第二单元元素性质的递变规律【知识梳理】一、原子核外电子排布的周期性 1．元素周期表：（1）编排原则：把 相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行叫周期；再把不同横行中 相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。
各周期元素的种数 0族元素的原子序数 第一周期第二周期第三周期 第四周期第五周期第六周期第七周期 26 118②族 族序数用 表示；主族用 表示；副族用 表示。
主族 个 副族 个第VIII 族是第 纵行 零族是第 纵行（3）元素周期表与原子结构的关系：①周期序数＝ ②主族序数＝ ＝2．元素周期律： （1）具体体现、 、 、 呈现周期性变化 （2）判断元素金属性或非金属性的强弱的依据3．原子核外电子排布的周期性思考：周期表中，s 区、p 区、d 区、ds 区元素的电子层结构各有什么特点？二、元素第一电离能的周期性变化（一）第一电离能（I1）的概念：气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量。
注意：原子失去电子，应先失去最外电子层、最外原子轨道上的电子（二）第一电离能的作用：可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
I1越小，原子越失去一个电子；I1越大，原子越失去一个电子（三）I1的周期性变化1．同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现的趋势，的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最2．同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐3．周期表的右上角元素的第一电离能数值，左下角元素的第一电离能的数值（填“大”“小”）（四）I1与洪特规则的关系同一周期元素的第一电离能存在一些反常，这与它们的原子外围电子排布的特征有关。
基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
4．第二电离能（I2）、第三电离能（I3）及各级电离能的应用（1）概念（2）应用（a）用来衡量元素的原子或离子气态时失去电子能力的强弱。
第二单元元素性质的递变规律1原子核外电子排布的周期性１．元素周期律是人们在对原子结构和元素性质的长期研究中总结出来的科学规律，它对人们认识原子结构与元素性质的关系具有指导意义，也为人们寻找新材料提供了科学的途径。
例如，在族可以找到光电材料，在族可以找到优良的半导体材料。
２．随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现由到的周期性变化。
３．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区和f区，s区包括、两族元素，除氢元素外，其余都是元素；p区包含族和族元素，除氢元素外，所有的元素都在p区；d区包含、族，ds区包含和族，d区、ds区全是元素；和属于f区。
４．周期表中某一元素的性质，和它左上或右下方的另一元素性质的相似性，称为对角线规则。
运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是（）A．铍(Be)的氧化物的水化物可能具有两性B．砹(At)为有色固体，HAt不稳定，AgAt感光性很强，不溶于水也不溶于稀硝酸C．硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体D．硒化氢(H2Se)是无色、有毒、比H2S稳定的气体５．元素的性质呈现周期性变化的根本原因是（）A．原子半径呈周期性变化B．元素的化合价呈周期性变化C．电负性呈周期性变化D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化６．下列说法中错误的是（）A．所有的非金属元素都分布在p区B．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素C．除氦以外的稀有气体原子的最外层电子数都是8D．同一元素的各种同位素的物理性质、化学性质均相同７．具有相同电子层结构的三种微粒A n＋、B n－、C，下列分析正确的是（）A．原子序数关系：C>B>A B．微粒半径关系：B n－>A n＋C．C微粒是稀有气体元素的原子D．原子半径关系：A<B<C半径的比较规律：原子半径的比较：①同周期，从左往右，半径依次，如；②同主族，从上往下，半径依次，如；离子半径的比较：③核电荷数相同的粒子，核外电子数越多，半径越，如；④核外电子数相同的离子，核电荷数越大，半径越，如。
元素性质的递变性规律第⼆单元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元素按原⼦序数递增的顺序依次排列时，原⼦的最外层上的电⼦数，由1（s1）到8（s2p6）,呈现出周期性变化。
相应于这种周期性变化，每周期以碱⾦属开始，以稀有⽓体结束。
元素的化学性质，主要取决于元素原⼦的电⼦结构，特别是最外层电⼦结构。
所以元素性质的周期性，来源于原⼦电⼦层结构的周期性。
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达到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，且不甚规则。
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。
