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1、第二节 原子结构与元素的性质,第一课时： 原子结构与元素周期表,十八纵行七横行 七主七副0和 三长三短一不全,一、元素周期表的结构,1. 知识回顾,主族序数=最外层电子数=价电子数=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,你能写出碱金属元素基态原子的电子排布吗？,3,二,1s22s1或He2s1,11,三,1s22s22p63s1或Ne3s1,19,四,1s22s22p63s23p64s1或Ar4s1,37,五,1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或Kr5s1,55,六,1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s
2、25p66s1或Xe6s1,思考与探究,思考与探究,1、以第三周期为例，写出钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩基态原子的简化电子排布式并观察原子的核外电子排布变化有什么规律？,最外层电子排布从1个电子(ns1)到 8个电子(ns2np6)呈周期性变化.,(一)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 _, 最外层电子排布为_,每一周期的最后一种元素都是 _ , 这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是_.,碱金属,ns1,稀有气体,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,结论：随着核电荷数
3、的增加，原子核外电子排布发生周期性的变化。,元素周期系的形成正是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复,50,31,2、你能否根据原子结构与各周期中元素种数的关系分析元素周期系周期发展规律？,思考与探究,32,由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。因而，我们可以把元素周期系的周期发展形象的比喻成螺壳上的螺旋。,元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋,1、写出每个周期开头第一个元素的最外层电子的排布式？,ns1 (n表示电子层数),第一周期：1s2 其它周期：ns2np6 (n为电
4、子层数),2、写出每个周期最后一个元素的最外层电子的排布式？,科 学 探 究：书本P14,思考与探究 2周期表上的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化,这些电子称为价电子 。每个纵行的价电子层的电子总数是否相等？主族元素的价电子数和族序数有何关系？,相等,在周期中有18个纵列,除零族元素中He （1s2）与其它稀有气体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,已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的外围电子排
5、布式，并指出该元素所属的周期和族。,其外围电子排布式为3d54s2，,由于最高能层数为4，而且有7个价电子，故该元素是第四周期，B族。,课堂练习,其排布式为Ar3d54s2,3按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。s区、d区、p区分别有几个纵列？,除ds区外，区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号,思考与探究,A、A族,A零族,B族,B、B族,镧系和锕系,ns1、ns2,ns2np16,(n1)d18ns2,(n1)d10ns12,（n2）f014ns2 或(n2)f014(n1)d02ns2,各区元素特点：,活泼金属,大多为非金属,过渡元素,过渡元
6、素,过渡元素,思考：为什么s区、d区、ds区的元素都是 金属(除H外)？,s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属。,元素周期表的分区简图,4. 为什么副族元素又称为过渡元素？,5.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？ 6处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？,副族元素和VIII族处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。,1. 为什么副族元素与VIII族又称为过渡元素？,2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或
7、准金属。为什么？,这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期的元素从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱，结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性。,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。,第二节 原子结构与元素的性质,第二课时：元素周期律,一、元素周期律,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。,元素的性质: 元素的金属性、非金属性 元素的主要化合价 原子半径,2 实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排
8、布的周期性变化的必然结果。 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,学与问,元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？,（一）原子半径：,四、元素周期律,1.影响因素,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
9、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）,2、规律：,（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。,（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。,（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多， 原子半径越大。,典 型 例 题,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,（二）电离能,1、概念,气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态
10、基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。用符号I1表示，单位：kJ/mol 即M(g)=M+(g)+e-。,从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号I2,（阅读课本18）,四、元素周期律,2.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。,思考与探究：,观察下图，总结第一电离能的变化律。,2. 元素第一电离能的变化规律,(1)同周期： a.从左到右呈现递增趋势（最小的是A，最大的是稀有气体的元素）； b.第A元素A的元素；第A元素A元素,第A元素和第A元素的反常现象如何解释？,A是半充
11、满、A是全充满结构。,(2)同主族： 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。,1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？,2 表中的数据是钠镁铝逐级失去电子的电离能，为什么原子逐级电离能越来越大？,碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越
12、强。,学与问,2.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？,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，从而电离能越来越大。,学与问,化合价是元素性质的一种体现。思考：为什么钠元素显1价，镁元素显2价，铝元素显3价？元素化合价与原子结构有什么关系？,2.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？,方法 ：看逐级电离能的突变。,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
13、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.,典 型 例 题,A,（三）电负性（阅读课本18）,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，称为化学键。,键合电子：,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。,电负性：,用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。（电负性是相对值，没有单位）,鲍林L.Pauling 1901-1994,鲍林研究电负性的手搞,（三）电负性,金 属：1.8 类金属：1.8 非金属：1.8,以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。,电负性的大小可以作为判断金属
14、性和非金属性强弱的尺度,电负性越大，元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。,3、电负性的意义：,电负性相差很大（之差1.7）的元素化合通常形成离子键；电负性相差不大（之差1.7）的两种非金属元素化合，通常形成共价键；,电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。,2、变化规律: 同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。,同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。,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.
15、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（ ）,典 型 例 题,科学探究,1.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IA、VIIA元素的电负性变化图。,典 型 例 题,7. 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2.5,C,活动与探究,2.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“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。,解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。,
