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第二节 原子结构与元素周期表


第二节 原子结构与元素的性质

一、原子结构与元素周期表
复习:元素周期表的结构 一 2 短周期 二 8 三 8 周 四 18 期 五 18 七主七副七周期, 长周期 六 32 Ⅷ零镧系和锕系。 七 32 主族(ⅠA~Ⅶ A) 族 副族(ⅠB~Ⅶ B) Ⅷ族(8、9、10纵行) 零族

1、原子的电子层结构与周期的划分

/>请写出ⅠA和零族的简化电子排布式 下表是各周期所含元素种类与相应能级组的原子轨道 关系。 周期 ⅠA 零族 能级组 元素种类

一 二 三 四 五 六


1s1 2s1 3s1 4s1 5s1 6s1

1s2 1s [He]2s22p6 2s2p [Ne]3s23p6 3s3p [Ar]3d104s24p6 4s3d4p [Kr]4d105s25p6 5s4d5p [Xe]4f145d106s26p6 6s4f5d6p
7s5f6d7p

2 8 8 18 18 32
32

7s1 [Rn]5f146d107s27p6

(1)除第一周期外, 各周期均始于填充s轨道的 元素, 终于填满p轨道的元素。 (2) 周期序数=电子层数[Pd(钯)除外]
(3)各周期元素种类=相应能级组最多容纳的 电子数 能级组的划分是导致周期表中元素划分为周期 的原因

2、原子的电子层结构与族的划分 (1)价电子:原子中与元素的化合价有关的电子, 也称外围电子。 自主学习:元素周期表,总结外围电子层排布 的特点。 (2)各族元素外围电子特点 ①主族元素:外围电子数=最外层电子数= 主族序数=最高正价(O、F除外) ②稀有气体元素:外围电子数=最外层电子数

③过渡元素:一般以外围(n-1)dxnsy的电子总 数判断(镧系、锕系中只有镧和锕) 电子总数 3~7 8~10 11、12 所在族 ⅢB~ⅦB Ⅷ ⅠB和ⅡB
总结:一般,族序数=外围电子数的个位数 注意: 最外层 1 2 3~7 电子数 位置 ⅠA、Cr、 ⅡA、0族、过渡 ⅢA~ⅦA Cu等 元素(除Cr、Cu等)

总结:
元素周期系 (1)形成:随着核电荷数的递增,每出现碱金 属,就开始建立一个新的电子层,随后最外 层电子数递增到8,出现稀有气体,形成一个 周期,如此循环往复形成周期系。 (2)原因:元素的原子核外电子排布的周期性。

3、区的划分

镧系 锕系

f

依据:除ds区外,区的名称来自按构造原理 最后填入电子的能级的符号

分区 所含元素

价电子排布

s区 ⅠA、ⅡA ns1~2 ⅢA~ⅦA、 2 1~6 p区 ns np 0族 ⅢB~ⅦB、 (n-1)d1~9ns1~2 d区 Ⅷ族 [Pd(钯)除外] ds区 ⅠB、ⅡB (n-1)d10ns1~2

元素性质特点 除H、He外都是 活泼金属元素 最外层电子参与 反应(0族×) d轨道可不同程 度参与化学键的 形成 d轨道一般不再 参与成键

镧系、锕 (n-2)f0~14(n- 镧系或锕系元素 f区 系 1)d0~2ns2 化学性质相近

科学探究:P14 1、因第一周期元素只有1s能级,其结尾元素 的电子排布式为1s2,与其它周期的结尾元素 的电子排布不同。 3、由元素的价电子层结构可看出,s区、d区、 ds区的元素在化学反应中容易失去最外层及 倒数第二层的d电子,呈现金属性,故皆为金 属元素。

4、副族和第Ⅷ族介于s区(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 元素向非金属元素过渡的区域,因此副族和 第Ⅷ族为过渡元素。

5、由元素的价电子层结构和元素周期表中元 素性质递变规律决定。元素周期表中,同周 期元素从左到右非金属性逐渐增强,金属性 逐渐减弱,同主族元素从上到下非金属性逐 渐减弱,金属性逐渐增强。 6、元素的金属性和非金属性之间没有严格的 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,因此常被称为半金属或准金属。

已知某原子的电子排布式是1s22s22p63s23p6 3d104s24p1。 (1)该元素的原子序数是多少? (2)该元素在周期表中的位置? (3)哪些电子是价电子。
答案:(1) 31(2) 四;IIIA;(3) 4s24p1

二、元素周期律
回忆 元素周期律及其具体体现?

1、元素原子核外电子排布的周期性变化
2、原子半径的周期性变化 电子层数、核电荷数 (1)决定因素: (2)半径大小比较 ①原子半径 a、同周期: b、同主族: 比较K、Mg、Cl原子的半径大小

②离子半径 同种元素:电子数↑,r ↑。 同主族:序大径大
核外电子排布相同:序大径小且r(阴)>r(阳) 同周期: r(阴)>r(阳)下,序大径小

3、元素主要化合价的周期性变化 主要化合价指最高正价和最低负价 +1→+7 -4→-1 (1)数值关系 主族元素的最高正价=主族序数 最低负价=主族序数-8(H×) 最高正价+|最低负价|=8 注意:O无最高正价,F无正价 (2)位置关系 ⅣA (H×) 0 最高正 2 ⅤA 价与最 低负价 4 ⅥA 之和 6 ⅦA

(3)奇偶关系
对于主族元素,一般,价奇序奇族奇,价偶序 偶族偶。 (N等除外)

短周期元素X、Y可形成化合物XY2。 (1)确定X、Y原子序数的奇偶性。 (2)若X的原子序数为a,则Y的原子序数可能为 __________。

4、元素的金属性和非金属性的周期性变化。
同周期从左到右,金属性↓,非金属性↑。 强弱判断 ①元素周期表 金 ②金属活动性顺序表 属 ③单质跟水(或酸)反应置换出H2的难易 性 ④最高价氢氧化物的碱性强弱 ⑤置换反应

非 金 属 性

①元素周期表 ②单质与氢气反应的难易程度以及生 成的氢化物的稳定性

③最高价含氧酸的酸性强弱 ④置换反应

5、电离能的周期性变化 (1)电离能 ①概念:气态原子或离子失去一个电子所需 的最低能量。 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最低能量叫第一 电离能。 依次为第二电离能等。 ②意义: 衡量原子或离子失去一个电子的难易程度。 电离能越大,原子或离子失电子越难;反之, 越容易。

(2)第一电离能的周期性变化 自主学习:P18图21 总结:①同同期、同主族第一电离能的变化规 律及第一电离能最大、最小的元素? ②稀有气体的第一电离能一定大于其它元素?
同周期:左→右,增大。原因? 注意:同周期第一电离能:ⅡA>ⅢA,ⅤA >ⅥA。原因? 同主族:上→下,减小。原因? (3)影响因素 ①核电荷数和原子半径 ②电子构型 全满、半满或全空

(4)应用 ①判断元素金属性、非金属性的强弱

第一电离能↑,元素的非金属性↑,反之元素 的金属性↑ 。 注意:①同周期ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA的特殊性。
探究提升:能否说第一电能越小,金属的活动 性一定越强? ②电离能越大,金属的活动性不一定超强。

自主学习:P18学与问表格数据 由表中数据可得出什么结论? ②逐级电离能的突跃性的变化,既可确定元 素的化合价,又是原子核外电子分层排布的 有力证明。

探究提升:突跃性的变化是看差值还是看倍数?

6.电负性 (1)定义: 元素的原子对键合电子吸引力大小的标度。 注意: ①键合电子是原子中用于成键的电子, 价电子不一定都成键。 ②各元素的电负性是以氟的电负性4.0为相 对标准得出的,是相对值,无单位。 ③电负性越大的原子,对键合电子的吸引力 越大。 自主学习:P19图1~23 掌握变化规律

(2)周期性变化 一般,同周期从左到右,电负性↑(稀有气 体 ×) ; 同主族从上到下,电负性↓。
探究提升: 1、元素的第一电离能有异常变化,电负性呢? 2、金属的电负性一定大于非金属吗: 探究提升:电负性的应用? (3)应用 ①判断元素的金属性或非金属性的强弱 电负性↑,金属性↓,非金属性↑。

一般,金属<1.8,非金属>1.8, 类金属在1.8左右。
位于非金属三角区边界的 金属,如锗、锑等。 既有金属性又 有非金属性

②判断化合物中元素的化合价 电负性大的显负价,小的显正价 对于共价化合物,通过价态的正负可确定电负 性的大小,从而得出非金属性的强弱。

思考:电负性最大的前三种和最小的元素分 别是什么? F的电负性(4.0)最大,其次是O(3.5)和Cl或 N(3.0)。电负性最小的元素是Cs(0.7)。

③判断化学键的类型
一般,成键元素原子的电负性差>1.7→离子键 成键元素原子的电负性差<1.7 →共价键 例:Al:1.5,Cl:3.0 3.0-1.5=1.5 AlCl3为共价化合物 Al的哪些二元化合物为离子化合物? 非金属氢化物中,氢元素一定显正价吗? 特例:HF 差值为1.9 →共价键 NaH 差值1.2 →离子键

④判断共价键的极性强弱 共用电子对的偏移程度越大,键的极性越强 ⑤解释对角线规则 某些主族元素与右下方的主族元素有些性质 相似。

如: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。


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