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1、专题二 原子结构与元素性质,第二单元 元素性质的递变规律,知识回顾1 ：元素周期律？本质原因？,P18 你知道吗？,知识回顾2：元素周期表的结构,元素周期表,横向7个周期,七个横行七周期，三短三长一不全；十八纵行十六族，七主七副八和零。,3个短周期（第1、2、3周期）,3个长周期（第4、5、6周期）,1个不完全周期（第7周期）,元素种数2、8、8,元素种数18、18、32,目前排有26种元素,纵向18个纵行,7个主族（由短周期和长周期元素共同组成的族）,7个副族（仅由长周期元素组成的族）,第V族（3个纵行，含Fe、Co、Ni等9种元素）,0族（稀有气体元素）,A到A,B到B,思考1 ：16个族
2、的排列顺序如何？,思考3 ：为什么第四、五、六周期元素种数较多？,思考2 ：族序数与原子核外电子数有什么关系？,2个1到8,AABBB B A A0,主族序数（A到A族）,副族序数（B到B族）,外围电子数,第四周期元素外围电子排布式：,K:4s1,Ca:4s2,Sc:3d14s2,Zn:3d104s2,Ga:4s24p1,Ge:4s24p2,Kr:4s24p6,由于能级交错，轨道能量4s3d4p,故第四周期元素核外电子先排满4s轨道,再排3d轨道，最后再排4p轨道，,故第四周期元素比第三周期多10种,同理，由于能级交错，轨道能量5s4d5p，第5周期含18种元素,由于能级交错，轨道能量6s4f
3、5d6p，第6周期含32种元素,2种元素,10种元素,6种元素,一、原子核外电子排布的周期性变化,周期,1,元素种数,2,外围电子排布,A,1s1,0族,1s2,最多容纳的外围电子数,2,2,8,2s22p6,2s2,8,3,8,3s2,3s23p6,8,4,18,4s2,4s24p6,12,5,18,5s2,5s25p6,12,6,32,6s2,6s26p6,12,1、16周期元素外围电子排布,随着原子序数的递增，元素原子的外围电子排布呈周期性的变化：每隔一定数目的原子，原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化,一、原子核外电子排布的周期性变化,2、元素周期表的分区,按照
4、元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区、f区,s区,分区,元素分布,外围电子排布,元素性质特点,ns1-2,IA和IIA族,除H外，均为活泼金属,区,ns2np1-6,IIIAVIIA族 零族元素,除H外，所有非金属元素都在p区,第IIIB族到VIII族元素(镧系、锕系除外),d区,(n-1) d1-9ns1-2,d轨道也不同程度地参与化学键的形成,ds区,(n-1) d10ns1-2,IB和IIB族,金属元素,f区,镧系和锕系元素,最外层电子数基本相同，化学性质相似。,(n-2)f0-14(n-1) d0-2ns2,二、元素第一电离能的周期性变化,
5、M(g)eM+(g),1、定义,某元素的气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子 即 所需要的最低能量叫做第一电离能。,用符号1表示，单位：kj/mol。,元素的第二电离能：+1价气态阳离子失去1个电子形成+2价气态阳离子所需的最低能量（2）,元素的第三电离能：+2价气态阳离子失去1个电子形成+3价气态阳离子所需的最低能量（3）,2、元素第一电离能的意义,可以衡量原子失去一个电子的难易程度。,I1数值越小，原子越容易失去一个电子；,I1数值越大，原子越难失去一个电子；,P20 交流与讨论,3、元素第一电离能的周期性变化,（1）同一主族，从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。,（2）同一周期内，从
6、左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势。,同一主族，从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数增多，原子半径逐渐增大，原子核外最外层电子的吸引力逐渐减弱，元素越来越容易失去电子，故I1逐渐减小。,同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力越来越强，元素的原子越来越难失去电子，因此I1呈逐渐增大的趋势。,a、碱金属I1最小，稀有气体的I1最大；,解释：A族元素在电子所占据的轨道上全充满， A族元素最外层的P轨道上电子半充满。,b、第A元素 A的元素；第A元素 A元素,（3）同一元素，I1I2I3。,P21 交流与讨论3,4、电离能的应用,（1）根据电离能的数据，确定
7、元素核外电子的排布。,如某元素，I1I2I3,则该元素原子的最外层电子数为2,（2）确定元素在化合物中的化合价。,（3）确定元素金属性、非金属性的强弱。,I1越大,则元素的非金属性越强,I1越小,则元素的金属性越强,三、元素电负性周期性变化,1、定义,用来衡量元素在化合物中吸引电子能力的物理量。,F-4.0,2、衡量标准,3、递变规律,P23 问题解决1,（1）同一主族，从上到下，元素的电负性逐渐减小。,（2）同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。,电负性最大的元素是氟非金属性最强,电负性最小的元素是铯金属性最强,三、元素电负性周期性变化,4、元素电负性的应用,（1）判断元素的金属性和非金
8、属性,电负性大，,则元素的非金属性强,HCN HClO NF3,a、电负性数值小的元素吸引电子的能力弱，元素化合价为正值,1.8,1.8,金属,非金属,1.8左右,“准”金属，如锗、锑等，既有金属性又有非金属性，“硼砹分界线”附近,（2）判断化合物中元素的化合价,b、电负性数值小的元素吸引电子的能力强，元素化合价为负值,NH2Cl ClO2 NCl3,+3,-1,-3,+1,+4,-2,-3,+1,+1,+1,-2,+1,-3,+1,+2,（3）判断化学键的类型,a、两种成键元素间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键,b、两种成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键,4、元素电负性的应用,（4）解释元素“对角线”规则,判断HF是离子化合物还是共价化合物？,元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似,(n-1)d19ns1-2,(n-1)d10ns1-2,(n-2)f0-14(n-1) d0-2ns2,ns2np1-6,ns1-2,f 区,区,区,d区,ds区,1s22s22p63s23p5,练习：判断并指出下列元素是主族还是副族元素？位于元素周期表中的第几周期？第几族？位于哪个区？,Kr 4d105s25p2,Ar 3d34s2,Ar 3d104s1,