第二节 原子结构和元素周期表.ppt

1、请根据构造原理，写出 Li、Na、K 电子排布式,复 习,在周期表中，把 相同的元素，按 的顺序从左到右排成横行，称之为 ，有 个；在把不同横行中 相同的元素按_ 递增的顺序由上而下排成纵行，称之为 ，共有 个纵行， 个族。16个族又可分为 主族、 副族、 族、 0族。,能层数,原子序数递增,周期,7,最外层电子数,能层数,族,18,16,7个,7个,1个,1个,第二节 原子结构 与元素的性质,1s； 2s 2p； 3s 3p； 4s 3d4p ； 5s 4d 5p ; 6s 4f 5d 6p； 7s 5f 6d 5p,按能量由低到高的顺序写出构造原理,请同学们写出A和零族的简化电子排布式,结

2、论,随着原子序数的增加，元素原子的外围电子层排布呈现周期性的变化： 每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子层排布重复出现从ns1 到 ns2np6 的周期性变化。 最外层电子数：从1到8 元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复,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，每一周期里元素的数目并不总是一样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多，同时金属元素的数目也逐渐增多,2,8,8,18,18,32,32,0,2,3,14,15,30,？,因此，我们可以把元素周期系的周期发展形象地比喻成螺壳上的螺旋,横行七个周期；2，8，8，18，18，32种；每一周期开头

3、第一个元素的最外层的排布通式为ns1，结尾元素的电子排布式为ns2np6;第一周期只有一个1s能级，其结尾元素的电子排布式为1s2，跟其他周期的结尾元素的原子电子排布式不同。,科学探究（教材p14),探究1：元素周期表共有几个周期？每个周期共有多少种元素？写出每个周期开头第一个元素和结尾元素的最外层电子的排布式的通式。为什么第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同？,探究2：元素周期表共有多少个纵列？周期表上的“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是否相等？,18个纵列； 除零族元素中He（2s2）与其它稀有气体ns2n

4、p6不同外，其余相等。,探究3：按电子排布，可把周期表里的元素划分为5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。s区、d区和p区分别有几个纵列？为什么s区、d区和ds区的元素都是金属？,A,A,A A,0族,B B,族,BB,2列,8列,2列,6 列,纵行数和外围电子数相等,ns1,ns2,ns2np1,ns2np2,ns2np3,ns2np4,ns2np5,ns2np6,S区,p 区,(n-1)d10ns12,(n-1)d15ns2,(n-1)d68ns2,ds区,d区,s区，d区， ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层及倒数第二层的电子，表现金属性，属于金属。,

5、副族元素介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属）元素之间，处于由金属向非金属过渡的区域，因此，把副族元素又称为过渡元素,探究4：为什么在元素周期表中，非金属主要集中在右上角三角区内？ 这是由元素的价电子层结构和元素周期表中元素性质的递变规律决定的。同周期元素从左到右非金属性增强，同主族从上到下非金属性减弱，结果使元素周期表右上方三角区内的元素主要呈现出非金属性。,由于元素的金属性和非金属性没有严格的界限，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为半金属或准金属。,探究5：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？

6、,1下列元素是主族元素还是副族元素？第几周期？第几族？,（1）1s22s22p63s23p5 （2）Ar3d104s1,2由下列元素在周期表中的位置，给出其原子的价电子层构型,（3）第四周期第B族 （4）第六周期第A族,练习1,练习2,已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素的名称、符号以及所属的周期和族。,熟记136号元素名称、顺序！,3、已知某原子的电子分布是1s22s22p63s2 3p63d104s24p1。 （1）这元素的原子序数是多少？ （2）这元素属第几周期？ 第几族？是主族元素还是过渡元素？ （3）哪些电子是这个原子的价电子。,(1) 31(2) 4

7、；IIIA；主族元素.(3) 4s24p1,答案：,二.元素周期律,元素的性质随着原子序数的递增发生周期性的递变，称为元素周期律。,性质包括,核外电子排布,元素的化合价,元素的金属性和非金属性,原子半径,电离能,电负性,1、原子半径的周期性变化,2）递变规律：,从左到右，逐渐减小 从上到下，逐渐增大,原子半径的大小取决于_、_ 两个因素；电子的能层越多，电子之间的负电排斥使原子半径_ ；核电荷数越大，核对电子的引力越大，将使原子半径_,能层数,核电荷数,增大,缩小,2、电离能的周期性变化,1）第一电离能：,概念: 原子 转化为气态基态正离子所需要的最低能量.,第一电离能的意义：,衡量元素的原子

8、失去一个电子的难易程度，第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子元素的金属性越强。,气态,电中性,基态,失去一个电子,2）第一电离能的周期性变化,递变规律： 主族：左右，增大；上下，减小。,同一周期：由左至右大致增大,同一主族：由上至下大致减小,反常例：Li 5.39 Be 8.32 B 8.30 （小） 1s2 2 P1 C 11.26 N 14.53 O 13.62（小）1s2 2 P4 F 17.42 Ne 21.57,3）元素电离能与元素性质的关系,金属性与非金属性,元素化合价,元素电离能与元素化合价的关系,3.电负性,1）电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性

9、越大的原子，对键合电子的吸引力越大,2）电负性大小的标准：,3）电负性的变化规律：,同周期：左右，增大 同主族：上下，减小,F：4.0 Li: 1.0,元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。,电负性是一个相对数值,电负性递变规律,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元素的电负性。,4）电负性的应用：,判断元素的金属性和非金属性的强弱,一般：非金属1.8 金属1.8 类金属1.8,例：NaH中，Na：0.9 H：2.1 Na显正价，H显负价,判断化合物中元素化合价的正负,判断化学键的类型,一般：离子键 :成键元素原子的电负性差1.7， 共价键 :成