1.2原子结构与元素的性质 课件(共37张PPT)

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第二节 原子结构与元素的性质
第一章 原子结构与性质
元素周期律元素的性质随着原子序数递增发生现周期性的重复。
1869年，门捷列夫的第一张元素周期表
原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列起来，得到一个元素序列，并从最轻的元素氢开始进行编号。
1913年，英国物理学家莫塞莱
原子序数即原子核电荷数
元素周期律元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。
一、原子结构与元素周期表
1、元素周期律、元素周期系和元素周期表
1）元素周期律：
元素的性质随元素原子的核电荷数(原子序数)递增
发生周期性递变的规律。
2）元素周期系：
元素按其原子核电荷数递增排列的序列
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。
科学史话
1869年，门捷列夫制作了历史上第一张周期表，图1-14是该表的修订版，又称短式周期表。门捷列夫周期表最重要的特征是从第四周期开始每个周期截成两截，第1~7族分主副族，第八族称为过渡元素（第八族是铁、钴、镍等“三素组”)。至今，仍在使用主副族和第八族等名词，但有些概念是不同的，如过渡元素等。
三张有重要历史意义的元素周期表
①门捷列夫—短式周期表
1905年，配位化学鼻祖维尔纳制作了一张周期表，如图1-15所示。维尔纳周期表是特长式周期表，每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、绷系和钢系，各有各的位置，同族元素上下对齐，尽管当时铜系和钢系的概念尚未形成，不知道它们有多少种元素。维尔纳周期表前五个周期的元素种类被完全确定——2、8、8、18、18，但第六、第七周期因锎系和钢系元素种类未知而未定。现今的元素周期表与维尔纳周期表相似，但也有差异，如维尔纳周期表中 Be 、 Mg 的位置与现今周期表不同。
②维尔纳—特长式周期表
1922年，玻尔获诺贝尔奖时做了题为“原子结构”( The Structure of the Atom ）的报告，其中有一张周期表，如图1-16所示。它是1895年汤姆孙周期表的改进版。在玻尔所作的改进中，特别重要之处是把21~28、39~46等元素用方框框起。这是因为玻尔用原子结构来解释周期系了，他已经认识到，这些框内元素的原子新增加的电子是填入内层轨道的。玻尔已经得知镧( La )后14种元素基态原子有4f电子，也用方框框起，而且第六周期为32种元素，但第七周期元素所知甚少。玻尔周期表还用直线连接前后周期的相关元素（同族元素），这是因为玻尔已经知道，它们的价电子数相等。
③波尔元素周期表
规律1：
除第一周期外，其余各周期从ns1开始，以ns2np6结束，即从碱金属元素开始，以稀有气体元素结束。
（1） 根据构造原理，除第一周期外，元素周期表中每一周期的第一个元素是什么元素 最后一个元素是什么元素 最外层电子排布式有什么特点
118Og
2、构造原理与元素周期表
（2）根据构造原理得出的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。
例如，可以解释元素周期系中的每个周期的元素种类数，具体如下：
1s
2s→2p
3s→3p
4s→3d→4p
5s→4d→5p
6s→4f → 5d→6p
7s→5f → 6d→7p
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 2
二 2s1 2s22p6 2s、2p 8 8
三 3s1 3s23p6 3s、3p 8 8
四 4s1 4s24p6 4s、3d、4p 18 18
五 5s1 5s25p6 5s、4d、5p 18 18
六 6s1 6s26p6 6s、4f、5d、6p 32 32
七 7s1 7s27p6 7s、5f、6d、7p 32 32
从ns能级开始以np结束递增的核电荷数（或电子数）就等于每个周期里的元素种数。
规律2：
（3）若以一个方格代表一种元素，每个周期排一个横排，并按s、p、d、f分段，左侧对齐，可得到怎样的元素周期表？
左对齐的周期表
一二三四五六七
s
s
s
p
p
s
s
p
p
d
d
s
s
p
p
d
d
f
f
1s1
[He]2s1
[Ne]3s1
1s2
[He]2s22p6
[Ne]3s23p6
[Ar]4s1
[Ar] 3d 104s24p6
[Kr]5s1
[Kr] 4d 10 5s25p6
[Xe]6s1
[Xe] 4f145d 10 6s26p6
[Rn]7s1
[Rn] 5f146d 10 7s27p6
(2种)
(8种)
(8种)
(18种)
(18种)
(32种)
(32种)
1 2
3 4 5 6 7 8 9 10
11 12 13 14 15 16 17 18
19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
ⅠA
ⅡA
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
ⅢA
0
1950年国际纯粹与应用化学联合会(IUPAC)推荐了一张元素周期表，书末的元素周期表就是参照其新版制作的。请问：怎样将上图变成书末的元素周期表？
先按原子序数递增的顺序将电子能层相同的元素排成横排，
将价层电子数相同的元素排成纵列，得特长式周期表。
然后将57－71号元素、89－103号元素抽出来单独放在主表的下方（镧系和锕系）作为副表，它们合在一起分别占据主表的57格和89格，得书末周期表。
【思考与讨论】
换句话说：将p段与p段对齐，d段与d段对齐、f段单独列出，将1s2与p段末端对齐，则得到书末的元素周期表。
再探元素周期表
【问题】仔细考察书末的元素周期表，你能提出哪些问题？
例如：(1)元素周期表共有几个周期？每个周期各有多少种元素？为什么第一周期结尾元素的电子排布跟同族的其他周期元素的不同？
He只有2个电子，电子排布为1s2，排满K层；
其余周期结尾元素电子排布均为ns2np6，排满最外层。
7个周期
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
第7周期：32 种元素
【探 究】
(2）元素周期表共有多少个列？各列的价层电子数各为多少？同列元素价层电子数是否相等？元素周期表可分为哪些族？族序有什么规律？
元素周期表共有18个纵列。
从左到右，第1-12列中，除第3列中的镧系和锕系以外，其他的价层电子数都等于列数；第13-18列中，除第18列中的氦以位，其他的价层电子数都等于列数减10。
除氦、镧系、锕系以外，同列元素价层电子数相等。
共16个族，从左到右依次为：ⅠA、ⅡA、ⅢB ～ⅦB、Ⅷ、ⅠB 、ⅡB、ⅢA ～ⅦA、0族。
ⅠA
ⅡA
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
ⅡB
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
ⅢA
0
ⅠB
(3)为什么在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内（如图1-18)
右上角三角区元素原子最外层电子数≥4，所以为非金属元素。
【讨论】（1）为什么副族元素又称为过渡元素？过渡元素价层电子数跟它们的族序数有什么关系？写出它们的价层电子排布通式。
副族元素元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此又把它称为过渡元素。
过渡元素价层电子数跟它们的族序数的关系是：
第ⅢB族到第ⅦB族元素的价层电子数等于它们的族序数。
第Ⅷ族有3列元素，其族序数等于该族的第1列元素的价层电子数。
过渡元素的价层电子排布通式为（n-1)dl-10ns1-2(除镧系和锕系）。
第IB族、第ⅡB族的族序数等于它们的最外层电子数。
（2）按照核外电子排布，可把元素
周期表划分成5个区，如图1-19所示。除
ds区外，各区的名称来自按构造原理最后
填入电子的能级的符号。s区、d区和p区
分别有几个列？为什么s区（除氢元素）、
d区和ds区的元素都是金属元素？
图1-19　元素周期表分区的简图
(Pd除外)
s区有2列，d区有8列，p区有6列。
s区元素的价层电子排布通式为nsl~2，d区元素的价层电子排布通式为(n-1)d1~9ns1-2，ds区元素的价层电子排布通式为(n-1)d10ns1-2，它们的最外层电子数均不超过2，化学反应中容易失去电子，所以s区(除氢元素外)、d区和ds区的元素都是金属元素。
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。
（3）处于非金属与金属分界线上的元素常被称为半金属或类金属，为什么？
由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界限，处于非金属与金属分界线上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为半金属或类金属。
（4）在周期表里找出Cr和Cu的价层电子。它们的电子排布符合构造原理吗？此外还有哪些元素的基态原子电子排布不符合构造原理？
Cr的价层电子排布式为3d54s1，Cu的价层电子排布式为3d104s1，不符合构造原理（它们的3d轨道达到半充满或全充满结构，是一种能量较低的稳定结构）。此外，Nb、Mo、Ru、Rh、Pd、Ag、Pt、Au、La、Ce、Gd、Ac、Th、Pa、U、Np、Cm等的基态原子电子均不符合构造原理。
（5）预言119号元素基态原子最外层电子排布；预言第八周期有多少种元素。
119号元素的基态原子最外层电子排布为为8s1
第八周期应有50种元素
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
7s1
8s1
1s1
119
8s
→5g
→6f
→7d
→8p
2+18+14+10+6=50
8s
→5g
→6f
→7d
→8p
(1)定义: 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(如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物,而不是过氧化物),这种相似性被称为对角线规则。
（2）对角线规则是从相关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规则，不是定理。
对角线原则
【思考与讨论】
锂与钠虽属同一主族，但锂与钠的性质相差较远，而锂的化学性质与镁更相似。如:
①锂和镁在O2中燃烧，并不生成过氧化物，都只生成氧化物(Li2O、MgO)。
②锂和镁都能直接与N2反应生成氮化物(Li3N、Mg3N2)。
③锂和镁的氢氧化物在加热时都可分解生成氧化物(Li2O、MgO)和H2O。
④锂和镁的碳酸盐均不稳定，受热均能分解生成相应氧化物和CO2。
⑤含锂和镁的某些盐，如碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水。
锂与镁的相似性
铍和铝的相似性
①二者的单质、氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：
② 二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。
④ BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。
③ 常温下，铍在浓硝酸中也发生钝化。
硼和硅的相似性：B和Si的含氧酸都是弱酸。
稀有气体及其化合物的发现
【思考与讨论】
二、元素周期律
1、原子半径
原子半径
取决于
电子的能层数
核电荷数
原子半径_____
越大
能层数越多
能层数相同
核电荷数越大
核对电子的引力也就越大
导致
原子半径____
越小
原子半径的决定因素
1.元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何 如何解释这种趋势
同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。
其主要原因是:同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势，大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。
【思考与讨论】
2、元素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 如何解释这种趋势
同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是:同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势，大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势。
2、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最低能量。
1）第一电离能(I1)
能量最低
概念:
2）第一电离能递变规律
(2)同周期：从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势
(1)同主族：从上到下，元素的第一电离能逐渐减小
ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA
反常:
(3)通常情况下，具有全充满、半充满、及全空的电子构型的原子稳定性较高，其第一电离能数值较大。
3）电离能意义
衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能越小,原子越易失去一个电子。
(1)概念: 理论上,原子有几个电子，就有对应的第几电离能。气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫作第二电离能。第三电离能和第四、第五电离能依此类推，逐级电离能依次用I1、I2、I3 ……表示。
(2)变化规律
4）逐级电离能
①通常同一原子的逐级电离能越来越大，即 I1＜I2＜I3＜I4 。
②当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
（1）碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
Na Mg Al
各级 电离能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
（2）下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
第IA族碱金属元素的第一电离能从上到下逐渐变小，则原子越容易失电子，碱金属元素的金属性逐渐增强，碱金属的活泼性越强。
为什么原子的逐级电离能越来越大？
这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
【思考与讨论】
随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。
原子的逐级电离能越来越大的原因：
电离能跟钠、镁、铝的化合价的关系：
钠的第一电离能比第二电离能小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子；
镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能小很多，说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子；
铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能小很多，说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。
化合价数＝电离能突变前电离能组数
①判断元素金属性的强弱
规律：若某元素的In+1 In，则该元素的常见化合价为+n价。
②判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）
多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
③判断核外电子的分层排布情况
一般地，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
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的大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
④ 反映元素原子的核外电子排布特点
5）电离能的应用
1）概念：
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
2）特点：
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大
3）衡量标准：
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性
键合电子
原子中用于形成化学键的电子
键合电子
3、电负性
鲍林
4）电负性的递变规律
①一般来说，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，元素的电负性逐渐变大。
②同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。
③金属元素的电负性较小；
非金属元素的电负性较大。
电负性最大的元素:
电负性最小的元素： (不考虑稀有气体及放射性元素)
Cs
F
5）电负性的应用
①判断元素金属性和非金属性的强弱
电负性越大，非金属元素越活泼
电负性＜1.8
电负性≈1.8
电负性＞1.8
为金属
为“类金属”
为非金属
非金属三角区边界“类金属”既有金属性又有非金属性
电负性越小，金属元素越活泼
思考：如何从元素电负性角度解释对角线规则？
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5; B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似。
②判断化合物中元素化合价的正负
电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；
电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。
HClO
BrCl
H—O—Cl
-2
+1
Br—Cl
+1
-1
甲硅烷
甲烷
H
Si
H
H
H
SiH4
+4 -1
H
C
H
H
H
CH4
-4 +1
③判断化学键的类型
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7)
共价键
但也有特例(如HF)
但也有特例(如NaH)
若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。
如极性：H—F > H—Cl > H—Br > H—I
3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3为共价化合物
AlCl3
④判断化学键的极性强弱
利用图1-23的数据制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。
同周期主族元素：
同主族元素：
从左至右电负性逐渐变大
从上至下电负性逐渐变小
【探 究】
元素的电负性变化趋势