原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素周期律

1、情境一：水和溶液任務一：水的分子結(jié)構(gòu)知識點：原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素周期律課程：化學及生物物料的識用原子電子層結(jié)構(gòu)呈現(xiàn)周期性變化元素的一些基本性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化原子半徑、電離能、電子親和能、電負性一、導入共價半徑 同種元素的兩個原子以共價鍵結(jié)合時，它們核間距的一半稱為該 原子的共價半徑。 金屬半徑 金屬晶體中相鄰兩個金屬原子的核間距的一半稱為金屬半徑。 范德華半徑 當兩個原子只靠范德華力(分子間作用力)互相吸引時，它們核間距 的一半稱為范德華半徑。如稀有氣體均為單原子分子，形成分子晶 體時，分子間以范德華力相結(jié)合，同種稀有氣體的原子核間距的一 半即為其范德華半徑。 二、原子半徑一般來說，共價半徑

2、金屬半徑范德華半徑。同一類型的原子半徑可以相互比較，不同類型的原子半徑之間不能比較。 二、原子半徑元素的原子半徑呈周期性變化。二、原子半徑三、元素的電離能 使基態(tài)的1mol氣態(tài)氣態(tài)原子失去一個電子形成+1氧化態(tài)氣態(tài)離子所需要的能量，叫做第一電離能，符號I1， 單位kJmol1 ，表示式：M(g) M+(g) + e I1 = E1 從+1氧化態(tài)氣態(tài)離子再失去一個電子變?yōu)?2氧化態(tài)離子所需要的能量叫做第二電離能，符號I2，余此類推。如無特別說明，電離能即第一電離能。 意義： 電離能的大小反映了原子失去電子的難易程度，即元素的金屬性的強弱。 規(guī)律： 電離能愈小，原子愈易失去電子，元素的金屬性愈強。

3、 相反，金屬性越弱。三、元素的電離能元素第一電離能的周期性同一周期：從左到右，第一電離能逐漸增加，其中稍有起伏，稀有氣體電離能最大。 同一族：從上到下原子的第一電離能依次減小。三、元素的電離能 各周期中稀有氣體原子的電離能最高。 第 2 族元素 Be 和 Mg，第15 族元素N和P，第12族 元素Zn, Cd 和 Hg在電離能曲線上出現(xiàn)的小高峰。 您能從亞層全滿、半滿結(jié)構(gòu)的相對穩(wěn)定性說明下述事實嗎？三、元素的電離能四、電子親和能(Y) 處于基態(tài)的氣態(tài)原子得到一個電子形成氣態(tài)陰離子所放出的能量，為該元素原子的第一電子親和能，常用符號Y1表示， Y1為負值(表示放出能量) 表示式 X(g) + e

4、 X 第二電子親和能是指 1氧化態(tài)的氣態(tài)陰離子再得到一個電子過程中系統(tǒng)需吸收能量，所以Y2是正值。 例如： O (g) + e O Y1 = 142 kJmol1 O (g) + e O2 Y2 = 844 kJmol1 意義 電子親和能的大小反映了原子得到電子的難易程度，即元素的非金屬性的強弱。 規(guī)律 若電子親和能的代數(shù)值越小，說明該原子獲得電子的能力越強，元素的非金屬性越強。 四、電子親和能(Y)H-72.7He+48.2Li-59.6Be+48.2B-26.7C-121.9N+6.75O-141.0F-328.0Ne+115.8Na-52.9Mg+38.6Al-42.5Si-133.6P

5、-72.1S-200.4Cl-349.0Ar+96.5K-48.4Ca+28.9Ga-28.9Ge-115.8As-78.2Se-195.0Br-324.7Kr+96.5Rb-46.9Sr+28.9In-28.9Sn-115.8Sb-103.2Te-190.2I-295.1Xe+77.2主族元素的電子親和能（E/kJmol-1） 規(guī)律：無論在周期或族中，電子親和能的代數(shù)值都隨原子半徑的增大而增加。 四、電子親和能(Y)五、元素的電負性(x ) 電負性是指元素的原子在分子中吸引電子能力的相對大小。并規(guī)定氟的電負性xF = 4.0，而后通過比較求出其他元素的電負性。 電負性小于2.0的元素為金屬元素 電負性大于2.0的元素為非金屬元素 非金屬性就越強 元素的電負性越大元素的電負性越小元素的金屬性就越強元素的電負性數(shù)值規(guī)律： 同一周期中，從左到右電負性逐漸增大 同一主族中，從上到下電負性逐漸減小。過渡元素的電負性都比較接近，沒有明顯的變化規(guī)律。 五、元素的電負性(x ) 金屬性