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1、,元素性质的递变规律,物质结构与性质专题二 第二单元：,第一节 原子核外电子排布的周期性,元素周期律总述,原子核外电子排布的周期性变化元素的金属性和非金属性的周期性变化元素的主要化合价的周期性变化原子半径的周期性变化元素的第一电离能的周期性变化元素电负性的周期性变化,元素性质的递变规律,核外电子排布,原子的最外层电子排布,原子半径,元素化合价,金 属 性最 强,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。周期序数等于主族序数的元素具有两性.,Al(OH)3+H+ = Al(OH)3+OH- = .,Al 2O3+H+ = Al 2O3 +OH- = .,ns2,ns
2、1,ns2np1,ns2np2,ns2np3,ns2np4,ns2np5,最高正价:+1+7;最低负价:-4-1,同周期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、原子结构与周期律,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、主族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,8,18,18,32,6s1,6s26p6,8,8,8,8,8,8,课本表2-5 1-6周期元素的外围电子排布,1、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
3、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。第四周期从左到右外围电子排布从4s1经过3d1-104s1-2逐渐过渡到4s24p6.,2、同一主族元素的原子外围电子排布相同，不同的只是电子层数。,二、元素周期表中区的划分,按照外围电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。,A、A族,A零族,B族,B、B族,镧系和锕系,ns1、ns2,ns2np16,(n1)d19ns2,(n1)d10ns12,（n2）f014ns2,各区元素特点：,活泼金属,大多为非金属,过渡元素,过渡元素,过渡元素,2、主族元素： 族序数=原子的最外层电子数=价电子
4、数 副族元素： B-B族序数=（n-1)d+ns的电 子数,【规律总结】,1、周期数=电子层数,B、B族序数=原子的最外层电子数,C,D,反馈 练 习,1、按电子的排布，可把周期表里的元素划分成5个区，以下元素属于p区的【 】 A.Fe B.Mg C.P D.La,2、某元素原子价电子构型3d54s2，其应在【 】 A.第四周期A族 B.第四周期B族 C.第四周期A族 D.第四周期B族,3.已知一元素的价层电子结构为3d34s2，试确定其在周期表中的位置。,第四周期，VB族。,4.判断处于第三周期，A族元素的电子排布式、原子序数。,Ne3s23p2，第14号元素,5.已知某元素在周期表中位于第
5、五周期、A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？,价电子排布为5s25p4，,电子排布式 Kr4d105s25p4,属P区,一、电离能：,2、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。,1、定义：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，用符号I1表示，失去第二个电子所需要的能量叫做第二电离能I2M（g，基态）M+（g）+ e I1M+（g，基态）M2+（g）+ e I2,第二节 第一电离能的周期性变化,交流讨论：,根据下图元素第一电离能曲线图，总结电离能的变化规律。,N,P,Be,Mg,Z
6、n,As,5 10 15 20 25 30 35 原子序数,I1,136号元素的第一电离能,Ca,3、电离能的变化规律：,（1）同周期：主族元素从左到右，电离能呈逐渐增大的趋势； （2）同主族：主族元素从上到下，电离能逐渐减小；,（3）特殊： BeB MgAl No PS ZnGa,（4）总体上金属元素第一电离能较小，非金属元素第一电离能较大。,（5）同一周期第一电离能最小的是碱金属元素，最大的是稀有气体元素。,通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
7、,根据第一电离能的定义，你能说出什么是第二电离能、第三电离能吗？讨论后回答。,拓展视野,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I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的最低能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5,同一种元素的逐级电离能的大小关系,I1I2I3I4I5,why,问题探究三,观察分析下表电离能数据回答问题：,为什么钠元素易形成Na，而不易形成Na2；镁元素易形成Mg2，而不易形成Mg3？,从表中数据可知：Na元素的I2远大于I1，因此Na容易失去第一个电子，而不易失去第二个电子；即Na易形成N
8、a，而不易形成Na2 。镁元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，说明镁容易失去两个电子，而不易失去第三个电子，因此镁易形成Mg2，而不易形成Mg3。,4、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。 （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。第一电离能越大，越难失去电子，金属性越弱 （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。,每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束 f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素 铝的第一电离能大于钾的第一电离能 已知在201molNa失去1mol电
9、子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol,错,错,对,错,概念辨析,影响第一电离能的因素：,1、原子半径 2、核电荷数 3、核外电子排布（全空、半满、全满）,A、A族和0族,归纳总结,总结,元素金属性 同周期 左 右 减小同主族 上 下 增强,元素第一电离能 同周期左 右增大趋势（两处反常）同主族上 下减小,原子结构 原子核吸引电子的能力原子形成稳定结构的趋势,元素第一电离能和原子半径大小规律相反,第三节 元素电负性的周期性变化,一、元素的电负性：,1、 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。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4.
10、0，然后求出其它元素的电负性。,2、元素电负性的变化规律,同周期，从左到右，电负性增加,同主族，从上到下，电负性下降,（1）、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,非金属元素的电负性在1.8以上 。 （2）、化学键型判别： 电负性相差较大（1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成离子键。电负性相差较小（1.7)的两种元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。,3、应用：,（3）、判断分子中元素的正负化合价：电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合
11、价为 值。,弱,正,强,负,1、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 AlCl3 CH4 离子化合物： 。 共价化合物： 。,HCl、 NO、AlCl3、 CH4,NaF、 MgO、 KCl,概念应用,2、请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出化合物中为正价的元素NaH ICl NF3 SO2 H2S CH4 NH3 HBr,2、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,1、电负性差值大的元素之间形成的化学
12、键主要为( ) A.共价键 B.离子键 C.金属键 D.配位键,B,练习,3、已知四种元素的电子排布式为： A.ns2np3 B.ns2np4C.ns2np5 D.ns2np6则他们的第一电离能按从大到小的顺序为 ，电负性的大小顺序为 。,DCAB,CBA,4、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 ，第一电离能最大的元素是 ； 电负性最小的元素是 ，电负性最大的元素是 。 (2)在元素周期表中，第一电离能最小的元素是 ，第一电离能最大的元素是 ；电负性最小的元素是 ，电负性最大的元素是 。(不考虑放射形元素!),Na,Ar,Cl,Na,Cs,He,Cs,F,5、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的 化学式。,O,Ca,Na,Cl,CaO Na2O Na2O2 CaCl2 NaCl,小结,同周期,左,右,上,下,核电荷数,原子半径,失电子能力,电离能,金属性,吸引电子能力,电负性,非金属性,大,大,强,小,强,弱,小,弱,大,小,弱,大,弱,强,大,强,同 主 族,
