1.2 第2课时 元素周期律(Word教参)-【优化指导】2025-2026学年高中化学选择性必修第二册（人教版2019 单选）

第2课时　元素周期律 课程标准 核心素养目标 1．认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化。 2．知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。了解元素周期律(表)的应用价值。 1．宏观辨识与微观探析：认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，能从电子排布的微观角度对元素性质的周期性变化进行解释。 2．证据推理与模型认知：建构元素周期律认知模型，能列举元素周期律的应用，进一步建立基于“位置”“结构”“性质”关系的系统思维框架。 [对应学生用书P22] 一、原子半径 1．影响原子半径的因素 原子半径的大小取决于两个相反的因素 (1)电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大。 (2)核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，将使原子的半径减小。 2．主族元素原子半径的周期性变化 (1)同周期主族元素原子半径的变化 ①变化规律：同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。 ②原因分析：同周期主族元素原子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势大于(填“大于”或“小于”)最外层电子的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径的增大。 (2)同主族元素原子半径的变化 ①变化规律：同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。 ②原因分析：同主族元素从上到下，原子的能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势大于(填“大于”或“小于”)核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势。 二、电离能 1．第一电离能 (1)概念 气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能，用I1表示。 (2)元素的第一电离能的周期性 ①每周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大。同一周期，从左往右第一电离能呈增大趋势。 ②同族元素从上到下第一电离能变小，如第 Ⅰ A族中H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能依次下降。 2．逐级电离能 (1)相关概念 元素原子失去一个电子的电离能称为第一电离能(I1)，在此基础上再失去一个电子的电离能称为第二电离能(I2)，以此类推，还有第三、第四电离能等。 (2)变化规律 同一原子的逐级电离能逐渐增大，即I1＜I2＜I3＜I4…… 三、电负性 1．键合电子 (1)元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键。 (2)原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 2．电负性 (1)电负性的概念 由美国化学家鲍林提出的，用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 (2)电负性的标准 以氟的电负性为4．0和锂的电负性为1．0作为相对标准，得出了各元素的电负性。 (3)变化规律 一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。 (4)电负性的应用 电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据，金属元素的电负性一般小于1．8，非金属元素的电负性一般大于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。 ◆拓展延伸 对原子半径的认识 (1)理论上，核外电子在原子核外不同区域都有可能出现，因此原子并非是一个具有明显界限的实体，故原子并没有经典意义上的半径。 (2)通常讲的原子半径有三种： ◆方法技巧 “两看法”比较粒子半径大小 (1)看能层数 一般来说，能层数越大，原子(或离子)的半径越大。 (2)看核电荷数 能层数相同时，核电荷数越小，原子(或离子)的半径越大。 ◆拓展延伸 金属的活动性顺序与金属 元素的电离能的关系 (1)金属的活动性顺序为K、Ca、Na、Mg……Ag、Pt、Au，表示从K到Au在水溶液中，金属单质中的原子失去电子越来越困难。 (2)金属元素的电离能表示金属元素原子(或离子)在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属元素原子(或离子)在气态时活泼性的量度。 (3)金属活动性顺序和电离能所对应的条件不同，二者并非完全一致。例如，I1(Na)＜I1(Ca)，但在金属活动性顺序中Ca排在Na之前。 ◆要点图解 电负性和键合电子 电负性越大，原子对键合电子吸引力越大，在化合物中对应元素显负价。 ◆微辨析(对的画“√”，错的画“×”) (1)同周期主族元素从左到右，原子(或离子)半径逐渐减小 (　　×　　) (2)第三周期中，Na、Mg、Al的第一电离能逐渐增大 (　　×　　) (3)主族元素的电负性越大，其第一电离能也越大 (　　×　　) (4)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显正价 (　　√　　) [对应学生用书P24] 探究一__电离能及其应用 核酸是脱氧核糖核酸(DNA)和核糖核酸(RNA)的总称，是由许多核苷酸单体聚合成的生物大分子，主要由C、H、N、O、P等元素组成，在蛋白质的复制、合成中起储存和传递遗传信息的作用。 [问题设计] (1)C、N、O中第一电离能最大的是______，其原因是________ __ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 提示：N　N的2p轨道处于半充满的稳定状态，较难失去电子，其第一电离能较大 (2)某些蛋白质还含有Fe、Zn、Cu等元素，请根据电离能的变化规律及价层电子排布判断： ①第一电离能(I1)：I1(Zn)____I1(Cu)(填“＞”或“＜”)，原因是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 ②第二电离能(I2)：I2(Fe)____I2(Cu)(填“＞”或“＜”)，原因是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 提示：①＞　Zn失去4s2的电子，Cu失去4s1的电子，后者需要能量更低 ②＜　Fe失去4s1的电子，Cu失去3d10的电子，而Cu的3d10处于全充满的稳定状态，较难失去电子 1．电离能大小的比较 电离能 比较方法 备注 第一电 离能 同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势 考虑价层电子排布影响，同周期中： I1( Ⅱ A)＞I1( Ⅲ A)、 I1(ⅤA)＞I1(ⅥA) 同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小 不考虑其他因素的影响 逐级电 离能 一般情况下，同一元素原子的逐级电离能：I1＜I2＜I3＜I4…… 2．电离能的三个重要应用 (1)根据电离能数据，确定原子最外层电子数及元素所处的主族序数。例如，Mg的逐级电离能：I1＜I2≪I3，则镁原子最外层有2个电子，处于第 Ⅱ A族。 (2)根据电离能确定形成化合物时元素的化合价。例如，Al的逐级电离能：I1＜I2＜I3≪I4，则铝原子最外层有3个电子，形成化合物时显＋3价。 (3)根据电离能判断元素的金属性和非金属性的强弱。一般来说，I1越小，原子越易失电子，元素的金属性越强；I1越大，原子越易得电子，元素的非金属性越强。 【例1】 已知 X 和 Y 均为第三周期元素，其原子的第一至第四电离能如表所示： 电离能/ (kJ/mol) I1 I2 I3 I4 X 578 1 817 2 745 11 575 Y 738 1 451 7 733 10 540 下列说法正确的是 (　　　　　) A．X通常显＋3价，Y通常显＋1价 B．X的第一电离能小于Y的第一电离能，则X比Y金属性强 C．X、Y的最高价氧化物的水化物都不能与NaOH溶液反应 D．工业上制取X采用的是电解熔融的X的氧化物，制取Y采取的是电解熔融的Y的氯化物 D　解析：X的第四电离能突然增大，则X最外层有3个电子，X是Al，铝通常显＋3价；Y的第三电离能突然增大，则Y最外层有2个电子，Y是Mg，镁通常显＋2价，A错误；Al的第一电离能小于Mg的第一电离能，但Mg比Al的金属性强，B错误；Al(OH)3能与NaOH溶液反应生成Na[Al(OH)4]，C错误；工业上采用的是电解熔融的Al2O3冶炼金属铝，电解熔融的MgCl2冶炼金属镁，D正确。 1．下列各组元素，按原子半径依次减小，元素的第一电离能逐渐升高的顺序排列的是 (　　　　　) A．K、Na、Li B．Al、Mg、Na C．N、O、C D．Cl、S、P A　解析：K、Na、Li的原子半径依次减小，第一电离能逐渐增大，A正确；Al、Mg、Na的原子半径依次增大，Na的第一电离能最小，Mg的第一电离能大于Al，B错误；原子半径大小顺序是C>N>O，N的第一电离能大于O，则第一电离能大小顺序是C<O<N，C错误；原子半径大小顺序是P>S>Cl，P的第一电离能大于S，则第一电离能大小顺序是Cl>P>S，D错误。 2．(2024·哈尔滨六校联考)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)。 电离能 I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 …… 下列关于元素R的判断一定正确的是 (　　　　　) A．R元素的最高正价为＋3 B．R元素位于元素周期表中的第 Ⅱ A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 B　解析：从表中原子的第一至第四电离能可以看出，元素的第一、第二电离能都较小，易失去2个电子，最高化合价为＋2，即最外层应有2个电子，应为第 Ⅱ A族元素。R元素的最高正价为＋2，A错误；R元素位于元素周期表中的第 Ⅱ A族，B正确；R元素的原子最外层共有2个电子，C错误；短周期元素R为第 Ⅱ A族元素，可能是Mg或Be，即R元素基态原子的电子排布式还可能为1s22s22p63s2，D错误。 探究二__电负性应用 科学家们研究出一种病毒刺突蛋白的核酸适体，可以识别多种病毒。病毒刺突蛋白是病毒的一种蛋白质，含有C、H、O、N等元素，在病毒感染的过程中起着重要作用，主要功能是帮助病毒感染宿主细胞。 [问题设计] (1)C、H、O、N四种元素的电负性由大到小的顺序为____________。 提示：O＞N＞C＞H (2)四种元素可形成尿素()，结合四种元素的电负性判断该化合物中各元素的化合价：H：____，C：____，N：____，O：____。 提示：＋1　＋4　－3　－2 1．判断元素的金属性和非金属性的强弱 金属元素的电负性越小，金属越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属越活泼。 2．判断共价化合物中元素的化合价 在共价化合物中，共用电子对偏向电负性大的原子，偏离电负性小的原子，故电负性相对较小的元素在化合物中显正价，电负性相对较大的元素在化合物中显负价。 3．判断化学键的类型 一般认为，若成键原子对应元素的电负性差值大于1．7，通常形成离子键；若成键原子对应元素的电负性差值小于1．7，通常形成共价键。 【例2】 已知下列元素的电负性数据，下列判断不正确的是 (　　　　　) 元素 Li Be C O F Na Al Cl Ge 电负性 1．0 1．5 2．5 3．5 4．0 0．9 1．5 3．0 1．8 A．Mg电负性的最小范围为1．0～1．5 B．Ge既具有金属性，又具有非金属性 C．Be和Cl形成共价键 D．O和F形成的化合物O显正价 A　解析：Mg的金属性小于Na，而大于Be，故电负性的最小范围为0．9～1．5，A错误；Ge的电负性为1．8，既具有金属性，又具有非金属性，B正确；根据Be和Cl的电负性，两元素电负性差距小于1．7，可形成共价键，C正确；F的电负性大于O，故O和F形成的化合物O显正价，D正确。 3．下列是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是 (　　　　　) 元素 A B C D E 化合价 －4 －2 －1 －2 －1 电负性 2．5 2．5 3．0 3．5 4．0 A．C、D、E的简单氢化物的稳定性顺序为C＞D＞E B．基态A原子的最外层轨道中无自旋平行的电子 C．元素D和E形成共价化合物，A和E形成离子化合物 D．与元素B同周期第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应 D　解析：由最低化合价知，B和D为第ⅥA族元素，C和E为第ⅦA族元素，同主族元素，由上到下，电负性逐渐减小，故B是硫，D是氧，C是氯，E是氟。A为第ⅣA族元素，同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，故A不是硅，而是碳。非金属性：Cl<O<F，则简单氢化物的稳定性：HCl<H2O<HF，A错误；基态碳原子的最高能级轨道为2p轨道，有2个自旋平行的电子，B错误；F和O的电负性相差0．5，C和F的电负性相差1．5，其差值均小于1．7，均形成共价化合物，C错误；与S同周期且在该周期中第一电离能最小的元素的单质为Na，能与H2O发生置换反应2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，D正确。 4．由多元素组成的化合物Fe-Sm-As-F-O，是我国科学家近年来发现的一种重要的铁系超导材料。下列说法正确的是 (　　　　　) A．O的价层电子排布式为1s22s22p4 B．Fe3+的价层电子轨道表示式 违背了泡利原理 C．N、As同主族，第一电离能：N＜As D．电负性：F＞O＞As D　解析：氧原子核外电子数为8，基态氧原子核外电子排布式为1s22s22p4，价层电子排布式为2s22p4，A错误；泡利原理内容为在一个原子轨道里，最多只能容纳2个自旋相反的电子，选项中违背洪特规则，铁离子价层电子轨道表示式为，B错误；N、As同主族，同一主族元素第一电离能随着原子序数增大而减小，所以第一电离能：N＞As，C错误；同一周期元素从左到右电负性逐渐增大，电负性：F＞O＞N，同一主族元素从上到下电负性逐渐减小，电负性：N＞As，所以电负性：F＞O＞As，D正确。 探究三__元素周期律的综合应用 2022年2月16日《自然·通讯》杂志刊文称，中科院大连化物所王晓东团队与美国北卡罗来纳州立大学研究团队提出了基于化学链技术的NH3氧化制NO的新过程，反应原理为4NH3＋5O24NO＋6H2O。 [问题设计] 结合元素周期律及价层电子排布，对N、O、H三种元素的性质作出判断。 (1)元素的非金属性：________________；原子半径：____________。 提示：O＞N＞H　N＞O＞H (2)第一电离能：________________；元素的电负性：__________________________。 提示：N＞O＞H　O＞N＞H (3)简单气态氢化物的稳定性：NH3____H2O(填“＞”或“＜”)。 提示：＜ 同周期主族(或同主族)元素性质及递变规律 元素 同周期主族(左→右) 同主族(上→下) 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 最高正化合价 最低负化合价 最高正化合价：＋1→＋7(O、F除外)； 最低负化合价＝主族序数－8(H、B除外) 最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 第一电离能 总体上呈增大的趋势，但 Ⅱ A族＞ Ⅲ A族、ⅤA族＞ⅥA族 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 气态氢化物 的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化 物的水化物 的酸碱性 碱性逐渐减弱；酸性逐渐增强 碱性逐渐增强；酸性逐渐减弱 【例3】 (2024·郴州期末)X、Y、Z、W、P、Q为短周期元素，其中Y的原子序数最小，它们的最高正价与原子半径关系如图所示。下列说法正确的是 (　　　　　) A．Y在元素周期表中位于p区 B．第一电离能：Z>P>Q>X C．离子半径：P2-＞Q－＞W3- D．氧化物对应水化物的酸性：Q>P>Z C　解析：X为＋1价，原子半径最大，故X为Na，Y为＋2价，原子序数最小，Y为Be，Z为＋4价，原子半径大于Y，故Z为Si，W为＋5价，原子半径小于Y，W为N，P为＋6价，则P为S，Q为＋7价，则Q为Cl。Y为Be，故Y在元素周期表中位于s区，A错误；X为Na、Z为Si、P为S、Q为Cl，为同一周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：Cl＞S＞Si＞Na，即Q >P> Z>X，B错误；W为N、P为S、Q为Cl，离子半径为S2-＞Cl－＞N3-即P2-＞Q－＞W3-，C正确；Q为Cl、P为S、Z为Si，其最高价氧化物对应水化物的酸性为HClO4＞H2SO4＞H2SiO3，即Q>P>Z，但不是最高价氧化物对应水化物的酸性则无此规律，如H2SO4＞HClO，D错误。 5．现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p1；②1s22s22p63s23p3； ③1s22s22p5。下列有关说法正确的是 (　　　　　) A．第一电离能：③＞②＞① B．原子半径：③＞②＞① C．电负性：③<②<① D．最高正化合价：③＞②＞① A　解析：由核外电子排布式可知，①1s22s22p63s23p1为Al，②1s22s22p63s23p3为P，③1s22s22p5为F。同周期元素自左而右，第一电离能呈增大趋势，即P的第一电离能大于Al的第一电离能，F的非金属性强于P的非金属性，因此F的第一电离能大于P的第一电离能，即第一电离能：③＞②＞①，A正确；同周期元素自左而右，原子半径逐渐减小，同主族元素自上而下原子半径逐渐增大，原子半径：Al＞P＞F，即①＞②＞③，B错误；同周期元素自左而右，电负性逐渐增大，同主族元素自上而下电负性逐渐降低，电负性：③＞②＞①，C错误；Al最高正化合价为＋3，P最高正化合价为＋5，F没有正化合价，最高正化合价：②＞①＞③，D错误。 6．a、b、c、d均为短周期元素，原子序数依次增大，其基态原子的结构特点如下：a最高能级的电子占据3个轨道，且自旋平行；b的最外层电子数是其电子层数的3倍；c有2个未成对电子；d的核外电子总数是其最外层电子数的3倍。下列说法错误的是 (　　　　　) A．第一电离能：b>a>d>c B．原子半径：c>d>a>b C．电负性：b>a>d>c D．简单气态氢化物的稳定性：b>a>d>c A　解析：a、b、c、d均为短周期元素，原子序数依次增大，其基态原子的结构特点如下：a最高能级的电子占据3个轨道，且自旋平行，则电子排布式为1s22s22p3，为N；b的最外层电子数是其电子层数的3倍，为O；c有2个未成对电子，电子排布式为1s22s22p63s23p2，为Si；d的核外电子总数是其最外层电子数的3倍，各层电子数分别为2、8、5，则为P。同周期元素第一电离能从左到右，呈增大趋势，但ⅡA族大于ⅢA族，ⅤA族大于ⅥA族，同主族元素第一电离能从上到下，逐渐减小，故第一电离能：a>b> d>c，A错误；比较半径大小，先看电子层数，电子层数越大，半径越大，电子层数相同，看核电荷数，核电荷数越大半径越小，故原子半径大小顺序为c>d>a>b，B正确；同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，故电负性大小顺序为b>a>d>c，C正确；元素非金属性越强，简单气态氢化物的稳定性越强，故简单气态氢化物的稳定性强弱顺序为b>a>d>c，D正确。 [对应学生用书P27] 1．(2024·攀枝花期末)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)。 元素 电离能/(kJ/mol) I1 I2 I3 I4 R 738 1 451 7 733 10 540 下列关于元素R的推断正确的是 (　　　　　) A．R元素基态原子的价层电子排布式为3s23p1 B．R元素位于元素周期表中第ⅢA族 C．R元素的最高正化合价为＋3 D．R元素的第一电离能高于同周期相邻元素的第一电离能 D　解析：由R元素的第二电离能远远小于第三电离能，说明R原子的最外层电子数为2，R元素可能是位于元素周期表第 Ⅱ A族的镁元素或铍元素。基态原子的价层电子排布式可能为2s2或3s2，A错误；R元素位于元素周期表第 Ⅱ A族，B错误；R元素的最高正化合价为＋2，C错误；R原子的ns轨道为稳定的全充满结构，元素的第一电离能大于相邻元素，D正确。 2．(2024·盐城期中联考)元素镓(31Ga)、锗(32Ge)、砷(33As)位于元素周期表中第四周期。下列说法不正确的是 (　　　　　) A．原子半径：r(Ga)＞r(Ge)＞r(As) B．电负性：χ(Ga)＜χ(Ge)＜χ(As) C．Ge、Ga、As都具有半导体性能 D．第一电离能：I1(Ga)＜I1(As)＜I1(Ge) D　解析：同周期元素中核电荷数越大，原子半径越小，故原子半径r(Ga)＞r(Ge)＞r(As)，A正确；同周期元素中核电荷数越大，电负性越大，电负性χ(Ga)＜χ(Ge)＜χ(As)，B正确；Ge、Ga、As都在金属非金属分界线附近，具有半导体性能，C正确；同周期元素中核电荷数越大，第一电离能越大，I1(Ga)＜I1(Ge)＜I1(As)，D错误。 3．(2025·浙江省湖州中学第二次质检)X、Y、Z、R、Q是元素周期表中原子序数依次增大的前四周期元素，X是宇宙中含量最多的元素；Y与Z同周期，Y基态原子有3个未成对电子，Z元素原子的价层电子排布为nsnnp2n；R元素简单离子在同周期离子中半径最小；Q元素最高能层只有1个电子，其余能层均充满电子。下列说法不正确的是 (　　　　　) A．X2Z2是含有极性键和非极性键的分子 B．第一电离能：Y>Z>R C．Q在元素周期表的ds区 D．原子半径：R>Z>Y>X D　解析：X、Y、Z、R、Q是元素周期表中原子序数依次增大的前四周期元素，X是宇宙中含量最多的元素即X为H，Y与Z同周期，Y基态原子有3个未成对电子，Z元素原子的价层电子排布为nsnnp2n，n只能取2，故Z元素原子的价层电子排布为2s22p4，故Z为O，Y为N；R元素简单离子在同周期离子中半径最小，R为Al；Q元素最高能层只有1个电子，其余能层均充满电子，故Q为Cu。H2O2是含有极性键(O—H)和非极性键(O—O)的分子，A正确；同主族元素随原子序数变大，第一电离能逐渐变小；同周期元素随着原子序数变大，第一电离能呈增大趋势，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，第一电离能：N>O>Al，B正确；Cu是第29号元素，位于元素周期表的ds区，C正确；同主族元素随原子序数变大，原子半径逐渐变大；同周期元素随着原子序数变大，原子半径逐渐减小，故原子半径：Al>N>O>H，D错误。 4．(2025·天津西青区期末)锂(Li)元素在新能源领域应用广泛。 (1)基态锂原子的电子排布式是________。 (2)Li在元素周期表中的位置是________(填周期、族、区)。 (3)比较第一电离能的大小：I1(Li)________I1(Na)(填“>”“＝”或“＜”)，从原子结构的角度解释原因： ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (4)碳酸锂(Li2CO3)是一种电池原料，其中所含元素的电负性从大到小的顺序是________>________>________。 答案：(1)1s22s1 (2)第二周期第ⅠA族s区 (3)>　Li和Na为同主族元素，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，第一电离能逐渐减小 (4)O　C　Li 解析：(1)基态原子的电子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则。锂元素的原子序数为3，其电子排布式为1s22s1。 (2)Li元素在元素周期表中的位置是第二周期第ⅠA族，属于s区。 (3)第一电离能是指气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，第一电离能逐渐减小。锂和钠同主族，且钠在锂的下方，故锂的第一电离能大于钠的第一电离能。 (4)元素的电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小，一般来说，非金属性越强，电负性越大。在碳酸锂中，含有的元素有锂(Li)、碳(C)、氧(O)，属于同一周期，非金属性：O>C>Li，所以电负性从大到小的顺序是O>C>Li。 学科网（北京）股份有限公司 $$