新教材选择性必修二丨物质结构与性质教学课件

第一章原子结构与性质第一节原子结构新课讲解课程学习目标

了解构造原理的发现史。1通过理解构造原理逐步建立核外电子排布式书写的思维模型，并学会应用模型熟练书写常见原子的核外电子排布式。3理解能层与能级的概念及关系，理解核外电子的排布规律。了解基态与激发态、原子光谱的含义。2新课讲解导入1869年俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律1920年丹麦科学家波尔提出了构造原理，即从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入原子核外“壳层”的顺序，1925年，波尔的“壳层”落实为“能层”与“能级”，厘清了核外电子的可能状态，复杂的原子光谱得以诠释。元素周期律提出构造原理“能层、能级”完整的构造原理1936年马德隆发表了以原子光谱事实为依据的完整的构造原理复习回顾：1.原子的结构新课讲解原子核核外电子Z个质子

Z个中子（A—Z）个原子XAZ

(几乎集中原子的全部质量)

(其运动空间几乎占据了原子的整个体积)①数量关系：核电荷数(Z)=核内质子数=核外电子数②质量关系：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）质量数：对质子和中子的相对质量取整数相加的数值，即近似原子量。新课讲解原子质量主要集中在原子核上。原子核体积很小，只占原子体积的几亿分之一。复习回顾：2.原子核外电子层的表达方式电子层数（n）1234567电子层符号离核远近

能量高低

KLMNOPQ近远低高新课讲解复习回顾：3.核外电子排布的一般规律（1）先排能量低的电子层，再排能量高的电子层，由内向外。（2）每一层最多容纳电子数：2n2个。（3）最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。（4）次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。（5）倒数第三层不超过32个电子。“一低四不超”新课讲解1.能层

一、能层与能级（1）含义：核外电子按能量不同分成能层，即电子层。（2）符号及能量关系：能层一二三四五六七符号KLMNOPQ最多电子数281832507298离核远近近远能量高低低高能层越高，电子的能量越高，离原子核越远

新课讲解2.能级（1）含义：同一能层的电子，还被分成不同能级。（2）能级符号与所能容纳电子数如下表：能层12345能层符号KLMNO能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p……最多电子数226261026101426281832……新课讲解KLMN

O+能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f最多容纳电子数2262610261014新课讲解思考与讨论：(1)一个能层的能级数与能层序数(n)间存在什么关系?一个能层最多可容纳的电子数与能层序数(n)间存在什么关系?(2)以s、p、d、f为符号的能级分别最多可容纳多少个电子?

3d、4d、5d能级容纳的最多电子数是否相同？(3)第五能层最多可容纳多少个电子?

它们分别容纳在几个能级中?

各能级最多容纳多少个电子?(注：本书只要求到f能级。)2n2相等2.6.10.14相同50s-2，p-6，d-10，f-14新课讲解归纳小结：(1)能层序数_____该能层所包含的能级数，如第三能层有____个能级。(2)s、p、d、f各能级可容纳的电子数分别为___、___、___、___的2倍。(3)原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数是____(n为能层的序数)。(4)f能级的从第

能层开始，d能级从第

能层开始等于313572n243①不同能层中，能级的能量高低是1s<2s<3s<4s….能量规律：②在同一能层中，能级的能量高低是ns<np<nd<nf……1.判断正误课堂练习(1)能层就是电子层(

)(2)不同能层，s能级能量相同(

)(3)s能级的能量一定比p能级的低(

)(4)高能层的所有能级能量都比低能层的能级能量高(

)(5)各能层的能级数等于其所处能层序数(

)(6)任一能层的s能级最多容纳的电子数均为2(

)(7)3p3表示3p能级只能填充3个电子(

)(8)各能级最多可容纳的电子数按s、p、d、f……的顺序依次为1、3、5、7……的2倍(

)√×××√√×√2.符号为M的能层所含的能级有（

）A.2种B.3种C.8种D.18种3.某一能层上nd能级最多所能容纳的电子数为(

)A.6

B.10

C.14

D.154.下列能级符号表示正确且最多容纳的电子数按照从少到多的顺序排列的是（

）A.1s、2p、3dB.1s、2s、3sC.2s、2p、2d

D.3p、3d、3f5.原子核外P能层和p能级可容纳的最多电子数分别为（）A.32和2 B.50和6 C.72和6 D.86和10CABB课堂练习新课讲解

二、基态与激发态原子光谱1.基态与激发态(1)基态原子：处于最低能量状态的原子。(2)激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。原子处于最低能量状态基态原子处于较高能量状态激发态原子（电子跃迁到较高能级）吸收能量释放能量新课讲解生活中，我们看到的许多可见光，都与原子核外电子跃迁释放能量有关。新课讲解2.原子光谱(1)含义：不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。(2)成因及分类：基态原子激发态原子吸收能量释放能量吸收光谱发射光谱明亮背景的暗色谱线暗色背景的明亮谱线新课讲解(3)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。例如：铯(1860年)和铷(1861年),其光谱图中有特征的蓝光和红光，它们的拉丁文名称由此得名。又如，稀有气体氦的原意是“太阳元素”,是1868年分析太阳光谱发现的，最初人们以为它只存在于太阳，后来才在地球上发现。新课讲解

三、构造原理与电子排布式1.构造原理(1)内容：以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序成为构造原理。新课讲解(2)构造原理示意图：能层能级OLMNPKQ1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s电子填充一般规律：新课讲解(3)对构造原理的理解：①构造原理是绝大多数基态原子的核外电子排布顺序。②电子按照构造原理排布，会使整个原子的能量处于最低状态，原子相对较稳定。③从构造原理图可以看出，从第三能层开始，不同能层的能级出现“能级交错”现象。能级交错指电子层数较大的某些能级的能量反而低于电子层数较小的某些能级的能量的现象，如4s＜3d、6s＜4f＜5d，一般规律为ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np。新课讲解2.电子排布式(1)含义：电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子。(2)表示方法：新课讲解(3)书写方法：第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。例如：8O：_________。1s22s22p4新课讲解例：试书写7N、17Cl、19K、26Fe、21Sc、35Br原子的核外电子排布式。N：1s22s22p3Cl：1s22s22p6

3s23p5K：1s22s22p63s23p6

4s1Fe：1s22s22p63s23p63d6

4s2Sc：1s22s22p63s23p63d1

4s2Br：1s22s22p63s23p63d10

4s24p5新课讲解要求熟练书写1～36号元素原子的电子排布式原子序数元素名称元素符号电子排布

KLMN1氢H2氦He3锂Li4铍Be5硼B6碳C7氮N8氧O1s11s2

2s11s21s2

2s21s2

2s22p11s2

2s22p21s2

2s22p31s2

2s22p4原子序数元素名称元素符号电子排布

KLMN新课讲解9氟F10氖Ne1s2

2s22p51s2

2s22p611钠Na12镁Mg13铝Al14硅Si15磷P16硫S17氯Cl18氩Ar1s22s22p6

3s11s22s22p6

3s21s22s22p6

3s23p11s22s22p6

3s23p21s22s22p6

3s23p31s22s22p6

3s23p41s22s22p6

3s23p51s22s22p6

3s23p6新课讲解原子序数元素名称元素符号电子排布

KLMN19钾K20钙Ca21钪Sc22钛Ti23钒V24铬Cr25锰Mn26铁Fe27钴Co28镍Ni1s22s22p63s23p6

4s11s22s22p63s23p6

4s21s22s22p63s23p63d1

4s21s22s22p63s23p63d2

4s21s22s22p63s23p63d3

4s21s22s22p63s23p63d54s11s22s22p63s23p63d5

4s21s22s22p63s23p63d6

4s21s22s22p63s23p63d7

4s21s22s22p63s23p63d8

4s2新课讲解原子序数元素名称元素符号电子排布

KLMN29铜Cu30锌Zn31镓Ga32锗Ge33砷As34硒Se35溴Br36氪Kr1s22s22p63s23p63d10

4s24p11s22s22p63s23p63d10

4s24p21s22s22p63s23p63d10

4s24p31s22s22p63s23p63d10

4s24p41s22s22p63s23p63d10

4s24p51s22s22p63s23p63d10

4s24p61s22s22p63s23p63d104s11s22s22p63s23p63d10

4s2注意：在得出构造原理之前，由原子光谱得知有些过渡金属元素基态原子电子排布不符合构造原理，如Cr和Cu的最后两个能级的电子排布分别为3d54s1和3d104s1。新课讲解3.简化电子排布式（1）含义：将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。（2）表示方法：K的简化电子排布式：[Ar]4s1N的简化电子排布式：[He]2s22p3Na的简化电子排布式：[Ne]3s1新课讲解（3）练习：写出14、24、26、31号元素的简单电子排布式。14Si：[Ne]3s23p224Cr：[Ar]3d54s126Fe：[Ar]3d64s231Ga：[Ar]3d104s24p1课堂练习1.下列能级符号正确的是（）A.6s B.2d C.1d D.3fA2.符号为M的能层所含的能级有（）A.2种

B.3种

C.8种

D.18种B3.按能量由低到高的顺序，下列排列正确的是（）A.1s、2p、3d、4s B.1s、2s、3s、2pC.2s、2p、3s、3p D.4p、3d、4s、3pC课堂练习4.请根据构造原理，写出下列原子的电子排布式：(1)16S__________________________。(2)10Ne_________。(3)20Ca__________________________。(4)26Fe_______________________________。(5)29Cu________________________________。(6)11Na_____________________。1s22s22p63s23p4(或[Ne]3s23p4)1s22s22p61s22s22p63s23p64s2(或[Ar]4s2)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)1s22s22p63s1(或[Ne]3s1)5.(1)Cl原子核外能量最高的电子所在的能级是____。(2)基态Si原子中，核外电子占据最高能层的符号为___，该能层上有__个能级，电子数为____。3pM34原子结构课堂小结

一、能层与能级能层12345能层符号KLMNO能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p……最多电子数226261026101426281832……课堂小结

二、基态与激发态原子光谱基态原子激发态原子吸收能量释放能量吸收光谱发射光谱课堂小结

三、构造原理与电子排布式1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s1.电子填充一般规律：2.电子排布式：3.简化电子排布式：用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子。[Ar]4s1第一章原子结构与性质第一节原子结构第二课时新课讲解课程学习目标了解有关核外电子运动模型的发展历史，认识核外电子的运动特点。1认识基态原子中核外电子的排布遵循泡利原理、洪特规则、能量最低原理。3知道电子的运动状态（空间分布及能量）。可通过原子轨道和电子云模型来描述。2新课讲解导入1911年，英国物理学家卢瑟福根据1910年进行的α粒子散射实验，提出了原子结构的行星模型。在这个模型里，电子像太阳系的行星围绕太阳转一样围绕着原子核旋转。α粒子散射实验原子核外的电子运动状态是怎么样呢？新课讲解氢原子模型1913年，丹麦科学家玻尔在卢瑟福模型的基础上，他提出了氢原子模型，电子在线性轨道上运行，解决了原子结构的稳定性问题，描绘出了完整而令人信服的原子结构学说。氢原子结构理论成功的阐述了原子的稳定性，氢原子光谱的产生和不连续性。氢原子光谱与氢原子能级新课讲解概率密度：1926年，量子力学推翻了玻尔的氢原子模型，指出一定空间运动状态的电子并不在玻尔假定的线性轨道上运行，而在核外空间各处都可能出现，但出现的概率不同，可以算出它们的概率密度分布。一、电子云

P表示电子在某处出现的概率；V表示该处的体积；新课讲解图1-7氢原子1s电子在原子核外出现的概率密度分布图一、电子云图1-7中的小点是什么呢？是电子吗？小点是1s电子在原子核外出现的概率密度的形象描述。小点越密，表明概率密度越大。由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象的称作“电子云”。新课讲解一、电子云1.电子云概念电子在原子核外一定空间范围内出现的概率统计起来，好似在原子核外笼罩着一团带负电的云雾，形象称为“电子云”。2.电子云轮廓图电子云图很难绘制，使用不便，我们常使用电子云轮廓图。电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。新课讲解为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来，即电子云轮廓图。新课讲解同一原子的s电子的电子云轮廓图1s2s3s4s所有原子的任意能层的s电子的电子云轮廓图都是一个球形，只是球的半径不同。同一原子的能层越高，s电子云半径越大，是由于电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。就像宇宙飞船必须提供能量推动才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更弥散。新课讲解二、原子轨道1.定义：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。2.形状：（1）s电子的原子轨道呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。1s2s3s4s（2）除s电子云外，其他电子云都不是球形的。例如p电子的原子轨道呈哑铃状。新课讲解p能级有三个原子轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz表示，同一能层中px、py、pz的能量相同。能层能级原子轨道数原子轨道名称电子云轮廓图的形状与取向形状取向K1s11s球形L2s12s球形2p32px、2py、2pz哑铃形相互垂直M3s13s球形3p33px、3py、3pz哑铃形相互垂直3d5………………N4s14s球形4p34px、4py、4pz哑铃形相互垂直4d5………………4f7………………………………………………左表为不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图。n能层能级数：n轨道数：n2电子数：2n2新课讲解三、泡利原理能层12345能层符号KLMNO能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p……最多电子数226261026101426281832……回顾每个能级最多容纳的电子数。s—2✖️1=2p—2✖️3=6d—2✖️5=10f—2✖️7=14为什么一个轨道允许容纳2个电子呢？新课讲解三、泡利原理1.电子自旋与泡利原理1925年，两个荷兰年轻人提出：电子除了空间运动状态外，还有一种状态叫做自旋。（1）自旋：是微观粒子普遍存在的一种如同电荷、质量一样的内在属性。电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向，简称自旋相反，常用上下箭头（⬆和⬇）表示自旋相反的电子。（2）泡利原理：1925年，泡利正式提出，在一个原子轨道里，最多只能容纳两个电子，它们自旋相反，这个原理被称为泡利原理，也称为泡利不相容原理。新课讲解三、泡利原理2.电子排布的轨道表示式（1）轨道表示式（又称电子排布图）：表示电子排布的一种图式，如氢和氧的基态原子的轨道表示式如下：1s11H1sO1s2s2p注意：在轨道表示式中，用方框（也可用圆圈）表示原子轨道，能量相同的原子轨道（简并轨道）的方框相连，箭头表示一种自旋状态的电子，“”称为电子对，“”或“”称为单电子（或称未成对电子）。箭头同向的单电子称自旋平行，如基态氧原子有2个自旋平行的2p电子。通常应在方框下方或上方标记能级符号。有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同。新课讲解三、泡利原理2.电子排布的轨道表示式——例铝原子核外电子排布式新课讲解四、洪特规则1.洪特规则1925年，洪特在诠释复杂原子光谱时，得出了判断基态原子光谱项三条经验规则，后人归并简化为一条：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行，称为“洪特规则”。新课讲解四、洪特规则1.例1：画出氧的基态原子最外层轨道表示式。如果不考虑洪特规则，又认定3个2p轨道有区别，可画出怎样的轨道表示式？若遵循洪特规则，且不区分3个2p轨道，只需画出轨道表示式：注意：①洪特规则不仅适用于基态原子，也适用于基态离子。

②洪特规则是针对电子填入简并轨道而言的，并不适用于电子填入能量不同的轨道。四、洪特规则新课讲解例2：请写出24、29号元素原子的电子排布式。29Cu

1s22s22p63s23p63d104s124Cr

1s22s22p63s23p63d54s1在简并轨道（同一能级）上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。相对稳定的状态全充满：p6、d10、f14全空：p0、d0、f0半充满：p3、d5、f7新课讲解思考与讨论1.下列轨道表示式中，哪个是硼的基态原子？为什么？2.下列轨道表示式中，哪个是氧的基态原子？为什么？答案：A。在一个原子轨道里，最多只能容纳两个电子，它们自旋相反。答案：A。基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。新课讲解五、能量最低原理1.内容基态是能量最低的状态，所以，基态原子的电子排布是能量最低的原子轨道组合。在构建基态原子时，电子将尽可能的占据能量最低的原子轨道，使整个的原子的能量最低。注意：整个原子的能量由核电荷数、电子数和电子状态三个因素共同决定，相邻能级能量相差很大时，电子填入能量低的能级即可使整个原子能量最低；而当相邻能级能量相差不太大时，有1-2个电子占据能量稍高的能级反而降低了电子排斥能而使整个原子能量最低（如所有副族元素的基态原子）。新课讲解思考与讨论1.为什么基态氦原子的电子排布是1s2而不是1s12s1？2.为什么基态氮原子的电子轨道表示式是，而不是？3.为什么基态钾原子和钙原子的价电子排布是4s1和4s2，而不是3d1和3d2？泡利原理洪特规则能量最低原理课堂练习1.判断正误。（1）2s的电子云比1s的电子云大，说明2s的电子云中的电子比1s的多。（2）当电子排布在同一能级的不同轨道时，电子总是先占满1个轨道，然后再占据其它原子轨道。（3）氢原子电子云的一个小黑点表示一个电子。（4）6C的电子排布式1s22s22px2违反了洪特规则。。答案：×

×

×√课堂练习2.在d轨道中电子排布成，而不排布成，遵循的是（）A.能量最低原理B.泡利原理C.原子轨道构造原理D.洪特规则答案：D课堂练习3.下列电子排布的轨道表示式所表示的元素原子中，能量处于最低状态的是（）答案：C课堂练习4.在1s、2px、2py、2pz轨道中，具有对称性的是（）A.1sB.

2pxC.2pyD.2pzA5.(1)金属铝质轻且有良好的防腐蚀性，在国防工业中有非常重要的作用。铝原子核外电子云有__________种不同的伸展方向，有__________种不同运动状态的电子。

(2)基态铁原子有__________个未成对电子，三价铁离子的电子排布式为__________。

(3)29Cu+的价电子排布式为__________。课堂小结

一、电子云1.定义：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。2.形状：（1）s电子的原子轨道呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。（2）除s电子云外，其他电子云都不是球形的。例如p电子的原子轨道呈哑铃状。二、原子轨道电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。课堂小结三、泡利原理1.电子自旋与泡利原理（1）自旋：是微观粒子普遍存在的一种如同电荷、质量一样的内在属性。（2）泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳两个电子，它们自旋相反。2.电子排布的轨道表示式课堂小结四、洪特规则基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。相对稳定的状态全充满：p6、d10、f14全空：p0、d0、f0半充满：p3、d5、f7五、能量最低原理在构建基态原子时，电子将尽可能的占据能量最低的原子轨道，使整个的原子的能量最低。第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质第一课时新课讲解课程学习目标了解三张有重要历史意义的周期表，了解元素周期表的发展历史。1通过自主探究元素周期表，理解构造原理与元素周期表之间的联系。3知道元素周期律、元素周期系和元素周期表的概念。2新课讲解导入1869年，门捷列夫制作了历史上第一张周期表，图1-14是该表的修订版，又称短式周期表。门捷列夫周期表最重要的特征是从第四周期开始每个周期截成两截，第1-7族分主副族，第八族称为过渡元素（第八族是铁、钴、镍等“三素组”）。主副族和第八族的概念使用至今，但过渡元素的概念不同了。科学史话新课讲解1905年，配位化学鼻祖维尔纳制作了一张周期表，如图1-15所示。维尔纳周期表是特长式周期表，每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、镧系和锕系，各有各的位置，同族元素上下对齐，尽管当时锕系和镧系的概念尚未形成，不知道它们有多少种元素。维尔纳周期表前五个周期表相似，但也有差异，如今维尔纳周期表中Be、Mg的位置与现今周期表不同。………H…HeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKrRbSrYZrNbMo…RuRhPdAgCdInSnSbTeIXeCsBaLaCeNdPr……SmEuGdTbHoErTmYb……TaW…OsIrPtAuHgTlPbBi…………RaLaαTh……………U…………Ac………………………………PbαBiαTeα……图1-15维尔纳的特长式周期表新课讲解1922年，玻尔获诺贝尔奖时做了题为“原子结构”的报告，其中有一张周期表，如图1-16所示。它是1895年汤姆孙周期表的改进版。在玻尔所作的改进中，特别重要之处是把21-28、39-46等元素用方框框起。这是因为玻尔用原子结构来解释周期系了，他已经认识到，这些框内元素的原子新增加的电子是填入内层轨道的。玻尔已经得知镧后14种元素基原子有4f电子，也用方框框起，而且第六周期为32种元素，但第七周期元素所知甚少。玻尔周期表还用直线连接前后周期的相关元素（同族元素），这是因为玻尔已经知道，它们的价电子数相等。图1-16玻尔元素周期表新课讲解一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1.元素周期律1869年，门捷列夫发现，按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列起来，得到一个元素序列，并从最轻的元素氢开始进行编号，称为原子序数。这个序列中的元素性质随着原子序数递增发生周期性的重复，这一规律被门捷列夫称作元素周期律。2.元素周期系1913年，英国物理学家莫塞莱证明原子序数即原子核电荷数。随后元素周期律表述为元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。元素的这一按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。3.元素周期表元素周期表是呈现元素周期系的表格。元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。新课讲解2.原子序数、核电荷数、质子数与核外电子数的关系原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数注意：1.元素周期系与元素周期表的关系新课讲解二、构造原理与元素周期表1.元素周期表的结构：根据构造原理得出的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。（1）周期（七横七周期，三短四长）从上到下类别各周期原子的电子层数各周期最多容纳的元素种类数第一周期短周期12第二周期28第三周期38第四周期长周期418第五周期518第六周期632（含镧系15种元素）第七周期732（含锕系15种元素）新课讲解二、构造原理与元素周期表（2）核外电子排布与周期的划分周期外围电子排布各周期增加的能级元素种类第ⅠA族0族最外层最多容纳电子数一1s11s221s2二2s12s22p682s、2p8三3s13s23p683s、3p8四4s14s24p684s、3d、4p18五5s15s25p685s、4d、5p18六6s16s26p686s、4f、5d、6p32七7s17s27p687s、5f、6d、7p32表：每一周期元素原子的外围电子排布与元素种类新课讲解注意：核外电子排布与周期划分的关系ⅰ根据构造原理,将能量相近的能级分为一组,按能量由低到高可分为7个能级组,同一能级组内,各能级能量相差较小,各能级组之间能量相差较大。ⅱ每一个能级组对应一个周期,且该能级组中最高的能级对应的能层数等于元素的周期序数。元素形成周期系的根本原因是元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。新课讲解（3）根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系元素周期系中每个周期的元素数,第一周期从1s1开始,以1s2结束,只有两种元素。中间按照构造原理依次排满各能级。其余各周期总是从ns能级开始,以np结束,递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。具体数据如下:新课讲解周期ns→np电子数元素数目一1s1～2二2s1～22p1～6三3s1～23p1～6四4s1～23d1～104p1～6五5s1～24d1～105p1～6六6s1～24f1～145d1～106p1～6七7s1～25f1～146d1～107p1～62288881818181832323232递增的核电荷数=元素个数新课讲解若以一个方格代表一种元素，每个周期排成一个横排，并按s、p、d、f分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表：新课讲解思考与讨论：1950年国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）推荐了一张元素周期表，书末的元素周期表就是参照其新版制作的。请问：怎样将图1-17变成书末的元素周期表？pfdsspsdpfsdpdsppss新课讲解（4）族（十八纵行十六族，七主七副一VIII一0）列数123456789101112131415161718类别主族副族第VIII族副族主族0族名称IAIIAIIIBIVBVBVIBVIIB第VIII族IBIIBIIIAIVAVAVIAVIIA0族注意：1.从第四周期开始的长周期,比短周期多出的元素全部是金属元素,这是因为它们的最外层电子数始终不超过2,即为ns1~2(Pd例外)。而第六、七周期比第四、五周期多出14个元素的基态原子最外层也只有2个s电子,所以也是金属元素。2.电子层数=周期序数3.主族元素族序数=原子最外层电子数新课讲解新课讲解（5）核外电子排布与族的关系元素周期表中,同族元素价层电子数相同,这是同族元素性质相似的结构基础。主族元素的价电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属元素的基态原子的价电子排布为ns1。元素周期表最右侧稀有气体元素的基态原子,除氦(1s2)外,最外层都是8电子,即ns2np6。副族元素的价电子与其最外层电子和次外层电子有关(镧系、锕系元素还与次次外层的f电子有关)。如铁元素的价电子排布式为3d64s2。新课讲解新课讲解再探元素周期表问题：仔细考察书末的元素周期表，你能提出哪些问题？例如：（1）元素周期表共有几个周期？每个周期各有多少种元素？为什么第一周期结尾元素的电子排布跟同族的其他周期元素的不同？（2）元素周期表共有多少个列？各列的价层电子数各为多少？同列元素价层电子数是否相等？元素周期表可分为哪些族？族序有什么规律？（3）为什么在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区（如图1-18）？回答上述问题和你提出的问题，并整理出你对元素周期表的新认识。（1）现行元素周期表包含118种元素，共有七个周期，每个周期包含的元素数目，分别是按照周期序数一二三四五六七，元素种类数依次为2、8、8、18、18、32、32。第一周期结尾元素(He)原子核外只有2个电子，根据构造原理，其电子排布式为1s2。与该元素同族的其他周期元素Ne、Ar、Kr、Xe、Rn等，原子核外电子数依次增加了8、8、18、18、32。根据构造原理，它们的最外层电子排布通式为ns2np6。所以，第一周期结尾元素的电子排布跟同族的其他周期元素的不同。新课讲解新课讲解（2）元素周期表共有18个列。从左向右，第1~12列中，除第3列中的镧系和锕系以外，其他的价层电子数都等于列数；第13~18列中，除第18列中的氦以外，其他的价层电子数都等于列数减10。除了镧系、锕系和氦以外，同列元素价层电子数相等。元素周期表所划分的族及族序数，从左向右排列如下：IA族、ⅡA族；ⅢB族→ⅦB族；Ⅷ族；IB族、ⅡB族；ⅢA族→ⅦA族；0族。新课讲解（3）从原子结构方面来说，元素周期表中右上角三角区的元素，大多数的价层电子排布为ns2np1-6(He除外),价层电子数较大，得电子相对容易，失电子相对困难。从元素周期表中元素性质递变规律来说，同周期元素从左到右非金属性逐渐增强(不包括0族元素),同主族元素从下向上非金属性逐渐增强。综上可知，在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内。新课讲解再探元素周期表讨论：（1）为什么副族元素又称为过渡元素？过渡元素价层电子数跟它们的族序数有什么关系？写出它们的价层电子排布通式。答：副族元素介于s区元素(主要是金属元素)和p区元素(主要是非金属元素)之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此副族元素又称为过渡元素。过渡元素价层电子数跟它们的族序数的关系是：第ⅢB族到第ⅦB族元素的价层电子数等于它们的族序数；第Ⅷ族有3列元素，其族序数等于该族的第1列元素的价层电子数；第IB族、第ⅡB族的族序数等于它们的最外层电子数。过渡元素的价层电子排布通式为(n-1)d1-10ns2(除镧系和锕系)。新课讲解（2）按照核外电子排布，可把元素周期表划分成5个区，如图1-19所示。除ds区外，各区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区、d区和p区分别有几个列？为什么s区（除氢元素）、d区和ds区的元素都是金属元素？答：s区有2列，d区有8列，p区有6列。s区元素的价层电子排布通式为ns1-2,d区元素的价层电子排布通式为(n-1)d1-9ns1-2,ds区元素的价层电子排布通式为(n-1)d10ns2,它们的最外层电子数均不超过2,在化学反应中容易失去电子，所以s区(除氢元素外)、d区和ds区的元素都是金属元素。新课讲解（3）处于非金属与金属分界线上的元素常被称为半金属或类金属，为什么？由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界限，处于非金属与金属分界线上的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此这些元素常被称为半金属或类金属。新课讲解（4）在周期表里找出Cr和Cu的价层电子。它们的电子排布符合构造原理吗？此外还有哪些元素的基态原子排布不符合构造原理？Cr的价层电子排布式为3d54s1,Cu的价层电子排布式为3d104s1,不符合构造原理(它们的3d轨道达到半充满或全充满结构，是一种能量较低的稳定结构)。此外，Nb、Mo、Ru、Rh、Pd、Ag、Pt、Au、La、Ce、Gd、Ac、Th、Pa、U、Np、Cm等的基态原子电子排布均不符合构造原理。新课讲解（5）语言119号元素基态原子最外层电子排布；预言第八周期有多少种元素。119号元素应位于第八周期第IA族，故基态原子最外层电子排布为8s1;周期分别为一、二、三、四、五、六、七，元素种数分别为2x12、2×22、2×22、2×32、2×32、2×42、2×42,以此预测第八周期元素种数为2×52=50(种)。新课讲解思考与讨论在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素（如图1-20）的有些性质是相似的（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物），这种相似性被称为对角线规则。（1）对角线规则是从相关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规则，不是定理。在科学研究中，你对类似对角线规则这样的经验规则有何看法？（2）以“对角线规则”为关键词，利用互联网搜索有关资料，比较锂和镁、铍和铝、硼和硅三对元素及其化合物性质的相似性。新课讲解对角线规则1.锂和镁能直接与氮气反应生成氮化物溶解性，锂的化合物比其他碱金属的盐更难溶于水，与镁盐相似。2.铍和铝它们的氢氧化物具有两性；且都难溶于水，只能溶于强酸和强碱溶液中。3.硼和硅硼与硅都能生成挥发性、活泼的氢化物；它们的卤化物（BF3除外）能水解生成硼酸和硅酸。课堂练习1.判断正误。答案：×

×

×

×

×

×√(1)除0族外,短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数(

)(2)除短周期外,其他周期均有18种元素 (

)(3)碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素(

)(4)在元素周期表中,所有非金属都位于p区(

)(5)价电子数与最高化合价相等的元素一定是主族元素(

)(6)次外层全充满而最外层有不成对电子的元素一定是主族元素 (

)(7)元素周期表5个区中都有金属元素 (

)课堂练习2.下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的叙述中,正确的是(

)A.原子价电子排布为ns2np1~6的元素一定是主族元素B.基态原子最外电子层的p能级上有5个电子的元素一定是第ⅦA族元素C.原子的价电子排布为(n-1)d6~8ns2的元素一定位于第ⅢB~ⅦB族D.基态原子N能层上只有1个电子的元素一定是主族元素答案：B课堂练习3.外围电子构型为3d104s1的元素在周期表中位于(

)A.第五周期第ⅠB族B.第五周期第ⅡB族C.第四周期第ⅦB族D.第四周期第ⅠB族答案：D课堂练习4.已知某元素基态原子的价电子排布为(n-1)dansb(a、b均为大于0的正整数),下列有关说法正确的是(

)A.该元素一定位于元素周期表中的d区B.该元素一定位于元素周期表中的ds区C.该元素的族序数为a+bD.该元素一定为金属元素答案：D课堂练习5.指出下列元素是主族元素还是副族元素,及其在元素周期表中的位置。(1)1s22s22p63s2是

族元素,位于周期表中第

周期第

族,属于

区元素。

(2)[Kr]4d105s25p2是

族元素,位于周期表中第

周期第

族,属于_____

区元素。

(3)[Ar]3d14s2是

族元素,位于周期表中第

周期第

族,属于

区元素。

(4)[Ar]3d104s1是

族元素,位于周期表中第

周期第

族,属于

区元素。

主三ⅡAs主五ⅣAp副四ⅢBd副四ⅠBds课堂小结一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1.元素周期律2.元素周期系3.元素周期表二、构造原理与元素周期表1.原子的电子排布与周期的划分：2.原子的电子排布与族的划分主族元素：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

3.原子的电子构型和元素的分区:周期序数=能层数5个区：s区、d区、ds区、p区、f区第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质第二课时新课讲解课程学习目标了解原子半径的周期性变化规律。1理解电离能与原子半径的关系，并掌握电离能的周期性变化及规律。3知道电离能的概念与表示方法。2新课讲解导入根据已学知识回顾：元素周期律的内涵丰富多彩，在元素周期表中，原子核电荷数、电子层数、原子半径、元素金属性与非金属性、原子得电子与失电子能力有什么周期性的变化规律呢？复习回顾导入同周期：从左到右，最外层电子数依次增加；核电荷数依次增加；原子半径逐渐减小；元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；原子得电子能力增强，失电子能力减弱。同主族：从上到下，最外层电子数相同，核电荷数依次增加，原子半径逐渐增大，元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。原子得电子能力减弱，失电子能力增强。复习回顾新课讲解一、原子半径1.原子半径的大小取决于两个相反的因素：显然，电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大；而核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。这两个因素结合的结果使原子半径呈现周期性的递变。①电子的能层数②核电荷数新课讲解例如，主族元素的原子半径如图1-21所示：新课讲解思考与讨论1.元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径依次减小。解释：同周期，原子半径大小主要影响因素为核电荷数，从左到右，原子核外电子的能层不变，而原子核电荷数依次增加，原子核对电子的吸引作用就越大，使原子的半径减小。新课讲解思考与讨论2.元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？元素周期表中同主族元素从上到下，原子半径依次增大。解释：同主族，原子半径大小主要影响因素为电子的能层数，从上到下，原子核外电子的能层依次增加，电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大。新课讲解二、电离能2.表示方法气态电中性基态原子失去了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。保持“最低能量”的条件：“气态”、“基态”、“电中性”、”失去一个电子“等。思考：什么又叫第二电离能？第三电离能？第四？第五？······1.概念用符号

I1

表示，单位：kJ/mol新课讲解二、电离能N(g)＝N＋(g)＋e－

I1（第一电离能）N＋(g)＝N2＋(g)＋e－

I2（第二电离能）N2＋(g)＝N3＋(g)＋e－

I3（第三电离能）

......一价气态正离子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，第三、第四电离能……新课讲解二、电离能元素的第一电离能大小与原子失电子的难易的关系：元素的第一电离能越小，越易失去电子，元素金属性越强；元素的第一电离能越大，越难失去电子，元素金属性越弱。思考：元素的第一电离能大小与原子失电子的难易有何关系？新课讲解讨论：观察右图，思考原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢？同学之间相互交流并作分享。新课讲解每个周期的第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能最小，最后一种元素（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。元素的第一电离能的周期性特点：规律小结：（1）同主族：从上到下，元素第一电离能逐渐减小。（2）同周期：从左到右，元素第一电离能总体呈增大趋势。中间有反常。新课讲解思考：为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边元素的电离能低，而使Li—Ni和Na—Ar的电离能曲线呈现锯齿状变化？新课讲解对于B和Al这两个锯齿状变化，一般的解释为：B和Al的第一电离能失去的电子是np能级的，该能级的能量比左边的位于ns能级的能量高。对于O和S这两个锯齿状变化，有两种解释，其一是N和P的电子排布式半充满的，比较稳定，电离能较高；其二是O和S失去的是已经配对的电子，配对电子相互排斥，因而电离能较低。哪一种解释更合理？需要做定量计算才能判断。资料卡片：新课讲解二、电离能（1）原子核对核外电子的引力（即原子半径）（2）原子达到稳定结构的趋势影响元素的第一电离能大小的因素：新课讲解（1）碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？思考与讨论：碱金属元素，从上到下，原子半径逐渐增大，越易失去电子，第一电离能减小，元素金属性增强，碱金属的活泼性增强。元素LiNaKRbI1（kJ·mol－1)587.1496418.6402.9新课讲解（2）下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。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？元素NaMgAl电离能（kJ·mol-1）49673857845621451181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293思考与讨论：新课讲解为什么原子的逐级电离能越来越大？思考与讨论：原子的逐级电离能逐渐增大，即I1<I2<I3<I4<·······解释：因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。所以原子的逐级电离能逐渐增大。新课讲解这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？思考与讨论：NaMgAl电离能（kJ·mol－1）I1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575I5133531363014830I6166101799518376I7201142170323293钠、镁、铝的最高化合价分别是＋1、＋2、＋3同一元素的不同电离能变化规律：（1）逐级增大，且存在突跃。（2）根据主族元素原子不同级电离能的突跃性变化，判断元素性质（通常价态）、元素在周期表中的位置等。课堂练习答案为

C。A．第一电离能越小，说明越易失电子，元素金属性越强，故A正确；B．元素原子的能量越高，第一电离能越小，越易失去电子，故B正确；C．同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大，同一周期中稀有气体的第一电离能最大，但稀有气体非金属性弱，故C错误；D．第一电离能是基态的气态原子失去最外层的一个电子所需能量，故D正确；1．关于元素第一电离能元素性质的下列说法中，不正确的是（）A．第一电离能越小，元素金属越强B．第一电离能越小，该元素原子的能量越高C．第一电离能越大，该元素的非金属性强D．第一电离能失去的电子，一定是最外层上的电子课堂练习2．下列说法正确的是(

)A．第三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，氟的第一电离能最大D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大答案：AA.金属性越强，第一电离能越小，所以第三周期所含的元素中钠的第一电离能最小，选项A正确；B.由于镁原子的3s轨道处于全充满状态，稳定性强，所以第一电离能是镁的大于铝的，选项B不正确；C.第一电离能最大的是稀有气体元素，选项C不正确；D.钾的金属性强于镁的，所以钾的第一电离能小于镁的，选项D不正确；课堂练习3．以下说法不正确的是（）A．第一电离能越小，表示气态原子越容易失电子B．同一元素的电离能，各级电离能逐级增大C．在元素周期表中，主族元素原子的第一电离能从左到右一定是越来越大D．在元素周期表中，同主族元素从上到下，第一电离能呈现递减的趋势

CA.第一电离能越小，气态原子失去一个电子所需要的最小能量越小，越容易失电子，故A正确；B.同一元素的电离能，各级电离能逐级增大，故B正确；C.在元素周期表中，主族元素原子的第一电离能从左到右呈增大的趋势，当外围电子在能量相等的轨道上形成全空、半满或全满结构时，原子的能量较低，元素的第一电离能较大，故C错误；D.在元素周期表中，同主族元素从上到下，第一电离能呈现递减的趋势，这是因为同主族元素的价电子数相同，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，故D正确。课堂练习4.

根据有关知识，回答下列问题。（1）化学元素（0族和放射性元素除外）中，第一电离能最小的元素是___（填元素符号，下同），第一电离能最大的元素是___，电负性最大的元素是___。（2）铜的原子序数是29，其价电子排布式为___。（3）元素的电负性越大，则在形成化合物时此元素___越强。（4）Be的第一电离能大于B的第一电离能，这是因为___。答案：（1）

CsF

F（2）3d104s1

（3）吸引成键电子的能力

（4）Be的2s能级为全满状态，较稳定，而B失去一个电子后变为2s能级全满的稳定结构，所以B的第一电离能比Be的小。

课堂练习5．第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的能量。下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。

(1)认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为____<Al<__；(填元素符号)Na

Mg

课堂练习(2)从上图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是_____。(3)上图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第________周期________族；从上到下依次减小5

ⅠA课堂小结一、原子半径二、电离能1.概念2.表示方法：3.影响因素:①电子的能层数②核电荷数用符号

I1

表示，单位：kJ/mol（1）原子核对核外电子的引力（即原子半径）（2）原子达到稳定结构的趋势第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质第三课时电负性新课讲解课程学习目标了解电负性的概念。1通过思考讨论，学会应用电负性判断元素的原子半径大小、化合物元素化合价正负、元素金属性与非金属性强弱、解释对角线规则。3通过主动探究，理解电负性的周期性变化趋势。2新课讲解导入根据已学知识回顾：我们学过的化学键有哪几种类型？复习回顾离子键、共价键。思考：什么是化学键？如何理解？新课讲解一、电负性1.化学键原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。元素相互化合，可理解为相邻原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键。2.键合电子新课讲解鲍林一、电负性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。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。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。新课讲解（1）定义一、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。（2）意义电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。（3）大小标准以氟的电负性为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。电负性是相对值，没单位。新课讲解思考与讨论观察图1-23，思考各元素的电负性有何周期性变化？并回答下列问题。①同一周期中，元素的电负性如何变化？②同一主族中，元素的电负性如何变化？③电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表的什么位置？新课讲解（3）变化规律一、电负性①同一周期：主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。(稀有气体元素除外)②同一主族：元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。③金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。新课讲解①电负性的大小也可以作为判断元素金属性与非金属性强弱的依据。一、电负性（4）应用电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱。a.金属元素的电负性一般小于1.8。b.非金属元素的电负性一般大于1.8。c.位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现金属性,又表现非金属性。新课讲解②电负性也可以用来判断化合物的化学键类型。一、电负性（4）应用电负性相差很大离子键(相差>1.7)电负性相差不大共价键(相差<1.7)但也有特例（如HF）但也有特例（如NaH）电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。新课讲解③电负性也可以用来判断化合物中元素化合价的正负。一、电负性（4）应用a.电负性数值小的元素,在化合物中吸引键合电子的能力弱,元素的化合价为正值。b.电负性数值大的元素,在化合物中吸引键合电子的能力强,元素的化合价为负值。电负性大的显负价，电负性小的显正价。新课讲解④电负性也可以用来解释元素的“对角线”规则。一、电负性（4）应用例：“Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;Be、Al的电负性分别为1.5、1.5;B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近,说明它们对键合电子的吸引力相当,它们表现出的性质相似。如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。新课讲解一、电负性（5）第一电离能与电负性的关系电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。新课讲解探究：元素的电负性变化趋势【绘制