元素性质的递变规律学案2苏教版选修3.docxVIP

元素性质递变规律

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元素性质伴随核电荷数递增而展现周期性变化，这个规律叫做元素周期律。

原子核外电子排布周期性

根据元素原子外围电子排布特征，可将元素周期表提成五个区域：s区、p区、d区、ds区、f区。

元素第一电离能周期性变化

1、定义：从气态基态原子中移去一种电子变成＋1价气态阳离子所需最低能量，称为第Ⅰ电离能。常用符号I1表达。M〔g〕→M+〔g〕+e-,＋1价气态阳离子移去一种电子

变成＋2价气态阳离子所需最低能量，称为第Ⅱ电离能。依次类推。

元素第一电离能越小，表达它越容易失去电子，即该元素金属性越强。

2、影响电离能原因

电离能大小重要取决于原子核电荷、原子半径及原子电子构型。

一般说来，核电荷数越大，原子半径越小，电离能越大。此外，电子构型越稳定，电离能也越大。

3.电离能周期性变化

同周期中,从左向右，核电荷数增大，原子半径减小,查对电子吸引增强,愈来愈不易失去电子,因此I总趋势是逐渐增大。但有些元素〔如Be、Mg、N、P等〕电离能比相邻元素电离能高些，这重要是这些元素最外层电子构型抵达了全充斥或半充斥稳定构型。

同主族元素自上而下电离能依次减小。但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度不大，且不甚规那么。

4.电离能与价态之间关系

失去电子后,半径减小,查对电子引力大,更不易失去电子,因此有:I1I2I3I4….,即电离能逐层加大.

三、元素电负性周期性变化

定义：

电负性:表达一种元素原子在分子中吸引电子能力.元素电负性越大，表达原子吸引成键电子能力越强，该元素非金属性也就越强；电负性越小，该元素金属性越强。

规定:氟原子电负性约为4.0,其他原子与氟相比,得出对应数据.一般状况下:金属电负性1.8非金属电负性1.8(此分界为经验判断,不是绝对!)而位于非金属三角区边界“类金属〞〔如Ge、Sb等〕电负性在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

电负性数据应用：

〔1〕1.判断元素金属性和非金属性.一般以电负性值1.8为判断原则.,不小于1.8一般为非金属,电负性越大,非金属性越强;不不小于1.8一般为金属,电负性越小,金属性越强.

〔2〕可用来预估化合物中化学键类型,假设形成化合物两种原子电负性相差1.7为离子键,1.7为共价键.

〔3〕可用来判断化合物中元素化合价正负。元素电负性值越大,其原子吸引电子能力越强.在所形成分子中就得到或靠近成键电子,成为负电荷一方,反之那么反.

3、变化规律：

周期表中:右上角F电负性最大,左下角Cs电负性最小

【例题解析】

例1：判断如下各对元素哪个元素第一电离能大，并阐明原因。

S和PAl和MgSr和RbCu和Zn

解析：一般来说，在同一周期中，从左到右伴随原子序数增长，半径减少，第一电离能总趋势是增大。但由于电子构型对电离能影响较大，也许会导致某些反常现象。

PS因p电子构型为3s23p3，3p轨道半充斥；而S电子构型为3s23p4，失去一种电子成为3s23p3较稳定构造。

MgAlMg参失去是3s电子，而Al失去是3p电子；E3sE3p,3p电子能量高而更易失去。同步，Mg电子构型为3s23s轨道全充斥；Al电子构型为3s23p1，失去一种电子后变为3s23p0稳定构造。

SrRbSr核电荷比Rb多，半径也比Rb小。另一方面Sr5s2较稳定。

ZnCu Zn核电荷比Cu多。同步Zn3d轨道全充斥，4s轨道有全充斥；Cu4s轨道半充斥。失去一种电子后为3d104s0稳定构造。

例2：如下图表达元素X前五级电离能对数值，试推测X也许是那些元素

解析：此题考察对图形分析，要注意图中纵坐标标度是对数值，因此X元素第二和第三电离能之间有突变，阐明它有两个电子容易电离，因此它是第二主族元素。图中标出5个电子电离能值，因此它不也许是Be,由于Be原子总共只有4个电子，综合分析，X也许是Mg、Ca、Sr或Ba。

例3、有A,B,C,D四种元素。其中A为第四周期元素，与D可形成1:1和1:2原子比化合物。B为第四周期d区元素，最高氧化数为7。C和B是同周期元素，具有相似最高氧化数。D电负性仅次于F。给出四种元素元素符号，并按电负性由大到小排列之。

解析：O电负性仅次于F，与第四周期钾可以形成K2O,K2O2化合物，由“B为第四周期d区元素，最高氧化数为7〞可推知B为Mn，C为第四周期第七主族元素，即为Br。

综上所述，A为K,B为Mn，C为Br，D为O。其电负性由大到小次序为：OBrMnK.

习题精炼

一、选择题〔每题有1～2个选项符合题意〕

如下用核电荷数表达出各组元素,有相似性质是