第2节_原子结构与元素的性质.ppt

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1、第二节 原子结构与元素的性质,第一课时：原子结构与元素周期表,一、元素周期表的结构,1. 知识回顾,主族序数=最外层电子数=价电子数=最高正价数,相应元素的族序数排列从左到右依次为：A、A、 BB、BB、AA、0族,碱金属元素基态原子的电子排布,3,二,1s22s1或He2s1,11,三,1s22s22p63s1或Ne3s1,19,四,1s22s22p63s23p64s1或Ar4s1,37,五,1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或Kr5s1,55,六,1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1或Xe6s1,2.原子的电子排布与周期的划分,

2、(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)是碱金属, 最外层电子排布为ns1,每一周期的最后一种元素都是稀有气体, 这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是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.,2 8 8 18 18 32 未完,2,8,8,18,18,32,未满,（3）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，同时，金属元素的数目也逐渐

3、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。,3.原子的电子排布与族的划分,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。 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相等的。 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,典 型 例 题,二、 元素周期表的分区,1. 按原子结构分区,按核外电子排布式中最后填入电子的能级的符号可将元素周期表分为s、p、d、f4个区，

4、而IB、IIB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。,元素周期表的分区简图,A、A族,A零族,B族,B、B族,镧系和锕系,ns1、ns2,ns2np16,(n1)d18ns2,(n1)d10ns12,（n2）f014ns2 或(n2)f014(n1)d02ns2,各区元素特点：,活泼金属,大多为非金属,过渡元素,过渡元素,过渡元素,典 型 例 题,2. 已知某元素+3价离子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d5，该元素在周期表中的位置是第 周期 族，它位于 区。,四,VIII,d,2. 金属元素和非金属的分区,将周期表中硼、硅、砷、

5、碲、砹与铝、锗、锑、钋之间画一条虚线，虚线的左面是金属元素，右面是非金属元素。（硼-砹分界线）,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。,三、 元素周期表的规律,1. 相等规律,核电荷数=质子数=原子序数； 能层数=周期序数； 基态原子的最外层电子数=主族序数=最高正价=8-|最低负价|（金属元素无负价，氧无最高正价、氟无正价）,2. 奇偶规律,奇数族主族元素的原子序数均为奇数，化合价一般为奇数（N、Cl等有偶数价）； 偶数族主族元素的原子序数均为偶数，化合价一般为偶数（C、S等有奇数价）；,3. 序差规律,同主族相邻

6、元素的原子序数差与主族序数有关。IAIIA族的元素相差上一种元素所在周期包含的元素种数；IIIA0族的元素相差下一种元素所在周期包含的元素种数（如Na和K相差8，Cl和Br相差18）； 同主族不相邻元素的原子序数差也与主族序数有关。IAIIA族的元素原子序数差数可能是2、8、8、18、18、32中连续的一个或几个数之和（如10、16、34等）；IIIA0族的元素原子序数差数可能是8、18、18、32中连续的一个或几个数之和（如26、36、44等）,典 型 例 题,3.同一主族的两种元素的原子序数之差不可能是（ ） A. 16 B. 26 C. 36 D. 46,D,4. 递变规律和相似规律,同

7、周期，电子层数相同，质子数越多原子半径越小原子核对核外电子的吸引力越强原子失电子能力减弱，得电子能力增强元素的金属性减弱，非金属性增强气态氢化物稳定性增强最高价氧化物的水化物的酸性增强，碱性减弱； 同主族，电子层数越多原子半径越大原子核对核外电子的吸引力越弱原子失电子能力增强，得电子能力减弱元素的金属性增强，非金属性减弱气态氢化物稳定性减弱最高价氧化物的水化物的酸性减弱，碱性增强； 在元素周期表中，对角线上的元素的化学性质相似（对角线法则，如：Li与Mg，Be与Al等）,典 型 例 题,4.已知X、Y、Z元素的原子具有相同的电子层数，且原子序数依次增大，其最高价氧化物的水化物酸性依次增强，则下

8、列判断正确的是（ ） A. 原子半径按X、Y、Z顺序增大 B. 阴离子的还原性按X、Y、Z顺序增强 C. 单质的氧化性按X、Y、Z顺序增强 D. 氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序增强,C、D,5. 预测规律,(1)由第一至第六周期分别有2、8、8、18、18、32(2n2)种元素，可以预测： 若第七周期填满，也将有32种元素（87118）； 第五电子层最多可排布50个电子，则第八周期可以排布50种元素（119168）。(8s25g186f147d108p6)。 (2)预测位置 (3)预测类别 第二至第六周期的最后一种金属元素分别出现在IIA族、IIIA族、IVA族、VA族、VIA族，即主族序号与

9、周期序数相同，则第七周期VIIA族、第八周期0族将是它们所在周期的最后一种金属元素； 据第二至第六周期分别有6、5、4、3、2种非金属元素，则第七周期只有1种非金属元素，第八周期无非金属元素；则非金属元素共有23种。,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,同位素化学性质相同,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）,电子层数,最外层电子数,元素金属性、 非金属性强弱,（主族）最外层电子数 = 最高正价,最外层电子数8 = 最低负价,6. 原子结构、元素性质

10、和位置关系规律,典 型 例 题,5. (1)下表中的实线是元素周期表部分边界，请在表中用实线补全元素周期表边界。 (2)元素甲是第三周期A族元素，请在右边方框中按氦元素(图1)的式样，写出元素甲的原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量和最外电子层排布。,(3)元素乙的3p亚层中只有1个电子，则乙原子半径与甲原子半径比较：_ 甲、乙的最高价氧化物水化物的酸性强弱为：_ (用化学式表示)。 (4)元素周期表体现了元素周期律，元素周期律的本质是原子核外电子排布的_,请写出元素在元素周期表中的位置与元素原子结构的关系： _,Al S,H2SO4 Al(OH)3,周期性变化,元素的周期数即为原子核外

11、电子层数；主族元素的族序数即为原子的最外层电子数,第二节 原子结构与元素的性质,第二课时：元素周期律,一、元素周期律,1. 定义：元素的性质随着元素原子序数（核电荷数）的递增而呈现周期性的变化，称为元素周期律。 2. 实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。 3. 核外电子排布的周期性变化：随着核电荷数的增加，原子最外层电子数从1增加到8而呈现周期性的变化（第一周期是从1增加到2），最外层电子（价电子）排布由ns1到ns2np6（第一周期是1s1到1s2）呈现周期性变化,二、同周期主族元素主要性质变化规律,元素周期表中，同周期的主族元素从左向右，最高化合价从+

12、1+7（氧、氟元素例外），最低化合价从-4-1。金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强。 (1)从化合价角度看，金属元素没有负价，A、A、A族金属元素的化合价只有+1、+2、+3，没有可变化合价；A族碳元素主要有-4、+2、+4等化合价，硅元素主要有-4、+4价；A族元素变价较多，如氮元素有-3、-2、+1、+2、+3、+4、+5等化合价，磷元素主要有-3、+3、+5等化合价；A族氧元素的主要化合价为-2、-1，在氟化物中显正价，硫元素有-2、-1、+4、+6等主要化合价；A族氟元素无正价，氯元素有-1、+1、+4、+5、+7价等主要化合价；氢元素主要化合价有+1、-1。 (2)除族、B族及氧、氟外

13、，元素的最高正化合价一般等于它的族序数；非金属元素的最高正价与其最低负价的绝对值之和为8,三、主族元素原子半径的变化规律,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.影响因素,2.变化规律,同周期元素，自左到右，原子半径逐渐减小；(核电荷数的增加使核对最外层电子的引力增加而带来半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来半径增大的趋势) 同主族元素，自上而下，原子半径逐渐增大。（由于电子能层增加，电子间的斥力使原子半径增大）,3.离子半径变化规律,同种元素的离子半径：阴离子原

14、子，原子阳离子，低价阳离子高价阳离子； 核外电子层排布相同的离子原子序数越大，其离子半径越小； 同主族元素的离子，随着电子层数递增，离子半径逐渐增大； 同周期元素的阳离子半径从左至右渐小； 同周期元素的阴离子半径从左至右渐小； 同周期元素的最小阴离子半径大于同周期元素的最大阳离子半径 P3-S2-Cl-Na+Mg2+Al3+,典 型 例 题,1. 下列说法正确的是（ ） A. A族元素的金属性比A元素的金属性强； B. A元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高； C. 同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强； D. 第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小,B,四、电离能的变化规

15、律,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。即M(g)=M+(g)+e-。 从+1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。即M+(g)=M2+(g)+e-。,思考与探究：,观察下图，总结第一电离能的变化律。,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A，最大的是稀有气体的元素）； b.第A元素A的元素；第A元素A元素,第A元素和第A元素的反常现象如何解释？,A是半充满、A是全充满结构。,(2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。,3. 影响电离

16、能大小的因素,原子核电荷数（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。 原子半径（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。 电子层结构稳定的8电子结构（同周期末层）电离能最大。A是半充满、A是全充满结构导致第A元素A元素；第A元素A元素的反常现象。,4.电离能的意义：,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.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？,化合价是元素性质的一种体现。思考：为什么钠元素显1价，镁元素显2价

17、，铝元素显3价？元素化合价与原子结构有什么关系？,碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。,学与问,交流与讨论,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。,方法 ：看逐级电离能的突变。,学与问,2.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.,

18、典 型 例 题,A,3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 ns2np5 C ns2np4 D ns2np6,C,典 型 例 题,典 型 例 题,4.不同元素的气态原子，失去最外层一个电子所需要的能量（设其为E）变化如下图所示。试根据元素在元素周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。 （1）同主族内不同元素的E值变化的特点是_，各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的_变化规律。,随着原子序数的增大，E值变小,周期性,（2）同周期内，随着原子序数的增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是（ ）。 E（砷）

19、E（硒） E（砷）E（硒） E（溴）E（硒） （3）估计1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：_E_。 （4）10号元素E值较大的原因是_。,419 738,10号元素为Ne，该元素原子的最外层电子排布已达8电子稳定结构，失去最外层一个电子比较困难。,五、电负性的变化规律,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相互作用力，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：元素的原子在分子中吸引键合电子的能力。电负性越大，对键合电子的吸引力越大。（电负性是相对值，没单位）,2.电负性的标准,为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，

20、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。,鲍林研究电负性的手搞,2.电负性的数值和变化规律,同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。 同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。,4.电负性的应用,(1)判断元素的金属性和非金属性 电负性大者，元素的非金属性强。金属性元素的电负性一般在1.8以下，非金属性性元素一般在1.8以上。而位于周期表中非金属三角区边界的类金属的

21、电负性在1.8左右。 (2)判断分子的极性和键型 电负性相等的非金属元素化合形成化合物时，其分子为非极性分子，相应的化学键为非极性共价键； 电负性差值小于1.7的两种元素化合时，形成的双原子分子具有极性，相应的化学键为极性共价键； 电负性差值大于1.7的两种元素化合时，形成的化合物为离子化合物，化学键为离子键。,5.一般认为：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（ ）,典 型 例 题,科学探究,1.下列左图是

22、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。,活动与探究,2.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。这些都说明“对角线规则”的正确性。,六、元素金属性和非金属性强弱的判断方法,典 型 例 题,6. 下列叙述说明金属甲的活动性比金属乙的活动性强的是（ ） A. 在氧化还原反应中甲原子失去的电子数比乙原子失去的电子数多； B. 同价态的阳离子，甲比乙的氧化性强； C. 甲能与稀盐酸反应产生氢气而乙不能； D. 甲能与冷水反应产生氢气而乙只能与热水反应产生氢气,C、D,典 型 例 题,7. 不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是（ ） A. Cl2与H2S溶液发生置换反应； B. 受热时H2S能分解，HCl则不能； C. 单质硫可在空气中燃烧，Cl2则不能； D. 氯和硫元素的电负性分别是3.0和2.5,C,