2013高二化學(xué)歸納整理教案：第一章《原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》（新人教版選修3）

1、第九講 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 主要知識(shí)點(diǎn):復(fù)習(xí)必修中學(xué)習(xí)的原子核外電子排布規(guī)律： (1)核外電子總是盡量先排布在能量較低的電子層，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的電子層(能量最低原理)。 (2)原子核外各電子層最多容納2n2個(gè)電子。 (3)原于最外層電子數(shù)目不能超過8個(gè)(K層為最外層時(shí)不能超過2個(gè)電子)。 (4)次外層電子數(shù)目不能超過18個(gè)(K層為次外層時(shí)不能超過2個(gè))，倒數(shù)第三層電子數(shù)目不能超過32個(gè)。 說明：以上規(guī)律是互相聯(lián)系的，不能孤立地理解。例如；當(dāng)M層是最外層時(shí)，最多可排8個(gè)電子；當(dāng)M層不是最外層時(shí)，最多可排18個(gè)電子 1. 能層與能級(jí)由必修的知識(shí)，我們已經(jīng)知道多電子原子的核外電子的

2、能量是不同的，由內(nèi)而外可以分為： 第一、二、三、四、五、六、七能層符號(hào)表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 能量由低到高例如：鈉原子有11個(gè)電子，分布在三個(gè)不同的能層上，第一層2個(gè)電子，第二層8個(gè)電子，第三層1個(gè)電子。由于原子中的電子是處在原子核的引力場(chǎng)中，電子總是盡可能先從內(nèi)層排起，當(dāng)一層充滿后再填充下一層。理論研究證明，原子核外每一層所能容納的最多電子數(shù)如下：能 層 一 二 三 四 五 六 七符 號(hào) K L M N O P Q最多電子數(shù) 2 8 18 32 50即每層所容納的最多電子數(shù)是：2n2(n：能層的序數(shù))但是同一個(gè)能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(jí)(S、P、d

3、、F)，就好比能層是樓層，能級(jí)是樓梯的階級(jí)。各能層上的能級(jí)是不一樣的。能級(jí)的符號(hào)和所能容納的最多電子數(shù)如下：能 層 K L M N O 能 級(jí) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 最多電子數(shù) 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 各能層電子數(shù) 2 8 18 32 50 （1） 每個(gè)能層中，能級(jí)符號(hào)的順序是ns、np、nd、nf（2） 任一能層，能級(jí)數(shù)=能層序數(shù)（3） s、p、d、f可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7的兩倍 各能層所包含的能級(jí)類型及各能層、能級(jí)最多容納的電子數(shù)見下表：能 層(n)一二三四五六七符 號(hào)KLMNOPQ能 級(jí)(l)1s2s2p3s3p3d

4、4s4p4d4f5s最 多 電 子 數(shù)226261026101422818322n22、構(gòu)造原理 根據(jù)構(gòu)造原理，只要我們知道原子序數(shù)，就可以寫出幾乎所有元素原子的電子排布。即電子所排的能級(jí)順序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s電子填充的先后順序（構(gòu)造原理）為：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p.ns (n2)f (n1)d np構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級(jí)分布。不同能層的能級(jí)有交錯(cuò)現(xiàn)象，如E(3d)E(4s)、E(4d)E(5s)、E(5d)E(6s)、E(6d)E(7s)、E(4f)E

5、(5p)等。構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子電子排布圖（即軌道表示式）的主要依據(jù)之一。如：Na：1s22s22p63s1，能級(jí)符號(hào)上面數(shù)字是該能級(jí)上的電子數(shù)。元素原子的電子排布：（136號(hào)）氫 H 1s1 鈉 Na 1s22s22p63s1 鉀 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1 有少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布對(duì)于構(gòu)造原理有一個(gè)電子的偏差，如：鉻 24Cr Ar3d54s1 銅 29Cu Ar3d104s1例如：寫出17Cl（氯）、21Sc(鈧)、35Br（溴）的電子排布氯：1s22s22p63s23p5鈧：1s22s22p63s23p63d14s

6、2溴：1s22s22p63s23p63d104s24p53.電子云和原子軌道： (1)電子運(yùn)動(dòng)的特點(diǎn)：質(zhì)量極小 運(yùn)動(dòng)空間極小 極高速運(yùn)動(dòng)。因此，電子運(yùn)動(dòng)來能用牛頓運(yùn)動(dòng)定律來描述，只能用統(tǒng)計(jì)的觀點(diǎn)來描述。我們不可能像描述宏觀運(yùn)動(dòng)物體那樣，確定一定狀態(tài)的核外電子在某個(gè)時(shí)刻處于原子核外空間如何，而只能確定它在原子核外各處出現(xiàn)的概率。概率分布圖看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云。常把電子出現(xiàn)的概率約為90%的空間圈出來，人們把這種電子云輪廓圖成為原子軌道。S的原子軌道是球形的，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。 P的原子軌道是紡錘形的，每個(gè)P能級(jí)有3個(gè)軌道，它們互相垂直，分別以Px、Py、Pz為

7、符號(hào)。P原子軌道的平均半徑也隨能層序數(shù)增大而增大。 s電子的原子軌道都是球形的(原子核位于球心)，能層序數(shù)，2越大，原子軌道的半徑越大。這是由于1s，2s，3s電子的能量依次增高，電子在離核更遠(yuǎn)的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴(kuò)展。這是不難理解的，打個(gè)比喻，神州五號(hào)必須依靠推動(dòng)(提供能量)才能克服地球引力上天，2s電子比1s電子能量高，克服原子核的吸引在離核更遠(yuǎn)的空間出現(xiàn)的概率就比1s大，因而2s電子云必然比1s電子云更擴(kuò)散。(2) 重點(diǎn)難點(diǎn)泡利原理和洪特規(guī)則量子力學(xué)告訴我們：ns能級(jí)各有一個(gè)軌道，np能級(jí)各有3個(gè)軌道，nd能級(jí)各有5個(gè)軌道，nf能級(jí)各有7個(gè)軌道.而每個(gè)軌道里

8、最多能容納2個(gè)電子，通常稱為電子對(duì)，用方向相反的箭頭“”來表示。 一個(gè)原子軌道里最多只能容納2個(gè)電子，而且自旋方向相反，這個(gè)原理成為泡利原理。推理各電子層的軌道數(shù)和容納的電子數(shù)。當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同，這個(gè)規(guī)則是洪特規(guī)則。洪特規(guī)則的特例：對(duì)于同一個(gè)能級(jí)，當(dāng)電子排布為全充滿、半充滿或全空時(shí)，是比較穩(wěn)定的。 特例： 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 3d 3d 半充滿 全充滿軌道表示式：用“”表示軌道，用“”或“”表示容納的電子。 1s 1s如：1H 2He 1s 2s

9、 1s 2s 2p 3Li 6C注意：、ns能級(jí)各有1個(gè)軌道，np能級(jí)各有3個(gè)軌道，nd能級(jí)各有5個(gè)軌道，nf能級(jí)各有7個(gè)軌道。而每個(gè)軌道里最多能容納2個(gè)電子，通常稱為電子對(duì)，用方向相反的箭頭“”來表示。“” “”表示自選方向相反。4. 基態(tài)、激發(fā)態(tài)、光譜 1基態(tài)：最低能量狀態(tài)。如處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。 2激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)（相對(duì)基態(tài)而言）。如基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級(jí)成為激發(fā)態(tài)原子。 3光譜：不同元素的原子發(fā)生躍遷時(shí)會(huì)吸收（基態(tài)激發(fā)態(tài)）和放出（基態(tài)激發(fā)態(tài)）能量，產(chǎn)生不同的光譜原子光譜（吸收光譜和發(fā)射光譜）。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。小

10、結(jié)：原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)，簡(jiǎn)稱能量最低原理。處于最低能量的原子叫做基態(tài)原子。當(dāng)基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子會(huì)躍遷到較高能級(jí)，變成激發(fā)態(tài)原子。電子從較高能量的激發(fā)態(tài)躍遷到較低能量的激發(fā)態(tài)乃至基態(tài)時(shí)，將釋放能量。光（輻射）是電子釋放能量的重要形式之一。 不同元素的原子發(fā)生躍遷時(shí)會(huì)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。許多元素是通過原子光譜發(fā)現(xiàn)的。在現(xiàn)代化學(xué)中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析?！纠}解析】例1 下列有關(guān)電子云和原子軌道的說法正確的是（ ） A原子核外的電子象云霧一樣籠罩在原子核周

11、圍，故稱電子云Bs能級(jí)的原子軌道呈球形，處在該軌道上的電子只能在球殼內(nèi)運(yùn)動(dòng)Cp能級(jí)的原子軌道呈紡錘形，隨著能層的增加，p能級(jí)原子軌道也在增多D與s電子原子軌道相同，p電子原子軌道的平均半徑隨能層的增大而增大 分析 電子云是對(duì)電子運(yùn)動(dòng)的形象化描述，它僅表示電子在某一區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)的概率，并非原子核真被電子云霧所包裹，故選項(xiàng)A錯(cuò)誤。原子軌道是電子出現(xiàn)的概率約為90%的空間輪廓，它表明電子在這一區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大，在此區(qū)域外出現(xiàn)的機(jī)會(huì)少，故選項(xiàng)B錯(cuò)誤。無論能層序數(shù)n怎樣變化，每個(gè)p能級(jí)都是3個(gè)原子軌道且相互垂直，故選項(xiàng)C錯(cuò)誤。由于按1p、2p、3p的順序，電子的能量依次增高，電子在離核更遠(yuǎn)的區(qū)域出現(xiàn)的概

12、率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴(kuò)展，原子軌道的平均半徑逐漸增大。答案 D例2 已知錳的核電荷數(shù)為25，以下是一些同學(xué)繪制的基態(tài)錳原子核外電子的軌道表示式（即電子排布圖），其中最能準(zhǔn)確表示基態(tài)錳原子核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的是（ ） A B C D 分析 由構(gòu)造原理可知E(4s)E(3d)，而選項(xiàng)A、B中 E(3d)E(4s)。洪特規(guī)則指出：“電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)優(yōu)單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，且自旋方向相同”而選項(xiàng)A中未單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，選項(xiàng)C 中雖然單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道但自旋方向不相同。根據(jù)泡利原理：“1個(gè)原子軌道里最多可容納2個(gè)自旋方向相反的電子”而選項(xiàng)B中的s軌道的自旋方向相同。答案 D例3 若

13、某基態(tài)原子的外圍電子排布為4d15s2，則下列說法正確的是（ ）A該元素基態(tài)原子中共有3個(gè)電子 B該元素原子核外有5個(gè)電子層C該元素原子最外層共有3個(gè)電子 D該元素原子M能層共有8個(gè)電子 分析 : 根據(jù)核外電子排布規(guī)律，該元素基態(tài)原子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2。由此可見：該元素原子中共有39個(gè)電子，分5個(gè)電子層，其中M能層上有18個(gè)電子，最外層上有2個(gè)電子。答案 B【鞏固練習(xí)】1、下列有關(guān)電子云和原子軌道的說法正確的是（ ） A、原子核外的電子象云霧一樣籠罩在原子核周圍，故稱電子云B、s能級(jí)的原子軌道呈球形，處在該軌道上的電子只能在球殼內(nèi)運(yùn)動(dòng)C

14、、p能級(jí)的原子軌道呈紡錘形，隨著能層的增加，p能級(jí)原子軌道也在增多D、與s電子原子軌道相同，p電子原子軌道的平均半徑隨能層的增大而增大 2、當(dāng)鎂原子由1s22s22p63s2 1s22s22p63p2時(shí)，以下認(rèn)識(shí)正確的是（ ） A、鎂原子由基態(tài)轉(zhuǎn)化成激發(fā)態(tài)，這一過程中吸收能量B、鎂原子由激發(fā)態(tài)轉(zhuǎn)化成基態(tài)，這一過程中釋放能量C、轉(zhuǎn)化后位于p能級(jí)上的兩個(gè)電子處于同一軌道，且自旋方向相同 D、轉(zhuǎn)化后鎂原子與硅原子電子層結(jié)構(gòu)相同，化學(xué)性質(zhì)相似3、一個(gè)電子排布為1s22s22p63s23p1的元素最可能的價(jià)態(tài)是 （ ）A、+1 B、+2 C、+3 D、14、下列關(guān)于稀有氣體的敘述不正確的是 （ ） A、

15、原子的電子排布最外層都是以P6結(jié)束B、其原子與同周期A、A族陽(yáng)離子具有相同電子排布式C、化學(xué)性質(zhì)非常不活潑 D、一定條件下，也可以形成稀有氣體化合物4、下列基態(tài)原子的電子構(gòu)型中，正確的是 （ ） A、3d94s2 B、3d44s2 C、4d105s0 D、4d85s25、同一原子的基態(tài)和激發(fā)態(tài)相比較 （ ）A、基態(tài)時(shí)的能量比激發(fā)態(tài)時(shí)高 B、基態(tài)時(shí)比較穩(wěn)定C、基態(tài)時(shí)的能量比激發(fā)態(tài)時(shí)低 D、激發(fā)態(tài)時(shí)比較穩(wěn)定6、若某基態(tài)原子的外圍電子排布為4d15s2，則下列說法正確的是 （ ）A、該元素基態(tài)原子中共有3個(gè)電子 B、該元素原子核外有5個(gè)電子層C、該元素原子最外層共有3個(gè)電子 D、該元素原子M能層共有

16、8個(gè)電子7、下表列出了核電荷數(shù)為2125的元素的最高正化合價(jià)，回答下列問題：元素名稱鈧鈦釩鉻錳元素符號(hào)ScTiVCrMn核電荷數(shù)2122232425最高正價(jià)+3+4+5+6+7（1）寫出下列元素基態(tài)原子的核外電子排布式： Sc_ _ _ Ti_ V _ Mn _（2）對(duì)比上述五種元素原子的核外電子排布與元素的最高正化合價(jià)，你發(fā)現(xiàn)的規(guī)律是_；出現(xiàn)這一現(xiàn)象的原因是_。8、以下列出的是一些原子的2p能級(jí)和3d能級(jí)中電子排布的情況。試判斷，哪些違反了泡利不相容原理，哪些違反了洪特規(guī)則。(1) (2) (3) (4) (5)違反泡利不相容原理的有 ，違反洪特規(guī)則的有 。9、某元素的激發(fā)態(tài)原子的電子排布式

17、為1s22s22p63s23p34s1，則該元素基態(tài)原子的電子排布式為 ；元素符號(hào)為 。二、原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì) （一）、原子結(jié)構(gòu)與周期表1、周期系： 隨著元素原子的核電荷數(shù)遞增，每到出現(xiàn)堿金屬，就開始建立一個(gè)新的電子層，隨后最外層上的電子逐漸增多，最后達(dá)到8個(gè)電子，出現(xiàn)稀有氣體。然后又開始由堿金屬到稀有氣體，如此循環(huán)往復(fù)這就是元素周期系中的一個(gè)個(gè)周期。例如，第11號(hào)元素鈉到第18號(hào)元素氬的最外層電子排布重復(fù)了第3號(hào)元素鋰到第10號(hào)元素氖的最外層電子排布從1個(gè)電子到8個(gè)電子；再往后，盡管情形變得復(fù)雜一些，但每個(gè)周期的第1個(gè)元素的原子最外電子層總是1個(gè)電子，最后一個(gè)元素的原子最外電子層總是8個(gè)電

18、子?？梢?，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布發(fā)生周期性的重復(fù)。2、周期表在周期表中，把能層數(shù)相同的元素，按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排成橫行，稱之為周期，有7個(gè)；在把不同橫行中最外層電子數(shù)相同的元素，按能層數(shù)遞增的順序由上而下排成縱行，稱之為族，共有18個(gè)縱行，16 個(gè)族。16個(gè)族又可分為主族、副族、0族。元素在周期表中的位置由原子結(jié)構(gòu)決定：原子核外電子層數(shù)決定元素所在的周期，原子的價(jià)電子總數(shù)決定元素所在的族。S區(qū)元素價(jià)電子特征排布為S12，價(jià)電子數(shù)等于族序數(shù)。區(qū)元素價(jià)電子排布特征為（-1）d110ns12；價(jià)電子總數(shù)等于副族序數(shù)；ds區(qū)元素特征電子排布為(n-1)d10ns12，

19、價(jià)電子總數(shù)等于所在的列序數(shù)；p區(qū)元素特征電子排布為ns2np16；價(jià)電子總數(shù)等于主族序數(shù)。原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置是有一定的關(guān)系的。 （1）原子核外電子總數(shù)決定所在周期數(shù) 周期數(shù)=最大能層數(shù)（鈀除外）46Pd Kr4d10, 最大能層數(shù)是4，但是在第五周期。（2）外圍電子總數(shù)決定排在哪一族，如：29Cu 3d104s1， 10+1=11尾數(shù)是1所以，是IB。 元素周期表是元素原子結(jié)構(gòu)以及遞變規(guī)律的具體體現(xiàn)。（二）、元素周期律1、原子半徑同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小。其主要原因是由于核電荷數(shù)的增加使核對(duì)電子的引力增加而帶來原子半徑減小的趨勢(shì)大于增加電子后電子間斥力增大帶來原子半

20、徑增大的趨勢(shì)。 同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。其主要原因是由于電子能層增加，電子間的斥力使原子的半徑增大。 原子半徑的大小取決于兩個(gè)相反的因素：一是電子的能層數(shù)，另一個(gè)是核電荷數(shù)。顯然電子的能層數(shù)越大，電子間的負(fù)電排斥將使原子半徑增大，所以同主族元素隨著原子序數(shù)的增加，電子層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大。而當(dāng)電子能層相同時(shí)，核電荷數(shù)越大，核對(duì)電子的吸引力也越大，將使原子半徑縮小，所以同周期元素，從左往右，原子半徑逐漸減小。粒子半徑大小的比較 1、原子半徑大小比較：電子層數(shù)越多，其原子半徑越大。當(dāng)電子層數(shù)相同時(shí)，隨著核電荷數(shù)增加，原子半徑逐漸減小。最外層電子數(shù)目相同的原子，原子半徑隨核電

21、荷數(shù)的增大而增大 2、核外電子排布相同的離子，隨核電荷數(shù)的增大，半徑減小。 3、同種元素的不同粒子半徑關(guān)系為：陽(yáng)離子<原子<陰離子，并且價(jià)態(tài)越高的粒子半徑越小。2、電離能（1）定義：氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個(gè)電子所需要的最小能量叫做電離能. 常用符號(hào)I表示，單位為KJmol1 意義：通常用電離能來表示原子或離子失去電子的難易程度。（2）元素的第一電離能：處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個(gè)電子，生成+1價(jià)氣態(tài)陽(yáng)離子所需要的能量稱為第一電離能，常用符號(hào)I1表示。原子為基態(tài)原子，保證失去電子時(shí)消耗能量最低。電離能用來表示原子或分子失去電子的難易程度。電離能越大，表示原子或離子越難失電子；電離能越

22、小，表示原子或離子易失電子。氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。上述表述中的“氣態(tài)”“基態(tài)”“電中性”“失去一個(gè)電子”等都是保證“最低能量”的條件。原子的第一電離能有什么變化規(guī)律1、遞變規(guī)律周一周期同一族第一電離能從左往右，第一電離能呈增大的趨勢(shì)從上到下，第一電離能呈增大趨勢(shì)。 2、第一電離能越小，越易失電子，金屬的活潑性就越強(qiáng)。因此堿金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強(qiáng)。 3氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能(用I1表示)，從一價(jià)氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個(gè)電子所需消耗的能量叫做第二電離能(用I

23、2表示)，依次類推，可得到I3、I4、I5同一種元素的逐級(jí)電離能的大小關(guān)系：I1<I2<I3<I4<I5即一個(gè)原子的逐級(jí)電離能是逐漸增大的。這是因?yàn)殡S著電子的逐個(gè)失去，陽(yáng)離子所帶的正電荷數(shù)越來越大，再要失去一個(gè)電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多。 4、Be有價(jià)電子排布為2s2，是全充滿結(jié)構(gòu)，比較穩(wěn)定，而B的價(jià)電子排布為2s22p1，、比Be不穩(wěn)定，因此失去第一個(gè)電子B比Be容易，第一電離能小。 5、Na的I1，比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個(gè)電子比失去第二電子容易得多，所以Na容易失去一個(gè)電子形成+1價(jià)離子；Mg的I1和I2相差不多，而I2

24、比I3小很多，所以Mg容易失去兩個(gè)電子形成十2價(jià)離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三個(gè)電子形成+3價(jià)離子。而電離能的突躍變化，說明核外電子是分能層排布的。電離能的應(yīng)用、根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素核外電子的排布如Li I1<<I2<I3，表明Li原子核外的三個(gè)電子排布在兩個(gè)能層上，且最外層上只有一個(gè)電子根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價(jià)。 如K元素 I1<<I2<I3，表明K原子易失去一個(gè)電子形成+1價(jià)陽(yáng)離子。一般來講，在電離能較低時(shí)，原子失去電子形成陽(yáng)離子的價(jià)態(tài)為該元素的常見的價(jià)態(tài)。如Na的第一電離能較小，第二電

25、離能突然增大(相當(dāng)于第一電離能的10倍)，故Na的化合價(jià)為+1，而Mg 在第三電離發(fā)生突變，故Mg的化合價(jià)為+2、判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱 I1越大，元素的非金屬性越強(qiáng)，I1越小，元素的金屬性越強(qiáng)。 需要我們注意的是，金屬活動(dòng)性表示的是在水溶液中金屬單質(zhì)中的原子失去電子的能力，而電離能是指金屬元素在氣態(tài)時(shí)失去電子成為氣態(tài)陽(yáng)離子的能力，二者對(duì)應(yīng)條件不同，所以排列順序不完全一致。3、電負(fù)性(1) 鍵合電子：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子孤電子：元素相互化合時(shí)，元素的價(jià)電子中沒有參加形成化學(xué)鍵的電子的孤電子。（2）定義：用來描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。 （

26、3）意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱。(4) 電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以F的電負(fù)性為4.0和Li的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)。元素的電負(fù)性用于判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素，以及元素的活潑性。通常，電負(fù)性小于2的元素，大部分是金屬元素；電負(fù)性大于2的元素，大部分是非金屬元素。非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑；金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑。例如，氟的電負(fù)性為4，是最強(qiáng)的非金屬元素；鈁的電負(fù)性為0.7，是最強(qiáng)的金屬元素，(5) 元素電負(fù)性的應(yīng)用 元素的電負(fù)性與元素的金屬性和非金屬性的關(guān)系金屬的電負(fù)

27、性一般都小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般都大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。電負(fù)性與化合價(jià)的關(guān)系電負(fù)性數(shù)值的大小能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負(fù)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(jià)為正值；電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元素的化合價(jià)為負(fù)價(jià)判斷化學(xué)鍵的類型一般電負(fù)性差值大的元素原子間形成的主要是離子鍵，電負(fù)性差值小于1.7或相同的非金屬原子之間形成的主要是共價(jià)鍵；當(dāng)電負(fù)性差值為零時(shí)，通常形成非極性鍵，不為零時(shí)易形成極性鍵。當(dāng)電負(fù)性差值大于1.7，形成的是離子鍵對(duì)角線規(guī)則：元素

28、周期中處于對(duì)角線位置的元素電負(fù)性數(shù)值相近，性質(zhì)相似。Li、Mg在空氣中燃燒產(chǎn)物分別為L(zhǎng)i2O、MgO，Be（OH）2、Al（OH）3均為兩性氫氧化物，硼和硅的含氧酸均為弱酸，由此可以看出對(duì)角線規(guī)則的合理性。Li、Mg的電負(fù)性分別為1.0、1.2，Be、Al電負(fù)性均為1.5，B、Si的電負(fù)性分別為2.0、1.8數(shù)值相差不大,故性質(zhì)相似.）電負(fù)性的周期性變化 1、金屬元素越容易失電子，對(duì)鍵合電子的吸引能力越小，電負(fù)性越小，其金屬性越強(qiáng)；非金屬元素越容易得電子，對(duì)鍵合電子的吸引能力越大，電負(fù)性越大，其非金屬性越強(qiáng)；故可以用電負(fù)性來度量金屬性與非金屬性的強(qiáng)弱。周期表從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大；周期

29、表從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。電負(fù)性的大小可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度。金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負(fù)性則在1.8左右，他們既有金屬性又有非金屬性。 2、同周期元素從左往右，電負(fù)性逐漸增大，表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。同主族元素從上往下，電負(fù)性逐漸減小，表明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。小結(jié)原子半徑、電離能、電負(fù)性的周期性變化規(guī)律：在元素周期表中同周期元素從左到右，原子半徑逐漸減小，第一電離能逐漸增大（趨勢(shì)），電負(fù)性逐漸增大。在元素周期表中同主族從上到下原子半徑逐漸增大，第一電離能逐漸減小

30、，電負(fù)性逐漸減小。典例解析例1：鎂的第一電離能比鋁的大，磷的第一電離能比硫的大，為什么呢？ Mg：1s22s22p63s2 P:1s22s22p63s23p3解析：那是因?yàn)殒V原子、磷原子最外層能級(jí)中，電子處于半滿或全滿狀態(tài)，相對(duì)比較穩(wěn)定，失電子較難。如此相同觀點(diǎn)可以解釋N的第一電離能大于O，Mg的第一電離能大于Al，Zn的第一電離能大于Ga。例2.下列說法正確的是（ ）A.第3周期所含的元素中鈉的第一電離能最小B.鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大C.在所有元素中，氟的電離能最大D.鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大解析：考查元素第一電離能的變化規(guī)律，一般同周期從左到右第一電離能逐漸增大，堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體最大故A正確C不正確；但有反常，第A和VA族元素比同周期相鄰兩種元素第一電離能都低。同主族從上到下元素的第一電離能逐漸減小。，由于核外價(jià)電子排布鎂為3S2，Al為3S23P1，故Al的第一電離能小于Mg的，所以B錯(cuò)誤；根據(jù)同主族同周期規(guī)律可以推測(cè)：第一電離能K&l