《原子结构与元素的性质》.ppt

单击此处编辑母版标题样式,单击此处编辑母版文本样式,第二级,第三级,第四级,第五级,*,*,第一章 物质结构与性质,第一节 原子结构,第一章原子结构与性质,第二节原子结构与元素性质,（第一课时）,课程学习,目标,1,、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系,2,、知道外围电子排布和价电子层的涵义,3,、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律,4,、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系,5,、掌握原子半径的变化规律,6,、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质,7,、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系,8,、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系,9,、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值,10,、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质,11,、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明,12,、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质,13,、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力,自主学习,元素周期表的结构,一、元素周期表的结构,周期,短周期,长周期,第,1,周期：,2,种元素,第,2,周期：,8,种元素,第,3,周期：,8,种元素,第,4,周期：,18,种元素,第,5,周期：,18,种元素,第,6,周期：,32,种元素,不完全周期,第,7,周期：,26,种元素,镧,57,La,镥,71,Lu,共,15,种元素称镧系元素,锕,89,Ac,铹,103,Lr,共,15,种元素称锕系元素,周期序数,=,电子层数（能层数）,（横行）,族,主族：,副族：,A,A,A,A,A,A,A,第,VIII,族：,稀有气体元素,主族序数,=,最外层电子数,=,价电子数,=,最高正价数,（纵行）,零族：,共七个主族,B,B ,B,B,B,B,B,共七个副族,三个纵行,(8,、,9,、,10,），位于,B,与,B,中间,一、元素周期表的结构,元素周期表的结构：,七主七副七周期，,族零族镧锕系。,1,、在周期表中，把,相同的元素，按,的顺序从左到右排成横行，称之为,，有,个；在把不同横行中,相同的元素，按,递增的顺序由上而下排成纵行，称之为,，共有,个纵行，,个族。,16,个族又可分为,主族、,副族、,族、,0,族。,能层数,原子序数递增,周期,7,最外层电子数,能层数,族,18,16,7,个,7,个,1,个,1,个,知识梳理,2,、某周期,A,族元素的原子序数为,x,，则同周期的,族元素的原子序数是,(),A,只有,x,+1,B,可能是,x,+8,或,x,+18,C,可能是,x,+2,D,可能是,x,+1,或,x,+11,或,x,+25,课堂练习,D,自主学习,二、原子结构和性质周期性变化,（,1,）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐,，失电子能力逐渐,，得电子能力逐渐,，元素的金属性逐渐,，非金属性逐渐,，对应氢化物的稳定性逐渐,；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐,；碱性逐渐,；,（,2,）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐,，失电子能力逐渐,，得电子能力逐渐,，金属性逐渐,，非金属性逐渐,；对应氢化物的稳定性逐渐,；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐,；碱性逐渐,；,二、原子结构和性质周期性变化,减小,减弱,增强,减弱,减弱,增强,增强,增强,增大,增强,增强,增强,减弱,减弱,减弱,减弱,二、原子结构和性质周期性变化,3,）同周期元素的主要化合价：,最高正价：,+1,递增到,+7,（氟、氧例外）,负价：,-4,递增到,-1,，呈现周期性的变化。,最高正价,+|,负价,|=8,课堂练习：,3,、碱金属钫,(Fr),具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列预言错误的是：,.,在碱金属中它具有最大的原子半径,.,它的氢氧化物化学式为,FrOH,是一种极强的碱,C.,钫在空气中燃烧时,只生成化学式为,Fr,2,O,的氧化物,D.,它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸,4,、某元素,X,的气态氢化物化学式为,H,2,X,，则该元素的最高价含氧酸的化学式为（）,A.H,2,XO,3,B.H,3,XO,4,C.H,2,XO,4,D.HXO,4,C,探究学习,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,(,ns,1,),到,8,个电子,(,ns,2,np,6,),呈周期性变化,.,结论：,随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化。,(,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,1s,2,外,其余都是,_.,碱金属,ns,1,稀有气体,ns,2,np,6,(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：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化。,一、原子结构与元素周期表,周期,一,二,三,四,五,六,七,八,元素数目,2,8,8,18,18,32,26,？,金属元素数目,0,2,3,14,15,30,？,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？,探究学习,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,探究学习,3,、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。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？,不一定相等,相等,(,二,),原子的电子排布与族的划分,在周期中有,18,个纵列,除零族元素中,He,（,1s,2,）与其它稀有气体,ns,2,np,6,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,4,、已知某元素的原子序数是,25,，写出该元素原子的价电子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。,其排布式为,Ar,3d,5,4s,2,，,由于最高能级组数为,4,，其中有,7,个价电子，故该元素是第四周期,B,族。,课堂练习,4,、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。划分区的依据是什么？,s,区、,d,区、,p,区分别有几个纵列？,区的名称来自按照构造原理最后填充的,能级的符号,探究学习,(,三,),原子的电子构型和元素的分区,S,区,元素：最外层构型是,ns,1,和,ns,2,。,IA,和,IIA,族元 素。除,H,外，其余为活泼金属。,p,区,元素：最外层电子构型从,ns,2,np,1,ns,2,np,6,的元素。即,IIIAVIIA,族、零族元素。除,H,外，所有非金属元素都在,p,区。,ds,区,元素,:,包括,IB,族和,IIB,族元素,，最外层电子数皆为,12,个，均为金属元素,。,f,区,元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基本相同，化学性质相似。,d,区,元素,:,包含第,IIIB,族到,VIII,族元素。最外层电子数皆为,12,个，均为金属元素，性质相似。,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。,1.,为什么副族元素又称为过渡元素？,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准金属。为什么？,探究学习：,副族元素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。,5,、已知某元素在周期表中位于第五周期、,A,族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？,由于是,A,族，,4d,必是全充满的，所以价电子排布为,5s,2,5p,4,，,电子排布式,Kr4d,10,5s,2,5p,4,课堂练习,属,P,区,1.,已知一元素的价层电子结构为,3d,5,4s,2,，试确定其在周期表中的位置。,第四周期，,B,族。,2.,试确定,32,号元素在周期表中的位置。,第四周期，,A,族,3.,判断处于第三周期，,A,族元素的价层,电子结构、原子序数。,Ne3s,2,3p,2,，第,14,号元素,检测学习：,反思学习及小结,:,1,、原子的电子排布与周期的划分,2,、原子的电子排布与族的划分,主族元素：族序数,=,原子的最外层电子数,=,价电子数 副族元素：大多数族次,=,（,n-1)d+ns,的,电子数,=,价电子数,3,、原子的电子构型和元素的分区,周期序数,=,能层数,5,个区：,s,区、,d,区、,ds,区、,p,区、,f,区。,一、原子结构与元素周期表,第一章 物质结构与性质,第一节 原子结构,第一章原子结构与性质,第二节原子结构与元素性质,（第二课时）,二、元素周期律,元素的性质随（）的递增发生周期性的递变，称为,元素的周期律。,核电荷数,探究学习,元素周期表中的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？,1,、原子半径,（一）原子半径：,1,、影响因素,:,2,、规律：,（,1,）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。,二、元素周期律,原子半径的大小,取决于,1,、电子的能层数,2,、核电荷数,（,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。,课堂练习,1,：,比较下列微粒的半径的大小：,（,1,）,Ca AI,(2)Na,+,Na,(3)Cl,-,Cl,(4)K,+,Ca,2+,S,2-,CI,-,S,2-,CI,-,K,+,Ca,2+,课堂练习,2,：,具有相同电子层结构的三种微粒,A,n+,、,B,n-,、,C,下列分析正确的是（）,A.,原子序数关系：,CBA,B.,微粒半径关系：,B,n-,A,n+,C.C,微粒是稀有气体元素的原子,.,D.,原子半径关系是：,ABA,的元素；第,A,元素,A,元素,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,。,A,半充满、,A,全充满结构,探究学习：,1.,碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？,碱金属元素的 第一电离能越小，金属的活泼性就越强。,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。,看,逐级电离能的,突变。,课堂练习：,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,.,A,反常现象,最大的是稀有气体的元素：,He,从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）,KNaMg,课堂练习：,2,在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是,(),A ns,2,np,3,B ns,2,np,5,C ns,2,np,4,D ns,2,np,6,C,（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,的化学作用力，形象地叫做化学键。,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，没单位）,鲍林,L.Pauling,1901-1994,鲍林研究电负性的手搞,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性和非金属性强弱的尺度,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,。,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。,（三）电负性,3,、电负性的意义：,电负性相差很大的元素化合通常形成,离子键,；电负性相差不大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。,探究学习,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。,探究学习,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,Li,2,O,、,MgO,，,Be(OH),2,、,Al(OH),3,都是两性氢氧化物，,H,3,BO,3,、,H,2,SiO,3,都是弱酸。,这些都说明,“,对角线规则”的正确性。,1,、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束,2,、,f,区都是副族元素，,s,区和,p,区的都是主族元素,3,、已知在,20,0,C 1mol Na,失去,1 mol,电子需吸收,650kJ,能量，则其第一电离能为,650KJ/mol,。,4,、,Ge,的电负性为,1.8,，则其是典型的非金属,5,、气态,O,原子的电子排布为：,6,、半径：,K,+,Cl,-,7,、酸性,HClOH,2,SO,4,，碱性：,NaOH Mg(OH),2,8,、第一周期有,2*1,2,=2,，第二周期有,2*2,2,=8,，则第五周期有,2*5,2,=50,种元素,检测学习,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,1.7,，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：,NaFAlCl,3,NOMgOBeCl,2,CO,2,共价化合物（）,离子化合物（）,元素,AI,B,Be,C,CI,F,Li,Mg,N,Na,O,P,S,Si,电负性,1.5,2.0,1.5,2.5,3.0,4.0,1.0,1.2,3.0,0.9,3.5,2.1,2.5,1.8,