1、主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价电子数 副族元素： 大多数族序数=(n-1)d+ns的电子数=价电子数,1、已知某元素的原子序数是26，写出该元素原子的价电子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。,其排布式为Ar3d64s2，,由于最高能级组数为4，其中有8个价电子，故该元素是第四周期VIII族。,巩固练习,属d区,2、已知某元素在周期表中位于第四周期、A族位置上。试写出该元素基态原子的外围电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？,由于是A族， 3d必是全充满的，所以外围电子排布为4s24p4，,电子排布式Ar3d104s24p4,属P区,新课标人教版选修三物质结构与性质,第一章原子
2、结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 （第二课时）,二、元素周期律,定义：元素的性质随核电核数递增发生周期性的递变,元素化合价,非金属性,原子半径,电离能,电负性,金属性,（1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐，对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ； （2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物
3、的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ；,二、原子结构和性质周期性变化,复习回忆,减小,减弱,增强,减弱,减弱,增强,增强,增强,增大,增强,增强,增强,减弱,减弱,减弱,减弱,3）同周期元素的主要化合价： 最高正价：+1递增到+7。（氟、氧例外） 负价：-4递增到-1，呈现周期性的变化。,最高正价+|负价|=8,一、原子半径比较,1、原子半径：,（1）、影响因素:,（2）、比较原子半径大小的规律：,同一周期，从左至右，原子半径逐渐减小。,原子半径的大小,取决于,1、电子的能层数 2、核电荷数,同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大。,2、离子半径比较,（2）同种元素的原子半径阳离子半径。NaNa+ （3）同
4、种元素的原子半径阴离子。如ClCl,（1）核外电子排布相同的离子,N3- O2- F- Ne Na+ Mg2+,核电荷数越大，半径越小,1、下列微粒半径的比较正确的是（ ）A. SClK B. NPSi C. O2OF D. FNa+S2,C,2、比较下列微粒的半径的大小： （1）Ca AI (2) Na+ Na(3) Cl- Cl (4)K+ Ca2+ S2- CI-,S2-CI-K+Ca2+,3、某元素X的气态氢化物化学式为H2X，则该元素的最高价含氧酸的化学式为 （ ）A. H2XO3 B. H3XO4 C. H2XO4 D. HXO4,C,二、 元素电离能及其周期性变化,第一电离能：M
5、（g） - e M+（g）,意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子,同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱,由上至下大致减小,同主族:,1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？,1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？,同周期:,由左至右大致增大,随着核电荷数的增大 和原子半径的减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强。,电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。,电离能的意义：,第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性什么关系？
6、,提出疑问：为什么 Mg的第一电离能比Al的大？ 为什么 P的第一电离能比S的大？,BeB N O Mg Al P S,反常现象：第一电离能:,解疑答惑,Mg(1s22s22p63s23p0)正处于全空状态，能量较低，比较稳定，所以不易失去电子。,同理分析：P和S,P(1s22s22p63s23p3)半满状态，比较稳定，所以不易失去电子。,A半充满、 A全充满结构,（第A元素和第A元素的反常现象如何解释？）,1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？,化合价是元素性质的一种体现。思考：为什么钠元素显1价，镁元素显2价，铝元素显3价？元素化合价与原子结构有什么关系？,碱金属元素的第一电离能
7、越小，金属的活泼性就越强。,学与问,交流与讨论,分析结果： 钠原子的第一电离能较低，而第二电离能突越式变高，也就是说，I2 I1。这说明钠原子很容易失去一个电子成为+1价阳离子，形成稀有气体元素原子的稳定状态后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强，不再失去第2个电子。因此，钠元素的常见化合价为+1价。同理分析镁和铝。,2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？,因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而电离能越来越大。,方法 ：看逐级电离能的突变。
8、,学与问,4、下列说法正确的是（ ） A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C.在所有元素中，氟的第一电离能最大.D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.,A,反常现象,最大的是稀有气体的元素：He,从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）,KNaMg,5、在下面的电子结构中,第一电离能最小的 原子可能是 ( )A ns2np3 B ns2np4 C ns2np5 D ns2np6,B,（三）电负性,（阅读课本18）,1、基本概念,化学键：,元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的相互作用力，叫做化学键。,键合电子：,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
9、。,电负性：,用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小电负性越大，对键合电子的吸引力越大。（电负性是相对值，没单位）,鲍林L.Pauling 1901-1994,鲍林研究电负性的手搞,最大,最小,电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。,电负性的应用（1）,电负性越大，元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。,3节,一般说来： 电负性差大于1.7时，可以形成离子键， 小于1.7时形成共价键。,电负性的应用（2）,估计化学键的类型,6、已知X、Y元素同周期，且电负性XY，下列说法错误的是( )A X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价B 第一电离能可
10、能Y小于XC 最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的D 气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX,C,科学探究,1. 下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。,如何利用电负性理论，结合我们所学的元素化合物知识，理解这三对元素的”对角线”规则？,在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。,科学探究,1、Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO 2、Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物 3、硼和硅的含氧酸：H3BO3、H2SiO3都是弱酸 这些都说明“对角线规则”的正确性。
11、,课堂练习： 7、一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：NaFAlCl3NOMgOBeCl2CO2 共价化合物（ ） 离子化合物（ ）,1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束 2、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素 3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能 量，则其第一电离能为650KJ/mol。 4、Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属 5、气态O原子的电子排布为： 6、 半径：K+Cl- 7、酸性 HClO4H2SO4 ，碱性：NaOH Mg(OH)2 8、第一周期有212=2，第二周期有222=8，则第五 周期有252=50种元素。,概念辩析,作业： 课本P22 1、2、3、4、5、6 完成同步解析与测评8-11页,
