高中化学元素周期律和元素周期表竞赛课件

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1、奥林匹克化学竞赛辅导一、元素周期表元素周期表的结构判断：元素所在的周期数=元素原子具有的电子层数电子层数不变，按照原子序数依次递 增所形成的横行分类：短周期（1、2、3） 长周期（4、5、6、7）概念：1、周期例、试判断11号Na元素48号Cd元素的周期 电子层数 n=5, Cd元素为第五周期元素。11Na的电子排布式为： 1s22s22p63s1 (或Ne3s1) 电子层数 n = 3， Na所在的周期为第三周期。48Cd的电子排布式为：Kr4d105s2 周期元素数目能级级 组组原子轨轨道电电子最 大容量 1 2 3 4 5 6 72 8 8 18 18 32 23(未完) 1s 2s,2

2、p 3s,3p 3d,4s,4p4d,5s, 5p 4f,5d,6s,6p 5f,6d,7s (未完)28 8 18 18 32 未满满各周期元素的数目各周期元素的数目 各能级组中所能容纳的电子数目2、族概念：最外层电子数不变，电子层数递增形成 的纵行 分类：主族（A）、副族（B）、族、0族共7个主族。特点：内层轨道已填 满，最后一个电子填充于ns或np 轨道上(具有ns12 或 ns2 np16结 构)的元素。主族元素：主族元素的族数原子最外层电子数最外层电子数 ns + np 8时，称0族元素例： 试推出35号元素所在的周期和族?解： 35号元素溴(Br)的电子结构式为: 1s22s22p

3、63s23p63d104s24p5 该元素在周期系的第四周期 A族副族元素（B族）次外层轨道未填满，最外层12个电子。(具 有(n-1)d110 ns12的结构）(n-1) d + ns 电子数 8 时。则：族数 (n-1)d + ns 电子数(n-1)d + ns电子数 8，9，10时；族数 = 第族。(n-1)d + ns 电子数11, 12时，族数 =第B；B族。例：试分别推出22、25、29、45元素所在的 周期和族？22号元素Ti：Ar3d24s2 第B族 25号元素Mn：Ar3d54s2 第B族元素 29号元素Cu： Ar3d104s1 第B族元素 45号元素Rh：Kr4d8 5s

4、1 第族元素3、列元素周期表中共有18个纵列，从左到右依次 为1、218分别写出每列的外围电子构型1234567 ns1ns2(n-1)d1ns2(n-1)d2ns2(n-1)d3ns2(n-1)d5ns1(n-1)d5ns2 8 9 1011121314 (n-1)d68ns2(n-1)d10ns1(n-1)d10ns2ns2 np1ns2 np2 15161718 ns2 np3ns2 np4ns2 np5ns2 np64、区 根据最后1个电子排入的轨道，将周 期表中的元素分成s、p、d、ds、f五 个区 S区元素：次外层无d电子，最外层为ns12 的电子层结 构(A和A族)的元素该区元素

5、具有活泼的化学性质，易失去电子 形成M+ ，M2+离子，称为碱金属（A族） ，碱土金属（A族）。 p区元素：最外层电子结构为ns2np16 ,包括了A 0族元素（He无p电子）。p区元素大多为非金属，在化合物中可形成 与族序数相同的最高氧化态(但O、F除外)。 d区(及ds区)元素： 电子结构特征(n-1)d110ns12包括了B 族和B 与B族(ds区)的过渡元素。本区元素最外层只有12个电子，化学反应时 可失去或参与反应。因而表现出的化学性质为 都是金属； 可显+2氧化态； 同周期的本区元素性质比较相近； 除ns电子可参与反应外，(n-1)d电子也可部 分或全部参与反应。因此可显多种氧化态

6、。 f 区元素： 电子结构特征：(n-2)f 114(n-1)d 02ns2 电子填充时，最后一个电子填在(n-2)f 轨 道上。包括了镧系和锕系元素。 f 区元素的特点是：化学性质十分相似。 因为最外层和次外层的电子结构十分相 似；只在外第三层有所不同。d 区s 区ds 区p 区f 区例1：某第四周期元素失去3个电子后，在3d轨 道上电子恰好半充满，试写出该元素的电子结 构式，判断它在周期系中的位置、原子序数、 元素名称和符号。 该元素为第四周期元素 电子层数n = 4 该离子M3+具有3d5的电子结构 该元素的外层电子结构为：3d64s2 则该元素的电子结构为：Ar3d64s2， 该元素在

7、周期系中位置为：第四周期族。 原子序数26号，元素名称 铁，符号Fe例2：试写出第47号元素的电子结构式，判断 它在周期系中的位置。解：该元素的电子层结构式为： 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 ； Kr4d105s1 该元素的周期系位置为： 第五周期B族；元素名称：银；符号Ag二、元素周期律： 元素性质随核电荷递增呈现周期性变 化的规律。3、核外电子排布的周期性变化随原子序数的递增，电子排布总是由ns开始填 充到np轨道充满后结束，而后又开始新的电子 层的填充。原子核外电子的排布呈现周期性的 变化。1、内容2、本质原子核外电子层结构的周期性。电子（特别是最外层

8、电子）决定着元素的 化学性质。由于最外层电子结构呈现周期 性，所以元素性质就必然呈现周期性。故 元素周期律的本质是:原子核外电子层结构 的周期性。有效核电荷（Z*）4、有效核电荷的周期性变化原子核对最外层电子有一个向核的引力，但 是内层的电子对外层电子有一个因为相同电 荷而引起的斥力。这个就是内层电子对外层 电子的屏蔽作用。所以核对外层电子的真正 引力是(核对电子的引力-屏蔽作用)这一部分 。这个就叫做有效电荷 随着元素原子序数增加，原子的有效核电 荷Z*呈现周期性的变化。同一周期的递变规律：短周期：从左到右，Z*显著增加。 长周期：从左到右，在d区Z*增加不多，在主 族元素区显著增加。同一族

9、的递变规律：从上到下，Z*增加，但不显著5、原子半径的周期性变化由于原子形成的化学键或相互间的作用不同， 原子半径分有三种： 共价半径：原子间以共价键结合，两原子核间距的一半。d1 金属半径：金属晶体中，两相邻原子核间距的一半d2 范德华半径：在分子晶体中，两相邻原子核间距的一半。d3三种半径的关系为：范氏r 金属r 共价r 、原子半径在周期系中的变化规律：、原子半径在族中的变化： 主族元素： 镧系收缩现象：从上下 因电子层数增多，电 子间的排斥力增大 , 原子半径 r 增大。 副族元素： 从上下半径变化不明显，第四 周期第五周期略有增大，第五 周期第六周期半径很相近在第六周期的镧系元素中，从

10、镧镱整个系列的原子半径总趋势有所减小的现象： 镧系收缩、原子半径在周期中的变化： 短周期元素：从左右，由于核电荷增大，原子半径逐渐缩小 从左右，电子填充在最外层，它的屏蔽作 用较小,不足以抵消核电荷的增加，致使有效核 电荷从左右增大，核对外层电子的吸引力增 大， 左右原子半径缩小。但到了稀有气体 时，原子半径又增大，这是由于希有气体的原 子半径是范德华半径所致。 长周期元素：从左右总趋势逐渐减小，但其缩小的幅度较主族元素的小主族元素每增加一个核电荷，原子半径平均缩小10pm。 过渡元素每增加一个核电荷，原子半径平均缩小5.0pm 。 内过渡元素每增加一个核电荷，原子半径平均缩小1.0pm 副族

11、元素随核电荷增加，电子依次在(n-1)d 或(n-2) f 轨道上填充。由于内层电子的其屏蔽作用较大(0.85 或 1.0)，使有效核电荷的增加比主族元素缓慢,从而使原子半径的递减幅度减小。而到了ds区的B ;B族元素时，由于(n-1)d轨道电子全充满，又增大了它的屏蔽作用，使原子半径略有增大。对于内过渡元素(f区元素), 电子填充在(n-2)f 轨道上，对外层电子的屏蔽作用更大(=1),至使有效核电荷增加更缓慢，所以原子半径减小更少。主族元素元素的原子半径变化趋势6、 电离能的周期性变化 电离能（I）的定义： 使气态的、基态的中性原子失去电子变为气态 离子所需要的能量M(g) e M+(g)

12、 I1 第一电离能 M+(g) e M2+(g) I2 第二电离能 各级I关系为：I1 I2 I3 Ii 电离能反映了原子失去电子的难易。I小，原 子易失去电子，金属性强。反之，I大，原子 难失去电子，金属性弱。电离能的变化也呈现 周期性的递变规律。核电电荷 数元素符 号I1I2I3I4I5I6I7I8I93Li5.475.6122.4 4Be9.318.2153.9 217.7 5B8.325.137.9259.3 340.16C11.324.447.964.5392.0 489.87N14.529.647.477.597.9551.9 666.8 8O13.635.154.977.4113

13、.9 138.1 739.1 871.19F17.435.062.687.1114.2 157.1 185.1 953.6 1102 I1 I2 I3 I4 I5 分析Li，原子核外有3电子。I3比I2增大不到一倍，但I2比I1却增 大了十几倍。说明这3电子分两组，两组能量有差异。I1比 I2、I3 小得多，说明有一个电子能量较高，在离核较远的区域运动，容 易被去掉。另两个电子能量较低，在离核较近的区域运动。 结论：电子是分层排布的。、电离能在周期中的递变规律：从左右，随核电荷增大，Z*增大，核对电 子的吸引力增大，I(即:每周期IA的电离能最 小，而0族稀有气体电离能最大。过渡元素中 ，电子

14、依次加到次外层，Z * 增加不多，r减小 缓慢，I 略有增加。原子结构的半满和全满状态较稳定，电 离能比相邻原子大。电离能及其在周期系中的递变规律：、电离能在同族中的递变规律：从上下n增大，r增大，核对外层电子的吸 引力减小。所以电离能下降。118号元素的I1变化规律元 素 的 第 一 电 离 能 的 变 化 规 律7、电子亲合能（A）的周期性变化 电子亲合能（A）定义：由气态原子得到电子变为气态负离子所 放出的能量例： F(g) + e F-(g) A1 = -328KJmol-1A是体现元素原子得到电子转变为负离子的 难易。A越负表明其越易得到电子变成负离 子，表示非金属性愈强。 电子亲合

15、能的周期性变化： 同周期：从左右有效核电荷增大，原子半径减小， 核外电子吸引力增加，所以电子亲合能的负 值增大，即放出能量增大。 同族：从上下，因原子半径增大，核对电子的吸 引力下降。所以A的负值变小。8、元素的电负性()及其周期性变化：（1） 定义：元素的原子在分子中吸引成键电 子的能力。（2）电负性的周期性变化： 同周期（主族）：从左右， 值增大，元素非金属性增强， 金属性减弱。 同族（主族）：从上下， 值依次减小，非金属性减弱， 金属性增强。 副族元素：值总的变化不明显，它们之间相差较小， 它们都是金属，但金属性不及IA、A族元 素活泼。电负性( )变化电负性的应用（1）衡量元素的金属性和非金属性的强弱非金属元素的电负性一般大于2.0，而金属元 素的电负性一般小于2.0。电负性越大，非金 属性越强，金属性越弱。（2）估计键的极性A、B两原子的电负性差值越大，AB键的 极性就越大。一般的经验是：x1.7，它们之间的键是离子键x1.7，它们之间的键是共价键电负性相等或相近的金属元素之间则以金属 键形成金属化合物。9、对角线规则Li与M