1、第一章原子結構與性質 第二節(jié) 原子結構與元素的性質,1、判斷下列表達是正確還是錯誤 1）1s22p1屬于基態(tài)； 2）1s22s2 2p63s2 3p63d54s1屬于激發(fā)態(tài)； 3）1s22s2 2p63d1屬于激發(fā)態(tài)； 4）1s22s2 2p63p1屬于基態(tài)；,答案： (1) x(2) x(3)(4) x,課堂練習,（一）、原子結構與元素周期表 1.周期數=電子層數=能層數,周期 一 二 三 四 五 六 七 元素數目 2 8 8 18 18 32 32（？）,2.主族元素：族序數=原子的最外層電子數 副族元素：大多數族序數=（n-1)d+ns的電子數= 價電子數 0族元素：除He（1s2）外，

2、其余最外層電子均為ns2np6排布。,1.元素周期表共有幾個周期？每個周期各有多少中元素？寫出每一周期開頭第一個元素和結尾元素的最外層電子排布通式。為什么第一周期結尾元素的電子排布跟其他周期不同？,2.元素周期表共有多少個縱列？,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,周期表與周期律,H,He,IIIA IVA VA VIA VIIA,IA,IIIB IVB VB VIB VIIB,IIA,Al Si P S Cl Ar,IB IIB,Na Mg,催化劑、耐高溫、耐腐蝕,元素周期表意義,非金屬性逐漸增強,非金屬性逐漸增強,金屬性逐漸增強,金屬性逐漸增強,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)我們把“構造原理”中能量接近的原子軌道劃分為一個“能級組”,下表是各周期所含元素種數與相應能級組的原子軌道關系：,2 8 8 18 18 32 未完,2,8,8,18,18,32,未滿,可見各周期所含元素的種數等于相應能級組中各軌道中最多容納的電子數之和,由于隨著核電荷數的遞增，電子在能級里的填充順序遵循構造原理，元素周期系的周期不是單調的，每一周期里元素的數目不總是一樣多，而是隨著周期序號的遞增漸漸增多。因而，我們可以把元素周期系的周期發(fā)展形象的比喻成螺殼上的螺

5、旋。,（二）、原子結構和性質周期性變化,同周期元素的主要化合價： 最高正價：+1遞增到+7。（氟、氧例外） 負價：-4遞增到-1，呈現周期性的變化。,最高正價+|負價|=8,主族和BB:（最高正價數=族序數） 族可失去最外層的s電子和次外層的部分d電子，所以一般最高正價數低于族數,已知某元素的原子序數是25，寫出該元素原子的價電子層結構式，并指出該元素所屬的周期和族。,價電子電子排布式：3d54s2,由于最高能級組數為4，其中有7個價電子，故該元素是第四周期B族。,課堂練習,科學探究,2. 周期表上元素的“外圍電子排布”簡稱“價電子層”，這是由于這些能級上的電子數可在化學反應中發(fā)生變化。每個縱

6、列的價電子層的電子數是否相等？,一般來說：每個族序數和價電子數是相等的.,思考與交流： 元素周期表里的元素可按不同的分類方法分為不同的區(qū),你能把周期表裁剪成不同的區(qū)嗎?,3.按電子排布，可把周期表里的元素劃分為5個區(qū)，(除ds區(qū)外區(qū)的名稱來自按構造原理最后填入電子的能級符號)仔細觀察周期表,你能劃分開嗎?這些區(qū)分別有幾個縱列？,1S2,1S2,最后1個電子填充在 軌道上，價電子的構型是 或 ，位于周期表的 側，包括 和 族，它們都是 ，容易失去電子形成 或 價離子。,s區(qū)元素,ns,ns1,ns2,左,A,A,活潑金屬,+1,+2,最后1個電子填充在 軌道上，價電子構型是 ，位于周期表 側，包

7、括 族元素。大部分為 元素。,p區(qū)元素,np,ns2np16,右,AA、零族,非金屬,s區(qū)和p區(qū)的共同特點是：最后1個電子都排布在 ，除零族外，最外層電子的總數等于該元素的 。除零族外，s區(qū)和p區(qū)的元素都是主族元素。,最外層,族序數,它們的價層電子構型是 ，最后1個電子基本都是填充在 軌道上，位于長周期的中部。這些元素都是 ，常有可變化合價，為過渡元素。它包括 族元素。,d區(qū)元素,(n1)d19ns2,(n1)d,金屬,B,價層電子構型是 ，即次外層d軌道是 的，最外層軌道上有12個電子。它們既不同于s區(qū)，也不同于d區(qū)，稱為ds區(qū)，它包括 族，處于周期表d區(qū)和p區(qū)之間。它們都是 ，也屬過渡元素

8、。,ds區(qū)元素,(n1)d10ns12,充滿,B和B,金屬,最后1個電子填充在f軌道上，價電子構型是：（n2）f014ns2,或(n 2)f014、(n1)d02ns2，它包括鑭系和錒系元素（各有15種元素）。,f區(qū)元素,A、A族,A零族,B族,B、B族,鑭系和錒系,ns1、ns2,ns2np16,(n1)d19ns 1 2,(n1)d10ns12,（n2）f014ns2,各區(qū)元素特點：,活潑金屬,大多為非金屬,過渡元素,過渡元素,小結,過渡元素,副族元素處于金屬元素向非金屬元素過渡的區(qū)域，因此，又把副族元素稱為過渡元素。,1. 為什么副族元素又稱為過渡元素？,2.為什么在元素周期表中非金屬元

9、素主要集中在右上角三角區(qū)內（如圖）？處于非金屬三角區(qū)邊緣的元素常被稱為半金屬或準金屬。為什么？,這是由元素的價電子結構和元素周期表中元素性質遞變規(guī)律決定的，在元素周期表中，同周期的元素從左到右非金屬性漸強，同主族元素從上到下非金屬性漸弱，結果使元素周期表右上角的元素主要呈現非金屬性。,處于非金屬三角區(qū)邊緣的元素既能表現出一定的非金屬性，又能表現出一定的金屬性，因此，這些元素常被稱之為半金屬或準金屬。,問題與思考： 如何根據原子的價電子構型判斷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,學與問,元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢？周期表中的同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢？,1、原子半徑,二、元素周期律,（一）原子半徑：,1、影響因素:,2、規(guī)律：,（1）電子層數不同時,電子層數越多,原子半徑越大。,二、元素周期律,原子半徑的大小,取決于,1、電子的能層數 2、核電荷數,（2）電子層相同時,核電荷數越大，原子半徑越小。,（3）電子層、核電荷數都相同時,電子數越多， 原子半徑越大。,規(guī)律：,同周期：隨著核電荷數的增加，其原子半徑逐漸減小,同主族：隨著核電荷數的增加，原子半徑逐漸增大,試一試：,原子

11、半徑可以用納米（nm）為單位。下列是氮、鎂、氟、氯四種元素的原子半徑數據，其中屬于氟原子的是（ ） A、0.071nm B、0.075nm C、0.099nm D、0.160nm,A,離子半徑大小比較：,(1) 同主族，能層數增加離子半徑增加 (2) 同元素的原子和離子，核外電子數越多，半徑越大， (3)核外電子數相同的不同元素離子，核電荷數越大，半徑越小,課堂練習1： 比較下列微粒的半徑的大小： （1）Ca AI (2) Na+ Na (3) Cl- Cl (4)K+ Ca2+ S2- CI-,S2-CI-K+Ca2+,課堂練習2： 具有相同電子層結構的三種微粒An+、Bn-、C 下列分析正

12、確的是（ ） A.原子序數關系：CBA B.微粒半徑關系： Bn- An+ C. C微粒是稀有氣體元素的原子. D. 原子半徑關系是：AB,BC,（二）電離能（閱讀課本17）,1、概念,氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。用符號1表示，單位：kj/mol,從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所需要的能量叫做第二電離能。符號2,M（g）-e- M +（g） I1M +（g）-e- M 2+（g） I2,一般 I3 I2 I1,電離能有何用途？,電離能衡量氣態(tài)原子的失電子的難易程度,思考與探究： 觀察圖1-21，總結第一電離能的變化規(guī)律：,O NFNe

13、 He,第一電離能I1,Na Al Mg,S P Cl,He電離能最大,Li Na K Rb Cs,電離能（I）,2、元素第一電離能的變化規(guī)律：,1）同周期： a、隨著核電荷數的遞增，最外層電子數逐漸增加，原子半徑逐漸減小，失電子能力逐漸減弱，第一電離能呈現遞增趨勢（最小的是堿金屬，最大的是稀有氣體的元素；,2）同主族的元素自上而下第一電離能逐漸減少。,3、電離能的意義：,b、第A元素A的元素；第A元素A元素,電離能是衡量氣態(tài)原子失去電子難易的物理量。元素的電離能越小，表示氣態(tài)時越容易失去電子，即元素在氣態(tài)時的金屬性越強。,1.金屬活潑性順序與相應的電離能的大小順序不一致？,金屬活潑性順序表示

14、在水溶液中金屬原子失去電子的難易程度，電離能是金屬原子在氣態(tài)時活潑性的量度，所以不完全一致,2.為什么原子逐級電離能越來越大？這些數據跟鈉、鎂、鋁的化合價有何關系？,因為首先失去的電子是能量最高的電子，故第一電離能較小，以后再失去電子都是能級較低的電子，所需要的能量多；同時失去電子后，陽離子所帶的正電荷對電子的引力更強，從而電離能越來越大。,當電離能突然變大時說明電子的能層發(fā)生了變化,課堂練習： 1、下列說法正確的是（ ） A.第3周期所含的元素中鈉的第一電離能最小 B.鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大 C.在所有元素中，氟的第一電離能最大. D.鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大.,A,反?，F

15、象,最大的是稀有氣體的元素：He,從左到右呈現遞增趨勢（最小的是堿金屬）,KNaMg,課堂練習：,2在下面的電子結構中,第一電離能最小的原子可能是 ( ) A ns2np3 B ns2np5C ns2np4D ns2np6,C,（三）電負性（閱讀課本18）,1、基本概念,化學鍵：,元素相互化合，可理解為原子之間產生化學作用力，形象地叫做化學鍵。,鍵合電子：,原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。,電負性：,用來描述不同元素的原子對鍵合電子的吸引力的大小。（電負性是相對值，沒單位）,電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大,鮑林L.Pauling 1901-1994,鮑林研究電負性的手搞,金

16、屬： 1.8 “類金屬”：1.8 非金屬： 1.8,以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出了各元素的電負性。,電負性的大小可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度,2、變化規(guī)律: 同一周期，主族元素的電負性從左到右逐漸增大，表明其吸引電子的能力逐漸增強。,同一主族，元素的電負性從上到下呈現減小趨勢，表明其吸引電子的能力逐漸減弱。,電負性越大，元素的非金屬性越強，電負性越小，元素的非金屬性越弱，金屬性越強。,（三）電負性,3、電負性的意義：,電負性相差很大的元素化合通常形成離子鍵；一般認為：電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；電負性相差不大的兩種非金屬元素化合，通常形

17、成共價鍵；一般認為電負性之差小于1.7，通常形成共價鍵。但HF是特例,電負性相差越大的共價鍵，共用電子對偏向電負性大的原子趨勢越大，鍵的極性越大。電負性數值大的元素化合價為負值。,課堂練習： 一般認為：如果兩個成鍵元素的電負性相差大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素的電負性相差小于1.7，它們通常形成共價鍵。查閱下列元素的電負性數值，判斷：NaFAlCl3NOMgOBeCl2CO2 共價化合物（ ） 離子化合物（ ）,科學探究,1. 下列左圖是根據數據制作的第三周期元素的電負性變化圖，請用類似的方法制作IA、VIIA元素的電負性變化圖。,科學探究,2.在元素周期表中，某些主族元素與

18、右下方的主族元素的性質有些相似，被稱為“對角線規(guī)則”。查閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產物，鈹和鋁的氫氧化物的酸堿性以及硼和硅的含氧酸酸性的強弱，說明對角線規(guī)則，并用這些元素的電負性解釋對角線規(guī)則。,解答：Li、Mg在空氣中燃燒的產物為Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是兩性氫氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。這些都說明“對角線規(guī)則”的正確性。,重點知識梳理,堿金屬,ns1,稀有氣體,ns2np6,能層數,原子軌道,重點知識梳理,二.元素周期律,_性質隨_的遞增發(fā)生周期性變化，稱為元素周期律。,1.原子半徑. r的大小取決于_、_兩個因素.電子的能層越多，則電子間的負電斥力越大，使原子半徑_；核電荷數越大，則核對電子的引力越大，使原子半徑_。,2.電離能. 概念：氣態(tài)的基態(tài)原子或離子失去一個電子所需要的_叫做電離能，用符號_表示，單位是_。第一電離能：處于基態(tài)的氣態(tài)原子生成_價氣態(tài)陽離子所需要的能量，稱為第一電離能，常用符號_表示。,元素的,原子序數,核電荷數,能層數,增大,減小,能量,I,kJ/mol,+1,I1,重點知識梳理,2.電離能. 意義：電離