選擇性必修二：

1. 元素周期表
2. 電離能
3. 電負(fù)性

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電離能和電負(fù)性的區(qū)別：

一、概念不同

1、第一電離能

第一電離能是基態(tài)的氣態(tài)原子失去最外層的一個(gè)電子所需能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去一個(gè)電子；第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個(gè)電子。

2、電負(fù)性

電負(fù)性是元素的原子在化合物中吸引電子的能力的標(biāo)度。元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)。又稱為相對(duì)電負(fù)性，簡稱電負(fù)性，也叫電負(fù)度。

二、規(guī)律不同

1、第一電離能

1）隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈現(xiàn)周期性變化。

2）總體上金屬元素第一電離能較小，非金屬元素第一電離能較大。

3）同周期元素第一電離能從左到右有增大的趨勢(shì)。所以同一周期第一電離能最小的是堿金屬元素,最大的是稀有氣體元素。

4）同一周期內(nèi)元素的第一電離能在總體增大的趨勢(shì)中有些曲折。當(dāng)外圍電子在能量相等的軌道上形成全空(p0, d0, f0)、半滿(p3, d5, f7)或全滿(p6, d10, f14)結(jié)構(gòu)時(shí)，原子的能量較低，元素的第一電離能較大。特例是第二主族的第一電離能大于第三主族，第五主族的第一電離能大于第六主族。

5）同一主族元素從上到下，原子半徑增加，有效核電荷增加不多，則原子半徑增大的影響起主要作用，第一電離能由大變小，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)。

6）同一副族第一電離能變化不規(guī)則。

2、電負(fù)性

1）隨著原子序號(hào)的遞增，元素的電負(fù)性呈現(xiàn)周期性變化。

2）同一周期，從左到右元素電負(fù)性遞增，同一主族，自上而下元素電負(fù)性遞減。對(duì)副族而言，同族元素的電負(fù)性也大體呈現(xiàn)這種變化趨勢(shì)。因此，電負(fù)性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負(fù)性小的元素集中在左下角。

3）電負(fù)性越大的非金屬元素越活躍，電負(fù)性越小的金屬元素越活潑。氟的電負(fù)性最大(4.0)，是最容易參與反應(yīng)的非金屬；電負(fù)性最小的元素(0.79）銫是最活潑的金屬。

4）過渡元素的電負(fù)性值無明顯規(guī)律。

三、應(yīng)用不同

1、第一電離能

元素的第一電離能具有周期性。就是說它在周期表中的變化具有一定的重復(fù)性。舉例來說，從 Li 到 Ne 的第一電離能變化和從Na 到 Ar 的第一電離能變化之間存在著相似性。

通過應(yīng)用原子的電子排布知識(shí)，我們可以對(duì)第一電離能的所有變化進(jìn)行解釋。電離能是某特定電子擺脫原子核引力所需的能量。電離能高表明原子核和電子間的吸引力強(qiáng)。

原子核的質(zhì)子越多，其所帶的電荷就越多，對(duì)電子的吸引就越強(qiáng)。隨著距離加大，吸引力會(huì)迅速減小。比起離原子核稍遠(yuǎn)的電子，緊靠原子核的電子所受到的吸引要強(qiáng)烈的多。

2、電負(fù)性

（1）判斷元素的金屬性和非金屬性。一般認(rèn)為，電負(fù)性大于1.8的是非金屬元素，小于1.8的是金屬元素，在1.8左右的元素既有金屬性又有非金屬性。

（2）判斷化合物中元素化合價(jià)的正負(fù)。電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物吸引電子的能力弱，元素的化合價(jià)為正值；電負(fù)性大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元素的化合價(jià)為負(fù)值。

（3）判斷分子的極性和鍵型。電負(fù)性相同的非金屬元素化合形成化合物時(shí)，形成非極性共價(jià)鍵，其分子都是非極性分子。

通常認(rèn)為，電負(fù)性差值小于1.7的兩種元素的原子之間形成極性共價(jià)鍵，相應(yīng)的化合物是共價(jià)化合物；電負(fù)性差值大于1.7的兩種元素化合時(shí)，形成離子鍵，相應(yīng)的化合物為離子化合物。