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(共16張PPT)
第二節(jié)　原子結構與元素的性質
第1課時 構造原理與元素周期表
第一章　 原子結構與性質
元素周期表
三張有重要歷史意義的周期表
①、門捷列夫第二張元素周期表
又稱短式周期表
重要特征：
從第四周期開始每個周期截成兩截，
第1～7族分主副族，
第八族稱為過渡元素
元素周期表
三張有重要歷史意義的周期表
②、維爾納的特長式周期表
重要特征：
維爾納周期表是特長式周期表，每個周期一行，
各族元素、過渡金屬、稀有氣體、鑭系和錒系，各有各的位置，
同族元素上下對齊，它確定了前五個周期的元素種類
元素周期表
三張有重要歷史意義的周期表
③、玻爾元素周期表
重要特征：
把21～28、39～46等元素用方框框起，
這些框內元素的原子新增加的電子是填入內層軌道的，
他用原子結構解釋元素周期律，
玻爾元素周期表確定了第六周期為32種元素
元素周期表
現(xiàn)用元素周期表
元素周期表中的原子位置
原子結構
元素性質
指 明
決 定
元素周期表與原子結構
元素周期表
基本結構
7個橫行
(7個周期)
18個縱列
(16個族)
3個短周期
4個長周期
(2、8、8)
7個主族 (IA～VIIA）
零族: 稀有氣體元素
(18、18、32、32)
8個副族
VIII族
(Fe、Co、Ni)
(ⅠB～ⅦB)
Ⅲ起Ⅱ結尾
七主七副零和八
周期序數(shù) = 電子層數(shù)
主族序數(shù) =
最外層電子數(shù) = 最高正價
(F、O例外）
ⅢB→ⅦB，
價層電子數(shù)=族序數(shù)
ⅠB→ⅡB，
ns電子數(shù)=族序數(shù)
元素周期表與原子結構
元素周期表與原子結構
周期序數(shù) 起止元素 包括元素種數(shù) 核外電子層數(shù)
一 H~He
二
三
四
五
六
七 Fr~Og
Li~Ne
Na~Ar
K~Kr
Rb~Xe
Cs~Rn
8
8
18
18
32
32
2
3
4
5
6
2
1
7
s
s
s
s
s
s
s
p
p
p
p
p
p
d
d
d
d
f
f
元素周期表與原子結構
一
二
三
四
五
六
七
構造原理與周期表排布
第一周期從1s1開始，以1s2結束。
其余各周期總是從ns能級開始，以np結束。
從ns能級開始，遞增的核電荷數(shù)（或電子數(shù)）= 元素個數(shù)
s
s
s
s
s
s
s
p
p
p
p
p
p
d
d
d
d
f
f
元素周期表與原子結構
一
二
三
四
五
六
七
ⅠA 0
ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB
s
d
ds
p
f
ns1
ns2
ns2np1
ns2np6
(n-1)d1~10ns1~2(除鑭系和錒系）
(n-1)d10ns1~2
過渡金屬
電子填充的最后一個能級是s能級
電子填充的最后一個能級是d能級
電子填充的最后一個能級是p能級
先填滿了(n-1)d能級而后填充ns能級
元素周期表與原子結構
口訣：一二s 副族d，鑭錒f 剩余p
根據(jù)構造原理，最后一個電子填充在s和p軌道稱為主族元素，
最后一個電子填充在d軌道稱為副族元素。
鑭系和錒系
電子
排布式
價電子
排布式
元素的分區(qū)
s區(qū)
ⅠB：
ⅠA：
ns1
ns2
p區(qū)
ⅢA~ⅦA(外圍電子數(shù)=族序數(shù))
0族(排滿)
d區(qū)
ⅢB~ⅦB (外圍電子數(shù)=族序數(shù))
Ⅷ
ds區(qū)
(n－1)d10ns1
(n－1)d10ns2
ⅡA：
ⅡB：
根據(jù)原子結構特征判斷元素在元素周期表中的位置
確定
確定
元素周期表與原子結構
元素的周期
確定
元素的族
【例1】硅元素在周期表中的位置是
A．第三周期IVA族 B．第二周期VA族
C．第二周期VIA族 D．第三周期VIA族
課堂練習
A
【例2】某元素基態(tài)原子的外圍電子排布即價電子排布為3d74s2，該元素在周期表中的位置及分區(qū)是
A．第三周期，第ⅡB族，ds區(qū) B．第四周期，第ⅡB族，d區(qū)
C．第三周期，第ⅦA族，s區(qū) D．第四周期，第Ⅷ族，d區(qū)
D
【例3】元素周期表是學習化學的重要工具。下列說法正確的是
A．周期表中s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)都是金屬元素
B．周期表中p區(qū)元素均為主族元素
C．同周期的第ⅠA族元素與第ⅢA族元素原子序數(shù)一定相差2
D．價電子排布式為5s25p2的元素在周期表第五周期第ⅣA族
課堂練習
【s區(qū)的H】
【p區(qū)包含0族】
【可能相差2、12、26】
D
元素周期表與元素性質
元素非金屬性逐漸增強
元素金屬性逐漸增強
元
素
非
金
屬
性
逐
漸
增
強
元
素
金
屬
性
逐
漸
增
強
元素非金屬性逐漸增強
元素金屬性逐漸增強
非金屬的
老大(F)
金屬的
老大(Cs)
同族元素性質相似、但存在一些有規(guī)律的遞變
在元素周期表中，某些主族元素與其右下方的主族元素的有些性質是相似的。
Al
Li
Be
Mg
Si
B
元素的對角線規(guī)則
元素周期表與元素性質
沸點較為接近
在O2中燃燒時只生成對應的氧化物，而無過氧化物
氫氧化物均難溶于水，鋰鹽鎂鹽均難溶于水
Li與Mg
與酸、堿均反應
在濃硝酸中均鈍化
氧化物、氫氧化物顯兩性
Be與Al
自然界中均以化合物的形式存在
B與Si
單質都易與強堿反應，且不與稀酸反應
課堂練習
【例4】鋁與鈹?shù)男再|相似，下列關于鈹?shù)男再|推斷中，正確的是
A．氯化鈹?shù)乃芤撼仕嵝? B．氫氧化鈹可溶于水
C．鈹只與酸反應，不與堿反應 D．氧化鈹?shù)幕瘜W式為Be2O3
A(共20張PPT)
第二節(jié)　原子結構與元素的性質
第2課時 元素周期律
第一章　 原子結構與性質
電子層數(shù)增大
原子半徑增大
原子半徑
電子層數(shù)與核電荷數(shù)共同影響原子半徑
核電荷數(shù)增大 原子半徑減小
原子半徑規(guī)律
從上往下，越來越大
從左向右，序大徑小
0族特殊，異常膨脹
電子層
之間互斥
核吸引
電子
原子半徑
①、電子層數(shù)多的元素原子半徑一定大于電子層數(shù)少的元素嗎？
不一定，例外：第二周期的Li比第三周期的S、Cl等原子半徑大。
②、每周期內，原子半徑最大的原子是什么？
稀有氣體原子（原子半徑從左至右依次減小，但到稀有氣體時反常膨脹）
不考慮稀有氣體時，為第ⅠA族原子
思考1
原子半徑
②、如何比較離子半徑？
畫離子結構，一看電子層，二看核電荷
比較半徑：
Na+________ Mg2+
Na+________ O2-
Na+________ Cl-
技巧：同周期，陰離子半徑>陽離子半徑
第一電離能
基本概念
第一電離能（I1）：
氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量
逐級電離能（I2 、I3、I4 ……） ：
一價正離子再失去一個電子成為氣態(tài)基態(tài)二價正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。
原子失去電子形成離子后，若再失去電子會更加困難
（因為離原子核越近，電子受原子核的吸引越強，所需電離的能量也就越大。）
因此：同一原子的各級電離能之間存在如下關系：I1第一電離能
第一電離能的意義：可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度
第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去一個電子
第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個電子
第一電離能增大
第一
電離能
減小
電離能呈現(xiàn)周期性的遞變
第一電離能
1s22s22p63s1
1s22s22p63s2
1s22s22p63s23p1
特例：具有全充滿、半充滿及全空的電子構型的元素穩(wěn)定性較高，其電離能數(shù)值較大
稀有氣體的電離能在同周期元素中最大，
【第一電離能特例】：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA（例如：半滿的N>O、全滿的Mg >Al ）
第一電離能
電離能
應用
①、判斷化合價(最外層電子)：電離能突增，表示最外層電子完全失去
②、判斷元素金屬性/非金屬性強弱：I1越大 → 非金屬性越強
【例1】某主族元素的第一、二、三、四電離能依次為
899 kJ·mol－1、1757 kJ·mol－1、14840 kJ·mol－1、18025 kJ·mol－1，
則該元素在元素周期表中位于( )
A.第ⅠA族 B.第ⅡA族 C.第ⅢA族 D.第ⅣA族
B
【例2】根據(jù)下列五種元素的電離能數(shù)據(jù)(單位：kJ·mol－1)，判斷下列說法不正確的是( )
A.Q元素可能是0族元素
B.R和S均可能與U在同一主族
C.U元素可能在元素周期表的s區(qū)
D.原子的價電子排布式為ns2np1的可能是T元素
元素代號 I1 I2 I3 I4
Q 2 080 4 000 6 100 9 400
R 500 4 600 6 900 9 500
S 740 1 500 7 700 10 500
T 580 1 800 2 700 11 600
U 420 3 100 4 400 5 900
B
第一電離能
電負性
基本概念
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
電負性（由鮑林提出）：
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強
電負性大小的標準：
鮑林利用實驗數(shù)據(jù)進行了理論計算，以F電負性為4.0、Li電負性為1.0作為相對標準
電負性
主族元素電負性數(shù)據(jù)
電負性
減小
電負性增大
電負性增大
易得電子、難失電子
非金屬性增強
金屬性減弱
電負性減小
易失電子、難得電子
金屬性增強
非金屬性減弱
電負性
電負性的應用
①、判斷元素金屬性、非金屬性強弱
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
(既有金屬性，
又有非金屬性)
判斷依據(jù)
電負性
電負性的應用
②、判斷元素化合價
電負性小的元素吸引電子的能力弱，易顯正價
電負性大的元素吸引電子的能力強，易顯負價
H——Cl
-1
+1
顯負價
顯正價
【例3】根據(jù)所學內容，判斷甲烷和甲硅烷中各元素的化合價的正負
CH4
-4
+1
顯正價
顯負價
顯負價
顯正價
SiH4
+4
-1
電負性
電負性
電負性的應用
③、判斷化合物類型
成鍵原子之間的電負性差值
通常形成離子鍵，相應的化合物為離子化合物
通常形成共價鍵，相應的化合物為共價化合物
大于1.7
小于1.7
【例外】：電負性之差大于1.7的元素不一定都形成離子化合物，
如F的電負性與H的電負性之差為1.9，但HF為共價化合物
【例4】回顧所學內容并判斷： AlCl3、BeCl2是共價化合物還是離子化合物？
Al的電負性為1.5，
Cl的電負性與Al的電負性之差為3.0－1.5＝1.5<1.7，
因此AlCl3為共價化合物；
同理，BeCl2也是共價化合物
電負性
【例5】利用電負性數(shù)值可以預測
A．分子的極性 B．分子的對稱性
C．化學鍵的極性 D．分子的空間構型
電負性
C
【例6】下列各組元素中，電負性依次減小的是
A．F、N、O B．Cl、C、 F
C．Cl、S、P D．P、N、H
C
元素位置： 越靠近左下方 → 第一電離能小 → 電負性小 → 金屬性強
(元素）金屬性越強
1、單質還原性強（強置換弱）
2、與水反應越容易/越劇烈
3、與酸反應越容易/越劇烈
4、最高價氧化物對應水化物的堿性越強
元素周期律綜合應用
元素位置： 越靠近右上方 → 第一電離能大 → 電負性大 → 非金屬性強
(元素）非金屬性越強
元素周期律綜合應用
1、單質氧化性越強（強置換弱）、離子還原性越弱
2、與H2反應越容易
3、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性越強
4、最高價氧化物對應水化物 的酸性越強
【例7】元素性質呈現(xiàn)周期性變化的根本原因是
A．元素的電負性呈周期性變化
B．元素的第一電離能呈周期性變化
C．元素原子的核外電子排布呈周期性變化
D．元素的金屬性、非金屬性呈周期性變化
元素周期律綜合應用
C

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