02-s第二节 原子结构与性质
第二节原子结构与元素的性质
第一章原子结构与性质
第二节原子结构与元素的性质
教学目标：
（一）知识与技能：
1、使学生了解电离能的概念及其内涵，认识主族元素电离能的变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。
2、使学生知道主族元素电负性与元素性质的关系，认识主族元素电负性的变化规律。
3、使学生体会原子结构与元素周期律的本质联系。
（二）过程与方法：
运用演绎推理和数据分析掌握电离能和电负性在元素周期表中的变化规律。
（三）情感态度与价值观：
通过电负性电离能的逐步引入，感受科学家们在科学创造中的丰功伟绩，体会量变引起质变，内因是变化的根据的辨证唯物主义思想。
本节知识框架：
教学重点难点：
1、电离能、电负性的含义和它们的一般变化规律
2、核外电子排布与元素周期表周期、族的划分
3、元素的电离能、电负性、化合价的关系
教学媒介：多媒体演示
教学素材：
素材1：主族元素原子得失电子能力的变化趋势
素材2、元素的化合价
化合价是元素性质的一种体现。
观察思考：为什么钠元素的常见价态为+1价，镁元素的为+2价，铝元素的为+3价？化合价与原子结构有什么关系？
素材3、第三周期元素的第一电离能变化趋势图
素材4、同主族元素的第一电离能变化示意图
教学方法：诱导——启发式、演绎推理和逻辑探究相结合教学教学过程：。
高中化学知识点总结( 物质与结构)
《物质结构基础》第一部分原子的结构和性质第一节原子的结构1、能层（1）原子核外的电子是分层排布的。
根据电子的能级差异，可将核外电子分成不同的能层。
（2）每一能层最多能容纳的电子数不同：最多容纳的电子数为2n2个。
（3）离核越近的能层具有的能量越低。
（4）能层的表示方法：能层一二三四五六七……符号K L M N O P Q ……最多电子数 2 8 18 32 50 ……离核远近由近————————————→远能量高低由低————————————→高2、能级在多电子的原子中，同一能层的电子，能量也可以不同。
不同能量的电子分成不同的能级。
【提示】①每个能层所包含的能级数等于该能层的序数n，且能级总是从s能级开始，如：第一能层只有1个能级1s，第二能层有2个能级2s和2p，第三能层有3个能级3s、3p、3d，第四能层有4个能级4s、4p、4d和4f，依此类推。
②不同能层上的符号相同的能级中最多所能容纳的电子数相同，即每个能级中最多所能容纳的电子数只与能级有关，而与能层无关。
如s能级上最多容纳2个电子，无论是1s还是2s；p能级上最多容纳6个电子，无论是2p还是3p、4p能级。
③在每一个能层（n）中，能级符号的排列顺序依次是ns、np、nd、nf……④按s、p、d、f……顺序排列的各能级最多可容纳的电子数分别是1、3、5、7……的两倍，即分别是2、6、10、14……3、基态原子与激发态原子（1）基态原子为能量最低的原子。
基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
（2）基态原子与激发态原子相互转化与能量转化关系：4、构造原理与基态原子的核外排布随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循如图的排布顺序，我们将这个顺序成为构造原理。
（1）它表示随着原子叙述的递增，基态原子的核外电子按照箭头的方向在各能级上依此排布：1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s……这是从实验得到的一般规律，适用于大多数基态原子的核外电子排布。
人教版高中化学选修3-物质结构与性质--第二节-原子结构与元素的性质(第2课时)省公开课获奖课件说课
选修3 物质构造与性质 第一章 原子构造与性质 第二节 原子构造与元素旳性质 第2课时
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元素周期律
【教学目旳】
能说出元素电离能、电负性旳涵义， 能应用元素旳电离能阐明元素旳某些 性质。
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元素周期律
二、元素周期律
1．定义
元素旳性质随（ 核电荷数 ）旳递增发生周
3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能
× 量，则其第一电离能为650KJ/mol。 × 4、Ge旳电负性为1.8，则其是经典旳非金属
5、气态O原子旳电子排布为：
× 6、 半径：K+>Cl-
×
√ 7、酸性 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
8、第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周
D.钾旳第一电离能比镁旳第一电离能大.
K〈Na〈Mg
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元素周期律
2、在下面旳电子构造中,第一电离能最小旳
原子可能是 ( C )
A.ns2np3
B.ns2np5
C.ns2np4
D.ns2np6
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元素周期律
（三）电负性（阅读课本Ｐ18）
1、基本概念
化学键：元素相互化合，相邻旳原子之间产生旳 强烈旳化学作用力，形象地叫做化学键。
（第ⅡA元素和第ⅤA元素旳反常现象怎样解释？） ⅤA半充斥、 ⅡA全充斥构造
2）同主族旳元素自上而下第一电离能逐渐降低。
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元素周期律
3、电离能旳意义：
结构化学第二章
8h2224Z e20rE
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球极坐标与笛卡儿坐标的关系
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18
Schrödinger方程在球极坐标中的形式
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2. 变数分离法
令 (r,)R( r())(),代入上式 r2si并 2n 乘以
R
s R 2 i r n r 2 R r s i n si n 1 2 2 8 h 2 2( E V ) r 2 s2 i 0 n
这样的原子称为Rydberg原子。在实验室里已造出n 约为105的H原子, n 约为104的Ba原子; 在宇宙中也观察到了n 从301到300之间的跃迁。
毋庸置疑, Rydberg原子是个大胖子。事实上, 它的半径大约相当于基态 原子的十万倍! 这样一个胖原子, 即使受到微弱的电场或磁场作用, 也会显著 变形。
第二章 原子的结构和性质
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在本章中，将用Schrödinger方程处理真实的化学物种， 这自然要从最简单的H原子入手。为了更具一般性，也包括 类氢离子，如He+、Li2+等，它们的区别仅在于原子序数Z的 不同。
氢是化学中最简单的物种，也是宇宙中最丰富的元素。 无论在矿石、海洋或生物体内，氢无所不在。
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2. 变量分离
设ψ(r,θ,φ)=R(r)Θ(θ)Φ(φ)= R(r) Y (θ,φ). 方程两边同乘以r2/(RΘΦ)
R方程：
Y方程：
Y=ΘΦ.方程两边同乘以 sin2θ/(ΘΦ)并移项
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经变数分离得到的三个分别只含，和r变量的方程依次称 为方程、方程和R方程，将方程和方程合并，Y(，) =()()，代表波函数的角度部分。
高中化学选修3教案：第一章第二节原子结构与元素的性质
第二节原子结构与元素的性质一、教材分析本节课是人教版化学选修3第一章第二节的教学内容，是在必修2第一章《物质结构元素周期律》, 选修3第一章第一节《原子结构》基础上进一步认识原子结构与元素性质的关系。
本节教学内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。
第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。
本节教学需要三个课时，本教学设计是第一课时的内容。
总的思路是通过复习原子结构及元素周期表的相关知识引入新知识的学习，然后设置问题引导学生进一步探究原子结构与元素周期表的关系，再结合教材中的“科学探究”引导学生进行问题探究，最后在学生讨论交流的基础上，总结归纳元素的外围电子排布的特征与元素周期表结构的关系。
根据新课标的要求，本人在教学的过程中采用探究法，坚持以人为本的宗旨，注重对学生进行科学方法的训练和科学思维的培养，提高学生的逻辑推理能力以及分析问题、解决问题、总结规律的能力。
二、教学重点1、原子结构与元素周期表的关系及原子核外电子排布的周期性变化。
2、电离能得定义及与原子结构之间的关系。
3、电负性及其意义。
三、教学难点1、电离能得定义及与原子结构之间的关系2、电离能得定义及与原子结构之间的关系3、电负性的应用。
四、教学方法复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法1. 可以以问题思考的形式复习原子结构、元素周期律和元素周期表的相关知识，引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步认识、理解原子结构与元素在周期表中位置的关系。
2. 对于电离能和电负性概念的教学，应突出电离能、电负性与元素性质间的关系。
在了解电离能概念和概念要点的基础上，重点引导学生认识、理解元素电离能与元素性质间的关系。
原子结构与元素与的性质
（二）电离能（阅读课本Ｐ18） 电离能（阅读课本Ｐ18） 1、概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为 气态电中性基态原子失去一个电子转化为 电中性基态原子失去一个电子 气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。 第一电离能 气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。 用符号Ｉ 表示，单位： 用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需 要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ 要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2
高中《化学》新人教版 选修3系列课件
物质结构与性质
1.2《原子结构与元素 的性质》
教学目标
1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、 元素数目等之间的关系 2、知道外围电子排布和价电子层的涵义3、认识周 期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的 规律 4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构 和位置间的关系 5、掌握原子半径的变化规律 6、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离 能说明元素的某些性质
学与问： 学与问：
1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系
第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 碱金属元素的 第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
2.为什么原子逐级电离能越来越大？ 2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟 为什么原子逐级电离能越来越大 铝的化合价有何关系？ 钠、镁、铝的化合价有何关系？ 因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第 因为首先失去的电子是能量最高的电子， 一电离能较小， 一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低 的电子，所需要的能量多；同时失去电子后， 的电子，所需要的能量多；同时失去电子后， 阳离子所带的正电荷对电子的引力更强， 阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而 电离能越来越大。 电离能越来越大。
新课标高中化学人教版选择性必修123册教材解读〖第一章--原子结构与性质——说明〗全篇
可编辑修改精选全文完整版第一章原子结构与性质本章说明本章在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入研究了原子结构，简述了构造原理及运用构造原理进行原子核外电子排布；运用电子云的概念，图文并茂地描述了原子轨道。
在比较系统而深入介绍原子结构知识的基础上，使学生比较容易理解元素周期表的结构及元素周期律的知识，为后续章节内容的学习奠定了基础。
本章内容比较抽象，易成为学习难点。
作为本书的第一章，教材从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，注重培养学生的化学学科核心素养。
一、教材分析本章教材充分考虑了初中化学和高中化学（必修）中的原子结构知识的基础，注意知识的衔接与深化。
本章内容包括原子结构、元素周期表和元素周期律等知识，教材以原子结构为基础，并在此基础上推演元素的性质。
本章的内容结构如下图所示。
在第一节“原子结构”中，在学生已有原子结构知识的基础上，直接给出核外电子的能层（即“电子层”）和能级（即“电子亚层”）两个概念，给出每一能层有几个能级，每个能级最多可以容纳的电子数，并在能级的基础上引出原子的基态和激发态，以及原子光谱。
有了能层和能级的概念，教材直接给出构造原理，并根据构造原理进行核外电子排布。
这样一来，教材中没有出现四个量子数的概念，降低了学习难度。
构造原理是一个经验规律，构造原理直接给出了原子核外电子排布的次序。
该节在描述原子核外电子的运动状态时，借助电子云的概念，形象地引出了原子轨道。
有了原子轨道的概念，运用原子轨道对原子核外电子的排布作进一步研究，进而介绍了泡利原理和洪特规则，以及能量最低原理。
在第二节“原子结构与元素的性质”中，首先，从元素周期律、元素周期系的角度说起元素周期表，然后，根据构造原理得出的核外电子排布，解释了元素周期系的基本结构，再通过“探究”栏目要求学生进一步认识元素周期表的结构。
关于元素周期律，教材重点讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。
另外，多样化的图表是本章在呈现方式上的特点。
第一章 原子结构与性质课件 高中化学人教版(2019)选择性必修二
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第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构
构造原理
原子核外电子排列
能级
能层
一
二
三
四
五
六
七
符号
K
L
M
N
O
P
Q
最多电子数
2
8
18
32
50
72
98
能层
能层
K
L
M
N
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
…
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
…
2n2
能量增加
能层
K
L
M
N
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
…
最多电子数
2
2
6
2
6
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2
6
10
14
…
第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构
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三 构造原理与电子排布
构造原理
能层
K
L
M
N
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
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最多电子数
2
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结构化学讲义教案2原子结构和性质
第二章 原子结构和性质教学目的：通过H 原子薛定谔方程的求解，了解原子结构中量子数的来源，类氢离子波函数的图形及其物理意义。
掌握多电子原子的原子轨道能级等，推导原子基态光谱项。
教学重点：1.类氢离子波函数量子数的物理意义。
2.掌握多电子原子的原子轨道能级、电离能的求解。
3.推导等价、非等价电子的原子光谱项，掌握基态原子谱项的快速推算法。
第一节 单电子原子的薛定谔方程及其解引言：前面介绍了量子力学的概念，建立了量子力学的基础，下面我们要讨论原子结构的核心问题，即原子中电子的运动状态，其中最简单的体系就是原子核外只有一个电子的体系，也叫单电子原子结构，如氢原子和类氢离子（H ，Li 2+，He +，Be 3+……）。
一．建立单电子原子的Schrodinger 方程r Ze mh M h H e N 022********ˆπεππ-∇-∇-= 假设在研究电子运动时核固定不动，r Ze mh H 0222248ˆπεπ-∇-= 为了解题方便通常将x,y ,z 变量变换成极坐标变量r ，θ，φ由图可得如下关系：⎪⎭⎪⎬⎫⋅=⋅⋅=⋅⋅=θφθφθcos sin sin cos sin r z r y r x得极坐标形式的Schrodinger 方程：048sin 1sin sin 110222222222=⎪⎪⎭⎫⎝⎛++∂∂+⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂∂∂+⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂∂∂ψπεπφψθθψθθθψr Ze E h m r r r r r r二、单电子Schrodinger 方程的一般解。
1. 变数分离法把含三个变量的微分方程化为三个各含一个变量的常微分方程来求解。
令()()r R r =φθψ,,Θ（θ）Φ（φ）()()φθ,,Y r R =代入薛定鄂方程，经过数学变换得三个方程：R(r)方程 ()()k E r hm r h mZe r r R r r r R =++⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂∂∂⋅2222022821πεπ Θ方程22sin )(sin )(sin m k =+⎪⎭⎫ ⎝⎛∂Θ∂⋅∂∂⋅Θθθθθθθθ Φ方程222)()(1m =∂Φ∂⋅Φ-φφφ 2. Φ方程的解Φ方程整理得：0222=Φ+Φm a a φ这是一个常系数2阶齐次线性方程，它的特征方程为022=+m p i m p ±=微分方程的两个特解为φim Ae m =Φ m m ±= A 由归一化求得： π21=A ∴φπim e m 21=Φ 这是解的复数形式，由于Φ是循环坐标所以()()πφφ2+Φ=Φm m 于是πφπφφ2)2(im im im im e e e e ⋅==+ 即12=πim e由欧拉公式12sin 2cos 2=+=m i m e im πππ故m 的取值必须为： 2,1,0±±=m 即取值是量子化的称为磁量子数。
原子结构与性质
《选修3 物质结构与性质》 人教版第一章 原子结构与性质第一节 原子结构第二节 原子结构与元素的性质 第二章 分子结构与性质第一节 共价键第二节 分子的立体结构 第三节 分子的性质第三章 晶体结构与性质第一节 晶体的常识第二节 分子晶体与原子晶体第三节 金属晶体第四节 离子晶体人教版是按两条线索呈现内容， 纵向：（章与章之间） 原子 分子 晶体横向： 结构 性 质课程目标1．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，增强学习化学的兴趣。
2．进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系。
3．能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质。
4．在理论分析和实验探究过程中学习辩证唯物主义的方法论，逐步形成科学的价值观。
第一章原子结构与性质一、基础巩固 1、原子结构共价键 分子间作用力 决定反映 原子核核外电子质子：Z 带正电中子：n 中性 同位素，质量数，相对原子质量运动特征 排布规律基本考点：1． 质量数=质子数+中子数 2． 同位素的基本概念及计算3． 核外电子排布规律：1-32号元素的原子和离子的核外电子排布 2、原子结构与元素的性质二.知识要点能层，能级，轨道，构造原理，泡利原理，洪特规则元素周期表的结构同周期元素性质关系：递变性同主族元素性质关系：递变性和相似性“位，构，性”三角关系三．难点重点突破1. 对能层、能级，原子轨道的理解2.电子在不同能层或能级的能量大小比较规律：能层：由里往外能量依次升高。
即：K<L<M<N<O<P<Q能级：ns<(n-2)f<(n-1)d<np (或参照课本构造原理图)轨道：同一能级不同轨道上的电子能量相同。
同一轨道上的电子运动状态不相同。
练1.比较下列多电子原子的各轨道的能量高低（1）1s,3d (2)3s,3p,3d (3)2p,3p,4p练2.He+离子中,3s,3p,3d,4s轨道能量高低的关系为( )A.3s=3p=3d=4sB.3s＜3p＜4s＜3dC. 3s=3p=3d＜4sD. 3s＞3p＞3d＞4s3.核外电子排布的三原理的应用①（能量最低原理）核外电子为什么不是排满M层后再排N层？为什么任何原子的最外层上最多只能有8 个电子？次外层最多只能有18 个电子？②为什么每一层最多容纳2n2个电子？（泡利不相容原理）③（洪特规则）为什么原子轨道上电子在半充满状态下能量较低，较稳定？试举例（1－36号元素）为什么同周期第一电离能VIA族<V A族？练1.指出下列各元素的基态原子的电子排布式的写法违背了什么原理并予以改正。
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第二节原子结构与元素的性质一、原子结构与元素周期表________的排布发生周期性的重复。
(2)元素的分区①s 区：包括________和________，价电子排布为________，容易失去________电子，形成________价离子，除________外，这些元素都是________。
价电子数等于主族族序数。
②p 区：包括从________到________、________(氦除外)共六族元素，它们原子的价电子排布为________。
价电子总数等于主族序数。
③d 区：包括________族的元素(镧系和锕系元素除外)，价电子排布为________，一般最外层电子数为________，价电子总数等于副族序数。
④ds 区：包括________元素，它们的原子的________轨道为充满电子的轨道，价电子排布为________。
⑤f 区：包括________元素。
1．原子结构与周期的关系(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为n s 1。
每周期结尾元素的最外层电子排布式除He 为1s 2外，其余为n s 2n p 6。
氦原子核外只有2个电子，只有1个s 轨道，还未出现p 轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
(2)一个能级组最多容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。
但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。
2．原子结构与族的关系(1)对主族元素：主族元素的族序数＝原子的最外层电子数(2)对副族元素：次外层电子数多于8个而少于18个的一些元素，它们除了能失去最外层的电子外，还能失去次外层上的一部分电子。
例如元素钪[Ar]3d 14s 2，可以失去三个电子，钪为ⅢB 族。
所以，失去的(或参加反应的)电子总数，就等于该元素所在的族数。
除第Ⅷ族元素外，其大多族序数等于(n －1)d ＋n s 的电子数。
考点掌握3．元素周期表的分区（1）根据原子序数以0族为基准定位。
稀有气体元素He Ne Ar Kr Xe Rn周期数一二三四五六七原子序数 2 10 18 36 54 86 118①原子序数—上一周期稀有气体原子序数（相近且小）= 元素所在的纵行数周期数=稀有气体元素的周期数+1如，判断原子序数为41的元素在周期表中的位置。
纵行数=41-36=5周期数=4+1=5所以是第五周期第ⅤB族。
注意：此法不适用于短周期元素，为第六、七周期III B（含镧系、錒系）后的元素需要建14再定位。
②同周期稀有气体元素的原子序数—原子序数=18-该元素所在纵行数如，推断新发现的114号元素在元素周期表中的位置。
118—114=418-4=14=该元素所在纵行数为正数第14纵行或倒数第5纵桁元素。
故位于第七周期ⅣA族如，某元素的外围电子排布式为4s4p，该元素位于p区，为第四周期第ⅣA族元素。
(2)根据元素金属性与非金属性分区处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。
(1)B元素在周期表中的位置为________，写出A原子的电子排布式________。
(2)写出C单质与水反应的化学方程式________________________。
A与C形成的化合物溶于水后，溶液的pH________7(填“大于”、“等于”或“小于”)。
(3)D元素最高价氧化物晶体的硬度________(填“大”、“小”)，其理由是________________________________________________________________________。
(4)A、B两元素非金属性较强的是________(写元素符号)。
写出证明这一结论的一个实验事实________________________________________________________________________。
【练习】1.某化学学习小组在学习元素周期表和周期的划分时提出了以下观点：①周期表的形成是由原子的结构决定的；②元素周期表中IA族元素统称为碱金属元素；③每一周期的元素原子外围电子排布均是从ns1开始至ns2np6结束；④元素周期表的每一周期元素的种类均相等；⑤基态原子电子排布为ls22s22p3和ls22s22p63s23p3的两元素原子位于同一周期；⑥周期序号越大，该周期所含金属元素一般越多．你认为正确的是（）A．①②③⑤⑥ B．①⑥ C．①④⑥ D．②③⑤2.长式周期表共有18个纵行，从左到右排为1﹣18列，即碱金属为第一列，稀有气体元素为第18列．按这种规定，下列说法正确的是（）A．第16列中元素中没有非金属元素B．只有第二列的元素原子最外层电子排布为ns2C．第四周期第8列元素是铁元素D．第15列元素原子的最外层电子排布为ns2 np53.有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20．其中C、E 是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1．B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半．请回答下列问题．（1）A是H，B是，C是，E是．（2）B在周期表中位于区．（3）写出C元素基态原子的电子排布式．（4）用轨道表示式表示D元素原子的价电子构型．．二、元素周期律(1)①随着原子序数的递增，主族元素原子半径的大小呈现周期性变化：同周期中(除稀有气体)，随着原子序数的增大，元素的原子半径________。
②原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是原子的________，另一个是________。
(2)电离能及其变化规律①气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。
②由电离能的定义推知，电离能越小，表示在气态时该原子________，反之电离能越大，表明气态时该原子________，因此运用电离能的数值可以判断________。
③由电离能大小可以看出，对同一周期元素而言，________的第一电离能最小，________的第一电离能最大；从左到右呈现________的变化趋势。
同主族元素从上到下的第一电离能逐渐________。
1.原子半径(1)原子半径周期性变化元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
(2)微粒半径比较在中学要求的范围内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小。
“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
判断微粒半径大小的规律：①同周期从左到右，原子半径依次减小(稀有气体元素除外)。
②同主族从上到下，原子或同价态离子半径均增大。
③阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)<r(Na)，r(S)<r(S2－)。
④电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。
⑤不同价态的同种元素的离子，核外电子数多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。
2.电离能、电负性(1)第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。
①电离能是衡量气态原子失去电子难易程度的物理量，元素的电离能越小，表示气态时越容易失电子，还原性越强。
②镁和铝相比，镁第一电离能大，磷与硫相比，磷第一电离能大。
(2)电负性：用来描述不同元素的原子吸引电子的能力强弱。
①电负性越大，非金属性越强，反之越弱。
②电负性的变化规律是：同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大，同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。
因此电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
③在元素周期表中，电负性最大的元素是氟，电负性最小的元素是铯。
短周期元素中电负性最小的是钠。
④金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8。
而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
⑤在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。
⑥用电负性判断化学键的类型一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
【例1】已知X 、Y 元素同周期，且非金属性X ＞Y ，下列说法错误的是（ ） A ．X 与Y 形成化合物时，X 显负价，Y 显正价 B ．第一电离能Y 一定小于XC ．最高价含氧酸的酸性：X 对应的酸性强于Y 对应的酸性D ．气态氢化物的稳定性：H m Y 小于H m X【例2】A 元素的阳离子与B 元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述：①原子半径A ＜B ；②离子半径A ＞B ；③原子序数A ＞B ；④原子最外层电子数A ＜B ；⑤A 的正价与B 的负价绝对值一定相等；⑥A 的电负性小于B 的电负性；⑦A 的第一电离能大于B 的第一电离能．其中正确的组合是（ ） A ．③④⑥B ．①②⑦C ．③⑤D ．③④⑤⑥⑦【例3】 不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E )如图所示。
试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。
(1)同主族内不同元素的E 值变化的特点是________。
各主族中E 值的这种变化特点体现了元素性质的________变化规律。
(2)同周期内，随原子序数增大，E 值增大。
但个别元素的E 值出现反常现象。
试预测，下列关系式中正确的是________。
①E (砷)>E (硒) ②E (砷)<E (硒) ③E (溴)>E (硒) ④E (溴)<E (硒)(3)估计1 mol 气态Ca 原子失去最外层一个电子所需能量E 值的范围：________<E <________。
(4)10号元素E 值较大的原因是__________________________________________。
①电负性以氟的电负性为②电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
【练习】1.已知1～18号元素的离子a W3+、b X+、c Y2﹣、d Z﹣都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是（）A．质子数c＞d，离子的还原性Y2﹣＞Z﹣B．氢化物的稳定性H2Y＞HZC．原子半径X＜W，第一电离能X＜WD．电负性Z＞Y＞W＞X2.某元素原子价电子构型3d104s2，其应在（）A．第四周期ⅡA族B．第四周期ⅡB族C．第四周期ⅦA族D．第四周期ⅦB族3.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据（用I1、I2…表示，单位为kJ•mol﹣1）．下列关于元素R的判断中一定正确的是（）①R的最高正价为+3价②R元素位于元素周期表中第ⅡA族③R元素第一电离能大于同周期相邻元素④R元素的原子最外层共有4个电子⑤R元素基态原子的电子排布式为1s22s2．A．①③ B．②③ C．②③④D．②③⑤4.A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述：①原子半径A＜B；②离子半径A＞B；③原子序数A＞B；④原子最外层电子数A＜B；⑤A 的正价与B的负价绝对值一定相等；⑥A的电负性小于B的电负性；⑦A的第一电离能大于B的第一电离能．其中正确的组合是（）A．③④⑥B．①②⑦C．③⑤ D．③④⑤⑥⑦5.第三周期元素的原子，其最外层p能级上仅有一个未成对电子，它最高价氧化物对应的水化物的酸根离子是（）A．RO3—B．RO5—C．RO42—D．RO4—6.下列各组元素的性质正确的是（）A．第一电离能：B＞Al＞GaB．电负性：F＞N＞OC．最高正价：F＞S＞SiD．原子半径：P＞N＞C7.第一电离能I1是指气态原子X（g）失去一个电子成为气态阳离子X+（g）所需的能量．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．请回答以下问题：（1）认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，将Na～Ar之间六种元素用短线连接起来，构成完整的图象．（2）从如图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1的变化规律是．（3）N元素的第一电离能比C、O元素的第一电离能大的原因是：．（4）气态锂原子失去核外不同电子所需的能量分别为：失去第一电子为519kJ•mol﹣1，失去第二个电子为7 296kJ•mol﹣1，失去第三个电子为11 799kJ•mol﹣1，由此数据分析为何锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量．3．元素性质递变规律4.对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如。