高中化学 第一章 第2节 原子结构与元素的性质参考课件1 新人教版选修3

新课标人教版选修三《物质结构与性质》第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质目录三、原子结构与元素周期表一、元素周期表的结构(必修)二、原子结构和性质周期性变化(必修)四、元素周期律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3、原子的电子构型和元素的分区（三）电负性周期性变化（二）电离能周期性变化（一）原子半径周期性变化一、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）

族主族：副族：ⅠA,ⅡA,ⅢA,ⅣA,ⅤA,ⅥA,ⅦA第Ⅷ族：稀有气体元素主族序数=最外层电子数=价电子数=最高正价数学.科.网（纵行）

零族：共七个主族ⅠB,ⅡB,ⅢB,ⅣB,ⅤB,ⅥB,ⅦB共七个副族三个纵行(8、9、10），位于ⅦB与ⅠB中间一、元素周期表的结构十八纵行七横行七主七副0和Ⅷ三长三短一不全镧系锕系排下边一、元素周期表的结构1、在周期表中，把

相同的元素，按

的顺序从左到右排成横行，称之为

，有

个；在把不同横行中

相同的元素，按

递增的顺序由上而下排成纵行，称之为

，共有

个纵行，

个族。16个族又可分为

主族、

副族、

Ⅷ族、

0族。能层数原子序数递增周期7最外层电子数能层数族18167个7个1个1个一、元素周期表的结构2、某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的ⅢA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 D一、元素周期表的结构（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

；二、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（3）同周期元素的主要化合价：最高正价：+1递增到+7。（氟、氧例外）负价：-4递增到-1，呈现周期性的变化。最高正价+|负价|=8二、原子结构和性质周期性变化思考与探究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，原子核外电子排布发生周期性的变化。三、原子结构与元素周期表(一)原子的电子排布与周期的划分(一)原子的电子排布与周期的划分(1)结合周期表,我们会发现,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除He为1s2

外,其余都是________.

碱金属ns1稀有气体ns2np6(2)观察周期表发现周期表中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，原子核外电子排布发生周期性的变化。三、原子结构与元素周期表周期一二三四五六七八元素数目28818183226？金属元素数目023141530？2、你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？思考与探究三、原子结构与元素周期表由于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。三、原子结构与元素周期表元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋三、原子结构与元素周期表思考与探究3、周期表上的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。每个纵行的价电子层的电子总数是否相等？主族元素的价电子数和族序数有何关系？不一定相等相等三、原子结构与元素周期表(二)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)与其他稀有气体ns2np6不同外,一般说来,其他每个族序数和价电子数都是相等的.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

三、原子结构与元素周期表4、已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电子层排布式，并指出该元素所属的周期和族。其排布式为[Ar]3d54s2，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ⅦB族。三、原子结构与元素周期表(二)原子的电子排布与族的划分4、按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。划分区的依据是什么？s区、d区、p区分别有几个纵列？区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号思考与探究(三)原子的电子构型和元素的分区(三)原子的电子构型和元素的分区S区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和IIA族元素，除H外，其余为活泼金属。p区元素：最外层电子构型从ns2np1~ns2np6的元素。即ⅢA~ⅦA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区。

ds区元素:包括ⅠB族和ⅡB族元素，最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素

。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。d区元素:包含第ⅢB族到Ⅷ族元素。最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素，性质相似。思考：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。三、原子结构与元素周期表(三)原子的电子构型和元素的分区1.为什么副族元素又称为过渡元素？2.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？思考：5、已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA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ⅥA族，4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4，电子排布式[Kr]4d105s25p4课堂练习属P区小结: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

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区原子结构与元素周期表=价电子数四、元素周期律元素的性质随（）的递增发生周期性的递变，称为元素的周期律。

核电荷数元素的金属性、非金属性随核电荷数的递增呈周期性的变化元素的主要化合价（最高正价、负价）随核电荷数的递增呈周期性的变化学与问

元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？（一）原子半径：四、元素周期律（一）原子半径：1、影响因素:2、规律：（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。四、元素周期律原子半径的大小取决于①电子的能层数②核电荷数（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半径越大。比较下列微粒的半径的大小：（1）CaAl

(2)Na+Na(3)Cl-Cl(4)K+Ca2+S2-CI-

><>S2->CI->K+>Ca2+（一）原子半径：四、元素周期律具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C下列分析正确的是（）A.原子序数关系：C>B>AB.微粒半径关系：Bn->An+C.C微粒是稀有气体元素的原子D.原子半径关系是：A<B<CBC（一）原子半径：四、元素周期律（二）电离能1、概念

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I1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I2（阅读课本Ｐ18）四、元素周期律？原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？（同周期、同主族）观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：（二）电离能思考与探究2、元素第一电离能的变化规律：（1）同周期：a、从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素；（2）同主族的元素自上而下第一电离能逐渐减少。3、电离能的意义：（第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？）b、第ⅡA元素>ⅢA的元素；第ⅤA元素>ⅥA元素

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。ⅤA半充满、ⅡA全充满结构学与问：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。（二）电离能（三）电负性（阅读课本Ｐ18）1、基本概念化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的相互作用力，称为化学键。键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。（电负性是相对值，没有单位）四、元素周期律鲍林L.Pauling1901-1994鲍林研究电负性的手搞（三）电负性（三）电负性金属：＜1.8类金属：≈1.8非金属：＞1.8

以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度2、变化规律:①同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。②同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。①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。3、电负性的意义：②电负性相差很大（之差>1.7）的元素化合通常形成离子键；电负性相差不大（之差<1.7）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。科学探究1.下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作ⅠA、ⅦA元素的电负性变化图。

（三）电负性（三）电负性科学探究2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。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。（三）电负性科学史话稀有气体及稀有气体化合物的发现①1868年发现氦(He)―“太阳元素”②1892年发现分解氨气制取的N2和分离空气制取的N2的密度要小，拉姆塞等科学家通过实验从空气中分离未知气体—氩(Ar)—“懒惰”③1898年拉姆塞等人发现氪(Kr)—“隐藏”；氖(Ne)—“新”；氙(Xe)—“陌生”④1923年发现氡(Rn)—“源自镭”②之后又合成了XeF2、XeF4、XeF6；除氦外其它稀有气体都能形成化合物。惰性不惰，改称稀有气体。①1962年拉在实验室合成了氙的化物(XeF

、XeF6ˉ)＋科学史话稀有气体及稀有气体化合物的发现小结三、原子结构与元素周期表一、元素周期表的结构二、原子结构和性质周期性变化四、元素周期律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3、原子的电子构型和元素的分区（三）电负性周期性变化（二）电离能周期性变化（一）原子半径周期性变化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，ⅦB族。2.试确定32号元素在周期表中的位置。第四周期，ⅣA族3.判断处于第三周期，ⅣA族元素的价层电子结构、原子序数。

[Ne]3s23p2，第14号元素练习：

练习：

4、碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列预言错误的是（）Ａ.在碱金属中它具有最大的原子半径Ｂ.它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强的碱C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸5、某元素X的气态氢化物化学式为H2X，则该元素的最高价含氧酸的化学式为（）A.H2XO3B.H3XO4C.H2XO4D.HXO4CC6.下列说法正确的是（）A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大C.在所有元素