m原子结构与性质复习课件.ppt

3．性质递变规律 项目 同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 原子核外电子排布 电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→8(第一周期1→2) 最外层电子数相同，电子层数递增 原子半径 逐渐减小(0族除外) 逐渐增大 元素主要化合价 最高正价由＋1→＋7，最低负价由－4→－1 最高正价＝主族序数(O，F除外)，非金属最低负价＝主族序数－8 项目 同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 原子得、失电子能力 得电子能力逐渐增强失电子能力逐渐减弱 得电子能力逐渐减弱失电子能力逐渐增强 元素的第一电离能 呈增大的趋势 逐渐减小 元素的电负性 逐渐增大 逐渐减小 元素金属性、非金属性 金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱 4．对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的，如 [例3]　根据信息回答下列问题： A．第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的能量。下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。 B．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值： 元素 符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl 电负 性值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 (1)认真分析A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为________Al________(填元素符号)； (2)从A图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是________________________________________ _______________________________________________； (3)A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第________周期________族； (4)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有________性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是： _______________________________________________， _______________________________________________。 (5)通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围________________； (6)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是 _________________________________________________ _______________________________________________； (7)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？请说出理由(即写出判断的方法和结论)，请设计一个实验方案证明上述所得到的结论。 [解析]　 (1)由信息所给的图可以看出，同周期的ⅠA族元素的第一电离能最小，而ⅢA族元素中第一电离能小于ⅡA族元素中第一电离能，故NaAlMg。 (2)从图中可看出同主族元素第一电离能从上到下逐渐减小。 (3)根据第一电离能的递变规律可以看出，图中所给元素中Rb的第一电离能最小，其位置为第五周期第ⅠA族。 (4)根据对角线规则，Al(OH3)与Be(OH)2性质相似，Be(OH)2应为两性，根据Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O可以类似的写出Be(OH)2与酸或碱反应的离子方程式。 (5)根据电负性的递变规律：同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电负性NaMgAl，同主族BeMgCa，最小范围应为0.93～1.57。 (6)因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力大小，所以，电负性越大，原子吸引电子能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。 (7)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.55，根据信息，电负性差值若小于1.7，则形成共价键，所以AlCl3为共价化合物。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下是否导电，离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。 [答案]　 (1)Na　Mg　(2)从上到下依次减小 (3)五　ⅠA (4)两　Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O Be(OH)2＋2OH