第二单元 元素性质的递变规律

规律三
一般认为： 如果两个成键元素间的电负性差值 大于1.7，他们之间通常形成 离 子 键 如果两个成键元素间的电负性差值 小于1.7，他们之间通常形成 共 价 键
小结
• 1、元素电负性的定义 • 2、电负性的变化规律 • 3、电负性的应用
巩固练习
1、下列各组元素按电负性由大到小顺序排 列的是( D ) A. F N O B. O Cl F C. As P H D. Cl S As 2、下列哪个系列的排列顺序正好是电负性 减小的顺序( B ) A. K Na Li B. O Cl H C. As P H D. 三者都是
0～14 0～2 2
课堂小结:
一、原子结构与元素周期表
1、原子的电子排布与周期的划分 周期序数=能层数 2、原子的电子排布与族的划分 主族元素：族序数=原子的最外层电子数 =价电子数 副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的 电子数=价电子数 3、原子的电子构型和元素的分区 5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。
3、电负性差值大的元素之间形成的化学键主要 为( B ) A.共价键 B.离子键
4、下列不是元素电负性的应用的是( A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中元素化合价的正负 C.判断化学键的类型 D.判断化合物的溶解度
D)
6、在下列空格中，填上适当的元素符号。 (1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素 是 Na ，第一电离能最大的元素是 Ar ； 电负性最小的元素是 Na ，电负性最大的 元素是 Cl 。 (2)在元素周期表中，第一电离能最小的元 素是 Cs ，第一电离能最大的元素是 He ； 电负性最小的元素是Cs ，电负性最大的元 素是 F 。(不考虑放射形元素!)
专题二原子结构与元素性质
第二单元 元素性质的递变规律
元素周期律
——元素周期律是指元素性质随核电荷 数递增发生周期性的递变
1.同周期元素的性质变化规律
Na
3
Mg 12镁
Al 13铝
Si 14硅
P 15磷
S 16硫
Cl 17氯
Ar 18氩
11钠
同 电 子 一
最 外层 电 子 数 逐 渐 增 多 原 子 半 径 逐 渐 减 小（稀有气体除外） 金 属 性 逐 渐 减 弱，非 金 属 性 逐 渐 增 强
最小能量叫做电离能。
• 2.符号：I 单位：KJ/mol • 表示式： M(g) - e- = M+ (g) I1（第一电离能） M+(g) - e- = M2+ (g) I2（第二电离能） M2+(g) - e- = M3+ (g) I3（第三电离能）
50 45 40 35 30 25 20 15 10 5 0
同理分析：P和S P(1s22s22p63s23p3)半满状态，比较 稳定，所以不易失去电子。
实质分析
• 总之，第一电离能的周期 性递变规律是原子半径、 核外电子排布周期性变化 的结果
• 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
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 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1、ns2 活泼金属 ns2np1～6 p区 ⅢA～ⅦA族 大多为非金属 d区 ⅢB～Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 过渡元素 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
CaO
Na2O
Na2O2 CaCl2
NaCl
2、电负性的递变规律：
电负性最大
。
电负性逐渐 增 大 电 负 性 有
减 小
的 电负性最小 趋 势
原因？
原因解释
• 1、同周期从左至右元素的电负性逐渐增大 • 原因：同周期从左至右，电子层数相同，核电荷数 增大，原子半径递减，有效核电荷递增，对外层电 子的吸引能力逐渐增强，因而电负性只增加 • 2、同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小 • 原因：同主族元素从上到下，虽然核电荷数也增多， 但电子层数增多引起原子半径增大比较明显，原子 和对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的电负性 值递减
课堂练习
1.已知某元素的原子序数 为25，试写出该元素原子的电 子排布式，并指出该元素在周 期表中所属周期、族和区。
课堂练习
2.已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA 族位置上。试写出该元素基态原子的价电子 排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？
由于是ⅥA族， 4d必是全充满的， 所以价电子排布为5s25p4， 电子排布式 [Kr]4d105s25p4
产生这种趋势的原因？ 随着核电荷数的增大 ห้องสมุดไป่ตู้原子半径的减 小，核对外层电 子的有效吸引作 用依次增强。
同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小
原因？
同主族元素原子的 价电子数相同，原 子半径逐渐增 大，原子核对核 外电子的有效吸 引作用逐渐减弱
同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离 能最小，稀有气体元素的第一电离能最大 从左到右，元素的第一电离能在总体上 呈现由小到大的变化趋势，表示元素原 子越来越难失去电子
三、性质、结构、位置之间的关系
决定
原子结构
反映 反映 反映
元素性质
决定
决定
元素在表中位置
主族
ⅠA ⅡA ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
原子核外价电 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 子排布
最高正价 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 最低负价 -4 -3 -2 -1 化合价变化 最高正价:+1→+7;最低负价:-4→-1 金属性和非 金属性变化 原子半径变 化规律
• 思考： • Mg的第一电离能比Al的大，所以Al比Mg易 失去电子，但我们以前学习的金属失电子顺 序中，Mg比Al易失电子，与酸反应时更剧 烈。 • 同理：P与S
原因：条件不一致，一是气态，二是溶液
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。
层 周 数 期 相 同
2、同主族元素性质的变化规律
同一主族（最外层电子数相同）
电 子 层 数 依 次 增 多 原 子 半 径 依 次 增 大 金 单 质 还 原 性 增 强
属
性 ？
增 强
电 子 层 数 依 次 增 多
HF
原 子 半 径 增 大
单 质 氧 化 性 减 弱
HCl HBr
HI
HAt
气 态 氢 化 物 稳 定 性 递 减
7、A、B、C、D四种元素，已知A元素是自然界 中含量最多的元素；B元素为金属元素，已知 它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层 电子数之和；C元素是第3周期第一电离能最小 的元素，D元素在第3周期中电负性最大。 (1)试推断A、B、C、D四种元素的名称和符号。 (2)写出上述元素两两化合生成的离子化合物 O Ca Na Cl 的 化学式。
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）
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：
电负性是元素的原子在化合物中 的 吸引电子能力的标度。元素的电负 性越大，表示其原子在化合物中吸引 电子的能力越强。
金属性减弱非金属性增强
同周期从左到右半径逐渐减小
一. 原子核外电子排布的周期性 周期 元素 外围电子排布 最多可容纳的 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 8 5 18 5s1 5s25p6 32 6s1 6s26p6 6 8
属P区
练习：
1.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试 确定其在周期表中的位置。 第四周期，ⅦB族。 2.试确定32号元素在周期表中的位置。 第四周期，ⅣA族 3.判断处于第三周期，ⅣA族元素的价层 电子结构、原子序数。 [Ne]3s23p2，第14号元素
• 二. 电离能及其变化规律 气态原子或气态离子失去一个电子所需要的 • 1.定义：
I3
I1
I2
电离能
电离能
3.意义：表示原子或离子失去电子的难易程度 电离能越小，该气态原子越容易失去电子 电离能越大，该气态原子越难失去电子
图2-13
从左到右，元素的第一电离能在总 体上呈现由小到大的变化趋势，表 示元素原子越来越难失去电子,碱金 属元素的第一电离能最小，稀有气 体元素的第一电离能最大
随着原子序数的增加，元素原子的外围 电子排布呈现周期性的变化：
每隔一定数目的元素，元素原子的外围 电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变 化。
思考与探究
按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区： s区、d区、ds区、p区、f区。划分区的依据是什 么？ s区、d区、p区分别有几个纵列？
非 金 属 性 减 弱
非 金 属 性 递增
金 属 性 递 增
非 金 属 性 递 增 金 属 性 递 增
金属最强
元素周期表
一、周期表的结构 周期（横行）结构： 三长、三短、一不全。 族（纵行）结构： 七主、七副、零VⅢ族。 二、原子结构与元素在周期表中位置的关系