第一章第二节原子结构与元素性质

新课标人教版选修三物质结构与性质 第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质 第一课时 一 元素周期表的结构 周期 短周期 长周期 第1周期 2种元素 第2周期 8种元素 第3周期 8种元素 第4周期 18种元素 第5周期 18种元素 第6周期 32种元素 不完全周期 第7周期 26种元素 镧57La 镥71Lu共15种元素称镧系元素 锕89Ac 铹103Lr共15种元素称锕系元素 周期序数 电子层数 能层数 横行 族 主族 副族 A A A A A A A 第VIII族 稀有气体元素 主族序数 最外层电子数 价电子数 最高正价数 纵行 零族 共七个主族 B B B B B B B 共七个副族 三个纵行 8 9 10 位于 B与 B中间 原子结构 表中位置 元素性质 原子序数 核电荷数 周期数 电子层数 主族序数 最外层电子数 同位素 化学性质相似 相似性递变性 从上至下 金属性增强 非金属性减弱 同周期 同主族 递变性 从左到右 金属性减弱 非金属性增强 主族 最外层电子数 最高正价 最外层电子数 8 最低负价 原子结构决定元素在周期表中的位置 决定性质 思考与探究 1 写出IA族和零族基态原子的简化电子排布式并观察原子的核外电子排布变化有什么规律 最外层电子排布从1个电子 ns1 到8个电子 ns2np6 呈周期性变化 结论 随着核电荷数的增加 核外电子的排布发生周期性的变化 50 31 2 你能否根据原子结构与各周期中元素种数的关系分析元素周期系周期发展规律 思考与探究 32 由于随着核电荷数的递增 电子在能级里的填充顺序遵循构造原理 元素周期系的周期不是单调的 每一周期里元素的数目不总是一样多 而是随着周期序号的递增渐渐增多 因而 我们可以把元素周期系的周期发展形象的比喻成螺壳上的螺旋 科学探究 1 元素周期表共有 个周期 每一周期元素的种类分别有 种 每一周期开头第一个元素的最外层电子排布式的通式是 第一周期结尾元素的最外层电子排布式是 其它周期结尾元素的最外层电子排布式的通式是 第一周期结尾元素的最外层电子排布式与其它周期不同的原因是 7 2 8 8 18 18 32 32 未满 ns1 1s2 ns2np6 第一周期只有一个1s能级 最多只有2个电子 2 元素周期表共有 个纵列 周期表上元素的 外围电子排布 简称 价电子层 这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化 每个纵列的价电子层的电子总数 相等 主族元素 族序数 原子的最外层电子数 价电子数副族元素 大多数族序数 n 1 d ns的电子数 价电子数 18 不一定相等 3 按照电子排布 可把周期表的元素划分为5个区 s区 d区 ds区 p区 f区 划分区的依据是什么 s区 d区 p区分别有几个纵列 为什么s区 d区 ds区的元素都是金属 除ds区外 区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号 二 区的划分 S区 IA IIA族 ns1和ns2除H外 其余为活泼金属 p区 IIIA VIIA族 0族 ns2np1 6 除He 除H外 所有非金属元素都在p区 ds区 IB IIB族 n 1 d10ns1 2最外层电子数皆为1 2个 均为金属元素 f区 镧系和锕系 n 2 f0 14 n 1 d0 2ns2最外层电子数基本相同 化学性质相似 d区 B B和 n 1 d1 9ns1 2最外层电子数皆为1 2个 均为金属元素 性质相似 注 Pd无s电子 副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域 因此 又把副族元素称为过渡元素 4 为什么副族元素又称为过渡元素 5 为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内 如图 这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的 在元素周期表中 同周期的元素从左到右非金属性渐强 同主族元素从上到下非金属性渐弱 结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性 6 处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属 为什么 处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性 又能表现出一定的金属性 因此 这些元素常被称之为半金属或准金属 1 已知一元素的价层电子结构为3d54s2 试确定其在周期表中的位置 第四周期 B族 2 试确定32号元素在周期表中的位置 第四周期 A族 3 判断处于第三周期 A族元素的价层电子结构 原子序数 Ne 3s23p2 第14号元素 练习 4 已知某元素在周期表中位于第五周期 A族位置上 试写出该元素基态原子的价电子排布式 电子排布式并分析该元素在哪区 由于是 A族 4d必是全充满的 所以价电子排布为5s25p4 电子排布式 Kr 4d105s25p4 课堂练习 属P区 二 元素周期律 元素的性质随 的递增发生周期性的递变 称为元素的周期律 核电荷数 学与问 1 原子半径 二 元素周期律 一 原子半径 1 影响因素 2 规律 1 电子层数不同时 电子层数越多 原子半径越大 原子半径的大小 取决于 1 电子的能层数2 核电荷数 2 电子层相同时 核电荷数越大 原子半径越小 3 电子层 核电荷数都相同时 电子数越多 原子半径越大 课堂练习1 比较下列微粒的半径的大小 1 CaAI 2 Na Na 3 Cl Cl 4 K Ca2 S2 CI S2 CI K Ca2 课堂练习2 具有相同电子层结构的三种微粒An Bn C下列分析正确的是 A 原子序数关系 C B AB 微粒半径关系 Bn An C C微粒是稀有气体元素的原子 D 原子半径关系是 A B C BC 二 电离能 阅读课本 18 1 概念 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能量叫做第一电离能 用符号 1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 2 思考与探究 观察图1 21 总结第一电离能的变化规律 2 元素第一电离能的变化规律 1 同周期 a 从左到右呈现递增趋势 最小的是碱金属 最大的是稀有气体的元素 2 同主族的元素自上而下第一电离能逐渐减少 3 电离能的意义 第 A元素和第 A元素的反常现象如何解释 b 第 A元素 A的元素 第 A元素 A元素 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量 元素的电离能越小 表示气态时越容易失去电子 即元素在气态时的金属性越强 A半充满 A全充满结构 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 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 这些数据跟钠 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 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 看逐级电离能的突变 课堂练习 下列说法正确的是 A 第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小B 铝的第一电离能比镁的第一电离能大C 在所有元素中 氟的第一电离能最大 D 钾的第一电离能比镁的第一电离能大 A 反常现象 最大的是稀有气体的元素 He 从左到右呈现递增趋势 最小的是碱金属 K Na Mg 课堂练习 2 在下面的电子结构中 第一电离能最小的原子可能是 Ans2np3Bns2np5Cns2np4Dns2np6 C 三 电负性 阅读课本 18 1 基本概念 化学键 元素相互化合 相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力 形象地叫做化学键 键合电子 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子 电负性 用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小 电负性是相对值 没单位 为了比较元素的原子吸引电子能力的大小 美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力 经计算确定氟的电负性为4 0 锂的为1 0 并以此为标准确定其它与元素的电负性 鲍林L Pauling1901 1994 鲍林研究电负性的手稿 观察这组电负性数据 找出其变化规律 2 变化规律 同主族 从上到下 电负性递减 同周期 从左到右 电负性递增 3 电负性的应用 判断金属与非金属 判断化学键类型 在化合物中 可以根据电负性的差值大小 估计化学键的类型 电负性差越大 离子性越强 一般说来 电负性差大于1 7时 可以形成离子键 小于1 7时形成共价键 一般认为 如果两个成键元素的电负性相差大于1 7 它们通常形成离子键 如果两个成键元素的电负性相差小于1 7 它们通常形成共价键 查阅下列元素的电负性数值 判断 NaF AlCl3 NO MgO BeCl2 CO2共价化合物 离子化合物 2010山东 CH4中共用电子对偏向C SiH4中共用电子对偏向H 则C Si H的电负性由大到小的顺序为 CHSi 2009山东 C和Si元素在化学中占有极其重要的地位 1 写出Si的基态原子核外电子排布式 从电负性角度分析 C Si和O元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为 1s22s22p63s23p2 O C Si 在元素周期表中 某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似 被称为 对角线规则 查阅资料 比较锂和镁在空气中燃烧的产物 铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱 说明对角线规则 并用这些元素的电负性解释对角线规则 解答 Li Mg在空气中燃烧的产物为Li2O MgO Be OH 2 Al OH 3都是两性氢氧化物 H3BO3 H2SiO3都是弱酸 这些都可解释 对角线规则 科学探究 根据周期律对角线规则 金属铍与铝单质及其化合物的性质相似 又知AlCl3熔沸点较低 易升华 试回答下列问题 1 写出Be与NaOH溶液反应的离子方程