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1、2023/3/18,学习目标1.了解元素周期表与原子结构的关系。2.掌握同周期主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性、原子半径的变化规律。3.掌握同主族元素从上到下，金属性和非金属性、原子半径的变化规律。4.能说出元素电离能、电负性的含义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。,第二节原子结构与元素的性质,2023/3/18,碱金属元素基态原子的电子排布,2023/3/18,原子核外电子排布的周期性重复。,2023/3/18,根据构造原理，将能量相近的能级分为一组，按能量由低到高可分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。每一个能级组对应一
2、个周期，且该能级组中最大的能层数等于元素的周期序数。,核外电子排布与周期划分的关系,族的划分依据是原子的价层电子排布。(1)同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或nsnp轨道上。价电子数与族序数相同。(2)稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。(3)过渡元素(副族和族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电子排布为(n1)d110ns12，BB族元素的价电子数与族序数相同。,核外电子排布与族的划分,2023/3/18,1根据核外电子排布(1)分区,元素周期表的分区,2023/3/18,(2)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点,2023/3/18,2.根据元素
3、金属性与非金属性,(1)过渡元素均为金属元素，但金属元素却不都是过渡元素，如碱金属、碱土金属等。(2)处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，被称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。,2023/3/18,(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子的电子云形状为_。(2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，它常见离子的电子排布式为_。(3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子排布式为_。(4)在p区中，第二周期A族元素原子的价电子的电子排布图为_。(5)当今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们处在元素周期表的_区中。,
4、2023/3/18,【规律方法】(1)主族元素的价电子总数等于族序数，s区元素价电子特征排布为ns12，价电子数等于主族序数。p区元素价电子特征排布为ns2np16，价电子总数等于主族序数。(2)s区、d区、ds区都是金属元素(氢元素除外)s区有2个纵列，d区有8个纵列，ds区有2个纵列；从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区(H除外)、d区、ds区都是金属元素。,2023/3/18,特别提醒：(1)价电子数：主族元素的外围电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属原子的外围电子排布为ns1。副族元素的外围
5、电子与其最外层电子和内层电子有关。如铁元素原子的外围电子排布为3d64s2。(2)由元素的价电子层排布式可知元素在周期表中的位置，如：3s23p5为第三周期第A族元素，即，周期数电子层数最高能层数，主族序数价电子数。同样，由主族元素在元素周期表中的位置可以推断其价电子排布式。,2023/3/18,写出13Al、24Cr、26Fe、33As等元素原子的电子排布式，并判断它们在元素周期表中的位置。13Al：_24Cr：_26Fe：_33As：_,2023/3/18,【规律方法】原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。(1)原子核外电子层数决定所在周期数；周期数最大能层数(钯除外，46Pd：
6、Kr4d10，最大能层数是4，但是在第五周期)。(2)外围电子总数决定排在哪一族。如29Cu：3d104s1,10111尾数是1且有d轨道，所以是B族。,2023/3/18,X、Y、Z是AA族的三种非金属元素，它们在周期表中的位置如图所示，试回答：(1)X元素单质的化学式是_。(2)Y元素的原子结构示意图是_。Y与Na所形成化合物的电子式为_。(3)Z元素的名称是_，从元素原子得失电子的角度看，Z元素具有_性，若从Z元素在周期表中所处位置看，它具有这种性质的原因_，其价电子排布式为_。,2023/3/18,元素周期律和原子半径1元素周期律元素的性质随_的递增发生周期性递变的规律。2原子半径(1
7、)决定因素,核电荷数,增大,越大,越小,2023/3/18,(2)变化规律,电子能层数,增大,不变,增大,减小,2023/3/18,比较微粒半径大小的方法,原子半径(1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小(稀有气体除外)。例：r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl)(2)同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。例：r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs),离子半径(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例：r(Cl)r(Cl)，r(Fe)r(Fe2)r(Fe3)(2)电子层结构相同的微粒，核电
8、荷数越大，半径越小。例：r(O2)r(F)r(Na)r(Mg2)r(Al3)(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。例：r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)，(4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(K)与r(Mg2)可选r(Na)为参照,2023/3/18,可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小：“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。,具有相同电子层结构的三种微粒An、Bn和C，下列分
9、析正确的是()A原子序数关系：CBAB微粒半径关系：r(Bn)r(An)C微粒C是稀有气体元素的原子D原子半径关系是：r(A)r(B)r(C),2023/3/18,2023/3/18,3.电离能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。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。同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现增大的趋势。同族元素从上到下第一电离能逐渐减小先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能最小，再失去的电子是能级较低的电子，且失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强，从而使电离能越来越大.,
10、2023/3/18,当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。如表所示钠、镁、铝的电离能(kJmol1),原子的逐级电离能越来越大。首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。,2023/3/18,金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致。金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性
11、顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。例如，碱金属元素Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能分别为520 kJmol1、496 kJmol1、419 kJmol1、403 kJmol1、376 kJmol1，由此可知，气态锂原子最不易失去电子。但在溶液中锂原子的金属活动性却最强，其主要原因是锂原子形成水合离子时放出的能量最多。,2023/3/18,电离能的应用(1)判断元素原子核外电子的分层排布，这是由于层与层之间电离能相差很大，电离能数值在层与层电子之间呈突跃性变化，而同层内电离能数值差别相对较小，如Na的第一到第七级电离能分别为(单位 kJmol1)：496、4562、69
12、12、9543、13353、16610、20114。从中明显看出在第一、第二电离能之间有突跃，故可判断Na最外层只有1个电子。(2)判断金属原子在气态时失去电子的难易。(3)判断主族元素在元素周期表中的族序数、价电子数，进而确定其最高化合价。由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但A族的Be、Mg、Ca的第一电离能较同周期A族的B、Al、Ga的第一电离能要大；A族的N、P、As的第一电离能较同周期A族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于A族元素的最外层电子排布为ns2，为全充满较稳定状态，而A族元素的最外层电子排布为np3，为半充满状态，比A族的np4
13、状态稳定。,2023/3/18,不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E)如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题,(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是_，各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的_变化规律。(2)同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是_(填写编号)。E(砷)E(硒)E(砷)E(硒)E(溴)E(硒)(3)估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：_E_。(4)10号元素E值较大的原因是：,2023/3/18,有A、B、C、D、E五种短周期元素，
14、它们的核外四个电子的电离能数据如下：,由表中数据可知，元素符号依次为A_，B_，C_，D_，E_。,解析：首先可以确定E为Li，因为其核外只有3个电子；由电离能的数据出现的突跃情况可以判断A、E元素最外层只有1个电子，B元素最外层有3个电子，C、D元素最外层各有2个电子；由于是短周期元素，根据第一电离能的数据结合周期表中同一周期、同一主族的递变趋势可以确定A是Na，B是Al，C是Be，D是Mg。,2023/3/18,4.电负性键合电子:元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。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以氟的电负性为4.0 和
15、锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐变大同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐变小。,2023/3/18,电负性应用：判断金属性、非金属性强弱,强,强,金属,非金属,2023/3/18,电负性的应用,判断元素的金属性和非金属性及其强弱金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。判断元素的化合价电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能
16、力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。判断化学键的类型一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。,并不是所有电负性差大于1.7的元素都形成离子化合物，如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物，应注意这些特殊情况。,2023/3/18,元素“对角线”规则在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。Li、Mg
17、的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当。表现出的性质相似。,特别提醒：(1)元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。(2)元素电负性的概念最先是由鲍林于1932年在研究化学键性质时提出来的。以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，然后根据化学键的键能推算其他元素的相对电负性的数值，后人做了更精确的计算，数值有所修改。,2023/3/18,有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素
18、；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性为2.5,3.5,0.8,2.1,1.5，请回答下列问题：(1)A是_，B是_，C是_，D是_，E是_(用化学符号填空，下同)(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是_，非金属性最强的是_。(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显_价，其他元素显_价。(4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是_，有共价键的是_。,2023/3/18,【解析
19、】A、E均为A族元素且E为金属元素，则A为H，由于B、D为同族且最外层的p能级电子数为s能级电子数的两倍，则B、D的价电子排布为ns2np4为A族元素，则B为O，D为S，E为K，C为3s23p1为Al。五种元素中，属于金属的是Al、K，且活泼性：KAl，则K的电负性为0.8，Al的电负性为1.5；属于非金属的是H、S、O，非金属性：OSH，则电负性O为3.5，S为2.5，H为2.1；当O与H、S、Al形成化合物时，由于O的电负性大，所以O为负价，其他元素为正价。当形成化合物时，电负性差值大于1.7为共价键，电负性差值小于1.7的为离子键。,2023/3/18,已知元素的电负性和元素的化合价等一
20、样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：,已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_。(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？Mg3N2_；BeCl2_；AlCl3_；SiC_；,2023/3/18,解析：元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值：Mg3N2中电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。答案：(1)随原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化(2)离子化合物共价化合物共价化合物共价化合物,
