原子结构与元素的性质 高二化学人教版（2019）选择性必修2

一、原子结构和元素周期表元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复1、元素周期律、元素周期系和元素周期表（1）元素周期律：

元素的性质随着原子序数递增发生周期性重复。（2）元素周期系：

元素按其原子核电荷数递增排列的序列。第二节原子结构与元素的性质元素周期系只有一个，但是元素周期表多种多样周期ⅠA零族相应能级组中的原子轨道元素数目一

2二8三8四18五18六32七……H1s1

He

1s2Li[He]2s1Ne[He]2s22p6Na[Ne]3s1

Ar[Ne]3s23p6K[Ar]4s1Kr[Ar]3d104s24p6Rb[Kr]5s1

Xe[Kr]4d105s25p6Cs[Xe]6s1Rn[Xe]4f145d106s26p61s2s2p3s3p5s4d5p4s3d4p6s4f5d6p（1）各周期第IA族和0族元素基态原子的电子排布2、构造原理与元素周期表最外层电子排布从1个电子(ns1)到8个电子(ns2np6)呈周期性变化.①每一周期的第一种元素(除第一周期外)是碱金属，最后一种

元素都是稀有气体。最外层电子排布从1个电子(ns1)到8个电子

(ns2np6)（除He外），呈周期性变化.②周期序数==能层数③一个周期所包含的元素种类数=增加的一组能级组所能容纳的电子数之和(2)、原子的电子排布与周期的关系教材P20（3）核外电子排布与族的关系升华P16（2）

过渡元素：

价电子数=纵列数，不一定为族序数例如：已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电子排布式，并指出该元素所属的周期和族。其价电子排布式为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。小结：（1）主族元素：价层电子全部排布在ns或ns、np轨道上

主族序数=原子的最外层电子数=价电子数强调：（1）价层电子不一定是最外层电子（2）价层电子数不一定等于其族序数（3）同族元素原子的价层电子数不一定相同（3）稀有气体元素：处于全充满状态1、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 2、推测核电荷数为87的元素R在周期表中第_____周期第_______族,下列关于它的性质的说法中错误的是()Ａ.在同族元素原子中它具有最大的原子半径Ｂ.它的氢氧化物化学式为ROH,是一种极强的碱C.R在空气中燃烧时,只生成化学式为R2O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D七ⅠAC※按外围电子排布，仔细观察周期表，你能划分开吗？这些区分别有几个纵列？思考：元素周期表里的元素可按不同的分类方法分为不同的区，你能把周期表裁剪成不同的区吗?※根据构造原理写出1~36号元素基态原子的外围电子排布式；ⅠA01ⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA2p区3s区ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡB4d区ds区567镧系f区锕系元素周期表的分区简图3、原子的电子构型和元素的分区包括元素价电子排布元素分类s区p区d区ds区f区ⅠA、ⅡA族ⅢA～零族ⅢB～Ⅷ族ⅠB、ⅡB族镧系和锕系ns1、ns2ns2np1～6(n－1)d1～8ns2(n－1)d10ns1～2(n－2）f0～14ns2活泼金属大多为非金属过渡元素过渡元素过渡元素s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在

，除零族外，最外层电子的总数等于该元素的

。除零族外，s区和p区的元素都是主族元素。最外层族序数各区元素的位置、价电子排布式及种类和性质101、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属p区2、某元素的价电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。第四周期，ⅦB族。3、试确定32号元素在周期表中的位置。

第四周期，ⅣA族

[Ar]3d104s24p24、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？③为什么处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属？①副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域。②元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定了非金属集中在右上角三角区。③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。（1）金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置4、按照金属与非金属元素分区5、元素的对角线规则（1）内容：在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似（2）适用范围对角线规则是经验规则，比较明显地表现在3组元素之间：（3）实例：升华P18（2）金属与非金属交界处元素的性质特点在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素常被称为半金属或类金属（一般可作为半导体材料）。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。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：大多数族次=（n-1)d+ns的电子数=价电子数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。一、原子结构与元素周期表小结二、元素周期律1.原子半径（1）影响因素:原子半径大小取决于电子的能层数核电荷数（2）一般规律：①电子能层数不同时，电子层数越多，原子半径越大；②电子能层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小同；2.离子半径（1）同种元素的离子半径：阴离子>原子>低价阳离子>高价阳离子。（2）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小（序大径小）。（3）带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。（4）核电荷数、电子层数均不同的离子，可选一种离子参照比较。1.下列微粒中，半径大小排列顺序正确的是()A．K+＞Ca2+＞Cl-＞S2-B．Ca2+＞K+＞S2-＞Cl-C．Ca2+＜K+＜Cl-＜S2-D．S2-＜Cl-＜K+＜Ca2+C2.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＜CBC2、电离能

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。（1）定义：（2）意义：衡量元素的基态原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，基态原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，基态原子越难失去一个电子。（3）第一电离能的变化图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)；b.ⅡA元素＞ⅢA的元素；ⅤA元素＞ⅥA元素②同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。③过渡元素：同周期从左到右随着原子序数的

增加，第一电离能总体上略有增加。（4）元素第一电离能的变化规律元素电离能NaMgAlI1496738577I2456214511817I3691277332745I495401054011578

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。方法：看逐级电离能的突变。4、逐级电离能（1）概念：（2）变化规律：①通常同一原子的各级电离能之间存在关系：Ⅰ1<Ⅰ2<Ⅰ3<Ⅰ4....②当相邻逐级电离能突然大变时，说明失去的电子层发生了变化。核电荷数——（同周期）电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失电子，电离能越大。原子半径——（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。电子层结构——稳定的8电子结构（同周期末层）电离能最大。6、电离能的应用（1）根据电离能数据，确定原子核外电子的排布。（2）根据电离能数据，确定元素的常见化合价。（3）判断元素的金属性、非金属性强弱。5、影响电离能大小的因素1、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.在所有元素中，氟的第一电离能最大.D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.2、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是(

)A

ns2np3

B

ns2np5

C

ns2np4

D

ns2np6AC3、电负性（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化学作用力，叫做化学键。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。电负性越大，对键合电子的吸引力越大。电负性是原子吸引键合电子的能力大小的一种度量为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。鲍林L.Pauling1901-1994鲍林研究电负性的手搞同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。（2）电负性的变化规律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。

科学探究（3）电负性的应用为金属为“类金属”为非金属a．判断元素的金属性和非金属性强弱电负性＜1.8电负性≈1.8电负性＞1.8电负性最大的元素是位于右上方的F，电负性最小的元素是位于左下方的Frb

．利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负；c

．估计化学键的类型

——根据电负性的差值大小电负性差越大，离子性越强，一般说来：电负性差大于1.7时，可以形成离子键，小于1.7时形成共价键。d．对角线规则某些主族元素与右下方主族元素电负性接近，性质相似。1、CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为

。CHSi

2、C和Si元素在化学中占有极其重要的地位。(1)写出Si的基态原子核外电子排布式

。从电负性角度分析，C、Si和O元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为

。1s22s22p63s23p2O＞C＞Si元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。

原子半径、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电负性等的周期性的变化。元素周期律的内容包括：小结元素周期律的实质：①每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束②f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素③已知在200C1molNa失去1mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol。④Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属⑤气态O原子的电子排布为：⑥半径：K+>Cl-⑦酸性HClO4>H2SO4

，碱性：NaOH>Mg(OH)2⑧第一周期有2×12=2，第二周期有2×22=8，则第五周期有2×52=50种元素。1、判断下列说法的正误：2、根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题：

(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式：

(2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂鉴别，其离子方程式为：

(3)