原子结构与元素周期表.ppt

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1、元素周期律元素周期律元素周期律是指元素元素周期律是指元素性质性质随随核电荷数递增发生周期性的递变核电荷数递增发生周期性的递变元素元素原子核外电子排布的周原子核外电子排布的周期性变化期性变化是导致元素性质周期性是导致元素性质周期性变化的根本原因。变化的根本原因。周周期期短周期短周期长周期长周期不完全周期不完全周期一一 二二 三三四四 五五 六六七七(2 8 8)(2 8 8)(18 18 32)(18 18 32)2626周期序数周期序数= =电子层数电子层数族族主族主族副族副族第第VIIIVIII族族0 0族族( (第第IAIA族族第第VIIAVIIA族族) )( (第第IBIB族族第第VII

2、BVIIB族族) )( (共共3 3列列) )( (稀有气体稀有气体) )过渡元素过渡元素主族序数主族序数= =最外层电子数最外层电子数每周期的元素排列每周期的元素排列( (一、七除外一、七除外) )：碱金属碱金属活泼非金属活泼非金属稀有气体稀有气体nsns1 1 ns ns2 2npnp6 6= =元素最高正价元素最高正价主族元素最高正价主族元素最高正价+|+|最低负价最低负价|=8|=8Na11钠钠H1氢氢He2氦氦Li3锂锂Be4铍铍B5硼硼C6碳碳N7氮氮O8氧氧F9氟氟Ne10氖氖Mg12镁镁Al13铝铝Si14硅硅P15磷磷S16硫硫Cl17氯氯Ar18氩氩K19钾钾Ca20钙钙1

3、234Ga31镓镓Ge32锗锗As33砷砷Se34硒硒Br35溴溴Kr36氪氪He2氦氦B5硼硼C6碳碳N7氮氮O8氧氧F9氟氟Ne10氖氖Al13铝铝Si14硅硅P15磷磷S16硫硫Cl17氯氯Ar18氩氩IIIAIVAVAVIAVIIA0Na11钠钠H1氢氢Li3锂锂Be4铍铍Mg12镁镁K19钾钾Ca20钙钙IAIIASc21 钪钪Ti22钛钛V23钒钒Cr24铬铬Mn25锰锰Fe26铁铁Co27钴钴Ni28镍镍Cu29铜铜Zn30锌锌IIIBIVBVBVIBVIIBVIIIIBIIBA：主族：主族B：副族：副族Ga31镓镓Ge32锗锗As33砷砷Se34硒硒Br35溴溴Kr36氪氪1s

4、11s2 2s12p6 3s13p6 4s13d1 84s23d104s1-24p14p6 5s14d1 85s24d105s1-25p15p6 6s15d14f1 145d10 6p6 7s16d15f1 146d2 7(to be continued)已学过的元素周期律知识回顾已学过的元素周期律知识回顾最外层最外层e-数：数：_元素元素原子原子化合物化合物结构结构性质性质原子半径：原子半径：_主要化合价：主要化合价：_元素性质：元素性质：_最高价氧化物的水化物：最高价氧化物的水化物：_氢化物氢化物由单质直接合成的条件：由单质直接合成的条件：_稳定性：稳定性：_元素周期律的本质是元素周期律的

5、本质是_，元素周期，元素周期表是元素周期律的表现表是元素周期律的表现. 周期表的横行称为周期表的横行称为_，现有，现有_行；行；纵列称为纵列称为_，有，有_列。列。核外电子周期性排布核外电子周期性排布周期周期7族族18同周期同周期18(K层例外层例外)横减竖增横减竖增(不包括稀有气体不包括稀有气体)同周期同周期+1+7(F、O例外例外);-4 -1同周期金属性递减、非金属性递增同周期金属性递减、非金属性递增同周期碱性递减、酸性递增同周期碱性递减、酸性递增左右渐易、上下渐难左右渐易、上下渐难左右渐强、上下渐弱左右渐强、上下渐弱元素周期表概念元素周期表概念19 20 21 22 23 24 25

6、26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrRb SrCs Ba 57-71 At 85Fr Ra 89-103 107 * * VIIILi BeB C N O F Ne0123456镧系 La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Td Dy Ho Er Tm Yb LuHHeIIIA IVA VA VIA VIIAIAIIIB IVB VB VIB VIIBIIAAl Si P S Cl ArIB IIBNa Mg主族主族副族副族零族零族第第VIII族族非金属非

7、金属短周期短周期镧系元素镧系元素稀有气体稀有气体金属金属放射元素放射元素人造元素人造元素过渡元素过渡元素催化剂、耐高温、耐腐蚀元素周期表意义元素周期表意义制农药半导体不完全周期不完全周期长周期长周期元素性质周期律元素性质周期律7二、元素周期律二、元素周期律包括包括 ：定义：定义：元素的性质元素的性质随核电核数递增随核电核数递增发生周期性的递变发生周期性的递变 元素的元素的主要化合价主要化合价 、金属性和非金金属性和非金属性属性、原子半径原子半径、第一电离能第一电离能和和电电负性负性等的周期性的变化等的周期性的变化1. 原子半径的周期性变化原子半径的周期性变化v原子半径的大小取决于原子半径的大小

8、取决于_、_ 两个因素；电子的能层两个因素；电子的能层越多，电子之间的负电排斥使原越多，电子之间的负电排斥使原子半径子半径_ ；核电荷数越大，；核电荷数越大，核对电子的引力越大，将使原子核对电子的引力越大，将使原子半径半径_。能层数能层数核电荷数核电荷数增大增大缩小缩小下列微粒中，半径大小的次序下列微粒中，半径大小的次序正确的是正确的是AK+Ca2+Cl-S2- BCa2+K+S2-Cl-CCa2+K+Cl-S2- DS2-Cl-K+Ca2+C2. 2. 元素电离能及其周期性变化元素电离能及其周期性变化第一电离能第一电离能:P18:P18 M M（g g） - e- e M M+ +（g g）

9、意义：意义：可以衡量元素的原子可以衡量元素的原子失去一个电子失去一个电子的难易程度第一电离能数值越小，原子的难易程度第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子越容易失去一个电子什么是电离能？什么是电离能？M（g）e- M +（g） I1M +（g）e- M 2+（g） I2 一般一般 I3 I2 I1 元素的第一电离能大致有何周期性？元素的第一电离能大致有何周期性？同一周期：由左至右同一周期：由左至右大致大致增大增大同一主族：由上至下同一主族：由上至下大致大致减小减小 O NFNe He价电子构型与电离能价电子构型与电离能I1Na Al Mg S P Na K Rb Cs半满半满全满全满LiB

10、eBCNOFNe学与问学与问1. 碱金属的电离能与碱金属的活碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？泼性存在什么联系？第一电离能越小，越容易失去电子，第一电离能越小，越容易失去电子，金属的活泼性越强。因此，碱金属的金属的活泼性越强。因此，碱金属的第一电离能越小，金属的活泼性越强。第一电离能越小，金属的活泼性越强。2钠、镁、铝逐级失去电子的电离钠、镁、铝逐级失去电子的电离能为什么越来越大？这些数据跟钠、能为什么越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？镁、铝的化合价有什么联系？学与问学与问阳离子所带正电荷数增大阳离子所带正电荷数增大再失去再失去1个电子需克服的电性引力个电子需克服的电

11、性引力越来越大越来越大消耗的能量越来越大消耗的能量越来越大3. 元素电负性及其周期性变化元素电负性及其周期性变化v一般情况下，活泼非金属元素与活泼一般情况下，活泼非金属元素与活泼金属元素以离子键结合形成离子化合金属元素以离子键结合形成离子化合物，非金属元素之间以共价键结合形物，非金属元素之间以共价键结合形成共价化合物。成共价化合物。v成键原子之间是形成离子键还是形成成键原子之间是形成离子键还是形成共价键，主要取决于共价键，主要取决于成键原子吸引电成键原子吸引电子能力子能力的差异的差异。为了比较元素的原子为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于美国化学家鲍林于1

12、9321932年首先提出了用电负性年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计吸引电子的能力。经计算确定算确定氟的电负性为氟的电负性为4.04.0，锂的为，锂的为1.01.0，并以，并以此为标准确定其它与元此为标准确定其它与元素的电负性。素的电负性。电负性电负性概念概念键合电子：键合电子：元素相互化合时，原子中用于形元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。成化学键的电子。电负性：电负性：用来描述不同元素的原子对键合电用来描述不同元素的原子对键合电 子吸引力的大小。子吸引力的大小。意义：意义：电负性越大的原子，对键合电子的电负性越大的原子，对键合电子的吸引

13、力越大，元素非金属性越强。吸引力越大，元素非金属性越强。标准：标准：以氟为以氟为4.0和锂为和锂为1.0作为相对标准作为相对标准电负性递变规律电负性递变规律同一周期，主族元素的电负性从左同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。同一主族，元素的电负性从上到下同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）电负性递变的规律电负性递变的规律下图是用表格中的数据制作的第

14、三下图是用表格中的数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作第的方法制作第A A和和A A族元素的电负族元素的电负性变化图。性变化图。应用应用: :1 1、判断元素金属性和非金属性的强弱、判断元素金属性和非金属性的强弱金属的电负性一般小于金属的电负性一般小于1 1. .8 8，非金属的电负性，非金属的电负性一般大于一般大于1 1. .8 8，而位于非金属三角区边界的，而位于非金属三角区边界的“类金属类金属” ( (如锗、锑等如锗、锑等) )的电负性则在的电负性则在1 1. .8 8左右，它们既有金属性又有非金属性。左右，它们既有金属性又有非金属性。

15、2 2、判断化学键的类型、判断化学键的类型一般认为，一般认为，电负性电负性1.71.7，形成离子键，形成离子键 电负性电负性1.71.7，形成共价键，形成共价键3 3、判断化合物中元素化合价的正负、判断化合物中元素化合价的正负电负性大的元素显负价电负性大的元素显负价电负性小的元素显正价电负性小的元素显正价科学探究科学探究如何利用电负性理论，结合我们所学如何利用电负性理论，结合我们所学的元素化合物知识，理解这三对元素的元素化合物知识，理解这三对元素的的”对角线对角线”规则？规则？ 在元素周期表中，某些主在元素周期表中，某些主族元素与族元素与右下方右下方的的主族主族元素元素( (如图如图l l27

16、)27)的有些性质是相的有些性质是相似的似的( (如硼和硅的含氧酸盐都如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔能形成玻璃且互熔) )，被称为，被称为“对角线规则对角线规则”。查阅资料，查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产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性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线这些元素的电负性解释对角线规则。规则。查阅资料：查阅资料：1 1、锂和镁的相似性、锂和镁的相似性 （1 1）锂、镁在氧气中燃烧，均生成氧化物（）锂、镁在氧气中燃烧，均生成氧化物

17、（LiLi2 2O O和和MgOMgO），不生成过氧化物。），不生成过氧化物。 （2 2）锂、镁在加热时直接和氮反应生成氮化物（）锂、镁在加热时直接和氮反应生成氮化物（LiLi3 3N N和和MgMg3 3N N2 2），而其他碱金属不能和氮作用。），而其他碱金属不能和氮作用。 （3 3）锂、镁和氟化物（）锂、镁和氟化物（LiFLiF、MgFMgF2 2）、碳酸盐（）、碳酸盐（LiLi2 2COCO3 3、MgCOMgCO3 3）、磷酸盐（）、磷酸盐（LiLi3 3POPO4 4、MgMg3 3（POPO4 4）2 2）均难）均难（或微）溶于水，其他相应化合物为易溶盐。（或微）溶于水，其他相应

18、化合物为易溶盐。 （4 4）水合锂、镁氯化物晶体受热发生水解。）水合锂、镁氯化物晶体受热发生水解。 （5 5）锂和镁、硝酸盐分解产物相似。）锂和镁、硝酸盐分解产物相似。 2 2、BeBe和和AlAl的氢氧化物均为两性氢氧化物的氢氧化物均为两性氢氧化物3 3、B B和和SiSi的含氧酸都是弱酸的含氧酸都是弱酸LiLi、MgMg的电负性分别为的电负性分别为1.01.0、1.21.2； BeBe、AlAl的电负性分别为的电负性分别为1.51.5、1.51.5； B B、SiSi的电负性分别为的电负性分别为2.02.0、1.81.8；它们的电负性接近，说明它们对键合它们的电负性接近，说明它们对键合电子

19、的吸引力相当。电子的吸引力相当。1. 1. 查阅下列化合物中的元素的电负性查阅下列化合物中的元素的电负性数值的差值，判断它们哪些是离子化数值的差值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物？合物，哪些是共价化合物？NaF HCl NO MgO KClNaF HCl NO MgO KCl CH CH4 42. 2. 根据电负性知识，请指出下列化合根据电负性知识，请指出下列化合物中化合价为正值的元素。物中化合价为正值的元素。CHCH4 4 NaH NaH NF NF3 3 HClO ICl HBr HClO ICl HBr练练 习习重点知识梳理重点知识梳理一一.原子结构与元素周期表原子结构与元素

20、周期表观察周期表，我们发现，每一周期观察周期表，我们发现，每一周期(第一周期除外第一周期除外)的开头元素均是的开头元素均是_，它们的价电子构型为，它们的价电子构型为_；每一周期结尾元素均是每一周期结尾元素均是_，它们的价电子构，它们的价电子构型为型为_(第一周期除外第一周期除外)。周期表中，周期序数周期表中，周期序数=该周期元素基态原子的该周期元素基态原子的_通常把通常把“构造原理构造原理”中能量接近的中能量接近的_划分划分为一个能级组。为一个能级组。17周期的价电子能级组分别是周期的价电子能级组分别是_.可见，各周期元素的数目可见，各周期元素的数目=_碱金属碱金属ns1稀有气体稀有气体ns2

21、np6能层数能层数原子轨道原子轨道(见黑板见黑板)该周期元素的价电子能级组所容纳的最大该周期元素的价电子能级组所容纳的最大e-数数重点知识梳理重点知识梳理二二.元素周期律元素周期律_性质随性质随_的递增发生周期性变化，称为的递增发生周期性变化，称为元素周期律。元素周期律。1.原子半径原子半径. r的大小取决于的大小取决于_、_两个因素两个因素.电子的能层越多，则电子间的负电斥力越大，使原子电子的能层越多，则电子间的负电斥力越大，使原子半径半径_；Z越大，则核对电子的引力越大，使原越大，则核对电子的引力越大，使原子半径子半径_。2.电离能电离能. 概念概念：气态的原子或离子失去一个电子：气态的原

22、子或离子失去一个电子所需要的所需要的_叫做电离能，用符号叫做电离能，用符号_表示，单位是表示，单位是_。第一电离能第一电离能：处于基态的气态原子生成：处于基态的气态原子生成_价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号常用符号_表示。表示。元素的元素的原子序数原子序数Z能层数能层数增大增大减小减小能量能量I IkJ/mol+1I I1 1 元元 素素 的的 性性 质质1、周期数、周期数3、主族序数、主族序数4、价电子、价电子5、原子半径、原子半径=基态原子能层数基态原子能层数=基态原子最外层电子数基态原子最外层电子数 =元素的最高价元素的最高价主

23、族元素主族元素(s,p区区)： 最外层电子最外层电子过渡元素过渡元素(d,ds,f区区)：最外层电子最外层电子+次外层次外层(甚至倒数第三层甚至倒数第三层)部分电子部分电子：受：受Z、能层数及测定方法的影响、能层数及测定方法的影响同周期同周期(稀有气体除外稀有气体除外)：r大小比较大小比较左右递减左右递减同族：同族： 上下递增上下递增同元素：同元素：r- r r+2、每周期元素的数目、每周期元素的数目 =该能级组容纳该能级组容纳e-总数总数=最高能级组数最高能级组数同电子构型：同电子构型：Z越大，越大，r越小越小例例1 1、下列各组元素，按电负性大小排、下列各组元素，按电负性大小排列正确的是（

24、列正确的是（ ）A A、F FN NO BO B、O OClClF FC C、AsAsP PH DH D、ClClS SAsAsD D例例2、下列各组元素，按原子半径依次、下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是（序排列的是（ ）A、K、Na、Li B、Al、Mg、NaC、N、O、C D、Cl、S、PA例例3 3、已知、已知X X、Y Y元素同周期，且电负性元素同周期，且电负性X XY Y，下列说法错误的是（下列说法错误的是（ ）A A、第一电离能、第一电离能Y Y小于小于X XB B、气态氢化物的稳定性：、气态氢化物的稳定性：HmYHmY强于强于HnXHnXC C、最高价含氧酸的酸性：、最高价含氧酸的酸性：X X对应的酸酸性强于对应的酸酸性强于Y Y对应的酸对应的酸D D、X X和和Y Y形成化合物时，形成化合物时，X X显负价，显负价，Y Y显正价显正价B