1、第一章原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性质高中化学选修3周期短周期长周期第1周期(H-He)：2 种元素第2周期(Li-Ne)：8 种元素第3周期(Na-Ar)：8 种元素第4周期(K-Kr)：18 种元素第5周期(Rb-Xe)：18 种元素第6周期(Cs-Rn)：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）知识回顾：元素周期表的结构（由周期与族构成） 族主族：副族：A , A , A , A ,A , A , A 第VIII 族：稀有气体元素主族序
2、数=最外层电子数=价电子数=最高正价数（纵行） 零族：共七个主族B , B , B , B ,B , B , B 共七个副族三个纵行(第8、9、10），位于 B 与B中间 知识回顾：元素周期表的结构（由周期与族构成）元素周期表从左到右族顺序依次为：A , A , B , B ,B , B , B，第VIII 族； B , B , A , A ,A , A , A，零族思考与探究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？ 随着原子序数的增加，元素原子的外围电子层排布呈现周期性的变化： 每隔一定数目的元素，元素原子的外围电
3、子层排布重复出现从ns1 到 ns2np6 的周期性变化。 最外层电子数：从1到8 （一）元素周期系的形成 周期系的形成原因：_的周期性重复。原子核外电子排布一、原子结构与元素周期表周期周期一一二二三三四四五五六六七七八八元素元素数目数目288181832？金属金属元素元素数目数目023141530？5031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32 小结： 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
4、成螺壳上的螺旋。元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋1、写出每个周期开头第一个元素的最外层电子的排布式？ns1 (n表示电子层数)第一周期：s2 其它周期：ns2np6 (n为电子层数)2、写出每个周期结尾元素的最外层电子的排布式？科 学 探 究：书143、同主族元素的价电子层电子总数有何规律？相同4、同族过渡元素的价电子层电子总数有何规律？价电子层上的电子总数相等5、零族元素的价电子层电子总数有何规律？除氦外，其它相同按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、 p区、d区、ds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
5、与探究元素周期表的分区1、s区：特点：价电子数=主族序数=最外层电子数 并不是所有价电子层为并不是所有价电子层为ns1和和ns2的元素都在的元素都在S区，区， He除外除外注意：注意：除除H外，都是活泼金属元素外，都是活泼金属元素含A与A共两族两列；价电子层为ns1和ns2(n1)2、p区：特点：价电子总数=主族序数（零族除外）注意：注意：He在在p区，但它无区，但它无p电子电子含A至A及零族共六族六列；价电子层为ns2 np1-6(n2) ,除H外，所有非金属元素都在p区。3、d区：特点：价电子总数=副族序数;若价电子总数为8、9、10，则为族。 有元素在有元素在d区但并不符合区但并不符合(
6、n-1)d1-9ns1-2规则，如：规则，如：46Pd 4d10。注意：注意：均为金属元素；最外层电子数皆为12个，性质相似。含B至B和族共六族八列 (镧系和锕系属f区)；价电子层为(n-1)d1-9ns1-2说明： 核外电子的排布规律只是经验总结，并不是所有元素都一定符合。4、ds区：价电子总数=所在的列序数特点：均为金属元素；且d轨道电子全充满，一般不参与化学键的形成。含B与B共两族两列； 价电子层为 (n-1)d10ns1或25、f区：说明： 由于最外层电子数基本相同，(n-1)d电子数也基本相同，一般是(n-2)f的电子数不同，因此镧系、锕系元素化学性质相似。包括镧系与锕系；价电子层(
7、n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2A 01AAAAAA2p区区3s区区BBBBBBB4d区区ds区区567镧系镧系f区区锕系锕系元素周期表的五个分区问：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。1. 为什么副族元素及VIII族又称为过渡元素？思考：副族元素和VIII族处于金属元素向非金属元素过渡的区域。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？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？这是由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的，在元素周期表中，同
8、周期的元素从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱，结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性。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，这些元素常被称之为半金属或准金属。 已知某元素在周期表中位于第五周期、A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A族， 4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4，电子排布式Kr4d105s25p4达标检测属P区新课：二、元素周期律1定义 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2实质 元素原子 的周期性变化核外电子排布 元素周期表
9、中的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？1、原子半径（一）原子半径：1、影响因素:2、规律：（1）一看电子层数,电子层数越多,原子半径越大。二、元素周期律原子半径的大小取决于1、电子的能层数(电子层数)2、核电荷数3、核外电子数（2）二看核电荷数，核电荷数越大，原子半径越小。（3）三看核外电子数，电子数越多，原子半径越大。（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1表示，单位：kJ/mol M（g） - e M+（g）如：钠元
10、素的I1=496KJ/mol,是指Na(g)e Na(g)时所需的最小能量为496KJ/mol。原子的第一电离能随核电荷数原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？（同周期、递增有什么规律？（同周期、同主族）同主族）思考与探究：观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：元素的第一电离能呈周期性变化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。（第A元素和第A元素的反常现象如何解释？） b、第A元素A的元素；第A元素A元素A半充满、 A全充满结构 总体上：金属元素的第一电离能都 ，非金属
11、元素和稀有气体元素的第一电离能都 。较大较小元素第一电离能大小与原子失电子能力有何关系？电离能意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，越容易失去一个电子。第一电离能越小，越容易失去电子，金属的活泼性越强。因此，碱金属的第一电离能越小，金属的活泼性越强。1、碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？第二电离能：是指1价气态离子失去一个电子形成2价气态离子所需的最低能量称该元素的第二电离能。用I2表示。类似用I3、I4.表示元素的第三、四.电离能等。观察分析下表电离能数据回答问题：元素元素I1 KJ/molI2 KJ/molI3 KJ/molLi520729511815M
12、g73814517733问题： 解释为什么锂元素易形成Li，而不易形成Li2；镁元素易形成Mg2，而不易形成Mg3？对于同种元素电离能：I3I2 I12钠、镁、铝逐级失去电子的电离能为什么越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？学与问阳离子所带正电荷数增大再失去1个电子需克服的电性引力越来越大消耗的能量越来越大3、电离能的应用： 判断元素金属性、非金属性强弱：I1越大，元素非金属性越强I1越小，元素金属性越强确定元素的化合价（三）电负性1、基本概念化学键：相邻的原子间产生的强相互作用，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
13、子的吸引力的大小的数值。（电负性是相对值，没单位）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。 2.电负性的意义 电负性数值的大小衡量元素在化合物里吸引电子能力的大小。元素的电负性越大，表示该原子对键合电子的吸引能力越大，生成阴离子的倾向越大。反之，吸引能力越小，生成阳离子的倾向越大。3.电负性大小的标准 分别以氟、锂的电负性为标准。 F： 4.0 Li： 1.0 金 属：1.8准金属：1.8非金属：1.8电负性的大小可以作为判断金属性和非金
14、属性强弱的尺度3、变化规律: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。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。（三）电负性4、电负性的应用 （1）判断元素金属性和非金属性的强弱。一般认为： 电负性 1.8的元素为非金属元素，电负性数值越大，元素的非金属性越强。 电负性 1.8的元素为金属元素。电负性数值越小，元素的金属性越强。电负性等于1.8的元素为半金属或准金属元素大于小于一般认为： 如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成 键； 如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成 键。离子共价（2）
15、判断化合物的成键类型并不是所有电负性差值大于1.7的都形成离子化合物。 如:HF H：2.1 F：4.0（3）判断化合物中各元素化合价的正负 电负性数值小的元素在化合物里吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物里吸引电子的能力强，元素的化合价为负值； NaH SO2 ICl如查阅资料，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
16、线规则”的正确性。（4）对角线规则 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”。课堂练习：一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：NaFAlCl3NOMgOBeCl2CO2共价化合物（ ）离子化合物（ ）元素元素AIBBe CCIFLiMg NNa OPSSi电负电负性性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.82.对价电子构型为2s22p5的元素描述正确的是（ ）A.原子半径最小 B.原子序数为7C.第一电离能最大 D.电负性最大【解析】选D。1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束2、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol。4、Ge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 HClO4H2SO4 ，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/10/2943.
