选修3第一章第二节原子结构与元素的性质

1、第一章原子结构与性质,第二节 原子结构与 元素的性质,高中化学选修3,周期,短周期,长周期,第1周期(H-He)：2 种元素,第2周期(Li-Ne)：8 种元素,第3周期(Na-Ar)：8 种元素,第4周期(K-Kr)：18 种元素,第5周期(Rb-Xe)：18 种元素,第6周期(Cs-Rn)：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）,知识回顾：一、元素周期表的结构（由周期与族构成）,族,主族：,副族：,A , A , A , A ,A , A

2、 , 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(第8、9、10），位于 B 与B中间,元素周期表从左到右族顺序依次为：,A , A , B , B ,B , B , B，第VIII 族； B , B , A , A ,A , A , A，零族,_,_,（1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ，对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；

3、碱性逐渐 ； （2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ；,知识回顾：二、原子结构和性质周期性变化,减小,减弱,增强,减弱,减弱,增强,增强,增强,增大,增强,增强,增强,减弱,减弱,减弱,减弱,思考与探究,1、以第三周期为例，写出钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩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：

4、随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化。,（一）元素周期系的形成 （1）周期系的形成 随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现_，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现_；这样形成一个_，循环往复形成周期系。,碱金属,稀有气体,周期,（2）原因：_的周期性重复。,原子核外电子排布,一、原子结构与元素周期表,(二)原子的电子排布与周期的划分,(1)观察周期表,我们会发现,每一周期的第一种元素(除第一周期外)是 _, 最外层电子排布为_,每一周期的最后一种元素都_ , 这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是_.,碱金属,ns1,稀有气体

5、,ns2np6,(2)观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素的_.,能层数,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。,（ 3）、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。,(三)原子的电子排布与族的划分,在周期中有18个纵列,除零族元素中He （1s2）与其它稀有气体ns2np6不同外,一般说来,其它每个族序数和价电子数是一般相等的. 主族元素：主族序数=原子的最外层电子数 =价电子数 副族元素：副族

6、序数（大多数） =（n-1)d+ns的电子数 =价电子数,按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、 p区、d区、ds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？,区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号,（四）、元素周期表的分区,1、s区：,特点：,价电子数=主族序数=最外层电子数,含A与A共两族两列；价电子层为ns1或2(n1),2、p区：,特点：,价电子总数=主族序数（零族除外）,含A至A及零族共六族六列；价电子层为ns2 np1-6(n2) ,以非金属元素为主,3、d区：,特点：,价电子总数=副族序数; 若价电子总数为8、9、10，则为族。,均为金属元素

7、；,含B至B和族共六族八列 (镧系和锕系属f区)； 价电子层为(n-1)d1-9ns1-2,说明：核外电子的排布规律只是经验总结，并不是所有元素都一定符合。,4、ds区： 含B与B共两族两列； 价电子层为 (n-1)d10ns1或2,价电子总数=所在的列序数,特点：,均为金属元素；且d轨道电子全充满，一般不参与化学键的形成。,5、f区： 包括镧系与锕系； 价电子层(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2,说明：,由于最外层电子数基本相同， (n-1)d电子数也基本相同，一般是(n-2)f的电子数不同，因此镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质也相似。,元素周期表的五个分区,1、为什么s区、

8、d区、ds区的元素都是金属(除H外)？,s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属。,2、为什么副族元素与VIII族又称为过渡元素？,副族元素和VIII族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。,3、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）？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？,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。处于非金属三角区边缘的

9、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。,二、元素周期律,1定义 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,2实质 元素原子 的周期性变化,核外电子排布,学与问,元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？,（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 3、核外电子数,（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

10、荷数都相同时,电子数越多，原子半径越大。,（二）电离能,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：,元素的第一电离能呈周期性变化,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,

11、 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。 判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷,A半充满、 A全充满结构,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。,（三）电负性,1、基本概念,化学键：

12、,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的数值。（电负性是相对值，没单位）,鲍林L.Pauling 1901-1994,鲍林研究电负性的手搞,金 属：1.8 类金属：1.8 非金属：1.8,2、电负性的标准和数值：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。,电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度,3、变化规律: 同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。,同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。,判断化学键的类型 电负性相差很大的元素（大于1.7)化合通常形成离子键；电负性相差不大(小于1.7）的两种非金属元素化合，通常形成共价键；,判断化学键的极性强弱 电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。,判断元素金属性和非金属性的强弱 电负性越大，元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。,4、电负性的意义：,判断共价化合物中元素的化合价的正负,如查阅资料，比较锂和镁