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1、元素性质递变规律最全版专题 2 原子结构与元素的性质第二单元元生性质的递变规律 学习目标 1在必修的基础上，进一步理解元素周期律2理解元生性质岁原子序数的递加的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化3认识元素电离能、电负性的看法和岁原子序数递加的周期性变化规律4认识电离能、电负性的简单应用课时安排 5课时第一课时 学习内容 回顾：元素周期律及元素周期律的详尽表现（ 1）含义（ 2）本质：核外电子排布的周期性变化（ 3）详尽表现、核外电子排布的周期性变化、元素化合价的周期性变化、原子半径的周期性变化、元素金属性和非金属性的周期性变化一、原子核外电子排布的周期性1随着原子序数的递加，元素原子的
2、外面电子排布从ns1ns2np6 表现周期性变化2依照元素原子外面电子排布的特点，可将元素周期表分成 5 个地域。详尽地说是依照最后一个电子填充在何原子轨道上来分区（1）s 区元素： 外面电子只出现在s 轨道上的元素。 价电子排布为ns12，主要包括 A和A 族元素， 这些元素除氢以外都是爽朗的金属元素，简单失去1 个或 2 个电子形成 +1 价或 +2价离子（ 2）p 区元素：外面电子出现在 p 轨道上的元素（ s 轨道上的电子必排满） 。价电子排布为 ns2 np16，主要包括周期表中 A 到 A 和 0 族共 6 个主族元素，这些元素随着最外层电子数的增加 , 原子失去电子变得越来越困难
3、 , 获取电子变得越来越简单。 除氢以外的所有非金属元 / 素都在 p 区（3）d 区元素：外面电子出现在d 轨道上的元素。价电子排布为(n-1)d 19ns12，主要包括周期表中 B 到 B 和族， d 区元素所有是金属元素。这些元素的核外电子排布的主要差异在(n-1)d的 d 轨道上。由于d 轨道未充满电子，因此d 轨道可以不相同程度地参加化学键的形成。（4）ds 区元素： ds 区元素与s 区元素的主要差异是s 元素没有 (n-1)d电子，而 ds 区元素的 (n-1)d轨道全充满，因此ds 区元素的价电子排布是(n-1)d 10ns12。包括 B和 B，所有是金属元素（5）f 区元素：
4、包括镧系元素和锕系元素，它们的原子的价电子排布是(n-2)f014(n-1)d 02ns2，电子进入原子轨道(n-2)f中。由于最外层的电子基真相同，(n-1)d的电子数也基真相同，因此镧系元素和锕系元素的化学性质特别相似。思虑：（ 1）主族元素和副族元素的电子层结构各有什么特点？（ 2）周期表中， s 区、 p 区、 d 区、 ds 区元素的电子层结构各有什么特点？包括元素外面电子排布s 区A A族ns12p 区AA 0 族ns2np16d 区BB 族(n-1)d 19ns12化学性质除氢外，都是爽朗金属非金属性增强、金属性减弱均为金属， d 轨道上的电子可参加化学键的形成ds 区B B族(
5、n-1)d10 ns12均为金属， d 轨道上的电子不参加化学键的形成镧系锕系(n-2)f0-1402镧系元素化学性质相似(n-1)dnf 区锕系元素化学性质相似（3）拥有以下电子层结构的元素位于周期表的哪一个区？它们是金属还是非金属？ns2ns2np5(n-1)d 5ns2(n-1)d10ns2(4) 某元素基态（能量最低状态）原子最外层为4s1，它位于周期表的哪个区？（ 5）已知某元素的原子序数是 50。试写出它的原子核外电子排布式。该元素位于周期表的哪一个区？属于金属还是非金属元素？第二、三课时 学习内容 二、元素第一电离能的周期性变化（一）第一电离能 （ I 1）的看法：气态原子失去一
6、个电子形成+1 价气态阳离子所需的最低能量。注意：原子失去电子，应先最外电子层、最外原子轨道上的电子（二）第一电离能的作用：可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。I 1 越小，原子越容易失去一个电子；I 1 越大，原子越难失去一个电子（三） I 1 的周期性变化1同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能表现增大的趋势，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大2同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐碱小3周期表的右上角元素的第一电离能数值大，左下角元素的第一电离能的数值小（四） I 1 与洪特规则的关系同一周期元素的第一电离能存在一些失态，这与它们的原子外面电子排布的
7、特点有关。如镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫大。基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f 0）、半满（ p3、d5、f 7）和全满（ p6、 d10、 f14）结构时，原子的能量较低，该元素拥有较大的第一电离能。 随堂检测 1以下各组元素中，第一电离能依次碱小的是（）A H、 Li 、Na、 KB I 、 Br、 Cl 、 FC Na、 Mg、 Al 、 SiD Si 、 Al 、 Mg、 Na2讲解以下现象（ 1）元素原子的第一电离能总是正当（ 2）磷的第一电离能比硫的第一电离能大（ 3）同一周期中，总是稀有气体元素的原子的第一电离能最大（ 4）Na+、
8、Ne 是等电子体 （等电子体拥有相同的电子层结构和相似的空间构型，平时拥有相似 的 性 质 ）， 为 什 么 它 们 的 第 一 电 离 能 的 实 质 相 差 较 大 ？ I 1；I 1(Na +)=47.3ev ev：电子伏特，能量的单位3比较以下元素第一电离能的大小。并说明原因（ 1）锂和氖（ 2）铍和硼（ 3）碳和氮（ 4）磷和硫5第二电离能（I 2）、第三电离能（I 3）及各级电离能的应用（1）看法+1 价气态离子失去一个电子，形成+2 价气态离子所需要的最低能量称称为该元素的第二电离能，表示I 2+2 价气态离子失去一个电子，形成+3 价气态离子所需要的最低能量称称为该元素的第二电
9、离能，表示I 3（ 2）应用（ a）用来衡量元素的原子或离子气态时失去电子能力的强弱。电离能数值越小，该元素的原子越简单失去电子(b) 确定元素平时以何种价态存在(c) 核外电子分层排布的有力凭据思虑：1已知某元素的第一至第八电离能（单位kJ/mol ）：I 1=577， I 2=1820， I 3=2740， I 4=11600， I 5=14800，I 6=18400 ，I 7=23400， I 8=27500（ 1）为什么 I 1 至 I 8 是增加的？（ 2）试推断该元素的原子最外层有几个电子？+2参照教材P20 表 2-6 ，讲解为什么易形成Na ，而不易形成2+Na？易形成2+Mg
10、 ，而不易形3成 Mg？ 科学研究金属性与金属活动性金属元素的原子在化学反响中平时表现为失去电子形成阳离子的倾向。 金属性的强弱平时用金属元素原子的最外层电子的电离能大小来衡量金属活动性是反响金属在水溶液中形成水合离子倾向的大小， 也就是反响金属在水溶液中起氧化反响的难易。 从能量角度看， 金属活动性除了与金属元素原子的电离能有关外， 同时还与金属的升华能（固态单质变为气态原子所需的能量） 、水合能（金属阳离子与水化合时所放出的能量）等多种因素有关金属性强的元素，一般说来它的金属活动性也强， 但也有不一致的情况。比方，钠的第一电离能比钙的第一电离能小， 但是钙在水溶液中形成水合离子的倾向比钠大
11、， 因此钙的金属活动性比钠强。 简单地说， 金属性是金属原子失去电子的能力， 金属活动性金属单质的爽朗性，两者是有区其他惰性电子对效应在元素周期表中 A、 A、 A 族中，从上到下低价态趋于牢固，习惯上被认为是由于 ns2 电子对的“惰性”引起的，故被称为“惰性电子对效应” 。主要表现在 Tl(+3) 、 P(+4) 、 Bi(+5) 都拥有强氧化性，而其低价态 Tl(+1) 、 P(+2) 、Bi(+3) 很牢固，即 6s2 表现特其他稳 2穿能力强，受核控制大，成键能力弱。另一方面，重元素的原子半径大，成键市价层轨道重叠较少， 并且内层电子数很多，这些内层电子与其键合原子的内层键的斥力增大
12、等因素以致其成键能力变弱， 高价态成键的能量不足以补偿低价态到高价态所需的激发能或电离能，因2第四课时 学习内容 三、元素电负性的周期性变化（一）元素电负性( ) 的看法：元素的原子在化合物中吸引电子的能力元素电负性最早是由美国科学家鲍林（ ） 提出， 发展到现在元素电负性有多种标准，但我们习惯上还是用鲍林的电负性数值鲍林规定氟元素的电负性最大， ，再经过必然的计算方法，得出其他元素的电负性数值（见下表）（二）元素电负性的周期性变化规律1同周期：从左到右，元素电负性由小到大（稀有气体除外）2同主族：从上到下，元素电负性由大到小有以上规律得出： 元素周期表中， 右上角氟元素的电负性最大，左下角铯元素的电负性最小（放射性元素除外）（三）元素电负性的应用1元素的电负性可以用来判断元素为金属元素还是非金属性元素电负性 ( ) 1.8 为非金属元素， 电负性 ( ) 为金属元素2元素的电负性可以用来比较元素非金属性的强弱以及原子得电子能力的强弱元素 A 和 B，若 A B，则非金属性 A B，得电子能力也是A B3元素电负性的差值可以用来判断化学键的种类A- 1.7 ，所形成的化学键
