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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I1I2I1(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XClD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1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：_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)1mol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)419738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)1.7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)0.931.572.553.44(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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