原子结构与元素的性质(课件PPT)
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原子结构与元素的性质ppt课件

对元素的分类: 短周期元素 前三周期,1~18号 长周期元素 后四周期,18号以后
主族元素 副族元素
长周期和短周期元素共同组成 长周期元素单独构成
非金属元素 金属元素
22种
【思考】写出每个周期开 头元素和结尾元素的最外
90多种 层电子的排布式的通式?
碱金属的电子排布式
原子 元素 元素 序数 名称 符号
H
He
Li Be Na Mg
过渡元素
B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
电子排布
3 锂 Li 1s22s1 11 钠 钠 1s22s22p63s1
19 钾 K 1s22s22p63s23p64s1 37 铷 Rb 1s22s22p63s23p63d104s24p65s1
55
铯
Cs 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1
[He]2s1 [Ne]3s1 [Ar]4s1 [Kr]5s1 [Xe]6s1
f
【思考】为什么s区、d区、ds区和f区的元素都是金属 (氢元素除外)?
s区元素:最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元素。 除H外,其余为活泼金属。
d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素,电子构型是 (n-1)d1~9ns1~2最外层电子数皆为1~2个,均为金属元素, 性质相似。 ds区元素:包括IB族和IIB族元素,价电子构型是 (n-1)d10ns1~2,均为金属元素 。 f区元素:最后一个电子排入(n-2)f能级,包括镧系 和锕系元素,均为金属。 p区元素:最外层电子构型从ns2np1~ns2np6的元素。 即IIIA~VIIA族、零族元素。除H外,所有非金属元素 都在p区。
原子结构与元素的性质PPT课件

最外层一个电子所需能量(I1)的范围:
I1
__4_1_9__ < I1 <___7_3_8___。
-
16
跟踪练习
1.下列说法正确的是( C )
A.在所有元素中,氟的第一电离能最大 最大的是稀有气体元素He
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 反常现象: 同周期ⅡA > ⅢA、 VA > VIA
C.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
1、影响因素
原子半径 取决于 1、电子的能层数
的大小
2、核电荷数
原
子 同主族,由于
半 电子能层的增
径 逐 渐
加使电子间的 斥力增大而带
增 来的原子半径
大 增大的趋势。
原子半径逐渐减小
同周期电子能层数相同, 由于核电荷数的增加 使核对电子的引力增 加而带来的原子半径 减小的趋势。
-
6
例1 比较下列微粒半径的大小:
(3)同种元素的原子与离子,核外电子数越多, 微粒半径 越大 。 Mg > Mg2+
(4)电子层结构相同的离子,核电荷数越大离子
半径 越小 。
O2->Na+
-
8
二、电离能(阅读课本P17)
1、概念
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 量叫做第一电离能。
用符号I1表示,单位:kJ/mol
1. 下列左图是根据数据制作的第三周期元素 的电负性变化图,请用类似的方法制作IA、 VIIA元素的电负性变化图。
-
24
-
25
2.在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主 族元素的性质有些相似,被称为“对角线规则”。 查阅资料,比较锂和镁在空气中燃烧的产物,铍 和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸 性的强弱,说明对角线规则,并用这些元素的电 负性解释对角线规则。
化学选修三《原子结构与元素的性质》PPT课件(原文)

❖ 5、掌握原子半径的变化规律 ❖ 6、能说出元素电离能的涵义,能应用元素的电离
能说明元素的某些性质
❖ 7、进一步形成有关物质结构的基本观念,初步认 识物质的结构与性质之间的关系
❖ 8、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的 关系
❖ 9、认识原子结构与元素周期系的关系,了解元素 周期系的应用价值
(G)碱 酸 s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子,在反应中易失去,所以都是金属。
最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐
;
(横行) 第6周期:32 种元素 查阅资料,比较锂和镁在空气中燃烧的产物,铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱,说明对角线规则,并用这
些元素的电负性解释对角线规则。
元素(除第一周期外)是 __碱_金__属___, 1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系
试确定32号元素在周期表中的位置。 d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。
最外层电
子排布为_n_s____,每一周期的最后一种元素都 1 每个纵行的价电子层的电子总数是否相等?主族元素的价电子数和族序数有何关系?
样多,而是随着周期序号的递增渐渐增多。
元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋
一、原子结构与元素周期表
1. 为什么副族元素又称为过渡元素?
副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的 区域,因此,又把副族元素称为过渡元素。
2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角 三角区内(如图)?处于非金属三角区边缘的元素常被 称为半金属或准金属。为什么?
镧 La – 镥 Lu 共15 种元素称镧系元素 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。
电负性相差不大的两种非金属元素化合,通常形成共价键;
能说明元素的某些性质
❖ 7、进一步形成有关物质结构的基本观念,初步认 识物质的结构与性质之间的关系
❖ 8、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的 关系
❖ 9、认识原子结构与元素周期系的关系,了解元素 周期系的应用价值
(G)碱 酸 s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子,在反应中易失去,所以都是金属。
最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐
;
(横行) 第6周期:32 种元素 查阅资料,比较锂和镁在空气中燃烧的产物,铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱,说明对角线规则,并用这
些元素的电负性解释对角线规则。
元素(除第一周期外)是 __碱_金__属___, 1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系
试确定32号元素在周期表中的位置。 d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。
最外层电
子排布为_n_s____,每一周期的最后一种元素都 1 每个纵行的价电子层的电子总数是否相等?主族元素的价电子数和族序数有何关系?
样多,而是随着周期序号的递增渐渐增多。
元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋
一、原子结构与元素周期表
1. 为什么副族元素又称为过渡元素?
副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的 区域,因此,又把副族元素称为过渡元素。
2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角 三角区内(如图)?处于非金属三角区边缘的元素常被 称为半金属或准金属。为什么?
镧 La – 镥 Lu 共15 种元素称镧系元素 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。
电负性相差不大的两种非金属元素化合,通常形成共价键;
原子结构与元素的性质_课件

钠、钾与水反应 可以看到,钾与水的反应更为剧烈
钠、钾与水反应 总结实验现象:
钠
钾
与水反应(绿豆粒 大小)
_浮___在水面上, _熔___成银白色,
在水面上四处 _游___,滴入酚酞 呈_红___色。
_浮___在水面上, _熔___成银白色,在 水面上四处_游___, 滴入酚酞呈_红___色 ,有微弱爆炸。
教学重点 碱金属、卤素的原子结构和性质递变规律;原子结构与元素性 质之间的关系。 教学难点
金属性、非金属性强弱的判断。
我们把周期表中ⅠA族除氢以外的元素称为碱___金__属__元__素____。 为什么要把这些元素编在一个族呢?
查阅元素周期表中的信息,填写下表:
元素 名称
锂 碱 金钠 属 元钾 素
铷
元素 符号
Li
Na
K
Rb
核电 荷数
3
原子结构示意图 +3 2 1
最外层 电子数
1
电子 原子半 层数 径/nm
2 0.152
11
+11 2 8 1
1
3 0.186
19
+19 2 8 8 1
1
4 0.227
37 +37 2 8 18 8 1 1
5 0.248
铯
Cs
55 +55 2 8 1818 8 1 1
碱金属的相似性
元素 符号 原子结构
Li 原子最外层 都是( 1 )个
Na 电子 K 碱金属原子
结构相似, Rb 化学性质也 Cs 相似
化学性质
与O2 反应?
与H2O 反应?
化合价
产物中, 碱金属元
素化合价 都是( +1 )
原子结构与元素的性质++课件++2024-2025学年高二化学人教版(2019)选择性必修2

2
3
ⅢB ⅣB ⅤB
Ⅵ BⅦBⅧⅠ Nhomakorabea ⅡB4
5 s区
6
p区
d区
ds区
7
镧系
锕系
f区
各区元素的位置、价电子排布式及种类和性质
包括元素
s区 ⅠA、ⅡA族 p区 ⅢA~零族 d区 ⅢB~Ⅷ族 ds区 ⅠB、ⅡB族 f区 镧系和锕系
价电子排布 ns1、ns2 ns2np1~6
(n-1)d1~8ns2 (n-1)d10ns1~2 (n-2)f0~14ns2
2、构造原理与元素周期表
(1)各周期第IA族和0族元素基态原子的电子排布
周期
一
二
ⅠA
H 1s1 Li [He] 2s1
零族
He 1s2 Ne [He]2s22p6
三 Na [Ne]3s1 Ar [Ne]3s23p6 四 K [Ar]4s1 Kr [Ar]3d104s24p6
五 Rb[Kr]5s1 Xe [Kr]4d105s25p6
②元素的价电子结构和 元素周期表中元素性质递 变规律决定了非金属集中 在右上角三角区。 ③处于非金属三角区边缘 的元素既能表现出一定的 非金属性,又能表现出一 定的金属性。
(2)金属与非金属交界处元素的性质特点
在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属 和非金属的性质,位于此处的元素常被称为半金属或类金属 (一般可作为半导体材料)。
[Ne]3s23p2,第14号元素
10
4、按照金属与非金属元素分区
(1)金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置
①为什么副族元素又称为过渡元素? ②为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内? ③为什么处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属?
原子结构与元素的性质课件-高一上学期化学人教版(2019)必修第一册

任务一、结合教材P104页【实验4-1】完成实验,观察比较实验现象, 完成表格内容。(溴水为黄色或橙色、碘水为黄褐色)
实验 内容
操作方法
实验现象
化学方程式或解释
氯置 将少量氯水滴入盛有KBr 无色变黄色 换溴 溶液的试管中,振荡试管。 (橙色)
氯置 将少量氯水滴入盛有KI溶 换碘 液的试管中,振荡试管。
19
素 铷(
) Rb
37
1
3
0.186
1
4
0.227
1
5
0.248
铯(
) Cs
55
1
6
0.265
项目一:碱金属的结构特点
任务二、观察碱金属元素的原子结构示意图,它们的核外电子排布(最外
层电子)有什么特点?
相似性
最外层电子数相等都是一个电子
任务三、在周期表中,从上到下碱金属元素原子的核电荷数、原子半径的
单质
颜色和状态
密度(g.cm3)
Li 银白色,柔软 Na 银白色,柔软 K 银白色,柔软 Rb 银白色,柔软
0.534
密 0.97 反
度
常
增 0.86
大
1.532
Cs 略带金属光泽,柔软
1.879
熔点(℃)
180.5 熔 97.81 点 降 63.65 低
38.89
28.40
沸点(℃)
1347 沸 882.9 点 降 774 低
项目三:观察、分析、解释
任务一、阅读教材P103页表4-4,根据卤素单质与氢气的反应分析、解 释卤素单质性质的相似性和递变性?
1.相似性:在一定条件下,从F2到I2 都能与H2化反应生成卤化氢。
原子结构与元素的性质ppt课件

6.下列关于碱金属元素的叙述正确的是(B C ) A.碱金属的密度随着原子序数的递增逐渐减小 B.从上到下,碱金属元素的最高价氧化物对应水 化物的碱性依次增强
C.钾与氧气或水反应比钠的反应剧烈,铷、铯的 相应反应更剧烈
D.碱金属元素阳离子的氧化性随着原子序数的递 增依次增强
7.在盛有5 mL饱和石灰水的试管中加入一小块钠,
思考:通过上述实验,能否总结出碱金属元化学性质的相似 性和递变性?
三、碱金属的性质
2.化学性质
分析和结论
碱金属化学 性质的特点
相似性 递变性
原子都易失去最外层的一个电子,性 质活泼,都能与O2等非金属单质及水 反应
从锂到铯,与O2、H2O等的反应越来越剧烈, 失电子能力越来越强,金属性逐渐增强
三、碱金属的性质
根据初中所学原子结构的知识,填写下表
金属元素失电子的能 力,越易失电子金属 性越强
元素种类
最外层电子数 e-容易得到还是
(填< 或 >)
失去
具有的性质
金属元素
< 4个
容易失去
金属性
非金属元素
> 4个
容易得到
非金属性
非金属元素得电子的 能力,越易得电子非 金属性越强
元素的性质与原子结构之间的关系?
液变为红色浮、熔、游、响、烧、爆、红
水 2K+2H2O = 2KOH+H2↑
三、碱金属的性质
2.化学性质 实验:(1)与氧气反应
思考:根据钾和钠与氧气反应的现象和方程式预测预测Li与氧气 的反应。并思考碱金属元素与氧气反应有何相似性和递变性?
4Li+O2 == 2Li2O(氧化锂)
相同条件下,碱金属从Li到Cs,电子层数逐渐增多,原子半
化学必修Ⅱ人教新课标1.1.2元素的性质和原子结构(23张ppt) (共23张PPT)

2、卤族元素
思考与交流:
分析卤族元素的原子结构,试推测一 下F、Cl、Br、I在化学性质上表现的 相似性和递变性?
卤族元素: 氟(F) 氯(Cl)
溴(Br) 碘(I) 砹(At)
F +9 2 7
Cl +17 2 8 7
Br +35 2 8 18 7
I +53 2 8 1818 7
找出卤族元素在元素周期表中的位置
2、根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性 强弱。碱性越强,则原金属元素的金属性越强。 3、金属间的置换反应
4、可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。金 属阳离子氧化性越弱,则元素金属性越强。
【随堂练习】
1.关于碱金属元素的下列叙述中,错误的是( ) A.碱金属元素原子最外层都只有1个电子 B.依Li、Na、K、Rb、Cs,单质熔沸点升高,密度增大 C.随核电荷数递增,氢氧化物碱性增强 D.随电子层数增加,原子半径增大,金属还原性增强
2、饱和氯水与 溶液由无色变
KI溶液反应后加 为深黄色,加入 Cl2 + 2 KI ==
入CCl4
CCl4下层为紫色 2KCl + I2
3、溴水与KI溶 液反应后加入
CCl4
CCl4层 为紫色
Br2 + 2KI == 2KBr +I2
2Br-+Cl2=Br2+2Cl2I-+ Cl2= I2+2Cl2I-+ Br2 =I2+2Br-
HBr + HBrO(很弱)
减 弱
I2 + H2O
HI + HIO (极弱)
4)卤素单质与碱反应
X2+ 2NaOH = NaX+ NaXO+H2O
高中化学选择性必修二 原子结构与元素的性质 精品课件

电负性的周期性变化
④“对角线规则”:对角线元素的电负性相近。
三、电负性——应用
1、判断元素金属性和非金属性的强弱
电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱。
①金属元素的电负性一般小于1.8。 ②非金属元素的电负性一般大于1.8。 ③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现金属
特例:如氢元素电负性 为2.2,但其为非金属
性,又表现非金属性。
2、判断化学键的类型 电负性相差很大(相差>1.7)
离子键 但也有特例(如NaH)
电负性相差不大(相差<1.7)
共价键 但也有特例(如HF)
电负性相差越大的共价键,共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大,键的极性越大。
三、电负性——应用
第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质
第2课时 元素周期律
旧知回顾
同周期主族元素原子结构、元素性质周期性变化规律(从左至右)
最外层电子数 原子半径
1→7
逐渐减小ห้องสมุดไป่ตู้
化合价
最高正价+1→+4→+7 最低负价 -4→-1
金属性 非金属性 逐渐减弱 逐渐增强
同主族元素原子结构、元素性质的变化规律(从上至下)
二、电离能(I)
1、第一电离能 ①定义:气态基态原子失去一个电子转化为气态基态阳离子所需要的最低能量。 ②符号:I1 ③单位:KJ/mol ④影响因素:与核电荷数正相关;与原子半径反相关。 ⑤原子的第一电离能与元素性质的关系:
电离能越小,表示在气态时该原子失去电子越 容易,即元素的_金__属__性越强; 电离能越大,表明在气态时该原子失去电子 越难 ,即元素的__金__属____性越弱。
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Si
P
S
Cl
单质与H2化 高温 合的难易
磷蒸气
加热
光照或点燃 爆炸化合
气态氢化物 的稳定性
很不SiH稳4定
不P稳H定3
H2S 不很稳定
HCl 稳定
最高价氧化 物对应水化
物的酸性
H4SiO4 极弱酸
H3PO4 中强酸
H2SO4 HClO4 强酸 最强酸
非金属性 Si < P < S < Cl
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
§1-2原子结构与元素的性质
一、原子结构与元素周期表
门捷列夫(俄国) 绘制出第一张元素周期表
元素周期律
1913年: 元素的性质随着核电荷数
的递增呈周期性的变化。
Henry Moseley
请按周期表结构写出各主族元素的基态原子的 简化电子排布式。
元素的分区
➢s区元素:
价电子层结构是ns1和ns2,包括ⅠA族 碱金属和ⅡA族碱土金属。
金属 <1.8
非金属 >1.8 类金属 ≈1.8 ⑵判断离子键、共价键的经验规律 :
△x>1.7 离子键
△x <1.7 共价键
4、教学必须从学习者已有的经验开始。——杜威 5、构成我们学习最大障碍的是已知的东西,而不是未知的东西。——贝尔纳 6、学习要注意到细处,不是粗枝大叶的,这样可以逐步学习摸索,找到客观规律。——徐特立 7、学习文学而懒于记诵是不成的,特别是诗。一个高中文科的学生,与其囫囵吞枣或走马观花地读十部诗集,不如仔仔细细地背诵三百首诗。——朱自清 8、一般青年的任务,尤其是共产主义青年团及其他一切组织的任务,可以用一句话来表示,就是要学习。——列宁 9、学习和研究好比爬梯子,要一步一步地往上爬,企图一脚跨上四五步,平地登天,那就必须会摔跤了。——华罗庚 10、儿童的心灵是敏感的,它是为着接受一切好的东西而敞开的。如果教师诱导儿童学习好榜样,鼓励仿效一切好的行为,那末,儿童身上的所有缺点就会没有痛苦和创伤地不觉得难受地逐渐消失。——苏霍姆林斯基
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
单质和水 (或酸)反
应情况
冷水 剧烈
热水 较快
盐酸 剧烈
盐酸 较快
稀
非金属单质 与氢气反应
高 温
磷蒸气 须 光照或 有
与H2能 反应
加 热
点燃爆 气 炸化合 体
最高价氧化 物对应水化 物的酸碱性
NaOH
强碱
Mg(OH)2 Al(OH)3
中强碱 两性氢 氧化物
➢原子半径 原子的半径:同种原子成键原子核间距的一半。
2.影响因素:核电荷数、核外电子数、能层数
(1)核电荷数相同、电子数不同
阳离子半径<原子半径<阴离子半径
①阳离子半径小于相应原子半径。 如: r(Na+)<r(Na)
②阴离子半径大于相应原子半径。如: r(Cl-)>r(Cl) ③同种元素不同价态的离子,价态越高, 离子半径越小。如:r(Fe2+)>r(Fe3+)
➢化合价的周期性变化 非金属元素(除H): 最高正价+|负价|=8
➢电离能
概念
第一电离能(I1):气态电中性基态原子失去 一个电子转变成气态基态正离子所需要的最低 能量
第二电离能(I2):气态基态正一价离子再失 去一个电子转变成气态基态正二价离子所需要 的最低能量
M(g) -e- M(g)+ -e- M(g)2+ -e- …
H4SiO4
弱酸
H3PO4 H2SO4 HClO4
中强 强酸 最强
酸
酸
元 素
金属性和非 金属性递变
金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强
➢对角线规则:
在周期表中左上角元素性质和右下角元 素相邻相似的现象,称为对角线规则。
Li Be B
Na Mg Al Si
比较锂和镁在空气中燃烧的产物,铍和铝的 氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性 的强弱。
➢ f区元素: 价电子层结构是(n-2)f0-14ns2或(n-2) f0-14(n-1)d1-2ns2,主要差别在倒数第三 层(n-2)f轨道上电子数不同。
二、元素周期律
➢元素金属性、非金属性
L i 金 属 性 减 弱 , 非 金 属 性 增 强 F
N aM gA lS iPSC l 非
金
金 属
I1
I2
I3
电离能(I)是元素的一种性质
➢电离能
理解
电离能(I)越小,表示在气态时该原子越容 易失去电子;反之,电离能(I)越大,表示 在气态时该原子越难失去电子;
电离能(I)越小可判断金属原子在气态时失 电子的难易程度。
金属活动性顺序和相应电离能大小一致吗?
➢电离能 影响因素
(1)原子核对核外电子的吸引力
鲍林以氟的电负性为_4.0_和锂的电负性为_1._0 作为相对标准,得出了其它元素的电负性。
电负性是个相对值,没有单位。
2.作用: 元素的电负性愈大,吸引键合电子的 倾向愈大,非金属性也愈强 。 3.规律: 同一周期,从左到右,元素的电负性逐渐变大
同一主族,从上到下,元素的电负性逐渐变小
4.应用: ⑴根据电负性判断元素类别
K
性 增
Rb
强
Br 属 性
I增 At 强
Cs
原子序数
11
元素符号
Na
单质与水(或 冷水 酸)反应情况 剧烈
氢氧化物 碱性强弱
NaOH 强碱
12
13
Mg
Al
热水较快 盐酸剧烈
盐酸 较快
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3
两性氢氧
化物
金属性 Na > Mg > Al
原子序数 14
15
16
17
元素符号
➢p区元素:
价电子层结构从ns2np1→ns2np6,只是 np电子数不同,包括ⅢA——0族元素。
➢d区元素:
价电子层结构为(n-1)d1-9ns1-2, 即最外层ns的电子数为1到2两个,次外 层(n-1)d轨道上电子数在1-9之间, 包括ⅢB族到Ⅷ族元素,d区元素又称过 渡元素。
元素的分区
➢ ds区元素: 价电子层结构是(n-1)d10ns1-2,次外层d电 子是充满的,最外层ns轨道上是1-2个电子。 它们既不完全同于s区元素,也不完全同于d区 元素,故为ds区元素,包括ⅠB族和ⅡB族元素。
S2->Cl->K+>Ca2+
3. 电子数和核电荷数都不同的微粒:
(1)同主族的元素,无论是金属还是非金属,无 论是原子半径还是离子半径从上到下递增.
(2)同周期:原子半径从左到右递减.如Na>Cl
(3)同周期元素的离子半径比较时要把阴阳离子 分开. 阳离子半径递减,阴离子半径递减,
第3周期离子半径最小的是_____,离子半径 最 大 的 是 _______ , 半 径 最 大 的 阳 离 子 和 半 径最小的阴离子半径何者大?
2. 电子数相同、核电荷数不同
核电荷数越大,则半径越小 。 (1) 与 He 电 子 层 结 构 相 同 的 微 粒 :
H->Li+>Be2+ (2) 与 Ne 电 子 层 结 构 相 同 的 微 粒 :
O2->F->Na+>Mg2+>Al3+ (3) 与 Ar 电 子 层 结 构 相 同 的 微 粒 :
(2)形成稳定结构的倾向
为什么磷的第一 电离能比硫高呢?
元素第一电离能的周期性变化
➢电负性(χ) 鲍林 1.元素的原子对键合电子吸引能力的大小标度
元素的电负性越大,表示其原子属元素的的电负性___,非金属元素的电负性___