資源簡介

(共51張PPT)
第二節(jié)　原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)
第1、2課時 構(gòu)造原理與元素周期表
元素周期律
原子半徑 電離能 電負性
周期
短周期
長周期
第1周期：2 種元素
第2周期：8 種元素
第3周期：8 種元素
第4周期：18 種元素
第5周期：18 種元素
第6周期：32 種元素
第7周期：32種元素
鑭系元素共15 種元素
錒系元素共15 種元素
（橫行）
周期序數(shù) = 電子層數(shù)
三短四長
溫故知新
族
主族：
副族：
ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA
第VIII 族：
稀有氣體元素(18)
主族序數(shù)=最外層電子數(shù)
（縱行）
0 族：
共七個主族
ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB
共七個副族
三個縱行 ( 8、9、10）
七主七副零八族
溫故知新
元素周期系和元素周期表
1.元素周期系
（1）含義：元素按其原子核電荷數(shù)遞增排列的序列稱為元素周期系。
（2）原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=原子的核外電子數(shù)。
2.元素周期表
呈現(xiàn)元素周期系的表格
門捷列夫周期表
第四周期開始每個周期截成兩截
… … …
H … He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo … Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Ce Nd Pr … … Sm Eu Gd Tb Ho Er Tm Yb … … Ta W … Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi … … …
… Ra Laα Th … … … … … U … … … … Ac … … … … … … … … … … … … Pbα Biα Teα … …
維爾納的特長式周期表
1905年，配位化學鼻祖維爾納制做了一張周期表稱為特長式周期表
波爾元素周期表
1922年，玻爾也繪制了一張元素周期表，玻爾已經(jīng)開始用原子結(jié)構(gòu)來解釋元素周期系
有重要歷史意義的周期表
形形色色的元素周期表
3.元素周期系和元素周期表的關(guān)系
思考
如何從原子結(jié)構(gòu)角度解釋周期元素種數(shù)？
周期 序數(shù) 價層電子 填入的能級 電子數(shù) 元素
種數(shù)
1
2
3
4
5
6
7
1s
2s→2p
3s → 3p
4s → 3d → 4p
5s → 4d → 5p
6s → 4f → 5d → 6p
7s → 5f → 6d → 7p
2
8
8
18
18
32
32
2
8
8
18
18
32
32
每周期的元素種數(shù)
＝
除第一周期外，以ns開始、np結(jié)束遞增的核電荷數(shù)（或電子數(shù)）
構(gòu)造原理與元素周期表
構(gòu)造原理與元素周期表
周期 IA 族元素 0族元素
原子序數(shù) 電子排布式 原子序數(shù) 電子排布式
一
二
三
四
五
六
1
3
11
19
37
55
1s1
[He] 2s1
[Ne] 3s1
[Ar] 4s1
[Kr]5s1
[Xe]6s1
2
10
18
36
54
86
1s2
1s2 2s2 2p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d104s24p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d104s24p6 4d105s25p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d104s24p6 4d105s25p64f145d106s26p6
隨著元素原子核電荷數(shù)遞增，每到出現(xiàn)堿金屬，就開始建立一個新的周期，并開始新的能層，隨后最外層上的電子數(shù)逐漸增多，最后達到8個電子，以稀有氣體結(jié)束，形成一個完整的周期。
1s1
2s1
3s1
4s1
1s2
2s2
3s2
4s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
4p6
2s2
2p1
2s2
2p2
2s2
2p3
2s2
2p4
2s2
2p5
3s2
3p1
3s2
3p2
3s2
3p3
3s2
3p4
3s2
3p5
4s2
4p1
4s2
4p2
4s2
4p3
4s2
4p4
4s2
4p5
3d1
4s2
3d2
4s2
3d3
4s2
3d54s1
3d5
4s2
3d6
4s2
3d7
4s2
3d8
4s2
3d10
4s1
3d10
4s2
活動1
結(jié)合構(gòu)造原理，請同學們寫出1~36號元素的基態(tài)原子的價層電子排布式。
Cr
Cu
再探元素周期表
周期序數(shù) = 電子層數(shù)= 基態(tài)原子的能層數(shù)
族 價層電子排布 價層電子數(shù) 最高正價 區(qū)
ⅠA ⅡA
ⅢA~ⅦA
0族
ⅠB
ⅡB
ⅢB~ⅦB
Ⅷ
主族序數(shù) ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
價電子排布
探究原子核外電子排布與族的關(guān)系
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
①主族元素
主族序數(shù)=最外層電子數(shù)=價層電子數(shù)
ns1~2或ns2np1~5
② 0族元素
各族元素價電子的排布特點:
He為1s2，其他為ns2np6
再探元素周期表
③過渡元素
（以第四周期為例觀察）
族 價層電子排布通式
Ⅰ B
Ⅱ B
Ⅲ B
Ⅳ B
Ⅴ B
Ⅵ B
Ⅶ B
Ⅷ
(n－1)d1ns2
(n－1)d2ns2
(n－1)d3ns2
(n－1)d5ns1
(n－1)d5ns2
(n－1)d6～8ns2
(n－1)d10ns1
(n－1)d10ns2
ⅢB-ⅦB：
價層電子數(shù)= 副族序數(shù)
第Ⅷ族族序數(shù)=該族第1列元素的價層電子數(shù)
ⅠB-ⅡB：
副族序數(shù) =
最外層電子數(shù)
各族元素價電子的排布特點:
（n-1）d1~10 ns1~2
鈀為4d10除外
再探元素周期表
族 價層電子排布 價層電子數(shù) 最高正價 區(qū)
ⅠA ⅡA ns1-2 主族序數(shù) 主族序數(shù)（O、F除外） S
ⅢA~ⅦA ns2np1-6 p
0族 2,8 -----
ⅠB (n-1)d10ns1 11 >1 ds
ⅡB (n-1)d10ns2 12 族序數(shù)
ⅢB~ⅦB (n-1)d1-9ns1-2 族序數(shù) d
f區(qū)（鑭系，錒系）
Ⅷ 8,9,10 <8
1、下列各元素是主族元素還是副族元素？位于周期表的第幾周期和哪個族？屬于哪個區(qū)？
（課本29頁第9題）
（1）1s22s22p63s23p5
（2）[Kr]4d105s25p2
（3）[Ar]3d34s2
（4）[Ar]3d104s1
（5）[Ar]4s1
主族
主族
副族
主族
副族
第三周期第ⅦA族
p區(qū)
第五周期第ⅣA族
p區(qū)
第四周期第ⅤB族
d區(qū)
第四周期第ⅠB族
ds區(qū)
第四周期第ⅠA族
s區(qū)
評價任務(wù)
探究原子核外電子排布與分區(qū)的關(guān)系
s區(qū)
ns1~2
p區(qū)
ns2np1~6
d區(qū)
（n-1）d1~9 ns1~2
鈀為4d10除外
ds區(qū)
(n-1)d10ns1~2
f區(qū) (n-2)f0~14(n-2)d0~2ns2
f區(qū)
以最后填入的電子的能級符號作為該區(qū)的符號。
再探元素周期表
半金屬或類金屬
由于元素金屬性和非金屬性間沒嚴格的界限，處于非金屬三角邊緣的元素既能表現(xiàn)出一定的金屬性、又能表現(xiàn)出一定的非金屬性，因此被稱為半金屬或類金屬。
金屬元素和非金屬元素的分區(qū):
再探元素周期表
對角線規(guī)則：
對角線規(guī)則是從相關(guān)元素及其化合物的許多性質(zhì)中總結(jié)出來的經(jīng)驗規(guī)則，不是定理。
再探元素周期表
（1）在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素（如圖）的有些性質(zhì)是相似的（如鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過氧化物），這種相似性被稱為對角線規(guī)則。
（2）處于“對角線”位置的元素，它們的性質(zhì)具有相似性。
復習回顧
1.元素周期律：
元素的性質(zhì)隨元素原子的核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性遞變。
2.實質(zhì)：
元素原子核外電子排布的周期性變化。
1.元素化合價的周期性變化：
①同周期元素化合價：+1 → +7 ; -4 → -1 → 0。
②除O、F外，元素的最高正價=最外層電子數(shù)=主族序數(shù)。
③最高正價 +︱最低負價 ︱= 8
④金屬元素無負價，氟無正價，氧無最高正價 。
2.元素金屬性和非金屬性的周期性變化
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
Po
At
非金屬性逐漸增強
金屬性逐漸減弱
金屬性逐漸增強
非金屬區(qū)
金屬區(qū)
0
族
元
素
最強
非金屬性逐漸減弱
最強
原子半徑
1.影響原子半徑大小的因素
(1)電子的能層數(shù)：電子的能層越多，電子之間的排斥作用使原子半徑增大。
(2)核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用就越大，使原子半徑減小。
這兩個因素綜合的結(jié)果使原子半徑呈現(xiàn)周期性的遞變。
2.原子半徑的遞變規(guī)律
(1)同周期：從左到右，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小。
(2)同主族：從上到下，核電荷數(shù)越大，原子半徑越大。
3.粒子半徑比較的一般思路
(1)“一層”：先看能層數(shù)，能層數(shù)越多，一般微粒半徑越大。
(2)“二核”：若能層數(shù)相同，則看核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越大，微粒半徑越小。
(3)“三電子”：若能層數(shù)、核電荷數(shù)均相同，則看核外電子數(shù)，電子數(shù)多的半徑大。
(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子。例如：r(Cl－) r(Cl)，r(Fe) r(Fe2＋) r(Fe3＋)。
(2)能層結(jié)構(gòu)相同的離子：核電荷數(shù)越大，半徑越小。例如：r(O2－)___
r(F－) r(Na＋) r(Mg2＋) r(Al3＋)。
(3)帶相同電荷的離子：能層數(shù)越多，半徑越大。例如：r(Li＋) r(Na＋)
r(K＋) r(Rb＋) r(Cs＋)，r(O2－) r(S2－) r(Se2－) r(Te2－)。
(4)核電荷數(shù)、能層數(shù)均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K＋)與r(Mg2＋)，可選r(Na＋)為參照，r(K＋) r(Na＋) r(Mg2＋)。
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電離能
氣態(tài)基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)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。
M(g)＝M＋(g)＋e－ I1（第一電離能）
M＋(g)＝M2＋(g)＋e－ I2（第二電離能）
…… ……
表示方法：
1、電離能
用符號 I1 表示，單位：kJ /mol 。
電離能
2）規(guī)律
同主族：從上到下，元素的第一電離能整體趨勢_____。
減小
電離能
2）規(guī)律
同周期：從左到右，元素的第一電離能整體趨勢_____。
增大
ⅠA族元素第一電離能最低，
零族元素第一電離能最高。
電離能
為什么B、Al、O、S等元素的電離能比它們左邊的元素的電離能要低，而使Li~Ne和Na~Ar的電離能曲線呈現(xiàn)鋸齒狀變化？(從電子排布式分析）
電離能
Be:1s22s2
B:1s22s22p1
Mg:1s22s22p63s2
Al:1s22s22p63s23p1
失去的電子是np能級的，該能級的能量比左邊的ns能級的能量高，則不穩(wěn)定，容易失去電子，第一電離能較低。
B和Al第一電離能：
電離能
N:1s22s22p3
O:1s22s22p4
P:1s22s22p63s23p3
S:1s22s22p63s23p4
N和P的電子排布：
半充滿狀態(tài)，比較穩(wěn)定，難失去電子，第一電離能較高。
電離能
③每周期：第一種元素（氫和堿金屬）的第一電離能最小。
④每周期：最后一種元素（稀有氣體）的第一電離能最大。
①同主族：從上到下元素的第一電離能整體趨勢變小。
②同周期：從左到右元素的第一電離能整體趨勢變大。
ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA
反常：
電離能的遞變規(guī)律
金屬活潑性越強，I1越小。
跨越不同能層失去電子時，電離能出現(xiàn)突躍，可據(jù)此判斷原子價層電子數(shù)，推測其最高化合價。
課本P24
隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越來越多，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多，導致原子的逐級電離能越來越大。
當相鄰逐級電離能突然變大時，說明失去的電子所在電子層發(fā)生了變化
電離能與化合價的聯(lián)系
4066
Na(g) Na+(g) + e-
Na+(g) Na2+(g) + e-
1s22s22p63s1
1s22s22p6
1s22s22p6
1s22s22p5
跨越不同能層失去電子時，電離能出現(xiàn)突躍，可據(jù)此判斷原子價層電子數(shù)，推測其最高化合價。
電離能與化合價的聯(lián)系
713
6282
Mg(g) Mg+(g) + e-
1s22s22p63s2
1s22s22p63s1
Mg+(g) Mg2+(g) + e-
1s22s22p63s1
1s22s22p6
Mg2+(g) Mg3+(g) + e-
1s22s22p6
1s22s22p5
難
當相鄰逐級電離能突然變大時，說明失去的電子所在電子層發(fā)生了變化
電離能與化合價的聯(lián)系
1239
928
8830
Al(g) Al+(g) + e-
1s22s22p63s23p1
1s22s22p63s2
Al+(g) Al2+(g) + e-
1s22s22p63s2
1s22s22p63s1
Al2+(g) Al3+(g) + e-
1s22s22p63s1
1s22s22p6
難
1s22s22p6
1s22s22p5
Al3+(g) Al4+(g) + e-
1．判斷元素金屬性的強弱
規(guī)律：若某元素的In+1 In，則該元素的常見化合價為+n價。
2． 判斷元素的化合價（I1、I2……表示各級電離能）
鈉元素I2 I1，其常見化合價為+1價
多電子原子元素的電離能出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就有可能發(fā)生變化。
3．判斷核外電子的分層排布情況
3 電離能的應(yīng)用
如Al：I1 ＜ I2＜I3 I4 ，表明Al原子易失去3個電子形成＋3價陽離子。
一般地，I1越大，元素的非金屬性越強；I1越小，元素的金屬性越強。
同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當能量相同的原子軌道在全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時，第一電離能就會反常的大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
4． 反映元素原子的核外電子排布特點
3 電離能的應(yīng)用
1.正誤判斷
(1)第一電離能越大的原子失電子的能力越強( )
(2)第三周期所含元素中鈉的第一電離能最小( )
(3)鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大( )
(4)H的第一電離能大于C的第一電離能( )
(5)在所有元素中，氟的第一電離能最大( )
(6)同一周期中，主族元素原子的第一電離能從左到右越來越大( )
(7)同一周期典型金屬元素的第一電離能總是小于典型非金屬元素的第一電離能( )
×
√
×
√
×
×
√
1.鍵合電子：
元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。
2電負性：
用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。
3.電負性大小的標準：
以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出各元素的電負性。電負性是相對值，沒單位。
電負性
4.遞變規(guī)律
(1)同周期元素從左到右，元素的電負性逐漸增大。
(2)同主族元素從上到下，元素的電負性逐漸減小。
(3)金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。
5.應(yīng)用
(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強弱
①金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。
②金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。
(2)判斷元素的化合價
①電負性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值。
②電負性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。
(3)判斷化合物的類型
HCl、 AlCl3、BeCl2
特別提醒 電負性之差大于1.7的元素不一定都形成離子化合物，HF。
（4）判斷化學鍵的極性強弱
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，鍵的極性越強。如極性：H—F＞H—Cl＞H—Br＞H—I。
（5）解釋對角線規(guī)則
在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，被稱為“對角線規(guī)則”。對角線相似是由于它們的電負性相近的緣故。
電負性與第一電離能的關(guān)系
同周期（從左至右） 同主族
元素原子的最外層電子排布 ns1→ns2np6 相同
元素化合價 +1→+7（O、F除外） -4 →-1 →0 相同
元素金屬性 非金屬性 減弱 增強 增強
減弱
原子半徑 減小 增大
電離能 增大趨勢 減小
電負性 增大 減小趨勢
電負性用于衡量原子吸引鍵合電子的能力，電負性大的原子吸引電子的能力強，所以一般來說，電負性大的原子對應(yīng)元素的第一電離能也大。
元素周期律
原子半徑
電離能
同周期：從左到右，元素的第一電離能整體趨勢_____。
增大
ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA
同主族：從上到下，元素的第一電離能整體趨勢_____。
減小
元素的逐級電離能越來越大
同周期：從左→右，原子半徑逐漸 。
同主族：從上→下，原子半徑逐漸 。
增大
減小
影響因素
1)電子的能層數(shù)
2)核電荷數(shù)
總結(jié)：同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律
相同
增加
相同
減弱
增強
增強
減弱
增強
減弱
減弱
增強
增強
減弱
減弱
增強
增強
減弱
增大
減小
變大
變小
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