原子結構與性質

1、1、進一步認識原子核外電子的分層排布、進一步認識原子核外電子的分層排布 （能級排布和能層排布）（能級排布和能層排布）2、能用符號表示原子核外的不同能級，初步知、能用符號表示原子核外的不同能級，初步知道量子數(shù)的涵義道量子數(shù)的涵義3 3、了解原子結構的構造原理和能量最低原理，、了解原子結構的構造原理和能量最低原理，并能用相關原理掌握原子的核外電子排布式并能用相關原理掌握原子的核外電子排布式 （136號元素）號元素）學習目標學習目標道爾頓原子道爾頓原子模型模型(1803年年)堅實不可再分的實心球湯姆生原子湯姆生原子模型模型(1904年年)平均分布著正電荷的粒子嵌著同樣多的電子盧瑟福原子盧瑟福原子模型

2、模型(1911年年)帶正電荷的核位于中心，質量主要集中在核上，電子沿不同軌道運轉玻爾原子模玻爾原子模型型(1913年年)電子在一定軌道上繞核做高速圓周運動電子云模型電子云模型(1926年年)現(xiàn)代物質結構學說原子原子核質子中子MAZ (幾乎集中原子的全部質量) (Z個)(Z個)(AZ)個(其運動空間幾乎占據了原子的整個體積)電子原子結構的了解2 原子核外電子的排布 在多電子的原子核外電子的能量是不同的，按電子的能量差異，可以將核外電子分成不同的能層。（1）能層與能級能層一二三四五六七符號KLMNOPQ最多容納電子數(shù)28183250每一個能層最多可容納的電子數(shù)：2n2能層（電子層）K L M N

3、O+能級能級1s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f能級（電子亞層） 在多電子原子中，同一能層的電子，能量可以不同，可以把它們分成能級。最多容納電子數(shù)22 62 6 102 6 1014任一能層的能級數(shù)等于該能層的序數(shù)，依次用ns、np、nd、nf等表示不同能層中，能級的能量高低是 1s2s3s4s.2p3p4p不同能層中，符號相同的能級中容納的最多電子數(shù)相同以s、p、d、f排序的各能級可容納的的最多電子數(shù) 依次為2、6、10、141、3、5、7的二倍。在同一能層中，能級的能量高低是 nsnpndnf能級分裂【問題解決】1 比較下列多電子原子的不同能層中能級的能量高低（1）1s、3

4、d （2）3s、3p、3d （3）2p、3p、4p2 將下列多電子原子的能級按照能量由高到低的順序排列 1s、4p、2s、3s、5f、4s（2）多電子原子的核外電子排布構造原理2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f6s6p6d7s7p1s能能量量升升高高能級交錯能級能量高低的順序能量升高能量升高4s3d4p5s4d5p 各圓圈間連接線的方向表示隨核電荷數(shù)增加而增加的電子填入能級的順序電子排布式電子排布式表示該能級填充的電子數(shù)目能級 雖先排4s后排3d ，但電子排布式中先寫3d，后寫4s。26Fe（鐵）電子排布式中最后2個能級應寫為3d64s2，而不能寫成4s23d6。在書寫電子排

5、布式時，能層低的能級要寫在左邊， 不能按填充順序寫。失電子的順序： 從外層到內層逐漸失去能層Fe：1s22s22p63s23p63d64s2Fe2+ ：1s22s22p63s23p63d6Fe3+ ：1s22s22p63s23p63d5原子序數(shù)元素名稱元素符號電子排布 K L M N1氫H2氦He3鋰Li4鈹Be5硼B(yǎng)6碳C7氮N8氧O9氟F10氖Ne1s11s2 2s11s21s2 2s21s2 2s22p11s2 2s22p21s2 2s22p31s2 2s22p41s2 2s22p51s2 2s22p6原子序數(shù)元素名稱元素符號電子排布 K L M N11鈉Na12鎂Mg13鋁Al14硅S

6、i15磷P16硫S17氯Cl18氬Ar1s2 2s22p6 3s11s2 2s22p6 3s21s2 2s22p6 3s23p11s2 2s22p6 3s23p21s2 2s22p6 3s23p31s2 2s22p6 3s23p41s2 2s22p6 3s23p51s2 2s22p6 3s23p6原子序數(shù)元素名稱元素符號電子排布 K L M N19鉀K20鈣Ca21鈧Sc22鈦Ti23釩V24鉻Cr25錳Mn26鐵Fe27鈷Co28鎳Ni1s2 2s22p6 3s23p6 4s11s2 2s22p6 3s23p6 4s21s2 2s22p6 3s23p63d1 4s21s2 2s22p6 3s

7、23p63d2 4s21s2 2s22p6 3s23p63d3 4s21s2 2s22p6 3s23p63d5 4s11s2 2s22p6 3s23p63d5 4s21s2 2s22p6 3s23p63d6 4s21s2 2s22p6 3s23p63d7 4s21s2 2s22p6 3s23p63d8 4s2原子序數(shù)元素名稱元素符號電子排布 K L M N29銅Cu30鋅Zn31鎵Ga32鍺Ge33砷As34硒Se35溴Br36氪Kr1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p11s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p21s2 2s22p6 3s23p63d10 4s2

8、4p31s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p41s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p51s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p61s2 2s22p6 3s23p63d10 4s11s2 2s22p6 3s23p63d10 4s2【思考】是否所有元素的基態(tài)原子的電子排布都遵循構造 原理？鉻、銅、銀、金等【練習】請寫出K+、S2-、 Cu2+ 離子的電子排布式？K+ ：1s22s22p63s23p6S2- ：1s22s22p63s23p6Cu2+ ：1s22s22p63s23p63d9【練習】請寫出14、24、26、31號元素的簡化電子排布式？K的簡化

9、電子排布式：Ar 4s1簡化電子排布式簡化電子排布式表示Ar(前一周期的稀有氣體)的電子排布（原子實）K的電子排布式：1s22s22p63s23p64s114Si：Ne 3s23p224Cr：Ar 3d54s126Fe：Ar 3d64s231Ga：Ar 3d104s24p1 化學反應中，原子的外圍電子發(fā)生變化，而“原子實”不受影響。所以描述原子核外電子排布式時可省去“原子實”，僅寫出原子的外圍電子排布式（對于主族元素的原子，外圍電子又稱價層電子或價電子）。K原子的外圍電子排布式：4s1Fe原子的外圍電子排布式：3d64s2（3 3）能量最低原理能量最低原理 原子的電子排布遵循構造原理能使整個原

10、子的能量處于最低狀態(tài)。處于最低能量狀態(tài)的原子基態(tài)原子：激發(fā)態(tài)原子： 基態(tài)原子吸收一定的能量后，電子被激發(fā)到較高能級但尚未電離的狀態(tài)。 一般是指電子激發(fā)態(tài) 基態(tài)與激發(fā)態(tài)基態(tài)激發(fā)態(tài)吸收能量釋放能量光（輻射）是電子釋放能量的重要形式之一吸收光譜發(fā)射光譜原子光譜 不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。核外電子的躍遷Li、He、Hg發(fā)射光譜Li、He、Hg吸收光譜【思考】下面是部分元素的發(fā)射光譜和吸收光譜：（2）為什么不同元素原子具有不同的特征光譜？不同原子的能級結構不同，發(fā)出的譜線的特征不同不同原子的能級結構不同，發(fā)出的譜線的特

11、征不同（1）同一元素發(fā)射光譜和吸收光譜有什么差異？一些元素的線狀光譜光譜分析：利用原子光譜的特征譜線鑒定元素。光譜分析方法的建立1853年 發(fā)明本生燈溫度達2300，且沒有顏色 本生利用本生燈研究各種金屬鹽類在火焰中呈現(xiàn)不同顏色的現(xiàn)象3 原子核外電子的運動特征原子核外電子的運動特征如何描述核外電子的運動？（1）電子云 核外電子運動的形象描述 小黑點表示在該核外空間的單位體積內電子出現(xiàn)的概率 運動區(qū)域距離核近，電子出現(xiàn)機會大；運動區(qū)域距離核遠，電子出現(xiàn)機會??；（2）原子軌道：50%90%繪制電子云的輪廓圖的方法：等密度面電子云輪廓圖：表示電子在核外空間經常出現(xiàn)的區(qū)域。 常把電子出現(xiàn)的概率約為90

12、%的空間圈出來，把這種電子云輪廓圖稱為原子軌道s能級的原子軌道圖（球形）ns能級只有一個原子軌道，球形n越大，原子軌道半徑越大p能級的原子軌道圖（紡錘形）np能級有三個能量相等能量相等的原子軌道，px、py、pz，紡錘形，相互垂直。 n越大，原子軌道半徑越大2p3p+現(xiàn)代原子結構模型原子軌道能級spdf原子軌道數(shù)13571s2s3s4s5s2p3p4p5p3d4d5d4f5f5g能級組6s 4f 5d 6p5s 4d 5p4s 3d 4p3s 3p2s 2p1s1s2s3s4s5s6s能量接近的原子軌道劃分為一個“能級組”（3）核外電子的排布原則能量最低原理 多電子原子在基態(tài)時核外電子優(yōu)先占據

13、能量最低的軌道。自然界的普適規(guī)律泡利原理 1個原子軌道最多只能容納2個電子，且自旋方向相反。用用表示自旋方向表示自旋方向自旋順時針逆時針能級spdf原子軌道數(shù)1357最多容納電子數(shù)261014能層（n）12345符號KLMNO能級sspspds pdfspdfg軌道1131351 35713579軌道容納電子數(shù)2262610 2 610 142610 14 18最多容納電子數(shù)28183250原子核外電子的排布：洪特規(guī)則 當電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先單獨占據一個軌道，而且自旋狀態(tài)相同?？偰芰孔畹湍芰孔畹驮淼奶乩普摚寒斳壍辣浑娮影氤錆M或全充滿時最穩(wěn)定。【思考】從洪特規(guī)則解釋Cr和

14、Cu的核外電子排布？即p3、d5、f7半充滿和p6、d10、f14全充滿穩(wěn)定（4）電子排布圖（軌道表示式）：核外電子運動狀態(tài)的描述： 能層、能級、原子軌道、自旋方向例以下表示氦原子結構的化學用語中，對電子運動狀態(tài)描述最詳盡的是（ ） A： B C1s2 DHeD LiBeBC1s2s1s2s2p1s2s2p1s2sNO1s2s2p1s2s2pFNe1s2s2p1s2s2p【思考】請寫出第二周期元素原子的電子排布圖（即軌 道表示式）？【練習】某元素原子的最外層2p軌道上有2個未成對電 子。請寫出該元素原子的價層電子的軌道表示式 ？【練習】請寫出第四周期元素的電子排布的軌道表示式O2s2pF2s2

15、p【練習】某元素原子的L層上有3對成對電子。請寫出該 元素原子的價層電子的軌道表示式 ？C2s2p原子的電子式、原子結構示意圖、核外電子排布式、電子排布圖（軌道表示式）。軌道表示式電子排布式原子結構示意圖電子式1s2s2p1s22s22p2 +6 2 4C以C為例:簡化電子排布式He2s22p2一、原子結構與元素周期表元素周期表的發(fā)展歷史1829年 德國化學家德貝萊納 三素組1864年 英國化學家紐蘭茲 八音律1869年 俄國化學家門捷列夫 第一張元素周期表1905年 瑞士化學家維爾納 制成維爾納長式元素周期表1913年 英國物理學家莫斯萊元素周期表中的原子序數(shù)是原子的核電荷數(shù)TiZrHfRf

16、VNbTaDbCrMoWSgMnTcReBhFeRuOsHsCoRhIrMtNiPdPtUunCuAgAuUuuZnCdHgUubGaInTl113HeBAlGeSnPb114CSiAsSbBi115NPSeTePo116OSBrIAt117FClKrXeRn118NeArLiNaKRbCsFrCaSrBaRaBeMgScYLaAcHCeThPrPaNdUPmNpSmPuEuAmGdCmTbBkDyCfHoEsErFmTmMdYbNoLuLrLaAc對元素的分類：主族元素副族元素短周期元素長周期元素金屬元素非金屬元素前三周期，118號后四周期，18號以后長周期和短周期元素共同組成長周期元素單獨

17、構成22種90多種原子序數(shù)元素名稱元素符號電子排布3鋰Li11鈉鈉19鉀K37銣Rb55銫Cs1s22s11s22s22p63s11s22s22p63s23p64s11s22s22p63s23p63d104s24p65s1堿金屬的電子排布式1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1Xe6s1He2s1Ne3s1Ar4s1Kr5s1 每到出現(xiàn)堿金屬，就開始建立一個新的電子層。隨后最外層上的電子逐漸增多，最后達到8個電子，出現(xiàn)稀有氣體。 元素周期系的形成是元素原子核外電子排布發(fā)生周期性的重復。能級組6s 4f 5d 6p5s 4d 5p4s 3d 4p3s 3p2

18、s 2p1s每個能級組相當于元素周期表中的一個周期1、周期與能級組 各周期所含元素的種數(shù)等于相應能級組中各軌道中最多容納的電子數(shù)之和。周期相應能級組中所含能級最多容納電子數(shù) 元素種類金屬元素數(shù)目11s 22s 2p 33s 3p 44s 3d 4p 55s 4d 5p 66s 4f 5d 6p 288181832288181832023141530【思考】寫出每個周期開頭元素和結尾元素的最外層電子的排布式的通式？為什么第一周期結尾元素的電子排布跟其他周期不同？2、周期表中的族與原子的電子排布原子核外電子的排布： 按構造原理從能量低到能量高逐層排布失電子的順序： 從外層到內層逐漸失去價電子層：周

19、期表上元素的“外圍電子排布” 這些能級上的電子可在化學反應中發(fā)生變化，這些電子稱為價電子?！舅伎肌吭刂芷诒碇忻總€縱列的價電子層的電子總數(shù)是否相等？主族： 最后一個電子排入ns或np能級副族：最后一個電子排入(n-1)d或(n-2)f能級BBB、B族序數(shù)最外層電子數(shù)零族： 穩(wěn)定結構ns2np6（He除外）族：最后一個電子排入(n-1)d多數(shù)元素在化學反應中價數(shù)不等于族數(shù)族序數(shù)=原子的最外層電子數(shù)=價電子數(shù)族序數(shù)價電子數(shù)=(n-1)d+ns的電子數(shù)3、原子的電子構型和元素的分區(qū)TiZrHfRfVNbTaDbCrMoWSgMnTcReBhFeRuOsHsCoRhIrMtNiPdPtUunCuAgA

20、uUuuZnCdHgUubGaInTl113HeBAlGeSnPb114CSiAsSbBi115NPSeTePo116OSBrIAt117FClKrXeRn118NeArLiNaKRbCsFrCaSrBaRaBeMgScYLaAcHCeThPrPaNdUPmNpSmPuEuAmGdCmTbBkDyCfHoEsErFmTmMdYbNoLuLrLaAcsddspf分區(qū)依據：最后一個電子排入的能級不同（除ds區(qū)）s區(qū)元素：最外層構型是ns1和ns2。IA和 IIA族元素。除H外，其余為活潑金屬。d區(qū)元素：包含第IIIB族到VIII族元素，電子構型是(n-1)d19ns12最外層電子數(shù)皆為12個，均為

21、金屬元素，性質相似。 ds區(qū)元素：包括IB族和IIB族元素，價電子構型是(n-1)d10ns12，均為金屬元素 。f區(qū)元素：最后一個電子排入(n-2)f能級，包括鑭系和錒系元素，均為金屬。【思考】為什么s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)和f區(qū)的元素都是金屬（氫元素除外）？p區(qū)元素：最外層電子構型從ns2np1ns2np6的元素。即IIIAVIIA族、零族元素。除H外，所有非金屬元素都在p區(qū)。TiZrHfRfVNbTaDbCrMoWSgMnTcReBhFeRuOsHsCoRhIrMtNiPdPtUunCuAgAuUuuZnCdHgUubGaInTlHeBAlGeSnPbCSiAsSbBiNPSeTePoOSBr

22、IAtFClKrXeRnNeArLiNaKRbCsFrCaSrBaRaBeMgScYLaAcHCeThPrPaNdUPmNpSmPuEuAmGdCmTbBkDyCfHoEsErFmTmMdYbNoLuLrLaAc過渡元素【思考】為什么副族元素和第族元素又稱為過渡元素？ 副族元素和第族元素（包括d區(qū)和ds區(qū)元素）介于s區(qū)元素（主要為金屬）和p區(qū)（主要為非金屬）之間，處于由金屬元素向非金屬元素過渡區(qū)域。TiZrHfRfVNbTaDbCrMoWSgMnTcReBhFeRuOsHsCoRhIrMtNiPdPtUunCuAgAuUuuZnCdHgUubGaInTlHeBAlGeSnPbCSiAsSbBi

23、NPSeTePoOSBrIAtFClKrXeRnNeArLiNaKRbCsFrCaSrBaRaBeMgScYLaAcH【思考】為什么在元素周期表中非金屬主要集中在右上角三角區(qū)內？ 由于元素價電子層結構和元素周期表中元素性質遞變規(guī)律決定的。同周期元素由左向右非金屬逐漸增強，金屬性逐漸減弱；同主族元素從上到下非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強。結果使元素周期表右上角區(qū)域主要呈現(xiàn)非金屬性?！舅伎肌繛槭裁刺幱诜墙饘偃菂^(qū)邊緣的元素常被稱為半金屬或準金屬？ 由于元素金屬性和非金屬性間沒嚴格的界限，處于非金屬三角邊緣的元素既能表現(xiàn)出一定的金屬性、又能表現(xiàn)出一定的非金屬性。1、原子半徑同種元素的原子以共價鍵連

24、接時核間距離的一半共價半徑：相鄰原子的平均核間距二、元素周期律元素的性質隨核電荷數(shù)增加發(fā)生周期性的遞變非金屬稀有氣體范德華半徑：兩個原子只靠分子間作用力相互吸引時核間距的一半稀有氣體【思考】原子半徑由哪些因素決定？ 電子層數(shù) 核電荷數(shù) 電子的能層越多，電子之間的負電排斥將使原子的半徑增大 核電荷數(shù)越大，核對電子的引力也就越大，將使原子的半徑縮小【思考】元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢又如何？應如何理解這種趨勢？HLiBeBCNOFHeNeArKrXeRnNaMgAlSiPSClKRbCsFrCaGaGeAsSeBrSrInSn

25、SbTeIBaTlPbBiPoAtRa當電子層數(shù)相同（同周期）時，隨核電荷數(shù)增加，原子半徑逐漸減小當最外層電子數(shù)相同（同族）時，隨電子層數(shù)的增加，原子半徑逐漸增大同一周期副族元素由左到右原子半徑縮小的程度小于主族元素同一縱行元素的原子與相應離子的半徑變化。原子半徑 相應陽離子離子半徑電子排布相同的離子，離子半徑隨著核電荷數(shù)的遞增而減小?！舅伎肌吭嚤容^ O、F 、 Na 、 Mg 、 Al 的半徑大??？NaMgAlOF【思考】試比較O2- 、F- 、Na+ 、Mg2+ 、Al3+ 的半徑大小？O2-F- Na+ Mg2+ Al3+【思考】試比較Na+ 、 Mg2+ 、S2-、Cl-的半徑大??？S

26、2-Cl- Na+Mg2+ H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar 化合價+7+6+5+4+3+2+10-1-2-3-41 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 原子序數(shù)（Z）2、元素的化合價 （1）最高正化合價+ 負化合價 = 8（或2） 最高正價等于最外層電子數(shù)（氟、氧元素無最高正價）（2）金屬與非金屬元素的化合價的典型差異金屬只顯正價非金屬既顯正價又顯負價，通常負價唯一主族元素的化合價的周期性變化的規(guī)律 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 化合價+7+6+5+4+3+

27、2+10-1-2-3-421 22 23 24 25 26 27 28 29 30 原子序數(shù)（Z）過渡元素的化合價的周期性變化的規(guī)律HLiNaKRbCsBeMgCaSrBaBAlCSiNPOSFClBrIAtNeArKrXeRnHeFrRaGaInGeSnAsSbSeTeTlPbBiPo【思考】元素周期表中，同周期的主族元素、同主族元素的金屬性和非金屬性如何變化？3、金屬性和非金屬性原子半徑依次減小原子半徑依次減小原子半徑依次減小原子半徑依次減小原子半徑依次增大原子半徑依次增大原子半徑依次增大原子半徑依次增大非金屬性依次增強非金屬性依次增強金屬性依次增強金屬性依次增強金屬性非金屬性 與H2反應

28、的條件及生成氫化物的穩(wěn)定性最高價氧化物對應水化物的酸性強弱相互置換 與水或酸反應，置換出H2的難易 最高價氧化物的水化物堿性強弱相互置換4、電離能第一電離能（I1）：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第二電離能（I2）：從氣態(tài)基態(tài)一價正離子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)二價正離子所需要的最低能量。第三電離能（I3）？電離能的大小反映了原子失去電子的難易。決定電離能大小的因素：核電荷數(shù)原子半徑（1）概念：kJ/mol 第一電離能越小，越易失電子，金屬越活潑。（2）元素的第一電離能變化規(guī)律【思考】預測同主族元素原子的第一電離能隨核電荷數(shù)遞 增有何規(guī)律？同主族元素，從上

29、到下第一電離能逐漸減小 。 【思考】預測同周期元素原子的第一電離能隨核電荷數(shù)遞 增有何規(guī)律？同周期元素，從左往右第一電離能總體呈增大趨勢。 電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大。即第 A 族、第 A 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。副族元素第一電離能變化緩慢，規(guī)律不明顯。最后的電子填入(n-1)d或(n-2)f，最外層基本相同 一個原子的逐級電離能是逐漸增大：一個原子的逐級電離能是逐漸增大：I1 I2 I3 【思考】各元素逐級失去電子的電離能有什么特點？ 隨著電子的逐個失去，陽離子所帶正電荷數(shù)越來越大，再要失去一個電子需克服的電性引力越來越大，消耗能量也越來越大。 隨著電子的逐個

30、失去，陽離子核外電子逐漸達到稀有氣體的穩(wěn)定結構，再要失去電子需克服的電性引力消耗能量更大（突躍變化） 【思考】觀察F元素的逐級電離能，分析變化特點及其原因。電離能的突躍變化，也說明核外電子是分能層排布的。【觀察與思考】鈉原子與氯原子結合成的氯化鈉是離子化合物，而氫原子與氯原子結合成的氯化氫是共價化合物。為什么？ 化合物中相鄰原子通過化學鍵結合在一起。一般情況下，活潑非金屬元素與活潑金屬元素以離子鍵結合成離子化合物，非金屬元素之間以共價鍵結合成共價化合物。 成鍵原子之間是形成離子鍵還是共價鍵，主要取決于成鍵原子吸引電子能力的差異。5、電負性 元素的原子在分子中吸引鍵合電子能力的相對大小。 電負性

31、越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。 鍵合電子：原子中用于形成化學鍵的電子。（1）概念 鮑林（美國，1901-1994）H2.1Li1.0Na0.9K0.8Rb0.8Cs0.7Be1.5Mg1.2Ca1.0Sr1.0Ba0.9B2.0Al1.5Ga1.6In1.7Tl1.8C2.5Si1.8Ge1.8Sn1.8Pb1.9N3.0P2.1As2.0Sb1.9Bi1.9O3.5S2.5Se2.4Te2.1Po2.0F4.0Cl3.0Br2.8I2.5At2.2【思考】觀察主族元素的電負性數(shù)據（以F=4.0和Li=1.0作為相對標準，稀有氣體未計），元素的電負性有何變化趨勢？Na Mg Al Si

32、P S Cl主族電負性的周期性變化Li Na K Rb Cs F Cl Br I At 同一周期，從左到右電負性遞增。同一主族，從上到下，電負性遞減。（2）電負性的變化規(guī)律電負性的大小可用于衡量元素的金屬性和非金屬性的 強弱。金屬電負性小于1.8非金屬電負性大于1.8類金屬電負性在1.8左右，兼有金屬和非金屬的性質 金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負性越??； 非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電負性越大 電負性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正價； 電負性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。電負性數(shù)值大小能夠衡量元

33、素在化合物中吸引電子能力大小?！揪毩暋空埐殚喯铝谢衔镏性氐碾娯撔詳?shù)值，判斷化合物中化合價為正值的元素？ CH4、NaH、NF3、NH3、SO2、H2S、ICl、HBr通過成鍵元素間電負性的差值判斷化學鍵類型。 如果兩個成鍵元素間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵； 如果兩個成鍵元素間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵?！揪毩暋空埐殚喯铝谢衔镏性氐碾娯撔詳?shù)值，判斷它們哪些是離子化合物，哪些是共價化合物？ NaF、HCl、NO、MgO、KCl、CH4離子化合物：NaF、MgO、KCl共價化合物：HCl、NO、CH4Li Be BMg Al Si【科學探究科學探究】對

34、角線規(guī)則對角線規(guī)則 某些主族元素與右下方的主族元素的某些性質是相似的，稱為對角線規(guī)則。Li和Mg的相似性在空氣中燃燒均生成正常的氧化物 4Li+O2=2Li2O 2Mg+O2=2MgO與N2的化合能力較強，易生成Li3N和Mg3N2 氫氧化物堿性相當，均為中強堿，溶解度較小，受熱易脫水成氧化物 Be和Al的相似性 Be和Al都是兩性金屬，不僅能溶于酸，也都能溶于堿放出氫氣 Be+2NaOH=Na2BeO2+H2 2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2 Be和Al的氫氧化物都是兩性化合物，易溶于強堿 BeCl2和AlCl3都是共價化合物。易升華、聚合、易溶于有機溶劑 Be,Al常溫

35、下不與水作用，與冷的濃硝酸接觸時都發(fā)生鈍化現(xiàn)象 B和Si的相似性含氧酸都是弱酸單質能溶于堿生成含氧酸鹽，生成H2在自然中都不以單質存在，是以氧化合物存在B-O鍵和Si-O 鍵都有很高的穩(wěn)定性Ka(B(OH)3)=5.810-10 原子的價電子構型才是決定元素性質的最主要因素，因此，同族元素性質的相似性以及性質的遞變規(guī)律總是主要的。 【思考】對角線規(guī)則產生的原因？某些主族元素與右下方的主族元素的電負性相近Li1.0Na0.9Be1.5Mg1.2B2.0Al1.5C2.5Si1.8HLiNaKRbCsBeMgCaSrBaBAlCSiNPOSFClBrIAtNeArKrXeRnHeFrRaGaInG

36、eSnAsSbSeTeTlPbBiPo原子半徑逐漸減小，金屬性減弱，非金屬性增強；第一電離能增大（、反常）；電負性增大（0族除外）原子半徑逐漸增大，金屬性增強，非金屬性減弱；第一電離能減?。?、反常）； ；電負性減?。?族除外） ?！練w納】【科學史話】稀有氣體及稀有氣體化合物的發(fā)現(xiàn)1868年He 太陽元素18821892年英國著名實驗物理學家雷利為了驗證普勞特假說（該假說認為各種元素的原子都是由氫原子組成的），曾利用各種方法測定氣體的密度，然后再計算原子量。 1892年1.2572克升（空氣） N2密度1.2508克升（來自化合物） Ar1896年以后，拉姆塞經過幾年艱苦卓絕的努力，通過分餾液態(tài)空氣，發(fā)現(xiàn)和分離出了氖、氪、氙。 20世紀初，拉姆塞發(fā)現(xiàn)氡。 稀有氣體的發(fā)現(xiàn)1904年，瑞利獲得諾貝爾物理學獎，拉姆賽獲得諾貝爾化學獎。 【思考】下圖是拉姆賽曾用來分離空氣中含有的未知氣體的實驗裝置圖。