用選修三第二節(jié)原子結構與元素的性質ppt課件

1、第一章原子結構與性質,第二節(jié) 原子結構與 元素的性質,高中化學選修3,周期,短周期,長周期,第1周期(H-He)：2 種元素,第2周期(Li-Ne)：8 種元素,第3周期(Na-Ar)：8 種元素,第4周期(K-Kr)：18 種元素,第5周期(Rb-Xe)：18 種元素,第6周期(Cs-Rn)：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)（能層數(shù),橫行,知識回顧：元素周期表的結構（由周期與族構成,族,主族,副族,A , A , A , A ,A , A , A,第VI

2、II 族,稀有氣體元素,主族序數(shù)=最外層電子數(shù)=價電子數(shù)=最高正價數(shù),縱行,零族,共七個主族,B , B , B , B ,B , B , B,共七個副族,三個縱行(第8、9、10），位于 B 與B中間,知識回顧：元素周期表的結構（由周期與族構成,元素周期表從左到右族順序依次為,A , A , B , B ,B , B , B，第VIII 族； B , B , A , A ,A , A , A，零族,_,_,1）同一周期元素結構和性質具有一定的遞變性；從左到右原子半徑逐漸 ，失電子能力逐漸 ，得電子能力逐漸 ，元素的金屬性逐漸 ，非金屬性逐漸 ，對應氫化物的穩(wěn)定性逐漸 ；最高價氧化物對應的水化

3、物的酸性逐漸 ；堿性逐漸 ； （2）同一主族元素結構和性質具有一定的相似性和遞變性；同一主族，從上到下：原子半徑逐漸 ，失電子能力逐漸 ，得電子能力逐漸 ，金屬性逐漸 ，非金屬性逐漸 ；對應氫化物的穩(wěn)定性逐漸 ；最高價氧化物對應的水化物的酸性逐漸 ；堿性逐漸,二、原子結構和性質周期性變化,復習回憶,減小,減弱,增強,減弱,減弱,增強,增強,增強,增大,增強,增強,增強,減弱,減弱,減弱,減弱,思考與探究,1、以第三周期為例，寫出鈉、鎂、鋁、硅、磷、硫、氯、氬基態(tài)原子的簡化電子排布式并觀察原子的核外電子排布變化有什么規(guī)律,最外層電子排布從1個電子(ns1)到 8個電子(ns2np6)呈周期性變化

4、,結論：隨著核電荷數(shù)的增加，核外電子的排布發(fā)生周期性的變化,一）元素周期系的形成 (1)周期系的形成 隨著元素原子的核電荷數(shù)的遞增，每到出現(xiàn)_，就開始建立一個新的電子層，隨后最外層上的電子逐漸增多，最后達到8個電子，出現(xiàn)_；這樣形成一個_，循環(huán)往復形成周期系,堿金屬,稀有氣體,周期,2)原因：_的周期性重復,原子核外電子排布,新課： 一、原子結構與元素周期表,二)原子的電子排布與周期的劃分,1)觀察周期表,我們會發(fā)現(xiàn),每一周期的第一種元素(除第一周期外)是 _, 最外層電子排布為_,每一周期的最后一種元素都是 _ , 這些元素的最外層電子排布除He為1s2 外,其余都是_,堿金屬,ns1,稀有

5、氣體,ns2np6,2)觀察周期表發(fā)現(xiàn)周期表中周期序數(shù)等于該周期中元素的_,能層數(shù),結論：隨著核電荷數(shù)的增加，核外電子的排布發(fā)生周期性的變化,新課： 一、原子結構與元素周期表,50,31,2、你能否根據原子結構與各周期中元素種數(shù)的關系分析元素周期系周期發(fā)展規(guī)律,思考與探究,32,歸納： （ 3）、隨著核電荷數(shù)的遞增，電子在能級里的填充順序遵循構造原理，元素周期系的周期不是單調的，每一周期里元素的數(shù)目不總是一樣多，而是隨著周期序號的遞增漸漸增多。因而，我們可以把元素周期系的周期發(fā)展形象的比喻成螺殼上的螺旋,元素周期系周期發(fā)展像螺殼上的螺旋,1、寫出每個周期開頭第一個元素的最外層電子的排布式,ns

6、1 (n表示電子層數(shù),第一周期：s2 其它周期：ns2np6 (n為電子層數(shù),2、寫出每個周期最后一個元素的最外層電子的排布式,科 學 探 究：書14,3、同族主族元素的價電子層有何規(guī)律,相同,4、同族過渡元素的價電子層有何規(guī)律,價電子層上的電子總數(shù)相等,5、零族元素的價電子層有何規(guī)律,除氦外，其它相同,三)原子的電子排布與族的劃分,在周期中有18個縱列,除零族元素中He （1s2）與其它稀有氣體ns2np6不同外,一般說來,其它每個 族序數(shù)和價電子數(shù)是一般相等的. 主族元素：主族序數(shù)=原子的最外層電子數(shù) =價電子數(shù) 副族元素：副族序數(shù)（大多數(shù)） =（n-1)d+ns的電子數(shù) =價電子數(shù),1、

7、已知某元素的原子序數(shù)是25，寫出該元素原子的價電子層結構式，并指出該元素所屬的周期和族,其排布式為Ar3d54s2,由于最高能級組數(shù)為4，其中有7個價電子，故該元素是第四周期B族,課堂練習,按照電子排布，可把周期表的元素劃分為5個區(qū)：s區(qū)、 p區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)、f區(qū)。劃分區(qū)的依據是什么？ s區(qū)、d區(qū)、p區(qū)分別有幾個縱列,區(qū)的名稱來自按照構造原理最后填充的能級的符號,思考與探究,四）、元素周期表的分區(qū),1、s區(qū),特點,價電子數(shù)=主族序數(shù)=最外層電子數(shù),含A與A共兩族兩列；價電子層為ns1或2(n1,2、p區(qū),特點,價電子總數(shù)=主族序數(shù)（零族除外,含A至A及零族共六族六列；價電子層為ns2 np1

8、-6(n2),以非金屬元素為主,3、d區(qū),特點,價電子總數(shù)=副族序數(shù); 若價電子總數(shù)為8、9、10，則為族,均為金屬元素,含B至B和族共六族八列 (鑭系和錒系屬f區(qū))； 價電子層為(n-1)d1-9ns1-2,說明： 核外電子的排布規(guī)律只是經驗總結，并不是所有元素都一定符合,4、ds區(qū)： 含B與B共兩族兩列； 價電子層為 (n-1)d10ns1或2,價電子總數(shù)=所在的列序數(shù),特點,均為金屬元素；且d軌道電子全充滿，一般不參與化學鍵的形成,5、f區(qū)： 包括鑭系與錒系； 價電子層(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2,說明,由于最外層電子數(shù)基本相同， (n-1)d電子數(shù)也基本相同，一般是(n

9、-2)f的電子數(shù)不同，因此鑭系元素化學性質相似；錒系元素化學性質也相似,元素周期表的五個分區(qū),小結：(四)原子的電子構型和元素的分區(qū),S 區(qū)元素：最外層構型是ns1和ns2。IA和 IIA族元 素。除H外，其余為活潑金屬,p區(qū)元素：最外層電子構型從ns2np1ns2np6的元素。即IIIAVIIA族、零族元素。除H外，所有非金屬元素都在p區(qū),ds區(qū)元素:包括IB族和IIB族元素，最外層電子數(shù)皆為12個，均為金屬元素,f區(qū)元素：包括鑭系和錒系元素。最外層電子數(shù)基本相同，化學性質相似,d區(qū)元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外層電子數(shù)皆為12個，均為金屬元素，性質相似,問：為什么s區(qū)、d區(qū)、

10、ds區(qū)的元素都是金屬(除H外),s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)的元素最外層電子數(shù)為1-2個電子，在反應中易失去，所以都是金屬,1. 為什么副族元素及VIII族又稱為過渡元素,2.為什么在元素周期表中非金屬元素主要集中在右上角三角區(qū)內（如圖）？處于非金屬三角區(qū)邊緣的元素常被稱為半金屬或準金屬。為什么,思考,副族元素和VIII族處于金屬元素向非金屬元素過渡的區(qū)域，因此，又把副族元素稱為過渡元素,1. 為什么副族元素與VIII族又稱為過渡元素,2.為什么在元素周期表中非金屬元素主要集中在右上角三角區(qū)內（如圖）？處于非金屬三角區(qū)邊緣的元素常被稱為半金屬或準金屬。為什么,這是由元素的價電子結構和元素周期表中元素性質

11、遞變規(guī)律決定的，在元素周期表中，同周期的元素從左到右非金屬性漸強，同主族元素從上到下非金屬性漸弱，結果使元素周期表右上角的元素主要呈現(xiàn)非金屬性,處于非金屬三角區(qū)邊緣的元素既能表現(xiàn)出一定的非金屬性，又能表現(xiàn)出一定的金屬性，因此，這些元素常被稱之為半金屬或準金屬,已知某元素在周期表中位于第五周期、A族位置上。試寫出該元素基態(tài)原子的價電子排布式、電子排布式并分析該元素在哪區(qū),由于是A族， 4d必是全充滿的，所以價電子排布為5s25p4,電子排布式Kr4d105s25p4,課堂練習,屬P區(qū),新課：二、元素周期律,1定義 元素的性質隨（ ）的遞增發(fā)生周期性的遞變，稱為元素的周期律,核電荷數(shù),2實質 元素

12、原子 的周期性變化,核外電子排布,學與問,元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢？周期表中的同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢,1、原子半徑,一）原子半徑,1、影響因素,2、規(guī)律,1）電子層數(shù)不同時,電子層數(shù)越多,原子半徑越大,二、元素周期律,原子半徑的大小,取決于,1、電子的能層數(shù) 2、核電荷數(shù) 3、核外電子數(shù),2）電子層相同時,核電荷數(shù)越大，原子半徑越小,3）電子層、核電荷數(shù)都相同時,電子數(shù)越多， 原子半徑越大,課堂練習1： 比較下列微粒的半徑的大小： （1）Ca AI (2) Na+ Na (3) Cl- Cl (4)

13、K+ Ca2+ S2- CI,S2-CI-K+Ca2,課堂練習2： 具有相同電子層結構的三種微粒An+、Bn-、C 下列分析正確的是（ ） A.原子序數(shù)關系：CBA B.微粒半徑關系： Bn- An+ C. C微粒是稀有氣體元素的原子. D. 原子半徑關系是：ABC,BC,二）電離能（閱讀課本18,1、概念,氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。用符號1表示，單位：kj/mol,從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所需要的能量叫做第二電離能。符號2,思考與探究： 觀察圖1-21，總結第一電離能的變化規(guī)律,元素的第一電離能呈周期性變化,2、元素第一電離能的

14、變化規(guī)律,1）同周期： a、從左到右呈現(xiàn)遞增趨勢（最小的是堿金屬，最大的是稀有氣體的元素,2）同主族的元素自上而下第一電離能逐漸減少,3、電離能的意義,第A元素和第A元素的反?，F(xiàn)象如何解釋,b、第A元素A的元素；第A元素A元素,電離能是衡量氣態(tài)原子失去電子難易的物理量。元素的電離能越小，表示氣態(tài)時越容易失去電子，即元素在氣態(tài)時的金屬性越強。 判斷原子失去電子的數(shù)目或形成的陽離子的電荷,A半充滿、 A全充滿結構,學與問： 1.堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么關系,堿金屬元素的 第一電離能越小，金屬的活潑性就越強,2.為什么原子逐級電離能越來越大？這些數(shù)據跟鈉、鎂、鋁的化合價有何關系,因為首

15、先失去的電子是能量最高的電子，故第一電離能較小，以后再失去電子都是能級較低的電子，所需要的能量多；同時失去電子后，陽離子所帶的正電荷對電子的引力更強，從而電離能越來越大,看逐級電離能的突變,課堂練習： 下列說法正確的是（ ） A.第3周期所含的元素中鈉的第一電離能最小 B.鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大 C.在所有元素中，氟的第一電離能最大. D.鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大,A,反常現(xiàn)象,最大的是稀有氣體的元素：He,從左到右呈現(xiàn)遞增趨勢（最小的是堿金屬,KNaMg,課堂練習,2在下面的電子結構中,第一電離能最小的原子可能是 ( ) A ns2np3 B ns2np5C ns2np4D

16、 ns2np6,C,三）電負性（閱讀課本18,1、基本概念,化學鍵,元素相互化合，相鄰的原子之間產生的強烈的化學作用力，形象地叫做化學鍵,鍵合電子,原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子,電負性,用來描述不同元素的原子對鍵合電子的吸引力的大小的數(shù)值。（電負性是相對值，沒單位,鮑林L.Pauling 1901-1994,鮑林研究電負性的手搞,金 屬：1.8 類金屬：1.8 非金屬：1.8,2、電負性的標準和數(shù)值：以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出了各元素的電負性,電負性的大小可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度,3、變化規(guī)律: 同一周期，主族元素的電負性從左到右逐漸增大

17、，表明其吸引電子的能力逐漸增強,同一主族，元素的電負性從上到下呈現(xiàn)減小趨勢，表明其吸引電子的能力逐漸減弱,三）電負性,判斷化學鍵的類型 電負性相差很大的元素（大于1.7)化合通常形成離子鍵；電負性相差不大(小于1.7）的兩種非金屬元素化合，通常形成共價鍵,判斷化學鍵的極性強弱 電負性相差越大的共價鍵，共用電子對偏向電負性大的原子趨勢越大，鍵的極性越大,判斷元素金屬性和非金屬性的強弱 電負性越大，元素的非金屬性越強，電負性越小，元素的非金屬性越弱，金屬性越強,4、電負性的意義,判斷共價化合物中元素的化合價的正負,科學探究,1. 下列左圖是根據數(shù)據制作的第三周期元素的電負性變化圖，請用類似的方法制

18、作IA、VIIA元素的電負性變化圖,如查閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產物，鈹和鋁的氫氧化物的酸堿性以及硼和硅的含氧酸酸性的強弱，說明對角線規(guī)則，并用這些元素的電負性解釋對角線規(guī)則,解答：Li、Mg在空氣中燃燒的產物為Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是兩性氫氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。這些都說明“對角線規(guī)則”的正確性,5.對角線規(guī)則 在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質有些相似，被稱為“對角線規(guī)則,課堂練習： 一般認為：如果兩個成鍵元素的電負性相差大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素的電負性相差小于1.7，它們通常形成共價鍵。查閱下列元素的電負性數(shù)值，判斷：NaFAlCl3NOMgOBeCl2CO2 共價化合物（ ） 離子化合物（,1、每一周期元素都是從堿金屬開始，以稀有氣體結束 2、f區(qū)都是副族元素，s區(qū)和p區(qū)的都是主族元素 3、已知在200C 1mol Na失去1 mol電子需吸收650kJ能量，則其第一電離能為650KJ/mol。 4、Ge的電負性為1.8，則其是典型的非金屬 5、氣態(tài)O原子的電子排布為： 6、半徑：K+Cl- 7、酸性 HClO4H2SO4 ，堿性：NaO