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1、物质结构专题（原子结构和元素周期律）,北京教育学院贾晓春,物质结构专题（原子结构和元素周期律）,新教材第五章 物质结构 元素周期律第一节：原子结构第二节：元素周期律第三节：元素周期表第四节：化学键第五节：非极性分子和极性分子,教学重点 教学难点,重点：核外电子的排布规律，元素周期律的实质、周期表的结构，元素性质、原子结构和该元素在周期表中的位置三者之间的关系、离子键和共价键。难点：核外电子的运动状态和排布规律，非极性分子和极性分子。,第一节 原子结构,一 原子核二 原子核外电子运动的特征三 原子核外电子的排布教学重点：原子核外电子的排布规律教学难点：原子核外电子运动的特征，原 子核外电子的排布
2、规律。,问 题,（1）核外电子的运动问题（2）电子云问题（3）电子的排布问题,一微观粒子的运动特征,微观粒子有波动性（波性）和微粒性（粒性）两重性质，称为波粒二象性。物质的波粒二象性也体现在微观体系的能量和角动量等物理量的量子化，以及由测不准原理所反映的一些物理量之间的相互关系上。xpxh,二电子云的概念,对于一个微观体系，它的状态和有关情况可用波函数表示，在原子和分子体系中单电子波函数又称为原子轨道和分子轨道；*或2称为几率密度或电子云；在量子力学中采用统计的方法，可以统计出电子在核外空间某单位体积中出现机会的多少几率密度，电子云是电子在核外空间出现几率密度分布的一种形象描述。,三四个量子数
3、,量子力学对核外电子运动状态的描述引出四个量子数，即电子的运动状态可以用四个量子数来规定。主量子数n，角量子数l，磁量子数m和自旋磁量子数ms。,1.主量子数n,它规定了核外电子离核的远近和电子能量的高低。n可取正整数1，2，3，4 n值越大，表示电子离原子核越远，能量越高。反之n越小，则电子离核越近，能量越低。这也相当于把核外电子分为不同的电子层，凡n相同的电子属于同一层。习惯用K,L,M,N,O,P来代表n=1，2，3，4，5，6的电子层。,2角量子数l,它描述的是电子在原子核外出现的几率密度随空间角度的变化，即决定原子轨道或电子云的形状。l可取小于n的正整数，即0，1，2，n-1，如n=
4、4，l可以是0，1，2，3，相应的符号是s,p,d,f 当n相同时，l越大，电子的能量越高。因此，常把n相同，l不同的状态称为电子亚层，一个电子层可以分为几个亚层。,3.磁量子数 m,它规定电子运动状态在空间伸展的取向。m的数值可取0，1，2，l。对某个运动状态可有2l+1个伸展方向。s轨道的l=0,所以只有一种取向，它是球对称的。P轨道l=1,m=-1,0,+1,所以有三种取向，用px,py,和pz表示。,4.自旋磁量子数ms,电子除绕原子核运动外，它本身还做自旋运动。电子自旋运动有顺时针和逆时针两个方向，分别用ms=+1/2和ms=-1/2表示，也常用和符号表示自旋方向相反的电子。,四核外
5、电子排布,多电子原子的核外电子排布可用四个量子数描述，他们遵循以下三条原理：保里不相容原理、能量最低原理及洪特规则。,与教学结合,1.电子在原子中的运动 电子在原子中的运动是遵循微观世界的运动规律的。因此，象原子这样微观体系的性质不能仅从描述宏观物体运动的规律来导出。由于电子既具有微粒性又具有波动性，所以电子的状态不能仅看作是质点沿着固定的轨道运动。,2 几率密度,每一瞬间电子在空间都有确定的点，如果把电子的位置用点来标志，就变成它相对于原子核的位置的几率分布图。电子出现的几率密度的这种分布形象称为轨道。几率密度这个术语很重要，因为它能正确地描述所研究问题的实质。同时它建立在原子和分子的量子力
6、学的解释和实验数据的基础上。,3 电子云,电子的轨道是绝对不能测定的，而电子的位置只能从几率图象中得知；尽管电子的任何瞬间的位置是不知道的，但必竟它是处在空间某一具体的点上。因此不能把电子看成是，电荷分布相当于几率分布的一种雾状电子云。电子云模型在化学教学中常常提起，应该使学生明白电子云这个术语应理解为对电子出现几率 密度的直观描述。,小 结,对4个量子数的意义及相互关系的很好把握将能够搞清楚电子在电子层和电子亚层的分布规律性（计算出在每个电子层最多可容纳的电子数），我们就能更深刻和更清楚地讲解元素周期系的结构，从而有助于回答元素性质周期性变化问题。,第二节 元素周期律,问题：原子半径，金属性
7、与金属活动性非金属性等。,一 元素周期系理论的发展过程,（1 1869年门捷列夫提出元素周期律的理论（2 1894年-1898年稀有气体的发现。（3 1913年莫斯莱定律（420世纪初期，逐步发展起来原子电子层结构理论和原子核结构理论，（5 1940-1974年人们提出并证实了第二个稀土族元素锕系元素的存在。（6 人类对元素周期律理论的认识到目前并未完成。,二原子结构参数,原子的性质常用原子的结构参数表示。原子的结构参数是指原子半径(r)、原子的核电荷数(Z)、有效核电荷数（Z*）、电离能（I）、电子亲和能(Y)、电负性()、氧化态等。其中原子的电离能、电子亲和能、原子光谱谱线波长等为气态的自
8、由原子的性质，与别的原子无关，数值单一。而原子半径、电负性等参数表示化合物中原子的性质，同一种原子在不同的条件下就有不同的数值。,1原子半径,通常所说的原子半径是指化合物中相邻两个原子的接触距离为该两个原子的半径之和。不同的化合物原子间的距离不同，原子半径随所处环境而变。标志原子大小的原子半径有金属原子半径、共价单键半径、共价双键半径、离子半径和范德华半径等，而且其数值具有统计平均的含义。因此在比较原子半径变化的规律性时，应该注意上述问题。,2原子的电离能,气态原子失去一个电子成为一价气态正离子时所需的最低能量称为原子的第一电离能。电离能的大小和原子的价态、原子轨道能级的高低有关。过渡金属的价
9、电子数较多，电离能的大小相差不大，具有多价态性。电离能中第一电离能最重要，其元素周期性规律也最明显。,3原子的电子亲和能,气态原子获得一个电子成为一价负离子时所放出的能量。A(g)+e A(g)+Y 电子亲和能的大小既与原子核对该电子的吸引有关，又与该电子受到的排斥作用有关。同一周期、同一族中元素的电子亲和能没有单调的变化规律。,4原子的电负性,用以量度原子对成键电子的吸引能力的相对大小。金属元素的电负性较小，非金属的较大。电负性是判断元素金属性的重要参数。,三与教学结合,1结构与性能的关系 试分析“金属原子越容易失去电子，金属的化学性质就越活泼”的说法是否恰当。例如：1mol锌原子失去2mo
10、l电子所需能量为2646.9KJ,而1mol铅原子失去2mol电子所需能量为2161.0KJ，,解释,不能只从原子结构这一角度去解释单质或化合物的性质，对于单质与化合物的性质除原子结构因素外，还有化学键的强弱、电离势、晶格能、水合能等。只有游离原子的性质才表现对原子外层电子结构的直接依从性。,2元素的金属性与金属活动性,试分析：“一般说来，可从元素的单质跟水或酸起反应置换氢的难易或从元素的氧化物的水化物氢氧化物的碱性强弱来判断元素金属性的强弱；从元素氧化物的水化物的酸性强弱，或从跟氢气生成气态氢化物的难易，来判断元素非金属性的强弱”这种说法是否严密。,解释,金属性一般是指金属原子的性质，是指元
11、素的原子是否容易失去电子或得到电子。金属活动性一般是指金属单质在水溶液中形成水合离子倾向的能力。金属单质除与金属原子的电子结构有关外，还与分子结构、晶体结构有关。金属活动顺序表基本上按金属在水溶液中形成低价离子的标准电极电势顺序排列。,以铜、锌为例,以锂钠钾为例：,2理解非金属性强弱,（1）分析：氟是非常活泼的元素吗,解释,解释F的电子亲合能（3.399eV）比Cl(3.61eV)小，即得电子能力比Cl小，但氟单质比氯单质活泼得多，这是因为F-F键能为155kJ/mol，而Cl-Cl键能是247kJ/mol，F2中化学键不牢固，是因为氟的原子半径小，电子间斥力大，所以氟是非常活泼的单质，而不应
12、该说氟是非常活泼的元素。,（2）N2与白磷哪个活泼,解释,因为NN离解成原子的离解能很高，比一般的双原子分子都高，而P4 是四面体结构，P-P键能仅为201kJ/mol，因此白磷活泼。同是磷元素构成的红磷性质不同，说明单质的性质还与分子结构有关，单质性质与元素性质不能等同。,小 结,由原子结构可以说明元素的性质，若要说明单质的性质，除了考虑原子结构外，还要考虑分子结构和晶体结构，同时还要考虑反应的条件。同一周期或同一族元素所组成单质的性质，往往不像单个原子那样有单一方向变化的特点，如果我们只是单从原子结构的规律去解释单质的行为就会犯科学性错误。,第三节 元素周期表,元素的原子结构和性质决定了元
13、素在周期表的位置；反之，周期表中的每个位置也反映了该元素的原子结构和性质。因此，根据某个元素在周期表里的位置，就可以确定它的原子结构并推测出它应该具有的性质。,一元素周期表概述,化学元素周期表是化学元素周期律的具体表现，是化学元素性质的总结。对某个元素可从周期表中直接得到下列数据：元素的名称、符号、原子序数、原子量、电子组态、族数和周期数，可从元素在周期表中的位置判断它是金属、非金属或类金属，估计它的电离能、密度、原子半径、原子体积和氧化态等等。,二、元素周期表与元素性质的周期性,1元素周期表与原子电子排布的周期性（1）元素的分区与原子的电子层结构 根据原子的电子层结构的特征，可以把周期表的元
14、素所在的位置分为五个区s区、p区、d区、ds区、f区,(2)族与原子的电子层结构,按长式周期表，把元素划分为16个族；7个A族和7个B族，还有一个零族和一个第。现在把元素划分18个族，不区分主族或副族，按长式周期表从左向右依次排列。这种划分与元素原子的外层和次外层的电子数有关。,2元素周期表与原子性质变化 的周期性,以原子半径和电离能为主要特征的单个原子的结构变化是有周期性的。如在同一周期中原子半径一般随着原子核电荷数的增加而减小，在每个主族中，由于电子层数的增加，原子半径逐渐增大。但应注意该结论不应推广到副族元素。,习题1,短周期元素M和N的离子M2+和N2-具有相同的电子层结构，下列说法正
15、确的是：A.M2+的离子半径比N2-小B.M的原子序数比N小C.M和N原子的电子层数相等D.M和N原子最外层电子数相等A,习题2,某周期A族元素的原子序数为x，则同周期的A族元素的原子序数为：A.只有x+1B.可能是x+8或x+18C.可能是x+2D.可能是x+1或x+11或x+25D,习题3,已知短周期元素的离子aA2+bB+cC3-dD-都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是：A.原子半径ABCDB.原子序数abcdC.离子半径CDBAD单质的还原性ABDC C,解题思路,分析四种元素在周期表中位置，进而分析微粒的性质二周期 C(N)D(F)三周期 B(Na)A(Mg)根据具有相同电子
16、层结构的简单离子，核电荷数越大、微粒半径越小分析，选项C正确,3 相对论效应对元素周期性质的影响,相对论效应可理解为光速c的有限值与把光速看作时互相比较所产生的差异效应。由于相对论效应使得m增大，电子绕核运动的半径收缩，电子靠近原子核，能量降低，此即相对论的稳定效应。第六周期元素的许多性质可用6s轨道上的电子具有特别大的相对论稳定效应加以解释。,a.基态电子组态,对比第五周期和第六周期d区元素的电子组态，由于第六周期元素6s轨道电子相对论稳定效应大，导致元素的基态电子组态从第五周期价层的4dn5s1变为第六周期价层的5dn-16s2,b.(6s)2惰性电子对效应,相对论效应使第六周期元素的6s
17、能级下降幅度大于第五周期元素的5s能级，是促成惰性电子对效应出现的重要因素。Tl,Pb,Bi在化合物中常保持低价态，出现Tl+,Pb2+,Bi3+化合物，从电离能数据可了解其根源，Tl+的半径（150pm）比In+(140pm)大,但第二、三电离能的平均值对Tl为4848kJ.mol-1,对In为4524 kJ.mol-1，相差达7%，即Tl+的半径虽大，但最外层的6s电子却比In+更难于电离。,c.金和汞性质的差异,金和汞有相似的电子结构：79AuXe4f145d106s1 80HgXe4f145d106s2 由于6s收缩，能级显著下降，与5d轨道一起形成最外层的价轨道。这时金具有类似于卤素
18、的电子组态汞具有类似于稀有气体的电子组态，单个原子就是一个分子，金属汞和金相比，在性质上有显著差异：,二练习,1.已知元素砷的原子序数为33，下列叙述正确的是 A.砷元素的最高化合价为+3 B.砷元素是第四周期的主族元素 C.砷原子的第3电子层含有18个电子 D.砷的氧化物的水溶液呈强碱性 答案：BC,二练习,2.下列关于稀有气体的叙述不正确的是；A.原子的最外电子层都有8个电子B.其原子与同周期A、A族阳离子具有相同的核外电子排布C.化学性质非常不活泼D.原子半径比同周期A族元素原子的大AB,二练习,3.甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为z，则乙的原子序数不可能是A.z+2
19、 B z+4 C.z+8 D.z+10B,三网络周期表,在互联网上有一些搜索性网站。如 Google./，可搜索所需的资源（中英文均可）。例如搜索“元素周期表”，可搜索到3620项，最值得首先浏览的是其中的http:/,网络周期表,http:/./的周期表是一个8年级学生制作的。将此信息告诉你的学生，可激发他们的学习热情。http:/上有一个信息，有10种问讯次数最多的元素和10种访问次数最少的元素。最多的元素是H C O Fe Ag Na Au Ne Al Ca。,网络周期表,http:/Webelements是互联网上内容最丰富的周期表，其内容是动态的不断更新的。化学教师浏览此网页可全面了
20、解有关元素的知识，相信你备课时登陆该网站，您的教学思想会大大活跃，不会为找不到素材发愁。,第四节 化学键,化学键的定义和类型 通常化学键定义为在分子和晶体中两个或多个原子间的强烈的相互作用，导致形成相对稳定的分子和晶体。共价键、离子键和金属键是化学键的三种极限类型。在这三者之间通过键型变异而偏离极限键型，出现多种多样的过渡形式的化学键。,若干单质或化合物存在的化学键类型,单质或化合物 键型 ZnS 共价键，离子键 NbO 离子键，金属键 Sn 金属键，共价键石墨 共价键，金属键，范德华力8Ar46H2O 共价键，氢键，范德华力AlP 共价键，离子键，金属键,与教学结合,关于共价键：共价键不仅是
21、很多单质而且是许多化合物所具有的特征。所以研究化学键的理论一般从这种类型的化学键的性质开始，教材中关于共价键的描述采用的是价键理论，描述分子结构比较完善的方法是分子轨道理论，此理论目前在中学里还没有讲授。因此在教学中应用价键图式法的原理时，要记住这个方法的局限性。,关于离子键,可以把离子键看作是极性共价键的极限情况。纯粹的离子键实际上是不存在的。但是当叙述离子键形成的机理时，应该清楚地告诉学生，描述氯化钠形成的电子式是不能反映物质相互作用的真实过程的本质。假如单个原子能作为反应微粒的话，电子式也只能是帮助理解成键的图式。,小 结,总之，关于化学键应该使学生明白各种类型的化学键都有一个共同点，它
22、们中的每种键都是由组成新微粒中的原子的电子参与形成的。在实际的物质中，其化学键总是具有混合性质的。如氯化钠的离子性程度大约为80%。到底属于哪种键型取决于参与成键的元素的性质。在描述物质时，通常是指对它最有特征性的键型。,第五节 非极性分子和极性分子,A2型分子，都是非极性分子；AB型分子，都是极性分子；AB2型三原子分子可分两种情况，如果是直线型结构的话，就是非极性分子；如果是非直线形结构的话就是极性分子。AB3型四原子分子的结构特征，可以是平面三角形或三角锥形（有时是T形），当它是三角形的结构时，分子是非极性的，当它是角锥形结构时，分子将是极性的。AB4型五原子分子通常具有四面体结构，分子是非极性的。,小 结,我认为这一节应该利用典型的分子中键的形成的例子，使学生懂得分子的几何构型与分子的某些特性间的关系，并在此基础上进一步了解性质和结构的关系。,谢谢各位！,再见！,
