级化学必修一知识点总结

级化学必修一知识点总结

级化学必修一知识点总结 【篇一】 1.学习方法 2.研究一种 物质的性质 的程序 3.观察法 4.金属钠的 物理性质 5、金属与水 的反应第三章金属及其化合物 -1-金属的化学性质 观察物理性质预测化学性质验证或探究预测的性质分析现象并解释分类、比 较、归纳、概括同类物质的性质（ 1）含义：是一种有计划、有目的地用感官考 察研究对象的方法（ 2）内容：可以直接用肉眼观察物质的颜色、状态，用鼻子 闻物质的气味，也可以借助一些仪器来进行观察，提高观察的灵敏度。人们既在 观察过程中，不仅要用感官去搜集信息，还要积极地进行思考，及时储存和处理 所搜集的信息。 观察要有明确而具体的目的， 要对观察到的现象进行分析和综合。 金属钠是一种银白色的金属；熔点低、密度小、硬度小、展性好。查表或看书可 知 金 属 钠 熔 点 为 97.81 。 C, 沸 点 为 882.9 。 C； 密 度 为 0.97g ·cm—32Na ＋ 2H2O====2NaOH+H2 6.分类法 7.比较法 8.实验法 9、金属和氧气的反应 10、Na2O2 与 H2O 反应的化学原理： 11．钠的保存 12、铝与氢氧化钠溶液的反应 1、钠的盐 —碳酸钠、碳酸氢钠在研究物质性质时，运用分类的方法，分门别 类地对物质及其变化进行研究，可以总结出各类物质的通性和特性；反之，知道 某物质的类别，我们就可推知该物质的一般性质。运用比较的方法，可以找出物 质性质间的异同，认识物质性质间的内在联系，对物质的性质进行归纳和概括。 （1）含义： 通过实验来验证对物质性质的预测或探究物质未知的性质的方法。 （2） 注意的问题：在进行实验时，要注意控制温度、压强、溶液的浓度等条件，这是 因为同样的反应物质在不同的条件下可能会发生不同的反应。 （3）实验法的步骤： 实验前，要明确实验的目的要求、实验用品和实验步骤等；实验中，要仔细研究 实验现象， 并做好实验记录； 实验后， 要写好实验报告， 并对实验结果进行分析。 4Na＋O2====2Na2O2Na＋O2====2Na2O2 属于自身氧化还原反应； -1 价的氧元 素具有强氧化性，所以能使色质褪色。表现漂白性。 4.铝箔熔化，失去光泽，但 熔化的铝箔并不滴落，好像有一层膜兜着。这是因为铝表面的氧化膜保护了铝， 构成薄膜的氧化铝的熔点（ 2050℃）高于铝的熔点（ 660℃），包在铝的外面，所 以熔化了的液态铝不会滴落下来。熔化的铝仍不会滴落，因为铝很活泼，磨去原 来的氧化膜后，在空气中又会很快的生成一层新的氧化膜。这也正是性质活泼的 铝在空气中能稳定存在的原因。由于钠的化学性质非常活泼，易与空气中的 O2 和 H2O 等反应，所以金属钠保存在煤油之中。金属钠在空气中变质的过程可以 表示为：银白色的金属钠表面变暗（生成 Na2O）出现白色固体（ NaOH）表面变 成粘稠状（ NaOH 潮解）白色块状固体（ Na2CO3·10H2O）风化为白色粉未状物 质（ Na2CO3）铝和强碱溶液反应，不是铝直接和碱反应，而是铝先和强碱溶液 中 的 水 反 应 生 成 氢 氧 化 铝 ， 然 后 再 和 强 碱 反 应 生 成 偏 铝 酸 盐 ： 2Al+6H2O=2Al(OH)3+3H2 ↑Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O 总反应： （标电子转 移 时 就 必 须 清 楚 地 理 解 铝 和 NaOH 溶 液 反 应 的 实 质 ） 简 写 为 ： 2Al+2H2O+2NaOH=2NaAlO2+3H2↑ 第 二 节 几 种 重 要 的 金 属 化 合 物 碳 酸 钠 （Na2CO3）碳酸氢钠（ NaHCO3）分类正盐酸式盐俗称纯碱、苏打小苏打色态白 色粉末细小的白色晶体 化学性质与酸反应 二．铝的化合 物 Na2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3(CO32-+H+=HCO3-)NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO 2↑(HCO3-+H+=H2O+CO2↑) 开始无外观现象（因为首先生成 HCO3-），随后出现 气泡。 （若向足量 HCl 中分别滴入 Na2CO3 或 NaHCO3，则均会立刻出现气泡。 ） NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑(HCO3 -+H+=H2O+CO2↑) 滴入盐酸后， 即刻出现 气泡。与碱反应 Na2CO3 不反应： NaHCO3+NaOH=H2O+Na2CO3 与 Ca(OH)2 反 应 ： Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH 反 应 的 本 质 是 ： CO32-+Ca2+=CaCO3↓NaHCO3 与 少 量 石 灰 水 的 反 应 为 ： 2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+Na2CO3+2H2O2HCO3 -+Ca2++2OH- =CaCO3↓+CO 32-+2H2O 若石灰水过量，则新生成的 Na2CO3 可与 Ca(OH)2 继续反应，即： Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH ∴过量石灰水中 NaHCO3 与 Ca(OH)2 的反应 为 ： NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+NaOH+H2OHCO3 -+Ca2++OH- =CaCO3↓+H2O 热稳定性 (运用此性质可除去 Na2CO3 中的 NaHCO3) 很稳定受热不分解（分解温 度 851 ℃ ， 酒 精 灯 温 度 达 不 到 ） 不 很 稳 定 ， 受 热 易 分 解 。 2NaHCO 加 热 3Na2CO3+H2O+CO2↑ （分解温度 150℃）二者之间相互转化注意： 将以上知识要 灵活应用于识别、除杂及计算中。 （一）氧化铝（ Al2O3 ）1、物理性质：白色难 熔固体、不溶于水。 2、化学性质： Al2O3 是典型的两性氧化物，既能与酸反应 又 能 与 强 碱 溶 液 反 应 。 与 强 酸 ： Al2O3+6H+=2Al3++3H2O 与 强 碱 ： Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O3 、用途：耐火材料、制取铝的原料（二）氢氧化铝 [Al(OH)3] 1、Al(OH)3 的物理性质： Al(OH)3 是不溶于水的白色胶状沉淀，是典型的两 性氢氧化物，能凝聚水中的悬浮物，又有吸附色素的性能。 2、Al(OH)3 的两性： H++AlO2-+H2O=Al(OH)3Al3++3OH-=Al(OH)3 一．铁的化合 物 酸式电离碱式电离当与强酸反应： Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O 当与强碱溶液作 用： Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O3 、Al(OH)3 的制取： （1）铝盐与碱反应：用铝 盐与可溶性弱碱氨水反应制 Al(OH)3 ：Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+ 说明： 制取 Al(OH)3 也可用铝盐与强碱作用，但应严格控制加入碱的量，因为强碱过量 会使制得的 Al(OH)3 转化为偏铝酸盐： Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O 。所以，实验 室一般不采用这种方法制 Al(OH)34 、Al(OH)3 的用途：净水。 Al(OH)3 胶体中胶 粒有吸附水中悬浮杂质的作用，使其质量增大，沉降水底，达到净化水的目的。 第三节用途广泛的金属材料（一）铁的氧化物名称氧化亚铁氧化铁四氧化三铁俗 称 ————— 铁红磁性氧化铁化学式 FeOFe2O3Fe3O4 色态黑色粉末红棕色粉末 黑色晶体化合价 +2 还原性为主 +3 只有氧化性 +2，+3 水溶性不溶不溶不溶类型碱 性氧化物 ———— 共性与酸都能与酸反应如 Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O 与还原剂 都能被还原如 Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2(高温条件下反应 )（二）氢氧化物名称氢氧 化亚铁氢氧化铁化学式 Fe(OH)2Fe(OH)3 分类碱碱性质色态白色固体红褐色固体 水 溶 性 不 溶 于 水 不 溶 于 水 与 酸 反 应 Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2OFe(OH)3+3H+==Fe3++3H2O 还 原 性 稳 定 性 4Fe(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)32Fe(OH)3=Fe2O3 ＋3H2O（受热分解）制法原理 Fe2++2OH-=Fe(OH)2 ↓Fe3++3OH-=Fe(OH)3 ↓现象白色絮状沉淀红褐色沉淀（三） 铁 盐 与 亚 铁 盐 铁 盐 （ Fe3+） 亚 铁 盐 （ Fe2+ ） 颜 色 黄 色 淡 绿 色 与 碱 反 应 Fe3++3OH—==Fe（OH）3↓，Fe2++2OH—=Fe（OH）2↓ 合金： 合金的特点 1.硅元素： 2、二氧化硅 （SiO2） 3、硅酸 （H2SiO3） 4、硅酸盐氧化性、 还原性氧化性 2Fe3++Fe=3Fe2+氧化性： Fe2++Zn==Zn2++Fe 还原性： 2Fe2++Cl—2=2Fe3++2Cl（四） Fe2+、Fe3+的检验鉴别方法 Fe2+Fe3+ 直接观色：淡绿色，黄色与 KSCN：不显红色，血红色与 OH-作用：白色 ↓→灰 绿 ↓→红褐色 ↓红褐色沉淀两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合在一起 而形成的具有金属特性的物质硬度一般比成分金属大而熔点比成分金属低，用途 比纯金属要广泛。第四章非金属及其化合物第一节无机非金属材料的主角 —— 硅 无机非金属材料中的主角，在地壳中含量 26.3％，次于氧。是一种亲氧元素，以 熔点很高的氧化物及硅酸盐形式存在于岩石、 沙子和土壤中， 占地壳质量 90％以 上。位于第 3 周期，第Ⅳ A 族碳的下方。天然存在的二氧化硅称为硅石，包括结 晶形和无定形。石英是常见的结晶形二氧化硅，其中无色透明的就是水晶，具有 彩色环带状或层状的是玛瑙。 二氧化硅晶体为立体网状结构， 基本单元是 [SiO4] ， 因此有良好的物理和化学性质被广泛应用。 （玛瑙饰物，石英坩埚，光导纤维） 物理：熔点高、硬度大、不溶于水、洁净的 SiO2 无色透光性好化学：化学稳定 性好、除 HF 外一般不与其他酸反应，可以与强碱（ NaOH）反应，是酸性氧化 物，在一定的条件下能与碱性氧化物反应 SiO2＋ 4HF==SiF4↑＋2H2OSiO2 ＋ CaO===(高温 )CaSiO3SiO2＋2NaOH==Na2SiO3 ＋H2O 不能用玻璃瓶装 HF，装碱 性溶液的试剂瓶应用木塞或胶塞。酸性很弱（弱于碳酸）溶解度很小，由于 SiO2 不溶于水，硅酸应用可溶性硅酸盐和其他酸性比硅酸强的酸反应制得。 Na2SiO3 ＋2HCl==H2SiO3↓ ＋2NaCl 硅胶多孔疏松，可作干燥剂，催化剂的载体。硅酸盐 是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称，分布广，结构复杂化学性质稳定。 一般不溶于水。 （Na2SiO3、K2SiO3 除外）最典型的代表是硅酸钠 Na2SiO3：可 溶， 其水溶液称作水玻璃和泡花碱，可作肥皂填料、木材防火剂和黏胶剂。常用 硅酸盐产品：玻璃、陶瓷、水泥 5、硅单质 1、氯元素： 2.氯气 1、二氧化硫与碳相似，有晶体和无定形两种。晶体硅结构类似于金刚石，有 金属光泽的灰黑色固体，熔点高（ 1410℃），硬度大，较脆，常温下化学性质不 活泼。是良好的半导体，应用：半导体晶体管及芯片、光电池第二节富集在海水 中的元素 —— 氯位于第三周期第Ⅶ A 族，原子结构：容易得到一个电子形成氯离 子 Cl－,为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在。物理性质：黄绿色气 体，有刺激性气味、可溶于水、加压和降温条件下可变为液态 (液氯 )和固态。制 法 :MnO2 ＋4HCl( 浓 )MnCl2 ＋2H2O＋Cl2 闻法 :用手在瓶口轻轻扇动 ,使少量氯气 进入鼻孔。化学性质：很活泼，有毒，有氧化性，能与大多数金属化合生成金属 氯化物（盐） 。也能与非金属反应： 2Na＋Cl2===( 点燃 )2NaCl2Fe＋3Cl2===( 点 燃)2FeCl3Cu＋Cl2===( 点燃 )CuCl2Cl2 ＋H2===( 点燃 )2HCl 现象：发出苍白色火 焰，生成大量白雾。燃烧不一定有氧气参加，物质并不是只有在氧气中才可以燃 烧。燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应，所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃 烧。Cl2 的用途：①自来水杀菌消毒 Cl2＋H2O==HCl ＋HClO2HClO===( 光照 )2HCl ＋O2↑1 体积的水溶解 2 体积的氯气形成的溶液为氯水，为浅黄绿色。其中次氯 酸 HClO 有强氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不稳 定，光照或加热分解，因此久置氯水会失效。②制漂白液、漂白粉和漂粉精制漂 白液 Cl2＋2NaOH=NaCl ＋NaClO＋H2O，其有效成分 NaClO 比 HClO 稳定多 ,可 长期 存 放制漂 白粉 ( 有 效氯 35 ％ ) 和漂粉 精 ( 充 分 反 应 有效 氯 70％ )2Cl2 ＋ 2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O③与有机物反应，是重要的化学工业物质。 ④用于提纯 Si、Ge、Ti 等半导体和钛⑤有机化工：合成塑料、橡胶、人造纤维、 农药、染料和药品氯离子的检验使用硝酸银溶液，并用稀硝酸排除干扰离子 （CO32－、 SO32－） HCl ＋ AgNO3==AgCl↓ ＋ HNO3NaCl ＋A gNO3==AgCl↓ ＋ NaNO3Na2CO3＋ 2AgNO3==Ag2CO?3↓ ＋ 2NaNO3Ag2CO?3 ＋2HNO3==2AgNO3 ＋CO2↑＋H2OCl －＋ Ag＋==AgCl↓第三节硫和氮的氧化物制法（形成） ：硫黄或 含硫的燃料燃烧得到 （硫俗称硫磺， 是黄色粉末） S＋O2===(点燃 )SO2 物理性质： 无色、刺激性气味、容易液化，易溶于水（ 1：40 体积比）化学性质：有毒，溶 于水与水反应生成亚硫酸 H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用， 遇热会变回原来颜色。这是因为 H2SO3 不稳定，会分解回水和 SO2 SO2＋H2OH2SO3 因此这个化合和分解的过程可以同时进行，为可逆反应。 可逆反应 —— 在同一条件下，既可以往正反应方向发生，又可以向逆反应方 向发生的化学反应称作可逆反应，用可逆箭头符号连接。 2.一氧化氮 和二氧化氮 3.大气污染 1.硫酸 2.硝酸 3.氨气及铵 盐一氧化氮在自然界形成条件为高温或放电： N2＋O2========( 高温或放 电 )2NO，生成的一氧化氮很不稳定，在常温下遇氧气即化合生成二氧化氮： 2NO ＋O2==2NO2 一氧化氮的介绍：无色气体，是空气中的污染物，少量 NO 可以治 疗心血管疾病。二氧化氮的介绍：红棕色气体、刺激性气味、有毒、易液化、易 溶于水， 并与水反应： 3NO2＋H2O==2HNO3 ＋NO 这是工业制硝酸的方法。 SO2、 NO2 溶于雨水形成酸雨。防治措施：①从燃料燃烧入手。②从立法管理入手。③ 从能源利用和开发入手。 ④从废气回收利用， 化害为利入手。 (2SO2＋O22SO3SO3 ＋H2O=H2SO4) 第四节氨硝酸硫酸物理性质：无色粘稠油状液体，不挥发，沸点 高，密度比水大。化学性质：具有酸的通性，浓硫酸具有脱水性、吸水性和强氧 化性。 是强氧化剂。 C12H22O11======( 浓 H2SO4)12C＋11H2O 放热 2H2SO4(浓 ) ＋CCO2↑ ＋2H2O＋SO2↑还能氧化排在氢后面的金属， 但不放出氢气。 2H2SO4(浓 ) ＋CuCuSO4＋2H2O＋SO2↑稀硫酸： 与活泼金属反应放出 H2，使酸碱指示剂紫色 石蕊变红，与某些盐反应，与碱性氧化物反应，与碱中和物理性质：无色液体， 易挥发，沸点较低，密度比水大。化学性质：具有一般酸的通性，浓硝酸和稀硝 酸都是强氧化剂。还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气。 4HNO3( 浓 )＋ Cu==Cu(NO3)2 ＋2NO2↑＋4H2O8HNO3( 稀 )＋3Cu3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 反 应 条 件 不 同 ， 硝 酸 被 还 原 得 到 的 产 物 不 同 ， 可 以 有 以 下 产 物 :N(+4)O2,HN(+3)O2,N(+2)O,N(+1)2O,N(0)2,N(-3)H3 △硫酸和硝酸：浓硫酸和浓 硝酸都能钝化某些金属（如铁和铝）使表面生成一层致密的氧化保护膜，隔绝内 层金属与酸，阻止反应进一步发生。因此，铁铝容器可以盛装冷的浓硫酸和浓硝 酸。硝酸和硫酸都是重要的化工原料和实验室必备的重要试剂。可用于制化肥、 农药、炸药、染料、盐类等。硫酸还用于精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各 种挥发性酸。氨气的性质：无色气体，刺激性气味、密度小于空气、极易溶于水 （且 快 ） 1： 700 体积比。溶于水发生以下反应使水溶液呈碱性： NH3 ＋ H2ONH3?H2ONH4 ＋＋ OH－可作红色喷泉实验。生成的一水合氨 NH3?H2O 是 一种弱碱，很不稳定，会分解，受热更不稳定： NH3?H2O===( △)NH3↑＋H2O 浓氨水易挥发除氨气，有刺激难闻的气味。 氨气能跟酸反应生成铵盐： NH3 ＋HCl==NH4Cl( 晶体 ) 氨是重要的化工产品，氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱都 离不开它。氨气容易液化为液氨，液氨气化时吸收大量的热，因此还可以用作制 冷剂。铵盐的性质：易溶于水（很多化肥都是铵盐） ，受热易分解，放出氨气： NH4ClNH3↑ ＋HCl↑ NH4HCO3NH3↑ ＋H2O↑＋CO2↑ 可以用于实验室制取氨气： （干燥铵盐与和碱固体混合加热） NH4NO3 ＋NaOHNaNO3 ＋H2O＋NH3↑ 2NH4Cl ＋Ca(OH)2CaCl2＋2H2O＋2NH3↑ 用向下排空气法收集，红色石蕊试纸检验是否收集满。 【篇二】 【课标要求】 1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（ 1~36 号） 原子核外电子的排布。 (］了解原子核外电子的运动状态。 2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质 3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。 4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。 要点精讲 一.原子结构 1.能级与能层 2.原子轨道 3.原子核外电子排布规律⑴构造原理： 随着核电荷数递增， 大多数元素的电中 性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级） ，叫做构造原理。 能级交错：由构造原理可知，电子先进入 4s 轨道，后进入 3d 轨道，这种现 象叫能级交错。 说明： 构造原理并不是说 4s 能级比 3d 能级能量低 （实际上 4s 能级比 3d 能级 能量高）， 原子结构与性质【人教版】高中化学选修 3 知识点总结：第一章原子结构与 性质 而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。 (）也就是说，整个原 子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。 （2）能量最低原理 现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量 处于最低状态，简称能量最低原理。 构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某 个能级。 （3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在 4 个量子数 完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反 （用 “↑↓”表示） ，这个原理称为泡利（ Pauli）原理。 （4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优 先单独占 据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（ Hund）规则。比如， p3 的轨道式为 ↓↑ 洪特规则特例：当 p、d、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原 子处于较稳定的状态。即 p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14 时，是较稳定 状态。 前 36 号元素中，全空状态的有 4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0；半充 满状态的有： 7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3； 全 充 满 状 态 的 有 10Ne2s22p6、 18Ar3s23p6 、 29Cu3d104s1、 30Zn3d104s2、 36Kr4s24p6。 4.基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布 式，例如 K ：2262611s2s2p3s3p4s。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结 构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如 K ：[Ar]4s1 。 (2)电子排布图 (轨道表示式 ) 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为 二.原子结构与元素周期表 1.原子的电子构型与周期的关系 (1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为 ns1。每周期结尾元素的最外层 电子排布式除 226He 为 1s 外，其余为 nsnp。He 核外只有 2 个电子，只有 1 个 s 轨道，还未 出现 p 轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。 (2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个 能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。 2.元素周期表的分区 (1)根据核外电子排布 ①分区 原子结构与性质【人教版】高中化学选修 3 知识点总结：第一章原子结构与 性质 ②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 ③若已知元素的外围电子排布， 可直接判断该元素在周期表中的位置。 （）如： 某元素的外围电子排布为 4s24p4，由此可知，该元素位于 p 区，为第四周期Ⅵ A 族元素。 即能层为其周期数， 最外层电子数为其族序数， 但应注意过渡元素 (副族 与第Ⅷ族 )的能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数 (镧系、 锕系除外 )。 三 .元素周期律 1.电离能、电负性 （1）电离能是指气态原子或离子失去 1 个电子时所需要的最低能量，第一电 离能是指电中性基态原子失去 1 个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能 量。第一电离能数值越小，原子越容易失去 1 个电子。在同一周期的元素中，碱 金属 (或第Ⅰ A 族)第一电离能最小， 稀有气体 (或 0 族)第一电离能， 从左到右总体 呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二 电离能比第一电离能要大 （2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟 的电负性为 4.0，锂的电负性为 1.0 作为相对标准 ,得出了各元素的电负性。电负 性的大小也可以作为判断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 性在 1.8 左右。它们既有金属性，又有非金属性。 （3）电负性的应用 ①判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ②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 ”(如锗、锑等 )的电负性则在 1.8 左右， 它们既有金属性， 又 有非金属性。 原子结构与性质【人教版】高中化学选修 3 知识点总结：第一章原子结构与 性质 ③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非 金属元素越活泼。 (］ ④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。 2.原子结构与元素性质的递变规律