1.2原子结构与元素性质课件 （25张ppt）2022-2023学年高二化学人教版（2019）选择性必修2

(共25张PPT)
第二节 原子结构与元素的性质
第一章 原子结构和性质
二、原子结构与元素的性质
（2）元素周期系：
元素按其原子核电荷数递增排列的序列称元素周期系
原子序数＝核电荷数＝质子数=核外电子数
（3）元素周期表：
呈现元素周期系的表格
元素周期系只有一个，元素周期表多种多样
（1）元素周期律：
元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律
1、元素周期律、元素周期系和元素周期表
2、元素周期表中的分区
s
p
ds
d
f
f
电子填充的最后一个能级是s能级
电子填充的最后一个能级是d能级
电子填充的最后一个能级是p能级
电子填充的最后一个能级是f能级
ds区： 由于第11列铜、银、金按构造原理进行电子排布时，电子排布式中最后两个能级的电子排布应该为(n-1)d9ns2，而事实上却是(n-1)d10ns1，可理解为先填满了(n-1)d能级而后填ns能级，故称为ds区。
3、价电子排布
3、价电子排布
主族和0族：价电子排布式为最外层核外电子排布式
（1）原子核外电子排布与周期的划分
周期所含元素数目＝相应能级组最多容纳的电子数
周 期 价电子排布 各周期的能级 对应能级组 最多容纳电子数 元素
种类
第ⅠA族 0族 一 1s1 1s2 1s 2
二 2s1 2s22p6 2s、2p 8
三 3s1 3s23p6 3s、3p 8
四 4s1 4s24p6 4s、3d、4p 18
五 5s1 5s25p6 5s、4d、5p 18
六 6s1 6s26p6 6s、4f、5d、6p 32
七 7s1 7s27p6 7s、5f、6d、7p 32
4、元素周期表
2
8
8
18
18
32
32
（2）原子核外电子排布与元素周期表中的族
主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
价电子构型
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
副族序数 ⅢB ～VB VIB ⅦB
价电子构型
Ⅷ ⅠB ⅡB
(n-1)d1-3ns2
(n-1)d5ns1
(n-1)d5ns2
(n-1)d6~9ns1~2
(n-1)d10ns1
(n-1)d10ns2
副族最外层电子数都是1~2（Pd除外），全都是金属元素
族 按族分类 价层电子排布式 价层电子数 特点
Ⅰ A 主族 ns1 1 族序数=最外层电子数=价层电子数
ⅡA ns2 2 ⅢA ns2np1 3 ⅣA ns2np2 4 ⅤA ns2np3 5 ⅥA ns2np4 6 ⅦA ns2np5 7 ⅢB 副族(镧系、 锕系除外) (n-1)d1-10ns1-2 3 价层电子数=族序数
ⅣB 4 ⅤB 5 ⅥB 6 ⅦB 7 ⅠB 11 (n-1)d轨道为全充满状态，族序数=最外层ns轨道上的电子数
ⅡB 12 Ⅷ Ⅷ族 (n-1)d6-10ns0-2 8 Ⅷ族第1列元素的价电子数=族序数
Ⅷ族第2列元素的价电子数为9
Ⅷ族第3列元素的价电子数为10
9 10 0 0族 1s2或ns2np6(n>1) 2或8 为原子轨道全充满的稳定结构
分区 元素分布 外围电子排布式 元素性质特点
s区
p区
d区
ds区
f区
ⅠA族、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素
ⅢA族～ⅦA族
0族
ns2np1～6
(n－1)d1～9ns1～2
ⅢB族～ⅦB族、
Ⅷ族
ⅠB族、ⅡB族
镧系、锕系
(n－2)f0～14
(n－1)d0～2ns2
(n－1)d10ns1～2
过渡金属元素
镧系元素化学性质相近，
锕系元素化学性质相近
d轨道也不同程度地参与化学键的形成
最外层电子参与反应(稀有气体除外)
(钯除外)
ds区： 由于第11列铜、银、金按构造原理进行电子排布时，电子排布式中最后两个能级的电子排布应该为(n-1)d9ns2，而事实上却是(n-1)d10ns1，可理解为先填满了(n-1)d能级而后填ns能级，故称为ds区。
（1）原子半径（一般不考虑稀有气体元素）
原子半径
电子的能层数
核电荷数
取决于
核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。
电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，原子的半径增大。
4、元素周期律
同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)
r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大
r(Li)不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照比较。
r(K)>r(Na)
r(Na)>r(Al)
r(K)>r(Al)
同周期
同主族
其他情况
（2）离子半径
同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子
r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小
r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大
r(Li＋)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较
比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)
（3）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的最低能量，
I1表示。
第一电离能
逐级电离能
＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2表示；依次类推。
电离能
气态电中性基态原子或气态基态离子失去一个电子所需的最低能量，常用符号I表示
对同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大
同一周期，从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子
同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子
（4）元素第一电离能变化规律
1、分析第ⅡA族和第ⅢA族，第ⅤA族和第ⅥA族第一电离能出现逆反的原因
2、碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
第ⅡA族元素的最外层ns轨道全满，p轨道全空；第ⅤA族元素的最外层p轨道半满。具有全充满、半充满及全空电子构型的原子稳定性较高，其第一电离能数值较大。
碱金属越活泼，碱金属的第一电离能越小
3、下图是钠、镁、铝的逐级电离能，为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与是钠、镁、铝的化合价有什么联系？
逐级电离能增大原因：同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3，这是由于原子失去一个电子变成+1价阳离子，半径变小，核电荷数未变而电子数变少，核对外层电子的吸引作用增强，使第二个电子比第一电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。
逐级电离能的突变可以判断元素的化合价。
元素周期律
电离能
判断元素金属性的强弱
电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
判断元素的化合价（I1、I2示各级电离能）
如果某元素的In+1>In，则该元素的常见化合价为+n价。
如钠元素I2>I1，所以钠元素的常见化合价为+1价。
电离能应用
元素周期律
电离能
判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变 化出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
反映元素原子的核外电子排布特点
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
电离能应用
元素周期律
电负性
键合电子：原子中用于形成化学键的电子
电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大
标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性（稀有气体未计）
相关概念
元素周期律
电负性
同周期（稀有气体元素除外），自左向右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱
同主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
电负性变化规律
元素周期律
电负性
电负性应用
判断元素的金属性和非金属性及其强弱
①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
元素周期律
电负性
电负性应用
判断元素的化合价正负
(1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值
(2)电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值
判断化学键的类型
(1)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键
(2)如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键
元素周期律
电负性
电负性应用
“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有些性质是相似的，
原因是它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。
本节小结