第一章第二节原子结构与元素性质.ppt

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1、新课标人教版选修三物质结构与性质新课标人教版选修三物质结构与性质第一章原子结构与性质第一章原子结构与性质第二节第二节原子结构与元素的性质原子结构与元素的性质（第一课时）（第一课时）一、元素周期表的结构周期周期短周期短周期长周期长周期第第1周期：周期：2 种元素种元素第第2周期：周期：8 种元素种元素第第3周期：周期：8 种元素种元素第第4周期：周期：18 种元素种元素第第5周期：周期：18 种元素种元素第第6周期：周期：32 种元素种元素不完全周期不完全周期第第7周期：周期：26种元素种元素镧镧57La 镥镥71Lu 共共15 种元素称镧系元素种元素称镧系元素锕锕89Ac 铹铹103Lr 共共

2、15 种元素称锕系元素种元素称锕系元素周期序数周期序数 =电子层数（能层数）电子层数（能层数）（横行）（横行）族族主族：主族：副族：副族：A,A,A,A,A,A,A 第第VIII 族：族：稀有气体元素稀有气体元素主族序数主族序数=最外层电子数最外层电子数=价电子数价电子数 =最高正价数最高正价数（纵行）（纵行）零族：零族：共七个主族共七个主族B,B ,B,B,B,B,B 共七个副族共七个副族三个纵行三个纵行(8、9、10），位于），位于 B 与与B中间中间 原子结构原子结构表中位置表中位置元素性质元素性质原子序数原子序数=核电荷数核电荷数周期数周期数=电子层数电子层数主族序数主族序数=最外层电

3、子数最外层电子数同位素化学性质相似同位素化学性质相似 相似性相似性 递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱）递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱）同周期同周期同主族同主族递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）（主族）最外层电子数（主族）最外层电子数=最高正价最高正价 最外层电子数最外层电子数8=最低负价最低负价原子结构决定元素在周期表中的位置，决定性质原子结构决定元素在周期表中的位置，决定性质思考与探究思考与探究1.写出写出IA族族和和零族零族基态原子的简化电子排布式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并观察

4、原子的核外电子排布变化有什么规律？最外层电子排布从最外层电子排布从1 1个电子个电子(nsns1 1)到到 8 8个电子个电子(nsns2 2npnp6 6)呈周期性变化呈周期性变化.结论：随着核电荷数的增加，核外电子的结论：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化。排布发生周期性的变化。周期周期一一二二三三四四五五六六七七八八元素元素数目数目28818183226？金属金属元素元素数目数目023141530？50312 2、你能否根据原子结构与各周期中元素种、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？数的关系分析元素周期系周期发展规律？思考与探究思考与探

5、究32由于随着核电荷数的递增，电子在能级里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样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多渐渐增多。因。因而，我们可以把元素周期系的周期发展形象的而，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。比喻成螺壳上的螺旋。科学探究科学探究1.1.元素周期表共有个周期，每一周期元素元素周期表共有个周期，每一周期元素的种类分别有的种类分别有种，每一周期开头第一个元素的最外层电子种，每一

6、周期开头第一个元素的最外层电子排布式的通式是，第一周期结尾排布式的通式是，第一周期结尾元素的最外层电子排布式是，其元素的最外层电子排布式是，其它周期结尾元素的最外层电子排布式的通式它周期结尾元素的最外层电子排布式的通式是第一周期结尾元素的最外层电是第一周期结尾元素的最外层电子排布式与其它周期不同的原因是子排布式与其它周期不同的原因是。72、8、8、18、18、32、32（未满）（未满）ns11s2ns2np6第一周期只有一个第一周期只有一个1s能级，最多只有能级，最多只有2个电子个电子2.元素周期表共有个纵列，周期表上元素的元素周期表共有个纵列，周期表上元素的“外围电子排布外围电子排布”简称简

7、称“价电子层价电子层”，这是由于，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。每个纵列的每个纵列的价电子层价电子层的电子总数的电子总数相相等。等。主族元素：族序数主族元素：族序数=原子的最外层电子数原子的最外层电子数 =价电子数价电子数副族元素：副族元素：大多数族序数大多数族序数=（n-1)d+nsn-1)d+ns的电子数的电子数 =价电子数价电子数18不一定相等不一定相等3 3、按照电子排布，可把周期表的元素划分为、按照电子排布，可把周期表的元素划分为5 5个区：个区：s s区、区、d d区、区、dsds区、区、p p区、区、f f区。划分区的

8、依据是什么区。划分区的依据是什么？s s区、区、d d区、区、p p区分别有几个纵列？区分别有几个纵列？为什么为什么s区、区、d区、区、ds区的元素都是金属？区的元素都是金属？12 s p34 dds567 f除除dsds区外，区的名称来自按构造原理最后填入区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号电子的能级的符号镧镧系系f锕锕系系(二二)区的划分区的划分S区：区：IA、IIA族族 ns1和和ns2 除除H外，其余为活泼金属。外，其余为活泼金属。p区：区：IIIAVIIA族、族、0族族ns2np16（除（除He）除除H外，所有非金属元素都在外，所有非金属元素都在p区。区。ds区区:I

9、B、IIB族族（n-1）d10ns12最外层电子数皆为最外层电子数皆为12个，均为金属元素个，均为金属元素。f区：区：镧系和锕系镧系和锕系(n-2)f014(n-1)d 02 ns2最外层电子数基本相同，化学性质相似。最外层电子数基本相同，化学性质相似。d区区:BB和和 （n-1）d19 ns12 最外层电子数皆为最外层电子数皆为12个，均为金属元素，个，均为金属元素，性质相似。性质相似。(注：注：Pd 无无s电子电子)副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为区域，因此，又把副族元素称为过渡过渡元素。元素。4.为什么副族元素又称为

10、过渡元素？为什么副族元素又称为过渡元素？5.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角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）？三角区内（如图）？这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变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。果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性。6.处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准处于

11、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？金属。为什么？处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属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。之为半金属或准金属。1.1.已知一元素的价层电子结构为已知一元素的价层电子结构为3d3d5 54s4s2 2，试，试确定其在周期表中的位置。确定其在周期表中的位置。第四周期，B族。2.2.试确定试确定3232号元素在周期表中的位置。号元素在周期表中的位置。第四周期，A族 3.3.判断处于第三周期，判断处于第三周期，AA

12、族元素的价层族元素的价层电子结构、原子序数。电子结构、原子序数。Ne3s23p2，第14号元素练习：练习：4 4、已知某元素在周期表中位于第五周期、已知某元素在周期表中位于第五周期、AA族位置上。试写出该元素基态原子的价电子族位置上。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？排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？由于是由于是AA族，族，4d4d必是全充满的，必是全充满的，所以价电子排布为所以价电子排布为5s5s2 25p5p4 4，电子排布式电子排布式Kr4dKr4d10105s5s2 25p5p4 4课堂练习课堂练习属属P区区二、元素周期律二、元素周期律元素的性质随（

13、元素的性质随（）的递增发生）的递增发生周期性的递变，称为周期性的递变，称为元素的周期律。元素的周期律。核电荷数核电荷数1、原子半径、原子半径二、元素周期律二、元素周期律（一）原子半径：（一）原子半径：1、影响因素、影响因素:2、规律：、规律：（1）电子层数不同时）电子层数不同时,电子层数越多电子层数越多,原子半径越大。原子半径越大。原子半径原子半径的大小的大小取决于取决于1、电子的能层数、电子的能层数2、核电荷数、核电荷数（2）电子层相同时）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。核电荷数越大，原子半径越小。（3）电子层、核电荷数都相同时）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，电子数越多，原

14、子半径越大。原子半径越大。课堂练习课堂练习1：比较下列微粒的半径的大小：比较下列微粒的半径的大小：（1）CaAI(2)Na+Na(3)Cl-Cl(4)K+Ca2+S2-CI-S S2-2-CICI-KK+CaCa2+2+课堂练习课堂练习2 2：具有相同电子层结构的三种微粒具有相同电子层结构的三种微粒A An+n+、B Bn n-、C C下列分析正确的是（下列分析正确的是（）A.A.原子序数关系：原子序数关系：CBACBAB.B.微粒半径关系：微粒半径关系：B Bn n-A An+n+C.CC.C微粒是稀有气体元素的原子微粒是稀有气体元素的原子.D.D.原子半径关系是：原子半径关系是：ABCAB

15、A的元素；第的元素；第A元素元素A元素元素电离能是衡量气态原子电离能是衡量气态原子失去电子难易失去电子难易的物的物理量。元素的电离能理量。元素的电离能越小越小，表示气态时越容，表示气态时越容易失去易失去电子，即元素在气态时的电子，即元素在气态时的金属性越强金属性越强。A半充满、半充满、A全充满结构全充满结构学与问：学与问：1.1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？碱金属元素的碱金属元素的 第一电离能越小，金属的活第一电离能越小，金属的活泼性就越强。泼性就越强。2.2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、为什么原子逐级电离能越来越大？

16、这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？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，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。电离能越来越大。看看逐级电离能的逐级电离能的突变。突变。课堂练习：课堂练习：下列说法正确的是（下列说法正确的是（）A.A.第第3 3周期所含的元素中钠的第一电离能最小周期所含的元素中钠的第一电离能最小B

17、.B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大铝的第一电离能比镁的第一电离能大C.C.在所有元素中，氟的第一电离能最大在所有元素中，氟的第一电离能最大.D.D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大钾的第一电离能比镁的第一电离能大.A A反常现象反常现象最大的是稀有气体的元素：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）从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）KNaMg课堂练习：课堂练习：2在下面的电子结构中在下面的电子结构中,第一电离能最小第一电离能最小的原子可能是的原子可能是()Ans2np3Bns2np5Cns2np4Dns2np6C（三）电负性（三）电负性（阅读课本（阅读课本18

18、）1 1、基本概念、基本概念化学键：化学键：元素相互化合，元素相互化合，相邻相邻的原子之间产生的的原子之间产生的强烈强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。的化学作用力，形象地叫做化学键。键合电子：键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。键合电子。电负性：电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的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，没吸引力的大小。（电负性是相对值，没单位）单位）为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟确定氟的电负性为的电负

19、性为4.04.0，锂的为锂的为1.01.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。鲍林鲍林L.Pauling1901-1994鲍林研究电负性的手稿鲍林研究电负性的手稿观察这组电负性数据，找出其变化规律：2、变化规律、变化规律：同主族，从上到下，电负性递减；同主族，从上到下，电负性递减；同周期，从左到右，电负性递增。同周期，从左到右，电负性递增。3、电负性的应用：、电负性的应用：判断金属与非金属判断金属与非金属电负性电负性1.81.8电负性电负性1.81.8电负性电负性1.81.8为为金属金属为为“类金属类金属”为为非金属非金属判断化学键类型判断化学键类型 在化合物中，可以根据电负性的差值大小，估

20、计化学键的类型。电负性差越大，离子性越强，一般说来，电负性差大于1.7时，可以形成离子键，小于1.7时形成共价键。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：NaF；AlCl3；NO；MgO；BeCl2；CO2共价化合物（）离子化合物（）元素元素AlBBeCClFLiMg NNa OPSSi电负电负性性1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.23.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8(2010(2010山东山东)CH CH4 4中共用电子对偏向中共用电

21、子对偏向C C，SiHSiH4 4中共用电中共用电子对偏向子对偏向H H，则，则C C、SiSi、H H的电负性由大到小的电负性由大到小的顺序为的顺序为 。C H Si C H Si(2009(2009山东山东)C C和和SiSi元素在化学中占有极其重要的地位。元素在化学中占有极其重要的地位。(1)(1)写出写出SiSi的基态原子核外电子排布式的基态原子核外电子排布式 。从电负性角度分析，从电负性角度分析，C C、SiSi和和O O元素的非金属活元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为泼性由强至弱的顺序为 。1s1s2 22s2s2 22p2p6 63s3s2 23p3p2 2 O OC CSi S

22、i 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为的性质有些相似，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物，铍和铝的氢氧化物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。线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。解答：解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO，Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，都是两性氢氧化

23、物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。都是弱酸。这些都可解释这些都可解释“对角线规则对角线规则”科学探究科学探究 根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题：(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式：(2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂 鉴别，其离子方程式为：(3)BeCl2是 化合物(填“离子”或“共价”)Be+2OH-BeO22-+H2NaOH溶液溶液Be(OH)2+2OH-BeO22-+2H2O共价共价课堂练习课堂练习元素周期律小结元素周期律小结主族元素原子半径的周期性变化主族元素原子半径的周期性变化半径减小半径减小半半径径增增大大元素周期律小结元素周期律小结元素的第一电离能周期性变化元素的第一电离能周期性变化第一电离能增大第一电离能增大第第一一电电离离能能减减小小元素周期律小结元素周期律小结电负性周期性变化电负性周期性变化电负性增大电负性增大电电负负性性减减小小