选修3第一章第二节

·原子结构与元素的性质,一、原子结构与元素周期表,电子层状,第一张元素周期表,金字塔式,螺旋式,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,课堂练习,2、某周期A族元素的原子序数为x，则同周期的A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,1.横行 周期,构造原理： 1s；2s 2p；3s 3p；4s 3d 4p；5s 4d 5p; 6s 4f 5d 6p；7s 5f 6d 7p,请同学们写出A和零族的简化电子排布式,请同学们写出A和零族的外围电子排布式,3）除第一周期外, 各周期均以填充 s 轨道的元素开始, 并以填充满p 轨道的元素告终.,1）元素所在周期的判断：周期序数=最大能层数,2）周期元素数目=相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数,外围电子层排布重复出现从ns1 到 ns2np6 的周期性变化。,最外层电子数：从1到8,2、纵行族,1）每个族的价电子层的电子总数相等（除零族元素）,2）元素所在族的判断：,主族元素：主族序数=外围电子数=最外层电子数,副族元素：以外围（n-1）d+ns的电子总数判断,A、电子总数为37，BBB、电子总数为810，C、电子总数为1112，B和B,3、区的划分,除ds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,金属区域,非金属区域,ns1,ns2,ns2np1,ns2np2,ns2np3,ns2np4,ns2np5,ns2np6,S区,p 区,(n-1)d10ns12,(n-1)d15ns2,(n-1)d68ns2,ds区,d区,1）为什么s区、d区和ds区的元素都是金属？,思考：,s区，d区， ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层及倒数第二层的电子，表现金属性，属于金属。,2）为什么副族元素又称为过渡元素,副族元素介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属）元素之间，处于由金属向非金属过渡的区域，因此，把副族元素又称为过渡元素。,3）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）？,4）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层结构和元素周期表中元素性质的递变规律决定的。同周期元素从左到右非金属性增强，同主族从上到下非金属性减弱，结果使元素周期表右上方三角区内的元素主要呈现出非金属性。,由于元素的金属性和非金属性没有严格的界限，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为半金属或准金属。,结论：,元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复,课堂小结,一方法的收获：学习了使用原子结构及构造原理解决新问题的方法二知识的收获：原子结构决定元素在周期表中的位置（周期、族、区）元素周期系及周期非单调的本质原因,课堂练习,1.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Ar3d54s2，,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。,2.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。,第四周期，B族。,3.试确定32号元素在周期表中的位置。,第四周期，A族,4.判断处于第三周期，A族元素的价层电子结构、原子序数。,Ne3s23p2，第14号元素,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5s25p4，,电子排布式Kr4d105s25p4,属P区,交流讨论：(1)什么是元素周期律 ？(2)元素的性质包括哪些方面？ (3)元素性质周期性变化的根本原因是什么？,二.元素周期律,元素的性质随着原子序数的递增发生周期性的递变，称为元素周期律。,性质包括,核外电子排布,元素的化合价,元素的金属性和非金属性,原子半径,电离能,电负性,元素金属性和非金属性的周期性变化,金属性：Na>Mg>Al,以第三周期元素为例：Na Mg Al Si P S Cl,非金属性：Si < P < S < Cl,综上所述：,Na Mg Al Si P S Cl,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,（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 ；,复习回忆,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,4、原子半径的周期性变化,1）决定因素：,电子能层数；核电荷数,2）递变规律：,从左到右，逐渐减小从上到下，逐渐增大,5.电离能的周期性变化,1）第一电离能：,原子 转化为气态基态正离子所需要的最低能量.,气态,电中性,基态,失去一个电子,M（g） - e M+（g）,2）第一电离能的周期性变化,同一主族：由上至下大致减小,同一周期：由左至右大致增大,反常例： Be 8.32 1s2 2 B 8.30 （小） 1s2 2 P1 N 14.53 1s2 2 P3 O 13.62（小）1s2 2 P4,为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？,3）元素电离能与元素性质的关系,金属性与非金属性,元素化合价,衡量元素的原子失去一个电子的难易程度，第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子元素的金属性越强。,元素电离能与元素化合价的关系,1）电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大,2）电负性大小的标准：,3）电负性的变化规律：,同周期：左右，增大同主族：上下，减小,F：4.0 Li: 1.0,电负性是一个相对数值,6. 元素电负性的周期性变化,元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。,电负性递变规律,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。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它元素的电负性。,例：NaH中，Na：0.9 H：2.1 Na显正价，H显负价,判断化合物中元素化合价的正负,判断化学键的类型,一般：离子键 :成键元素原子的电负性差1.7， 共价键 :成键元素原子的电负性差1.7,例：H：2.1，Cl：3.0 3.0-2.1=0.9 HCl为共价化合物,4）电负性的应用：,判断元素的金属性和非金属性的强弱,一般：非金属1.8 金属1.8 类金属1.8,科学探究,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”对角线”规则？,1.0,1.5,2.0,1.2,1.5,1.8,3、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Fr2O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H2X，则该元素的最高价含氧酸的化学式为 （ ） A. H2XO3 B. H3XO4 C. H2XO4 D. HXO4,C,