高中化學 1.2原子結構與元素的性質(zhì)課件 新人教版選修3.ppt

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第二節(jié) 原子結構與元素的性質(zhì),在元素周期表中，周期和主族是怎樣劃分的？主族元素的核外電子排布與該元素的周期序數(shù)和主族序數(shù)之間有什么樣的對應關系？ 提示 元素周期表有7個橫行，也就是7個周期。周期的序數(shù)就是該周期元素原子具有的電子層數(shù)。由短周期元素和長周期元素共同組成的族稱為主族。 主族元素的最外層電子數(shù)等于該元素所在的主族序數(shù)，主族元素的電子層數(shù)等于該元素所在的周期序數(shù)。,1．,以第三周期為例，說明同一周期中元素原子得失電子能力的變化規(guī)律，并從原子結構的角度分析原因。 提示 同一周期中元素原子得失電子能力的變化規(guī)律：同一周期各元素原子的核外電子層數(shù)相同，從左到右核電荷數(shù)依次增多，原子半徑逐漸變小，原子核對最外層電子的吸引力越來越強，原子失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強。例如：鈉、鎂、鋁三種元素，與水反應越來越難，失電子能力減弱；磷、硫、氯三種元素，與氫氣反應越來越容易，得電子能力增強。,2．,1．了解元素周期表的結構。 2．了解元素周期表與原子結構的關系。 3．會分析元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律。 4．了解元素電離能電負性的含義，并能用以解釋元素的 某些性質(zhì)。,隨著元素原子的核電荷數(shù)遞增，每到出現(xiàn)____________， 就開始建立一個新的電子層，隨后最外層上的電子逐漸 _____，最后達到___個電子，出現(xiàn)稀有氣體，如此循環(huán)往復——這就是元素周期表中的一個個周期。 元素周期表的形成是由于元素的__________________發(fā)生周期性的重復。 元素周期表的周期不是單調(diào)的，每一周期里元素的數(shù)目并不是一樣多，而是隨周期序數(shù)的遞增逐漸_____，同時，金屬元素的數(shù)目也逐漸_____。,1.,2．,堿金屬元素,多,8,原子核外電子排布,3．,增多,增多,增,寫出下表中元素數(shù)目及金屬元素數(shù)目 因而，我們可以把元素周期表的周期發(fā)展形象地比喻成 _____________。,4．,2,8,8,18,18,32,0,2,3,14,15,30,螺殼上的螺旋,原子半徑 原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：一是電子的能層數(shù)，另一個因素是核電荷數(shù)。一般來說同一周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸_____；同一主族元素從上到下，原子半徑逐漸_____。 電離能 ________________________________________________叫做電離能，單位__________。________________________ _________________叫做第一電離能；________________,1.,2．,減小,增大,氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量,kJ·mol－1,氣態(tài)中性原子失去第一個,電子所需要的能量,氣態(tài)一價陽離子,_________________________叫做第二電離能。如果對同一基態(tài)原子有第一、第二、第三、第四電離能，則其電離能將逐級_________。 電負性 電負性用來描述___________________________________ ___。電負性是相對值，沒有單位。,失去一個電子所需要的能量,逐漸增大,3．,不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大,小,填充下表 提示 3 二 1s22s1 11 三 1s22s22p63s1 19 四 1s22s22p63s23p64s1 37 五 1s22s22p63s23p63d104s24p65s1 55 六 [Xe]6s1,【慎思1】,填充下表,人們將元素周期表分為五個區(qū)，并以最后填入電子的軌道能級符號作為該區(qū)的符號，請?zhí)畛湎卤怼?【慎思2】,提示,元素的第一電離能有什么變化規(guī)律？ 提示 一般來說同一周期元素，從左向右，第一電離能逐漸增大，同一主族元素從上到下，第一電離能逐漸減小。,【慎思3】,元素電負性有什么變化規(guī)律？ 提示 ①以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準。 ②隨原子序數(shù)的遞增，元素原子的電負性呈周期性變化。 ③同周期，自左到右，元素原子的電負性逐漸增大(稀有氣體除外)。 ④同主族，自上到下，元素原子的電負性逐漸減小。 ⑤對副族而言，同族元素的電負性也大體呈現(xiàn)這種變化趨勢。因此，電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素位于元素周期表的左下角。,【慎思4】,原子結構與周期的關系 (1)周期數(shù)＝電子層數(shù) (2)各周期元素種數(shù)與相應能級組的原子軌道關系,1．,各周期元素的數(shù)目等于相應能級組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)。,原子結構與族的關系 (1)對主族元素：主族元素的族序數(shù)＝原子的最外層電子數(shù)，同主族元素原子的價層電子排布完全相同，價電子全部排布在ns或ns、np軌道上。(見下表)。 當主族元素失去全部價電子后，表現(xiàn)出該元素的最高正價(O，F(xiàn)除外)。 (2)稀有氣體的價電子排布為1s2或ns2np6。,2．,(3)過渡元素(副族和Ⅷ族)同一縱行原子的價層電子排布基本相同(見下表)。 ⅢB族→ⅦB族可失去ns2和(n－1)d軌道上的全部電子。所以，最高正價數(shù)＝族序數(shù)。,Ⅷ族可失去最外層的s電子和次外層的部分d電子，所以最高正價低于族序數(shù)(8) 。 ⅠB族可失去ns1電子和部分(n－1)d電子，所以ⅠB族的族序數(shù)最高正價，ⅡB族只失去ns2電子，ⅡB族的族序數(shù)＝最高正價。,某元素的原子序數(shù)為29，試問： (1)此元素原子的電子總數(shù)是多少？ (2)它有多少個電子層？有多少個能級？ (3)它的外圍電子構型是什么？ (4)它屬于第幾周期？第幾族？主族還是副族？ (5)它有多少個未成對電子？,【例1】?,解析 解答該題需掌握原子核外電子排布與元素周期表的關系和原子核外電子排布的規(guī)律。根據(jù)核外電子排布原理，該元素的核外電子排布應為1s22s22p63s23p63d104s1，共有29個電子，為Cu元素。從核外電子排布式中可以得出n＝4，有4個電子層，所以為第四周期元素，外圍電子排布為3d104s1，所以在ⅠB族。外圍電子的電子排布圖為 ，所以有1個未成對電子。 答案 (1)29 (2)4個電子層 7個能級 (3)3d104s1 (4)第四周期ⅠB族 副族 (5)有1個未成對電子,解該類題首先由元素的原子序數(shù)，寫出該元素原子結構的電子排布式和電子排布圖，然后依據(jù)以下內(nèi)容解題： (1)元素的電子層數(shù)＝能級組中最高主量子數(shù)＝周期數(shù)。 (2)主族元素原子的價層電子數(shù)＝該元素在周期表中的族序數(shù)。,某元素原子共有三個價電子，其中一個價電子位于第三能層d軌道，試回答： (1)寫出該原子核外電子排布式。 (2)指出該元素的原子序數(shù)、周期數(shù)和族數(shù)，是金屬元素還是非金屬元素以及最高化合價。 解析 此題的關鍵是根據(jù)外圍電子排布寫出核外電子排布式。有三個價電子其中一個價電子在3d，則其他兩個價電子必在4s上，外圍電子排布為3d14s2，原子序數(shù)是21，在第四周期，ⅢB族，是金屬元素，最高化合價是＋3。 答案 (1)電子排布式為1s22s22p63s23p63d14s2 (2)該元素的原子序數(shù)為21，第四周期ⅢB族，是金屬元素，最高化合價為＋3。,【體驗1】?,微粒半徑的比較規(guī)律 在中學要求的范疇內(nèi)可按“三看”規(guī)律來比較微粒半徑的大小。 “一看”電子層數(shù)：當電子層數(shù)不同時，電子層越多，半徑越大。 “二看”核電荷數(shù)：當電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，半徑越小。 “三看”核外電子數(shù)：當電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時，核外電子數(shù)越多，半徑越大。,1．,判斷微粒半徑大小的規(guī)律 (1)同周期，從左到右，原子半徑依次減小。 (2)同主族，從上到下，原子或同價態(tài)離子半徑均增大。 (3)陽離子半徑小于對應的原子半徑，陰離子半徑大于對應的原子半徑，如r(Na＋)r(Cl－)r(K＋)r(Ca2＋)。 (5)不同價態(tài)的同種元素的離子，核外電子多的半徑大，如r(Fe2＋)r(Fe3＋)，r(Cu＋)r(Cu2＋)。,2．,下列化合物中陰離子半徑和陽離子半徑之比最大的是 ( )。 A．LiI B．NaBr C．KCl D．CsF 解析 堿金屬離子半徑：Li＋Na＋K＋Cs＋；鹵素離子半徑：F－Cl－Br－I－，顯然，陰離子半徑和陽離子半徑之比最大的是LiI,【例2】?,答案 A,具有下列電子排布式的原子中，半徑最大的是 ( )。 A．1s22s22p63s23p1 B．1s22s22p3 C．1s22s22p2 D．1s22s22p63s23p4 解析 A、B、C、D對應的元素分別為Al、N、C、S，根據(jù)原子半徑比較規(guī)律其中原子半徑最大的為Al。 答案 A,【體驗2】?,元素第一電離能的周期性變化 (1)同一周期內(nèi)，隨著原子序數(shù)的增加，原子半徑逐漸減小(稀有氣體除外)，原子核對核外電子的吸引越來越強，元素的原子越來越難失電子，因此元素的第一電離能呈增大的趨勢。同一周期內(nèi)，堿金屬的第一電離能最小，稀有氣體的第一電離能最大。 (2)同一主族，從上到下，隨著核電荷數(shù)的增加，電子層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的吸引越來越弱，元素的原子越來越易失電子，故同一主族，隨著電子層數(shù)的增加，元素的第一電離能逐漸減小。,1．,第一電離能與原子核外電子排布 (1)第一電離能的變化與元素原子的核外電子排布有關。通常情況下，當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空(p0、d0、f0)、半滿(p3、d5、f7)和全滿(p6、d10、f14)結構時，原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。故磷的第一電離能比硫的大，Mg的第一電離能比Al的大。 (2)第三周期元素的第一電離能的大小關系為：I1(Ar)I1(Cl)I1(P)I1(S)I1(Si)I1(Mg)I1(Al)I1(Na)。 (3)在同周期元素中稀有氣體的第一電離能最大。金屬越活潑，金屬元素的第一電離能越??；非金屬越活潑，非金屬元素的第一電離能越大。,2．,用電離能判斷元素的主要化合價 鈉、鎂、鋁的電離能數(shù)據(jù)如下表所示。,3．,由上表可知，鈉原子的第一電離能較低，而第二電離能突躍式變高，也就是說I2?I1。這說明鈉原子很容易失去1個電子成為＋1價陽離子，形成具有稀有氣體元素原子電子層結構的穩(wěn)定狀態(tài)后，核對外層電子的有效吸引作用變得更強。因此，鈉元素的常見價態(tài)為＋1價。一般情況下，鈉原子不能生成＋2價陽離子。類似地，鎂元素的I3?I2，鋁元素的I4?I3說明鎂原子通常形成＋2價陽離子，鋁原子通常形成＋3價陽離子。,氣態(tài)中性原子失去一個電子轉化為氣態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能(I1)，氣態(tài)正離子繼續(xù)失去電子所需要的最低能量依次稱為第二電離能(I2)，第三電離能(I3)……下表是第三周期部分元素的電離能[單位：eV(電子伏特)]數(shù)據(jù)。,【例3】?,下列說法正確的是 ( )。 A．甲的金屬性比乙強 B．乙的化合價為＋1價 C．丙不可能為非金屬元素 D．丁一定為金屬元素 解析 由表格可知，甲的第一電離能小于乙，表明甲比乙易失去第一個電子，故甲的金屬性比乙強，A項正確；表格中顯示，乙失去第二個電子也較易，則乙的化合價可能為＋2價，選項B項不正確；對丙而言失去電子較難，所以可能是非金屬元素，C項不正確；對丁而言，失電子比丙還難，而第三周期只有3種金屬元素，可知丁一定是非金屬元素，所以D項不正確。 答案 A,下列有關電離能的說法中，正確的是 ( )。 A．第一電離能越大的原子失電子的能力越強 B．第一電離能是元素的原子失去核外第一個電子需要的 能量 C．同一周期中，主族元素原子第一電離能從左到右越來 越大 D．可通過一種元素各級電離能的數(shù)值，判斷元素可能的 化合價,【體驗3】?,解析 (1)電離能是氣態(tài)原子或離子失去核外一個電子需要的最小能量；(2)元素原子的第一電離能越大，表示該元素的原子越難失去電子；(3)從總的變化趨勢上看，同一周期中第一電離能從左到右逐漸增大，但有反常，如NO。 答案 D,元素電負性的周期性變化 (1)同一周期，隨著原子序數(shù)的增加，原子半徑逐漸變小(稀有氣體除外)，元素的電負性逐漸增大，并呈現(xiàn)周期性變化。 (2)同一主族，隨著原子序數(shù)的增加，原子半徑逐漸增大，元素的電負性逐漸減小。 電負性的應用 (1)判斷元素的金屬性和非金屬性的強弱 金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。,1．,2．,(2)判斷化學鍵的類型 一般認為：如果兩種成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；如果兩種成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵。 (3)元素周期表中“對角線規(guī)則”：元素周期表中處于對角線位置(左上角和右下角)的元素電負性數(shù)值相近，性質(zhì)相似。,元素周期表中能穩(wěn)定存在且電負性相差最大的兩種元素形成的化合物的化學式為 ( )。 A．HI B．LiI C．CsF D．KI 解析 本題考查的是電負性的概念及其大小的判斷。根據(jù)電負性的變化規(guī)律，對主族元素來講，同周期元素隨核電荷數(shù)的增大，其電負性增大；同主族元素隨核電荷數(shù)的增大，其電負性減小，所以電負性最大的元素在元素周期表的右上方，即F，電負性最小的元素在元素周期表的左下方，能在自然界穩(wěn)定存在的為Cs，所以二者形成化合物的化學式為CsF。故正確答案為C。 答案 C,【例4】?,電負性是指元素的原子在化合物中吸引電子的能力。元素的電負性愈大，表示該元素原子吸引電子的能力愈大，生成陰離子的傾向愈大。反之，吸引電子的能力愈小，生成陽離子的傾向愈大。同周期元素的電負性自左向右逐漸增大(稀有氣體除外)，同主族元素的電負性自上而下逐漸減小。,電負性也是元素的一種重要性質(zhì)，電負性越大，其原子吸引電子的能力越強，在所形成的分子中成為帶負電荷的一方。下表給出的是原子序數(shù)小于20的16種元素的電負性數(shù)值：,【體驗4】?,請仔細分析，試回答下列問題： (1)根據(jù)表中所給數(shù)據(jù)分析推測： 同主族的不同元素的電負性變化的規(guī)律是：__________； 同周期中，電負性與原子半徑的關系為：____________。 (2)預測周期表中電負性最大的元素應為________(填元素符號)；估計鈣元素的電負性的取值范圍：________Ca________。 (3)預測周期表中，電負性最小的元素位于第________周期________族(放射性元素除外)，其基態(tài)原子核外電子排布式可表示為______________________________________。,解析 (1)由題給信息可知：元素的非金屬性越強，則元素的電負性越大；元素金屬性越強，則元素的電負性越小，所以同主族元素，從上至下，電負性逐漸變小；同周期元素的電負性隨原子半徑的減小而增大。 (2)周期表中F元素的非金屬性最強，所以氟的電負性最大；由于元素金屬性強弱為KCaMg，所以Ca的電負性的取值范圍為0.8～1.2。 (3)電負性越小，元素的金屬性越強，周期表中金屬性最強的元素為Cs(放射性元素除外)，它位于周期表中第六周期ⅠA族。其基態(tài)原子核外電子排布式為： 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1。,答案 (1)核電荷數(shù)越大，電負性越小 原子半徑越小，電負性越大 (2)F 0.8 1.2 (3)六 ⅠA 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1,實驗探究二 元素周期表所包含的規(guī)律,【探究原理】,元素周期表是學習化學的工具和指南，其內(nèi)涵十分豐富，包含許多規(guī)律知識。 (1)相等規(guī)律 ①周期序數(shù)＝電子層數(shù)。 ②主族元素的最外層電子數(shù)＝價電子數(shù)＝主族序數(shù)＝最高正化合價(F、O例外)。 ③負價絕對值＝8－族序數(shù)(限ⅣA族～ⅦA族非金屬元素)。,(2)序差規(guī)律 同主族相鄰元素的原子序數(shù)差與主族序數(shù)有關：ⅠA族～ⅡA族(s區(qū))的元素相差上一種元素所在周期包含的元素種數(shù)；ⅢA族～0族(p區(qū))元素相差下一種元素所在周期包含的元素種數(shù)。如Na和K相差8(第三周期含8種元素)，Cl和Br相差18(第四周期含18種元素)。 (3)主族元素的結構、性質(zhì)遞變規(guī)律(如下表),(4)對角線規(guī)則 在元素周期表中，對角線上元素的化學性質(zhì)相似(對角線規(guī)則)。最為明顯的是Li元素與Mg元素、Be元素和Al元素等。Li元素的化學性質(zhì)更趨向于Mg而與Na、K等元素有所區(qū)別，Be和Al元素的氫氧化物均是兩性氫氧化物。,運用元素周期律分析下面的推斷，其中錯誤的是( )。 A．鈹(Be)是一種輕金屬，它的氧化物的水化物可能具有 兩性 B．砹是一種有色固體，HAt很不穩(wěn)定，AgAt是有色、難 溶于水且感光性很強的固體 C．硫酸鍶(SrSO4)是難溶于水和鹽酸的白色固體 D．硒化氫(H2Se)是無色、無毒、比H2S穩(wěn)定的氣體,【問題探究】,思路點撥 根據(jù)“對角線規(guī)則”，Be的性質(zhì)與Al相似，Be(OH)2具有兩性，A選項正確；根據(jù)鹵素單質(zhì)及其化合物的性質(zhì)遞變規(guī)律可推知B選項正確；由CaSO4微溶于水，BaSO4難溶于水和酸可推知SrSO4為難溶于水和鹽酸的白色固體，C選項正確；由H2O(無毒)→H2S(劇毒)→H2Se，可判斷D選項不正確。故選D。 答案 D,