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第6章 原子结构与元素周期律
第四节 元素周期律
原子半径的大小与原子的核外电子数、电子层结构、核电荷数有关。一般电子层数越多，原子半径越大；电子层数相同，核电荷数越多，原子半径越小。另外，最外层电子结构达到稳定状态时(ns2np6)，原子半径也比较大。
例如：同周期元素：Na＞Mg＞Al；C＞N＞O；
同主族元素：K＞Na＞Li；Br＞Cl＞F。
一、原子半径
元素主要化合价的周期性变化
原子序数 化合价的变化
1——2 +1 0
3——10 +1 +5
- 4 - 1 0
11——18 +1 +7
- 4 - 1 0
结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现（ ）的变化。
周期性
二、元素化合价规律
1、最高正化合价 = 最外层电子数
最高正化合价 + 最低负化合价 = 8
2、
3、最外层电子数大于或等于4则出现负价。
4、最高化合价一般用氧化物表示，
最低化合价一般用氢化物表示。
5、氟无正价，氧无最高正价。
6、稀有气体化学性质不活泼，看作0价。
三、电离能
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●
●
1.定义
元素的气态原子失去电子成为气态阳离子所需的能量叫电离能。符号为I，单位为KJ·mol-1。失去第一个电子所需的能量称为第一电离能，用I1表示；失去第二个电子所需的能量称为第一电离能，用I2表示……，I 1 < I 2 < I 3 < I 4。
2.含义
I1越小，表明越易失去电子，金属性越强。
3.影响电离能的因素
(1)核电荷越多，原子半径越小，原子核对电子吸引力越大，电子越不易失去，则电离能越大。
(2)原子半径：原子半径越大，原子核对电子吸引力越小，所以越容易失去电子，则电离能越小
(3)电子层结构：具有8电子稳定结构及洪德规则特例的电子层结构稳定，电子不易失去，所以电离能越大。
4.电离能在周期表中变化规律
(1)同一主族中：从上到下，原子半径增大，电离能
越小，所以主族中从上到下金属性增强。
(2)同一副族中，从上到下，I1变化幅度小，不
规则。除ⅢB族外，从上到下金属性有减弱趋势。
(3)同周期中：从左到右，原子半径减小，核电荷数增
大，电离能增大，金属性减弱。
1.定义
原子在分子中吸引电子的能力叫元素的电负性，
用X表示。电负性的概念首先由鲍林提出的。电负性
不是孤立原子的性质，而是原子在分子的环境中，并
在周围原子的影响之下的性质。
规定氟电负性等于4.0，其它元素的电负性与它对
比而得出的实验值。
四、电负性
(1)同周期
从左到右电负性逐渐增大，元素原子吸引电子
能力逐渐增大。
(2)同主族
从上到下电负性逐渐减小，元素原子吸引电子
能力逐渐减小。
(3)副族中
无明显变化规律。
2.电负性在周期表中变化规律
3.电负性应用
电负性用以衡量元素的金属性和非金属性弱。
电负性越大，元素的原子吸引电子能力越强；相反，
电负性越小，元素的原子吸引电子能力越弱；一般来说，
电负性小于2.0为金属 ；电负性大于2.0为非金属（但这
种划分不是绝对的），氟元素为4.0，非金属性最强。铯
元素的电负性最小，金属性最强。同一元素，不同氧化态
有不同的电负性。 同一元素氧化态越高，Ｘ越高。
电负性不但能够判断元素的性质，还可以判断在形成
化合物时元素的化合价的正负。在化合物中，电负性大的
元素吸引电子的能力强，显负价；电负性小的元素吸引电
子的能力弱，显正价。
此外，电负性还可以帮助判断化学键的某些性质。

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