高二化学选修三1.2原子结构与元素的性质课件(共68张PPT)
文档属性
| 名称 | 高二化学选修三1.2原子结构与元素的性质课件(共68张PPT) |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 1.8MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（新课程标准） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2019-04-23 14:49:52 | ||
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文档简介
课件68张PPT。第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性质 选修3课件一 、原子结构与元素周期表知识回顾元素周期表的结构 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 族主族：副族：ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA 第VIII 族：稀有气体元素主族序数=最外层电子数=价电子数=最高正价数（纵行） 零族：共七个主族ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB 共七个副族三个纵行(8、9、10），位于Ⅶ B 与ⅠB中间 知识回顾：元素周期表的结构练习：1.推测核电荷数为56的元素在周期表中第_____周期第_______族,下列关于它的性质的说法中正确的是( )
A、它可以从硫酸铜溶液中置换出铜单质
B、它可以从冷水中置换出氢气
C、钡可以从饱和食盐水中置换出金属钠
D、钾可以从氯化钡溶液中置换出金属钡六ⅡABBa:1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s22.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+1
B 可能是x+8或x+18
C 可能是x+2
D 可能是x+1或x+11或x+25 D 原子结构表中位置元素性质原子序数 = 核电荷数周期数 = 电子层数主族序数 = 最外层电子数同位素－化学性质相同 相似性
递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱）同周期同主族递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）电子层数最外层电子数元素金属性、
非金属性强弱（主族）最外层电子数 = 最高正价 最外层电子数－8 = 最低负价原子结构决定元素在周期表中的位置，决定性质。练习：写出碱金属元素基态原子的电子排布3二1s22s1或[He]2s111三1s22s22p63s1或[Ne]3s119四1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s137五1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或[Kr]5s155六1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1或[Xe]6s11.原子的电子排布与周期的划分(1)结合周期表,我们会发现,每一周期的第一种元素(除第一周期外)是 ________, 最外层电子排布为______,每一周期的最后一种元素都是 ___________, 这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是__________. 碱金属ns1稀有气体ns2np6(2)观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素的_____ _. 能层数科学探究 (3)我们把“构造原理”中能量接近的原子轨道划分为一个“能级组”,下表是各周期所含元素种数与相应能级组的原子轨道关系：2
8
8
18
18
32
32
2
88181832 32 可见各周期所含元素的种数等于相应能级组中各轨道中最多容纳的电子数之和 由于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成螺壳上的螺旋。2.原子的电子排布与族的划分 周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子可在化学反应中发生变化,这些电子称为价电子,仔细观察周期表,看看每个族序数与价电子数是否相等？在周期中有18个纵列,除零族元素中He（1s2）与其它稀有气体ns2np6不同外,一般说来,其它每个族序数和价电子数是相等的。
主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价 电子数 副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的电 子数=价电子数思考与交流：
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?3.按电子排布，可把周期表里的元素划分为5个区，(除ds区外区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号)仔细观察周期表,你能划分开吗?这些区分别有几个纵列？问题：为什么s区、d区和ds区都是金属？
1S2
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元素周期表的分区简图 划分区的依据是什么？ s区、d区、ds区、p区分别有几个纵列？【想一想】 依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。 最后1个电子填充在 轨道上，价电子的构型是 或 ，位于周期表的 侧，包括 和 族，它们都是 ，容易失去电子形成 ?或 价离子。 s区元素nsns1ns2左ⅠAⅡA活泼金属+1+2 最后1个电子填充在 轨道上，价电子构型是 ，位于周期表 侧，包括 族元素。大部分为 元素。p区元素npns2np1～6右ⅢA～ⅦA、零族非金属 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 它们的价层电子构型是 ，最后1个电子基本都是填充在 轨道上，位于长周期的中部。这些元素都是 ，常有可变化合价，为过渡元素。它包括 族元素。 d区元素(n－1)d1～9ns 1-2(n－1)d 金属ⅢB～Ⅷ 价层电子构型是 ，即次外层d轨道是 的，最外层轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，称为ds区，它包括 族，处于周期表d区和p区之间。它们都是 ，也属过渡元素。 ds区元素(n－1)d10ns1～2充满ⅠB和ⅡB金属ⅠA、ⅡA族ⅢA～零族ⅢB～Ⅷ族ⅠB、ⅡB族镧系和锕系ns1、ns2ns2np1～6(n－1)d1～9ns1-2(n－1)d10ns1～2各区元素特点：活泼金属大多为非金属过渡元素过渡元素小结过渡元素区s区ds区d区p区（第IA族→第IIA族）（第IIIB→VIIB→VIII）（第IＢ族→第IIＢ族）（第IIIA→VIIA→0族）价电子构型ns1→2(n-1)d1→9ns1→2(n-1)d10ns1→2ns2np1→63.(小结)原子的电子构型和元素的分区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（如图）？3.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？思考题： 副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。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（如图）？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。 例、已知某元素的原子序数为25，试写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素在周期表中所属周期、族和区。
解： 1s22s22p63s23p6 3d54s2
或 [Ar] 3d54s2
n=4, 属于第四周期
∵ 最外层电子数+次外层d电子数 = 7
∴ 为VIIB族
3d电子未充满，应属于d 区元素。1、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课堂练习:属P区2.已知一元素的价层电子结构为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 4.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[Ar]3d104s24p2小 结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1第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性质 1上 节 知 识 扫 描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1二、元素周期律1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。 核电荷数包括： 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。11.原子半径的周期性变化学与问 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？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（一）原子半径1、影响因素:2、规律：（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。二、元素周期律原子半径大小取决于(1)电子的能层数
(2)核电荷数（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半径越大；反之，越小。11.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+C课堂练习1课堂练习2.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＞A
B.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＜CBC1（二）电离能（阅读课本Ｐ17）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思考与探究：观察下图，总结第一电离能的变化律。12、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：自上而下第一电离能逐渐减少。3、电离能的意义：第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？b.第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。ⅤA是半充满、ⅡA是全充满结构。11.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 化合价是元素性质的一种体现。思考：为什么钠元素显＋1价，镁元素显＋2价，铝元素显＋3价？元素化合价与原子结构有什么关系？碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。学与问交流与讨论12.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？ 因为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。学与问1影响电离能大小的因素 原子核电荷——（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，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。 1 电 离 能 增 大
电 He 电
离 离
能 能
减 增
小 Cs 大
电 离 能 减 小元素电离能在周期表中的变化规律1课堂练习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.A反常现象最大的是稀有气体的元素：He从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）K＜Na＜Mg1课堂练习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? ns2np6C13.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJ·mol-1）:课堂练习 通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。 因为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。1（三）电负性（阅读课本Ｐ18）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。（电负性是相对值，没单位）1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.Pauling
1901-1994鲍林研究电负性的手搞11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）。电负性的规律1电负性大小与金属、非金属的关系 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。 电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。1电负性的应用1．判断元素的金属性和非金属性 金属性元素的电负性一般在1.8以下，非金属性性元素一般在1.8以上。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Fr（Fr是放射性元素）.13节2．估计化学键的类型
在化合物中，可以根据电负性的差值大小，估计化学键的类型。
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。电负性的应用1一般认为：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：
①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
共价化合物（ ）
离子化合物（ ）②③⑤⑥①④课堂练习：1科学探究p201.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。 11活动与探究2.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”。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“对角线规则”的正确性。1元素周期律的实质：
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1课堂练习 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)BeCl2是 化合物(填“离子”或“共价”)，其电子式为 ，
BeCl2水溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示)： Be+2OH-＝BeO22-+H2↑NaOH溶液Be(OH)2+2OH-＝BeO22-+2H2O共价11、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 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
8、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。概念辩析×√××××√×1再见
A、它可以从硫酸铜溶液中置换出铜单质
B、它可以从冷水中置换出氢气
C、钡可以从饱和食盐水中置换出金属钠
D、钾可以从氯化钡溶液中置换出金属钡六ⅡABBa:1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s22.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+1
B 可能是x+8或x+18
C 可能是x+2
D 可能是x+1或x+11或x+25 D 原子结构表中位置元素性质原子序数 = 核电荷数周期数 = 电子层数主族序数 = 最外层电子数同位素－化学性质相同 相似性
递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱）同周期同主族递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）电子层数最外层电子数元素金属性、
非金属性强弱（主族）最外层电子数 = 最高正价 最外层电子数－8 = 最低负价原子结构决定元素在周期表中的位置，决定性质。练习：写出碱金属元素基态原子的电子排布3二1s22s1或[He]2s111三1s22s22p63s1或[Ne]3s119四1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s137五1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或[Kr]5s155六1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1或[Xe]6s11.原子的电子排布与周期的划分(1)结合周期表,我们会发现,每一周期的第一种元素(除第一周期外)是 ________, 最外层电子排布为______,每一周期的最后一种元素都是 ___________, 这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是__________. 碱金属ns1稀有气体ns2np6(2)观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素的_____ _. 能层数科学探究 (3)我们把“构造原理”中能量接近的原子轨道划分为一个“能级组”,下表是各周期所含元素种数与相应能级组的原子轨道关系：2
8
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88181832 32 可见各周期所含元素的种数等于相应能级组中各轨道中最多容纳的电子数之和 由于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成螺壳上的螺旋。2.原子的电子排布与族的划分 周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子可在化学反应中发生变化,这些电子称为价电子,仔细观察周期表,看看每个族序数与价电子数是否相等？在周期中有18个纵列,除零族元素中He（1s2）与其它稀有气体ns2np6不同外,一般说来,其它每个族序数和价电子数是相等的。
主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价 电子数 副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的电 子数=价电子数思考与交流：
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?3.按电子排布，可把周期表里的元素划分为5个区，(除ds区外区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号)仔细观察周期表,你能划分开吗?这些区分别有几个纵列？问题：为什么s区、d区和ds区都是金属？
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元素周期表的分区简图 划分区的依据是什么？ s区、d区、ds区、p区分别有几个纵列？【想一想】 依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。 最后1个电子填充在 轨道上，价电子的构型是 或 ，位于周期表的 侧，包括 和 族，它们都是 ，容易失去电子形成 ?或 价离子。 s区元素nsns1ns2左ⅠAⅡA活泼金属+1+2 最后1个电子填充在 轨道上，价电子构型是 ，位于周期表 侧，包括 族元素。大部分为 元素。p区元素npns2np1～6右ⅢA～ⅦA、零族非金属 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 它们的价层电子构型是 ，最后1个电子基本都是填充在 轨道上，位于长周期的中部。这些元素都是 ，常有可变化合价，为过渡元素。它包括 族元素。 d区元素(n－1)d1～9ns 1-2(n－1)d 金属ⅢB～Ⅷ 价层电子构型是 ，即次外层d轨道是 的，最外层轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，称为ds区，它包括 族，处于周期表d区和p区之间。它们都是 ，也属过渡元素。 ds区元素(n－1)d10ns1～2充满ⅠB和ⅡB金属ⅠA、ⅡA族ⅢA～零族ⅢB～Ⅷ族ⅠB、ⅡB族镧系和锕系ns1、ns2ns2np1～6(n－1)d1～9ns1-2(n－1)d10ns1～2各区元素特点：活泼金属大多为非金属过渡元素过渡元素小结过渡元素区s区ds区d区p区（第IA族→第IIA族）（第IIIB→VIIB→VIII）（第IＢ族→第IIＢ族）（第IIIA→VIIA→0族）价电子构型ns1→2(n-1)d1→9ns1→2(n-1)d10ns1→2ns2np1→63.(小结)原子的电子构型和元素的分区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（如图）？3.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？思考题： 副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。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（如图）？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。 例、已知某元素的原子序数为25，试写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素在周期表中所属周期、族和区。
解： 1s22s22p63s23p6 3d54s2
或 [Ar] 3d54s2
n=4, 属于第四周期
∵ 最外层电子数+次外层d电子数 = 7
∴ 为VIIB族
3d电子未充满，应属于d 区元素。1、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课堂练习:属P区2.已知一元素的价层电子结构为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 4.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[Ar]3d104s24p2小 结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1第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性质 1上 节 知 识 扫 描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1二、元素周期律1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。 核电荷数包括： 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。11.原子半径的周期性变化学与问 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？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（一）原子半径1、影响因素:2、规律：（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。二、元素周期律原子半径大小取决于(1)电子的能层数
(2)核电荷数（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半径越大；反之，越小。11.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+C课堂练习1课堂练习2.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＞A
B.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＜CBC1（二）电离能（阅读课本Ｐ17）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思考与探究：观察下图，总结第一电离能的变化律。12、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：自上而下第一电离能逐渐减少。3、电离能的意义：第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？b.第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。ⅤA是半充满、ⅡA是全充满结构。11.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 化合价是元素性质的一种体现。思考：为什么钠元素显＋1价，镁元素显＋2价，铝元素显＋3价？元素化合价与原子结构有什么关系？碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。学与问交流与讨论12.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？ 因为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。学与问1影响电离能大小的因素 原子核电荷——（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，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。 1 电 离 能 增 大
电 He 电
离 离
能 能
减 增
小 Cs 大
电 离 能 减 小元素电离能在周期表中的变化规律1课堂练习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.A反常现象最大的是稀有气体的元素：He从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）K＜Na＜Mg1课堂练习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? ns2np6C13.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJ·mol-1）:课堂练习 通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。 因为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。1（三）电负性（阅读课本Ｐ18）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。（电负性是相对值，没单位）1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.Pauling
1901-1994鲍林研究电负性的手搞11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）。电负性的规律1电负性大小与金属、非金属的关系 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。 电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。1电负性的应用1．判断元素的金属性和非金属性 金属性元素的电负性一般在1.8以下，非金属性性元素一般在1.8以上。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Fr（Fr是放射性元素）.13节2．估计化学键的类型
在化合物中，可以根据电负性的差值大小，估计化学键的类型。
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。电负性的应用1一般认为：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：
①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
共价化合物（ ）
离子化合物（ ）②③⑤⑥①④课堂练习：1科学探究p201.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。 11活动与探究2.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”。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“对角线规则”的正确性。1元素周期律的实质：
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1课堂练习 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)BeCl2是 化合物(填“离子”或“共价”)，其电子式为 ，
BeCl2水溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示)： Be+2OH-＝BeO22-+H2↑NaOH溶液Be(OH)2+2OH-＝BeO22-+2H2O共价11、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 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
8、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。概念辩析×√××××√×1再见