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第一章 原子结构与性质,第2节
原子结构与元素的性质,教学目标,1、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律
2、掌握原子半径的变化规律
3、能说出元素电离能的涵义，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
（第1课时）,一、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）,,,,族,主族：,副族：,ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA,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：,共七个主族,ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB,共七个副族,三个纵行(8、9、10），位于Ⅶ B 与ⅠB中间,一、元素周期表的结构,1、在周期表中，把 相同的元素，按
的顺序从左到右排成横行，称之为 ，有 个；在把不同横行中
相同的元素，按 递增的顺序由上而下排成纵行，称之为 ，共有
个纵行， 个族。16个族又可分为
主族、 副族、 Ⅷ族、 0族。,能层数,原子序数递增,周期,7,最外层电子数,能层数,族,18,16,7个,7个,1个,1个,课堂练习,2、某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的Ⅲ族元素的原子序数是( )
A 只有x+1
B 可能是x+8或x+18
C 可能是x+2
D 可能是x+1或x+11或x+25,课堂练习,D,知识回顾,二、原子结构和性质周期性变化,（1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐
，对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ；
（2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ；,二、原子结构和性质周期性变化,减小,减弱,增强,减弱,减弱,增强,增强,增强,增大,增强,增强,增强,减弱,减弱,减弱,减弱,二、原子结构和性质周期性变化,3）同周期元素的主要化合价：
最高正价：+1递增到+7（氟、氧例外）
负价：-4递增到-1，呈现周期性的变化。,最高正价+|负价|=8,课堂练习：,3、碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列预言错误的是：
Ａ.在碱金属中它具有最大的原子半径
Ｂ.它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强的碱
C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物
D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸,Ｃ,4、某元素X的气态氢化物化学式为H2X，则该元素的最高价含氧酸的化学式为 （ ）
A. H2XO3 B. H3XO4 C. H2XO4 D. HXO4,C,思考与探究,1、以第三周期为例，写出钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩基态原子的简化电子排布式并观察原子的核外电子排布变化有什么规律？,最外层电子排布从1个电子(ns1)到
8个电子(ns2np6)呈周期性变化.,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)原子的电子排布与周期的划分,,(1)结合周期表,我们会发现,每一周期的第一种元素(除第一周期外)是 ________, 最外层电子排布为______,每一周期的最后一种元素都是 ___________ , 这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是__________.,碱金属,ns1,稀有气体,ns2np6,(2)观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素的______.,能层数,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,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，而是随着周期序号的递增渐渐增多。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,思考与探究
3、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。每个纵行的价电子层的电子总数是否相等？主族元素的价电子数和族序数有何关系？,不一定相等,相等,(二)原子的电子排布与族的划分,在周期中有18个纵列,除零族元素中He （1s2）与其它稀有气体ns2np6不同外,一般说来,其它每个族序数和价电子数是相等的.
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,4、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[Ar]3d54s2，,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ⅦB族。,课堂练习,4、按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。划分区的依据是什么？ s区、d区、p区分别有几个纵列？,,区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号,思考与探究,(三)原子的电子构型和元素的分区,S 区元素：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区元素：最外层电子构型从ns2np1~ns2np6的元素。即IIIA~VIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区。,ds区元素:包括IB族和IIB族元素，最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素 。,f区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基本相同，化学性质相似。,d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素，性质相似。,思考：为什么s区、d区、ds区的元素都是金属(除H外)？,,s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属。,1. 为什么副族元素又称为过渡元素？,2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？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？,思考：,副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。,1. 为什么副族元素又称为过渡元素？,2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？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？,这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期的元素从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱，结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性。,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，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称之为半金属或准金属。,5、已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？,由于是ⅥA族， 4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4，,电子排布式[Kr]4d105s25p4,课堂练习,属P区,1.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。,第四周期，ⅦB族。,2.试确定32号元素在周期表中的位置。,第四周期，ⅣA族,3.判断处于第三周期，ⅣA族元素的价层
电子结构、原子序数。,[Ne]3s23p2，第14号元素,练习：,课堂小结:,1、原子的电子排布与周期的划分,,,2、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：大多数族次=（n-1)d+ns的
电子数=价电子数,3、原子的电子构型和元素的分区,周期序数=能层数,5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。,一、原子结构与元素周期表,第一章原子结构与性质,第二节 原子结构与
元素的性质
（第2课时）,二、元素周期律,元素的性质随（ ）的递增发生周期性的递变，称为元素的周期律。,核电荷数,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,（一）原子半径：,1、影响因素:,2、规律：,（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。,二、元素周期律,原子半径的大小,,取决于,,1、电子的能层数
2、核电荷数,（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。,（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，
原子半径越大。,能层
数,核电荷数,负电排斥,引力,逐渐减小,逐渐增大,第一电离能,气态,基态,电中性,失去一个
电子,最
小,最大,变小,请回答下列问题:
(1)在元素周期表中,原子半径有什么样的变化规律?______
________________________________________________
_____________。,同周期
从左到右,原子半径逐渐减小;同主族从上到下,原子半径逐渐增大,(2)请你用原子结构理论来解释这些变化规律:,课堂练习1：
比较下列微粒的半径的大小：
（1）Ca AI
(2) Na+ Na
(3) Cl- Cl
(4)K+ Ca2+ S2- CI-,>,<,>,S2->CI->K+>Ca2+,课堂练习2：
具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C
下列分析正确的是（ ）
A.原子序数关系：C>B>A
B.微粒半径关系： Bn-> An+
C. C微粒是稀有气体元素的原子.
D. 原子半径关系是：AⅢA的元素；第ⅤA元素>ⅥA元素,ⅤA半充满、 ⅡA全充满结构,学与问：
1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？,碱金属元素的 第一电离能越小，金属的活泼性就越强。,2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？,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。,递减,递增,递增,递减,课堂练习：
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）,K〈Na〈Mg,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,第一章原子结构与性质,第二节 原子结构与
元素的性质
（第3课时）,（三）电负性（阅读课本Ｐ18）,,1、基本概念,化学键：,元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。,键合电子：,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。,电负性：,用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。（电负性是相对值，没单位）,鲍林L.Pauling
1901-1994,鲍林研究电负性的手搞,金 属：＜1.8
类金属：≈1.8
非金属：＞1.8,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。,电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度,化学作用力,化学键,键合电子,吸引力的大小,越大,氟的电负性为4.0,变大,变小,金属性,非金属性,小于,大于,类金属,金属性,非金属性,某些主族,右下方,对角线规则,2、变化规律:
①同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。,②同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。,①电负性越大，元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。,（三）电负性,3、电负性的意义：,②电负性相差很大的元素化合通常形成离子键；电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键；,电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。,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。,科学探究,,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。,递增,递减,小于,大于,共价键,离子键,A.金属性越强 B.非金属性越强
C.第一电离能越大 D.原子半径越大,B,A.Fr B.F C.H D.He,B,A.氢氧化铍是两性氢氧化物
B.B、Si的电负性数值相近
C.Li和Mg都易形成+2价阳离子
D.Li在空气中点燃生成Li2O,C,
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