《第2节_原子结构与元素的性质.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《第2节_原子结构与元素的性质.ppt（55页珍藏版）》请在taowenge.com淘文阁网|工程机械CAD图纸|机械工程制图|CAD装配图下载|SolidWorks_CaTia_CAD_UG_PROE_设计图分享下载上搜索。
1、第二节第二节 原子结构与元素的性原子结构与元素的性质质第一课时：原子结构与元素周期表一、元素周期表的结构1. 知识回顾周期周期短周期短周期长周期长周期第第1周期：周期：2 种元素种元素第第2周期：周期：8 种元素种元素第第3周期：周期：8 种元素种元素第第4周期：周期：18 种元素种元素第第5周期：周期：18 种元素种元素第第6周期：周期：32 种元素种元素不完全周期不完全周期第第7周期：周期：26种元素种元素镧镧57La 镥镥71Lu 共共15 种元素称镧系元素种元素称镧系元素锕锕89Ac 铹铹103Lr 共共15 种元素称锕系元素种元素称锕系元素周期序数周期序数 = 电子层数（能层数）电子
2、层数（能层数） （横行）（横行） 族族主族：主族：副族：副族：由短周期和长周期共同构成的族（由短周期和长周期共同构成的族（0族除族除外）外），AA共七个主族共七个主族 第第VIII 族：族：稀有气体元素稀有气体元素（纵行）（纵行） 0族：族：完全有长周期元素构成的族（第完全有长周期元素构成的族（第族族除外）除外），BB共七个副族共七个副族 三个纵行三个纵行(8、9、10），位于），位于 B 与与B中间中间 主族序数主族序数= =最外层电子数最外层电子数= =价电子数价电子数= =最高正价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碱
3、金属碱金属原子原子序数序数周期周期基态原子的电子排布基态原子的电子排布锂锂钠钠钾钾铷铷铯铯3二二1s22s1或或He2s111三三1s22s22p63s1或或Ne3s119四四1s22s22p63s23p64s1或或Ar4s137五五1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或或Kr5s155六六1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1或或Xe6s12.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H
4、e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.周期周期元素种数元素种数相应能级组中相应能级组中所含能级所含能级电子最大容量数电子最大容量数11s22s 2p33s 3p44s 3d 4p55s 4d 5p66s 4f 5d 6p77s 5f 6d 未完未完288181832未完未完288181832未满未满（3）可见各周期所含元素的种数等于相应能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，由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序电子在能级里的填充顺序遵循
5、构造原理，元素周期遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总一周期里元素的数目不总是一样多，而是随着周期是一样多，而是随着周期序号的递增序号的递增渐渐增多渐渐增多，同同时，金属元素的数目也逐时，金属元素的数目也逐渐增多渐增多。因而，我们可以。因而，我们可以把元素周期系的周期发展把元素周期系的周期发展形象的比喻成螺壳上的螺形象的比喻成螺壳上的螺旋。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
6、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=价电子数族族主族主族0族族副族副族族族价电子价电子(或最或最外层电子外层电子)排排布布价电子都排价电子都排在最外层的在最外层的ns和和np轨道上轨道上ns2np6(最外最外层电子排布层电子排布He除外除外)(n1)d15ns12或或(n1)d10ns12(n1)d610ns02族与价电子族与价电子数关系数关系族序数等于族序数等于价电子数目价电子数目BB族族序数等于价序数等于价电子数目电子数目，B、B族族序数与序数与s轨道轨道电子数
7、相等电子数相等外围电子构型周期序数族序数最高化合价元素符号3s24s24s24p13d54s23s23p3三三四四四IIAIIAIIIAVIIBVA+2+2+3+7+5MgCaGaMnP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，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。A01AAAAAA2p区区3s区区BBBBBBB4d区区ds区区567镧系镧系f区区锕系锕系元素周期表的分区简图元素周期表的分区简图包括元素包括元素价电子排布价电子排布元素分类元素分类s s
8、区区p p区区d d区区dsds区区f f区区AA、AA族族AA零族零族BB族族BB、BB族族镧系和锕系镧系和锕系n ns s1 1、n ns s2 2n ns s2 2n np p1 16 6( (n n1)d1)d1 18 8n ns s2 2( (n n1)d1)d1010n ns s1 12 2（n n2 2）f f0 01414n ns s2 2或或( (n n2)f2)f0 01414( (n n1)d1)d0 02 2nsns2 2各区元素特点：各区元素特点：活泼金属活泼金属大多为非金属大多为非金属过渡元素过渡元素过渡元过渡元素素过渡元素过渡元素2. 已知某元素+3价离子的电子排
9、布式为：1s22s22p63s23p63d5，该元素在周期表中的位置是第 周期 族，它位于 区。2. 金属元素和非金属的分区将周期表中硼、硅、砷、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
10、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）3.同一主族的两种元素的原子
11、序数之差不可能是（ ）A. 16 B. 26 C. 36 D. 464. 递变规律和相似规律同周期，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）4.已知X、Y、Z元素的原子具有相同
12、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 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
13、族、IVA族、VA族、VIA族，即主族序号与周期序数相同，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。原子结构原子结构表中位置表中位置元素性质元素性质原子序数原子序数 = = 核电荷数核电荷数周期数周期数 = = 电子层数电子层数主族序数主族序数 = = 最外层电子数最外层电子数同位素化学性质相同同位素化学性质相同 相似性相似性 递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱）递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱）同周期同周期同主族同主族
14、递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）电子层数电子层数最外层电子数最外层电子数元素金属性、元素金属性、非金属性强弱非金属性强弱（主族）最外层电子数（主族）最外层电子数 = = 最高正价最高正价 最外层电子数最外层电子数8 = 8 = 最低负价最低负价6. 原子结构、元素性质和位置关系规律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。16S硫323s23p4(3)元素乙的3
15、p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：_第二节第二节 原子结构与元素的性原子结构与元素的性质质第二课时：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
16、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+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
17、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，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 元素周期表中的元素周期表中的同周期主族元素从同周期主族元素从左到右，原子半径左到右，原子半径的变化趋势如何？的变化趋势如何？应如何理解这种趋应如何理解这种趋势？周期表中的同势？周期表中的同主族元素从上到下，主族元素从上到下，原子半径的变化趋原子半径的变化趋势如何？应如何理势如何
18、？应如何理解这种趋势？解这种趋势？1.影响因素原子半原子半径大小径大小取决于取决于(1)(1)电子的能层数电子的能层数(2)(2)核电荷数核电荷数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
19、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+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
20、的能量叫做第二电离能。符号2。即M+(g)=M2+(g)+e-。思考与探究：思考与探究： 观察下图，总结第一电离能的变化律。观察下图，总结第一电离能的变化律。原子的第一电离能随核电荷原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？（同周数递增有什么规律？（同周期、同主族）期、同主族）2. 元素第一电离能的变化规律(1)(1)同周期同周期：a.a.从左到右呈现递增趋势（最小的是从左到右呈现递增趋势（最小的是AA，最大的是稀有，最大的是稀有气体的元素）；气体的元素）；b.b.第第AA元素元素AA的元素；第的元素；第AA元素元素AA元素元素第第AA元素和第元素和第AA元素的反常现象如何解释？元素的反常现象
21、如何解释？AA是半充满、是半充满、AA是全充满结构。是全充满结构。(2)(2)同主族同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。：自上而下第一电离能逐渐减少。3. 影响电离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电离能是衡量气态原子失去电子难易的物
22、理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去量。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。电子，即元素在气态时的金属性越强。1.1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？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：为什么钠元为什么钠元素显素显1 1价，镁元价，镁元素显素显2 2价，铝元价，铝元素显素显3 3价？元素价？元素化合价与原子结构化合价与原子结构有什么关系？有什么关系？元素元素电离能电离能I1496738577I2456214511817I3691277332745I49540 1054011578碱金属元素的第一电
23、离能越小，金属的活泼性就越强。碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。学与问学与问交流与讨论交流与讨论2.2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、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？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，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。电离能越
24、来越大。方法方法 ：看逐级电离能的突变。：看逐级电离能的突变。学与问学与问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.A3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 ns2np6C4.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
25、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）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 73810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
26、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为了比较元素的原子吸引电子能力原子吸引电子能力的大小，美国化学的大小，美国化学家鲍林于家鲍林于19321932年首年首先提出了用电负性先提出了用电负性来衡量元素在化合来衡量元素在化合物中吸引电子的能物中吸引电子的能力。经计算确定力。经计算确定氟氟的电负性为的电负性为4.04.0，锂的为锂的为1.01.0，并以并以此为标准确定其它此为标准确定其它与元素的电负性。与元素的电负性。鲍林研究电负性的手搞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，
27、主族元素的电负性从左同一周期，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）。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、还原性增能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。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的电负性在1.8左右。(2)判断分子的极性和键型电
28、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（ ）元素元素AlBBe CCIFLiMg NNa OPSSi电负电负性性1.52.01.52.53.04.0
29、1.01.23.00.93.52.12.51.81.下列左图是根据数据制作的第三周期元素的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。元素的电负性变化图。 2.2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为素的性质有些相似，被称为“对角线规则对角线规则”。查阅资查阅资料，料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧铍和铝的氢氧化物的酸碱性化物的酸碱性以及以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱硼和硅的含氧酸酸性的强弱
30、，说明，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。 解答：解答：LiLi、MgMg在空气中燃烧的产物为在空气中燃烧的产物为LiLi2 2O O、MgOMgO，Be(OH)Be(OH)2 2、Al(OH)Al(OH)3 3都是两性氢氧化物，都是两性氢氧化物，H H3 3BOBO3 3、H H2 2SiOSiO3 3都是弱酸。都是弱酸。这些都说明这些都说明“对角线规则对角线规则”的正确性。的正确性。六、元素金属性和非金属性强弱的判断方法单质与水或酸反应置换出氢的能力单质与H2化合的能力；气态氢化物的稳定性最高价氧化物对应水化物的碱性强弱最高
31、价氧化物对应水化物的酸性强弱相互置换的能力（单质的还原性）相互置换的能力（单质的氧化性）对应金属阳离子的氧化性（反比）对应非金属阴离子的还原性（反比）原电池反应：做负极而溶解的，其金属性强氧化同种变价金属的程度，氧化程度大的，对应元素的非金属性强电解反应：在阴极上先析出的金属，金属性弱第一电离能：电离能越大，金属性越弱电负性：电负性越大，非金属性越强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、D7. 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2.5C