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一、电离能知识拓展
1.元素的第一电离能愈小，表示它愈容易失去电子，该元素的金属性也愈强。因此，元素第一电离能可用来衡量元素的金属活泼性。此外，电离能还可用于说明元素通常呈现的价态，对于钠、镁和铝，电离能分别在I1、I2和I3后迅速增大，这表明钠、镁和铝分别难以失去第二、第三、第四个电子，故通常呈现的价态分别为+1、+2和+3。由此可见，元素的电离能是元素的重要性质之一。I1总体趋势是这样的，但有反常现象，如：Mg的第一电离能大于Al；P的第一电离能大于S。原因是当原子核外电子排布能量相等的轨道上形成全空、半充满、全满时，整个原子能量较低，导致该元素具有较大I1 。此处的Mg：3s2，全充满；Al：3s23p1，非全充满（也不是半充满或全空），因此，出现反常现象。（本知识点不做要求）总之，第一电离能的变化规律是原子半径、核外电子排布周期变化的结果。
注意：第一电离能最大的是He； 最小的是Cs；第二电离能最大的是 Li。
2.金属的第一电离能与金属的活动顺序并不一致，这是由于二者所对应条件不同所造成的差别。电离能是金属元素的原子在气态时活泼性的量度，而金属的活动顺序则是度量水溶液中金属单质失去电子的强弱的依据。例如Li、Na的第一电离能分别是520 kJ·mol-1、496 kJ·mol-1，僅从数据上看应该是气态Li难以失去第一个最外层电子，但在水溶液中锂原子却表现出异常的活泼性。由此我们可以看出，应用某种规律分析问题时一定要注意具体条件。
3.元素化合价与原子的价电子排布有密切的关系：（1）除Ⅷ族的某些元素和0族外：元素的最高化合价=所在族的族序数。（2）非金属元素：最高的化合价+︱负化合价︱=8（氢元素除外）。（3）稀有气体：0。（4）过渡元素：价电子较多，有多种价态。
二、电负性知识拓展
1.电负性不仅可判断元素的分类还可以判断元素的化合价的正、负。电负性大的元素易显负价，电负性小的元素易显正价。例如在HCN中，电负性大的N呈-3价，电负性小的C、H分别呈+2、+1价。（其结构式为CNH，碳和氮原子间只形成了2个共价键）
注意：电负性大的元素集中在周期表的右上角，小的集中在左下角。
2.电负性还可以判断化学键的类型。判断键的极性大小依据是：看（XA-XB）的差值大小。差值越大键的极性越强。划分离子化合物和共价化合物的一般标准为：（XA-XB）>1.70 化合物为离子化合物，此时，化学键为离子键；（XA-XB ）<1.70 化合物为共价化合物，此时，化学键为共价键。如：AlF3， XF-XAl=3.98-1.61=2.37>1.7，故此，AlF3为离子化合物；AlCl3：XCl-XAl=3.16-1.61=1.55<1.7，所以，AlCl3为共价化合物。即当两原子电负性差值大于1.7时，形成离子键，两原子电负性差值小于1.7时，形成共价键。
注意：运用电负性判断化学键类型时，离子键和共价键无绝对分明和固定不变的界限。
3.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”。究其原因也是核外电子排布呈现规律性变化的结果。
除元素的性质呈现周期性的变化外，物质的许多性质也呈现周期性的变化。例如：单质的熔点、沸点、熔化热、汽化热；氢化物、氯化物、氧化物的生成热、熔点、沸点等，都呈现出规律性变化的趋势，这些我们将在后续复习中得到进一步充实和提高。总之，有了元素周期律的指导，對我们提高化学复习效率及备考能力必将发挥更大的作用。
作者单位：辽宁省抚顺一中
1.元素的第一电离能愈小，表示它愈容易失去电子，该元素的金属性也愈强。因此，元素第一电离能可用来衡量元素的金属活泼性。此外，电离能还可用于说明元素通常呈现的价态，对于钠、镁和铝，电离能分别在I1、I2和I3后迅速增大，这表明钠、镁和铝分别难以失去第二、第三、第四个电子，故通常呈现的价态分别为+1、+2和+3。由此可见，元素的电离能是元素的重要性质之一。I1总体趋势是这样的，但有反常现象，如：Mg的第一电离能大于Al；P的第一电离能大于S。原因是当原子核外电子排布能量相等的轨道上形成全空、半充满、全满时，整个原子能量较低，导致该元素具有较大I1 。此处的Mg：3s2，全充满；Al：3s23p1，非全充满（也不是半充满或全空），因此，出现反常现象。（本知识点不做要求）总之，第一电离能的变化规律是原子半径、核外电子排布周期变化的结果。
注意：第一电离能最大的是He； 最小的是Cs；第二电离能最大的是 Li。
2.金属的第一电离能与金属的活动顺序并不一致，这是由于二者所对应条件不同所造成的差别。电离能是金属元素的原子在气态时活泼性的量度，而金属的活动顺序则是度量水溶液中金属单质失去电子的强弱的依据。例如Li、Na的第一电离能分别是520 kJ·mol-1、496 kJ·mol-1，僅从数据上看应该是气态Li难以失去第一个最外层电子，但在水溶液中锂原子却表现出异常的活泼性。由此我们可以看出，应用某种规律分析问题时一定要注意具体条件。
3.元素化合价与原子的价电子排布有密切的关系：（1）除Ⅷ族的某些元素和0族外：元素的最高化合价=所在族的族序数。（2）非金属元素：最高的化合价+︱负化合价︱=8（氢元素除外）。（3）稀有气体：0。（4）过渡元素：价电子较多，有多种价态。
二、电负性知识拓展
1.电负性不仅可判断元素的分类还可以判断元素的化合价的正、负。电负性大的元素易显负价，电负性小的元素易显正价。例如在HCN中，电负性大的N呈-3价，电负性小的C、H分别呈+2、+1价。（其结构式为CNH，碳和氮原子间只形成了2个共价键）
注意：电负性大的元素集中在周期表的右上角，小的集中在左下角。
2.电负性还可以判断化学键的类型。判断键的极性大小依据是：看（XA-XB）的差值大小。差值越大键的极性越强。划分离子化合物和共价化合物的一般标准为：（XA-XB）>1.70 化合物为离子化合物，此时，化学键为离子键；（XA-XB ）<1.70 化合物为共价化合物，此时，化学键为共价键。如：AlF3， XF-XAl=3.98-1.61=2.37>1.7，故此，AlF3为离子化合物；AlCl3：XCl-XAl=3.16-1.61=1.55<1.7，所以，AlCl3为共价化合物。即当两原子电负性差值大于1.7时，形成离子键，两原子电负性差值小于1.7时，形成共价键。
注意：运用电负性判断化学键类型时，离子键和共价键无绝对分明和固定不变的界限。
3.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”。究其原因也是核外电子排布呈现规律性变化的结果。
除元素的性质呈现周期性的变化外，物质的许多性质也呈现周期性的变化。例如：单质的熔点、沸点、熔化热、汽化热；氢化物、氯化物、氧化物的生成热、熔点、沸点等，都呈现出规律性变化的趋势，这些我们将在后续复习中得到进一步充实和提高。总之，有了元素周期律的指导，對我们提高化学复习效率及备考能力必将发挥更大的作用。
作者单位：辽宁省抚顺一中