课件13张PPT。第二节 原子结构与元素的性质第一课时练习:门捷列夫周期表中每一周期的第一个元素(除第一周期外是锂、钠、钾、铷、铯、钫——碱金属。你能根据构造原理写d它们的电子排布吗?
碱金属 原子序数 周期 基态原子的电子排布
锂 3 二 ls2 2s1或[He]2s1
钠 11 三 1s22s22p63s1或[Ne]3s1
钾 19 四 1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
铷 37 五 ls12s22p63s23p63d104s14p65s1或[Kr]5s1
铯 55 六 ls12s22p63s23p63d104s14p65s25p66s1或[Xe]6s1 答案：随着元素原子的核电荷数递增每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体；然后又开始由碱金层到稀有气体。
思考：碱金属电子排布规律。填表：
考察元素周期表，探究下列问题：
1．元素周期表共有几个周期?每个周期各有多少种元素?写出每个周期开头第一个元素和结尾元素的最外层电子的排产式的通式。为什么第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期个同?
2．元素周期表共有多少个纵列?表上元素的“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。每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?
3．按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，如图1—16所示。除ds①区外， 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区分别有几个纵列?为什么s区、d区和ds区的元素都是金属?
科学探究： 4．元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素?
5．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—17)?
6．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? 交流：
1、（略）
2、18个纵列，每个纵列价电子总数不相等。
3、s区元素：ⅠA和ⅡA族；p区元；ⅢA～ⅦA族元素。0族稀有气体也属于p区。d区元素：ⅢB～Ⅷ族元素；ds区元素：包括ⅠB和ⅡB族。f区元素：包括镧系和锕系元素。
4、7个主族、7个副族、一个Ⅷ族、一个零族，副族元素处于金属元素与非金属元素中间，因而又称过渡元素。
5、根据必修学习的元素周期律同一周期从左往右金属性逐渐减弱非金属逐渐增强，同一主族，从下往上金属性减弱，非金属性增强，所以周期系已知112种元素中只有21种非金属（包括稀有气体），它们集中在长式周期表p区右上角三角区内。
6、处于非金属三角区边界上的元素兼具金属和非金属的特性，有时也称“半金属”或“准金属”， 例如，硅是非金属，但其单质晶体为具蓝灰色金属光泽的半导体，锗是金属，却跟硅一样具金刚石型结构，也是半导体。
s区元素：ⅠA和ⅡA族；
p区元；ⅢA～ⅦA族元素。0族稀有气体也属于p区。
d区元素：ⅢB～Ⅷ族元素；
ds区元素：包括ⅠB和ⅡB族。
f区元素：包括镧系和锕系元素。 科学史话： 第一张元素周期表
1829年德国化学家德贝菜纳发现当时已知的44种元素中有15种元素可分成5组，每组的三个元素性质相似，而且中间元素的相对原子质量约为较轻和较重的两个元素相对原子质量之和的一半。例如，钙、锶、钡性质相似，锶的相对原子质量大约是钙和钡的相对原子质量之和的一半。氯、溴、碘，锂、钠、钾等组元素的情况类似，由此提出了“三素组”的概念，为发现元素性质的规律性打下了基础。…………
1859年，24罗的俄国彼得堡大学年轻讲师门捷列夫来到德国海德堡大学本生的实验室进修。当年，本生和基尔霍夫发明了光谱仪，用光谱发现了一些新元素，掀起一股发现新元素热。次年，门捷列夫出席了在化学史土具有里程碑意义的德国卡尔斯鲁厄化学大会。门捷列夫回忆道： “我的周期律的决定性时刻在1860年，我……在会土我聆听了意大利化学家康尼查罗的演讲……正是当时，元素的性质随原子量(相对原子质量)递增而呈现周期性变化的基本思想冲击了我。”此后， 门捷列夫为使他的思想信念转化为科学理论，作出了10年艰苦卓绝的努力， 系统地研究了元素的性质，按照相对原子质量的大小，将元素排成序，终于发现了元素周期律。…………
元素周期表手稿 1、判断下列各基态元素原子的电子排布式是正确还是错误，如果错误在空格中改正。 （1）Li： ?1s2????? ( )???________； （2）Be： 1s22s1 2p1 ( )?________； （3）O： ?1s22s2 2px22py2( )??? _______；
（4）K： ?1s22s2 2p63s2 3p63d1(?) ________； （5）Cu： 1s22s2 2p63s2 3p63d94s1?? (?) ______。
(1) √(2) x; 1s22s2 (3) x; 1s22s2 2px22py12pz1(4) x; 1s22s2 2p63s2 3p64s1 (5) x; 1s22s2 2p63s2 3p63d104s1
答案：2、判断下列表达是正确还是错误
（1）1s22p1属于基态；????????????? ?????（?? ）
（2）1s22s2 2p63s2 3p63d54s1属于激发态； ?（?? ）
（3）1s22s2 2p62d1属于激发态；???? ??????（?? ）
（4）1s22s2 2p63d1属于基态；?????? ??????（?? ）
答案：(1) x(2) x(3)√(4) x3、根据2n2的规律推算第一到第四电子层最多可以容纳的电子数目为????????? 。（6. 2,8,8,18）4、已知某原子的电子分布是1s22s2 2p63s2 3p63d104s24p1。 （1）这元素的原子序数是多少？ （2）这元素属第几周期？ 第几族？是主族元素还是过渡元素？ （3）哪些电子是这个原子的价电子。
答案：
(1) 31(2) 4；IIIA；主族元素.(3) 4s24p1再 见课件12张PPT。第二节 原子结构与元素的性质第二课时同周期的主族元素从左到右，最高化合价从+1-+7，最低化合价从－4-－1价，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
提问:元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化有什么规律?回答:原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个因素是核电荷数。这两个因素怎样影响原子半径？ 讨论:电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大；而核电荷数越大，核对电子的引力也就越大，将使原子的半径缩小。这两个因素综合的结果使各种原子的半径发生周期性的递变。
总结:同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减少，电子层数数相同，核电荷数起主要作用；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，电子层数起主要作用。
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叫做第一电离能。上述表述中的“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件。
电离能:碱金属原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢? 从图l—2l可见，每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，最后一个元素(稀有气体)的第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变小(如He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn的第一电离能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能也依次下降)。
规律：1、金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系?
2、下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能
学与问：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?
1、碱金属越活泼，第一电离能越小。
2、逐级电离时，原子核对核外电子的吸引能力是越来越大，所以原子的逐级电离能越来越大 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。
从图l—23我们可以看到，周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。
递变规律：电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。
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。
图1—26左是用图l—23的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第工A和ⅦA族元素的电负性变化图。
动手实践：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如图l—27)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，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。
查阅资料：1、锂和镁的相似性
（1）锂、镁在氧气中燃烧，均生成氧化物（Li2O和MgO），不生成过氧化物。
（2）锂、镁在加热时直接和氮反应生成氮化物（Li3N和Mg3N2），而其他碱金属不能和氮作用。
（3）.锂、镁和氟化物（LiF、MgF2）、碳酸盐（Li2CO3、MgCO3）、磷酸盐（Li3PO4、Mg3（PO4）2）均难（或微）溶于水，其他相应化合物为易溶盐。
（4）水合锂、镁氯化物晶体受热发生水解。
（5）锂和镁、硝酸盐分解产物相似。
（6）IA中只有锂能直接和碳生成Li2C2镁和碳生成Mg2C3((C=C=C)4-)
（7）锂、镁的氯化物均溶于有机溶剂中表现出共价特性。
略…………
再 见
