专题-元素性质递变规律

专题_元素性质递变规律1.认识元素在周期表中的位置与其原子的

电子层结构的关系。2

.理解元素周期表的分区及各区元素特点。【学习目标】第一课时原子核外电子排布的周期性一、元素周期表的结构周期短周期长周期第1周期：2种元素第2周期：8种元素第3周期：8种元素第4周期：18种元素第5周期：18种元素第6周期：32种元素不完全周期第7周期：26种元素镧57La–镥71Lu共15种元素称镧系元素锕89Ac–铹103Lr共15种元素称锕系元素周期序数=电子层数（能层数）（横行）复习回忆

族主族：副族：ⅠA,ⅡA,ⅢA,ⅣA,ⅤA,ⅥA,ⅦA第VIII族：稀有气体元素主族序数=最外层电子数=价电子数

=最高正价数（纵行）

零族：共七个主族ⅠB,ⅡB,ⅢB,ⅣB,ⅤB,ⅥB,ⅦB共七个副族三个纵行(8、9、10），位于ⅦB与ⅠB中间1、元素周期表的结构复习回忆1、某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的Ⅲ族元素的原子序数是()A只有x+1B可能是x+8或x+18C可能是x+2D可能是x+1或x+11或x+25

课堂练习D（1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐

，失电子能力逐渐

，得电子能力逐渐

，元素的金属性逐渐

，非金属性逐渐

，对应氢化物的稳定性逐渐

；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐

；碱性逐渐

；（2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐

，失电子能力逐渐

，得电子能力逐渐

，金属性逐渐

，非金属性逐渐

；对应氢化物的稳定性逐渐

；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐

；碱性逐渐

；2、原子结构和性质周期性变化复习回忆减小减弱增强减弱减弱增强增强增强增大增强增强增强减弱减弱减弱减弱3.同周期元素的主要化合价：最高正价：+1递增到+7。（氟、氧例外）负价：-4递增到-1，呈现周期性的变化。最高正价+|负价|=8复习回忆学与问

元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？原子半径4.原子半径：a、影响因素:b、规律：（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。原子半径的大小取决于1、电子的能层数2、核电荷数（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半径越大。4.下列微粒中，半径大小排列顺序正确的是()A．K+＞Ca2+＞Cl-＞S2-B．Ca2+＞K+＞S2-＞Cl-C．Ca2+＜K+＜Cl-＜S2-D．S2-＜Cl-＜K+＜Ca2+C课堂练习课堂练习5.具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C，下列分析正确的是（）A.原子序数关系：C＞B＞AB.微粒半径关系：Bn-＞An+C.C微粒是稀有气体元素的原子.D.原子半径关系是：A＜B＜CBC课堂练习：

2、碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列预言错误的是：Ａ.在碱金属中它具有最大的原子半径Ｂ.它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强的碱C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸Ｃ3、某元素X的气态氢化物化学式为H2X，则该元素的最高价含氧酸的化学式为（）

A.H2XO3B.H3XO4C.H2XO4D.HXO4C周期元素种类外围电子排布最多可容纳的外围电子数ⅠA族0族121s11s222345683s13s23p6184s14s24p6185s15s25p6326s16s26p682s12s22p688888课本表2-51-6周期元素的外围电子排布二、外围电子的拍不规律：（1）同一周期元素原子的外围

电子排布呈现什么样的变

化规律？（2）同一主族元素原子的外围

电子排布呈现什么样的变

化规律？1、随着原子序数的增加，元素原子的外围

电子排布呈现周期性的变化。

每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布(除第1周期外)重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。【结论】2、同一主族元素的原子外围电子排布

相同，不同的只是电子层数。

稀有气体元素、非金属元素、过渡金属元素（副族和Ⅷ族元素）原子的外围电子排布有什么特点？【交流与讨论2】原子序数21222324252627282930符号外围电子排布第四周期过渡元素核外电子排布ScTiVCrMnFeCoNiCuZn3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d64s23d74s23d84s23d104s13d104s2周期元素数目外围电子排布ⅠA－ⅡAⅢB－ⅧⅠＢ－ⅡＢⅢＡ－ⅦＡ０族１21S11S2２8２S1－2

2S22p1－52S22p6３18３S1－23S23p1－53S23p6４18４S1－2３d1－94s23d104s1－24S24p1－54S24p6５32５S1－24d1－95s24d105s1－25S25p1－55S25p6６32６S1－24f1－145d1－105d106s1－26S26p1－56S26p6周期元素数目外围电子排布ⅠA－ⅡAⅢB－ⅧⅠＢ－ⅡＢⅢＡ－ⅦＡ０族１21S11S2２8２S1－2

2S22p1－52S22p6３18３S1－23S23p1－53S23p6４18４S1－2３d1－94s23d104s1－24S24p1－54S24p6５32５S1－24d1-95s24d105s1－25S25p1－55S25p6６32６S1－24f1－145d1－105d106s1－26S26p1－56S26p6周期元素数目外围电子排布ⅠA－ⅡAⅢB－ⅧⅠＢ－ⅡＢⅢＡ－ⅦＡ０族１21S11S2２8２S1－2

2S22p1－52S22p6３18３S1－23S23p1－53S23p6４18４S1－2３d1－94s23d104s1－24S24p1－54S24p6５32５S1－24d1-95s24d105s1－25S25p1－55S25p6６32６S1－24f1－145d1－105d106s1－26S26p1－56S26p6周期元素数目外围电子排布ⅠA－ⅡAⅢB－ⅧⅠＢ－ⅡＢⅢＡ－ⅦＡ０族１21S11S2２8２S1－2

2S22p1－52S22p6３18３S1－23S23p1－53S23p6４18４S1－2３d1－94s23d104s1－24S24p1－54S24p6５32５S1－24d1－95s24d105s1－25S25p1－55S25p6６32６S1－24f1－145d1－105d106s1－26S26p1－56S26p6周期元素数目外围电子排布ⅠA－ⅡAⅢB－ⅧⅠＢ－ⅡＢⅢＡ－ⅦＡ０族１21S11S2２8２S1－2

2S22p1－52S22p6３18３S1－23S23p1－53S23p6４18４S1－2３d1－94s23d104s1－24S24p1－54S24p6５32５S1－24d1-95s24d105s1－25S25p1－55S25p6６32６S1－25d1－104f1－145d106s1－26S26p1－56S26p6三、

按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。

划分区的依据是什么？s区、d区、ds区、p区分别有几个纵列？【想一想】

依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。s区：d区：p区：ds区：

最后1个电子填充在

轨道上，价电子的构型是

或

，位于周期表的

侧，包括

和

族，它们都是

，容易失去电子形成

或

价离子。s区元素nsns1ns2左ⅠAⅡA活泼金属+1+2

最后1个电子填充在

轨道上，价电子构型是

，位于周期表

侧，包括

族元素。大部分为

元素。p区元素npns2np1～6右ⅢA～ⅦA、零族非金属s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在

，除零族外，最外层电子的总数等于该元素的

。除零族外，s区和p区的元素都是主族元素。最外层族序数

它们的价层电子构型是

，最后1个电子基本都是填充在

轨道上，位于长周期的中部。这些元素都是

，常有可变化合价，为过渡元素。它包括

族元素。d区元素(n－1)d1～9ns2(n－1)d金属ⅢB～Ⅷ

价层电子构型是

，即次外层d轨道是

的，最外层轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，称为ds区，它包括

族，处于周期表d区和p区之间。它们都是

，也属过渡元素。ds区元素(n－1)d10ns1～2充满ⅠB和ⅡB金属

最后1个电子填充在f轨道上，价电子构型是：（n－2）f0～14ns2,或(n–2)f0～14、(n－1)d0～2ns2，它包括镧系和锕系元素（各有14种元素）。f区元素包括元素价电子排布元素分类s区p区d区ds区f区ⅠA、ⅡA族ⅢA～零族ⅢB～Ⅷ族ⅠB、ⅡB族镧系和锕系ns1、ns2ns2np1～6(n－1)d1～9ns2(n－1)d10ns1～2（n－2）f0～14ns2各区元素特点：活泼金属大多为非金属过渡元素过渡元素小结过渡元素思考感悟1、最外层电子排布为ns1或ns2的元素是否一定为金属元素？2、是否电子的电子层数多的元素的原子半径一定大于电子的电子层数少的元素的原子半径？(1)不一定。H的最外层电子排布为1s1,He的最外

层电子排布为1s2，但二者都是非金属元素。(2)不一定。原子半径的大小由核电荷数与电子

的电子层数两个因素综合决定，如碱金属元

素

的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。2、主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价电子数=最高正化合价

副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的电子数=价电子数【规律总结】1、周期数=电子层数ⅠB、ⅡB族序数=原子的最外层电子数【思考】为什么s区、d区、ds区的元素都是金属(除H外)？s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属。CD

反馈练习1、按电子的排布，可把周期表里的元素划分成5个区，以下元素属于p区的【】

A.Fe

B.Mg

C.P

D.La2、某元素原子价电子构型3d54s2，其应在【】A.第四周期ⅡA族B.第四周期ⅡB族C.第四周期ⅦA族D.第四周期ⅦB族1.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。第四周期，ⅦB族。2.试确定32号元素在周期表中的位置。第四周期，ⅣA族3.判断处于第三周期，ⅣA族元素的电子排布式、原子序数。[Ne]3s23p2，第14号元素【巩固练习】4、已知某元素的原子序数为26，试写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素在周期表中所属周期、族和区。课堂练习[Ar]

3d64s2第四周期，Ⅷ族。5、已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？价电子排布为5s25p4，电子排布式[Kr]4d105s25p4属P区休息一下第二课时电离能和电负性学习目标掌握元素的电离能、电负性的涵义以及变化规律。2.掌握主族元素的电离能的变化与核外电子排

布的关系。3.会描述周期表的结构及金属性、非金属性的变化。1.元素第一电离能定义：元素第一电离能是指气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需的最低能量。如：钠元素的I1=496KJ/mol是指Na（g）－e－Na＋（g）时所需的最小能量为496KJ/mol。一、电离能（阅读课本Ｐ20）用符号I1表示；用式子：M(g)－e－M+(g)

表示;单位：KJ/mol。探究一观察下图，总结第一电离能的变化律。？原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？（同周期、同主族）元素第一电离能的变化规律：(3)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去

电子，即元素在气态时的金属性越强。（最大的是He）b.第ⅡA元素＞ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ⅥA元素(2)同周期：a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的

是稀有气体的元素；总体上：金属元素的第一电离能都

，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都

。较小较大图2-12表示了1~~36号元素的第一电离能

1、请从原子结构角度分析为什么呈现这样的变化规律？即同周期从左至右失去电子越来越难，同主族从上至下失去电子越来越容易。探究二：电离能的影响因素有哪些？2、观察图2-13中第3周期各元素的第一电离能的大小，可以发现镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫大。为什么稀有气体元素的第一电离能特别的大？从核外电子排布的规律来看，可能是什么原因？ⅡA是全充满结构、ⅤA是半充满。3、影响原子电离能的因素有哪些？原子核电荷——（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。原子半径——（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。电子层结构——核外电子排布（全空、半满、全满）ⅡA、ⅤA族和0族小结问：元素第一电离能大小与原子失电

子能力有何关系？第一电离能越小，原子越易失去第一个电子；第一电离能越大，原子越难失去第一个电子。思维拓宽：你能说出什么是第二电离能、第三电离能......

吗？讨论后回答。2、逐级电离能：是指＋1价气态离子失去一个电子形成＋2价气态离子所需的最低能量称该元素的第二电离能。用I2表示。类似用I3、I4...表示元素的第三、四...电离能等。观察分析下表电离能数据回答问题：元素I1(KJ/mol)I2(KJ/mol)I3(KJ/mol)Li520729511815Mg73814517733问题：解释为什么锂元素易形成Li＋，而不易形成Li2＋；镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？解答：从表中数据可知：Li元素的I2远大于I1，因为Li＋

的电子排布式为1S2，是稳定结构，难失电子，同时Li

＋

对电子的引力加大，导致Li

＋

难再失电子；即Li易形成Li＋，而不易形成Li2＋。镁元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，因为镁失去两个电子后Mg2+的外围电子排布是2S22P6，是稳定结构，同时Mg2＋对电子的引力加大，因而不易失去第三个电子，因此镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋。元素电离能NaMgAlI1496738577I2456214511817I3691277332745I495401054011578探究三：电离能有哪些应用？交流与讨论逐级电离能增大的原因？某一电离能突然增大的原因？逐级电离能增大的原因？某一电离能突然增大的原因？原子失去电子变成金属阳离子带正电荷，正电荷越多则对电子的吸引力越大，再失去电子需要的能量就越大。当I(x+1)》Ix时说明失去的第x个电子和第(x+1)不在一个电子层。当此原子失去第x个电子时以达到稳定结构，再失去第(x+1)时很困难。4、电离能的应用：①一般情况下，金属元素原子电离能越小，金属性越强②依据电离能的数据可以分析元素的化合价

电离能增大电He电离离能能减增小Cs大电离能减小小结：元素电离能在周期表中的变化规律课堂练习1.下列说法正确的是（）A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大C.在所有元素中，氟的第一电离能最大.D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.A反常现象最大的是稀有气体的元素：He从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）K＜Na＜Mg课堂练习2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是(

)A

ns2np3

B

ns2np5

C

ns2np4

D

ns2np6C3.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJ·mol-1）:锂失去第一个电子519失去第二个电子7296失去第三个电子11799课堂练习

通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。

因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而电离能越来越大。4.判断下列元素间的第一电离能的大小：Na

K;O

N;N

P;F

Ne;Mg

Al；S

P;Cl

S；Cl

Ar。><<><>><5.将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列：（1）KNaLi;(2)BCBeN;(3)HeNeAr；（4）NaAlSP答案（1）LiNaK；（2）NCBeB(3)HeNeAr;(4)PSAlNa6.短周期元素A、B，A元素的最外层电子数等于最内层上的电子数；B元素最外层电子数是最内层上电子数的3倍。试判断A、B可能有的元素并写出它们的原子电子排布式；比较当A、B在同一周期时它们的第一电离能数值大小关系。提示:A元素有：Be：1S22S2或Mg:1S22S22P63S2

B元素有：O:1S22S22P4或S:1S22S22P63S23P4

第一电离能：BeO;MgS。<<7.有短周期两种金属元素A、B，已知MA:MB=9:8,分别取A、B金属与盐酸反应，当放出等物质的量氢气时，耗A、B的物质的量比时nA：nB＝2:3。试推断A、B元素的名称，写出各原子核外电子的电子排布式和轨道表示式，并比较它们的第一电离能的大小。提示：由题中条件可推出A元素的化合价为＋3价，B元素的化合价为＋2价；再根据条件可算出A、B的摩尔质量分别为27g/mol、24g/mol，A为Al元素，B为Mg元素。拓展思考题：1.用表中提供的数据解释：为什么钠原子的最外层电子数是1而镁原子的最外层电子数为2？参考答案：钠元素I1远小于I2、I3，说明钠原子核外有一个电子离核远，受核的引力小，易失去；同时也说明I2、I3代表的电子与I1代表的电子不在同一电子层，所以钠原子的最外层电子数为1。而镁元素的I1和I2相差不大，说明它们代表的电子是在同一电子层，I3远大于I1、I2，说明I3代表的电子与I1、I2代表的电子不在同一电子层，所以镁原子最外层的电子数为2。元素I1KJ/molI2KJ/molI3KJ/molNa49645626912Mg738145177332.从下表的电离能数据中你能发现一些问题吗？如：电离能的数值大小与原子核外电子排布的关系、金属元素与非金属元素的区别等。请提出并作适当的解释。元素I1KJ/molI2KJ/molI3KJ/molI4KJ/molI5KJ/molI6KJ/molI7KJ/molI8KJ/molLi520729511815C10862351461962203781847216O131433875298746610986133207130784048问：下列原子间形成化合物时是以什么类型的化学键结合？形成哪类型的化合物？（1）Na与Cl；（2）H与Cl；（3）H与O；(4)Na与O；（5）C与O。关键要解决的问题是：原子之间形成不同的化学键，主要取决于成键原子的哪方面性质？吸引电子能力问：怎样比较元素原子吸引电子能力的大小？为了解决这个问题，下面我们要来学习一个新的元素性质－－电负性这些是我们熟悉的元素，如果遇到不熟悉的元素时，我们怎样来判断呢？为了解决这个问题关键是要解决什么问题？电负性1.定义：电负性是用来衡量元素原子在化合物中吸引电子能力大小的量度。2.标准：指定F元素的电负性为4.0为标准，依次确定其它元素的电负性的数值。小资料：电负性是美国化学家鲍林（1900－1997）在1932年首先提出,他指定F元素的电负性为4.0。他在化学的多个领域都有重大贡献。曾两次荣获诺贝尔奖（1954年化学奖和1962年和平奖）。（三）电负性（阅读课本Ｐ23）为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。鲍林L.Pauling1901-1994鲍林研究电负性的手搞11H2.1IIA23Li1.04Be1.5311Na0.912Mg1.2419K0.820Ca1.0537Rb0.838Sr1.0655Cs0.756Ba0.9IIIAIVAVAVIAVIIA2He5B2.06C2.57N3.08O3.59F4.010Ne13Al1.514Si1.815P2.116S2.517Cl3.018Ar31Ga1.632Ge1.833As2.034Se2.435Br2.836Kr49In1.750Sn1.851Sb1.952Te2.153I2.554Xe81Tl1.882Pb1.983Bi1.984Po2.085At2.286RnIA0族观察分析下列主族元素的电负性回答下列问题：11H2.123Li1.04Be1.5311Na0.912Mg1.2419K0.820Ca1.0537Rb0.838Sr1.0655Cs0.756Ba0.9IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA0族2He5B2.06C2.57N3.08O3.59F4.010Ne13Al1.514Si1.815P2.116S2.517Cl3.018Ar31Ga1.632Ge1.833As2.034Se2.435Br2.836Kr49In1.750Sn1.851Sb1.952Te2.153I2.554Xe81Tl1.882Pb1.983Bi1.984Po2.085At2.286Rn3.电负性的规律：（1）在主族元素中电负性最大和最小的元素和数值分别是

、

。F：4.0Cs：0.7（2）从总体上分析得：金属元素的电负性

，非金属元素的电负性

；区分金属元素和非金属元素的电负性数值一般认为是

。较小较大1.8（3）从主族元素的电负性的数值变化，你能找出元素电负性的变化规律吗？元素电负性的变化规律：同周期从左到右，随着核电荷数的增加，电负性逐渐增大；同主族，从上到下，随着核电荷数的增加，电负性逐渐减少。不讨论稀有气体。元素电负性的周期性变化：每隔一定元素，元素电负性就出现从小到大的周期性变化。（1）离子化合物和共价化合物的判断：从元素周期表中元素的电负性可知：如果两元素的电负性数值相差越大，则吸引电子能力就相差越大，化合时就易形成

，反之就易形成

。

为了明确一般认为：两元素的电负性差值大于

，它们之间通常形成离子键；两元素的电负性差值小于

，它们之间通常形成共价键。离子化合物共价化合物1.71.74.电负性的应用：元素AlBBeCCIFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8练习：查阅下列元素的电负性数值，判断：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2共价化合物（）离子化合物（）②③⑤⑥①④电负性数值大的元素在化合物中吸引电子能力强，元素化合价为

，电负性数值小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素化合价为

。负值正值练习：指出下列化合物中元素的化合价：

CH4NaHNF3NH3SO2H2SIClHBrSiCBF3Mg3N2CaC2

－4＋1

＋1－1＋3－1－3＋1＋4－2＋1－2＋1－1＋1－1＋4－4＋3－1＋2－3＋2－1（2）电负性数值大小和元素化合价的关系：(3)电负性大小与金属、非金属的关系电负性＜1.8电负性≈1.8电负性＞1.8为金属为“类金属”为非金属

以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。

电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。活动与探究1.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO，Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。元素周期律的实质：元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。

原子半径、元素的金属性和非金属