元素性质的递变性规律.doc

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1、第二单元元素性质的递变规律【学海导航】元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。一、原子核外电子排布的周期性元素按原子序数递增的顺序依次排列时，原子的最外层上的电子数，由1（s1）到8（s2p6）,呈现出周期性变化。相应于这种周期性变化，每周期以碱金属开始，以稀有气体结束。元素的化学性质，主要取决于元素原子的电子结构，特别是最外层电子结构。所以元素性质的周期性，来源于原子电子层结构的周期性。根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区、f区。二、元素第一电离能的周期性变化1、定义：从气

2、态的基态原子中移去一个电子变成＋1价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅰ电离能。常用符号I1表示。M（g）→M+（g）+e-,＋1价气态阳离子移去一个电子变成＋2价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅱ电离能。依次类推。元素的第一电离能越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。2、影响电离能的因素电离能的大小主要取决于原子的核电荷、原子半径及原子的电子构型。一般说来，核电荷数越大，原子半径越小，电离能越大。另外，电子构型越稳定，电离能也越大。3.电离能的周期性变化　同周期中,从左向右，核电荷数增大，原子半径减小,核对电子的吸引增强,愈来愈不易失去电子,所

3、以I总的趋势是逐渐增大。但有些元素（如Be、Mg、N、P等）的电离能比相邻元素的电离能高些，这主要是这些元素的最外层电子构型达到了全充满或半充满的稳定构型。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，且不甚规则。4.电离能与价态之间的关系失去电子后,半径减小,核对电子引力大,更不易失去电子,所以有:I1

4、金属性越强。规定:氟原子的电负性约为4.0,其它原子与氟相比,得出相应数据.一般情况下:金属的电负性<1.8非金属的电负性>1.8(此分界为经验判断,不是绝对的!)而位于非金属三角区边界的“类金属”（如Ge、Sb等）的电负性在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。2、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为判断标准.,大于1.8一般为非金属,电负性越大,非金属性越强;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,若形成化合物的两种原子电负性相差>1.7为离子键,<1.7为共价键.（

5、3）可用来判断化合物中元素化合价的正负。元素电负性值越大,其原子吸引电子能力越强.在所形成的分子中就得到或靠近成键电子,成为负电荷一方,反之则反.3、变化规律：　周期表中:右上角F的电负性最大,左下角Cs的电负性最小【例题解析】例1：判断下列各对元素哪个元素第一电离能大，并说明原因。S和PAl和MgSr和RbCu和Zn解析：一般来说，在同一周期中，从左到右随着原子序数的增加，半径减少，第一电离能总的趋势是增大。但由于电子构型对电离能影响较大，可能会造成某些反常现象。P>S因p电子构型为3s23p3，3p轨道半充满；而S的电子构型为3s23p4，失去一个电子

6、成为3s23p3的较稳定结构。Mg>AlMg参失去的是3s电子，而Al失去的是3p电子；E3sRbSr的核电荷比Rb多，半径也比Rb小。其次Sr的5s2较稳定。Zn>CuZn的核电荷比Cu多。同时Zn的3d轨道全充满，4s轨道有全充满；Cu的4s轨道半充满。失去一个电子后为3d104s0稳定结构。  例2：下图表示元素X前五级电离能的对数值，试推测X可能是那些元素？解析：本题考察对图形的分析，要注意图中纵

7、坐标的标度是对数值，因此X元素的第二和第三电离能之间有突变，说明它有两个电子容易电离，所以它是第二主族元素。图中标出5个电子的电离能值，因此它不可能是Be,因为Be原子总共只有4个电子，综合分析，X可能是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原子比的化合物。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，具有相同的最高氧化数。D的电负性仅次于F。给出四种元素的元素符号，并按电负性由大到小排列之。解析：O的电负性仅次于F，与第四周期的钾可以形成K2O,K2O2化合物，由“B为第四周期d

8、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的元素