元素性质的递变规律【学海导航】元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。一、原子核外电子排布的周期性根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s 区、p 区、d区、ds 区、f 区。二、元素第一电离能的周期性变化1、定义：从气态的基态原子中移去一个电子变成＋1 价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅰ电离能。常用符号 I1表示。M〔g〕→ M+〔g〕+ e-,＋1 价气态阳离子移去一个电子变成＋2 价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅱ电离能。依次类推。元素的第一电离能越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。2、影响电离能的因素电离能的大小主要取决于原子的核电荷、原子半径及原子的电子构型。 一般说来，核电荷数越大，原子半径越小，电离能越大。另外，电子构型越稳定，电离能也越大。3. 电离能的周期性变化同周期中, 从左向右，核电荷数增大，原子半径减小, 核对电子的吸引增强, 愈来愈不易失去电子, 所以 I 总的趋势是逐渐增大。但有些元素〔如 Be、Mg、N、P 等〕的电离能比相邻元素的电离能高些，这主要是这些元素的最外层电子构型到达了全充满或半充满的稳定构型。 同主族元素自上而下电离能依次减小。但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度不大，且不甚规那么。4.电离能与价态之间的关系失去电子后, 半径减小, 核对电子引力大, 更不易失去电子, 所以有: I1 < I2 < I3 < I4…., 即电离能逐级加大.三、元素电负性的周期性变化1、 定义：电负性: 表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力. 元素的电负性越大，表示原子吸引成键电子的能力越强，该元素的非金属性也就越强；电负性越小，该元素的金属性越强。规定: 氟原子的电负性约为 4.0, 其它原子与氟相比, 得出相应数据.一般情况下: 金属的电负性 <1.8 非金属的电负性 >1.8(此分界为经验推断,不是绝对的!)而位于非金属三角区边界的“类金属〞〔如 Ge、Sb 等〕的电负性在 1.8 左右，它们既有金属性，又有非金属性。2、 电负性数据应用：〔1〕1.推断元素金属性和非金属性.一般以电负性值 1.8 为推断标准.,大于 1.8 一般为非金属,电负性越大,非金属性越强;小于 1.8 一般为金属,电负性越小,金属性越强.〔2〕可用来预估化合物中化学键类型,假设形成化合物的两种原子电负性相差>1.7 为离子键,<1.7 为共价键.〔3〕可用来推断化合物中元素化合价的正负。元素电负性...
