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第三节 原子结构与元素性质,元素周期律的内容是_而呈现周期性的变化。该规律的实质是：_呈现周期性变化的原因是_呈现周期性的变化。 同一周期的元素从左右元素_性逐渐减弱，元素 _性逐渐增强；同一主族的元素从上下元素_性逐渐增强，元素_性逐渐减弱。,1,2,元素的性质随着原子序数的递增,元素性质,元素原子结构,金属,非金属,金属,非金属,了解电离能的概念与内涵，认识主族元素电离能的变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。 知道元素电负性与元素性质的关系，认识主族元素电负性的变化规律，体会原子结构与元素周期律的本质联系。,1,2,电离能的定义 _叫做电离能，单位_。常用符号I表示。_ _叫做第一电离能，用符号I1表示；_叫做第二电离能，用符号I2表示。如果对同一基态原子有第一、第二、第三、第四电离能，则_，即I1I2I3I4,1.,气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量,kJmol1,气态中性,原子失去第一个电子所需要的能量,气态一价阳离子失去一个电子所需要的能量,将逐渐增大,电离能与金属活泼性的关系 由电离能的定义推知，电离能越小，表示在气态时该原子_，反之，电离能越大，表明气态时该原子 _，因此运用电离能数值大小可以判断_ _。 影响电离能的因素 电离能的数值大小主要取决于原子的_、_以及_。,2,越易失电子,越难失电子,金属原,子在气态时失电子的难易程度,3,核电荷数,电子层,原子半径,元素第一电离能的周期性变化规律 由电离能大小可以看出，对同一周期元素：_第一电离能最小，_元素的第一电离能最大；从左到右呈现_的变化趋势，原因是同周期元素 _相同，但随着核电荷数的增大和原子半径的减小，_。 同主族元素自上而下，第一电离能_，表明自上而下原子越来越容易_电子。原因：同主族元素价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子_减小。,4,碱金属,稀有气体,逐渐增大,电子层数,原子核对外层电子有效吸引力增大,减小,失去,有效吸引力,过渡元素同周期从左到右，第一电离能变化不太规则，随着原子序数的增加第一电离能从左到右略有增加，原因是：增加的电子大部分排在_ 上，核对外层电子的_变化不是太大。注意：无论是同周期元素还是同主族元素，原子半径减小与第一电离能增大是一致的。 总之，第一电离能的周期性递变规律是_ _变化的结果。,(n1)d轨道或(n2)f轨道,有效吸引力,原子半径、核外,电子排布周期性,电负性 (1)含义：元素的原子在化合物中_能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中_的能力越_；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越小。 (2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为_作为标准，计算得出其他元素的电负性。,1.,吸引电子,吸引电子,大,4.0,电负性的周期性变化规律 (1)同一周期从左到右，元素的电负性_。 (2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐_。因此电负性大的元素集中在_，电负性小的元素集中在_。 电负性的应用 (1)元素的电负性可用于判断一种元素是_还是 _，以及其活泼性_。 (2)利用电负性还可以判断化合物中元素化合价的正负： 电负性大的元素呈现_，电负性小的呈现正价。,2,3,逐渐增大,减小,周期表的右上角,周期表的左下角,金属元素,非金属元素,强弱,负价,(3)利用元素的电负性差值可以判断化学键的性质。 一般认为：如果两成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，相应的化合物为离子化合物；如果两成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物。当电负性差值为零时，通常形成非极性共价键；差值不为零时，形成极性共价键。,元素的金属性和非金属性及其强弱的判断 (1)金属的电负性一般小于2，非金属的电负性一般大于2，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 (2)金属元素的电负性越小，金属性越强；非金属元素的电负性越大，非金属性越强。,4,逐级电离能的含义及其与化合价的关系。 提示 逐级电离能就是指第一电离能、第二电离能第n电离能，分别用I1、I2In表示且有I1I2In。讨论逐级电离能与化合价的关系主要是指与金属元素化合价的关系。一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见价态。如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为1，而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为2、3。,【慎思1】,同周期第A族、A族元素第一电离能反常的原因。 提示 在每一周期中，A族元素原子的第一电离能比A族元素原子的第一电离能大，如I1(Mg)I1(Al)；A族元素原子的第一电离能比A族元素原子的第一电离能大，如I1(P)I1(S)。其原因为A族元素原子的最外层电子排布为ns2，属于全满结构，原子能量较低，具有较大的第一电离能，而同周期的A族元素原子最外层电子排布为ns2np1，原子能量较高，具有相对较小的第一电离能。故A族元素原子的第一电离能比同周期A族元素原子的大。同理A族元素原子的最外层电子排布为ns2np3为半充满状态，具有相对较大的第一电离能。,【慎思2】,如何利用电负性判断元素以及化合价的类型？应用电离能和电负性时注意哪些特殊情况？ 提示 (1)一般认为：电负性小于2的元素为金属元素，大于2的元素大部分为非金属元素；在化合物中电负性大的元素呈负价，电负性小的元素呈正价。 (2)其它特殊规律 通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但A族、A族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。,【慎思3】,金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。,电离能 (1)定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。 常用符号I表示，单位为kJmol1 意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。 (2)第一电离能：处于基态的气态原子失去1个电子，生成1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。,1,(3)第二电离能：由1价气态阳离子再失去1个电子形成2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示，依次还有第三、第四电离能等。 通常，原子的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能。 根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度。,(4)电离能大小影响因素：电离能与原子轨道能有关，其大小取决于原子的有效核电荷(数)和主量子数。 主量子数相同时，有效核电荷数越大，电离能越大。 有效核电荷数相同时，主量子数越大，电离能越小。 第一电离能与元素失电子难易程度的关系：第一电离能越大越难失去电子，第一电离能越小越易失去电子。 特别提醒：(1)理解电离能定义时把握两点：一点是气态(原子或离子)二点是最小能量。 (2)电离能是原子核外电子排布的实验佐证，根据电离能的数值可以判断核外电子的分层排布，层与层之间电离能相差较大，电离能数值呈突跃性变化，同层内电离能差别较小。,电离能的变化规律 (1)同周期元素：从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。随着核电荷数增大和原子半径减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强的必然结果。 (2)同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子。这是因为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。 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。,2,注意：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常： 同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。 同周期主族元素：从左到右：第一电离能依次明显增大(但其中有些曲折)。 反常的原因：多数与全空(p0、d0)、全满(p6、d10)和半满(p3、d5)构型是比较稳定的构型有关。,元素的化合价与原子结构的关系 元素的化合价与原子的核外电子排布，尤其是与价电子排布有着密切的关系。 元素的最高正化合价等于它所在族序数； 非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8(氢元素除外)； 稀有气体元素原子的电子层结构是全充满的稳定结构，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27。,3,特别提醒：金属元素在所有的化合物中均显正价，非金属元素既可能显正价，也有可能显负价。非金属元素相互作用时，得电子能力强的显负价，得电子能力弱的显正价。,(2011陕西渭南高二月考)根据下表所列电离能I/kJmol1的数据，下列判断中错误的是 ( )。 A.元素X和Y可能是同周期元素 B元素X不可能是A族元素 C元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D元素Y在化学性质上与锡相似,【例1】,解析 选D。由数据分析X中I2I1，X易呈1价，为A族，所以B对，C对，Y中I4I3，易呈3价，应在A族。可能和X同周期，所以A对。但性质不能与锡相似，因为锡在A族，D错。 答案 D,(1)熟记下图中I1的变化曲线。,不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E)如图所示，试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。,【体验1】,(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是_ _。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的_变化规律。 (2)同周期内，随原子序数的增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象，试预测下列关系中正确的是_(填写编号)。 E(砷)E(硒) E(砷)E(硒) E(溴)E(硒) (3)估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：_E_。 (4)10号元素E值较大的原因是_。,解析 此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。 (1)同主族元素最外层电子数相同，随着原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，所以失去最外层电子所需能量逐渐减小。 (2)根据图像可知，同周期元素E(氮)E(氧)，E(磷)E(硫)，E值出现反常现象。故可推知第四周期E(砷)E(硒)。但A族元素和A族元素的E值未出现反常。所以E(溴)E(硒)。此处应填、。,(3)1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子比同周期元素钾要难，比同主族元素Mg要容易，故其E值应在419738之间。 (4)10号元素是Ne，它的原子最外层已经成为8电子稳定结构，故其E值较大。 答案 (1)随着原子序数的增大，E值变小 周期性 (2)、 (3)419 738或填E(钾) E(镁) (4)10号元素是氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8个电子稳定结构,(1)定义：用来表示当两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。鲍林给电负性下的定义是“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。 (2)意义：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；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。 加深对元素周期律的理解 (1)同族元素在性质上的相似性，取决于原子的价电子排布的相似性：而同族元素在性质上的递变性，取决于原子核外电子层数的增加。,(2)主族元素是金属元素或非金属元素取决于原子中价电子的多少。 (3)电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系 电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价。,已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性。 (1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_。 (2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？ Mg3N2、 BeCl2、 AlCl3、 SiC,【例2】,解析 元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值：Mg3N2中电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。 答案 (1)随原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性的变化。 (2)Mg3N2为离子化合物，SiC、BeCl2、AlCl3均为共价化合物。,(1)熟记常见元素的电负性(如H及例2中表)。 (2)注意用一般规律来判断化学键的类型。,不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值x来表示，若x越大，其原子吸引电子能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下面是某些短周期元素的x值：,【体验2】,(1)通过分析x值变化规律，确定N、Mg最接近的x值范围：_x(Mg)_，_x(N)_。 (2)推测x值与原子半径的关系是_。上表中短周期元素x值的变化特点，体现了元素性质的_变化规律。 (3)某有机化合物结构简式为： ，其中 C N键中，你认为共用电子对偏向于_(写原子名称)一方。,(4)经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值(x)即x1.7时，一般为离子键；x1.7时，一般为共价键。试推断：AlBr3中化学键类型是_。 解析 (1)确定x值的范围应注意取同周期递变和同主族递变的交集。 (2)分析同周期和同主族元素x值的递变，均可得出x值随原子半径的增大而减小。 (3)对比C、N的x值，应用题干中的信息，即可得出共用电子对偏向于氮一方。 (4)Cl与Al的x为3.161.611.551.7，Br的x值小于Cl的x值，故AlBr3中成键的两原子相应元素的x1.7，为共价键。,答案 (1)0.93 1.57 2.55 3.44 (2)原子半径越大，x值越小 周期性 (3)氮 (4)共价键,第A族中的镁、第A族中的磷等第一电离能都出现反常，它们比相邻元素的第一电离能都要大，这是为什么？ 解析 考查第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布的关系，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。 第A族中的镁、第A族中的磷等第一电离能都出现反常，它们比相邻元素的第一电离能都要大，要说明这个问 题必须从分析原子的核外电子排布入手。,【案例】,Mg的电子排布式为：1s22s22p63s2，当Mg失去一个电子后电子排布式为：1s22s22p63s1，Mg的最外层全充满状态很难失去一个电子，其第一电离能较大；而Al的电子排布式为：1s22s22p63s23p1，当Al失去一个电子后电子排布式为：1s22s22p63s2，Al失去一个电子变为最外层全充满状态，故Al的第一电离能较小。磷的电子排布式为：1s22s22p63s23p3，当磷失去一个电子后电子排布式为：1s22s22p63s23p2，由3p能级半充满状态很难失去一个电子，其第一电离能较大。硫的电子排布式为：1s22s22p63s23p4，当硫失去一个电子后电子排布式为：1s22s22p63s23p3，硫易失去一个电子变为半充满状态，故硫的第一电离能较小。磷的第一电离能比硫的大。 答案 见解析,
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