那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释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。
5、Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。
〖课堂练习〗
1、某元素的电离能(电子伏特)如下： I1 14.5 I2 29.6 I3 47.4 I4 77.5 I5 97.9 I6 551.9 I7 666.8 此元素位于元素周期表的族数是
A. IA B. ⅡA C. ⅢA D、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA G、 ⅦA 2、某元素的全部电离能(电子伏特)如下： I1 13.6 I2 35.1 I3 54.9 I4 77.4 I5 113.9 I6 138.1 I7 739.1 I8 871.1 回答下列各问：
(1)由I1到I8电离能值是怎样变化的?___________________。 为什么?______________________________________ (2)I1为什么最小?________________________________
(3) I7和I8为什么是有很大的数值__________________________
(4)I6到I7间，为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题? _________________________________________________________ (5)I1到I6中，相邻的电离能间为什么差值比较小? ______________________________________________ (6)I4和I5间，电离能为什么有一个较大的差值
__________________________________________________
(7)此元素原子的电子层有 __________________层。最外层电子构型为
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______________，电子轨道式为________________________________，此元素的周期位置为________________________ 周期___________________族。
2、讨论氢的周期位置。为什么放在IA的上方?还可以放在什么位置，为什么?
答：氢原子核外只有一个电子(1s1)，既可以失去这一个电子变成+1价，又可以获得一个能。电子变成一l价，与稀有气体He的核外电子排布相同。根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在IA，又可以放在ⅦA。
3、概念辩析：
（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） 铝的第一电离能大于K的第一电离能 （4） B电负性和Si相近
（5） 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
（6） Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属
（7） 气态O原子的电子排布为： ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↓ ，测得电离出1
mol电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol （8） 半径：K+>Cl-
（9） 酸性 HClO>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
（10）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 元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数
4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系，根据下列材料
回答问题。气态原子失去1个电子，形成＋1价气态离子所需的最低能量称为该元素的第一电离能，+l价气态离子失去1个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量称为该元素的第二电离能，用I2表示，以此类推。下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ·mol－1）。
元素 Na
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I1 496 I2 4 562 I3 6 912
Mg 738 1 451 7 733 （1）分析表中数据，请你说明元素的电离能和原子结构的关系是： 元素的电离能和元素性质之间的关系是：
（2）分析表中数据，结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律。 （3）请试着解释：为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2+？
原子结构与元素的性质(第3课时)
知识与技能：
1、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质 2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明 3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质 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 教学过程：
〖复习〗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？
(3)电负性：
〖思考与交流〗1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材p20页表
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同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？ [科学探究] 1.
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。 2.
电负性的周期性变化示例
〖归纳志与总结〗
1、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；故可以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，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。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”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有非金属性。
2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
[思考5]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解释？ 3.
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，
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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。 4.
对角线规则
课时作业： 题目 1 答案 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 一、选择题
1．居室装修用石材的放射性常用22688Ra作为标准，居里夫人（Marie Curie）因
对Ra元素的研究两度获得诺贝尔奖。下列叙述中正确的是 A． RaCl2的熔点比CaCl2高 B．Ra元素位于元素周期表中第六周期ⅡA族
C．一个22688Ra原子中含有138个中子 D．Ra(OH)2是一种两性氢氧化物 2．下列离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是（ ） A、D3O+
B、Li+
C、ODˉ
D、OHˉ
3．最近，意大利科学家使用普通氧分子和带正电荷的氧离子制造出了由4个氧原子构成的氧分子，并用质谱仪探测到了它存在的证据。若该氧分子具有空间对称结构，下列关于该氧分子的说法正确的是 A．是一种新的氧化物 C．是氧元素的一种同位素
B．不可能含有极性键 D．是臭氧的同分异构体
4．下列原子或离子原子核外电子排布不属于基态排布的是( ) A. N: 1s22s22p3 B. S2-: 1s22s22p63s23p6 C. Na: 1s22s22p53s2 D. Si: 1s22s22p63s23p2
5．有四种氯化物，它们的通式为XCl2，其中最可能是第IIA族元素的氯化物是: A. 白色固体，熔点低，完全溶于水，得到一种无色中性溶液，此溶液导电性差 B. 绿色固体，熔点高，易被氧化，得到一种蓝绿色溶液，此溶液具有良好的导电性
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