原子的电子层结构与元素周期律

1、情境一：水和溶液任务一：水的分子结构知识点：原子的电子层结构与元素周期律课程：化学及生物物料的识用原子电子层结构呈现周期性变化元素的一些基本性质呈现周期性变化原子半径、电离能、电子亲和能、电负性一、导入共价半径 同种元素的两个原子以共价键结合时，它们核间距的一半称为该 原子的共价半径。 金属半径 金属晶体中相邻两个金属原子的核间距的一半称为金属半径。 范德华半径 当两个原子只靠范德华力(分子间作用力)互相吸引时，它们核间距 的一半称为范德华半径。如稀有气体均为单原子分子，形成分子晶 体时，分子间以范德华力相结合，同种稀有气体的原子核间距的一 半即为其范德华半径。 二、原子半径一般来说，共价半径

2、金属半径范德华半径。同一类型的原子半径可以相互比较，不同类型的原子半径之间不能比较。 二、原子半径元素的原子半径呈周期性变化。二、原子半径三、元素的电离能 使基态的1mol气态气态原子失去一个电子形成+1氧化态气态离子所需要的能量，叫做第一电离能，符号I1， 单位kJmol1 ，表示式：M(g) M+(g) + e I1 = E1 从+1氧化态气态离子再失去一个电子变为+2氧化态离子所需要的能量叫做第二电离能，符号I2，余此类推。如无特别说明，电离能即第一电离能。 意义： 电离能的大小反映了原子失去电子的难易程度，即元素的金属性的强弱。 规律： 电离能愈小，原子愈易失去电子，元素的金属性愈强。

3、 相反，金属性越弱。三、元素的电离能元素第一电离能的周期性同一周期：从左到右，第一电离能逐渐增加，其中稍有起伏，稀有气体电离能最大。 同一族：从上到下原子的第一电离能依次减小。三、元素的电离能 各周期中稀有气体原子的电离能最高。 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在电离能曲线上出现的小高峰。 您能从亚层全满、半满结构的相对稳定性说明下述事实吗？三、元素的电离能四、电子亲和能(Y) 处于基态的气态原子得到一个电子形成气态阴离子所放出的能量，为该元素原子的第一电子亲和能，常用符号Y1表示， Y1为负值(表示放出能量) 表示式 X(g) + e

4、 X 第二电子亲和能是指 1氧化态的气态阴离子再得到一个电子过程中系统需吸收能量，所以Y2是正值。 例如： O (g) + e O Y1 = 142 kJmol1 O (g) + e O2 Y2 = 844 kJmol1 意义 电子亲和能的大小反映了原子得到电子的难易程度，即元素的非金属性的强弱。 规律 若电子亲和能的代数值越小，说明该原子获得电子的能力越强，元素的非金属性越强。 四、电子亲和能(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主族元素的电子亲和能（E/kJmol-1） 规律：无论在周期或族中，电子亲和能的代数值都随原子半径的增大而增加。 四、电子亲和能(Y)五、元素的电负性(x ) 电负性是指元素的原子在分子中吸引电子能力的相对大小。并规定氟的电负性xF = 4.0，而后通过比较求出其他元素的电负性。 电负性小于2.0的元素为金属元素 电负性大于2.0的元素为非金属元素 非金属性就越强 元素的电负性越大元素的电负性越小元素的金属性就越强元素的电负性数值规律： 同一周期中，从左到右电负性逐渐增大 同一主族中，从上到下电负性逐渐减小。过渡元素的电负性都比较接近，没有明显的变化规律。 五、元素的电负性(x ) 金属性