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1、第一课时,第二节 原子结构与元素性质,原子结构与元素的性质,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57La 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素,锕89Ac 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素,周期序数 = 电子层数（能层数）,（横行）,【复习】,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
2、：,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,3Li,10Ne,11Na,18Ar,19K,36Kr,37Rb,54Xe,55Cs,86Rn,1s22s1,1s22s22p6,1s22s22p63s1,1s22s22p63s23p6,Ar4s1,Ar3d104s24p6,Kr5s1,Kr 4d105s25p6,Xe6s1,87Fr,118X,Xe 4f145d106s26p6,Rn 5f146d107s27p6,1H,2He,1s1,1s2,Rn7s1,原子的电子排布与周期的划分,(1)除第一周期外,各周期均以填充s
3、轨道的元素开始， 并以填充p的元素结束。,【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,(2)能层数=周期序数,(3)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。,31,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？,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，而是随着周期序数的递增渐渐增多。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,问题与思考： 写出各主族元素的价电子排布式,n
4、s1,ns2,ns2np1,ns2np2,ns2np3,ns2np4,ns2np5,问题与思考：写出下列各元素的价电子排布式,3d14s2,3d24s2,3d34s2,3d54s1,3d54s2,3d64s2,3d74s2,3d84s2,3d104s1,3d104s2,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：大多数族序数=（n-1)d+ns的电子数 =价电子数 电子总数为3-7，BB 电子总数为8-10， 电子总数为11-12，BB,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Ar3d54s
5、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,2、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电子排布式、元素名称、元素符号和原子序数。,解：位于第五周期，,价电子是第五能级组，,即5s4d5p，,又是A族，价电子排布为5s25p4，,这时4d必是全充满的，,电子排布式Kr4d105s25p4,碲，Te，原子序数是52。,电子构型与周期表,五个区：s、p、d、ds、f,A 0,s区,d 区,ds区,区,ns2np1-6,(n-1)d10ns1-2,(n-1)d1-8ns2 (有例外),B B,A A,A,ns1,ns2,BB ,f 区
6、镧系、锕系 (n-2)f1-14ns2（有例外）,镧锕,我们把元素周期表划分为5个区，划分区的依据是什么？,【想一想】,依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。,原子的电子构型和元素的分区,【S 区】最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元素。除H外，其余为活泼金属。,【p区】最外层电子构型从ns2np1ns2np6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】价电子构型为(n1)d10ns12，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】最后1个电子填充在f轨道上，价电子构型是：（n2）f014ns2
7、或(n 2)f014(n1)d02ns2，它包括镧系和锕系元素（各有14种元素）。最外层电子数基本相同，化学性质相似。,【d区】价电子构型为(n1)d18ns2，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。,A、A族,A零族,B族,B、B族,镧系和锕系,ns1、ns2,ns2np16,(n1)d18ns2,(n1)d10ns12,（n2）f014ns2,各区元素特点：,活泼金属,大多为非金属,过渡元素,过渡元素,小结,过渡元素,横行七个周期；2，8，8，18，18，32种；每一周期开头第一个元素的最外层的排布通式为ns1，结尾元素的电子排布式为ns2np6
8、;第一周期只有一个1s能级，其结尾元素的电子排布式为1s2，跟其他周期的结尾元素的原子电子排布式不同。,【科学探究】（教材p14),【探究1】元素周期表共有几个周期？每个周期共有多少种元素？写出每个周期开头第一个元素和结尾元素的最外层电子的排布式的通式。为什么第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同？,【探究2】元素周期表共有多少个纵列？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，每个纵列的价电子层的电子总数是否相等？,18个纵列；除零族元素中He（2s2）与其它稀有气体ns2np6不同外，其余相等。,【探究3】按电子排布，可把周期表里的元素划
9、分为5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。s区、d区和p区分别有几个纵列？为什么s区、d区和ds区的元素都是金属？,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。,【探究4】为什么在元素周期表中，非金属主要集中在右上角三角区内？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
10、金属性，因此这些元素常被称为半金属或准金属。,【探究5】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？,第二课时,第二节 原子结构与元素性质,【定义】,【内容 】,元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化。,元素核外电子排布周期性变化的必然结果。,【本质】,二、元素周期律,复习回忆,元素化合价 、元素金属性和非金属性、原子半径的周期性的变化,学与问,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,原子半径：,影响因素,大小比较：,电子层数不同时,电子层数越
11、多,原子半径越大。,电子的能层数核电荷数,电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。,电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半径越大。,变化规律：随核电荷数的递增而呈现周期性变化,（1）概念,气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。,从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号2。,2、电离能,M（g）-e- M +（g） I1M +（g）-e- M 2+（g） I2,一般 I3 I2 I1,电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。,用符号1表示，单位：kJ/mol。,Li B Be C O N FNe,Na Al Mg,
12、S P Cl,He电离能最大,Li Na K Rb Cs,（2）元素第一电离能变化规律,He Ne Ar Kr Xe,同周期： a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是 稀有气体的元素；,同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。,【思考】第A元素和第A元素的反常现象如何解释？,b.第A元素 A的元素；第A元素 A元素,同一元素的各级电离能是逐渐增大的，即I1I2I3,并且会发生突变。例：Na原子的I1、I2、I3分别是496、4562、6912 KJmol-1,（2）元素第一电离能变化规律,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满（p3、d5、f7）和全满（
13、p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。,原子核电荷（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。 原子半径（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。电子层结构具有全空、全充满、半充满稳定结构时，电离能较大。,（3）影响电离能大小的因素, 判断金属性和非金属性的强弱，I1越大，非金属性越强，I1越小，金属性越强。, 判断原子失去电子的数目和形成的阳离子所带的电荷（元素的化合价）【例】 I2I1 易形成+1价阳离子 I3I2I1,可以形成+1价或+2价阳离子，而难以形
14、成+3价离子。,（4）电离能的应用,确定元素核外电子排布。【例】Li：I3I2I1,表明Li原子核外三个电子排布在两个能层上，且最外层只有一个电子。,1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？,化合价是元素性质的一种体现。思考：为什么钠元素显1价，镁元素显2价，铝元素显3价？元素化合价与原子结构有什么关系？,碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。,【学与问】,交流与讨论,2.为什么原子逐级电离能越来越大？,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
15、。,1.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 ns2np3 B ns2np5 C ns2np4 D ns2np6,C,3.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJmol-1），为什么逐渐增大？,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
16、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。,3、电负性,1932年美国化学家鲍林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与元素的电负性。,【化学键】,相邻原子之间强烈的相互作用，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。,（1）定义：元素的原子吸引键合电子的能力。,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。,（2）标准和数值,（3）变化规律,同周期：x左右递增; 元素非金属性增强，金属性减弱。,同族：x上
17、下递减。元素金属性增强，非金属性减弱。,（4）电负性的应用,a判断元素的金属性和非金属性 电负性越大，非金属性越强；电负性越小，金属性越强。,为金属,为“类金属”如锗,为非金属,3节,b判断化学键的类型 一般：成键元素原子的电负性差1.7，离子键 成键元素原子的电负性差1.7，共价键,【例】Al：1.5， Cl：3.0 F:4.0 3.0-1.5=1.5 AlCl3共价键、为共价化合物 4.0-1.5=2.5 AlF3 离子键、为离子化合物,c判断共价键的极性强弱 若两种不同元素的原子间形成共价键，必是极性键，成键原子间的电负性之差越大，键的极性越强,极性：H-FH-ClH-BrH-I C-O
18、C-H; H-OC-H,3节,d判断共价化合物中元素的化合价 一般：电负性大的显负价，电负性小的显正价,【例】 NaH中，Na：0.9 H：2.1 Na显正价，H显负价,【例】NaBH4中，Na：0.9 H：2.1 B：2.0 试判断各元素的化合价,1、下列各组元素按电负性由大到小顺序排列的是( ) A. F N O B. O Cl F C. As P H D. Cl S As,D,2、下列哪个系列的排列顺序正好是电负性减小的顺序( ) A. K Na Li B. O Cl H C. As P H D. 三者都是,B,【课堂练习】,4、下列不是元素电负性的应用的是( ) A.判断一种元素是金属
19、还是非金属 B.判断化合物中元素化合价的正负 C.判断化学键的类型 D.判断化合物的溶解度,D,3、电负性差值大的元素之间形成的化学键主要为( ) A.共价键 B.离子键 C.金属键 D.配位键,B,差值若为零时呢?,【科学探究】,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。,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
20、气中燃烧的产物为Li2O、MgO，Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。,1、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：NaFAlCl3NOMgOBeCl2CO2共价化合物（ ）离子化合物（ ）,【练一练】,2.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”)，其电子式为 ，BeCl2水溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示)：,Be+2OH-BeO22-+H2,NaOH溶液,Be(OH)2+2OH-BeO22-+2H2O,共价,
