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(共16张PPT)
第二节　原子结构与元素的性质
第1课时 构造原理与元素周期表
第一章　 原子结构与性质
元素周期表
三张有重要历史意义的周期表
①、门捷列夫第二张元素周期表
又称短式周期表
重要特征：
从第四周期开始每个周期截成两截，
第1～7族分主副族，
第八族称为过渡元素
元素周期表
三张有重要历史意义的周期表
②、维尔纳的特长式周期表
重要特征：
维尔纳周期表是特长式周期表，每个周期一行，
各族元素、过渡金属、稀有气体、镧系和锕系，各有各的位置，
同族元素上下对齐，它确定了前五个周期的元素种类
元素周期表
三张有重要历史意义的周期表
③、玻尔元素周期表
重要特征：
把21～28、39～46等元素用方框框起，
这些框内元素的原子新增加的电子是填入内层轨道的，
他用原子结构解释元素周期律，
玻尔元素周期表确定了第六周期为32种元素
元素周期表
现用元素周期表
元素周期表中的原子位置
原子结构
元素性质
指 明
决 定
元素周期表与原子结构
元素周期表
基本结构
7个横行
(7个周期)
18个纵列
(16个族)
3个短周期
4个长周期
(2、8、8)
7个主族 (IA～VIIA）
零族: 稀有气体元素
(18、18、32、32)
8个副族
VIII族
(Fe、Co、Ni)
(ⅠB～ⅦB)
Ⅲ起Ⅱ结尾
七主七副零和八
周期序数 = 电子层数
主族序数 =
最外层电子数 = 最高正价
(F、O例外）
ⅢB→ⅦB，
价层电子数=族序数
ⅠB→ⅡB，
ns电子数=族序数
元素周期表与原子结构
元素周期表与原子结构
周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数
一 H~He
二
三
四
五
六
七 Fr~Og
Li~Ne
Na~Ar
K~Kr
Rb~Xe
Cs~Rn
8
8
18
18
32
32
2
3
4
5
6
2
1
7
s
s
s
s
s
s
s
p
p
p
p
p
p
d
d
d
d
f
f
元素周期表与原子结构
一
二
三
四
五
六
七
构造原理与周期表排布
第一周期从1s1开始，以1s2结束。
其余各周期总是从ns能级开始，以np结束。
从ns能级开始，递增的核电荷数（或电子数）= 元素个数
s
s
s
s
s
s
s
p
p
p
p
p
p
d
d
d
d
f
f
元素周期表与原子结构
一
二
三
四
五
六
七
ⅠA 0
ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB
s
d
ds
p
f
ns1
ns2
ns2np1
ns2np6
(n-1)d1~10ns1~2(除镧系和锕系）
(n-1)d10ns1~2
过渡金属
电子填充的最后一个能级是s能级
电子填充的最后一个能级是d能级
电子填充的最后一个能级是p能级
先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级
元素周期表与原子结构
口诀：一二s 副族d，镧锕f 剩余p
根据构造原理，最后一个电子填充在s和p轨道称为主族元素，
最后一个电子填充在d轨道称为副族元素。
镧系和锕系
电子
排布式
价电子
排布式
元素的分区
s区
ⅠB：
ⅠA：
ns1
ns2
p区
ⅢA~ⅦA(外围电子数=族序数)
0族(排满)
d区
ⅢB~ⅦB (外围电子数=族序数)
Ⅷ
ds区
(n－1)d10ns1
(n－1)d10ns2
ⅡA：
ⅡB：
根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置
确定
确定
元素周期表与原子结构
元素的周期
确定
元素的族
【例1】硅元素在周期表中的位置是
A．第三周期IVA族 B．第二周期VA族
C．第二周期VIA族 D．第三周期VIA族
课堂练习
A
【例2】某元素基态原子的外围电子排布即价电子排布为3d74s2，该元素在周期表中的位置及分区是
A．第三周期，第ⅡB族，ds区 B．第四周期，第ⅡB族，d区
C．第三周期，第ⅦA族，s区 D．第四周期，第Ⅷ族，d区
D
【例3】元素周期表是学习化学的重要工具。下列说法正确的是
A．周期表中s区、d区、ds区都是金属元素
B．周期表中p区元素均为主族元素
C．同周期的第ⅠA族元素与第ⅢA族元素原子序数一定相差2
D．价电子排布式为5s25p2的元素在周期表第五周期第ⅣA族
课堂练习
【s区的H】
【p区包含0族】
【可能相差2、12、26】
D
元素周期表与元素性质
元素非金属性逐渐增强
元素金属性逐渐增强
元
素
非
金
属
性
逐
渐
增
强
元
素
金
属
性
逐
渐
增
强
元素非金属性逐渐增强
元素金属性逐渐增强
非金属的
老大(F)
金属的
老大(Cs)
同族元素性质相似、但存在一些有规律的递变
在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的。
Al
Li
Be
Mg
Si
B
元素的对角线规则
元素周期表与元素性质
沸点较为接近
在O2中燃烧时只生成对应的氧化物，而无过氧化物
氢氧化物均难溶于水，锂盐镁盐均难溶于水
Li与Mg
与酸、碱均反应
在浓硝酸中均钝化
氧化物、氢氧化物显两性
Be与Al
自然界中均以化合物的形式存在
B与Si
单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应
课堂练习
【例4】铝与铍的性质相似，下列关于铍的性质推断中，正确的是
A．氯化铍的水溶液呈酸性 B．氢氧化铍可溶于水
C．铍只与酸反应，不与碱反应 D．氧化铍的化学式为Be2O3
A(共20张PPT)
第二节　原子结构与元素的性质
第2课时 元素周期律
第一章　 原子结构与性质
电子层数增大
原子半径增大
原子半径
电子层数与核电荷数共同影响原子半径
核电荷数增大 原子半径减小
原子半径规律
从上往下，越来越大
从左向右，序大径小
0族特殊，异常膨胀
电子层
之间互斥
核吸引
电子
原子半径
①、电子层数多的元素原子半径一定大于电子层数少的元素吗？
不一定，例外：第二周期的Li比第三周期的S、Cl等原子半径大。
②、每周期内，原子半径最大的原子是什么？
稀有气体原子（原子半径从左至右依次减小，但到稀有气体时反常膨胀）
不考虑稀有气体时，为第ⅠA族原子
思考1
原子半径
②、如何比较离子半径？
画离子结构，一看电子层，二看核电荷
比较半径：
Na+________ Mg2+
Na+________ O2-
Na+________ Cl-
技巧：同周期，阴离子半径>阳离子半径
第一电离能
基本概念
第一电离能（I1）：
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最低能量
逐级电离能（I2 、I3、I4 ……） ：
一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。
原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难
（因为离原子核越近，电子受原子核的吸引越强，所需电离的能量也就越大。）
因此：同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1第一电离能
第一电离能的意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子
第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子
第一电离能增大
第一
电离能
减小
电离能呈现周期性的递变
第一电离能
1s22s22p63s1
1s22s22p63s2
1s22s22p63s23p1
特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大
稀有气体的电离能在同周期元素中最大，
【第一电离能特例】：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA（例如：半满的N>O、全满的Mg >Al ）
第一电离能
电离能
应用
①、判断化合价(最外层电子)：电离能突增，表示最外层电子完全失去
②、判断元素金属性/非金属性强弱：I1越大 → 非金属性越强
【例1】某主族元素的第一、二、三、四电离能依次为
899 kJ·mol－1、1757 kJ·mol－1、14840 kJ·mol－1、18025 kJ·mol－1，
则该元素在元素周期表中位于( )
A.第ⅠA族 B.第ⅡA族 C.第ⅢA族 D.第ⅣA族
B
【例2】根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，判断下列说法不正确的是( )
A.Q元素可能是0族元素
B.R和S均可能与U在同一主族
C.U元素可能在元素周期表的s区
D.原子的价电子排布式为ns2np1的可能是T元素
元素代号 I1 I2 I3 I4
Q 2 080 4 000 6 100 9 400
R 500 4 600 6 900 9 500
S 740 1 500 7 700 10 500
T 580 1 800 2 700 11 600
U 420 3 100 4 400 5 900
B
第一电离能
电负性
基本概念
键合电子：
元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
电负性（由鲍林提出）：
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越强
电负性大小的标准：
鲍林利用实验数据进行了理论计算，以F电负性为4.0、Li电负性为1.0作为相对标准
电负性
主族元素电负性数据
电负性
减小
电负性增大
电负性增大
易得电子、难失电子
非金属性增强
金属性减弱
电负性减小
易失电子、难得电子
金属性增强
非金属性减弱
电负性
电负性的应用
①、判断元素金属性、非金属性强弱
电负性 ＞ 1.8 非金属元素
电负性 ＜ 1.8 金属元素
电负性 ≈ 1.8 类金属元素
(既有金属性，
又有非金属性)
判断依据
电负性
电负性的应用
②、判断元素化合价
电负性小的元素吸引电子的能力弱，易显正价
电负性大的元素吸引电子的能力强，易显负价
H——Cl
-1
+1
显负价
显正价
【例3】根据所学内容，判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负
CH4
-4
+1
显正价
显负价
显负价
显正价
SiH4
+4
-1
电负性
电负性
电负性的应用
③、判断化合物类型
成键原子之间的电负性差值
通常形成离子键，相应的化合物为离子化合物
通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物
大于1.7
小于1.7
【例外】：电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，
如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物
【例4】回顾所学内容并判断： AlCl3、BeCl2是共价化合物还是离子化合物？
Al的电负性为1.5，
Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，
因此AlCl3为共价化合物；
同理，BeCl2也是共价化合物
电负性
【例5】利用电负性数值可以预测
A．分子的极性 B．分子的对称性
C．化学键的极性 D．分子的空间构型
电负性
C
【例6】下列各组元素中，电负性依次减小的是
A．F、N、O B．Cl、C、 F
C．Cl、S、P D．P、N、H
C
元素位置： 越靠近左下方 → 第一电离能小 → 电负性小 → 金属性强
(元素）金属性越强
1、单质还原性强（强置换弱）
2、与水反应越容易/越剧烈
3、与酸反应越容易/越剧烈
4、最高价氧化物对应水化物的碱性越强
元素周期律综合应用
元素位置： 越靠近右上方 → 第一电离能大 → 电负性大 → 非金属性强
(元素）非金属性越强
元素周期律综合应用
1、单质氧化性越强（强置换弱）、离子还原性越弱
2、与H2反应越容易
3、气态氢化物的稳定性越强
4、最高价氧化物对应水化物 的酸性越强
【例7】元素性质呈现周期性变化的根本原因是
A．元素的电负性呈周期性变化
B．元素的第一电离能呈周期性变化
C．元素原子的核外电子排布呈周期性变化
D．元素的金属性、非金属性呈周期性变化
元素周期律综合应用
C

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