2014年秋高中化学1.2原子结构与元素的性质课件新人教版选修.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,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,一、元素周期表的结构,复习回忆,某周期A族元素的原子序数为x，则同周期的A族元素的原子序数是( ) A 只有x+1 B 可能是x+8或x+18 C 可能是x+2 D 可能是x+1或x+11或x+25,课堂练习,D,原子结构,表中位置,元素性质,原子序数= 核电

2、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,(一)原子的电子排布与周期的划分,(1)结合周期表,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是 _ , 这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是_.如此循环往复，这就是元素周期系中的一个个周期。,碱金属,ns1,稀有气体,ns2n

3、p6,(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,一、原子结构与元素周期表,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：元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子排布发生周期性的重复。,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

4、，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,考察元素周期表，探究下列问题：,1.填空： 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.填空： 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

5、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（填是、否）相等。 元素周期表中有个族，其中由长周期与短周期共同组成的族叫族（个）；完全由长周期组成的族叫族（个）；第8、9、10三列叫族；稀有气体叫族。,18,是,16,主,7,副,7,0,3、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：IIIAV

6、IIA族、0族ns2np16（除He）除H外，所有非金属元素都在p区。,ds区:IB、IIB族 （n-1）d10ns12 最外层电子数皆为12个，均为金属元素 。,f区：镧系和锕系(n-2)f014(n-1)d 02 ns2 最外层电子数基本相同，化学性质相似。,d区: BB和 （n-1）d19 ns12 最外层电子数皆为12个，均为金属元素，性质相似。(注：Pd 无s电子),4、为什么副族元素又称过渡元素？ 5、非金属元素为什么主要集中在右上角的三角区内？ 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？,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

7、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）？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。,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,(三)

8、族的划分,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可在化学反应中发生变化,这些电子称为价电子。,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,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,（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，

9、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）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：ABC,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

10、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

11、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

12、（最小的是碱金属）,KNaMg,（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）,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

13、合通常形成离子键；电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键；,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。,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,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,电负性：利用图、表、数据说明,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，某些主族元素与右下方的主

14、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。,体现科学探究意识 采用多种探究方式,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（ ）,1、每一周期元素都是从