第3節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)【自學(xué)目標(biāo)】1掌握元素電離能涵義，能用元素的電離能說(shuō)明元素的某些性質(zhì)。2掌握電負(fù)性的涵義，能用電負(fù)性判斷元素的性質(zhì)。3通過(guò)電離能和電負(fù)性的學(xué)習(xí)，進(jìn)一步理解元素性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系。【自學(xué)助手】1氣態(tài)原子或離子 叫電離能，常用符號(hào) 表示，單位為 。2處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個(gè)電子，生成 所需要的能量稱為 。3根據(jù)電離能的定義可知，電離能越小，表示在氣態(tài)時(shí)該原子 ，反之，電離能越大，表明 ，同一周期從左到右，元素的第一電離能總體上具有 的趨勢(shì)，同一主族從上到下，第一電離能 。5電負(fù)性是 ，電負(fù)性小于2的元素，大部分是 ，大于2的元素，大部分是 ，電負(fù)性越 ，非金屬性越活潑；越小 越活潑。6利用電負(fù)性可以判斷化合物中元素化合價(jià)的正負(fù)，電負(fù)性大的易呈現(xiàn) 價(jià)，小的易呈現(xiàn) 價(jià)。7利用元素的電負(fù)性可以判斷化學(xué)鍵的性質(zhì)。電負(fù)性差值大的元素原子間形成的主要是 鍵，電負(fù)性差值小或相同的非金屬原子之間形成的主要是 鍵；當(dāng)電負(fù)性差值為零時(shí)，通常形成 鍵，不為零時(shí)易形成 鍵。【自我檢測(cè)】1原子失去電子能力最強(qiáng)的是（ ）A. Na B. Mg C. Al D. K2鮑林的電負(fù)性是以最活潑的非金屬元素作為標(biāo)度計(jì)算出來(lái)的，該元素是 （ ）A. 氧 B. 氯 C. 氟 D. 硫3原子的第一電離能為I1，第二電離能為I2，它們大小關(guān)系通常為 （ ）A. I1I2 B. I1I2 C. I1I2 D. 不能確定4下列對(duì)銫（Cs）的性質(zhì)預(yù)測(cè)正確的是（ ）A. 銫的熔點(diǎn)很高 B. 它只存在一種氧化物C. 它的碳酸鹽都易溶于水 D. 氯化銫難溶于水5不同元素的原子在分子內(nèi)吸引電子的能力大小可用一定數(shù)值X來(lái)表示，若X越大，起原子吸引電子的能力越強(qiáng)，在所形成的分子中成為負(fù)電荷一方。下面是某些短周期元素的X值：元素LiBeBCOFX 值0.981.572.042.533.443.98元素NaAlSiPSClX 值0.931.611.902.192.583.16 通過(guò)分析X值變化規(guī)律，確定N、Mg 的X值范圍： X(Mg) ， X(N) 。 推測(cè)同周期元素X值與原子半徑的關(guān)系是 ；根據(jù)短周期元素的X值變化特點(diǎn)，體現(xiàn)了元素性質(zhì)的 變化規(guī)律。OC6H5SNH2 某有機(jī)物結(jié)構(gòu)式為 ，其中SN中，你認(rèn)為共用電子對(duì)偏向誰(shuí)？ （寫原子名稱）。 經(jīng)驗(yàn)規(guī)律告訴我們當(dāng)成鍵的兩原子相應(yīng)元素的差值X 1.7時(shí)，一般為離子鍵，當(dāng)X1.7時(shí)，一般為共價(jià)鍵，試推斷AlBr3中化學(xué)鍵類型是 。 預(yù)測(cè)元素周期表中，X值最小的元素位置： （放射性元素除外）。6短周期元素A、B、C、D，它們的原子序數(shù)依次增大。其中A、C與B、D分別是同主族元素。又知B、D兩元素的原子核中質(zhì)子數(shù)之和是A、C兩元素原子核中質(zhì)子數(shù)和的2倍。這四種元素的單質(zhì)中有2種氣體，2種固體。 （1）寫出元素符號(hào)：A ；D ； （2）寫出兩種均含有A、B、C、D四種元素的化合物相互作用逸出氣體的離子方程式。 （3）A、C組成的化合物，常作為野外考察的取氫（H2）劑。試寫出該化合物的電子式 ；該化合物中加入適量的水，即可形成氫氣。寫出制氫化學(xué)方程式 ；經(jīng)研究發(fā)現(xiàn)，該化合物中加入某些單質(zhì)（如：Si、Al），再加水，可以成倍地產(chǎn)生氫氣。現(xiàn)取1mol該化合物中加入適量的單質(zhì)硅，產(chǎn)生氫氣 _mol。7從原子結(jié)構(gòu)解釋,第二周期元素中的Be與B,N與O的第一電離能出現(xiàn)不符合規(guī)律的現(xiàn)象.第 2 頁(yè),共 2頁(yè)