原子结构与性质复习.ppt

1、写出下列原子的电子排布式： K Fe 2、写出下列原子的外围电子排布式： Zn Cr 3、写出下列离子的电子排布式： S2- Cu2+ 复习巩固 考点三、元素的电离能和电负性 1、电离能 第一电离能（I1）：气态电中性基态原子失去一 个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量 。 第二电离能（I2）：从气态基态一价正离子失去一个 电子转化为气态基态二价正离子所需要的最低能量 。 第三电离能（I3）？ 电离能的大小反映了原子失去电子的难易。 （1）概念： kJ/mol 第一电离能越小，越易失电子，金属越活泼。 （2）元素的第一电离能变化规律 【思考】预测同主族元素原子的第一电离能随核电荷数递 增有何规律？ 同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小 。 【思考】预测同周期元素原子的第一电离能随核电荷数递 增有何规律？ 同周期元素，从左往右第一电离能总体呈增大趋势。 等价轨道为全空、半满、全满时较相邻元素要大。即第 A 族、第 A 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。 副族元素第一电离能变化缓慢，规律不明显。 最后的电子填入(n-1)d或(n-2)f，最外层基本相同 同一周期：由左至右大致增大 同一主族：由上至下大致减小 【思考】观察分析下表电离能数据回答： 为什么钠易失去一个电子，镁易失去两个电子 元素I1 KJmoL-1I2 KJmoL-1 I3 KJmoL-1 Na49645626912 Mg73814157733 从表中数据可知钠元素的第二电离能远大于第 一电离能，因此钠容易失去第一个电子而不易 失去第二个电子；即Na易形成Na +而不易形成 Na 2+ 。而Mg的第一第二电离能相差不大，第 三电离能远大于第二电离能，因此镁易形成+2 价镁离子。 2、电负性 电负性越大的原子，对键合电子的 吸引力越大。 键合电子：原子中用于形成化学键 的电子。 （1）概念 鲍林 （美国，1901-1994） 描述不同元素的原子对键合电子吸 引力的大小。 Na Mg Al Si P S Cl 主族电负性的周期性变化 Li Na K Rb Cs F Cl Br I At 同一周期，从左到右电负性递增。 同一主族，从上到下，电负性递减。 （2）电负性的变化规律 电负性逐渐 。 增 大 电负性逐渐减 小 电负性最大 电负性 最小 （3）电负性的应用： 判断元素的金属性和非金属性的强弱 一般：非金属1.8 金属1.8 判断化学键的类型 一般：成键元素原子的电负性差1.7，离子键 成键元素原子的电负性差1.7，共价键 判断化合物中元素化合价的正负 电负性大的显负价，电负性小的显正价 例3 根据信息回答下列问题： A第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个 电子成为气态阳离子X(g)所需的能量。下图是部分元素原 子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17 号元素的有关数据缺失)。 B不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数 值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原 子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如 果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键 。下表是某些元素的电负性值： 元素 符号 LiBeBCOFNaAlSiPSCl 电负电负 性值值 0. 98 1.5 7 2.0 4 2.5 5 3.4 4 3.9 8 0.9 3 1.6 1 1.9 0 2.1 9 2.5 8 3.1 6 (1)认真分析A图中同周期元素第一电离能的变化规律， 推断NaAr元素中，Al的第一电离能的大小范围为 _Al_(填元素符号)； (2)从A图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变 化规律是_ _； (3)A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第 _周期_族； (4)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化 物的性质相似，它们都具有_性，其中Be(OH)2显 示这种性质的离子方程式是： _ _。 (5)通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的 最小范围_； (6)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是 _ _； (7)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合 物？请说出理由(即写出判断的方法和结论)，请设计一个 实验方案证明上述所得到的结论。 本 节 知 识 网 络 原 子 结 构 元 素 周 期 律 电子层结构 能层与能级 电子云与原子轨道 核外电子排布规律 原子半径 电离能 电