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1、我们学过的元素重要性质有哪些？它们各有怎样的递变规律？,1.失电子能力：,同一周期从左到右失电子能力逐渐减弱； 同一主族从上到下失电子能力逐渐增强。,2.得电子能力：,同一周期从左到右得电子能力逐渐增强； 同一主族从上到下得电子能力逐渐减弱。,3.价电子数：,同周期：从1变到7，同主族：相同,4.原子半径：,同一周期从左到右原子半径逐渐减小； 同一主族从上到下原子半径逐渐增大。,在科学研究和生产实践中，仅有定性的分析往往是不够的，为此，人们用电离能、电子亲和能、电负性来定量的衡量或比较原子得失电子能力的强弱。,2.元素第一电离能大小与原子失电子能力有何关系？,1. 电离能定义：元素电离能是指气
2、态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量。而处于基态的气态原子失去一个电子，生成1价气态阳离子所需的能量称为第一电离能。,一、电离能及其变化规律,第一电离能越小，原子越易失去第一个电子； 第一电离能越大，原子越难失去第一个电子。,什么是第二电离能、第三电离能吗？,第二电离能：是指1价气态离子失去一个电子形成2价气态离子所需的最低能量称该元素的第二电离能。用I2表示。类似用I3、I4.表示元素的第三、四.电离能等。,观察分析下表电离能数据回答问题：,问题： 解释为什么锂元素易形成Li，而不易形成Li2；镁元素易形成Mg2，而不易形成Mg3？,参考答案：从表中数据可知：Li元素的I2远大于I1
3、，因此Li容易失去第一个电子，而不易失去第二个电子；即Li易形成Li，而不易形成Li2 。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。,观察分析下图元素第一电离能的变化情况，寻找它们的变化有哪些规律？同时你是否还能发现一些问题？请讨论总结。,3.元素第一电离能的递变规律,规律和问题：,1.总体上：金属元素的第一电离能都 ，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都 。,较大,较小,2.同一周期元素的第一电离能从左到右呈增大趋势。,3.同一主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。,4.在同一周期中第一电离能最小的是碱金
4、属元素，最大的是稀有气体元素。,5.在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一电离能大于相邻的元素的第一电离能。为什么？,在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一电离能大于它们相邻的元素的第一电离能。为什么？,提示：请同学们先写出Be、B、N、O、Mg、Al、P、S的电子排布式，并作比较。,Be：1S2 2S22P0 （B：1S2 2S22P1） N：1S2 2S22P3 (O：1S2 2S22P4) Mg：1S2 2S22P6 3S23P0 (Al：1S2 2S22P6 3S23P1) P：1S2 2S22P6 3S23P3 (S：1S2 2S22P6 3S23P4),我们
5、知道：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）或半充满（p3、d5、f7）或全充满（p6、d10、f14）结构时原子处于能量较低状态（即洪特规则特例），所以失电子所需能量较大，即I1较大。而Be、N、Mg、P元素的原子结构恰好满足这一点，所以导致它们的第一电离能大于它们相邻元素。,实质分析,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,4、电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如：Li：I1I2I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。 (2)根据电离能数据，确定元素在化合物中
6、的化合价。如K：I1I2I3，表明K原子易失去一个电子形成1价阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 阅读教材24页,钠原子的第一电离能较低，而第二电离能突越式变高，也就是说，I2 I1。这说明钠原子很容易失去一个电子成为+1价阳离子，形成稀有气体元素原子的稳定状态后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强，不再失去第2个电子。因此，钠元素的常见化合价为+1价。同理分析镁和铝。,元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是价电子排布有着密切的关系。除外，元素的最高价化合价等于它所在的族的序数，非金属元素的最高正化合价和负化合价的绝对值之
7、和为8（H除外）；稀有气体元素原子的电子层结构时全充满的稳定结构，其原子既不易失去电子，也不易得到电子，因此稀有气体元素的化合价在通常情况下为0；过渡金属元素的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态，如锰元素的化合价为+2+7。 阅读教材24页拓展视野,综合分析,二、元素的电负性及其变化规律,1、定义及数据来源 教材25页,2、电负性的变化规律 同一周期元素从左向右，元素的电负性递增； 同一主族元素，自上而下，元素的电负性递减。 电负性大的元素集中在元素周期表的右上角， 电负性小的元素位于元素周期表的左下角。即得电子能力最强的元素或非金属性最强的元素在元素周期表的右上角，而失电子
8、能力最强的元素或金属性最强的元素位于元素周期表的左下角。,鲍林L.Pauling 1901-1994,鲍林研究电负性的手搞,3、电负性的应用 (1)元素的电负性越大，表示该元素非金属性越强，金属性越弱；元素电负性越小，表示该元素非金属性越弱，金属性越强。通常金属电负性小于2，非金属大于2. (2)判断化学键类型： 一般认为：若成键两元素原子间电负性差值大于1.7，形成离子键；若成键两元素原子间电负性差值小于1.7，形成共价键。,(3)判断化合物中元素的化合价： 电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素易呈现正价；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素易呈现负价。 阅读教材26页-对元素周期律的更深刻理解,科学探究,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。,解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。,
