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第二节 原子结构与元素的性质,在元素周期表中，周期和主族是怎样划分的？主族元素的核外电子排布与该元素的周期序数和主族序数之间有什么样的对应关系？ 提示元素周期表有7个横行，也就是7个周期。周期的序数就是该周期元素原子具有的电子层数。由短周期元素和长周期元素共同组成的族称为主族。 主族元素的最外层电子数等于该元素所在的主族序数，主族元素的电子层数等于该元素所在的周期序数。,1,以第三周期为例，说明同一周期中元素原子得失电子能力的变化规律，并从原子结构的角度分析原因。 提示同一周期中元素原子得失电子能力的变化规律：同一周期各元素原子的核外电子层数相同，从左到右核电荷数依次增多，原子半径逐渐变小，原子核对最外层电子的吸引力越来越强，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。例如：钠、镁、铝三种元素，与水反应越来越难，失电子能力减弱；磷、硫、氯三种元素，与氢气反应越来越容易，得电子能力增强。,2,1了解元素周期表的结构。 2了解元素周期表与原子结构的关系。 3会分析元素性质的周期性变化规律。 4了解元素电离能电负性的含义，并能用以解释元素的 某些性质。,随着元素原子的核电荷数递增，每到出现_， 就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐 _，最后达到_个电子，出现稀有气体，如此循环往复这就是元素周期表中的一个个周期。 元素周期表的形成是由于元素的_发生周期性的重复。 元素周期表的周期不是单调的，每一周期里元素的数目并不是一样多，而是随周期序数的递增逐渐_，同时，金属元素的数目也逐渐_。,1.,2,碱金属元素,多,8,原子核外电子排布,3,增多,增多,增,写出下表中元素数目及金属元素数目 因而，我们可以把元素周期表的周期发展形象地比喻成 _。,4,2,8,8,18,18,32,0,2,3,14,15,30,螺壳上的螺旋,原子半径 原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个因素是核电荷数。一般来说同一周期主族元素从左到右，原子半径逐渐_；同一主族元素从上到下，原子半径逐渐_。 电离能 _叫做电离能，单位_。_ _叫做第一电离能；_,1.,2,减小,增大,气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量,kJmol1,气态中性原子失去第一个,电子所需要的能量,气态一价阳离子,_叫做第二电离能。如果对同一基态原子有第一、第二、第三、第四电离能，则其电离能将逐级_。 电负性 电负性用来描述_ _。电负性是相对值，没有单位。,失去一个电子所需要的能量,逐渐增大,3,不同元素的原子对键合电子吸引力的大,小,填充下表 提示3二1s22s111三1s22s22p63s119四1s22s22p63s23p64s137五1s22s22p63s23p63d104s24p65s155 六Xe6s1,【慎思1】,填充下表,人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号，请填充下表。,【慎思2】,提示,元素的第一电离能有什么变化规律？ 提示一般来说同一周期元素，从左向右，第一电离能逐渐增大，同一主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。,【慎思3】,元素电负性有什么变化规律？ 提示以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。 随原子序数的递增，元素原子的电负性呈周期性变化。 同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐增大(稀有气体除外)。 同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐减小。 对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。,【慎思4】,原子结构与周期的关系 (1)周期数电子层数 (2)各周期元素种数与相应能级组的原子轨道关系,1,各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。,原子结构与族的关系 (1)对主族元素：主族元素的族序数原子的最外层电子数，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或ns、np轨道上。(见下表)。 当主族元素失去全部价电子后，表现出该元素的最高正价(O，F除外)。 (2)稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。,2,(3)过渡元素(副族和族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同(见下表)。 B族B族可失去ns2和(n1)d轨道上的全部电子。所以，最高正价数族序数。,族可失去最外层的s电子和次外层的部分d电子，所以最高正价低于族序数(8) 。 B族可失去ns1电子和部分(n1)d电子，所以B族的族序数最高正价，B族只失去ns2电子，B族的族序数最高正价。,某元素的原子序数为29，试问： (1)此元素原子的电子总数是多少？ (2)它有多少个电子层？有多少个能级？ (3)它的外围电子构型是什么？ (4)它属于第几周期？第几族？主族还是副族？ (5)它有多少个未成对电子？,【例1】,解析解答该题需掌握原子核外电子排布与元素周期表的关系和原子核外电子排布的规律。根据核外电子排布原理，该元素的核外电子排布应为1s22s22p63s23p63d104s1，共有29个电子，为Cu元素。从核外电子排布式中可以得出n4，有4个电子层，所以为第四周期元素，外围电子排布为3d104s1，所以在B族。外围电子的电子排布图为 ，所以有1个未成对电子。 答案(1)29(2)4个电子层7个能级(3)3d104s1(4)第四周期B族副族(5)有1个未成对电子,解该类题首先由元素的原子序数，写出该元素原子结构的电子排布式和电子排布图，然后依据以下内容解题： (1)元素的电子层数能级组中最高主量子数周期数。 (2)主族元素原子的价层电子数该元素在周期表中的族序数。,某元素原子共有三个价电子，其中一个价电子位于第三能层d轨道，试回答： (1)写出该原子核外电子排布式。 (2)指出该元素的原子序数、周期数和族数，是金属元素还是非金属元素以及最高化合价。 解析此题的关键是根据外围电子排布写出核外电子排布式。有三个价电子其中一个价电子在3d，则其他两个价电子必在4s上，外围电子排布为3d14s2，原子序数是21，在第四周期，B族，是金属元素，最高化合价是3。 答案(1)电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2 (2)该元素的原子序数为21，第四周期B族，是金属元素，最高化合价为3。,【体验1】,微粒半径的比较规律 在中学要求的范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小。 “一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层越多，半径越大。 “二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。,1,判断微粒半径大小的规律 (1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。 (2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 (3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na)r(Cl)r(K)r(Ca2)。 (5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2)r(Fe3)，r(Cu)r(Cu2)。,2,下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是 ()。 ALiI BNaBr CKCl DCsF 解析碱金属离子半径：LiNaKCs；卤素离子半径：FClBrI，显然，阴离子半径和阳离子半径之比最大的是LiI,【例2】,答案A,具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是 ()。 A1s22s22p63s23p1 B1s22s22p3 C1s22s22p2 D1s22s22p63s23p4 解析A、B、C、D对应的元素分别为Al、N、C、S，根据原子半径比较规律其中原子半径最大的为Al。 答案A,【体验2】,元素第一电离能的周期性变化 (1)同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，原子核对核外电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失电子，因此元素的第一电离能呈增大的趋势。同一周期内，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。 (2)同一主族，从上到下，随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引越来越弱，元素的原子越来越易失电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。,1,第一电离能与原子核外电子排布 (1)第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。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能。故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的大。 (2)第三周期元素的第一电离能的大小关系为：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气体的第一电离能最大。金属越活泼，金属元素的第一电离能越小；非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。,2,用电离能判断元素的主要化合价 钠、镁、铝的电离能数据如下表所示。,3,由上表可知，钠原子的第一电离能较低，而第二电离能突跃式变高，也就是说I2I1。这说明钠原子很容易失去1个电子成为1价阳离子，形成具有稀有气体元素原子电子层结构的稳定状态后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强。因此，钠元素的常见价态为1价。一般情况下，钠原子不能生成2价阳离子。类似地，镁元素的I3I2，铝元素的I4I3说明镁原子通常形成2价阳离子，铝原子通常形成3价阳离子。,气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(I1)，气态正离子继续失去电子所需要的最低能量依次称为第二电离能(I2)，第三电离能(I3)下表是第三周期部分元素的电离能单位：eV(电子伏特)数据。,【例3】,下列说法正确的是 ()。 A甲的金属性比乙强B乙的化合价为1价 C丙不可能为非金属元素 D丁一定为金属元素 解析由表格可知，甲的第一电离能小于乙，表明甲比乙易失去第一个电子，故甲的金属性比乙强，A项正确；表格中显示，乙失去第二个电子也较易，则乙的化合价可能为2价，选项B项不正确；对丙而言失去电子较难，所以可能是非金属元素，C项不正确；对丁而言，失电子比丙还难，而第三周期只有3种金属元素，可知丁一定是非金属元素，所以D项不正确。 答案A,下列有关电离能的说法中，正确的是 ()。 A第一电离能越大的原子失电子的能力越强 B第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的 能量 C同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来 越大 D可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的 化合价,【体验3】,解析(1)电离能是气态原子或离子失去核外一个电子需要的最小能量；(2)元素原子的第一电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子；(3)从总的变化趋势上看，同一周期中第一电离能从左到右逐渐增大，但有反常，如NO。 答案D,元素电负性的周期性变化 (1)同一周期，随着原子序数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外)，元素的电负性逐渐增大，并呈现周期性变化。 (2)同一主族，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大，元素的电负性逐渐减小。 电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性的强弱 金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。,1,2,(2)判断化学键的类型 一般认为：如果两种成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。 (3)元素周期表中“对角线规则”：元素周期表中处于对角线位置(左上角和右下角)的元素电负性数值相近，性质相似。,元素周期表中能稳定存在且电负性相差最大的两种元素形成的化合物的化学式为 ()。 AHI BLiI CCsF DKI 解析本题考查的是电负性的概念及其大小的判断。根据电负性的变化规律，对主族元素来讲，同周期元素随核电荷数的增大，其电负性增大；同主族元素随核电荷数的增大，其电负性减小，所以电负性最大的元素在元素周期表的右上方，即F，电负性最小的元素在元素周期表的左下方，能在自然界稳定存在的为Cs，所以二者形成化合物的化学式为CsF。故正确答案为C。 答案C,【例4】,电负性是指元素的原子在化合物中吸引电子的能力。元素的电负性愈大，表示该元素原子吸引电子的能力愈大，生成阴离子的倾向愈大。反之，吸引电子的能力愈小，生成阳离子的倾向愈大。同周期元素的电负性自左向右逐渐增大(稀有气体除外)，同主族元素的电负性自上而下逐渐减小。,电负性也是元素的一种重要性质，电负性越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：,【体验4】,请仔细分析，试回答下列问题： (1)根据表中所给数据分析推测： 同主族的不同元素的电负性变化的规律是：_； 同周期中，电负性与原子半径的关系为：_。 (2)预测周期表中电负性最大的元素应为_(填元素符号)；估计钙元素的电负性的取值范围：_Ca_。 (3)预测周期表中，电负性最小的元素位于第_周期_族(放射性元素除外)，其基态原子核外电子排布式可表示为_。,解析(1)由题给信息可知：元素的非金属性越强，则元素的电负性越大；元素金属性越强，则元素的电负性越小，所以同主族元素，从上至下，电负性逐渐变小；同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。 (2)周期表中F元素的非金属性最强，所以氟的电负性最大；由于元素金属性强弱为KCaMg，所以Ca的电负性的取值范围为0.81.2。 (3)电负性越小，元素的金属性越强，周期表中金属性最强的元素为Cs(放射性元素除外)，它位于周期表中第六周期A族。其基态原子核外电子排布式为： 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1。,答案(1)核电荷数越大，电负性越小原子半径越小，电负性越大(2)F0.81.2 (3)六A1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1,实验探究二元素周期表所包含的规律,【探究原理】,元素周期表是学习化学的工具和指南，其内涵十分丰富，包含许多规律知识。 (1)相等规律 周期序数电子层数。 主族元素的最外层电子数价电子数主族序数最高正化合价(F、O例外)。 负价绝对值8族序数(限A族A族非金属元素)。,(2)序差规律 同主族相邻元素的原子序数差与主族序数有关：A族A族(s区)的元素相差上一种元素所在周期包含的元素种数；A族0族(p区)元素相差下一种元素所在周期包含的元素种数。如Na和K相差8(第三周期含8种元素)，Cl和Br相差18(第四周期含18种元素)。 (3)主族元素的结构、性质递变规律(如下表),(4)对角线规则 在元素周期表中，对角线上元素的化学性质相似(对角线规则)。最为明显的是Li元素与Mg元素、Be元素和Al元素等。Li元素的化学性质更趋向于Mg而与Na、K等元素有所区别，Be和Al元素的氢氧化物均是两性氢氧化物。,运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是()。 A铍(Be)是一种轻金属，它的氧化物的水化物可能具有 两性 B砹是一种有色固体，HAt很不稳定，AgAt是有色、难 溶于水且感光性很强的固体 C硫酸锶(SrSO4)是难溶于水和盐酸的白色固体 D硒化氢(H2Se)是无色、无毒、比H2S稳定的气体,【问题探究】,思路点拨根据“对角线规则”，Be的性质与Al相似，Be(OH)2具有两性，A选项正确；根据卤素单质及其化合物的性质递变规律可推知B选项正确；由CaSO4微溶于水，BaSO4难溶于水和酸可推知SrSO4为难溶于水和盐酸的白色固体，C选项正确；由H2O(无毒)H2S(剧毒)H2Se，可判断D选项不正确。故选D。 答案D,
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