第二单元__元素性质的递变规律.pptVIP

2、同主族元素性质的变化规律 2.已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？ 二. 电离能及其变化规律 1.定义： 2.符号： 单位： 表示式： 思考： Mg的第一电离能比Al的大，所以Al比Mg易失去电子，但我们以前学习的金属失电子顺序中，Mg比Al易失电子，与酸反应时更剧烈。 同理：P与S 解疑答惑 Mg(1s22s22p63s2)正处于全满状态，能量较低，比较稳定，所以不易失去电子。 实质分析 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 1. 从元素原子的第一电离能数据的大小可以判断出（ ） A、元素原子得电子的难易 B、元素的主要化合价 C、元素原子失电子的难易 D、核外电子是分层排布的 2.下列元素中，第一电离能最小的（ ） A、 K B、 Na C、P D、Cl 电离能与元素的化合价 （化合价是元素性质的一种体现） 观察思考：为什么钠元素的常见价态为+1价， 镁元素的为+2价，铝元素的为+3价？  化合价与原子结构有什么关系？ 原因解释 1、同周期从左至右元素的电负性逐渐增大 原因：同周期从左至右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，有效核电荷递增，对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性只增加 2、同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小 原因：同主族元素从上到下，虽然核电荷数也增多，但电子层数增多引起原子半径增大比较明显，原子和对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的电负性值递减 规 律 一 一般认为： 电负性 1.8的元素为非金属元素 电负性 1.8的元素为金属元素。 小结 1、元素电负性的定义 2、电负性的变化规律 3、电负性的应用 电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值； 电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值。 弱 正 强 负 规 律 二 一般认为： 如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成 键 如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成 键 离 子 共 价 规 律 三 * 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 元素周期律 ——元素周期律是指元素性质随核电荷数递增发生周期性的递变 1.同周期元素的性质变化规律 Na 11钠 Mg 12镁 Al 13铝 Si 14硅 P 15磷 S 16硫 Cl 17氯 Ar 18氩 3 同一 周期 最 外 层 电 子 数 逐 渐 增 多 原 子 半 径 逐 渐 减 小（稀有气体除外） 金 属 性 逐 渐 减 弱，非 金 属 性 逐 渐 增 强 电子层数相同 同一主族（最外层电子数相同） 电 子 层 数 依 次 增 多 原 子 半 径 依 次 增 大 单 质 还 原 性 增 强 金 属 性 ？ 增 强 原 子 半 径 增 大 电 子 层 数 依 次 增 多 单 质 氧 化 性 减 弱 气 态 氢 化 物 稳 定 性 递 减 HAt HI HBr HCl HF 非 金 属 性 减 弱 非 金 属 性 递 增 金 属 性 递 增 金 属 性 递 增 非 金 属 性 递 增 金 属 最 强 非金属性最强 一、周期表的结构 周期（横行）结构： 族（纵行）结构： 三长、三短、一不全。 七主、七副、零VⅢ族。 二、原子结构与元素在周期表中位置的关系 a.周期序数＝电子层数 b.主族序数＝最外层电子数 元素周期表 三、性质、结构、位置之间的关系 原子结构 决定 反映 元素性质 决定 反映 元素在表中位置 反映 决定 原子半径变化规律 金属性和非金属性变化 化合价变化 最低负价 最高正价 原子核外价电子排布 ⅦA ⅥA ⅤA ⅣA ⅢA ⅡA ⅠA 主族 ns2 ns1 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 -4 -3 -2 -1 最高正价:+1→+7;最低负价:-4→-1 金属性减弱非金属性增强 同周期从左到右半径逐渐减小 6 5 4 3 2 2 1s2 1s1 2 1 0族 ⅠA族 最多可容纳的外围电子数 外围电子排布 元素 数目 周期 8 3s1 3s23p6 18 4