第二单元 元素性质的递变规律
《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件
(2)试从原子结构角度解释同周期元素性质存在周期性变化的原 因。 提示:核外电子层数相同,随着原子序数(核电荷数)的递增,原子 核对核外电子的引力逐渐增强,原子半径逐渐减小,元素原子的 得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,最终导致元素的非 金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。
【案例示范】 【典例】(2017·全国卷Ⅱ)a、b、c、d为原子序数依 次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子 次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同 族,下列叙述正确的是 ( )
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
-.
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表:
原子 电子 最外层 序数 层数 电子数
1～2 1
3～ 10
_2_
1～2
_1_～__8_
原子半径的 变化(稀有气 体元素除外)
—
由_大__到_小__
最高或最 低化合价 的变化
+1→0
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【重点释疑】
项目
同周期(左→右)
原 核电荷数 逐渐增大 子 电子层数 相同 结 构 原子半径 逐渐减小
同主族(上→下) 逐渐增大 逐渐增多
③Al向(OAHl)(3O+H3)H3+沉=淀==中= 加Al入3++盐3H酸2O,发生反应的离子方程式: _________________________。
3.钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH 分类 强碱 碱性强弱 结论
元素性质的递变规律
金属元素形成的盐类性质也随着金属活泼性的变化而变化。例如，钾盐易溶于水且多为无色晶体，而铜盐则多呈蓝色 且溶解度较小。
配合物性质变化规律
金属元素在形成配合物时，其配位数和稳定性也随着金属活泼性的变化而变化。例如，过渡金属元素可 以形成多种配位数的配合物，并且其稳定性随着配位数的增加而增加。
元素性质的递变规律
目 录
• 元素周期表与元素性质 • 原子结构与元素性质 • 金属元素性质递变规律 • 非金属元素性质递变规律 • 递变规律在化学反应中应用 • 总结与展望
01 元素周期表与元素性质
元素周期表简介
元素周期表是按照元素的原子序数（即核内质子 数）从小到大排列的二维表格。
周期表横行为周期，纵列为族，具有相似化学性 质的元素被归入同一族中。
要点二
应用元素性质递变规 律
元素性质递变规律在化学、材料科学 、能源科学等领域具有广泛的应用前 景。未来，人们将更加注重将元素性 质递变规律应用于实际生产和科研中 ，推动相关领域的快速发展。
要点三
拓展元素周期表
目前已知的元素种类有限，未来随着 科学技术的不断进步，人们有望发现 更多的新元素。这些新元素的发现将 进一步拓展元素周期表的范围和内涵 ，为元素性质递变规律的研究和应用 提供新的思路和方向。
VS
电离能反映元素原子失去电子的难易 程度，与元素的金属性、非金属性密 切相关。一般来说，金属元素的第一 电离能较小，非金属元素的第一电离 能较大。
03 金属元素性质递变规律
金属元素通性
具有金属光泽
金属元素通常具有特征性的金 属光泽，如金色、银色等。
导电性
金属元素具有良好的导电性， 是电子工业中重要的材料。
含氧酸
元素周期律
元素周期律元素周期律，指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的增加呈周期性变化的规律。
周期律的发现是化学系统化过程中的一个重要里程碑。
基本概念元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律叫做元素周期律。
元素周期律由俄国的门捷列夫首先发现，并根据此规律创制了元素周期表。
结合元素周期表，元素周期律可以表述为：随着原子序数的增加，元素的性质呈周期性的递变规律：在同一周期中，元素的金属性从左到右递减，非金属性从左到右递增，在同一族中，元素的金属性从上到下递增，非金属性从上到下递减；同一周期中，元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右逐渐增高；同一族的元素性质相近。
主族元素同一周期中，原子半径随着原子序数的增加而减小。
同一族中，原子半径随着原子序数的增加而增大。
如果粒子的电子构型相同，则阴离子的半径比阳离子大，且半径随着电荷数的增加而减小。
（如O2->F->Na+>Mg2+）内涵结合元素周期表，元素周期律可以表述为：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的递变规律。
随着原子序数的增加，元素的性质呈周期性的递变规律：在同一周期中，元素的金属性从左到右递减，非金属性从左到右递增，在同一族中，元素的金属性从上到下递增，非金属性从上到下递减；同一周期中，元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右逐渐增高；同一族的元素性质相近。
主族元素同一周期中，原子半径随着原子序数的增加而减小。
同一族中，原子半径随着原子序数的增加而增大。
如果粒子的电子构型相同，则阴离子的半径比阳离子大，且半径随着电荷数的增加而减小。
本质元素核外电子排布的周期性决定了元素性质的周期性。
原子半径同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
(注）：阴阳离子的半径大小辨别规律由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子所以, 总的说来(同种元素)(1) 阳离子半径<原子半径(2) 阴离子半径>原子半径(3) 阴离子半径>阳离子半径(4)或者一句话总结，对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。
元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律
同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性；非金属性
3．认真观察下表，填空并画出金属与非金属的交界线，标出其附近的元素符号。
金属性逐渐
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
0
1
非金属性逐渐
非金属性逐渐
2
3
4
5
6
7
金属性逐渐
1．预测未知物的位置与性质
与H2化合的易难及生成氢化物稳定性
最高价氧化物水化物强弱
最高价氧化物水化物强弱
活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属
活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质
阳离子氧化性强的为不活泼金属，氧化性弱的为活泼金属
阴离子还原性强的其元素非金属性弱，
阴离子还原性弱的其元素非金属性强
原电池中为活泼金属，正极较不活泼金属
同种或不同种的非金属元素间原子未达到饱和状态，不易得失电子
存在范围
离子化合物（碱、盐、活泼金属氧化物）
单质，共价化合物、离子化合物（碱、含氧酸盐、铵盐等）
与性质的关系
一般离子键越强，离子化合物的熔、沸点越高，溶解度越小。
共价键越强，分子越稳定。
（4）非极性共价键与极性共价键比较
项目
非极性键
极性键
成键微粒
1、元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律：（熟记）
性 质
同周期（从左→右）
同主族（从上→下）
电子层结构
原子半径
失电子的能力
得电子的能力
金属性
非金属性
主要化合价
最高氧化物对应水化物的
碱性
元素性质的递变规律
最多
周素
可容
期
数 目
ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ⅦＡ
０族
纳的 外围 电子
１2
1S1
1S2
２ 8 ２S1－2
2S22p1 －5 2S22p6
３ 18 ３S1－2
3S23p1 －5 3S23p6
４ 18 ４S1－2 ３d1－10 3d104s1－2 4S24p1 －5 4S24p6
５ 32
５S1－2
问题：1、每一周期元素原子的外围电子排布呈现什么样的变化规律？
问题：2、稀有气体元素、非金属元素原子外围电子排布有什么特点？ 问题：3、过渡金属的外围电子排布有什么特点？有什么不同处？
第四周期过渡元素核外电子排布
原子 序数
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
符号 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
为什么
概念应用
请查阅下列化合物中元素的电负性 值，判断他们哪些是离子化合物，哪 些是共价化合物
NaF HCl NO MgO KCl CH4 离子化合物： NaF、 Mg。O、 KCl 共价化合物： HCl、 NO、。 CH4
规律与总结
电负性小的元素在化合物中吸引
电子的能力 ，弱元素的化合价为 值；电正负性大的元素在化合物中吸 引电子的能力 ，元素的强化合价 为 值。 负
氢化物水溶液的酸性 结论
14Si SiO2 H4SiO4
弱酸
15P
16S
P2O5 SO3
H3PO4 H2SO4
中强酸 强酸
逐渐增强
17Cl Cl2O7 HClO4
元素性质的递变性规律
元素性质的递变性规律第⼆单元元素性质的递变规律【学海导航】元素的性质随着核电荷数的递增⽽呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
⼀、原⼦核外电⼦排布的周期性元素按原⼦序数递增的顺序依次排列时，原⼦的最外层上的电⼦数，由1（s1）到8（s2p6）,呈现出周期性变化。
相应于这种周期性变化，每周期以碱⾦属开始，以稀有⽓体结束。
元素的化学性质，主要取决于元素原⼦的电⼦结构，特别是最外层电⼦结构。
所以元素性质的周期性，来源于原⼦电⼦层结构的周期性。
根据元素原⼦的外围电⼦排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区、f区。
⼆、元素第⼀电离能的周期性变化1、定义：从⽓态的基态原⼦中移去⼀个电⼦变成＋1价⽓态阳离⼦所需的最低能量，称为第Ⅰ电离能。
常⽤符号I1表⽰。
M（g）→ M+（g）+ e-,＋1价⽓态阳离⼦移去⼀个电⼦变成＋2价⽓态阳离⼦所需的最低能量，称为第Ⅱ电离能。
依次类推。
元素的第⼀电离能越⼩，表⽰它越容易失去电⼦，即该元素的⾦属性越强。
2、影响电离能的因素电离能的⼤⼩主要取决于原⼦的核电荷、原⼦半径及原⼦的电⼦构型。
⼀般说来，核电荷数越⼤，原⼦半径越⼩，电离能越⼤。
另外，电⼦构型越稳定，电离能也越⼤。
3. 电离能的周期性变化同周期中, 从左向右，核电荷数增⼤，原⼦半径减⼩, 核对电⼦的吸引增强, 愈来愈不易失去电⼦, 所以 I 总的趋势是逐渐增⼤。
但有些元素（如Be、Mg、N、P等）的电离能⽐相邻元素的电离能⾼些，这主要是这些元素的最外层电⼦构型达到了全充满或半充满的稳定构型。
同主族元素⾃上⽽下电离能依次减⼩。
但在同⼀副族中，⾃上⽽下电离能变化幅度不⼤，且不甚规则。
4.电离能与价态之间的关系失去电⼦后, 半径减⼩, 核对电⼦引⼒⼤, 更不易失去电⼦, 所以有: I1 < I2< I3<I4…., 即电离能逐级加⼤.三、元素电负性的周期性变化1、定义：电负性: 表⽰⼀个元素的原⼦在分⼦中吸引电⼦的能⼒. 元素的电负性越⼤，表⽰原⼦吸引成键电⼦的能⼒越强，该元素的⾮⾦属性也就越强；电负性越⼩，该元素的⾦属性越强。
苏教版高中化学选修三2.2《元素第一电离能的周期性变化》参考教案
[课堂练习]1、镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素。
下面关于镭的性质的描述中不正确的是( )A．在化合物中呈+2价B．单质使水分解放出氢气C．氢氧化物呈两性D．碳酸盐难溶于水2、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是( )A．ns2np3 B．ns2np5 C．ns2np4 D．ns2np63、下列说法正确是A、第3周期所含元素中钠的第一电离能最小B、铝的第一电离能比镁的第一电离能大C、所有元素中氟的第一电离能最大D、钾的第一电离能比镁的第一电离能大4、A、B、C是短周期元素，核电荷数依次增大；A、C同族，B+ 离子核外有10个电子，回答下列问题（1）A、B、C三种元素分别是_________、_________、_________。
（2）A、B、C之间形成多种化合物，其中属于离子化合物的化学式分别为_________、__________、___________。
（3）分别写出A、B、C的电子排列式：A.________________B._____________C._____________[直击高考]5.（03上海）下表是元素周期表的一部分。
表中所列的字母分别代表某一化学元素。
（1）下列（填写编号）组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h ②b、g、k ③c、h、1 ④d、e、f（2）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。
核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：1．原子核对核外电子的吸引力2．形成稳定结构的倾向下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量（kJ·mol－1）：①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。
②表中X可能为以上13种元素中的（填写字母）元素。
用元素符号表示X和j形成化合物的化学式。
③Y是周期表中族元素。
④以上13种元素中，（填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
元素周期表中元素性质的递变规律
原子半径依次增大
失电子能力依次增大
金属性依次增强
得 电 子 能 力 依 次 增变规律
元素性质
同周期元素（左→右）
同主族元素
（上→下）
最外层电子数
逐渐增多（1e→8e）
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
主要化合价
最高正价逐渐增大
（＋1→＋7）
最低负价＝－(8－主族 序数)
最高正价、最低负 价相同
最高正价＝主族序 数
最高价氧化物对 碱性逐渐减弱，酸性逐 酸性逐渐减弱，碱
应水化物酸碱性
渐增强
性逐渐增强
非金属元素气态 氢化物的稳定性
元素的金属性和 非金属性
逐渐增强
金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强
逐渐减弱
非金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强
非金属性依次增强
得电子能力依次增大
金 属 性 依 次 增 强
失 电 子 能 力 依 次 增 大
原 子 半 径 依 次 增 大
原子半径依次减小 原 子 半 径 依 次 减 小
第二单元元素性质的递变规律
s区，也不同于d区，称为ds区，
它包括
族，Ⅰ处B于和Ⅱ周B期表d区
和p区之间。它们都是
，
也属金过属渡元素。
f区元素
镧系和锕系元素
最后1个电子填充在f轨道上，外围电子构
型是：（n－2）f0～14ns2,或(n – 2)f 0～14 (n－1)d 0～2ns2，它包括镧系和锕系元素
（各有15种元素）。
金属性变化
原子半径的 同周期从左到右半径逐渐减小
变化规律
元
外围电子排布
周素
期 数 ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ ⅢＡ－Ⅶ ０族
目
ⅡＢ
Ａ
１2
1S1
1S2
２8
２S1－2
2S22p1 －5 2S22p6
３ 18 ３S1－2
3S23p1 －5 3S23p6
４ 18 ５ 32 ６ 32
４S1－2 ５S1－2 ６S1－2
电离能反映了原子失去第一个电子能力的大小。
元
外围电子排布
周素
期 数 ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ ０族
目
ⅦＡ
１2
1S1
1S2
２8
２S1－2
2S22p1 －5 2S22p6
３ 18 ３S1－2
3S23p1 －5 3S23p6
４ 18 ５ 32 ６ 32
４S1－2 ５S1－2 ６S1－2
３d1－8 4s1－2
4d1-8 5s1－2 5d1－9 6s1－2
属P区
5d.s区 d区 f区 f区 p区
(1)说出下列元素在周期表中的位置
3d104s2 5d56s2 4f76s2 5d16s2 4s24p6
(2)写出下列原子的电子排布式并说出它在周
第二单元元素性质的递变规律
观察思考：为什么钠元素的常见价态为+1价， 镁元素的为+2价，铝元素的为+3价？ 化合价与原子结构有什么关系？
三. 电负性 1、电负性的概念： 、电负性的概念：
电负性是元素的原子在化合物中 能力的标度。 的 吸引电子能力的标度。元素的电负 性越大， 性越大，表示其原子在化合物中吸引 电子的能力越强。 电子的能力越强。
• 1. 从元素原子的第一电离能数据的大小可以 判断出（ c ） A、元素原子得电子的难易 B、元素的主要化合价 C、元素原子失电子的难易 D、核外电子是分层排布的 • 2.下列元素中，第一电离能最小的（ A ） A、 K B、 Na C、P D、Cl
应用
电离能与元素的化合价
（化合价是元素性质的一种体现）
区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号 区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号
各区元素特点
包括元素 价电子排布 化学性质 ⅠA、ⅡA族 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1、ns2 活泼金属 ns2np1～6 p区 ⅢA～ⅦA族 大多为非金属 ⅢA～ⅦA族 d区 ⅢB～Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 过渡元素 ⅢB～ ds区 ⅠB、ⅡB族 ds区 ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 过渡元素 － f区 镧系和锕系 (n – 2)f (n－1)d ns 过渡元素
2、1—6周期元素原子弹外围电子排布
周期 元素 外围电子排布 最多可容纳的 ⅠA族 数目 ⅠA族 0族 外围电子数 1 2 1s1 1s2 2 2 8 2s1 2s22p6 8 8 3 8 3s1 3s23p6 18 4s1 4s24p6 4 8 5 8 18 5s1 5s25p6 6 6s1 6s26p6 32 8
解疑答惑
• Mg(1s22s22p63s2)正处于全满状态，能量较 低，比较稳定，所以不易失去电子。 同理分析：P和S 同理分析： 和 P(1s22s22p63s23p3)半满状态，比较 稳定，所以不易失去电子。
元素性质的递变规律
莆田一中化学组
你知道吗? DO YOU KNOW? 为什么元素性质会呈周期性变化 ？
——原子核外电子排布呈周期性变化
请大家完成书本P18的表格， 并将结果与同桌讨论。
主族元素主要化合价规律：
元素最高价 元素原子最外层电子数 元素最低价 8—元素原子最外层电子数
同种元素的不同微粒，阳离子半径＜
原子半径
阴离子半径＞原子半径
核外电子排布相同时，核电荷数越多， 半径越小
下列微粒半径的比较中， 正确的是（ ） • A单、击N此a+处>编N辑a 母版文本样式 B–、第•C二第l- 三级>级 Cl C、F –>第»四C第级l 五>级 Br D、Na < Mg < Al
有3个电子
元素 电负性的 周期性变化
温故知新 请用电子式分别表示氯化钠和氯 化氢的形成过程。
化 合
离子化合物 ——活泼金属与物 ——非金属元素之间以
共价键结合
电负性
（electronegativity）
美国化学家鲍林提出： 电负性——衡量元素在化合物中 吸引电子的能力
第一电离能
（First ionization energy）
气态原子失去一个电子形成+1价 气态阳离子所需的最低能量，叫做该 元素的第一电离能。
表示符号：I1
第一电离能
（First ionization energy）
第一电离能数值越小 ——原子越容易失去一个电子。
第 一 电 离 能 逐 渐
减 小
氟电负性为4.0
电负性
（electronegativity）
原子核外电子排布的周期性(最新)
f区元素
镧系和锕系元素
最后1个电子填充在倒数第三层的f轨道上，
外围电子排布是：(n–2)f0～14(n－1)d0～2ns2，它
包括镧系和锕系元素（各有14种元素）。 由于最外层的电子数基本相同，(n－1)d的电
子数基本相同，因此镧系(锕系)元素的化学性质 非常相近。
小结
各区元素特点
包括元素 价电子排布 化学性质
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1
非金属性逐渐增强
2 金 Be B
非 金
3
属 性
Al Si
属 性
4
逐 渐
5增
Ge As
逐
渐
Sb Te
增
6
强 金属性逐渐增强
Po At 强
7
元素周期律的具体表现形式
类别 短周期
周期序数 起止元素 所含 元素种数 电子层数
1
H——He
2
1
2
Li——Ne
8
2
3
3、元素性质周期性变化的根本原因是什么？
【小结】 主族
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
原子核外 价电子排布
最高正价 最低负价
ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 -4 -3 -2 -1
化合价变化 规律
最高正价:+1→+7;最低负价:-4→-1
Na——Ar
8
3
4
K——Kr
18
4
5
Rb——Xe
18
《元素性质及其变化规律》 教学设计
《元素性质及其变化规律》教学设计一、教学目标1、知识与技能目标学生能够理解元素周期表的结构和周期、族的概念。
掌握同周期、同主族元素性质的递变规律。
能够运用原子结构理论解释元素性质的周期性变化。
2、过程与方法目标通过对元素周期表的分析和研究，培养学生观察、分析和归纳的能力。
引导学生进行实验探究，提高学生的实验操作能力和科学探究精神。
3、情感态度与价值观目标让学生体验科学探究的乐趣，激发学生学习化学的兴趣。
培养学生的辩证唯物主义观点，认识事物的发展是有规律的。
二、教学重难点1、教学重点元素周期表的结构。
同周期、同主族元素性质的递变规律。
2、教学难点元素性质的周期性变化规律的本质原因。
运用元素周期律解决实际问题。
三、教学方法1、讲授法讲解元素周期表的结构、元素性质的周期性变化规律等基本概念和理论。
2、讨论法组织学生讨论元素周期表中元素性质的递变规律，引导学生思考和交流。
3、实验探究法通过实验探究，让学生亲身体验元素性质的变化，增强学生的感性认识。
4、多媒体辅助教学法利用多媒体展示元素周期表的结构、元素性质的变化等，使抽象的知识形象化。
四、教学过程1、导入新课展示几种常见元素的图片，如钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯等，提问学生这些元素在性质上有哪些相似之处和不同之处。
引导学生思考元素的性质是否存在一定的规律，从而引出本节课的主题——元素性质及其变化规律。
2、讲解元素周期表的结构展示元素周期表，介绍周期和族的概念，让学生观察周期表中横行和纵列的特点。
详细讲解周期表中周期的分类（短周期、长周期）和族的分类（主族、副族、零族、Ⅷ族）。
组织学生进行小组活动，让学生找出周期表中某些元素的位置，并说出其所在的周期和族。
3、探究同周期元素性质的递变规律提出问题：同周期元素的原子结构有什么相似之处和变化规律？这些结构上的变化会导致元素性质怎样的递变？以第三周期元素钠、镁、铝为例，引导学生从原子半径、化合价、金属性和非金属性等方面进行比较。
元素性质的递变规律第一电离能电负性
元素 I1∕ KJ·moL-1 I2 ∕KJ·moL-1
I3 ∕KJ·moL-1
Na
496
4562
6912
Mg
738
1415
7733
从表中数据可知钠元素的第二电离能远大于第一电离能，因
此钠容易失去第一个电子而不易失去第二个电子；即Na易形成 Na +而不易形成Na 2+ 。而Mg的第一第二电离能相差不大，第
对应氧化物 氧化物的水化物
酸性强弱
单质与H2反应条件 气态氢化物及稳定性
氢化物水溶液的酸性 结论
14Si SiO2 H4SiO4
弱酸
15P
16S
P2O5 SO3
H3PO4 H2SO4
中强酸 强酸
逐渐增强
17Cl Cl2O7 HClO4
最强酸
高温
SiH4
加热 加热 点燃或光照
PH3 H2S
HCl
逐渐增强
三电离能远大于第二电离能，因此镁易形成+2价镁离子。
例1
下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJ·mol-）:
锂
X
Y
失去第一个电子 519
502
580
失去第二个电子 7296 4570
1820
失去第三个电子 11799 6920
2750
失去第四个电子
9550
11600
①锂原子核外共有3个电子，其中两个在K层，当失去最外层的一个电子后，锂
ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ⅦＡ
０族
纳的 外围 电子
１2
1S1－2
1S2
２ 8 ２S1－2
2S22p1 －5 2S22p6
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金属与非金属 分界线附近的 元素既表现出 一定的金属性 也表现出一定 的非金属性。 的非金属性。 周期序数等于 主族序数的元 素具有两性. 素具有两性. Al(OH)3+OH- = . Al 2O3 +OH- = .
元素分区图
物质结构与性质 第二单元： 专题二 第二单元：
元素性质的递变规律
元素第一电离能的周期性变化
（3）特殊： Be>B, ）特殊： N>o, Zn>Ga
Mg>Al P>S,
钠、镁、铝的逐级电离能数据表
4、应用： 、应用：
M（g) –e- = M+(g) △H=I1 （
（1）电离能是原子核外电子分层 ） 排布的实验验证。 排布的实验验证。 （2）元素的第一电离能越小表示它越容 ） 易失去电子，即该元素的金属性越强。 易失去电子，即该元素的金属性越强。 （3）第一电离能的周期性变化是原子核 ） 外电子排布周期性变化的必然结果。 外电子排布周期性变化的必然结果。
洪特规则的特例： 洪特规则的特例：
对于能量相同的轨道(同一电子亚层) 对于能量相同的轨道(同一电子亚层)， 当电子排布处于全满（ 当电子排布处于全满（s2、p6、d10、 ）、半满 半满（ ）、全空 f14）、半满（s1、p3、d5、f7）、全空 时比较稳定， （s0、p0、d0、f0）时比较稳定，整个 体系的能量最低。 体系的能量最低。
练习3:写出下列原子或离子的电子排布式: 练习 写出下列原子或离子的电子排布式: 写出下列原子或离子的电子排布式
O2Na: Cr3+: Br-:
回顾: 回顾:随着原子序数的递增
元素原子的核外电子排布 元素原子半径 元素主要化合价
呈现周期性变化
核外电子排布
原子半径
原子的最外层电子排布
元素化合价
构造原理
原子核外电子排步的轨道能量顺序
原子核外电子的排布所遵循的原理： 原子核外电子的排布所遵循的原理：
1、能量最低原理
电子先占据能量低的轨道， 电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道
2、泡利不相容原理
每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子
3、洪特规则
在能量相同的轨道上排布时， 在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同 的轨道， 自旋状态相同 的轨道，且自旋状态相同
(A．生物质能是一种洁净、可再生的能源。生物质气（主要成 ．生物质能是一种洁净、可再生的能源。生物质气（ 分为CO、CO2、H2等）与H2混合，催化合成甲醇是生物质能 混合， 分为 、 利用的方法之一。 利用的方法之一。 等元素。 （1）上述反应的催化剂含有 、Zn、Al等元素。写出基态 ）上述反应的催化剂含有Cu、 、 等元素 Zn原子的核外电子排布式 原子的核外电子排布式 。 （2）根据等电子原理，写出 ）根据等电子原理，写出CO分子结构式 分子结构式 。 （3）甲醇催化氧化可得到甲醛，甲醛与新制 （OH）2的碱 ）甲醇催化氧化可得到甲醛，甲醛与新制Cu（ ） 性溶液反应生成Cu 沉淀 沉淀。 性溶液反应生成 2O沉淀。 甲醇的沸点比甲醛的高， ①甲醇的沸点比甲醛的高，其主要原因是 ；甲醛分 子中碳原子轨道的杂化类型为 。 甲醛分子中σ键的 ②甲醛分子的空间构型是 ；1mol甲醛分子中 键的 甲醛分子中 数目为 。 晶胞中（ ），所包含的 ③在1个Cu2O晶胞中（结构如图所示），所包含的 原 个 晶胞中 结构如图所示），所包含的Cu原 。 子数目为
物质结构与性质 第二单元： 专题二 第二单元：
元素性质的递变规律
原子核外电子排布的周期性
回顾： 回顾：
原子核外电子的运动
道尔顿
汤姆生
卢瑟福
玻尔
人类认识原子结构的历史
电 子 层
电子 层 1 2 3 4 5
原子轨道 类型 1s 2s,2p 3s,3p,3d 4s,4p,4d,4f ---
原子轨 可容纳 道数目 电子数 1 4 9 16 n2 2 8 18 32 2n2
2、意义： 电离能反映了原子失去电子倾向的大小， 、意义： 电离能反映了原子失去电子倾向的大小， 电离能越大，越难失去电子。 电离能越大，越难失去电子。
交流讨论： 交流讨论：
I1
根据下图元素第一电离能曲线图，总结 根据Байду номын сангаас图元素第一电离能曲线图， 电离能的变化规律。 电离能的变化规律。
N Be
Mg
P
电负性：利用图、表、数据说明
2、元素电负性的变化规律： 、元素电负性的变化规律： （1）同周期，从左到右，电负性增加； ）同周期，从左到右，电负性增加； （2）同主族，从上到下，电负性下降。 ）同主族，从上到下，电负性下降。
3、应用： 、应用：
（1）、元素的金属性的判别： ） 元素的金属性的判别： 一般来说金属元素的电负性在1.8以下 以下,非金属元素的电负性在 一般来说金属元素的电负性在 以下 非金属元素的电负性在 1.8以上 利用电负性这一概念 结合其它键参数可以判断不同元 以上,利用电负性这一概念 以上 利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元 素的原子(或离子 之间相互结合形成化合键的类型。 或离子)之间相互结合形成化合键的类型 素的原子 或离子 之间相互结合形成化合键的类型。 （2）、化学键型判别： ） 化学键型判别： 电负性相差较大（ x≥1 电负性相差较大 （ △ x≥1 .7 ) 的两种元素的原子结合形成化合 通常形成离子键。电负性相差较小（ 物， 通常形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元 素的原子结合形成化合物， 通常形成共价键， 素的原子结合形成化合物， 通常形成共价键，且电负性不相等 的元素原子间一般形成极性共价健。 的元素原子间一般形成极性共价健。 ）、判断分子中元素的正负化合价： （3）、判断分子中元素的正负化合价： ）、判断分子中元素的正负化合价 X 大者，化合价为负； 大者，化合价为负； X 小者， 化合价 为正； 小者， 为正； 为零（单质分子） △X = 0， 化合价 为零（单质分子） ，
性 质
元素的金属性和 金属性减弱，非金属性增强 非金属性减弱，金属性增强 非金属性 单质的氧化性还 原性 最高价化合物对 应水化物的酸碱 性 还原性减弱，氧化性增强 碱性减弱，酸性增强 氧化性减弱，还原性增强 酸性减弱，碱性增强
气态氢化物的 稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
Al(OH)3+H+ = Al 2O3+H+ =
练习1: 写出下列元素的轨道表示式: 练习 写出下列元素的轨道表示式
C: N: S: Na:
练习2:写出下列元素的电子排布式: 练习 写出下列元素的电子排布式: 写出下列元素的电子排布式 Na: K:
24Cr: 29Cu: 35Br: 37Rb:
1s22s22p63s23p63d104s24p5或[Ar] 3d104s24p5 1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或 [Kr] 5s1
1．（ 分） ．（12分 ．（ 已知A、 、 、 、 都是周期表中前四周期的元素 都是周期表中前四周期的元素， 已知 、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素，它们的核电 荷数A＜ ＜ ＜ ＜ 。其中A、 、 是同一周期的非金属元 荷数 ＜B＜C＜D＜E。其中 、B、C是同一周期的非金属元 化合物DC的晶体为离子晶体 的晶体为离子晶体， 的二价阳离子与 的二价阳离子与C的阴离 素。化合物 的晶体为离子晶体，D的二价阳离子与 的阴离 子具有相同的电子层结构。 为非极性分子。 、 的氢化物 子具有相同的电子层结构。AC2为非极性分子。B、C的氢化物 为非极性分子 的沸点比它们同族相邻周期元素氢化物的沸点高。 的原子序 的沸点比它们同族相邻周期元素氢化物的沸点高。E的原子序 数为24， 能与B、 的氢化物形成六配位的配合物 的氢化物形成六配位的配合物， 数为 ，ECl3能与 、C的氢化物形成六配位的配合物，且两 能与 种配体的物质的量之比为2∶ ，三个氯离子位于外界。 种配体的物质的量之比为 ∶1，三个氯离子位于外界。请根据 以上情况，回答下列问题：（答题时， 、 、 、 、 用所对 ：（答题时 以上情况，回答下列问题：（答题时，A、B、C、D、E用所对 应的元素符号表示） 应的元素符号表示） （1）A、B、C的第一电离能由小到大的顺序为 ） 、 、 的第一电离能由小到大的顺序为 。 杂化。 （2）B的氢化物的分子空间构型是 。其中心原子采取 ） 的氢化物的分子空间构型是 杂化。 一种由B、 组成的化合物 ；一种由 、C组成的化合物 （3）写出化合物 2的电子式 ）写出化合物AC 互为等电子体， 与AC2互为等电子体，其化学式为 互为等电子体 。 （4）E的核外电子排布式是 ，ECl3形成的配合物的化学式为 。 ） 的核外电子排布式是 的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液与D的单质反应时 （5）B的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液与 的单质反应时， ） 的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液与 的单质反应时， B被还原到最低价，该反应的化学方程式是 被还原到最低价， 被还原到最低价 。
物质结构与性质 第二单元： 专题二 第二单元：
元素性质的递变规律
元素电负性的周期性变化
元素的电负性： 二、元素的电负性：
1、 鲍林 、 鲍林(L.Pauling)首先提出了元素的电负性的概念， 首先提出了元素的电负性的概念， 首先提出了元素的电负性的概念
并指出： 并指出：电负性就是表示某元素成键原子在化合物中 吸引电子能力大小的相对数值。 吸引电子能力大小的相对数值。根据热化学数据建立 了元素的定量标度，指定氟的电负性为 ， 了元素的定量标度，指定氟的电负性为4.0，然后求出 其它元素的电负性。 其它元素的电负性。
非 金 属 性 递增 金 属 性 递 增 非 金 属 性 递 增 金 属 性 递 增
金属性
同周期、同主族元素的递变规律 项目 同周期（ 同周期（左－右）