原子结构和元素的性质.ppt

原子结构和元素的性质,请根据构造原理，写出F、Cl、Br、I、AtLi、Na、K、Rb、Cs电子排布式,复习,一、原子结构与元素周期表,结论,随着原子序数的增加，元素原子的外围电子层排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子层排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。最外层电子数：从1到8元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复,1、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),2、纵列,18个纵列；除零族元素中He（2s2）与其它稀有气体ns2np6不同外，其余相等。,每个纵列的价电子构型和它们的族序数有什么联系？,主族：价电子层为ns或nsnp型副族：价电子层一般出现d原子轨道等,3、周期表的区域划分s区，p区，d区，ds区，f区共5个区从元素的价电子层结构可以看出，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。,（四）、元素周期表的分区,1、s区：,特点：,价电子数=主族序数=最外层电子数,含A与A共两族两列；价电子层为ns1或2(n1),2、p区：,特点：,价电子总数=主族序数（零族除外）,含A至A及零族共六族六列；价电子层为ns2np1-6(n2),以非金属元素为主,3、d区：,特点：,价电子总数=副族序数;若价电子总数为8、9、10，则为族。,均为金属元素；,含B至B和族共六族八列(镧系和锕系属f区)；价电子层为(n-1)d1-9ns1-2,说明：核外电子的排布规律只是经验总结，并不是所有元素都一定符合。,4、ds区：含B与B共两族两列；价电子层为(n-1)d10ns1或2,价电子总数=所在的列序数,特点：,均为金属元素；且d轨道电子全充满，一般不参与化学键的形成。,5、f区：包括镧系与锕系；价电子层(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2,说明：,由于最外层电子数基本相同，(n-1)d电子数也基本相同，一般是(n-2)f的电子数不同，因此镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质也相似。,元素周期表的五个分区,4、族元素周期表可分为7主族，7副族，0族和一个第族；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,5、这是由元素的价电子层结构和元素周期表中元素性质的递变规律决定的。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。6、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。,原子核外电子排布与元素周期表结构有什么内在联系？,周期序数=最大能层数主族元素：族序数=最外层电子数(ns+np或ns),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）Ar3d104s1,2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B族（4）第六周期第A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。,其排布式为Ar3d54s2，,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B族。,s区元素：最后一个电子填充在s能级上的元素。结构特点：ns1和ns2，包括A族和A族。除氢外均为金属。P区元素：最后一个电子填充在p能级上的元素。结构特点：ns2np1-6。包括A族-A族和0族。绝大多数为非金属。,小结：原子的电子层结构与元素的分区,d区元素：最后一个电子填充在d能级上的元素。结构特点：（n-1）d1-9ns1-2。包括B族-B族和第族。ds区元素：d能级填满并且最后一个电子填充在s能级上的元素。结构特点：（n-1）d10ns1-2，包括B族和B族。f区元素：最后一个电子填充在f能级上的元素。包括镧系和锕系。d区、ds区和f区元素称过渡元素。,已知某元素在周期表中位于第五周期、A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A族，4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4，,电子排布式Kr4d105s25p4,课堂练习,属P区,二、元素周期律,包括：,定义：,元素化合价、金属性和非金属性、原子半径、电离能和电负性等的周期性的变化,化合价,同周期的主族元素从左至右,化合价由17，40递增,主族元素族序数最高正价价电子数,非金属最低负化合价主族元素族序数8,F、O,金属性和非金属性,同周期元素从左至右金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱,同主族元素从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱,最高价氧化物对应水化物最高价氢氧化物碱性强弱最高价氢氧化物碱性越强，金属性越强,金属性强弱的判断依据,跟水(酸)反应置换出氢的难易程度越容易发生，金属性越强,金属活动性顺序,普通原电池正负极,单质与盐溶液的置换反应,金属离子的氧化性,气态氢化物的稳定性越稳定，非金属性越强,非金属性强弱的判断依据,最高价氧化物对应水化物最高价含氧酸酸性强弱酸性越强，非金属性越强,跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度越易反应，非金属性越强,非金属活动性顺序,单质与盐溶液的置换反应,非金属离子的还原性,还原性减弱，氧化性增强,稳定性增强,碱性减弱，酸性增强,逐渐缩小,同周期主族元素性质递变规律,同主族元素性质递变规律,原子半径离子半径增大,单质还原性增强，单质氧化性减弱,气态氢化物稳定性减弱,最高价氧化物的水化物的酸性减弱，碱性增强,阳离子的氧化性减弱,阴离子的还原性增强,1、原子半径的周期性变化,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,思维拓展：微粒半径的比较方法,首先看微粒的电子层数，电子层越多则微粒半径越大；电子层数相同时再看微粒的核电荷数，核电荷数越大则微粒的半径越小；电子层数和核电荷数都相同，则看最外层电子数。最外层电子数多，半径大。反之，半径小。,下列微粒中，半径大小的次序正确的是AK+Ca2+Cl-S2-BCa2+K+S2-Cl-CCa2+K+Cl-S2-DS2-Cl-K+Ca2+,练习4,C,2、元素电离能及其周期性变化,第一电离能:P17M（g）-eM+（g）,意义：可以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,1.元素第一电离能定义：元素第一电离能是指气态原子失去一个电子形成1价气态阳离子所需的最低能量。,第二电离能：是指1价气态离子失去一个电子形成2价气态离子所需的最低能量称该元素的第二电离能。用I2表示。类似用I3、I4.表示元素的第三、四.电离能等。,观察分析下表电离能数据回答问题：,问题：解释为什么锂元素易形成Li，而不易形成Li2；镁元素易形成Mg2，而不易形成Mg3？,参考答案：从表中数据可知：Li元素的I2远大于I1，因此Li容易失去第一个电子，而不易失去第二个电子；即Li易形成Li，而不易形成Li2。镁元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，说明镁容易失去两个电子，而不易失去第三个电子，因此镁易形成Mg2，而不易形成Mg3。,元素的第一电离能大致有何周期性？,同一周期：由左至右大致增大,同一主族：由上至下大致减小,3.元素第一电离能的变化规律,同一周期从左到右元素的第一电离能总体上是呈逐渐增大趋势；同一主族从上到下，元素第一电离能逐渐减小。,即元素第一电离能随着元素核电荷数的递增呈现周期性变化。,4.电离能知识的应用：,问题1：为什么锂元素的I2远大于I1，而镁元素的I3远大于I1、I2？用所学的原子结构或离子结构知识解释。,提示：锂离子和镁离子的电子排布式为：Li：1S2是稳定结构；Mg2：1S22S22P6,它的P轨道为全充满，结构稳定。如果它们再要失去电子，所需的能量就很大。,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？第一电离能越小，越容易失去电子，金属的活泼性越强。因此，碱金属的第一电离能越小，金属的活泼性越强。,2钠、镁、铝逐级失去电子的电离能为什么越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？,学与问,阳离子所带正电荷数增大,再失去1个电子需克服的电性引力越来越大,消耗的能量越来越大,问题2：判断下列元素间的第一电离能的大小：NaK;ON;NP;FNe;MgAl；SP;ClS；ClAr。,问题3：将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列：（1）KNaLi;(2)BCBeN;(3)HeNeAr；（4）NaAlSP,答案（1）LiNaK；（2）NCBeB(3)HeNeAr;(4)PSAlNa,问题4：短周期元素A、B，A元素的最外层电子数等于最内层上的电子数；B元素最外层电子数是最内层上电子数的3倍。试判断A、B可能有的元素并写出它们的原子电子排布式；比较当A、B在同一周期时它们的第一电离能数值大小关系。,提示:A元素有：Be：1S22S2或Mg:1S22S22P63S2B元素有：O:1S22S22P4或S:1S22S22P63S23P4第一电离能：BeO;MgS。,电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引能力大小的一个量。,1、电负性的概念：,三、电负性,键合电子：原子通过化学键形成物质，我们把原子里用于形成化学键的电子称为键合电子,为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。,2.电负性的意义电负性数值的大小衡量元素在化合物里吸引电子的大小。元素的电负性越大，表示该原子对键合电子的吸引能力越大，生成阴离子的倾向越大。反之，吸引能力越小，生成阳离子的倾向越大。,3.电负性大小的标准分别以氟、锂的电负性为标准。F：4.0Li：1.0,请同学们仔细阅读电负性数值的表格，并分析电负性的周期性递变。说出同周期、同主族元素电负性的递变规律。,增大,减小,4、电负性的递变规律：,原因？,原因解释,1、同周期从左至右元素的电负性逐渐增大原因：同周期从左至右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，有效核电荷递增，对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性只增加2、同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小原因：同主族元素从上到下，虽然核电荷数也增多，但电子层数增多引起原子半径增大比较明显，原子和对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的电负性值递减,5、电负性的应用,（1）判断元素金属性和非金属性的强弱。一般认为：电负性1.8的元素为非金属元素，电负性数值越大，元素的非金属性越强。电负性1.8的元素为金属元素。电负性数值越小，元素的金属性越强。电负性等于1.8的元素为半金属或准金属元素,大于,小于,一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成键。,离子,共价,（2）判断化合物的成键类型,并不是所有电负性差值大于1.7的都形成离子化合物。如:HFH：2.1F：4.0,对角线规则：某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的。试从电负性的角度分析对角线规则。,LiBeBCNaMgAlSi,