第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)復(fù)習(xí)

元素性質(zhì)的遞變規(guī)律 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)專題二第二單元 原子核外電子排布的周期性 道爾頓湯姆生盧瑟福玻爾 人類認(rèn)識(shí)原子結(jié)構(gòu)的歷史 原子核外電子的運(yùn)動(dòng) 回顧 電子層 構(gòu)造原理 原子核外電子排步的軌道能量順序 原子核外電子的排布所遵循的原理 1 能量最低原理電子先占據(jù)能量低的軌道 再依次進(jìn)入能量高的軌道 2 泡利不相容原理每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子 3 洪特規(guī)則在能量相同的軌道上排布時(shí) 電子盡可能分占不同的軌道 且自旋狀態(tài)相同 對(duì)于能量相同的軌道 同一電子亞層 當(dāng)電子排布處于全滿 s2 p6 d10 f14 半滿 s1 p3 d5 f7 全空 s0 p0 d0 f0 時(shí)比較穩(wěn)定 整個(gè)體系的能量最低 洪特規(guī)則的特例 練習(xí) 寫出下列元素的電子排布式 NaKRbCsCrCu 1s22s2p63s11s22s2p63s23p64s11s22s2p63s23p63d104s24p65s11s22s2p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1或 Xe 6s11s22s2p63s23p63d54s11s22s2p63s23p63d104s1 回顧隨著原子序數(shù)的遞增元素原子的核外電子排布元素原子半徑元素主要化合價(jià) 呈現(xiàn)周期性變化 核外電子排布 原子半徑 原子的最外層電子排布 元素化合價(jià) 元素主要化合價(jià)的周期性變化 元素周期表 元素周期律的具體表現(xiàn)形式 編排原則 按原子序數(shù)的遞增順序從左到右排列 將電子層數(shù)相同的元素排列成一個(gè)橫行 周期 把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成縱行 族 周期表 7個(gè)周期 三短 三長(zhǎng) 一不完全 7個(gè)副族 僅由長(zhǎng)周期構(gòu)成的族 B B 族 3個(gè)縱行 Fe Co Ni等9種元素 零族 稀有氣體元素 Na11鈉 H1氫 He2氦 Li3鋰 Be4鈹 B5硼 C6碳 N7氮 O8氧 F9氟 Ne10氖 Mg12鎂 Al13鋁 Si14硅 P15磷 S16硫 Cl17氯 Ar18氬 K19鉀 Ca20鈣 1 2 3 4 Ga31鎵 Ge32鍺 As33砷 Se34硒 Br35溴 Kr36氪 A 主族 B 副族 Ga31鎵 Ge32鍺 As33砷 Se34硒 Br35溴 Kr36氪 元素周期表的結(jié)構(gòu) 周期 短周期 長(zhǎng)周期 第1周期 2種元素 第2周期 8種元素 第3周期 8種元素 第4周期 18種元素 第5周期 18種元素 第6周期 32種元素 不完全周期 第7周期 26種元素 鑭57La 镥71Lu共15種元素稱鑭系元素 錒89Ac 鐒103Lr共15種元素稱錒系元素 周期序數(shù) 電子層數(shù) 橫向 金屬性最強(qiáng) 同周期 同主族元素的遞變規(guī)律 依次增大 逐漸增多 相同 逐漸減小 周期性變化 金屬性減弱 非金屬性增強(qiáng) 還原性減弱 氧化性增強(qiáng) 堿性減弱 酸性增強(qiáng) 逐漸增強(qiáng) 逐漸增大 相同 依次遞增 逐漸增大 基本相同 非金屬性減弱 金屬性增強(qiáng) 氧化性減弱 還原性增強(qiáng) 酸性減弱 堿性增強(qiáng) 逐漸減弱 金屬與非金屬分界線附近的元素既表現(xiàn)出一定的金屬性也表現(xiàn)出一定的非金屬性 周期序數(shù)等于主族序數(shù)的元素具有兩性 Al OH 3 H Al OH 3 OH Al2O3 H Al2O3 OH 元素分區(qū)圖 元素性質(zhì)的遞變規(guī)律 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)專題二第二單元 元素第一電離能的周期性變化 電離能 電離能反映了原子失去電子傾向的大小 電離能越大 越難失去電子 氣態(tài)原子失去一個(gè)電子形成 1價(jià)氣態(tài)陽離子所需的最低能量 叫做該元素的第一電離能 用符號(hào)I1表示 失去第二個(gè)電子所需要的能量叫做第二電離能I2 M g 基態(tài) M g eI1M g 基態(tài) M2 g eI2 交流討論 根據(jù)下圖元素第一電離能曲線圖 總結(jié)電離能的變化規(guī)律 N P Be Mg Zn As 5101520253035原子序數(shù) I1 1 36號(hào)元素的第一電離能 電離能的變化規(guī)律 同周期 主族元素從左到右 電離能呈逐漸增大的趨勢(shì) 同主族 主族元素從上到下 電離能逐漸減小 特殊 IBe IB IMg IAlIN Io IP IS IZn IGa 鈉 鎂 鋁的逐級(jí)電離能數(shù)據(jù)表 電離能及應(yīng)用 M g e M g H I1 電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證 第一電離能的周期性變化是原子核外電子排布周期性變化的必然結(jié)果 元素的第一電離能越小表示它越容易失去電子 即該元素的金屬性越強(qiáng) 元素性質(zhì)的遞變規(guī)律 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)專題二第二單元 元素電負(fù)性的周期性變化 元素的電負(fù)性 X 鮑林 L Pauling 首先提出了元素的電負(fù)性的概念 并指出 電負(fù)性就是表示某元素原子在化合物分子中吸引成鍵電子能力大小的相對(duì)數(shù)值 根據(jù)熱化學(xué)數(shù)據(jù)建立了元素的定量標(biāo)度 指定氟的電負(fù)性為4 0 然后求出其它元素的電負(fù)性 電負(fù)性 利用圖 表 數(shù)據(jù)說明 元素電負(fù)性的變化規(guī)律 同周期 從左到右 電負(fù)性增加 同族 從上到下 電負(fù)性下降 1元素的金屬性的判別一般來說金屬元素的電負(fù)性在1 8以下 非金屬元素的電負(fù)性在1 8以上 利用電負(fù)性這一概念 結(jié)合其它鍵參數(shù)可以判斷不同元素的原子 或離子 之間相互結(jié)合形成化合鍵的類型 2化學(xué)鍵型判別電負(fù)性相差較大 x 1 7 的兩種元素的原子結(jié)合形成化合物 通常形成離子鍵 電負(fù)性相差較小 x