高中化学人教版选修3第一章第二节.pptx

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第二节,原子结构与元素的性质,元素周期律,第2课时,第1课时,原子结构与元素周期表,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）,复习回忆,族,主族：

副族：

A,A,A,A,A,A,A,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,B,B,B,B,B,B,B,共七个副族,三个纵行（8、9、10），位于B与B中间,原子结构,表中位置,元素性质,原子序数=核电荷数,周期数=电子层数,主族序数=最外层电子数,同位素化学性质相同,相似性递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱）,同周期,同主族,递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）,电子层数,最外层电子数,元素金属性、非金属性强弱,（主族）最外层电子数=最高正价,最外层电子数8=最低负价,二、原子结构决定元素在周期表中的位置并决定性质,1、某周期A族元素的原子序数为x，则同周期的A族元素的原子序数是（）A、只有x+1B、可能是x+8或x+18C、可能是x+2D、可能是x+1或x+11或x+25,课堂练习,D,写出原子的电子排布式：

思考：

每周期的规律：

He2s1,Ne3s1,Ar4s1,Kr5s1,Xe6s1,1s22s22p6,3s23p6,4s24p6,5s25p6,6s26p6,1s22s1,1s22s22p63s1,一、原子结构与元素周期表,思考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。

价电子层：

外围电子排布,每周期，电子排布最外层总是从1个到8个，元素从碱金属到稀有气体。

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。

（一）元素周期系的形成

（1）周期系的形成随着元素原子的核电荷数的递增，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增多，最后达到8个电子，出现_；这样形成一个_，循环往复形成周期系。

碱金属,稀有气体,周期,

（2）原因：

_的周期性重复。

原子核外电子排布,一、原子结构与元素周期表,

（二）原子的电子排布与周期的划分,

（1）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,都是_.,碱金属,ns1,稀有气体,ns2np6,

（2）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，同周期核外电子的排布发生周期性的变化。

能否根据原子结构与各周期中元素种数的关系分析元素周期系周期发展规律？

思考2：

50,31,32,26,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,1、写出每个周期开头第一个元素的最外层电子的排布式？

ns1（n表示电子层数）,第一周期：

s2其它周期：

ns2np6（n为电子层数）,2、写出每个周期最后一个元素的最外层电子的排布式？

科学探究：

P14,3、同族主族元素的价电子层有何规律？

相同,4、同族过渡元素的价电子层有何规律？

价电子层上的电子总数相等,5、零族元素的价电子层有何规律？

除氦外，其它相同,（三）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,周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子可在化学反应中发生变化,这些电子称为价电子。

外围电子排布,1、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。

课堂练习,1.将元素周期表分成s区、p区、d区、f区和ds区的依据是什么？

s区、d区、p区分别有几个纵列？

2.元素周期表中的区与族存在着什么样的关系？

（四）原子的电子构型和元素的分区,区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号,（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（所在的列序数）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,小结：

分区与外围电子排布的关系,区全是金属元素，非金属元素主要集中区。

主族主要含区，副族（过渡元素）主要含区。

IA、IIA,ns1-2,金属元素,非金属元素,ns2np1-6,IIIA0,（n-1）d1-10ns1-2,IIIBVIII,金属元素,金属元素,IB、IIB,（n-1）d10ns1-2,d、ds、f,P,d、ds,s、p,

（1）S区元素：

最外层构型是ns1和ns2。

IAIIA族,除H外，其余为活泼金属。

（2）p区元素：

最外层电子构型从ns2np1ns2np6的元素。

即IIIAVIIA族、零族元素。

除H外，所有非金属元素都在p区。

原子电子构型和元素的分区,（3）d区元素:

包含第IIIB族到VIII族元素。

最外层电子数皆为12个，均为金属元素，性质相似。

（4）ds区元素:

包括IB族和IIB族元素，最外层电子数皆为12个，均为金属元素。

（5）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。

小结：

1.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。

2.为什么副族元素及VIII族又称为过渡元素？

副族元素和VIII族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。

思考：

3.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。

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,元素的存在，是与原子结构的稳定性，特别是与原子核的稳定性有关。

原子序数大于83（铋之后）的元素，都是放射性元素，而原子序数在92之后（超铀元素）的元素，是用人工方法合成的元素（Np、Pu在自然界中也有，但含量极微）。

目前已公认了112号元素的合成方法。

物理学家根据原子核结构理论计算，认为周期系最后可能出现的是原子序数为175的元素。

人工合成的元素，将会完成第七周期（零族元素的原子序数应为118），并进入第八周期，甚至第九周期。

在未来的第八、九周期中，原子中的电子依次填充新的能级5g能级和6g能级。

依照已有的规律，可以推知g能级最多能容纳18个电子。

由此可以预见，第八、九周期都将有50种元素，是超长周期。

在这两个周期里，将有“超锕系”和“新超镧系”的5g6f和6g7f内过渡系（各为32种元素）。

（五）元素周期系的远景,形形色色的元素周期表,形形色色的元素周期表,形形色色的元素周期表,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：

大多数族序数=（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,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，B族。

2.试确定32号元素在周期表中的位置。

第四周期，A族,3.判断处于第三周期，A族元素的价层电子结构、原子序数。

3s23p2，第14号元素,课堂练习,4.（08海南1）HBr分子的电子式为（）AB.H+Br-C.DHBr,5.（08海南14）根据元素周期表120号元素的性质和递变规律，回答下列问题。

（1）属于金属元素的有种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有（填两种化合物的化学式）；

（2）属于稀有气体的是（填元素符号，下同）；（3）形成化合物种类最多的两种元素是；（4）第三周期中，原子半径最大的是（稀有气体除外）；（5）推测Si、N最简单氢化物的稳定性大于（填化学式）。

A,7,K2OK2O2,HeNeAr,CH,Na,NH3,SiH4,元素周期律,第2课时,

（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；,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,复习回忆,1能说出元素电离能、电负性的含义。

2能应用元素的电离能说明元素的某些性质。

3了解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。

4了解元素的“对角线”规则，能列举实例予以说明。

元素的性质随的递增发生周期性递变的规律。

核电荷数,2原子半径,

（1）决定因素,1元素周期律,电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子半径,增大,核电荷数越大，原子核对电子的引力也就，原子半径就,影响因素,原子核电荷数,电子的能层数,越大,越小,原子半径,

（2）变化规律,可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小“一看”电子层数：

最外层电子数相同时，电子层数越多，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。

规律：

1下列微粒半径大小比较正确的是_。

（1）r（C）r（N）r（O）r（F）

（2）r（F）r（Cl）r（Br）r（I）（3）r（O2）r（F）r（Na）r（Mg2）r（Al3）（4）r（K）r（Mg2）r（Ca2）（5）r（Fe）r（Fe2）r（Fe3）（6）r（Cl）r（Cl）,答案：

（3）、（5）、（6）,1概念原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的叫做第一电离能。

2元素第一电离能的意义衡量元素的原子失去一个电子的。

第一电离能数值，原子越容易失去一个电子。

气态电中性基态,最低能量,难易程度,越小,（阅读课本18）,气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。

用符号1表示，单位：

kj/mol,从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。

符号2,思考与探究：

观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：

（1）a、同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现的趋势。

增大,变小,3元素第一电离能的递变规律,

（2）同族元素从上到下第一电离能逐渐。

（第A元素和第A元素的反常现象如何解释？

）,b、第A元素A的元素；第A元素A元素,A半充满、A全充满结构,4、电离能的意义：

电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。

元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。

利用逐级电离能判断化合价,判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷,电离能的有关规律及其应用,a每个周期的第一种元素（氢和碱金属）第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。

b同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。

第一电离能,

（1）电离能的有关规律,a原子的逐级电离能越来越大。

首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。

b当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。

如表所示,逐级电离能,钠、镁、铝的电离能（kJmol1）,金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。

电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。

由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。

例如，碱金属元素Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能分别为520kJmol1、496kJmol1、419kJmol1、403kJmol1、376kJmol1，由此可知，气态锂原子最不易失去电子。

但在溶液中锂原子的金属活动性却最强，其主要原因是锂原子形成水合离子时放出的能量最多。

金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致,

（2）电离能的应用,判断元素原子核外电子的分层排布,判断主族元素在元素周期表中的族序数、价电子数，进而确定其最高化合价。

判断金属原子在气态时失去电子的难易。

这是由于层与层之间电离能相差很大，电离能数值在层与层电子之间呈突跃性变化，而同层内电离能数值差别相对较小，如Na的第一到第七级电离能分别为（单位：

kJmol1）：

496、4562、6912、9543、13353、16610、20114。

从中明显看出在第一、第二电离能之间有突跃，故可判断Na最外层只有1个电子。

2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元：

eV（电子伏特）数据。

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。

A,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。

看逐级电离能的突变。

化学键,键合电子,键合电子,越大,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。

用来描述不同元素的原子对吸引力的大小。

电负性越大的原子，对的吸引力。

（电负性是相对值，没单位）,

（2）电负性,元素相互化合时，原子中用于形成的电子。

（1）键合电子,1键合电子和电负性的含义,鲍林L.Pauling1901-1994,鲍林研究电负性的手搞,2衡量标准以氟的电负性为和锂的电负性为作为相对标准，得出各元素的电负性。

4.0,1.0,3递变规律,同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐，表明其吸引电子的能力逐渐。

同一主族，元素的电负性从上到下呈现趋势，表明其吸引电子的能力逐渐。

增大,增强,减小,减弱,4应用：

判断金属性、非金属性强弱,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。

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。

5、电负性的意义：

电负性的应用

（1）判断元素的金属性和非金属性及其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。

金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

（2）判断元素的化合价电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。

电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

（3）判断化学键的类型一般认为：

如果两个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。

如果两个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。

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。

（4）判断化学键的极性强弱,6.元素“对角线”的规则在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素（如图）的有些性质是相似的（如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔），被称为“对角线规则”。

Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。

它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。

如查阅资料，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。

3已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。

下面给出14种元素的电负性：

已知：

两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。

（1）根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_。

（2）判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？

Mg3N2_；BeCl2_；AlCl3_；SiC_。

解析：

元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。

据已知条件及表中数值：

Mg3N2中电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。

答案：

（1）随原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化

（2）离子化合物共价化合物共价化合物共价化合物,金属单质与水或者与酸反应置换出氢气越容易，则金属性越强金属元素最高价氧化物对应水化物碱性越强，则金属性越强金属单质的还原性越强，则金属性越强金属阳离子氧化性越弱，则金属性越强,元素的金属性和非金属性,其中、可通过金属单质之间的置换反应表现，如：

Zn+CuSO4=Cu+ZnSO4，还原性：

ZnCu或氧化性：

Cu2+Zn2+，可得出，金属性：

ZnCu,

（1）元素金属性强弱判断依据：

非金属单质与氢气反应越容易，生成氢化物就越稳定，则非金属性越强非金属元素最高价氧化物对应水化物（指最高价含氧酸）酸性越强，则非金属性越强非金属单质的氧化性越强，则非金属性越强非金属阴离子的还原性越弱，则非金属性越强,

（2）元素非金属性强弱判断依据：

其中、可通过非金属单质之间的置换反应表现，如：

Cl2+Na2S=S+2NaCl，氧化性：

Cl2S或还原性：

S2-Cl-，可得出，非金属性：

ClS,核素-具有一定数目质子和一定数目中子的原子叫做核素。

例如：

氢元素有三种核素（三种原子）,H（H）、,H（D）、,同位素-同一种元素的不同核素（原子）之间互称为同位素。

如H、D、T,H（T）,元素、核素、同位素的概念,元素-具有相同质子数的一类原子的总称,1,2,3,Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.,Yourtext,Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.,Yourtext,Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.Clickheretoaddyourtext.,Yourtext,要点习题,（2011山东省实验中学高二质检）已知短周期元素的离子aA2、bB、cC3、dD都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（）A原子半径ABDCB原子序数dcbaC离子半径C3DBA2D单质的还原性ABDC,思路指引：

A选项中，aA2、bB电子层结构相同，则A、B是同一周期元素且A在B的后面。

根据同一周期元素原子半径的大小规律可知B的原子半径A的原子半径；同理可以推出C、D在A、B的上一周期，且C在D的前面，由此可得出A、B、C、D的原子半径大小为BACD，故A选项错；由A、B、C、D的相对位置，不难判断出它们的原子序数的关系为abdc，故B选项