第二节__原子结构与元素的性质上课.ppt

1、第一章原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质,1、判断下列表达是正确还是错误 1）1s22p1属于基态； 2）1s22s2 2p63s2 3p63d54s1属于激发态； 3）1s22s2 2p63d1属于激发态； 4）1s22s2 2p63p1属于基态；,答案： (1) x(2) x(3)(4) x,课堂练习,（一）、原子结构与元素周期表 1.周期数=电子层数=能层数,周期 一 二 三 四 五 六 七 元素数目 2 8 8 18 18 32 32（？）,2.主族元素：族序数=原子的最外层电子数 副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的电子数= 价电子数 0族元素：除He（1s2）外，

2、其余最外层电子均为ns2np6排布。,1.元素周期表共有几个周期？每个周期各有多少中元素？写出每一周期开头第一个元素和结尾元素的最外层电子排布通式。为什么第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同？,2.元素周期表共有多少个纵列？,元素周期表概念,19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Cs Ba 57-71 At 85 Fr Ra 89-103 107 * *,VIII,Li Be,B C N O F Ne,0,

3、123,4 5 6,周期表与周期律,H,He,IIIA IVA VA VIA VIIA,IA,IIIB IVB VB VIB VIIB,IIA,Al Si P S Cl Ar,IB IIB,Na Mg,催化剂、耐高温、耐腐蚀,元素周期表意义,非金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,7,3Li,10Ne,11Na,18Ar,19K,36Kr,37Rb,54Xe,55Cs,86Rn,1s22s1,1s22s22p6,1s22s22p63s1,1s22s22p63s23p6,Ar4s1,Ar3d104s24p6,Kr5s1,Kr 4d105s25p6,Xe6s1,87Fr

4、,118X,Xe 4f145d106s26p6,Rn 5f146d107s27p6,1H,2He,1s1,1s2,Rn7s1,(3)我们把“构造原理”中能量接近的原子轨道划分为一个“能级组”,下表是各周期所含元素种数与相应能级组的原子轨道关系：,2 8 8 18 18 32 未完,2,8,8,18,18,32,未满,可见各周期所含元素的种数等于相应能级组中各轨道中最多容纳的电子数之和,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

5、旋。,（二）、原子结构和性质周期性变化,同周期元素的主要化合价： 最高正价：+1递增到+7。（氟、氧例外） 负价：-4递增到-1，呈现周期性的变化。,最高正价+|负价|=8,主族和BB:（最高正价数=族序数） 族可失去最外层的s电子和次外层的部分d电子，所以一般最高正价数低于族数,已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。,价电子电子排布式：3d54s2,由于最高能级组数为4，其中有7个价电子，故该元素是第四周期B族。,课堂练习,科学探究,2. 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

6、列的价电子层的电子数是否相等？,一般来说：每个族序数和价电子数是相等的.,思考与交流： 元素周期表里的元素可按不同的分类方法分为不同的区,你能把周期表裁剪成不同的区吗?,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)仔细观察周期表,你能划分开吗?这些区分别有几个纵列？,1S2,1S2,最后1个电子填充在 轨道上，价电子的构型是 或 ，位于周期表的 侧，包括 和 族，它们都是 ，容易失去电子形成 或 价离子。,s区元素,ns,ns1,ns2,左,A,A,活泼金属,+1,+2,最后1个电子填充在 轨道上，价电子构型是 ，位于周期表 侧，包

7、括 族元素。大部分为 元素。,p区元素,np,ns2np16,右,AA、零族,非金属,s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在 ，除零族外，最外层电子的总数等于该元素的 。除零族外，s区和p区的元素都是主族元素。,最外层,族序数,它们的价层电子构型是 ，最后1个电子基本都是填充在 轨道上，位于长周期的中部。这些元素都是 ，常有可变化合价，为过渡元素。它包括 族元素。,d区元素,(n1)d19ns2,(n1)d,金属,B,价层电子构型是 ，即次外层d轨道是 的，最外层轨道上有12个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，称为ds区，它包括 族，处于周期表d区和p区之间。它们都是 ，也属过渡元素

8、。,ds区元素,(n1)d10ns12,充满,B和B,金属,最后1个电子填充在f轨道上，价电子构型是：（n2）f014ns2,或(n 2)f014、(n1)d02ns2，它包括镧系和锕系元素（各有15种元素）。,f区元素,A、A族,A零族,B族,B、B族,镧系和锕系,ns1、ns2,ns2np16,(n1)d19ns 1 2,(n1)d10ns12,（n2）f014ns2,各区元素特点：,活泼金属,大多为非金属,过渡元素,过渡元素,小结,过渡元素,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。,1. 为什么副族元素又称为过渡元素？,2.为什么在元素周期表中非金属元

9、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。,问题与思考： 如何根据原子的价电子构型判断元素在周期表中位置？,4 周期 A,4周期 VB族,5周期 B族,6周期 族,4周期 A族,5s2,4s24p4,6d27s2,5d106s2,4d105

10、s1,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？,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。,二、元素周期律,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。,规律：,同周期：随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小,同主族：随着核电荷数的增加，原子半径逐渐增大,试一试：,原子

11、半径可以用纳米（nm）为单位。下列是氮、镁、氟、氯四种元素的原子半径数据，其中属于氟原子的是（ ） A、0.071nm B、0.075nm C、0.099nm D、0.160nm,A,离子半径大小比较：,(1) 同主族，能层数增加离子半径增加 (2) 同元素的原子和离子，核外电子数越多，半径越大， (3)核外电子数相同的不同元素离子，核电荷数越大，半径越小,课堂练习1： 比较下列微粒的半径的大小： （1）Ca AI (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

12、确的是（ ） A.原子序数关系：CBA B.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：AB,BC,（二）电离能（阅读课本17）,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最低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,M（g）-e- M +（g） I1M +（g）-e- M 2+（g） I2,一般 I3 I2 I1,电离能有何用途？,电离能衡量气态原子的失电子的难易程度,思考与探究： 观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：,O NFNe

13、 He,第一电离能I1,Na Al Mg,S P Cl,He电离能最大,Li Na K Rb Cs,电离能（I）,2、元素第一电离能的变化规律：,1）同周期： a、随着核电荷数的递增，最外层电子数逐渐增加，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，第一电离能呈现递增趋势（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：,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。,1.金属活泼性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致？,金属活泼性顺序表示

14、在水溶液中金属原子失去电子的难易程度，电离能是金属原子在气态时活泼性的量度，所以不完全一致,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。,当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化,课堂练习： 1、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

15、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）,KNaMg,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 ( ) A ns2np3 B ns2np5C ns2np4D ns2np6,C,（三）电负性（阅读课本18）,1、基本概念,化学键：,元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，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）,电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大,鲍林L.Pauling 1901-1994,鲍林研究电负性的手搞,金

16、属： 1.8 “类金属”：1.8 非金属： 1.8,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,2、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。,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。,（三）电负性,3、电负性的意义：,电负性相差很大的元素化合通常形成离子键；一般认为：电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形

17、成共价键；一般认为电负性之差小于1.7，通常形成共价键。但HF是特例,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。电负性数值大的元素化合价为负值。,课堂练习： 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：NaFAlCl3NOMgOBeCl2CO2 共价化合物（ ） 离子化合物（ ）,科学探究,1. 下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。,科学探究,2.在元素周期表中，某些主族元素与

18、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。这些都说明“对角线规则”的正确性。,重点知识梳理,碱金属,ns1,稀有气体,ns2np6,能层数,原子轨道,重点知识梳理,二.元素周期律,_性质随_的递增发生周期性变化，称为元素周期律。,1.原子半径. r的大小取决于_、_两个因素.电子的能层越多，则电子间的负电斥力越大，使原子半径_；核电荷数越大，则核对电子的引力越大，使原子半径_。,2.电离能. 概念：气态的基态原子或离子失去一个电子所需要的_叫做电离能，用符号_表示，单位是_。第一电离能：处于基态的气态原子生成_价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号_表示。,元素的,原子序数,核电荷数,能层数,增大,减小,能量,I,kJ/mol,+1,I1,重点知识梳理,2.电离能. 意义：电离