选修3物质结构和性质第一单元第二节原子结构与元素的性质课件

1、一、原子结构与元素周期表一、原子结构与元素周期表（1）能级组）能级组ns到到np为第为第n能级组，能级组，(n-1)d或或(n-2)f也属于第也属于第n能级能级组。组。不同能级组能量差别大，同不同能级组能量差别大，同一能级组内各能级之间一能级组内各能级之间能量差别小。能量差别小。电子进入能级组的顺序为：电子进入能级组的顺序为：ns (n-2)f(n-1)dnp1 1、能级组和元素的周期能级组和元素的周期能级组对应周期。能级组对应周期。第第1周期仅周期仅1s能级。第能级。第n周周期期ns能级到能级到np能级。元素的能级。元素的外层电子结构从外层电子结构从ns1开始到开始到np6结束。结束。元素的

2、数目与能级组最多元素的数目与能级组最多能容纳的电子数目一致。能容纳的电子数目一致。（2）元素的周期）元素的周期 周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组都独自周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组都独自对应一个周期。共有七个能级组，对应一个周期。共有七个能级组， 所以共有七个周期。所以共有七个周期。价电子：化学反应中原子芯部分的电子结构不变化，改变的是价电子。价电子所处的电子层称为价电子层。例：fe价层电子是3d64s2，ag的价层电子是4d105s1。族：周期表根据价层电子，把性质相似的元素归为一族。2 2、价层电子与族、价层电子与族（1）主族：周期表中共有）主族：周期表中共有ia

3、a 7个主族。个主族。 主族元素的价层电子：内层轨道是全充满的，主族元素的价层电子：内层轨道是全充满的，外层电子组态是外层电子组态是ns1到到ns2np5，外电子层同时又是，外电子层同时又是价层。外层电子的总数等于族数。价层。外层电子的总数等于族数。（2）零族：稀有气体）零族：稀有气体 ns2np6（3） 族：有三列元素，族：有三列元素，(n-1)d及及ns电子数和为电子数和为810；（4）副族：）副族：ibb 7个副族。个副族。特征：特征： (n-1)d或或 (n-2)f轨道填充电子，轨道填充电子， (n-2)f、(n-1)d和和ns都是价层。都是价层。bb族，族数等于族，族数等于 (n-1

4、)d及及ns电子数的总和；电子数的总和；ib、b族，完成族，完成(n-1)d10结构；结构；ns电子数等于族数。电子数等于族数。 第第6、7周期，周期，b族是镧系和锕系各族是镧系和锕系各14个元个元素，电子结构是素，电子结构是(n-2)f轨道被填充并最终填轨道被填充并最终填满，其满，其(n-1)d轨道电子数为轨道电子数为1或或0。b族到族到b族元素的族元素的(n-2)f轨道全充满，轨道全充满，(n-1)d和和ns轨轨道的电子结构与第道的电子结构与第4、5周期相应的副族元素周期相应的副族元素类似。类似。3、元素分区： 据价电子，周期表为5个区。sdpfdss区：元素价层电子是区：元素价层电子是n

5、s1和和ns2，ia和和a族，活族，活泼金属，易形成泼金属，易形成+1或或+2价离子。没有可变的氧价离子。没有可变的氧化值。但化值。但h不是金属元素，在化合物中的氧化不是金属元素，在化合物中的氧化值是值是+1，在金属氢化物中是，在金属氢化物中是-1。p区：价层电子是区：价层电子是ns2np16，aa及及0族元素，族元素，大部分是非金属，大部分是非金属，0族是稀有气体。元素多有族是稀有气体。元素多有可变的氧化值。但可变的氧化值。但he的电子组态是的电子组态是1s2，属稀，属稀有气体。有气体。 d区：价层电子组态为区：价层电子组态为(n-1)d18ns2，有例外。，有例外。bb族元素，金属，有多种

6、氧化值。族元素，金属，有多种氧化值。ds区：价层电子组态为区：价层电子组态为(n-1)d10ns12，ib和和b族，族，它们都是金属，一般有可变氧化值。它们都是金属，一般有可变氧化值。f区：价层电子组态区：价层电子组态(n-2)f014(n-1)d02ns2，镧系和，镧系和锕系。最外层电子数、次外层电子数大都相同，锕系。最外层电子数、次外层电子数大都相同，(n 2)层电子数目不同，每个系内元素化学性层电子数目不同，每个系内元素化学性质极相似。都是金属，有可变氧化值。质极相似。都是金属，有可变氧化值。 1234567ia viiiaiia iiia iva va via viiaiiib ivb

7、 vb vib viib viiib ib iib镧系錒系 s 区区ns1ns2d 区区(n-1)d18ns2p 区区ns2np16f 区区(n-2)f014(n-1)d02ns2ds区区(n-1)d10ns12s s区区p p区区d d区区dsds区区f f区区nsns1-21-2nsns2 2npnp1-61-6（n-1n-1）d d1-91-9nsns1-21-2（n-1n-1）d d1010nsns1-21-2（n-2n-2）f f0-140-14（n-1n-1）d d0-20-2nsns2 2aa、aaaaaa和零族和零族bbbb和和族族bb、bb镧系和锕系镧系和锕系4、过渡元素全部

8、副族元素都称为过渡元素。包括d区、ds区和f区的元素。其中镧系和锕系元素称为内过渡元素过渡元素原子的最外层电子数较少，除钯外都只有12个电子，所以它们都是金属元素。它们的(n-1)d轨道未充满或刚充满，或f轨道也未充满，所以在化合物中常有多种氧化值，性质与主族元素有较大的差别。二、元素周期律二、元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化变化元素周期律元素周期律（1）共价半径）共价半径rc：单质分子中，共价：单质分子中，共价单键结合的两原子核间距离的一半单键结合的两原子核间距离的一半（2）van der waals半径半径rv：单质分子：单质分子

9、晶体中相邻分子间两个非键合原子核晶体中相邻分子间两个非键合原子核间距离的一半间距离的一半（3）金属半径是指金属单质的晶体）金属半径是指金属单质的晶体中相邻两个原子核间距离的一半中相邻两个原子核间距离的一半1、原子半径（r）主族元主族元素素125 132 145 161 r/pm cr v ti sc 第四周期元素 元素的原子半径变化趋势137 143 159 173 r/pm wta hf lu 第六周期元素146 143 160 181 r/pm mo nb zr y 第五周期元素 镧系元素从左到右，原子半径减小幅度更小，这是由于新增加的电子填入倒数第三层上，对外层电子的屏蔽效应更大，外层电

10、子所受到的 z* 增加的影响更小。镧系元素从镧到镱整个系列的原子半径减小不明显的现象称为镧系收缩。主族元素：从左到右 r 减小（除稀有气体）； 从上到下 r 增大。过渡元素：从左到右r 缓慢减小； 从上到下r略有增大。 相邻元素原子半径减小的平均幅度是：相邻元素原子半径减小的平均幅度是：非过渡元素非过渡元素过渡元素过渡元素内过渡元素内过渡元素10pm 5pm 1pm2、电离能11molkj2 .520 )g(lieli(g)i（1）概念：气态电中性基态原子失去一个电子转化）概念：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态带一个正电荷的正离子所需要的能量称为为气态基态带一个正电荷的正离子所需要

11、的能量称为第一电离能，用第一电离能，用 i 1表示。表示。e+ (g) - e- e 2+ (g) i 2e (g) - e- e+ (g) i 1例如：例如：1332molkj11815 )g(lie(g)lii122molkj1 .7298 )g(lie(g)lii同理同理i1i2i3. 因为从原子中取走电子均需提供能量，所以电离因为从原子中取走电子均需提供能量，所以电离势均为正值。且势均为正值。且i越大，原子越难失去电子。越大，原子越难失去电子。对同一原子：对同一原子： i1i2i3阳离子中核电荷数核外电子数阳离子中核电荷数核外电子数 核对核外电子的吸引力更大，再继续失去电子更核对核外电

12、子的吸引力更大，再继续失去电子更难。故正电荷越高，难。故正电荷越高，ii越大。这里同时也包含了半径越大。这里同时也包含了半径对对ii的影响。的影响。(2)影响因素影响因素a、原子半径、原子半径：原子半径越大，电离能越小。原子半径越大，电离能越小。b、核电荷数、核电荷数：核电荷数越大，对电子的吸引力越大，核电荷数越大，对电子的吸引力越大，i i越大。越大。同周期元素具有相同的电子层数，从左到右，有效核电荷增同周期元素具有相同的电子层数，从左到右，有效核电荷增大，原子半径减小，和对外层电子的吸引能力加大，越不易大，原子半径减小，和对外层电子的吸引能力加大，越不易失去电子，故失去电子，故i i越大（

13、总趋势）。越大（总趋势）。c、电子构型、电子构型：全充满、半充满全充满、半充满i ii i较大。因为全充满和半充较大。因为全充满和半充满的电子构型较为稳定（相对于相邻原子）。满的电子构型较为稳定（相对于相邻原子）。:加呈现出周期性变化电离能随原子序数的增（3）电离势的周期性变化）电离势的周期性变化每个周期的第一个元素每个周期的第一个元素( (氢和碱金属氢和碱金属) )第一电离能最小，最后第一电离能最小，最后一个元素一个元素( (稀有气体稀有气体) )的第一电离能最大。的第一电离能最大。从第一周期到第六周期，元素的第一电离能在总体上呈现从从第一周期到第六周期，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大

14、的周期性变化，而且，随周期序数增大，在大体上呈小到大的周期性变化，而且，随周期序数增大，在大体上呈现第一电离能变小的趋势（现第一电离能变小的趋势（hehe、nene、arar、krkr、xexe、rnrn第一电第一电离能逐个降低，离能逐个降低，h h、lili、nana、k k、rbrb、cscs的第一电离能也逐个的第一电离能也逐个降低，尽管后几个碱金属的电离能相差不大降低，尽管后几个碱金属的电离能相差不大k k：418.6418.6；rbrb：402.9402.9；cscs：375.6375.6；frfr：约：约375kj/mol375kj/mol）。）。第一电离能大小是碱金属最活泼而稀有气

15、体最不活泼的最主第一电离能大小是碱金属最活泼而稀有气体最不活泼的最主要原因。要原因。a、同周期元素、同周期元素 自左向右，核电荷增大，原子半径减小，电离自左向右，核电荷增大，原子半径减小，电离势依次递增。但有起伏，呈锯齿状增加。对于过渡元素，增大势依次递增。但有起伏，呈锯齿状增加。对于过渡元素，增大的较为缓慢。的较为缓慢。例如：例如： li be b c n o f ne原子半径：原子半径： 123 89 88 77 70 66 64 131i1(ev): 5.39 9.32 8.30 11.26 14.53 13.62 17.42 21.56 a a ns2 ns2np3 全满、半满稳定。全

16、满、半满稳定。b、同族元素、同族元素 自上而下，电子层数增大的影响大于核电荷数增自上而下，电子层数增大的影响大于核电荷数增大的影响，原子半径增大，电离能依次减小。主族明显，副族大的影响，原子半径增大，电离能依次减小。主族明显，副族变化缓慢。变化缓慢。（3）电离势的应用）电离势的应用 右图表示元素右图表示元素x x的头五级电离能的对数的头五级电离能的对数值，试推测值，试推测x x可能是哪些元素？可能是哪些元素？ x可能是可能是mg、ca、sr或或ba 3、元素的电负性 （1）概念：分子中的原子吸引成键电子的相对能力，用符号x表示。鲍林（鲍林（pauling）电负性）电负性px： 1932,193

17、2,其根本依据是化学键能。这是最先从热化学实验数据中整理得其根本依据是化学键能。这是最先从热化学实验数据中整理得出的一套电负性数据。鲍林指定最活泼的非金属元素出的一套电负性数据。鲍林指定最活泼的非金属元素f f的电负性为的电负性为4.04.0，lili的电负性为的电负性为1.01.0，然后以其为标准，通过比较得到其它元素的电负性，然后以其为标准，通过比较得到其它元素的电负性，叫做元素的相对电负性。叫做元素的相对电负性。 h2.1li be b c n o f1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0na mg al si p s cl0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5

18、3.0k ca sc ti v cr mn fe co ni cu zn ga ge as se br 0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.9 1.9 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8rb sr y zr nb mo tc ru rh pd ag cd in sn sb te i0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5cs ba la-lu hf ta w re os ir pt au hg tl pb bi po at0.7 0.9 1.0-1.2 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.9 1.9 2.0 2.2fr ra ac-no0.7 0.9 1.1-1.3 同一周期从左到右元素电负性递增；同一主族中从上到下元素电负性递减。副族元素电负性没有明显变化规律。 金属元素电负性一般小于1.8。但电负性小于或大于1.8并不是区分金属和非金属的严格界限。（2）变化规律：周期性变化）变化规律：周期性变化 x越大，非金属性越强，氧化剂；越大，非金属性越强，氧化剂；x越小，则金属性越强，还越