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1、专题二原子结构与元素性质 第二单元 元素性质的递变规律,元素周期律,元素周期律是指元素性质随核电荷数递增发生周期性的递变,本质,核外电子排布的周期性变化,元素周期表,元素周期律的具体表现形式,编排原则：, 按原子序数的递增顺序从左到右排列, 将电子层数相同的元素排列成一个横行(周期）, 把最外层电子数相同的元素按电子层数 递增的顺序从上到下排成纵行。（族）,周 期 表,7个周期（三短、三长、一不完全),7个副族：仅由长周期构成的族 （BB）,族（3个纵行）：Fe、Co、Ni等 元素,零族：稀有气体元素,A：主族,B：副族,Ga 31镓,Ge 32锗,As 33砷,Se 34硒,Br 35溴,K
2、r 36氪,元素周期表的结构,周期,短周期,长周期,第1周期：2 种元素,第2周期：8 种元素,第3周期：8 种元素,第4周期：18 种元素,第5周期：18 种元素,第6周期：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,（横向）,金 属 性最 强,金属与非金属分界线附近的元素既表现出一定的金属性也表现出一定的非金属性。周期序数等于主族序数的元素具有两性.,Al(OH)3+3H+ =Al3+3H2O Al(OH)3+OH- =AlO2-+2H2O,Al 2O3+6H+= 2Al3+3H2O
3、Al2O3+2OH- = 2AlO2-+H2O,H,He,Li,Be,B,C,N,O,F,Na,Mg,Al,Si,P,S,Cl,Ne,Ar,1118号元素性质的变化中得出如下的结论：,同主族，由上至下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱,跟冷水剧 烈反应,NaOH强碱,跟沸水反应 放H2；跟酸 剧烈反应放 H2,Mg(OH)2 中强碱,跟酸较为 迅速反应 放H2,Al(OH)3 两性 氢氧化物,结论：,金属性 NaMgAl,SiO2,P2O5,SO3,Cl2O7,H4SiO4,H3PO4,H2SO4,HClO4,弱酸,中强酸,强酸,最强酸,高温,加热,加热,点燃或光照,SiH4,PH3,H2S,
4、HCl,非金属性逐渐增强,金属性强弱,非金属性强弱,与水反应置换氢的难易 最高价氧化物的水化物碱性强弱 单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后） 互相置换反应 原电池反应中正负极,与H2化合的难易及氢化物的稳定性 最高价氧化物的水化物酸性强弱 单质的氧化性或离子的还原性 互相置换反应,判断依据,元素的金属性与非金属性,（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 ；碱性逐渐 ； （2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性
5、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 ；,原子结构和性质周期性变化,复习回忆,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,ns2,ns1,ns2np1,ns2np2,ns2np3,ns2np4,ns2np5,最高正价:+1+7;最低负价:-4-1,金属性减弱,非金属性增强,同周期从左到右半径逐渐减小,你知道吗? p17,原子核外电子排布的周期性,第四周期过渡元素核外电子排布,s,p,ds,d,f,
6、随着原子序数的增加，元素原子的外围电子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排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。,二、原子核外电子排布的周期性变化,1、同周期元素原子的外围电子排布从 到 。,2、根据元素原子的外围电子排布的特征，将周期表分区：,s区,p区,f区,d区,ds区,A、A族,AA、0族,B B、族,B、B族,镧系、锕系元素,ns12,ns2np16,(n1)d19 ns12,(n1)d10 ns12,(n2)f014 (n1)d02ns2,根据最后一个电子填充在何种原子轨道进行分区。,ns1,ns2np6,分区,所含元素,外围电子排布,A、A族,
7、AA族和0族元素,BB族和族,B、B族,镧系和锕系,ns1、ns2,ns2np16,(n1)d110ns12,(n1)d10ns12,各区元素特点,活泼金属（H除外）,大多为非金属,过渡元素,过渡元素,小结,课堂小结:,2、原子的电子排布与周期的划分,3、原子的电子排布与族的划分,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,4、原子的电子构型和元素的分区,周期序数=能层数,5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。,一、原子结构与元素周期表,1.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。,第四周期，B族
8、。,2.试确定32号元素在周期表中的位置。,第四周期，A族,3.判断处于第三周期，A族元素的价层 电子结构、原子序数。,Ne3s23p2，第14号元素,课堂练习,二、第一电离能的周期性变化,元素第一电离能,原子失去一个电子形成+1价 阳离子所需 能量。符号 单位：,气态,气态,最低,I1,KJmol-1,一、概念,概念应用,1、已知M(g)-e- M +(g)时所需最低能量为738 Kj，则M元素的I1= .,2、已知Na元素的I1=496 Kjmol-1,则Na (g) -e- Na +(g) 时所需最低能量为 .,738 Kjmol-1,496 Kj,问题探究二 元素的第一电离能有什么变化
9、规律呢？,同周期从左到右第一电离能有逐渐 的趋势 同主族从上到下第一电离能逐渐_,增大,减小,规律与总结,总体上：金属元素第一电离能都 ，非金属元素和稀有气体元素的第一电离都 。 在同一周期中第一电离能最小的是 元素最大的是 元素,较小,碱金属,稀有气体,较大,3、将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列 K Na Li B C Be N He Ne Ar Na Al S P,Li Na K,N C Be B,He Ne Ar,P S Al Na,课堂练习,影响第一电离能的因素：,1、原子半径 2、核电荷数 3、核外电子排布（全空、半满、全满）,A、A族和0族,归纳总结,拓展视野：,根据第一电
10、离能定义，你能说出什么是第二电离能、第三电离能吗？讨论后回答。,从+1价气态 离子中再失去一个电子，形成+2价气态 离子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2 表示 同一种元素的逐级电离能大小关系： I1I2I3I4I5,问题探究三,观察分析下表电离能数据回答： 为什么钠易失去一个电子，镁易失去两个电子,从表中数据可知钠元素的第二电离能远大于第一电离能，因此钠容易失去第一个电子而不易失去第二个电子；即Na易形成Na +而不易形成Na 2+ 。而Mg的第一第二电离能相差不大，第三电离能远大于第二电离能，因此镁易形成+2价镁离子。,下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJmol-）: 锂
11、X Y 失去第一个电子 519 502 580 失去第二个电子 7296 4570 1820 失去第三个电子 11799 6920 2750 失去第四个电子 9550 11600,表中X可能为以上13种元素中的 （填写字母）元素。用元素符号表示X和j形成化合物的化学式 。 Y是周期表中 族元素。 以上13种元素中， （填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。,a,Na2O、Na2O2,IIIA,m,例1,锂原子核外共有3个电子，其中两个在K层，当失去最外层的一个电子后，锂离子处于稳定结构，根据题给信息2可知，要使锂离子再失去一个电子便会形成不稳定结构，因此锂离子失去第二个电子时所需
12、的能量远大于失去第一个电子所需的能量。,例2 比较两元素的I2、I3，气态F2+、G2+中， （元素符号表示）更难失去电子变为+3价气态离子；请用原子结构理论解释原因,由Mn2转化为Mn3时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态（或Fe2转化为Fe3时，3d能级由不稳定的3d4状态转变为较稳定的3d5半充满状态）,Mn2,（1）同主族内不同元素的E值变化的特点是 （2）试预测下列关系正确的是 （填序号）。 E(As) E(Se) E(As) E(Se) E(Br) E(Se) （3）第10号元素E值较大的原因是 （4）估计1molCa原子失去一个电子所需的能量范围： E,
13、巩固-9,随着原子核电荷数的增加，同主族内元素的I1值逐渐减小,、,4.3 7.6,10号元素为稀有气体元素，其原子核外电子排布在各轨道上形成全满结构，原子能量较低，比较稳定，所以失去一个电子的能力很弱，因此，其I1值较大。,三、元素的电负性（X）,鲍林(L.Pauling)首先提出了元素的电负性的概念，并指出：电负性就是表示某元素原子在化合物分子中吸引电子能力大小的相对数值。根据热化学数据建立了元素的定量标度，指定氟的电负性为4.0，然后求出其它元素的电负性。,电负性：利用图、表、数据说明,同周期，从左到右，电负性增加；表明其吸引电子的能力逐渐增强。 同主族，从上到下，电负性下降； 表明其吸
14、引电子的能力逐渐减弱。,元素电负性的变化规律：,电负性最大的元素 ；电负性最小的元素 。,氟,铯,我们都知道，化合物中相邻原子都是通过化学键结合在一起的。一般情况下， 非金属元素与 金属元素以离子键结合形成离子化合物； 元素之间以共价键结合形成共价化合物。成键原子之间是形成离子键还是共价键主要取决于 。,【知识回忆】,活泼的,活泼的,非金属,成键原子吸引电子能力的差异,1. 元素的金属性的判别 一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。,电负性及其应用,2. 化学键型判别
15、 电负性相差较大（x1.7)的两种元素的原子结合形成化合物， 通常形成离子键。电负性相差较小（x1.7)的两种元素的原子结合形成化合物， 通常形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。,电负性及其应用,请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物。 NaF HCl NO KCl CH4 共价化合物： 离子化合物：,HCl NO CH4,NaF KCl,3. 判断分子中元素的正负化合价： X 大者，化合价为负； X 小者， 化合价 为正； X = 0， 化合价 为零；,电负性及其应用,请指出下列化合物中化合价为正值的元素。 CH4 NaH NF3 SO2 ICl HBr,+1,+1,+3,+4,+1,+1,电负性与第一电离能的关系,由于电离能是衡量原子吸引键合电子的能力，所以电负性大的元素原子的电离能也大。,【注意】1、每一周期中电负性最大的是卤素， 但第一电离能最大的是稀有气体。 2、电负性不存在反常现象。,【总述】元素周期律是人们在对原子结构和元素性质的长期研究中总结出来的科学规律，它对人们如何认识原子结构与元素性质的关系具有指导意义，也为人们寻找新材料提供了科学的途径。如：在IA族可找到光电材料；A、A、A族可以找到优良的半导体材料。,