答案：
A
4．下列原子的价电子排布中，对应于第一电离能最大的是（）
A、ns2np1B、ns2np2C、ns2np3D、ns2np4
解析：
当原子轨道处于全满、半满时，具有的能量较低，原子比较稳固，电离能较大。
答案：
C
五、纠错释疑
1、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2s2，是全充满结构，比较稳固，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳固，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）。
反常的缘故：
多数与全空（p0、d0）、全满（p6、d10）和半满（p3、d5）构型是比较稳固的构型有关。
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。
六、拓展延伸
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、阻碍因素：
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。
然而，假如原子半径减小的程度使核外电子的密度增加专门大，电子之间的排斥作用增加，则可能使电子亲和能减小，电子亲和能不管是在同周期依旧同主族都没有简单的变化规律。
教学回忆：
第二节《原子结构与元素的性质》教案（3）
课题：
第二节 原子结构与元素的性质（3）
主备人
授课教师
马桂林
授课时刻
教
学
目
的
知识
与
技能
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、能依照元素的电负性资料，说明元素的“对角线”规则。
3、能从物质结构决定性质的视角说明一些化学现象，推测物质的有关性质
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
过程
与
方法
情感
态度
价值观
重点
电负性的意义
难点
电负性的应用
知
识
结
构
与
板
书
设
计
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。
（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。
（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。
（5）元素电负性的应用
元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系
电负性与化合价的关系
③判定化学键的类型
对角线规则：
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
教学步骤、内容
教学方法、手段、师生活动
［复习引入］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？
一、学生自学、发觉问题
1.什么是电负性？
电负性的大小表达了什么性质？
阅读教材P19页表
2．同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？
如何明白得这些规律？
依照电负性大小，判定氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？
3．依照课本P20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。
4．对角线规则：
某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。
请查阅电负性表给出相应的说明？
二、生生交流、合作学习
学生将上述四个问题交流汇总。
元素相互化合，可明白得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。
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；故能够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，元素的电负性逐步变大；周期表从上到下，元素的电负性逐步变小。
学生展现
处于对角线上的元素，电负性数值相近或相同。
三、师生交流、探究点拨
1、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。
（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运算，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。
（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。
［投影］教材图1-23
［讲］同周期元素从左往右，电负性逐步增大，说明金属性逐步减弱，非金属性逐步增强。
同主族元素从上往下，电负性逐步减小，说明元素的金属性逐步减弱，非金属性逐步增强。
［板书］（5）元素电负性的周期性变化
金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
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出现出这种变化趋势。
［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。
［讲］元素的电负性用于判定一种元素是金属元素依旧非金属元素，以及元素的爽朗性。
通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于2的元素，大部分是非金属元素。
非金属元素的电负性越大，非金属元素越爽朗；金属元素的电负性越小，金属元素越爽朗。
例如，氟的电负性为4，是最强的非金属元素；钫的电负性为0.7，是最强的金属元素，
［板书］（6）元素电负性的应用
元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系
［讲］金属的电负性一样都小于1.8，非金属的电负性一样都大于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］利用电负性能够判定化合物中元素化合价的正负；电负性大的元素易出现负价，电负性小的元素易出现正价。
［板书］
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判定化学键的类型
［讲］一样电负性差值大的元素原子间形成的要紧是离子键，电负性差值小于1.7或相同的非金属原子之间形成的要紧是共价键；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1.7，形成的是离子键
［板书］
对角线规则：
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。
［科学探究］教材图1-27
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说明对角线规则。
［讲］Li、Mg在空气中燃烧产物分别为Li2O、MgO，Be（OH）2、
Al（OH）3均为两性氢氧化物，硼和硅的含氧酸均为弱酸，由此能够看出对角线规则的合理性。
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2，Be、Al电负性均为1.5，B、Si的电负性分别为2.0、1.8数值相差不大,故性质相似.）
［小结］原子半径、电离能、电负性的周期性变化规律：
在元素周期表中同周期元素从左到右，原子半径逐步减小，第一电离能逐步增大（趋势），电负性逐步增大。
在元素周期表中同主族从上到下原子半径逐步增大，第一电离能逐步减小，电负性逐步减小。
四、练习反馈
1、电负性的大小也能够作为判定金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是（）
A．周期表从左到右，元素的电负性逐步变大
B．周期表从上到下，元素的电负性逐步变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
2、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是（）
A．X与Y形成化合物是，X能够显负价，Y显正价
B．第一电离能可能Y小于X
C．最高价含氧酸的酸性：
X对应的酸性弱于于Y对应的
D．气态氢化物的稳固性：
HmY小于HmX
3、依照对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是（）
A．硼和硅B、铝和铁C、铍和铝D、铜和金
4、已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种差不多性质。
下面给出14种元素的电负性：
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
2.8
4.0
1.0
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.7
已知：
两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
①依照表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是。
②判定下列物质是离子化合物依旧共价化合物？
Mg3N2BeCl2AlCl3SiC
五、纠错释疑
题4解析：
元素的电负性是元素的性质，随原子序数的递增呈周期性变化。
据已知条件及上表中数值：
Mg3N2电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2AlCl3SiC电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。
答案：
1.随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化。
2.Mg3N2；离子化合物。
SiC,BeCl2、AlCl3均为共价化合物。
六、拓展延伸
电离能和电负性间的关系：
通常情形下，第一电离能大的主族元素电负性大，但IIA族，VA族元素原子的价电子排布分别为ns2,ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常大。
教学回忆：
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