原子与元素周期表.ppt

1s； 2s 2p； 3s 3p； 4s 3d4p ； 5s 4d 5p ; 6s 4f 5d 6p； 7s 5f 6d 7p,1按能量由低到高 的顺序写出构造原理,复 习,2请根据构造原理，写出 Li、Na、K 电子排布式,1s； 2s 2p； 3s 3p； 4s 3d4p ； 5s 4d 5p ; 6s 4f 5d 6p； 7s 5f 6d 7p,,在周期表中，共有 个纵行， 个族。16个族又可分为 主族、 副族、 Ⅷ族、 0族。,18,16,7个,7个,1个,1个,在元素周期表中，共有 个横行， 周期。,7个,7个,1 2 、3 …7、 8910、1112、13…17、18,1~7周期含元素种数： 。,2\8\8\18\18\32\26,元素按什么排成同一周期？,把能层序数相同的元素排成同一周期。,元素按什么排成同一族？,把最外层电子数相同的元素排成同一族。（主族及零族） 把外围（n-1）d与ns上电子总数相同的元素排成同一族（副族）,第二节 原子结构 与元素的性质,一、元素周期表(1)、区的划分,除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号,ⅠA~ⅡA族,不相等,ns1~2,,相 等,(n-1) d1~8ns1~2,ⅢA~ⅦA和0族,ns2np1~6,,相 等,ⅢB~ⅦB和 Ⅷ,ⅠB和ⅡB,(n-1) d10ns1~2,不相等,镧系和锕系,3、族的划分,1）外围电子结构相同（价电子数相同）,2）元素所在族的判断：,①主族元素：,②副族元素：,A、电子总数为3-7， B、电子总数为8-10， C、电子总数为11-12，,主族序数=外围电子数=最外层电子数,以外围（n-1）d+ns的电子总数判断,ⅢB~ⅦB,Ⅷ,ⅠB和ⅡB,练习：,4d10（特例）,4d105s1,3d34s2,6s2,5s25p4,3s23p6,给出价电子排布，指明元素位置及所在区域：,,ns1,ns2,ns2np1,ns2np2,ns2np3,ns2np4,ns2np5,ns2np6,S区,p 区,(n-1)d10ns1～2,(n-1)d1～5ns2,(n-1)d6～8ns2,,ds区,d区,答案：横行七个周期；2，8，8，18，18，32种；每一周期开头第一个元素的最外层的排布通式为ns1，结尾元素的电子排布式为ns2np6;第一周期只有一个1s能级，其结尾元素的电子排布式为1s2，跟其他周期的结尾元素的原子电子排布式不同。,科学探究（教材p14),探究1：元素周期表共有几个周期？每个周期共有多少种元素？写出每个周期开头第一个元素和结尾元素的最外层电子的排布式的通式。为什么第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同？,探究2：元素周期表共有多少个纵列？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，每个纵列的价电子层的电子总数是否相等？,答案： 18个纵列； 除零族元素中He（1s2）与其它稀有气体ns2np6不同外，其余相等。,探究3：为什么s区、d区和ds区的元素都是金属？,答案：s区，d区， ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层及倒数第二层的电子，表现金属性，属于金属。,,副族元素介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属）元素之间，处于由金属向非金属过渡的区域，因此，把副族元素又称为过渡元素,探究四： 副族元素又称为过渡元素？,探究5：为什么在元素周期表中，非金属主要集中在右上角三角区内？ 同周期元素从左到右非金属性增强，同主族从上到下非金属性减弱，结果使元素周期表右上方三角区内的元素主要呈现出非金属性。,由于元素的金属性和非金属性没有严格的界限，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为半金属或准金属。,探究6：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？,,,1．下列元素是主族元素还是副族元素？第几周期？第几族？,（1）1s22s22p63s23p5 （2）[Ar]3d104s1,2．由下列元素在周期表中的位置，给出其原子的价电子层构型,（3）第四周期第ⅥB族 （4）第六周期第ⅡA族,练习1,练习2,已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素的名称、符号以及所属的周期和族。,熟记1－36号元素名称、顺序！,3、已知某原子的电子分布是1s22s22p63s2 3p63d104s24p1。 （1）这元素的原子序数是多少？ （2）这元素属第几周期？ 第几族？是主族元素还是过渡元素？ （3）哪些电子是这个原子的价电子。,(1) 31(2) 4；IIIA；主族元素.(3) 4s24p1,答案：,二.元素周期律,元素的性质随着原子序数的递增发生周期性的递变，称为元素周期律。,性质包括,,核外电子排布,元素的化合价,元素的金属性和非金属性,原子半径,电离能,电负性,【学与问】,元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化有什么规律？,元素周期表中，同周期的主族元素从左到右： 最高化合价从＋1―→＋7(第二周期到＋5)； 最低化合价从－4―→－1； 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。,1、原子半径的周期性变化,2）递变规律：,从左到右，逐渐减小 从上到下，逐渐增大,原子半径的大小取决于______、______ 两个因素；电子的能层越多，电子之间的负电排斥使原子半径_____ ；核电荷数越大，核对电子的引力越大，将使原子半径______,能层数,核电荷数,增大,缩小,【学与问2】,同周期主族元素，从左到右，原子半径减小，因为同周期元素原子具有相同的电子能层，但随核电荷数增多，核对电子的引力变大，从而使原子半径减小。 同主族元素，从上到下，原子半径增大，因为同主族元素自上到下，原子具有的电子能层数增多，使原子半径增大；虽然自上到下核电荷数也增多可使原子半径减小，但前者是主要因素，故最终原子半径增大,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？,【阅读与思考】什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？,,（1）键合电子,元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。,3.电负性,2）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,电负性用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。,(3)电负性的意义,4）电负性大小的标准：,5）电负性的变化规律：,①同周期：左→右，增大 ②同主族：上→下，减小,F：4.0 Li: 1.0,电负性是一个相对数值,电负性递变规律,6）电负性的应用：,①判断元素的金属性和非金属性的强弱,一般：非金属＞1.8 金属＜1.8 类金属≈1.8,例：NaH中，Na：0.9 H：2.1 Na显正价，H显负价,③判断化合物中元素化合价的正负,②判断化学键的类型,一般：离子键 :成键元素原子的电负性差＞1.7， 共价键 :成键元素原子的电负性差＜1.7,例：H：2.1，Cl：3.0 3.0-2.1=0.9 HCl为共价化合物,科学探究,如何利用电负性理论，结合我们所学的元素化合物知识，理解这三对元素的”对角线”规则？,1.0,1.5,2.0,1.2,1.5,1.8,电负性数值相近，使他们的性质具有一定的相似性,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。,2、电离能的周期性变化,1）第一电离能(I),①概念: 原子 转化为气态基态正离子所需要的最低能量.,②第一电离能的意义：,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．元素的金属性越强。,气态,电中性,基态,失去一个电子,2）第一电离能的周期性变化,递变规律： 主族：左→右，大体增大；上→下，减小。,同一周期：由左至右大致增大,同一主族：由上至下大致减小,,,反常例： Li 5.39 Be 8.32 B 8.30 （小） 1s2 ２ｓ2 ２P1 C 11.26 N 14.53 O 13.62（小）1s2 ２ｓ2 ２P4 F 17.42 Ne 21.57,,,3）元素电离能与元素性质的关系,①金属性与非金属性,②元素化合价,说明：,原子逐级电离能增大的原因？ 随着电子的逐个失去，阳离子所带正电荷原来越大，要在失去电子需克服的电性引力越来越大，消耗能量越来越多。,【学与问】,1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？,碱金属的第一电离能越小，碱金属越活泼,2.为什么原子的逐级电离能越来越大？Na、Mg、Al的电离能数据跟它们的化合价有什么联系？,,因为原子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，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。从教材中Na、Mg、Al的电离能的表格可看出，Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为＋1。而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为＋2、＋3。,3.原子的第一电离能随核电荷数递增有什么变化规律呢？,同周期元素：从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 。,同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子电子,,,1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束 2、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素 3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol。 4、Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属 5、气态O原子的电子排布为： 6、 半径：K+>Cl- 7、酸性 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2 8、第一周期有2×12=2，第二周期有2×22=8，则第五周期有2×52=50种元素。,概念辩析,×,√,×,×,×,×,√,×,课堂练习,根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题： (1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式： (2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂 鉴别，其离子方程式为： (3)BeCl2是 化合物(填“离子”或“共价”)，其电子式为 ，BeCl2水溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示)：,,,,,,Be+2OH-＝BeO22-+H2↑,NaOH溶液,,Be(OH)2+2OH-＝BeO22-+2H2O,共价,1、核外电子排布的周期性变化,二、元素周期律,