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第一章 原子結構與性質
第二節 原子結構與元素性質
一、原子結構與元素周期表
1、元素周期律、系、表（P18）
元素周期表是呈現元素周期系的表格。元素周期系只有一個，元素周期表多種多樣。
復習：請簡述周期表的結構
一、原子結構與元素周期表
2、構造原理與元素周期表（P20）
各周期元素數目與相應能級組的原子軌道關系
周期 元素數目 相應能級組中原子軌道 電子最大容量
1
2
3
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6
7
一、原子結構與元素周期表
2、構造原理與元素周期表（P20）
（1）分區（P21）
根據最后一個電子填充的能級，可以分為如下幾個區：
s區有2個縱列，d區有8個縱列，p區有6個縱列；
s區、d區和ds區的元素原子最外層電子數為1～2個，在反應中易失去電子，故s區(H除外)、d區和ds區的元素都是金屬元素。
s區位于周期表的 側，包括 族 和 族，價電子的構型是 或 ，它們都是 ，容易失去電子形成 或 價離子。
一、原子結構與元素周期表
2、構造原理與元素周期表（P20）
（1）分區（P21）
p區位于周期表的 側，包括 族 和 族，價電子的構型是 ，大部分是 。
d區位于長周期的 部，包括 族 ，價電子的構型是 ，都是 ，常有可變化合價，為過渡元素。
一、原子結構與元素周期表
2、構造原理與元素周期表（P20）
（1）分區（P21）
ds區價層電子構型是 ，
即次外層d軌道是 的，最外層軌道上有1～2個電子。它們既不同于s區，也不同于d區，稱為ds區，它包括 族，處于周期表d區和p區之間。它們都是 ，也屬過渡元素。
一、原子結構與元素周期表
2、構造原理與元素周期表（P20）
（1）分區（P21）
f區也稱為鑭錒系
1：請簡述周期表的結構；
回顧
2：周期序數與能層序數關系，每周期多少元素，每周期對應哪些能級組？
回顧
3:原子的核外電子排布與族序數、價電子數的關系？
回顧
一般來說，同族元素原子的價電子數目相同。
族的劃分與原子的價電子數目和價電子排布密切相關。
主族元素：主族元素族序數＝價電子數，
價電子電子排布：ns1~2或ns2np1~5
過渡元素：ⅠB~ⅡB族序數＝ns電子數，
ⅢB~ⅦB族序數＝價電子數；
價電子排布：(n－1)d1~10ns1~2。
族序數 價電子構型
ⅢB (n－1)d1ns2
ⅣB (n－1)d2ns2
…… ……
ⅦB (n－1)d5ns2
Ⅷ (n－1)d6～9ns1～2(鈀除外)
ⅠB (n－1)d10ns1
ⅡB (n－1)d10ns2
稀有氣體的價電子排布式為1s2或ns2np6。
二、元素周期律
談一談：什么是元素周期律？談談你的認識。
想一想：元素性質包含哪些方面？
二、元素周期律
1、原子半徑
共價半徑
范德華半徑
金屬半徑
r
r
r
依據量子力學理論，核外電子從原子核附近到離核很遠的地方都有可能出現，因此原子并不是一個具有明確“邊界”的實體。這就是說，原子并沒有經典意義上的半徑。但是，由于核外電子運動區域的大小對于元素原子的性質有很大的影響，為了便于討論這方面的問題，人們便假定原子是一個球體，并采用統計的方法來測定它的半徑。
原子半徑，總是以相鄰原子的核間距為基礎而定義的。
二、元素周期律
1、原子半徑
元素周期表中的同周期主族元素從左到右、同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢？
原子半徑
電子的能層數
核電荷數
取決于
二、元素周期律
1、原子半徑
粒子半徑比較方法：
（1）同周期，從左到右，原子半徑 。
（2）同主族，從上到下，原子或同價態離子半徑 。
（3）陽離子半徑 對應的原子半徑，陰離子半徑 對應的原子半徑，
如r(Na＋) r(Na)，r(S) r(S2－)。
（4）電子層結構相同的離子，隨核電荷數增大，離子半徑 ，
如r(S2－) r(Cl－) r(K＋) r(Ca2＋)。
（5）不同價態的同種元素的離子，核外電子多的半徑 ，
如r(Fe2＋) r(Fe3＋)，r(Cu＋) r(Cu2＋)。
二、元素周期律
2、電離能 （P23）
定義：氣態基態原子失去一個電子轉化為氣態基態陽離子所需要的最低能量叫做第一電離能。
單位：kJ/mol.
二、元素周期律
2、電離能 （P23）
規律：結合教材P23圖探究元素第一電離能的變化規律。
同周期：
同主族：
特殊點：
二、元素周期律
2、電離能 （P23）
影響電離能大小的因素：
⑴核電荷數：電子層數相同，核電荷數越多、半徑越小、核對外層電子引力越大、越不易失去電子，電離能越大。
⑵原子半徑：同族原子半徑越大、原子核對外層電子的引力越小，越易失電子，電離能越小。
⑶電子層結構：穩定的8電子結構（同周期末層）電離能最大。
二、元素周期律
2、電離能 （P23）
逐級電離能：
M(g)= M+ (g) + e- （第一電離能）
M+(g)= M2+ (g) + e- （第二電離能）
M2+(g)= M3+ (g) + e- （第三電離能）
（1）電離能的數值逐級增大；
（2）電離能的差別大小反映了電子的分層排布
結論：
第二電離能：氣態正一價離子再失去一個電子成為氣態正二價離子所需的能量叫做第二電離能；依次類推。
二、元素周期律
2、電離能 （P23）
下圖是鈉、鎂、鋁的逐級電離能，為什么原子的逐級電離能越來越大？
電離能kJ·mol Na Mg Al
第一電離能 496 738 578
第二電離能 4562 1451 1817
第三電離能 6912 7733 2745
第四電離能 9543 10540 11575
第五電離能 13353 13630 14830
第六電離能 16610 17995 18376
第七電離能 20114 21703 23293
原子失去一個電子變成+1價陽離子，半徑變小，核電荷數未變而電子數變少，核對外層電子的吸引作用增強，使第二個電子比第一電子難失去，失去第二個電子比失去第一個電子需要更多的能量。
二、元素周期律
2、電離能 （P23）
電離能kJ·mol Na Mg Al
第一電離能 496 738 578
第二電離能 4562 1451 1817
第三電離能 6912 7733 2745
第四電離能 9543 10540 11575
第五電離能 13353 13630 14830
第六電離能 16610 17995 18376
第七電離能 20114 21703 23293
這些數據跟鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯系？
同一元素不同電離能規律：
鈉、鎂、鋁的最高化合價分別是＋1、＋2、＋3
(1)逐級增大，且存在突躍 。
(2)根據主族元素原子不同級電離能的突躍性變化，判斷元素性質（通常價態）、元素在周期表中的位置等。
二、元素周期律
2、電離能 （P23）
應用：
1.判斷元素金屬性的強弱
電離能越小、金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。
2.判斷元素的化合價（I1、I2示各級電離能）
如果某元素的In+1》In，則該元素的常見化合價為+n價。
如鈉元素I2》I1，所以鈉元素的常見化合價為+1價。
二、元素周期律
2、電離能 （P23）
應用：
3.判斷核外電子的分層排布情況
多電子原子中，元素的各級電離能逐漸增大，有一定的規律性。當電離能的變化出現突變時，電子層數就有可能發生變化。
4.反映元素原子的核外電子排布特點
同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當能量相同的原子軌道在全空、半充滿和全充滿狀態時，第一電離能就會反常得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
二、元素周期律
3、電負性 （P24）
以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出各元素的電負性。電負性是相對值，沒單位。
電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小
電負性的周期性變化
變化規律：
金屬元素的電負性較小，
非金屬元素的電負性較大。
②非金屬元素的電負性一般大于1.8
電負性越大,元素的非金屬性越強；
電負性越小,元素的非金屬性越弱；
①金屬元素的電負性一般小于1.8
③位于非金屬三角區邊界的“類金屬”，電負性在1.8左右，
既表現金屬性，又表現非金屬性。
二、元素周期律
3、電負性 （P24）
應用1、判斷元素金屬性和非金屬性的強弱
二、元素周期律
3、電負性 （P24）
應用2：判斷化學鍵的類型
電負性相差很大(相差>1.7)
電負性相差不大(相差<1.7)
但也有特例（如HF）
但也有特例（如NaH）
離子鍵
共價鍵
二、元素周期律
3、電負性 （P24）
應用3：判斷化學鍵的極性強弱
若兩種不同的非金屬元素的原子間形成
共價鍵，則必為極性鍵，且成鍵原子的電負性
之差越大，鍵的極性越強。
如極性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I
二、元素周期律
3、電負性 （P24）
應用4：判斷共價化合物中元素的化合價
兩種非金屬元素形成的化合物中，通常
電負性大的元素顯負價，電負性小的顯正價
如極性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I
例如：NCl3與水反應；
二、元素周期律
3、電負性 （P24）
應用5：解釋對角線規則
在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的，被稱為“對角線規則”。對角線相似是由于它們的電負性相近的緣故。
相似性：例如Li、Mg在空氣中燃燒的產物分別為Li2O和MgO;鈹和鋁的氫氧化物均為兩性氫氧化物;B和Si的含氧酸都是弱酸。
閱讀：完成P26—P27

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