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1、微粒结构与元素周期表,物质结构 元素周期律,2He,10 Ne,18 Ar,36 Kr,54 Xe,86 Rn,2,8,18,18,32,8,元素周期表,32,118,113,元素周期表,族,周期,不完全周期,七个主族(A)七个副族(B)VIII族 0族,(第8、9、10共3个纵行),(稀有气体),第1周期：种元素第2周期：种元素第3周期：种元素,第4周期：种元素第5周期：种元素第6周期：种元素,第7周期,288181832,长周期,短周期,三长三短一不全,七主七副零八族,周期序数原子核外电子层数,元素周期表,元素周期表,IA族,A族,A族,IVA族,VA族,VIA族,VIIA族,由长周期元素
2、和短周期元素共同构成的族。,最外层电子数主族序数价电子数,最外层电子数均为8个(He为2个除外),IB族 IIB族IIIB族 IVB族VB族 VIB族VIIB族,第VIII族,只由长周期元素构成的族,有三列元素,最外层电子数一般不等于族序数(第B族、B族除外),次外层电子数一般不满(第B族、B族除外),、最外层电子数为7的元素位于_,、最外层电子数为6的元素位于_,、最外层电子数为4的元素位于_,、最外层电子数为3的元素位于_,第A族或B族,第A族或B族,第A族,第A族,第A族,第A族,第A主族,、最外层电子数为的元素位于_,、最外层电子数为2的元素位于_,、最外层电子数为5的元素位于_,思考
3、:,（1）由周期表中每周期非金属元素的种数（把稀有气体也看为非金属元素）预测周期表中应该有_种非金属元素还有_种未发现未发现的非金属元素应处在周期中_周期_族（2）预测第八周期最多可能含有_种元素,23,1,七,0,50,练习:,元 素 周 期 表,s区,d区,ds区,p区,f区,元素周期表的分区,元素周期表的结构,s 包括A和A族。p 包括A、A、A、A、A和0族。d 包括B、B、B、B、B和族。ds 包括B和B族。f 包括镧系元素和锕系元素。,按照外围电子排布价电子结构进行分区,一轮复习 P.85 10,随着原子序数的递增1.原子核外电子排布-最外层电子数出现周期性变化.（1到8）2.原子
4、半径由左到右递减的周期性变化.3.主要化合价周期性变化.4.元素的金属性,非金属性周期性变化.,元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化.,问:引起元素的性质周期性变化的本质原因是什么?,元素周期律的主要内容:,原子核外电子排布和元素性质的周期性,+2,+3,+4,+5,+6,+7,-4,-3,-2,-1,周期性变化,金属性减弱、非金属性增强,周期性变化,+1,最高正价1 7(O、F除外),负价4 1 0,同一周期，不同主族,同周期:由左到右,元素金属性,非金属性,金属单质,非金属单质,金属阳离子,非金属阴离子.同主族:由上到下,元素金属性,非金属性,金属单质,非金属单质,金属阳离子,
5、非金属阴离子。,同周期:由左到右,金属元素最高价氧化物对应水化物碱性,非金属元素最高价氧化物对应水化物酸性,非金属元素最低价气态氢化物稳定性.氢化物还原性。,元素性质与其在周期表中位置关系:,减弱,增强,还原性减弱,氧化性增强,氧化性增强,还原性减弱,增强,减弱,还原性增强,氧化性减弱,氧化性减弱,还原性增强,减弱,增强,增强,减弱,判断金属性和非金属强弱的方法,金属性：,1、单质还原性、对应阳离子氧化性2、若xn+yx+ym+则y比x金属性强3、单质与水或非氧化性酸反应越剧烈程度4、最高价氧化物水化物碱性,非金属性,1、单质氧化性、对应阴离子的还原性2、An-+BBm-+A 则B比A非金属性
6、强3、与氢气反应的难易程度及剧烈程度4、气态氢化物的稳定性5、最高价氧化物的水化物的酸性,根据元素周期表中的位置判断,失电子性质,得电子性质,元素第一电离能的周期性变化,气态原子失去一个电子成为+1价气态阳离子所需的最低能量称为该元素的第一电离能(I1),原子的电离能用来衡量一个原子失电子的难易程度，第一电离能用来衡量元素原子失去一个电子的难易程度。,1.电离能的定义,元素的原子电离能越，说明它越 失去电子，其金属性越。,小,易,强,同一主族，随着电子层数的增加，核对外层电子的吸引能力,失电子能力,元素的第一电离能逐渐。,减小,减弱,增强,同一周期的元素电子层数，从左到右核电荷数，原子半径，核
7、对外层电子的引力，失电子能力。,相同,增大,减小,增大,减弱,同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现 的趋势，碱金属的第一电离能最，稀有气体的第一电离能最。,增大,小,大,A、A,（族元素的第一电离能比相邻两元素都大）,1、第三周期中第一电离能最大的是2、第三周期中第一电离能最小的是3、第三周期中第一电离能比相邻两元素都大的是,4、第三周期中第一电离能比相邻两元素都小的是,Ar,Na,Al,S,Mg,P,通常情况下，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（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
8、能。,练习:,电离能的大小，主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的外围电子构型。,元素电离能的突跃,I1 I2 I3,元素的电离能出现突跃，是元素分层的依据,(2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：A.原子核对核外电子的吸引力 B.形成稳定结构的倾向 下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJmol-1)：,小结,2.同一周期中，第一电离能随原子序数的增加，呈现增大的趋势(A、A族元素的第一电离能比相邻两元素都大),3.同一主族中，第一电离能随原子序数的增加，呈现减小的趋势,4.元素第一电离能的
9、周期性变化也是原子电子层结构周期性变化的必然结果。,1.电离能的大小，主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的外围电子构型。,为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，1932年美国化学家鲍林提出电负性的概念,电负性:衡量元素在化合物中吸引电子的能力,氟的电负性为4.0，以此为标准确定其他元素的电负性,元素的电负性越大，元素的原子吸引电子的能力越强，该元素的非金属性就越强；,电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，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。,同一周期的元素电子层数，从左到右核电荷数，原子半径，核对外层电子的引力，失电子能力。,
10、相同,增大,减小,增大,减弱,元素的金属性，非金属性。主族元素的电负性逐渐。,增大,减弱,增强,元素电负性的周期性变化,同一主族（从上到下）元素电子层数，核电荷数，原子半径，核对外层电子的引力，失电子能力。元素的金属性，非金属性。主族元素的电负性逐渐。,增加,增大,增大,减弱,增强,增强,减弱,减小,二、判断成键元素是离子键还是共价键,两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。,两个成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键,金属元素：电负性1.8,电负性的应用,一、判断元素金属性和非金属性的强弱,小结,同一周期从左到右：元素的金属性减弱，非金属性增强。元素的
11、第一电离能增大，元素的电负性增强。,同一主族从上到下：元素的金属性增强，非金属性减弱。元素的第一电离能减小，元素的电负性减弱。,原子半径的周期性变化元素主要化合价的周期性变化元素金属性、非金属性的周期性变化 元素的第一电离能 元素的电负性,1.元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化,2.元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果,元素周期律,元素周期表的应用,1、判断化合价,A,A,A,A,-1、+7、（+1、+3、+5）F无正价,-2、+6、（+4）O无+6价,-3、+5、（+1、+2、+3、+4）,-4、+4、（+2）Si无+2价,金属无负价,最高正价最低负价8,1.原子半径与离子半径关系：,原子半径相应的阳离子半径,2.比较微粒大小的依据（三看）,一看电子层数：电子层数越多半径越大如NaNa+,二看核电荷数：电子层数相同，核电荷数越大 半径越小。如：S2-Cl-K+Ca2+;,三看电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半径越大。如：Cl-Cl;Fe2+Fe3+,2、判断粒子半径大小,
