6-3元素基本性质的周期性变化汇总

答：⑴ +7 ；⑵ +3/2 ； ⑶ +3 ； ⑷ +6
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6.3
元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与元素周期律
I1的大小用来衡量原子失去电子的难易程度，进而判断金属活 泼性强弱。元素I1越小，原子失去电子越容易，相应金属越活 泼。例如，Cs的I1很小，是一个非常活泼的金属，在光的照射 下，即可以失去最外层电子。 电离能都是正值，因为使原子失去外层电子总是需要吸收 能量来克服核对电子的吸引力。元素第一电离能的周期变化 （见链接）。 同一周期从左到右，主族元素第一电离逐渐增大，ⅤA族、 ⅧA族元素反常高。这是因为随核电荷的增加，原子半径减小， 原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强的缘故；而ⅤA族、 ⅧA族元素最外层电子分别处于半充满、全充满状态，失去电 子需要消耗更高的能量，因此第一电离能相对较高。
力越强，反之则越弱。
常用鲍林的电负性值，他指定最活泼非金属元素氟的电负 性为4.0，然后，借助热化学数据计算求得其他元素电负性 （见链接）。
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元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与元素周期律
元素电负性的大小，可全面衡量原子得失电子的能力。进 而判断元素金属性和非金属性的相对强弱。电负性大，原子易 得电子；反之，易失电子。通常非金属元素的电负性在2.0以上， 金属元素的电负性在2.0以下。
第6章 原子结构与元素周期律
这不仅与其外电子层达到ns2np6有关，而且更重要的是它们均 采取范德华半径，因此与其他元素无可比性。 同一主族从上到下，随电子层数增加，原子半径显著增大； 但副族元素的原子半径增大幅度减小，且不规则，这与其核电 荷数显著增多有关。
6.3.2电离能
电离能是指使气态原子失去电子变成气态阳离子，克服核 电荷引力所需消耗的能量。符号I，单位kJ/mol。 从元素气态 原子去掉一个电子成为+1价气态阳离子所需消耗的能量，称为 第一电离能（I1）； 从+1价气态阳离子再去掉一个电子成为+2 价气态阳离于所需消耗的能量，叫做第二电离能（I2）； 依此 类推；同一元素：I1<I2<I3。
副族元素的原子半径减小缓慢，且不规则，原因是增加的
（n-1）d电子对最外层ns电子的排斥，部分抵消了原子核的 吸引力；同样，镧系元素元素由于增加的（n-2）f电子对最
外层ns电子的排斥作用，使其原子半径收缩幅度更为减小，
这种现象称为镧系收缩；稀有气体的原子半径明显大，
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元素基本性质的周期 性变化
4×（-2）＋3x=0
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元素基本性质的周期 性变化
x 8 3
第6章 原子结构与元素周期律
⑹共价化和物中，将共用电子对指定归电负性较大原子所有， 此时的“形式”电荷即为它们的氧化数。
⑺简单离子的氧化数等于它所带的电荷数，如K+中，K氧化 数为+1；Cl-中，Cl的氧化数为-1。 ⑻复杂离子中，各元素原子的氧化数代数和等于离子电荷数。 指出下列物质中，红色字体元素原子的氧化数. ⑴ K2MnO4 ⑵ Na2S2O3 ⑶Na2S2O4 ⑷ K2Cr2O7
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元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与元素周期律
6.3.1原子半径
核外电子在原子核外空间是按概率密度分布的，没有明确
的界面，因此原子大小无法直接测定。原子半径(r)是根据原子
不同存在形式来定义的，常用以下三种 ⑴金属半径 将金属晶体看成是由金属原子紧密堆积而成，
测得两相邻金属原子核间距离的一半，称为该金属原子的金属
半径。 ⑵共价半径rc 同种元素的两个原子以共价键结合时，测 得它们核间距离的一半，称为该原子的共价半径。 ⑶范德华半径rV 在分子晶体中，分子间以范德华力相结合， 这时相邻分子间两个非键结合的同种原子，其核间距离的
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元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与元素周期律
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第6章 原子结构与元素周期律
同一主族从上到下，随电子层的递增，原子半径增大， 原子核对最外层电子的吸引能力逐渐减小，故元素的第一电离 能逐渐减小。 副族元素的第一电离能主要决定于原子半径，变化不规则。
6.3.3 元素电负性
原子在分子中吸引成键电子的能力，称为元素电负性。元 素电负性（x）越大，该元素原子在分子中吸引成键电子的能
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元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与Leabharlann Baidu素周期律
递减，非金属性递增。同一主族从上到下，元素金属性递增， 非金属性递减。副族元素变化不规律。 表现：主族元素金属性越强，其单质越易从水或酸中置 换出氢气，对应氢氧化物的碱性越强，例如，第三周期元素 金属性最强的Na遇冷水就能剧烈反应，置换出氢气，并生成 强碱NaOH；而Mg则需与沸水接触，才能才能反应，生成的 Mg(OH)2为弱碱。元素的非金属性越强，其单质越易与氢气 化合，生成的气态氢化物越稳定，且高价含氧酸的酸性越强。 例如，卤素气态氢化物的稳定顺序与卤素的非金属性强弱顺 序一致。即：
HF＞HCl＞HBr＞HI
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元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与元素周期律
6.3.5元素的氧化数
元素的氧化数（或称氧化值）是指某元素一个原子的形式
电荷数，这种电荷数是假设化学键中的电子指定给电负性较大
原子而所求得的。 氧化数反映元素的氧化状态，有正、负、零之分，也可以 是分数。周期表中元素的最高氧化数与原子的价电子构型密切 相关（见链接），呈周期性变化。 ⅠA~ⅦA族（F除外）、ⅢB～ⅦB族元素的最高氧化数等
根据元素在周期表中的位置，将下列原子按电负性 由高到低的次序排列。 O，F，S，Cl，Na
答：F ＞O＞Cl＞S＞Na
6.3.4元素的金属性与非金属性
元素的金属性指原子失电子能力；元素的非金属性指原子得 电子能力。
衡量：电离能或电负性越小，原子越易失去电子，元素的金 属性越强；元素电负性越大，原子越易获得电子，元素的非金属 性越强。 规律：元素周期表中，同一周期从左至右，主族元素金属性
一半，称为该原子的范德华半径。同一元素原子的范德华半 径大于共价半径。例如，氯原子的共价半径为99 pm，其范 德华半径则为180 pm，两者区别示意（见链接）。
周期表中各元素的原子半径（见链接）。
同一周期从左至右，主族元素的原子半径递减，这是因 为随核电荷的增加，原子核对各电子层的引力增大所引起的；
于价电子总数，也等于其族序数，ⅠB、ⅡB、ⅧA，ⅧB族元
素的最高氧化数变化不规律。 非金属元素的最高氧化数与负氧化数的绝对值之和等于8。
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元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与元素周期律
元素的氧化数通常按如下方法确定 ⑴任何形态的单质中，元素的氧化数等于零。 ⑵H与比其电负性大的元素化合时，氧化数为+1，如在 H2O、HCl中；反之为-1，如LiH。
⑶在氧化物中，O的氧化数为-2；但在过氧化物如H2O2、 Na2O2中，O的氧化数是-1，氟氧化物OF2中，是+2。 ⑷氟在化合物中的氧化数均为-1。 ⑸ 化合物中，各元素原子氧化数的代数和等于零。 【例6-2】计算Fe3O4中Fe的氧化数。 解 已知O的氧化数为-2，设Fe的氧化数为x，因为化合物 中各元素原子氧化数代数和为零。得
元素电负性呈现周期性变化。同一周期从左到右，主族元
素随核电荷数增加，原子半径减小，原子核对电子的吸引能力 越强，元素电负性递增；同一主族从上到下，虽然核电荷数有 所增加，但原子半径增大其主导作用，因而原子吸引电子能力 逐渐减弱，电负性递减。
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元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与元素周期律