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鲁科版高中化学选修-物质结构与性质：第一章 原子结构 复习课件

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高中化学 第1章 原子结构 第3节 原子结构与元素性质 第2课时 元素的电负性及其变化规律名师课件 鲁科版选修

高中化学 第1章 原子结构 第3节 原子结构与元素性质 第2课时 元素的电负性及其变化规律名师课件 鲁科版选修
(1)标出下列化合物中元素的化合价。
①MgO ②BeCl2 ③CO2 ④Mg3N2 ⑤IBr ⑥SOCl2 (2)判断下列化合物类型：NaF、HCl、NO2、MgO、CaCl2、CH4 ①离子化合物：__①__M_＋_g_2－O_2___②__B_＋_e2__C－_l1_2___③__＋C_4__O_－_22___④__M_＋_g2 _3N－_3_2_ _⑤__＋_I1_B_－r_1__⑥__＋S_4_－O_2C_－l_12___； ②共价化合物：_①__N_a_F_、__M__g_O__、__C_a__C_l_2 __②__H__C_l_、__N_O__2_、__C_H__4 __。
()
A．3s2
B．3s23p3
C．3s23p4
D．3s23p5
解析：同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，A、B、
C、D 分别为 Mg、P、S、Cl，故 Mg 的电负性最小，选 A。
答案：A
2．下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是 ( )
A．O＜S＜Se＜Te
B．C＜N＜O＜F
C．P＜S＜O＜F
(2)利用常见元素及其化合物的特征 ①形成化合物种类最多的元素之一、单质是自然界中硬度最 大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是 C。 ②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的 元素是 N。 ③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的 元素是 O。
④单质最轻的元素是 H；单质最轻的金属元素是 Li。 ⑤单质在常温下呈液态的非金属元素是 Br；金属元素是 Hg。 ⑥最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与 强碱反应的元素是 Be、Al。 ⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能起 化合反应的元素是 N；能起氧化还原反应的元素是 S。 ⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是 Li、Na、F。

高中化学选修3《物质结构和性质》第一单元第二节《原子结构与元素的性质》课件

高中化学选修3《物质结构和性质》第一单元第二节《原子结构与元素的性质》课件

二、元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性 变化——元素周期律
1、原子半径（r）
（1）共价半径rc：单质分子中，共价 单键结合的两原子核间距离的一半 （2）van der Waals半径rv：单质分子 晶体中相邻分子间两个非键合原子核 间距离的一半 （3）金属半径是指金属单质的晶体 中相邻两个原子核间距离的一半
同理
例如：
E+ (g) - e- E 2+ (g)
I2
Li(g) e Li (g)
2 3

I1 520.2kJ mol
1
Li (g) e Li2 (g)
I 2 7298 .1kJ mol1
1
Li (g) e Li (g) I3 11815 kJ mol
S区
p区 d区
ⅠA、ⅡA
ns1-2 ns2np1-6
ⅢA～ⅦA和零族
ⅢB～ⅦB和Ⅷ族 （n-1）d1-9ns1-2
ds区 ⅠB、ⅡB
（n-1）d10ns1-2
f区 镧系和锕系（n-2）f0-14（n-1）d0-2ns2
4、过渡元素
①全部副族元素都称为过渡元素。包括d区、ds 区和f区的元素。其中镧系和锕系元素称为内过 渡元素 ②过渡元素原子的最外层电子数较少，除钯外都 只有1~2个电子，所以它们都是金属元素。 ③它们的(n-1)d轨道未充满或刚充满，或f轨道也未充 满，所以在化合物中常有多种氧化值，性质与主族元 素 有较大的差别。
IA 1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
VIIIA
2
3 4 5 6 7 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB

2023届高三化学高考备考一轮复习第一章《原子结构与性质》课件

2023届高三化学高考备考一轮复习第一章《原子结构与性质》课件

baXn－，下列说法正确的是 A．baXn－含有的中子数为 a＋b B．baXn－含有的电子数为 a－n C．X 原子的质量数为 a＋b＋n
( D)
D．1 个 X 原子的质量约为6.02×b 1023 g
〔对点集训 1〕 (1)(2022·黑龙江哈尔滨模拟)重水(D2O)是重要的核
工业原料，下列说法错误的是
原 AZX子 原子核质 中子 子围绕____原AZ____－子___个Z核__做个每 相高个 对中 相速质 质对子运子 量质_动_带 约不量__一 为带_约_个__为_1_单_电____位_1_____正___电荷
核 __外_Z_电_个子每 相个 对电 质子 量带 约一 为个 一单 个位 质子__负_中__子_电的荷1
确的是
(D)
A．N＋ 5 中含有 36 个电子
B．O2 与 O4 属于同分异构体
C．C60 和 12C、14C 互为同位素
D．H2 与 H3 属于同素异形体
微考点 2 原子中各种微粒数目之间的关系与计算
典例 2 (1)(2022·山东淄博高三检测)质子数和中子数之和为 A，核 内中子数为 N 的 R2＋与 16O 所形成的 W g 氧化物中所含质子的物质的量
(√) (×) (×)
(4)一种元素可以有多种核素，也可能只有一种核素，有多少种核素
就有多少种原子。
( √)
(5)核聚变如21H＋31H―→42He＋10n，因为有新微粒生成，所以该变化是
化学变化。
(× )
(6)235 g 核素23952U 发生裂变反应：23952U＋10n—裂—变→9308Sr＋13564Xe＋1010n，
±c
3．一个信息丰富的微粒符号——AZXmn ±中各字母的含义

鲁科版高中化学选择性必修2物质结构与性质精品课件 第1章 基态原子的核外电子排布

鲁科版高中化学选择性必修2物质结构与性质精品课件 第1章 基态原子的核外电子排布
C 、 D (填字母)。
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11
解析 (1)基态Fe原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,Fe失去电子 生成阳离子时电子从外到内依次失去,所以成为阳离子时首先失去4s轨道 电子;Ag的4d、5s轨道电子排布式为4d105s1,该原子失去电子生成阳离子时 应该先失去5s轨道上的电子。 (2)基态Cu原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1,4s与3d能级依次 各失去1个电子形成Cu2+,基态Cu2+核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d9,其 简化电子排布式为[Ar]3d9。 (3)电子处于基态时能量最低,处于激发态时能量较高,C选项为基态Li原子 核外电子轨道表示式,故能量最低,A、B、D均为激发态,D中有2个电子处 于2p能级上,能量最高。
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11
8.某原子核外共有16个不同运动状态的电子,下列说法正确的是( CD ) A.该原子核外3p能级上有一个空轨道 B.该原子核外电子共占据8个轨道 C.该原子核外电子占据的最高能级为3p能级 D.该原子的最外电子层上的未成对电子数与Si相同
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11
C 级 学科素养拔高练
11.磷酸氯喹(C18H32ClN3O8P2)是当前治疗冠状病毒的药物之一,而碳、氮、 氯、磷等是其重要的组成元素。完成下列填空: (1)基态C原子核外有 6 种运动状态的电子;基态Cl原子最外层电子的 电子排布式是 3s23p5 。 (2)属于同主族的两种元素,非金属性大小的关系是 N>P (用元素符 号,只有1个选项符合题意。

化学 第1章 第3节 原子结构与元素性质课件 鲁科版选修《物质结构与性质》

化学 第1章 第3节 原子结构与元素性质课件 鲁科版选修《物质结构与性质》

②同一族元素电子层数不同，最外层电子数 相同，原子半径增大起主要作用，因此原子 半径越大，核对电子引力越小，越易失去电 子，电离能也就越小。 (2)核外电子排布对电离能的影响 各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因 是由于稀有气体元素的原子具有相对稳定的8 电子(He为2电子)最外层构型。
某些元素具有全充满和半充满的电子构型， 稳定性也较高。如Zn(3d104s2)、Cd(4d105s2)、 Hg(5d106s2)比同周期相邻元素的电离能大； 又如N、P、As、Mg等元素也比同周期相邻 元素的电离能大，也是因为其具有半充满或 全充满电子构型。 2.电离能的应用
答案：(1)如图 (2)从上到下依次 减小 (3)第3周期ⅤA族 (4)Rb (5)3s23p5
要点二 电负性的应用
探究导引1 元素的原子半径越小，电负性一定就越大 吗？ 提示：不一定，如r(H)<r(F)，但H的电负性 为2.1，F的电负性为4.0。
探究导引2 如何利用电负性的差值分析两元 素形成的化学键类型？ 提示：一般地，两元素的差值大于1.7时，形 成离子健，小于1.7时，形成共价键。 探究导引3 应用电负性可以判断元素的哪些性质？ 提示：元素种类、元素的化合价的正负、化 学键的性质以及元素的活泼性。
C．电负性呈周期性变化 D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化 解析：选D。元素的性质如原子半径、电 负性、第一电离能、金属性、非金属性呈周 期性变化都是因为核外电子排布呈周期性变 化。
要点突破讲练互动
要点一 电离能的变化规律及其应用
探究导引1 同周期元素从左到右第一电离能如何变化？ 提示：总体上呈现由小到大的趋势，但第 ⅡA族和第ⅤA族元素比相邻元素的第一电 离能要大。
3.电负性的变化规律及应用 (1)变化规律 ①同周期：左→右，____逐__渐__增__大____ ②同主族：上→下，____逐__渐__减__小____ (2)应用 ①判断金属性、非金属性强弱

鲁科版高中化学选修三物质结构与性质全书课件

鲁科版高中化学选修三物质结构与性质全书课件
2、电子处于能量最低的状态，称为基态。 电子能量处于高于基态的状态，称为激发 态。
拓宽应用
1、依据玻尔原子结构模型基本观点 解释氢原子光谱是怎样产生的？为什 么会有多条谱线？
参照课本P3——4页“追根寻源”
电子从一个轨道跃迁到另一轨 道时，就要吸收或放出能量，两 个定态的能量差为E。如能量以 光辐射的形式表现出来，就形成 了光谱。
（一低四不超）
上述规律相互制约，相互联系
1、原子核外空间由里向外划分为不同的电子层
电子层 一
符
号K
最多电子数 2
二 三 四 五 六 七 …… L M N O P Q …… 8 18 32 50 ……
2、同一电子层的电子也可以在不同的轨道上运动
电子层 一 二
三
四
轨 道 类 型 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
2、只可用统计图示的方法描绘电子在核外空间出 现的概率。
该统计图示即电子云——好像带负电荷的云雾笼 罩在原子核周围，人们形象的称为电子云。
小黑点的疏密表示电子在核外空间一定范围内出 现的机会大小。
核外电子运动状态的描述
电子云(P8)
• 电子云：描述核外电子运动特征的图象。 • 电子云中的小黑点：
并不是表示原子核外的一个电子,而是表 示电子在此空间出现的机率。
轨道数 1
4
9
16
最多电子数 2
8
18
32
五 5s 5p……
25 50
3、不同的轨道的能量不同
比较下列轨道能量的高低
1. ns < np < nd < nf 2. 1s < 2s < 3s < 4s 3. 2px = 2py = 2pz 4. 3Px > 2S 5. 3d ? 4s

高中化学第1章原子结构第3节原子结构与元素性质课件鲁科版选修


解析
主族元素的第一电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能变化有特例，如电负性： O>N，但第一电离能：O<N，A错误；在元素周期表中，同周期主族元素从左到右电负性 越来越大，B错误；通常电负性小于的元素是金属元素，电负性大于的元素是非金属元素， 但有些金属元素的电负性大于非金属元素的电负性，C错误；在形成化合物时，电负性越 小的元素原子对电子的吸引能力越小，越容易显正价，D正确。
I1
I2
I3
I4
…
R 740 1 500 7 700 10 500 …
解析
由表中数据可知，元素的第一、第二电离能都较小，第三电离能较大，原子最外层应有2个 电子，最高价为＋2价，应为第ⅡA族元素，A、C错误，B正确；R可能是Mg元素，D错误。
第3节 原子结构与元素性质
刷基础
4．自2016 年1月确定113号、115号、117号和118号元素的命名权起，元素周期表第七 周期即被填满。根据所学知识，第七周期中第一电离能(I1)比115号元素大的主族元素有 (A)
第3节 原子结构与元素性质
刷基础
3．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2…表示，单位为kJ·mol－1)。
下列关于元素R的判断中一定正确的是( B ) A．R的最高价为＋3价
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C．R元素的原子最外层共有4个电子 D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
A．1种
B．2种
C．3种
D．不能确定
解析
115号元素位于第七周期第ⅤA族，其7p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，第一电离能 大于相邻元素。故同周期的主族元素只有第ⅦA族元素的第一电离能大于该元素，答案选A。

高中化学鲁科版2019必修第二册课件第1章第1节原子结构与元素性质


第1讲 描述运第动1章的基本原概子念结构 元素周期律
(1)元素、核素、同位素、同素异形体之间的关系
(2)同位素的“六同三不同”
第1讲 描述运第动1章的基本原概子念结构 元素周期律
(3)元素、核素、同位素、同素异形体的辨析
元素
核素
同位素
同素异形体
具有相同核电荷 具有相同数目的 质子数相同而中 同种元素形成 数(质子数)的同一 质子和相同数目 子数不同的同一 的不同单质互 类原子的总称 的中子的一类原 元素的不同核素 为同素异形体
稀有气体元素 金属元素
非金属元素
原子最外 8(He为2) 层电子数
一般小于4
一般大于或等于4
原子得失 既不易得电子, 易 电子能力 也不易失电子
失 电子
易 得 电子
化合价 通常为0价 显正价、0价,无负价 正价、0价、负价(F无正价)
第1讲 描述运第动1章的基本原概子念结构 元素周期律
原子结构与元素原子得失电子能力
第1讲 描述运第动1章的基本原概子念结构 元素周期律
1.原子的结构
原子核 核素
原子
原子核
质子 : 带正电荷 中子 : 不带电
电子 : 带负电荷
2.构成原子的各微粒和微粒之间的关系
(1)原子:质子数(Z)=核电荷数=核外电子数=原子序数 (2)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) (3)阳离子:质子数=离子的核外电子数+离子所带电荷数 (4)阴离子:质子数=离子的核外电子数-离子所带电荷数
质子数
质子数、中 质子数、中 组成元素、
子数
子数
结构
O 16
8
、188O都属
于氧元素
O 16

鲁科版高中化学选择性必修2物质结构与性质精品课件 第1章 第2节 第1课时 基态原子的核外电子排布


4p……
D.钠原子由1s22s22p63s1→1s22s22p63p1时,原子吸收能量,由基态转化成激发
态
答案 C
解析 根据泡利不相容原理可知,4s轨道最多排2个电子,故A正确;因为基态
原子核外电子在原子轨道上先排4s后排3d,所以基态原子电子排布式
1s22s22p63s23p63d5违反了构造原理,正确的电子排布式应该为
一电子层的各能级连在一起。如Fe原子的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d64s2,而不是1s22s22p63s23p64s23d6。
2.写出15号元素的轨道表示式和24号元素的电子排布式。
提示 P:
Cr:1s22s22p63s23p63d54s1
归纳拓展
原子核外电子排布的表示方法
含义 将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的式子
【变式设问1】某原子的最外层电子排布式为3s23p2,那么该原子核外有几
种不同能量的电子?几种不同运动状态的电子?
答案 5
14
解析 由题给信息可知,该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2,共14个
电子,为硅原子,有5种不同能量的电子,有14种不同运动状态的电子。
易错警示依据构造原理可知,电子排入各能级的顺序为np<(n+1)s<nd、
nd<(n+1)p<(n+2)s<nf。因此,电子在排满np能级后接着进入的是(n+1)s能
级而不是nd能级,当nd能级上有电子时,(n+1)s能级上已填有电子,n电子层
已不是最外层而是次外层了,所以原子核外最外层电子数不超过8个。例
如,钾原子的各层电子数分别是2、8、8、1而不是2、8、9。同样,当电子

鲁科版高中化学选修-物质结构与性质：原子结构与元素性质_课件2

(2)据题目数据I1、I2较小，I3突然增大，说明最外层有2 个电子，I3到I10变化较小，但I11突然增大，说明次外层有8 个电子，又由于核电荷数小于18，所以A为Mg。
(3)Mg元素的原子去掉11个电子后，还有1个电子。 (4)Mg元素的最高价氧化物对应水化物为Mg(OH)2。 【答案】 (1)小 大 (2)3 (3)1 (4)Mg(OH)2
3．影响因素 4．递变规律
增大 减小
5．应用 (1)判断金属原子在气态时失电子的__难__易____。电离能越 小，表明该原子___越__易__失__去__电__子___。 (2)根据同一原子的逐级电离能的____突__跃______，判断元
素的分层排布规律。
2．ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻元 素的第一电离能高，你知道其中的原因吗？你能用我们学 过的原子核外电子排布规律解释一下吗？
课标解读
重点难点
1.了解电离能的概念及第一 1.电离能的变化规
电离能的周期性变化。
律及特例。(重点)
2.能运用电离能解释元素的 2.运用电离能解释
性质及第一电离能与原子半 元素的化合价核外
径、核外电子排布周期性变 电子排布等性质。
化的关系。
(重难点)
主族元素原子得失电子能力的规律
1.人们可以定性地从_原__子__半__径___和_价__电__子__数___来分析周 期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。
(2013·镇江高二调研)已知X、Y是主族元素，I为电
离能，单位是kJ/mol。根据下表所列数据判断错误的是
()
元素 I1
I2
I3
I4
X 500 4600 6900 9500
Y 580 1800 2700 A.元素X的常见化合价是＋1价
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【解析】A原子最外层p能级电子数等于次外 层的电子总数，说明次外层为K层，故A的电 子排布式为1s22s22p2，即A为碳元素；B原子 最外层中有两个未成对的电子，说明B为第 ⅣA族或第ⅥA族元素，又B与A同周期，说 明B为氧元素；C元素可以与B形成CB2型化 合物且C与A、B同周期，说明C为氮元素；
并知在 DB2 和 EB2 中，D 与 B 的质量比为 78，E 与 B 的质量比为11。
根据以上条件，回答下列问题： （1）推断五种元素分别是A________， B________，C________，D________， E________（填写元素符号）。
（2）写出D原子的电子排布式： _____。 （3）指出E元素在元素周期表中的位置： _____________。 （4）比较A、B、C三种元素的第一电离能的 大小顺序________（由大到小的顺序排列）。 （5）比较元素D和E的电负性的相对大小 ______________。
并且这两个电子的自旋状态相反（自旋只有 两种状态，用↑、↓表示）。
（3）洪特规则 对于基态原子，电子在能量相同的轨道
上排布时，将尽可能分占不同的轨道并且自 旋方向相同。
（4）洪特规则特例 能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、
半充满（如p3和d5）和全空（如p0和d0）状态时， 体系的能量较低，原子较稳定。
③电子层和形状相同的原子轨道的能量相 等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。 ④能级交错规律：ns<（n－2）f<（n－1）d<np。 （2）核外电子分层排布的一般规律 2.原子核外电子排布原理 （1）能量最低原则
原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个 原子的能量处于最低状态。
（2）泡利不相容原理 一个原子轨道最多只能容纳两个电子，
电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力 的标度，
是以最活泼的非金属元素氟为4.0作为标 度计算出来的。电负性是相对值，没有单位。 （2）应用 ①元素的电负性越大，其失电子能力越弱， 得电子能力越强；元素的电负性越小，其失 电子能力越强，得电子能力越弱。一般情况 下，非金属元素的电负性在2以上，金属元素 的电负性在2以下。
C．短周期元素形成离子后，最外层都达到8 电子稳定结构 D．同一主族元素的原子，最外层电子数相 同，化学性质完全相同 【解析】铝元素既有一定的金属性也有一 定的非金属性，故A项错误；H＋的外层无电 子，故C项错误；第ⅠA族中氢元素与其他的 碱金属元素性质差别很大，故D项错误。 【答案】B
谢谢
第一章 原子结构 复习课件
知识体系构建
专题归纳整合
专题一 原子结构与核外电子排布
1.原子核外电子的排布原则 （1）各原子轨道的能量高低
多电子原子中，电子进入原子轨道时， 原子轨道能量的高低存在以下规律。 ①相同电子层上原子轨道能量的高低为： ns<np<nd<nf。 ②形状相同的原子轨道能量的高低为：1s＜ 2s＜3s＜4s……
同主族（从上→下）
最高正价＝主族序数，非金 属最低负价＝主族序数－8 得电子能力逐渐减弱，失电 子能力逐渐增强 逐渐减小 逐渐减小
例3 元素在周期表中的位置反映了元素的 原子结构和元素的性质。下列说法正确的是 （） A．同一元素不可能既表现金属性，又表现 非金属性 B．第3周期元素的最高正化合价等于它所处 的主族序数
②在不同元素形成的化合物中，电负性大的 元素显负价，电负性小的元素显正价。 ③两种不同元素原子形成化学键时，一般其 电负性差值大于1.7者形成离子键，小于1.7者 形成共价键。
例2 有 A、B、C、D、E 五种元素，其中 A、 B、C 属于同一周期，A 原子最外层 p 能级的 电子数等于次外层的电子总数，B 原子最外层 中有两个未成对的电子，D、E 原子核内各自 的质子数与中子数相等，B 元素可分别与 A、 C、D、E 生成 RB2 型化合物，
在 DB2 中，D 与 B 的质量比为78，即 D 的相对 原子质量为 28，在 EB2 中，E 与 B 的质量比 为11，即 E 的相对原子质量为 32，由 D、E 核 内各自的质子数与中子数相等可知 D 为硅元 素，E 为硫元素。
比较A（碳）、B（氧）、C（氮）三种 元素的第一电离能，须注意到氮元素原子的 2p原子轨道处于半充满状态，体系的能量较 低，原子最稳定，第一电离能最大。故第一 电离能的大小顺序为C＞B＞A或氮＞氧＞碳。
原子半径 逐渐减小（0族除外） 逐渐增大
项目
同周期（从左→右）
元素主要化合价
最高正价由＋1→＋7（O、F 除外），最低负价由增强，失电
力
子能力逐渐减弱
元素的第一电离能 增大的趋势
元素的电负性
逐渐增大
项目
元素主要化合价
原子得、失电子能 力 元素的第一电离能 元素的电负性
例1 下列表达方式错误的是（ ）
【解析】解答该题应弄清核外电子排布原理 及各种表示方法的不同点，Na＋的轨道表示 式中电子违反了泡利不相容原理。 【答案】 A
专题二：原子结构与元素性质
1.电离能 （1）变化规律
元素的第一电离能越小，越易失电子， 金属活泼性越强。同周期元素的第一电离能 从左到右呈递增的趋势，但在第ⅡA族和第 ⅢA族、第ⅤA族和第ⅥA族的地方出现反常 现象。
【答案】 （1）C O N Si S （2）1s22s22p63s23p2 （3）第3周期ⅥA族 （4）C＞B＞A（或氮＞氧＞碳） （5）E＞D（或硫＞硅）
2.性质递变规律
项目
同周期（从左→右） 同主族（从上→下）
原子核外 电子排布
电子层数相同，最外 最外层电子数相 层电子数逐渐增多， 同，电子层数递 1→7（第1周期1→2） 增
（2）应用 ①判断元素的失电子能力与得电子能力强 弱：一般元素的第一电离能越大，元素的得 电子能力越强，失电子能力越弱；元素的第 一电离能越小，元素的得电子能力越弱，失 电子能力越强。 ②判断元素价态：如果某元素的I（n＋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。而过渡元素的价电子数较多，且各级 电离能之间相差不大，所以常表现多种化合 价，如锰元素＋2～＋7。 2.电负性 （1）标准