第3節

原子結構與元素性質

學習目標：1.知道原子結構與元素性質間的關系規律。2.理解元素電離能、電負性及其變化規律，會用電離能的概念分析解釋元素的某些性質。3.掌握電負性的應用，學會用電負性判斷元素金屬性、非金屬性以及兩成鍵元素間形成的化學鍵類型。原子的核外電子排布呈現周期性變化元素的性質呈現周期性變化元素周期律的實質原子半徑化合價得失電子能力金屬性和非金屬性元素周期律原子半徑是如何測定的？一、原子半徑及其變化規律1.原子半徑的概念

依據量子力學理論，在原子核外，從原子核附近到離核很遠的地方，電子都有可能出現，因此原子并不是一個具有明確“邊界”的實體，也就是說，原子并沒有經典意義上的半徑。

假定原子是一個實心球體,用統計方法測定的半徑。(1)共價半徑(2)金屬半徑(3)范德華半徑原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：電子層數核電荷數核電荷數越大，核對電子的吸引作用也就越大，使原子的半徑減小。電子層數越多，電子之間的排斥作用使原子的半徑增大2.原子半徑的周期性變化(1)主族元素同周期從左到右，原子半徑逐漸減小。同主族自上到下，原子半徑逐漸增大。增加的電子排布在同一層上，增加的電子產生的電子間的排斥作用小于核電荷增加導致的核對外層電子的吸引作用，結果使原子半徑逐漸減小。為隨著電子層數的增加，離核更遠的外層軌道填入電子，電子層數的影響大于核電荷增加的影響，導致原子半徑增大。同一周期自左至右原子半徑變化幅度不大。(2)過渡元素同一周期過渡元素增加的電子都分布在(n－1)d軌道上，不同元素原子的外層電子（ns）受到原子核吸引作用及內層電子排斥作用的總體效果差別不大。“一看”電子層數：電子層數越多，半徑越大。（層多徑大）當電子層數相同時，“二看”核電荷數：核電荷數越大，半徑越小。（序大徑小）當核電荷數相同時，“三看”核外電子數：核外電子數越多，半徑越大。（數多徑大）3.“三看”比較微粒半徑的大小10e-：O2->F->Na+>Mg2+>Al3+Fe3+<Fe2+<FeNa+>Mg2+>Al3+＜

S2->Cl-一二三四五六七BSiAsTePoSbGeAlAt定性描述元素周期表中元素原子得失電子能力的變化規律族周期IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA同周期元素原子的電子層數______，從左到右原子半徑逐漸____，原子核對電子的吸引能力逐漸_____。同主族元素原子的價電子數_____，自上而下原子半徑逐漸_____，原子核對電子的吸引能力逐漸_____。相同減小增強相同增大減弱原子得電子能力（非金屬性）增強原子失電子能力（金屬性）減弱r↓原子失電子能力增強原子得電子能力減弱r↑

位于元素周期表中金屬元素與非金屬元素分界線周圍元素的原子獲得或失去電子的能力都不強。1.定義：2.符號：單位：3.意義：氣態基態原子或氣態基態離子失去一個電子所需要的最小能量叫做電離能。I表示在氣態時原子或離子失電子的難易程度。

電離能越小，該氣態原子越

失去電子;

故可判斷金屬原子失電子的難易程度。kJ/mol容易二、電離能及其變化規律M(g)

第一電離能I1-e-M+(g)

第二電離能I2-e-M2+(g)

第三電離能I3-e-M3+(g)……

逐級電離能預測：元素周期表同周期、同主族元素第一電離能變化規律？同周期：1、

元素的I1最小，

元素的I1最大。2、從左到右，元素的I1在總體上呈現_________

的變化趨勢。3.反常：由小到大堿金屬稀有氣體ⅡAⅤA元素比左右大同主族：自上而下，元素的I1。逐漸減小過渡元素I1變化不太規則，隨原子序數增加I1從左到右略有增加。元素第一電離能變化規律同主族元素原子的價電子數相同，但自上而下，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸減弱。I1的大小與原子半徑和核外電子排布密切相關思考探究為什么同周期元素，隨著核電荷數的增加，I1增大趨勢？為什么ⅡA、ⅤA的I1反常大？為什么稀有氣體的I1最大？同主族元素，隨著n的增加，I1減小？同周期元素原子電子層數相同，但隨著核電荷數增大,原子半徑減小，原子核對外層電子的有效吸引作用增強。ⅡA、ⅤA族元素原子的價排布分別為ns2、ns2np3，為全充滿和半充滿結構，難失電子。稀有氣體元素原子的價排布為ns2、ns2np6，達到全充滿穩定結構，難失電子。元素金屬性同周期

左→右減小同主族

上→下增強元素第一電離能同周期

左→右增大趨勢（ⅡAⅤA反常）同主族

上→下減小原子結構

原子核吸引電子的能力；原子形成穩定結構的趨勢第一電離能：Mg____Al金屬活動性順序:Mg____Al＞＞第一電離能小的元素的金屬性一定強(

)正誤判斷×運用某種規律分析問題時一定要注意具體條件。1.判斷下列元素間的第一電離能的大小：Na

K

N

PF

Ne

Cl

S

Mg

Al

O

N練＞＞＜＞＞＜2.在下列空格中，填上適當的元素符號（除放射性元素）：(1)在第3周期中,第一電離能最小的元素是

，第一電離能最大的元素是

；(2)在元素周期表中，第一電離能最小的元素是

，第一電離能最大的元素是

；

NaArCsHe3.在第3周期中,第一電離能比S大的元素有_____種，分別是____________。3PClArI2I1I3Be電離能M(g)

I1-e-M+(g)

I2-e-M2+(g)

I3-e-M3+(g)……

規律：通常對同種元素I3>I2>I1，有突躍。逐級電離能變化規律原子失去電子后變成陽離子，離子半徑變小而核電荷數沒變，原子核對電子的引力增強，從而使電離能逐級增大。同一原子I

突變，則電子層變化。Be(g)1s22s2Be+(g)1s22s1-e-I1Be2+(g)

1s2-e-I2Be3+(g)1s1-e-I3Na、Mg、Al的電離能(kJ·mol－1)元素電離能NaMgAlI1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575主要化合價最外層電子數???+11+22+33Na：1s22s22p63s1

Mg：1s22s22p63s2Al：1s22s22p63s23p1電離能在In與In＋1之間發生突變，則元素的原子易形成＋n價離子，并且主族元素的最高化合價為＋n。(1)M(g)===M2＋(g)＋2e－所需能量不是第一電離能的2倍(

)(2)原子的電離能大小：I1＞I2＞I3(

)正誤判斷4.某元素X的逐級電離能如圖所示，下列說法正確的是A.元素X可能顯＋4價B.X為非金屬元素C.X為第5周期元素D.X的單質在化學反應時最可能生成的

陽離子為X3＋√√×520AH原子Cl原子電子誰吸引電子的能力強！元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度。1、概念：三、元素的電負性及其變化規律元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越

。2、意義：強鮑林研究電負性的手搞指定氟（最活潑的非金屬元素）的電負性為4.0，(鋰的電負性為1.0)，并以此為標準確定其他元素的電負性。電負性是相對值，無單位。稀有氣體無電負性值。3、遞變規律(1)金屬元素的電負性_____，非金屬元素的電負性______。(2)同一周期，從左到右，元素的電負性_____。

元素的電負性最小，

元素的電負性最大。(3)同一主族，自上而下，元素的電負性_____。較小較大遞增遞減堿金屬鹵族元素電負性：N___O，第一電離能：N___O。<>注意：同周期主族元素的第一電離能與電負性變化不完全一致。練習：在下列空格中，填上適當的元素符號(不考慮放射元素)。

(1)在第3周期中,第一電離能最小的元素是

，第一電離能最大的元素是

；電負性最小的元素是

，電負性最大的元素是

。(2)在元素周期表中，第一電離能最小的元素是

，第一電離能最大的元素是

；電負性最小的元素是

，電負性最大的元素是

。NaArClNaCsHeCsF4、電負性的應用

（1）判斷一種元素類型，以及元素的活潑性正負電負性大的元素易呈現____價；電負性小的元素易呈現____價（2）判斷元素化合價的正負不作為絕對標準，如Au：2.4Si：1.8

如：IClNH3NF32.53.03.02.13.04.0一般：非金屬＞2金屬＜2人教版：1.8

非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑；金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑。

H2：_____________鍵;PH3：_________鍵。（3）判斷化學鍵類型

非極性共價極性共價如：AlCl3

______鍵,NaCl

______鍵

1.53.0共價0.92.1不作為絕對標準，如NaH______鍵；HF______鍵

2.14.0共價離子一般：成鍵元素原子電負性差＞1.7，離子鍵

差＜1.7，共價鍵離子如Li、Mg在空氣中燃燒產物為Li2O、MgO；Be(OH)2、Al(OH)3都是兩性氫氧化物；

H3BO3、H2SiO3都是弱酸。

在元素周期表中，某些位于相鄰周期、相鄰主族且處于左上右下位置的兩種元素，電負性接近，它們的單質及其化合物的某些性質相似。對角線規則注意：對角線規則是一條經驗規則，不是定理。Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]Be(OH)2+2NaOH=Na2[Be(OH)4]正誤判斷(1)主族元素的電負性越大，元素原子的第一電離能一定越大(

)(2)在元素周期表中，元素電負性從左到右越來越小(

)(3)金屬元素的電負性一定小于非金屬元素的電負性(

)(4)在形成化合物時，電負性越小的元素越容易呈現正價(

)(5)兩種元素電負性差值越大，越容易形成共價化合物(

)×××√×MgAlPS(2)從電負性角度分析，碳、氧