高中化学专题2原子结构与元素的性质2.2元素性的递变规律素材苏教版选修3201710133110

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1、2.2元素性的递变规律三点剖析　　一、核外电子排布的周期性1.核外电子排布与周期的划分第一能级组对应第1周期（短周期）原子的电子排布特点是1s1～2。该能级组仅含一个s轨道，至多能容纳两个电子，因此该周期只有两种元素。第二、三能级组涉及s轨道和p轨道，分别对应第2、3周期（短周期），最外层电子从1个逐渐增加到8个。这两个周期的元素种数恰好是原子轨道数目的两倍。第四能级组对应第4周期（长周期），从19号到36号共包含18种元素，其中过渡元素的原子中的电子逐渐填入3d轨道。该能级组所能容纳的电子数等于第

2、4周期的元素种数，该周期的元素种数也是原子轨道数目的两倍。由此可以得出原子核外电子排布与元素周期划分的本质联系：一个能级组最多所能容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种数，所以周期表中的7个周期分别对应7个能级组。各周期所包含的元素种数分别是2、8、8、18、18、32，第7周期为不完全周期。2.核外电子排布与族的划分通过观察和分析可以发现，族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。一般来说，同族元素的价电子数目相同。主族元素的价电子全部排布在最外层的ns或np轨道上。尽管同族元素的电子层数

3、从上到下逐渐增加，但价电子排布完全相同，并且主族元素所在族的序数等于该元素原子的价电子数。例如，镁原子的价电子排布为3s2，镁元素属于ⅡA族。除氦元素外，稀有气体元素原子的最外层电子排布均为ns2np6。这种全充满电子的结构是稀有气体元素原子具有特殊稳定性的内在原因。对于过渡元素的原子，价电子排布为（n-1）d1～10ns2。由此可以看出，虽然同一副族内不同元素原子的电子层数不同，价电子排布却基本相同，而且ⅢB～ⅦB族的价电子的数目仍然与族数相同。例如，金属锰的价电子排布为3d54s2，价电子数为7，

4、对应的族序数为Ⅶ。价电子排布为（n-1）d6～8ns2的三个族统称为Ⅷ族。ⅠB和ⅡB则是根据ns轨道上有一个还是两个电子来划分的。二、电离能1.电离能的概念气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。常用符号I表示，单位为kJ·mol-1。2.元素的第一电离能气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需要的能量，符号为I1。元素第一电离能的意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。I1数值越小，原子越易失去一个电子；I1数值越大，原子越难失去一个电子。元素的第一电离能的周期性变

5、化：（1）同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小（稀有气体除外），原子核对核外电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失去电子，因此元素的第一电离能呈增大的趋势。同一周期内，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大，如上图所示。（2）同一主族，随着元素原子序数的递增（电子层数的增加），元素的第一电离能呈现减小趋势。3.影响电离能的因素电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子构型。4.各级电离能的大小顺序由+1价阳离子再失去1个电子形成+2价的气态阳离子所需要

6、的能量称为第二电离能，用符号I2表示。依次还有第三、第四电离能等。通常：I1

7、的电负性没有明显的规律。3.处理好三个关系（1）元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系：元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。电负性数值越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；电负性数值越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。一般电负性大于2的元素大部分为非金属元素。电负性最大的元素为氟，电负性最小的为铯。（2）元素的电负性数值的大小与化合物类型的关系：一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，相应的化合物为离子化合物；如果两个成键元素间的电负

8、性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物，如H：2.1，Cl:3.0,3.0-2.1=0.9<1.7，故HCl为共价化合物。（3）元素的电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系：电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。四、元素周期律同周期：从左到右同主族：从上到下