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第一章 原子结构与性质
第一节 原子结构
(2)元素周期系
随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子数逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体，形成一个周期，循环往复形成周期系。
2.构造原理与元素周期表
(1)原子核外电子排布与周期的划分
周期 最外层电子排布 各周期增
加的能级 元素
种数
ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数
一 1s1 1s2 2 1s 2
二 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8
三 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8
四 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18
五 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18
六 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32
七 7s1 8 …… ……
(2)原子核外电子排布与主族的划分
族数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
价层电子排布式 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
列数 1 2 13 14 15 16 17
价层电子数 1 2 3 4 5 6 7
粒子半径的大小比较
1.粒子半径大小比较的常用方法
粒子特点 比较方法 实例
原
子 同周期主族元素 核电荷数越大，半径越小 r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)
同主族元素 电子的能层越多，半径越大 r(F)＜r(Cl)＜r(Br)
一般原子 一般电子的能层越多，半径越大 r(S)＞r(C)
离
子 核外电子排布相同 核电荷数越大，半径越小 r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)
电子数和核电荷数均不同 通过电子数或核电荷数相同的粒子作参照物 r(Al3＋)＜r(O2－)＜r(S2－)
同种元素的原子和离子 核外电子数越多，半径越大；价态越高，半径越小 r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)
2.粒子半径大小比较的思路
(1)“一看层”：先看能层数，能层数越多，一般粒子半径越大。
(2)“二看核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，粒子半径越小。
(3)“三看电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半
径大。
同周期元素 规律 同周期元素从左到右，第一电离能整体呈增大趋势。每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大
原因 同周期元素原子的电子层数相同，但随着核电荷数增大，原子核对外层电子的吸引作用增强，失去电子的能力逐渐减弱，元素的第一电离能整体呈增大趋势
同主族元素 规律 同主族元素自上而下，第一电离能逐渐减小
原因 同主族元素原子的价层电子数相同，但自上而下，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱，失去电子的能力逐渐增强，元素的第一电离能逐渐减小
过渡元素 规律 过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期过渡元素中，随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加
原因 对过渡元素原子来说，增加的电子大部分排布在(n－1)d或(n－2)f轨道上，原子核对外层电子的吸引作用变化不是太大
2.逐级电离能变化规律
(1)原子的逐级电离能越来越大
原子失去电子时，首先失去的是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要的能量增多；同时，失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的吸引更强，从而使电离能越来越大。
(2)逐级电离能递增有突变现象
同一能层的电子，能量相差不大，从同一能层逐渐失去一个电子时，所需能量差别不是太大。从不同能层失去一个电子时，所需能量有很大的差距。
电负性
含义 不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力越大
标准 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)
变化
规律 在元素周期表中，同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小
元素周期表的分区
1.根据核外电子的排布分区
(1)分区
按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第ⅠB族、Ⅱ B族除外)分为s、p、d、f 4个区，而ⅠB族、Ⅱ B族这2个纵列的元素原子的核外电子因先填充满(n－1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。
(2)各区价层电子的排布特点
分区 元素位置 价层电子排布
s区 ⅠA、Ⅱ A ns1～2
p区 Ⅲ A～Ⅶ A及0族 ns2np1～6(He除外)
d区 Ⅲ B～Ⅶ B及Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2(Pd除外)
ds区 ⅠB、Ⅱ B (n－1)d10ns1～2
f区 镧系及锕系元素 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
2.根据元素金属性与非金属性分区
(1)金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。
(2)处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。s区的元素除氢外，也全部是金属
元素。
3.元素周期表中族和分区的关系
(1)主族：s区和p区。(ns＋np)的电子数＝族序数。
(2)0族：p区。(ns＋np)的电子数＝8(或2)。
(3)副族：d区、ds区和f区。
①d区中[(n－1)d＋ns]的电子数＝族序数(第Ⅷ族部分元素除外)。
②当8≤[(n－1)d＋ns]的电子数≤10时，则为第Ⅷ族元素。
③ds区中(n－1)d全充满，ns的电子数＝族序数。
已知某基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，该元素在元素周期表中的位置和分区分别是(　　)
A.第四周期第Ⅱ B族，s区
B.第四周期第Ⅷ B族，d区
C.第四周期第Ⅷ 族，d区
D.第四周期第Ⅷ 族，ds区
C
由原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2可知，该元素原子核外共有4个电子层，为第四周期元素，价层电子排布式为3d84s2，为d区元素，位于第四周期第Ⅷ族，故选C。
若某元素原子处于能量最低状态时，原子的最外层电子数为2，价层电子数为5，下列关于该元素的叙述正确的是(　　)
A.该元素原子的M层可能有13个电子
B.该元素处于元素周期表中第ⅤA族
C.该元素位于元素周期表的d区或p区
D.该元素基态原子的价层电子排布式为(n－1)d3ns2
某元素原子处于能量最低状态时，原子的最外层电子数为2，说明该元素的最外层电子排布式为ns2，价层电子数为5，则说明该元素基态原子的价层电子排布式为(n－1)d3ns2，据此分析。该元素基态原子的价层电子排布式为(n－1)d3ns2，当n＝4时，M层上排有11个电子，A错误、D正确；该元素基态原子的价层电子排布式为(n－1)d3ns2，该元素处于元素周期表中第ⅤB族，该元素位于元素周期表的d区，B、C错误。
D
电离能、电负性及其应用
1.第一电离能变化规律的特殊性
实例 原因
第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，如I1(Mg)＞I1(Al)，I1(P)＞I1(S) 当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能
2.电离能的应用
(1)比较元素金属性的强弱
一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。
(2)确定元素原子的核外电子层排布
由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因而元素的电离能会发生突变。
3.电负性的应用
如图为元素周期表中短周期的一部分，下列说法不正确的是(　　)
A.离子半径：M－＞Z2－＞Y－
B.电负性：Y＞M＞Z
C.气态氢化物的稳定性：Y＞M＞Z
D.Y元素基态原子的简化电子排布式：[X]2s22p5
四种元素均为短周期元素，根据元素在元素周期表中的位置可知，X为He元素、Y为F元素、Z为S元素、M为Cl元素。离子半径：Z2－＞M－＞Y－，
核外电子排布相同的粒子，核电荷数越大，半径越小；
同主族元素，电子层数越多，半径越大。
A错误；同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性呈减小趋势，则电负性：Y＞M＞Z，B正确；元素的非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，非金属性：Y＞M＞Z，则形成的气态氢化物的稳定性：Y＞M＞Z，C正确；Y为F元素，原子序数为9，核外电子排布式为1s22s22p5，简化电子排布式为[He]2s22p5，D正确。
A
电负性的比较
同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小。
嫦娥五号月球探测器带回的月壤样品的元素分析结果如图。下列有关元素含量前六位的说法正确的是(　　)
A.原子半径：Al＜Si
B.第一电离能：Mg＜Ca
C.Fe位于元素周期表的ds区
D.这六种元素中，电负性最大的是O
D
Al、Si是同周期元素，Al的核电荷数小于Si，原子半径：Al＞Si，A错误；Mg、Ca是同主族元素，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，B错误；Fe位于元素周期表的d区，C错误；同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减弱，由此可知六种元素中电负性最大的为O，D正确。
第一电离能的比较方法
(1)比较同一元素各级电离能大小关系：先从粒子所带电荷分析；再分析能层不同对电离能产生的影响。
(2)不同元素电离能比较：先分析元素在元素周期表中的位置→再运用元素周期律→注意ⅡA族和ⅤA族的反常。
元素“位— 构— 性”之间的关系规律
X、Y、Z、M、Q五种短周期主族元素，原子序数依次增大。X的核外电子数等于其周期数，YX3 气体溶于水显碱性，Z的核外电子数等于X、Y核外电子数之和，M与X同主族，Q是同周期中非金属性最强的元素。下列说法正确的是(　　)
A.X与Z形成的10电子粒子有2种
B.Z与Q形成的一种化合物可用于饮用水的消毒
C.离子半径：M＞Q
D.由X、Y、Z三种元素组成的化合物的水溶液均显酸性
X的核外电子数等于其周期数，X为H元素；YX3气体溶于水显碱性，Y为N元素；Z的核外电子数等于X、Y核外电子数之和，则Z为O元素；M与X同主族，则M为Na元素；Q是同周期中非金属性最强的元素，则Q为Cl元素。X为H元素，Z为O元素，则其形成的10电子粒子有H2O、OH－、H3O＋，A错误；Z为O元素，Q为Cl元素，可形成ClO2，ClO2有氧化性，可用于自来水消毒，B正确；M为Na元素，Q为Cl元素，电子层数越多，半径越大，故离子半径：Na＋＜Cl－，C错误；X为H元素，Y为N元素，Z为O元素，这三种元素可以形成NH3·H2O，其溶液显碱性，D错误。
B
元素周期表中的规律
(1)递变性规律
若A、B、C三种元素位于周期表中如图所示位置，则有下列性质：
①原子半径：C＞A＞B。
②金属性：C＞A＞B。
③非金属性：B＞A＞C。
(2)相似性规律
①同主族元素性质相似，如图中A、C。
②“对角线”相似，如图中A、D位置的元素性质可能相似，如Li和Mg、Be和Al等。
③同周期相邻元素某些性质差别不大。
(3)“阴上阳下，序大径小”，即与稀有气体元素同周期的阴离子和下一周期的阳离子，两者具有相同的电子层结构，原子序数大者，粒子的半径小。如r(Ca2＋)＜
r(K＋)＜r(Cl－)＜r(S2－)。
(4)奇偶规律
元素周期表中，原子序数是奇数的主族元素，位于奇数族，主要化合价是奇数；原子序数是偶数的主族元素，位于偶数族，主要化合价是偶数。口诀为“奇序奇族奇价，偶序偶族偶价”。
X、Y、Z、W为原子序数依次增大的四种短周期元素，其中Z为金属元素，X、W为同一主族元素。X、Z、W形成的最高价氧化物分别为甲、乙、丙。x、y2、z、w分别为X、Y、Z、W的单质，丁是化合物。其转化关系如图所示，下列判断正确的是(　　)
A.反应①②属于氧化还原反应，反应③属于非氧化还原反应
B.Y的离子半径比Z的离子半径小
C.反应③可以证明X的非金属性强于W
D.一定条件下，x与甲反应生成丁
D
元素金属性强弱的判断方法
(1)单质与水或非氧化性酸置换出氢的反应越容易发生，说明其金属性越强。
(2)最高价氧化物对应水化物的碱性越强，说明其金属性越强。
(3)金属间的置换反应：依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙，说明甲的金属性比乙强。
(4)金属活动性顺序表
(5)金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。
(6)原电池反应中的正负极：一般情况下，两金属同时作原电池的电极，作负极的金属的金属性较强。
(7)元素第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越小，元素的原子越易失去电子，元素的金属性越强。但元素的价层电子排布影响元素的第一电离能，如Mg(3s2为全充满状态，相对稳定)的第一电离能大于Al的第一电离能。
(8)元素的电负性越小，元素失电子能力越强，元素的金属性越强。
某校四个化学兴趣小组分别设计实验比较元素的金属性或非金属性，其中正确的是(　　)
选项 选用试剂 现象 结论
A Ag片、CuSO4溶液 无明显现象 金属性：Cu＞Ag
B Cu片、FeCl3溶液 溶液由黄色变为蓝色 金属性：Cu＞Fe
C SO2、Na2SiO3溶液 溶液中有白色沉淀生成 非金属性：S＞Si
D NaClO、HBr溶液 溶液由无色变为黄色 非金属性：Cl＞Br
银不能置换出铜，故铜的金属性强于银，A正确；铜不能置换出铁，只能将铁离子转化成亚铁离子，B错误；非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，应比较三氧化硫和硅酸、HClO4和HBrO4的酸性，C、D错误。
A
(4)元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱。
(5)元素第一电离能的数值越大，表明元素原子失电子的能力越弱，得电子的能力越强，元素的非金属性越强。但元素的价层电子排布影响元素的第一电离能，如I1(P)＞I1(S)，但非金属性：P＜S。
(6)元素的电负性越大，元素得电子的能力越强，元素的非金属性越强。
化合物W的结构如图所示，其中X、Y、Z、M、N是原子序数依次增大的短周期主族元素，Y与N同主族。下列说法错误的是 (　　)
A.XY2 常温下是气体
B.简单离子半径：N＞M＞Y
C.非金属性：Z＞Y＞N
D.Y和M按照原子个数比为1∶1形成的化合物具有强氧化性
已知X、Y、Z、M、N是原子序数依次增大的短周期
主族元素，Y与N同主族，该化合物中1个N形成2个单键、2个
双键，2个Y与N形成1个双键，1个Y与N形成1个单键，且阴离
子显－1价，则可知Y、N最外层均为6个电子，则Y为O元素，N为S元素，Z形成1个单键，则Z为F元素，X形成4个单键，则X为C元素，M带1个单位正电荷，则M为Na元素，据此分析解答。 XY2 为CO2，CO2常温下是气体，A正确；S2－有3个电子层，Na＋、O2－有2个电子层，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小，故简单离子半径：N＞Y＞M ，B错误；同周期元素从左到右非金属性依次增强，同主族元素从上到下非金属性依次减弱，故非金属性：Z＞Y＞N，C正确；O和Na按照原子个数比为1∶1形成的化合物为Na2O2，Na2O2具有强氧化性，D正确。
B
电负性、第一电离能与金属性、非金属性的关系(比较电负性大小时，不考虑稀有气体元素)

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