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(共34張PPT)
第一章 原子結構與性質
第二節 原子結構與元素性質
元素周期表、律
原子結構
原子結構示意圖
電子排布式
軌道表示式
1s22s22p63s1
元素性質
原子半徑
電離能
電負性
決定
周期表
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑
1s 2s 2p 3s
元素周期系：一維 元素周期表：二維
一、電子排布與元素周期表
周期 最外層電子排布 各周期 “能級組” 元素種類
ⅠA族 0族 最外層最多 容納電子數 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 7s27p6 8 7s、5f、6d、7p 32
1.周期序數 = ______________________ 鈀除外
2.某周期元素種數 = 該周期“能級組”容納最多電子數之和
能層數(或最大能層序數)
1.與周期
2.與族
一、電子排布與元素周期表
1s1
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
7s1
2s2
3s2
4s2
5s2
6s2
7s2
2s22p1
3s23p1
4s24p1
5s25p1
6s26p1
2s22p2
3s23p2
4s24p2
5s25p2
6s26p2
2s22p3
3s23p3
4s24p3
5s25p3
6s26p3
2s22p4
3s23p4
4s24p4
5s25p4
6s26p4
2s22p5
3s23p5
4s24p5
5s25p5
6s26p5
2s22p6
3s23p6
4s24p6
5s25p6
6s26p6
1s2
3d14s2
4d15s2
3d24s2
3d34s2
3d54s1
3d54s2
3d64s2
3d74s2
3d84s2
3d104s1
3d104s2
4d55s1
5d26s2
鑭系
5d66s2
4d75s1
5d76s2
4d85s1
5d96s1
4d10
5d106s1
4d105s1
4d105s2
5d106s2
6d27s2
錒系
5d46s2
4d55s2
4d45s1
4d25s2
5d36s2
5d56s2
6d37s2
鑭系
錒系
5d16s2
6d17s2
4f15d16s2
4f46s2
4f36s2
4f56s2
4f76s2
4f66s2
4f75d16s2
4f106s2
4f96s2
4f146s2
4f136s2
4f126s2
4f116s2
4f145d16s2
6d27s2
4f25d16s2
4f35d16s2
6d77s2
6d67s2
4f75d16s2
6d97s2
6d117s2
6d127s2
6d137s2
6d147s2
6d107s2
4f45d16s2
4f145d16s2
IA
VA
IVA
IIIA
IIB
IB
IVB
IIIB
VB
VIB
VIIB
VIIA
VIA
0
VIII
IIA
族的劃分與原子的價電子數目和價電子排布密切相關
2.與族
一、電子排布與元素周期表
主族序數 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
價層電子排布 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
主族元素的族序數＝原子的最外層電子數＝價層電子總數
同主族元素原子的價層電子排布相同，價層電子全部排布在ns或nsnp能級上
=最高正價
(O、F除外)
主族元素的族序數＝原子的最外層電子數＝價層電子總數
2.與族
一、電子排布與元素周期表
副族元素 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn
族數 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB
價層電子 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 3d64s2 3d74s2 3d84s2 3d104s1 3d104s2
價電子總數 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
列數 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
副族元素價電子總數＝列序數
判斷正誤？
①價層電子一定是最外層電子
②元素的價層電子數一定等于其所在族的族序數
③同一族元素的價層電子排布一定相同
主族
主族
過渡元素中的鑭系元素和錒系元素，第Ⅷ族中部分元素有例外
3.分區
一、電子排布與元素周期表
s
p
d
f
ds
最外層電子數為1的元素：
ⅠA、 Cr 、Cu
最外層電子數為2的元素：
ⅡA、 He……
s區：ns1~2
p區：ns2np1~6(除He)
d區：(n－1)d1~9ns1~2(除Pd)
ds區：(n－1)d10ns1~2
已知某元素的原子序數為25，試寫出該元素原子的電子排布式，并指出該元素在周期表中所屬周期、族和區。
結構
位置
1s22s22p63s23p6 3d54s2
或 [Ar] 3d54s2
第四周期
d 區
VIIB族
在元素周期表中位于金屬和非金屬交界處的元素兼有金屬和非金屬的性質，位于此處的元素(如硼、硅、鍺、砷、銻等)常被稱為類金屬
(一般可用作半導體材料)。
二、元素周期律
隨著原子序數的遞增，元素的物理、化學性質呈現周期性變化
二、元素周期律
1.核外電子排布
2.原子半徑
3.化合價
4.金屬性、非金屬性
5.電離能
6.電負性
(1)同周期從左到右，原子半徑逐漸______；
(2)同主族從上到下，原子半徑逐漸_____。
(3)電子層數越多，半徑___________。
增大
不一定越大
核電荷數增大，核對電子的吸引力增強
電子層數增多，電子間的排斥力增強
減小
原子半徑變化核心：帶電微粒間相互作用
原子半徑 ≠ 最外層電子到原子核的距離
1.電子層數
2.核電荷數
3.電子總數
離子半徑如何比較？
長周期部分元素半徑
二、元素周期律
第一電離能
氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量。符號為I1
逐級電離能：I1文字說理：隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數越來越高，離子半徑也會越來越小，核對電子的引力作用增強，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高
影響電離能的因素：核電荷數、原子半徑、電子構型
二、元素周期律
第一電離能
同主族元素，從上至下，隨著原子序數的增加，I1呈現減小趨勢
I1數值越小
原子越容易失去第一個電子
能層增多
電子的排斥力增強
意義
解釋
二、元素周期律
第一電離能
同一周期中，堿金屬元素的I1最小，稀有氣體元素的I1最大
同周期主族元素，從左至右，隨著原子序數的遞增，I1呈現增大的趨勢
原子核對外層電子的吸引力增大
解釋
同周期元素的I1最小的和最大的分別是什么元素？
同周期元素的I1變化趨勢如何，原因？
【思考】為什么B的I1小于Be O的I1小于N Al的I1小于Mg S的I1小于P
堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯系？
堿金屬元素的I1越小，原子越容易失去電子，活潑性越強
可否將I1作為判定金屬活動性順序的依據？
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
電離能
(kJ·mol－1)
電離能與元素的化合價是否有聯系？
可否將I1作為判定金屬活動性順序的依據？
金屬活動性：Na＞Mg＞Al
第一電離能：Mg＞Al＞Na
逐級電離能
元素的逐級電離能有何變化規律？與原子的核外電子排布有何關系？
電子親和能
元素的基態氣態原子得到一個電子形成氣態負一價離子時所放出的能量稱作第一電子親和能（E1）。第二周期部分元素的E1變化趨勢如圖（a）所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是 ；氮元素的E1呈現異常的原因是 。
電子親和能
同周期隨著核電荷數依次增大，原子半徑逐漸變小，故結合一個電子釋放出的能量依次增大；
氮元素的2p能級達到半滿狀態，原子相對穩定，不易失去電子，也不容易得到電子
想出一個好點子最好的辦法，就是想出很多的點子。
——萊納斯·鮑林
二、元素周期律
電負性
鮑林
①鍵合電子：
原子中用于形成化學鍵的電子
②電負性：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
指定氟的電負性為4.0，鋰的電負性為1.0，
計算其他元素的相對電負性（稀有氣體未計）
同主族元素的電負性變化趨勢如何？
同主族元素，自上而下，元素的電負性逐漸變小
同周期元素的電負性變化趨勢如何？
同周期元素，自左向右，元素的電負性逐漸增大
【重點】電負性的應用
(1)判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱
(2)判斷元素的化合價
(3)判斷化學鍵及化合物的類型
(4)判斷化學鍵的極性強弱
(5)解釋“對角線”規則
二、元素周期律
電負性
電負性 ＞ 1.8 非金屬元素
電負性 ＜ 1.8 金屬元素
電負性 ≈ 1.8 類金屬元素
金屬元素的電負性越小，越活潑；
非金屬元素的電負性越大，越活潑
【重點】電負性的應用
(1)判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱
(2)判斷元素的化合價
(3)判斷化學鍵及化合物的類型
(4)判斷化學鍵的極性強弱
(5)解釋“對角線”規則
二、元素周期律
電負性
①電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，化合價為正值
②電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，化合價為負值
H O Cl
H
C
H
H
H
H
Si
H
H
H
【重點】電負性的應用
(1)判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱
(2)判斷元素的化合價
(3)判斷化學鍵及化合物的類型
(4)判斷化學鍵的極性強弱
(5)解釋“對角線”規則
二、元素周期律
電負性
①電負性差值大于1.7，形成離子鍵
②電負性差值小于1.7，形成共價鍵
判斷化合物類型AlF3、AlCl3
【重點】電負性的應用
(1)判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱
(2)判斷元素的化合價
(3)判斷化學鍵及化合物的類型
(4)判斷化學鍵的極性強弱
(5)解釋“對角線”規則
二、元素周期律
電負性
若兩種不同的非金屬元素的原子間形成共價鍵，則必為極性鍵，且成鍵原子的電負性之差越大，鍵的極性越強
鍵的極性：
H－F＞H－Cl＞H－Br
某些主族元素與右下方的主族元素的某些性質是相似的，
Li與Mg
①燃燒都只生成氧化物;
②都能直接與N2反應生成氮化物(Li3N、Mg3N2)。
③對應氫氧化物加熱時都可分解生成氧化物和H2O。
④對應碳酸鹽均不穩定，受熱均能分解生成相應氧化物和CO2。
⑤含鋰和鎂的某些鹽，如碳酸鹽、磷酸鹽等均難溶于水。
對角線規則
對角線規則
Be與Al
2Al+6HCl = 2AlCl3+3H2↑
Be+2HCl = BeCl2+H2↑
2Al+2NaOH+2H2O = 2NaAlO2+3H2↑
Be+2NaOH = Na2BeO2+H2↑
Al2O3+6HCl = 2AlCl3+3H2O
BeO+2HCl = BeCl2+H2O
Al2O3+2NaOH = 2NaAlO2+H2O
Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+ 2H2O
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+ 2H2O
Al(OH)3+3HCl = AlCl3+3H2O
Be(OH)2+2HCl = BeCl2+2H2O
BeO+2NaOH = Na2BeO2+H2O
B與Si
AlCl3是共價化合物，則BeCl2也是共價化合物
Si的熔點高、硬度大，則B也具有高熔點和大的硬度
Si3N4與BN均由相應原子直接構成
最高價氧化物對應水化物的酸均為弱酸
單質的氧化性逐漸增強
元素的非金屬性逐漸增強
最高價氧化物對應水化物的酸性越來越強
與氫氣化合的難易程度越來越容易
最簡單氣態氫化物的穩定性越來越穩定
單質的還原性逐漸增強
元素的金屬性逐漸增強
最高價氧化物對應水化物的堿性越來越強
與水或酸反應的劇烈程度越來越劇烈
元素的電負性逐漸增強
元素的I1逐漸增大（注意反常）
元素的電負性逐漸減小
元素的I1逐漸減小（注意反常）

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