~6 （除He）
（n-1）d10ns1～2
f （n-2）f0～14（n-1）d0～2 ns2
二、元素周期律
元素性质随核电荷数递增发生 周期性的递变,称为元素周大小排
列正确的是（ D ）
A、F＞N＞O B、O＞Cl＞F
C、As＞P＞H D、Cl＞S＞As
例2、下列各组元素，按原子半径依次 减小，元素第一电离能逐渐升高的顺
序排列的是（ A ）
A、K、Na、Li B、Al、Mg、Na
C、N、O、C
D、Cl、S、P
元素性质的周期性变化是由元 素原子核外电子排布周期性变 化决定的.
1、原子半径
⑴两个决定因素 ①电子的能层数 ②核电荷数
⑵规律: 元素周期表中的同周期的主族元素从左到右，
随原着子原半子径序的数变的化递趋增势,原如子何半？径应发如生何周理期解性这变种化 同趋周势期？元周素期，表从中左同到主右族,原的子元半素径从逐上渐到减下小，原
△电负性＜1.7，形成共价键 3、判断化合物中元素化合价的正负 电负性大的元素显负价 电负性小的元素显正价
动手实践：
查阅资料：
在元素周期表中，某些主族元 素与右下方的主族元素(如图 l—27) 的 有 些 性 质 是 相 似 的 (如硼和硅的含氧酸盐都能形 成玻璃且互熔)，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。
3、下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐 级失去电子的电离能
4562
7733
11575
为什么原子的逐级电离能越来越大?这些数据 跟钠、镁、铝的化合价有什么联系?
3、电负性
⑴概念
键合电子：元素相互化合时，原子中用于形 成化学键的电子。 电负性：用来描述不同元素的原子对键合电 子吸引力的大小。
⑵意义：电负性越大的原子，对键合电子的 吸引力越大，元素非金属性越强。 ⑶标准：以氟为4.0和锂为1.0作为相对标准
子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋 同势主？族元素,从上到下，原子半径逐渐增大
⑶比较原子半径的方法:
①先看电子层数 电子层数越多，原子半径越大，
②若电子层数相同，再看核电荷数 核电荷数越大，原子半径越小
2、电离能
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。
高中化学课件
灿若寒星整理制作
第二课时
高淳县湖滨高级中学高二化学备课组
复习:
1.原子的电子排布与周期的划分
ns1 → ns2np6（第一周期除外）
碱金属
稀有气体
2.族序数与价电子数的关系
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的电子数 =价电子数
意义:衡量元素的 原子失去一个电子的 难易.
规律:随着核电荷数递增，元素的第一电
离能呈现周期性变化
同周期：从左到右，逐渐增大
同主族：从上到下，逐渐减小
学与问:
1、碱金属的电离能与其活泼性存在什么 联系?
2、你能解释为什么同周期元素，从左到 右，第一电离能增大，而同主族元素，从 上到下，第一电离能减小吗？
1、锂和镁的相似性 （1）锂、镁在氧气中燃烧，均生成氧化物（Li2O和 MgO），不生成过氧化物。
和（Mg23）N2L）锂i，、、而镁Mg其在的他加电碱热负金时性属直分不接能和别和氮为氮反1.作应0用生、。成1.氮2；化物B（e、Li3N （3）A锂l、的镁电和负氟性化分物别（为LiF1、.5M、gF12）.5、；碳B酸、盐S（i
⑷规律: 随着原子序数的递增,元素原子的电负性呈现 周期性变化
同周期,从左到右,元素原子的电负性增大 同主族,从上到下,元素原子的电负性减小
下图是用表格中的数据制作的第三 周期元素的电负性变化图，请用类似 的方法制作第ⅠA和ⅦA族元素的电负 性变化图。
⑸应用: 1、判断元素金属性和非金属性的强弱 金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负 性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界 的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在 1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 2、判断化学键的类型 一般认为，△电负性＞1.7，形成离子键
Li2CO3、的Mg电CO负3）性、分磷别酸为盐（2.L0i、3PO14.、8M；g3（PO4）2）均难
（或微）溶于水，其他相应化合物为易溶盐。
（4）它水合们锂的、电镁负氯性化接物近晶体，受说热明发它生们水对解键。 合 （5）电锂和子镁的、吸硝引酸力盐相分当解产。物相似。
······· 2、Be和Al的氢氧化物均为两性氢氧化物 3、B和Si的含氧酸都是弱酸

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