元素性質的遞變規(guī)律原子結構與性質專題二第二單元：原子核外電子排布的周期性道爾頓湯姆生盧瑟福玻爾人類認識原子結構的歷史原子核外電子的運動回顧：電子層電子層原子軌道類型原子軌道數(shù)目可容納電子數(shù)11s1222s,2p4833s,3p,3d91844s,4p,4d,4f16325---n22n2構造原理原子核外電子排步的軌道能量順序原子核外電子的排布所遵循的原理：1、能量最低原理電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道2、泡利不相容原理

每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子3、洪特規(guī)則

在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同

對于能量相同的軌道(同一電子亞層)，當電子排布處于全滿（s2、p6、d10、f14）、半滿（s1、p3、d5、f7）、全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩(wěn)定，整個體系的能量最低。洪特規(guī)則的特例：練習:寫出下列元素的電子排布式:NaKRbCsCrCu1s22s2p63s11s22s2p63s23p64s11s22s2p63s23p63d104s24p65s1

1s22s2p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1

或[Xe]6s11s22s2p63s23p63d54s11s22s2p63s23p63d104s1回顧隨著原子序數(shù)的遞增元素原子的核外電子排布元素原子半徑元素主要化合價呈現(xiàn)周期性變化核外電子排布原子半徑原子的最外層電子排布元素化合價元素主要化合價的周期性變化元素周期表

元素周期律的具體表現(xiàn)形式編排原則：

⑴按原子序數(shù)的遞增順序從左到右排列

⑵將電子層數(shù)相同的元素排列成一個橫行(周期）

⑶把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成縱行。（族）周期表7個周期（三短、三長、一不完全)7個主族：由短周期和長周期元素共同構成的族（ⅠA～ⅦA）7個副族：僅由長周期構成的族（ⅠB～ⅦB）Ⅷ族（3個縱行）：Fe、Co、Ni等9種元素橫的方面（7個橫行）縱的方面（18個縱行）零族：稀有氣體元素Na11鈉H1氫He2氦Li3鋰Be4鈹B5硼C6碳N7氮O8氧F9氟Ne10氖Mg12鎂Al13鋁Si14硅P15磷S16硫Cl17氯Ar18氬K19鉀Ca20鈣1234Ga31鎵Ge32鍺As33砷Se34硒Br35溴Kr36氪He2氦B5硼C6碳N7氮O8氧F9氟Ne10氖Al13鋁Si14硅P15磷S16硫Cl17氯Ar18氬IIIAIVAVAVIAVIIA0Na11鈉H1氫Li3鋰Be4鈹Mg12鎂K19鉀Ca20鈣IAIIA1234Sc21鈧Ti22鈦V23釩Cr24鉻Mn25錳Fe26鐵Co27鈷Ni28鎳Cu29銅Zn30鋅IIIBIVBVBVIBVIIBVIIIIBIIBA：主族B：副族Ga31鎵Ge32鍺As33砷Se34硒Br35溴Kr36氪元素周期表的結構周期短周期長周期第1周期：2種元素第2周期：8種元素第3周期：8種元素第4周期：18種元素第5周期：18種元素第6周期：32種元素不完全周期第7周期：26種元素鑭57La–镥71Lu共15種元素稱鑭系元素錒89Ac–鐒103Lr共15種元素稱錒系元素周期序數(shù)=電子層數(shù)（橫向）非金屬性遞增非金屬性遞增金屬性最強非金屬性最強金屬性遞增金屬性遞增同周期、同主族元素的遞變規(guī)律依次增大逐漸增多相同逐漸減小周期性變化金屬性減弱，非金屬性增強還原性減弱，氧化性增強堿性減弱，酸性增強逐漸增強逐漸增大相同依次遞增逐漸增大基本相同非金屬性減弱，金屬性增強氧化性減弱，還原性增強酸性減弱，堿性增強逐漸減弱項目同周期（左－右）同主族（上－下）原子結構核電荷數(shù)最外層電子數(shù)電子層數(shù)原子半徑性質化合價元素的金屬性和非金屬性單質的氧化性還原性最高價化合物對應水化物的酸堿性氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性金屬與非金屬分界線附近的元素既表現(xiàn)出一定的金屬性也表現(xiàn)出一定的非金屬性。周期序數(shù)等于主族序數(shù)的元素具有兩性.Al(OH)3+H+=Al(OH)3+OH-=.Al2O3+H+=Al2O3+OH-=.元素分區(qū)圖spdsdf元素性質的遞變規(guī)律物質結構與性質專題二第二單元：元素第一電離能的周期性變化電離能

電離能反映了原子失去電子傾向的大小。電離能越大，越難失去電子。

氣態(tài)原子失去一個電子形成+1價氣態(tài)陽離子所需的最低能量，叫做該元素的第一電離能，用符號I1表示，失去第二個電子所需要的能量叫做第二電離能I2……M（g，基態(tài)）→M+（g）+eI1M+（g，基態(tài)）→M2+（g）+eI2交流討論：根據(jù)下圖元素第一電離能曲線圖，總結電離能的變化規(guī)律。NPBeMgZnAs5101520253035原子序數(shù)I11—36號元素的第一電離能電離能的變化規(guī)律：

同周期，主族元素從左到右，電離能呈逐漸增大的趨勢；

同主族，主族元素從上到下，電離能逐漸減小；特殊：IBe>IB,IMg>IAl

IN>Io,IP>IS,

IZn>IGa鈉、鎂、鋁的逐級電離能數(shù)據(jù)表電離能及應用M（g)–e-=M+(g)△H=I1

電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證。第一電離能的周期性變化是原子核外電子排布周期性變化的必然結果。元素的第一電離能越小表示它越容易失去電子，即該元素的金屬性越強。元素性質的遞變規(guī)律物質結構與性質專題二第二單元：元素電負性的周期性變化元素的電負性（X）

鮑林(L.Pauling)首先提出了元素的電負性的概念，并指出：電負性就是表示某元素原子在化合物分子中吸引成鍵電子能力大小的相對數(shù)值。根據(jù)熱化學數(shù)據(jù)建立了元素的定量標度，指定氟的電負性為4.0，然后求出其它元素的電負性。電負性：利用圖、表、數(shù)據(jù)說明

元素電負性的變化規(guī)律：同周期，從左到右，電負性增加；同族，從上到下，電負性下降；1元素的金屬性的判別一般來說金屬元素的電負性在1.8以下,非金屬元素的電負性在1.8以上,利用電負性這一概念,結合其它鍵參數(shù)可以判斷不同元素的原子(或離子)之間相互結合形成化合鍵的類型。2化學鍵型判別電負性相差較大（△x≥1.7)的兩種元素的原子結合形成化合物，通常形成離子鍵。電負性相差較?。ā鱴＜1.7)的兩種元素的原子結合形成化合物，通常形成共價鍵，且電負性不相等的元素原子