第三節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì),元素周期律的內(nèi)容是_而呈現(xiàn)周期性的變化。該規(guī)律的實(shí)質(zhì)是：_呈現(xiàn)周期性變化的原因是_呈現(xiàn)周期性的變化。 同一周期的元素從左右元素_性逐漸減弱，元素 _性逐漸增強(qiáng)；同一主族的元素從上下元素_性逐漸增強(qiáng)，元素_性逐漸減弱。,1,2,元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增,元素性質(zhì),元素原子結(jié)構(gòu),金屬,非金屬,金屬,非金屬,了解電離能的概念與內(nèi)涵，認(rèn)識主族元素電離能的變化規(guī)律，知道電離能與元素化合價的關(guān)系。 知道元素電負(fù)性與元素性質(zhì)的關(guān)系，認(rèn)識主族元素電負(fù)性的變化規(guī)律，體會原子結(jié)構(gòu)與元素周期律的本質(zhì)聯(lián)系。,1,2,電離能的定義 _叫做電離能，單位_。常用符號I表示。_ _叫做第一電離能，用符號I1表示；_叫做第二電離能，用符號I2表示。如果對同一基態(tài)原子有第一、第二、第三、第四電離能，則_，即I1I2I3I4,1.,氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量,kJ·mol1,氣態(tài)中性,原子失去第一個電子所需要的能量,氣態(tài)一價陽離子失去一個電子所需要的能量,將逐漸增大,電離能與金屬活潑性的關(guān)系 由電離能的定義推知，電離能越小，表示在氣態(tài)時該原子_，反之，電離能越大，表明氣態(tài)時該原子 _，因此運(yùn)用電離能數(shù)值大小可以判斷_ _。 影響電離能的因素 電離能的數(shù)值大小主要取決于原子的_、_以及_。,2,越易失電子,越難失電子,金屬原,子在氣態(tài)時失電子的難易程度,3,核電荷數(shù),電子層,原子半徑,元素第一電離能的周期性變化規(guī)律 由電離能大小可以看出，對同一周期元素：_第一電離能最小，_元素的第一電離能最大；從左到右呈現(xiàn)_的變化趨勢，原因是同周期元素 _相同，但隨著核電荷數(shù)的增大和原子半徑的減小，_。 同主族元素自上而下，第一電離能_，表明自上而下原子越來越容易_電子。原因：同主族元素價電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子_減小。,4,堿金屬,稀有氣體,逐漸增大,電子層數(shù),原子核對外層電子有效吸引力增大,減小,失去,有效吸引力,過渡元素同周期從左到右，第一電離能變化不太規(guī)則，隨著原子序數(shù)的增加第一電離能從左到右略有增加，原因是：增加的電子大部分排在_ 上，核對外層電子的_變化不是太大。注意：無論是同周期元素還是同主族元素，原子半徑減小與第一電離能增大是一致的。 總之，第一電離能的周期性遞變規(guī)律是_ _變化的結(jié)果。,(n1)d軌道或(n2)f軌道,有效吸引力,原子半徑、核外,電子排布周期性,電負(fù)性 (1)含義：元素的原子在化合物中_能力的標(biāo)度。元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中_的能力越_；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越小。 (2)標(biāo)準(zhǔn)：以最活潑的非金屬氟的電負(fù)性為_作為標(biāo)準(zhǔn)，計算得出其他元素的電負(fù)性。,1.,吸引電子,吸引電子,大,4.0,電負(fù)性的周期性變化規(guī)律 (1)同一周期從左到右，元素的電負(fù)性_。 (2)同一主族，自上而下，元素的電負(fù)性逐漸_。因此電負(fù)性大的元素集中在_，電負(fù)性小的元素集中在_。 電負(fù)性的應(yīng)用 (1)元素的電負(fù)性可用于判斷一種元素是_還是 _，以及其活潑性_。 (2)利用電負(fù)性還可以判斷化合物中元素化合價的正負(fù)： 電負(fù)性大的元素呈現(xiàn)_，電負(fù)性小的呈現(xiàn)正價。,2,3,逐漸增大,減小,周期表的右上角,周期表的左下角,金屬元素,非金屬元素,強(qiáng)弱,負(fù)價,(3)利用元素的電負(fù)性差值可以判斷化學(xué)鍵的性質(zhì)。 一般認(rèn)為：如果兩成鍵元素間的電負(fù)性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵，相應(yīng)的化合物為離子化合物；如果兩成鍵元素間的電負(fù)性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵，相應(yīng)的化合物為共價化合物。當(dāng)電負(fù)性差值為零時，通常形成非極性共價鍵；差值不為零時，形成極性共價鍵。,元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱的判斷 (1)金屬的電負(fù)性一般小于2，非金屬的電負(fù)性一般大于2，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。 (2)金屬元素的電負(fù)性越小，金屬性越強(qiáng)；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬性越強(qiáng)。,4,逐級電離能的含義及其與化合價的關(guān)系。 提示 逐級電離能就是指第一電離能、第二電離能第n電離能，分別用I1、I2In表示且有I1I2In。討論逐級電離能與化合價的關(guān)系主要是指與金屬元素化合價的關(guān)系。一般來講，在電離能較低時，原子失去電子形成陽離子的價態(tài)為該元素的常見價態(tài)。如Na的第一電離能較小，第二電離能突然增大(相當(dāng)于第一電離能的10倍)，故Na的化合價為1，而Mg在第三電離能、Al在第四電離能發(fā)生突變，故Mg、Al的化合價分別為2、3。,【慎思1】,同周期第A族、A族元素第一電離能反常的原因。 提示 在每一周期中，A族元素原子的第一電離能比A族元素原子的第一電離能大，如I1(Mg)I1(Al)；A族元素原子的第一電離能比A族元素原子的第一電離能大，如I1(P)I1(S)。其原因?yàn)锳族元素原子的最外層電子排布為ns2，屬于全滿結(jié)構(gòu)，原子能量較低，具有較大的第一電離能，而同周期的A族元素原子最外層電子排布為ns2np1，原子能量較高，具有相對較小的第一電離能。故A族元素原子的第一電離能比同周期A族元素原子的大。同理A族元素原子的最外層電子排布為ns2np3為半充滿狀態(tài)，具有相對較大的第一電離能。,【慎思2】,如何利用電負(fù)性判斷元素以及化合價的類型？應(yīng)用電離能和電負(fù)性時注意哪些特殊情況？ 提示 (1)一般認(rèn)為：電負(fù)性小于2的元素為金屬元素，大于2的元素大部分為非金屬元素；在化合物中電負(fù)性大的元素呈負(fù)價，電負(fù)性小的元素呈正價。 (2)其它特殊規(guī)律 通常情況下，第一電離能大的主族元素電負(fù)性大，但A族、A族元素原子的價電子排布分別為ns2、ns2np3，為全滿和半滿結(jié)構(gòu)，這兩族元素原子第一電離能反常。,【慎思3】,金屬活動性表示的是在水溶液中金屬單質(zhì)中的原子失去電子的能力，而電離能是指金屬元素在氣態(tài)時失去電子成為氣態(tài)陽離子的能力，二者對應(yīng)條件不同，所以排列順序不完全一致。,電離能 (1)定義：氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量叫做電離能。 常用符號I表示，單位為kJ·mol1 意義：通常用電離能來表示原子或離子失去電子的難易程度。 (2)第一電離能：處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個電子，生成1價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第一電離能，常用符號I1表示。,1,(3)第二電離能：由1價氣態(tài)陽離子再失去1個電子形成2價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第二電離能，常用符號I2表示，依次還有第三、第四電離能等。 通常，原子的第二電離能高于第一電離能，第三電離能又高于第二電離能。 根據(jù)電離能的定義可知，電離能越小，表示在氣態(tài)時該原子越容易失去電子；反之，電離能越大，表明在氣態(tài)時該原子越難失去電子。因此，運(yùn)用電離能數(shù)值可以判斷金屬原子在氣態(tài)時失電子的難易程度。,(4)電離能大小影響因素：電離能與原子軌道能有關(guān)，其大小取決于原子的有效核電荷(數(shù))和主量子數(shù)。 主量子數(shù)相同時，有效核電荷數(shù)越大，電離能越大。 有效核電荷數(shù)相同時，主量子數(shù)越大，電離能越小。 第一電離能與元素失電子難易程度的關(guān)系：第一電離能越大越難失去電子，第一電離能越小越易失去電子。 特別提醒：(1)理解電離能定義時把握兩點(diǎn)：一點(diǎn)是氣態(tài)(原子或離子)二點(diǎn)是最小能量。 (2)電離能是原子核外電子排布的實(shí)驗(yàn)佐證，根據(jù)電離能的數(shù)值可以判斷核外電子的分層排布，層與層之間電離能相差較大，電離能數(shù)值呈突躍性變化，同層內(nèi)電離能差別較小。,電離能的變化規(guī)律 (1)同周期元素：從左到右，元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢，表示元素原子越來越難失去電子。隨著核電荷數(shù)增大和原子半徑減小，核對外層電子的有效吸引作用依次增強(qiáng)的必然結(jié)果。 (2)同主族元素：自上而下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來越容易失去電子。這是因?yàn)橥髯逶卦拥膬r電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增大，原子核對核外電子的有效吸引作用逐漸減弱。 總之，第一電離能的周期性遞變規(guī)律是原子半徑、核外電子排布周期性變化的結(jié)果。,2,注意：元素第一電離能的周期性變化規(guī)律中的一些反常： 同一周期，隨元素核電荷數(shù)的增加，元素第一電離能呈增大的趨勢。 同周期主族元素：從左到右：第一電離能依次明顯增大(但其中有些曲折)。 反常的原因：多數(shù)與全空(p0、d0)、全滿(p6、d10)和半滿(p3、d5)構(gòu)型是比較穩(wěn)定的構(gòu)型有關(guān)。,元素的化合價與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系 元素的化合價與原子的核外電子排布，尤其是與價電子排布有著密切的關(guān)系。 元素的最高正化合價等于它所在族序數(shù)； 非金屬元素的最高正化合價和它的負(fù)化合價的絕對值之和等于8(氫元素除外)； 稀有氣體元素原子的電子層結(jié)構(gòu)是全充滿的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，其原子既不易失去電子也不易得到電子，因此稀有氣體元素的化合價在通常情況下為0； 過渡金屬元素的價電子較多，并且各級電離能相差不大，因此具有多種價態(tài)，如錳元素的化合價為27。,3,特別提醒：金屬元素在所有的化合物中均顯正價，非金屬元素既可能顯正價，也有可能顯負(fù)價。非金屬元素相互作用時，得電子能力強(qiáng)的顯負(fù)價，得電子能力弱的顯正價。,(2011·陜西渭南高二月考)根據(jù)下表所列電離能I/kJ·mol1的數(shù)據(jù)，下列判斷中錯誤的是 ( )。 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與氯形成化合物時，化學(xué)式可能是XCl D元素Y在化學(xué)性質(zhì)上與錫相似,【例1】,解析 選D。由數(shù)據(jù)分析X中I2I1，X易呈1價，為A族，所以B對，C對，Y中I4I3，易呈3價，應(yīng)在A族?？赡芎蚗同周期，所以A對。但性質(zhì)不能與錫相似，因?yàn)殄a在A族，D錯。 答案 D,(1)熟記下圖中I1的變化曲線。,不同元素的氣態(tài)原子失去最外層一個電子所需要的能量(設(shè)其為E)如圖所示，試根據(jù)元素在周期表中的位置，分析圖中曲線的變化特點(diǎn)，并回答下列問題。,【體驗(yàn)1】,(1)同主族內(nèi)不同元素的E值的變化特點(diǎn)是_ _。各主族中E值的這種變化特點(diǎn)體現(xiàn)了元素性質(zhì)的_變化規(guī)律。 (2)同周期內(nèi)，隨原子序數(shù)的增大，E值增大。但個別元素的E值出現(xiàn)反?，F(xiàn)象，試預(yù)測下列關(guān)系中正確的是_(填寫編號)。 E(砷)E(硒) E(砷)E(硒) E(溴)E(硒) (3)估計1 mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個電子所需能量E值的范圍：_E_。 (4)10號元素E值較大的原因是_。,解析 此題考查了元素第一電離能的變化規(guī)律和學(xué)生的歸納總結(jié)能力。 (1)同主族元素最外層電子數(shù)相同，隨著原子半徑逐漸增大，原子核對最外層電子的吸引力逐漸減小，所以失去最外層電子所需能量逐漸減小。 (2)根據(jù)圖像可知，同周期元素E(氮)E(氧)，E(磷)E(硫)，E值出現(xiàn)反?，F(xiàn)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值未出現(xiàn)反常。所以E(溴)E(硒)。此處應(yīng)填、。,(3)1 mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個電子比同周期元素鉀要難，比同主族元素Mg要容易，故其E值應(yīng)在419738之間。 (4)10號元素是Ne，它的原子最外層已經(jīng)成為8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，故其E值較大。 答案 (1)隨著原子序數(shù)的增大，E值變小 周期性 (2)、 (3)419 738或填E(鉀) E(鎂) (4)10號元素是氖，該元素原子的最外層電子排布已達(dá)到8個電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu),(1)定義：用來表示當(dāng)兩個不同原子在形成化學(xué)鍵時吸引電子能力的相對強(qiáng)弱。鮑林給電負(fù)性下的定義是“電負(fù)性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標(biāo)度”。 (2)意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱。 加深對元素周期律的理解 (1)同族元素在性質(zhì)上的相似性，取決于原子的價電子排布的相似性：而同族元素在性質(zhì)上的遞變性，取決于原子核外電子層數(shù)的增加。,(2)主族元素是金屬元素或非金屬元素取決于原子中價電子的多少。 (3)電負(fù)性數(shù)值大小與化合物中各元素化合價正負(fù)的關(guān)系 電負(fù)性數(shù)值的大小能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值；電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元素的化合價為負(fù)價。,已知元素的電負(fù)性和元素的化合價一樣，也是元素的一種基本性質(zhì)。下面給出14種元素的電負(fù)性。 (1)根據(jù)表中給出的數(shù)據(jù)，可推知元素的電負(fù)性具有的變化規(guī)律是_。 (2)判斷下列物質(zhì)是離子化合物還是共價化合物？ Mg3N2、 BeCl2、 AlCl3、 SiC,【例2】,解析 元素的電負(fù)性隨原子序數(shù)的遞增呈周期性變化。據(jù)已知條件及表中數(shù)值：Mg3N2中電負(fù)性差值為1.8，大于1.7，形成離子鍵，為離子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC電負(fù)性差值分別為1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共價鍵，為共價化合物。 答案 (1)隨原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性與原子半徑一樣呈周期性的變化。 (2)Mg3N2為離子化合物，SiC、BeCl2、AlCl3均為共價化合物。,(1)熟記常見元素的電負(fù)性(如H及例2中表)。 (2)注意用一般規(guī)律來判斷化學(xué)鍵的類型。,不同元素的原子在分子內(nèi)吸引電子的能力大小可用數(shù)值x來表示，若x越大，其原子吸引電子能力越強(qiáng)，在所形成的分子中成為帶負(fù)電荷的一方。下面是某些短周期元素的x值：,【體驗(yàn)2】,(1)通過分析x值變化規(guī)律，確定N、Mg最接近的x值范圍：_x(Mg)_，_x(N)_。 (2)推測x值與原子半徑的關(guān)系是_。上表中短周期元素x值的變化特點(diǎn)，體現(xiàn)了元素性質(zhì)的_變化規(guī)律。 (3)某有機(jī)化合物結(jié)構(gòu)簡式為： ，其中 C N鍵中，你認(rèn)為共用電子對偏向于_(寫原子名稱)一方。,(4)經(jīng)驗(yàn)規(guī)律告訴我們：當(dāng)成鍵的兩原子相應(yīng)元素的x差值(x)即x1.7時，一般為離子鍵；x1.7時，一般為共價鍵。試推斷：AlBr3中化學(xué)鍵類型是_。 解析 (1)確定x值的范圍應(yīng)注意取同周期遞變和同主族遞變的交集。 (2)分析同周期和同主族元素x值的遞變，均可得出x值隨原子半徑的增大而減小。 (3)對比C、N的x值，應(yīng)用題干中的信息，即可得出共用電子對偏向于氮一方。 (4)Cl與Al的x為3.161.611.551.7，Br的x值小于Cl的x值，故AlBr3中成鍵的兩原子相應(yīng)元素的x1.7，為共價鍵。,答案 (1)0.93 1.57 2.55 3.44 (2)原子半徑越大，x值越小 周期性 (3)氮 (4)共價鍵,第A族中的鎂、第A族中的磷等第一電離能都出現(xiàn)反常，它們比相鄰元素的第一電離能都要大，這是為什么？ 解析 考查第一電離能的變化與元素原子的核外電子排布的關(guān)系，通常情況下，當(dāng)原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空(p0、d0、f0)、半滿(p3、d5、f7)和全滿(p6、d10、f14)結(jié)構(gòu)時，原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。 第A族中的鎂、第A族中的磷等第一電離能都出現(xiàn)反常，它們比相鄰元素的第一電離能都要大，要說明這個問 題必須從分析原子的核外電子排布入手。,【案例】,Mg的電子排布式為：1s22s22p63s2，當(dāng)Mg失去一個電子后電子排布式為：1s22s22p63s1，Mg的最外層全充滿狀態(tài)很難失去一個電子，其第一電離能較大；而Al的電子排布式為：1s22s22p63s23p1，當(dāng)Al失去一個電子后電子排布式為：1s22s22p63s2，Al失去一個電子變?yōu)樽钔鈱尤錆M狀態(tài)，故Al的第一電離能較小。磷的電子排布式為：1s22s22p63s23p3，當(dāng)磷失去一個電子后電子排布式為：1s22s22p63s23p2，由3p能級半充滿狀態(tài)很難失去一個電子，其第一電離能較大。硫的電子排布式為：1s22s22p63s23p4，當(dāng)硫失去一個電子后電子排布式為：1s22s22p63s23p3，硫易失去一個電子變?yōu)榘氤錆M狀態(tài)，故硫的第一電離能較小。磷的第一電離能比硫的大。 答案 見解析,