(共27张PPT)
第一章
原子结构与性质
第一节
原子结构
第1课时
能层与能级
1、了解人类认识原子的过程
2、进一步认识原子核外电子的分层排布
3、知道原子核外电子的能层和能级分布及其能量关系
4、能用符号表示原子核外的不同能级。
课程目标
人类认识原子的过程
人类在认识自然的过程中，经历了无数的艰辛，正是因为有了无数的探索者，才使人类对事物的认识一步步地走向深入，也越来越接近事物的本质。随着现代科学技术的发展，我们现在所学习的科学理论，还会随着人类对客观事物的认识而不断地深入和发展。
近代科学原子论（1803年）
一切物质都是由最小的不能再分的粒子——原子构成。
原子模型：原子是坚实的、不可再分的实心球。
英国化学家道尔顿
（J.Dalton
,
1766～1844)
道尔顿原子模型
原子并不是构成物质的最小微粒
——汤姆生发现了电子(1897年)
电子是种带负电、有一定质量的微粒，普遍存在于各种原子之中。
汤姆生原子模型（1904年）：原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子，中和了电荷，从而形成了中性原子。原子是一个球体，正电荷均匀分布在整个球体内，电子像面包里的葡萄干镶嵌其中。
英国物理学家汤姆生
（J.J.Thomson
,1856～1940）
汤姆生原子模型
汤姆生原子模型
汤姆生
α粒子散射实验（1909年）
——原子有核
卢瑟福和他的助手做了著名α粒子散射实验。根据实验，卢瑟福在1911年提出原子有核模型。
卢瑟福原子模型（又称行星原子模型）：原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成。原子核的质量几乎等于原子的全部质量，电子在原子核外空间绕核做高速运动。
英国科学家卢瑟福
（E.Rutherford,1871～1937)
卢瑟福原子模型
α粒子散射实验
Au
卢瑟福原子模型
玻尔原子模型（1913年）
玻尔借助诞生不久的量子理论改进了卢瑟福的模型。
玻尔原子模型（又称分层模型）：当原子只有一个电子时，电子沿特定球形轨道运转；当原子有多个电子时，它们将分布在多个球壳中绕核运动。
不同的电子运转轨道是具有一定级差的稳定轨道。
丹麦物理学家玻尔
（N.Bohr,1885～1962)
1920年，玻尔在他提出的氢原子模型（1913年）基础上，提出构造原理，即从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入原子核外“壳层”的顺序，由此开启了用原子结构解释元素周期律的篇章。
5年后（1925年），玻尔的“壳层”落实为“能层”与“能级”，厘清了核外电子的可能状态，复杂的原子光谱得以诠释。
玻尔原子模型（1913年）
电子云模型
电子云模型（1935年）
现代物质结构学说
人类在认识自然的过程中，经历了无数的艰辛，正是因为有了无数的探索者，才使人类对事物的认识一步步地走向深入，也越来越接近事物的本质。随着现代科学技术的发展，我们现在所学习的科学理论，还会随着人类对客观事物的认识而不断地深入和发展。
氢原子电子云图
14
原子
原子核
核外电子
质子
中子
（正电）
不显
电性
（负电）
（正电）
（不带电）
分层排布
与物质化学性质密切相关
【知识?回顾】
一、能层与能级
1、能层
核外电子按
不同分成能层。电子的能层由内向外排序，其序号、符号以及所能容纳的最多电子数如下：
能量
依据核外电子的能量不同：
离核远近：近
远
能量高低：
核外电子分层排布
1
2
3
4
5
6
7
K
L
M
N
O
P
Q
能层越高，电子的能量
，能量的高低顺序为E（K）
E（L）
E（M）
E（N）越高
<
<
<
低
高
2、能级
能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：
在多电子原子中，同一能层的电子，还被分成不同能级。
①任一能层的能级总是从
能级开始，能级数等于该能层序数。
②能级的字母代号总是按s、p、d、f......排序的，字母前的序数是它们所处的能层序数，每个能级最多可容纳的电子数依次为自然数中的奇数序列
、
、
、
...的2倍。
③多电子原子中，同一能层不同能级的能量顺序：E（ns）
E（np）
E（nd）
E（nf）......
s
1
3
5
7
<
<
<
【思考与讨论】
1.一个能层的能级数与能层序数（n）间存在什么关系？一个能层最多可容纳的电子数与能层序数（n）间存在什么关系？
提示：
能层的能级数等于该能层序数。
一个能层最多可容纳的电子数为2n2个。
【思考与讨论】
2.以s、p、d、f
为符号的能级分别最多可容纳多少个电子？3d、4d、5d能级所能容纳的最多电子数是否相同？
提示：
以s、p、d、f为符号的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7的二倍!
3d、4d、5d能级所能容纳的最多电子数相同。
【思考与讨论】
3.第五能层最多可容纳多少个电子？它们分别容纳在几个能级中？各能级最多容纳多少个电子？
提示：
第五能层最多可容纳50个电子；
5个能级；
各能级最多容纳电子数分别为2,6,10,14,18个。
（1）各能层最多能容纳2n2个电子。
即：能层序号
1
2
3
4
5
6
7
符
号
K
L
M
N
O
P
Q
最多电子数
2
8
18
32
50
72
98
（2）最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时
不超过2个）；次外层电子数最多不超过18
个；倒数第三层不超过32个。
小结：原子核外电子分层排布规律：
（3）核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近
的能层，然后才由里往外，依次排在能量
较高能层。而失电子总是先失最外层电子。
注意：
以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求。
【例题1】判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)能层就是电子层，包含不同的能级( )
(2)能层越高，离原子核越远( )
(3)ns、np、nd最多容纳的电子数均为2( )
(4)每一能层均包含s、p、d、f能级( )
√
√
×
×
【例题2】下列能层中，包含
f
能级的是( )
A．K能层
B．L能层
C．M能层
D．N能层
答案：D
解析：K能层是第一能层，只有1s能级；L能层是第二能层，有两个能级，即2s和2p；M能层是第三能层，有三个能级，即3s、3p、3d；N能层是第四能层，有四个能级，即4s、4p、4d、4f。根据能级数等于能层序数，只有能层序数≥4的能层才有f能级。
【例题3】下列能级符号表示错误的是(??
)
A.6s?????????B.3d?????????C.3f?????????D.5p
答案：C
【例题4】在多电子原子里，把电子运动的能量不同的区域简化为不连续的壳层称作为电子层。电子层模型被称为洋葱式结构，如图所示：根据电子层模型，判断下列说法不正确的是( )
A．
多电子原子的核外电子是分层运动的
B．
所有电子在同一区域里运动
C．
排在K、L、M层上的电子的能量依次增大
D．
多电子原子里电子的能量不同
答案：B
解析：在多电子原子中，核外电子的能量不同，能量低的在离核近的区域运动，能量高的在离核远的方向运动。(共27张PPT)
第一章
原子结构与性质
第一节
原子结构
第2课时
原子光谱
构造原理与电子排布式
1、了解原子核外电子在一定条件下会发生激发与跃迁，
了解其简单应用。
2、了解原子核外电子排布的构造原理。
3、能应用电子排布式表示常见元素(1~36号)原子核外电子的排布。
课程目标
基态与激发态相互转化的应用
焰色反应
【情境·思考】
激光笔
LED灯装饰的建筑夜景
基态原子：处于
的原子叫做基态原子。
激发态原子：基态原子的电子
能量后，电子会跃迁到
能级，变为激发态原子。
一、基态与激发态
原子光谱
1、基态与激发态
最低能量
吸收
较高
2、原子光谱与光谱分析
(1)光谱的类型及形成
不同元素的原子发生
时会吸收或释放不同的光，利用光谱仪摄取各种元素的电子的
或
，总称原子光谱，见下图。
(2)光谱分析
在现代化学中，利用原子光谱上的
来鉴定元素的分析方法。
跃迁
吸收光谱
发射光谱
特征谱线
思考与讨论
金属的焰色试验中，一些金属元素呈现不同焰色的原因是什么？
提示:激发态原子中的电子跃迁到低能级时，多余的能量以光的形式释放出来。
【微点拨】
①日常生活中看到的灯光、激光、焰火等可见光，都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关，形成发射光谱。
②焰色反应并不是所有金属都具有，是因为元素的原子从激发态到基态要放出能量，发出的电磁波的频率各不相同，只有在可见光范围的才会有焰色反应现象。
根据已有知识，试写出K原子的可能电子排布式与原子结构示意图？
猜想一：
1s22s22p63s23p63d1
+19
2
8
9
+19
2
8
8
1
猜想二：
1s22s22p63s23p64s1
【问题·探究】
×
√
构造原理：P8
以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序被称为构造原理。
【思考】：有何规律？
二、构造原理与电子排布式
1、构造原理
能级交错
7
6
5
4
3
2
1
4f
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
7p
6d
5d
4d
3d
5f
核
外
电
子
填
充
顺
序
图
构造原理：
1s；2s
2p；3s
3p；4s
3d
4p；
规律
5s
4d
5p;
6s
4f
5d
6p；7s
5f
6d
猜想一：
1s22s22p63s23p63d1
+19
2
8
9
+19
2
8
8
1
猜想二：
1s22s22p63s23p64s1
【问题·解释】
×
√
各能层能级能量关系
构造原理中排布顺序的实质
(1)相同能层的不同能级的能量高低顺序
：
(2)英文字母相同的不同能级的能量高低顺序：
(3)
不同层不同能级可由下面的公式得出:
————各能级的能量高低顺序
ns＜np＜nd＜nf
1s＜2s＜3s＜4s；2p＜3p＜4p;
3d＜4d
ns＜(n-2)f＜(n-1)d＜np
(n为能层序数)
钙Ca
1s22s22p63s23p64s2
钙Ca
想一想
+20
第1层
第2层
第3层
K层
L层
M层
2
8
8
2
N层
第4层
氢
H
钠
Na
铝
Al
1s22s22p63s1
1s22s22p63s23p1
1s1
将能级上所容纳的电子数标在该能级符号的
角，并按照
从左到右的顺序排列的式子。
2、电子排布式
右上
能层
原子结构示意图
电子排布式
Li:
1s22s1
练一练
请写出4~10号元素原子的电子排布式。
4
铍Be
5
硼B
6
碳C
7
氮N
8
氧O
9
氟F
10
氖Ne
1s2
2s2
1s2
2s22p1
1s2
2s22p2
1s2
2s22p3
1s2
2s22p4
1s2
2s22p5
1s2
2s22p6
?名师点拨
电子排布式的书写
1．简单原子的电子排布式
(1)按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。如
(2)简化电子排布式：把内层电子达到稀有气体结构的部分，以相应稀有气体元素符号外加方括号来表示。如Na的核外电子排布式为1s22s22p63s1，其中第一、二电子层与Ne(1s22s22p6)的结构相同，所以其电子排布式可简化为[Ne]3s1；K的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1。
微粒
电子排布式
微粒
电子排布式
C
1s22s22p2
Ne
1s22s22p6
Cl
1s22s22p63s23p5
K
1s22s22p63s23p64s1
【练习】试书写N、Cl、K、26Fe原子的核外电子排布式。
Cl:
K:
26Fe:
1s2
2s22p6
3s23p5
1s2
2s22p6
3s23p6
4s1
1s2
2s22p6
3s23p63d6
4s2
注意书写：1s2
2s22p6
3s23p64s2
3d6
?名师点拨
电子排布式的书写
2．复杂原子的电子排布式
对于较复杂的电子排布式，应先按能量从低到高排列，然后将同一层的电子移到一起。
如
26Fe
：先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一层的移到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，简化为[Ar]3d64s2。
练习：请写出第四周期21—36号元素原子的基态电子排布式。
钪Sc：
；
钛Ti：
；
钒V：
；
铬Cr：
；
锰Mn：
；
1s22s22p63s23p63d14s2
1s22s22p63s23p63d24s2
1s22s22p63s23p63d34s2
1s22s22p63s23p63d54s1
1s22s22p63s23p63d54s2
练习：请写出第四周期21—36号元素原子的基态电子排布式。
铁Fe：
；
钴Co：
；
镍Ni：
；
1s22s22p63s23p63d64s2
1s22s22p63s23p63d74s2
1s22s22p63s23p63d84s2
1s22s22p63s23p63d104s1
1s22s22p63s23p63d104s2
1s22s22p63s23p63d104s24p1
铜Cu：
；
锌Zn：
；
镓Ga：
；
练习：请写出第四周期21—36号元素原子的基态电子排布式。
锗Ge：
；
砷As：
；
硒Se：
；
溴Br：
；
氪Kr：
；
1s22s22p63s23p63d104s24p2
1s22s22p63s23p63d104s24p3
1s22s22p63s23p63d104s24p4
1s22s22p63s23p63d104s24p5
1s22s22p63s23p63d104s24p6
1s22s22p63s23p63d54s1
1s22s22p63s23p63d104s1
24号铬：
29号铜：
练习：1～36号元素中是否都遵循构造原理？
能否举出具体的例子？
注
意
?名师点拨
电子排布式的书写
3．特殊原子的核外电子排布式
当p、d、f能级处于全空、全充满或半充满状态时，能量相对较低，原子结构较稳定。
(1)24Cr的电子排布式的书写
(2)29Cu的电子排布式的书写(共23张PPT)
第一章
原子结构与性质
第一节
原子结构
第3课时
原子轨道与电子排布原理
1、了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。
2、知道原子核外电子的排布遵循泡利原理、洪特规则和能量最低原理。
3、掌握1~36号元素的原子核外电子排布图(或叫轨道表示式)。
课程目标
【旧知·巩固】
1．原子由原子核和
构成，原子核一般由
和
构成。
2．原子的核外电子是
排布的，电子的能量越
离核越近，能量越
离核越远。
3．一至七能层的符号分别为：K、L、M、N、O、P、Q，各能层容纳的最多电子数为
。
核外电子
质子
中子
分层
低
高
2n2
注意：小点不是电子！
(1)电子云轮廓图
将电子在原子核外空间出现的概率P＝
的空间圈出来，制作电子云的轮廓图，便可描绘电子云的形状,即精简版电子云。
90%
b.电子云扩展程度
同一原子的能层
，s电子云的半径
，如下图Ⅰ所示。这是由于1s、2s、3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐
，电子云越来越向更大的空间扩展。
越高
越大
增大
(3)不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图
能层
能级
原子轨道数
原子轨道名称
电子云轮廓图
形状
取向
K
1s
1
1s
球形
－
L
2s
1
2s
球形
－
2p
3
2px、2py、2pz
哑铃形
相互垂直
M
3s
1
3s
球形
－
3p
3
3px、3py、3pz
哑铃形
相互垂直
3d
5
……
……
……
N
4s
1
4s
球形
－
4p
3
4px、4py、4pz
哑铃形
相互
垂直
4d
5
……
……
……
4f
7
……
……
……
……
……
……
……
……
……
d轨道和f轨道各有名称、形状和取向，此处不作要求。
【典型例题1】在1s、2px、2py、2pz轨道中，具有球对称性的是( )
A．1s
B．2px
C．2py
D．2pz
答案：A
【典型例题2】下列有关电子云和原子轨道的说法中正确的是( )
A．原子核外的电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称电子云
B．s能级原子轨道呈球形，处于该轨道上的电子只能在球壳内运动
C．p能级原子轨道呈哑铃状，随着能层的增加，p能级原子轨道也在增多
D．p能级原子轨道与s能级原子轨道的平均半径都随能层序数的增大而增大
答案：D
解析：
?名师点拨
书写电子排布图时的注意事项
(1)表示原子轨道的□也可以用○代替，原子轨道名称也可以写在□或○的下面，一个箭头表示一个电子如Ne的电子排布图可表示为
。
(2)不同能级中的□或○要相互分开，同一能级中的□或○要相互连接。
(3)整个电子排布图中各能级的排列顺序要与相应的电子排布式一致。
(4)当□或○中有2个电子时，它们的自旋状态必须相反。
(5)电子排布式给出了基态原子核外电子在能层和能级中的排布，而电子排布图还给出了电子在原子轨道中的自旋状态。另外，我们通常所说的电子排布是基态原子的电子排布。
(6)洪特规则的特例：在能量相同的轨道(同一能级)上的电子排布处于全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空状态(p0、d0、f0)时，具有较低的能量和较高的稳定性。如24Cr的价电子排布式为3d54s1(3d、4s能级均为半充满)，易错写为3d44s2；29Cu的价电子排布式为3d104s1(3d全充满、4s半充满)，易错写为3d94s2。
?名师点拨
原子核外电子排布的表示方法
结构示意图
意义
将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子
实例
Al
S2－
电子排布式
意义
用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式
实例
K：1s22s22p63s23p64s1
简化电子排布式
意义
为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示
实例
K：[Ar]4s1
价电子排布式
意义
主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即外围电子排布式
实例
Al：3s23p1
电子排布图
意义
每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子
实例
Al
【典型例题3】下列说法错误的是( )
A．同一原子，ns电子的能量不一定低于(n＋1)p电子的能量
B．6C的电子排布式1s22s22px2违反了洪特规则
C．21Sc的电子排布式1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理
D．22Ti的电子排布式1s22s22p63s23p10违反了泡利原理
答案：A
解析：同一原子，ns电子的能量一定低于(n＋1)p电子的能量，A错误；对于6C原子来说，2p能级有3个能量相同的原子轨道，2p能级上的两个电子应以自旋状态相同的方式排布在两个不同的2p轨道上才符合洪特规则，B正确；根据构造原理可知E4s【典型例题4】下列有关核外电子排布的式子不正确的是( )
A．24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1
B．K的简化电子排布式：[Ar]4s1
C．N原子的电子排布图为
D．S原子的电子排布图为
答案：D
解析：(共27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
第1课时
原子结构与元素周期表
1.熟知原子结构与元素周期表的关系，进一步熟悉元素周期表的结构。
2.能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分。
课程目标
[新课?导入]
三张重要历史意义的元素周期表
门捷列夫周期表
1869年，门捷列夫制作了历史上第一张周期表，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”）。主副族和第八族的概念使用至今，但过渡元素的概念不同了。
[新课?导入]
维尔纳的特长式周期表
1905年，配位化学鼻祖维尔纳制作了一张周期表。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、镧系和锕系，各有各的位置，同族元素上下对齐，尽管当时镧系和锕系的概念尚未形成，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、七周期因镧系和锕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。
玻尔元素周期表
[新课?导入]
玻尔用原子结构来解释周期系，他认识到，21~28、39~46等元素的原子新增加的电子是填入内层轨道的。玻尔得知镧（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。
[温故?知新]
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
（横行）
周期序数
=
电子层数（能层数）
族
主族：
副族：
ⅠA
,
ⅡA
,
ⅢA
,
ⅣA
,ⅤA
,
ⅥA
,
ⅦA
第VIII
族：
稀有气体元素
（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
[温故?知新]
主族序数=最外层电子数=价电子数=最高正价数
[基础?初探]
(1)含义：元素按其原子
排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生
的重复。
1.元素周期系
核电荷数递增
周期性
碱金属
原子序数
周期
电子排布式
简化电子排布式
稀有气体
电子排布式
Li
3
2
10Ne
Na
11
3
18Ar
K
19
4
36Kr
Rb
37
5
54Xe
Cs
55
6
86Rn
1s22s1
[He]
2s1
[Ne]3s1
[Ar]4s1
[Kr]5s1
[Xe]6s1
1s22s22p63s1
1s22s22p63s23p64s1
1s22s22p63s23p63d104s24p65s24d105p66s1
1s22s22p63s23p63d104s24p65s1
1s22s22p6
1s22s22p63s23p6
1s22s22p63s23p6
3d104s24p6
1s22s22p63s23p63d104s24p65s14d105p6
1s22s22p63s23p63d104s24p65s14d105p66s2
4f145d106p6
[基础?初探]
(2)特点：
各周期元素原子的核外电子排布重复出现从
到
(除第一周期)的周期性变化。
ns1
ns2np6
[基础?初探]
2.构造原理与元素周期表
(1)原子核外电子排布与周期的关系
①根据构造原理得到的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。
周期数
一
二
三
四
五
六
七
价电子排布式
1s
2s→2p
3s→3p
4s→3d→4p
5s→4d→5p
6s→4f→5d→6p
7s→5f→6d→7p
最多容纳的电子数
2
8
8
18
18
32
32
元素数
2
8
8
18
18
32
32
[基础?初探]
②若以一个方格代表一种元素，每个周期排一个横行，并按s、p、d、f分段，左侧对齐。
[基础?初探]
(2)原子核外电子排布与族的关系
主族数
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
价电子排布式
列数
1
2
13
14
15
16
17
价电子数
将下列各主族元素的价电子数、价电子排布式填入表中
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
1
2
3
4
5
6
7
[基础?初探]
以第四周期副族元素为例，填写下表
副族元素
21Sc
22Ti
23V
24Cr
25Mn
29Cu
30Zn
族数
价电子排布式
价电子数目
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
ⅠB
ⅡB
3d14s2
3d24s2
3d34s2
3d54s1
3d54s2
3d104s1
3d104s2
3
4
5
6
7
依据上述表格，讨论族的划分与原子核外电子排布的关系？
①同主族元素原子的
完全相同，价电子全部排布在
或
轨道上。价电子数与
相同。
②稀有气体的价电子排布为
或
。
③过渡元素(副族和Ⅷ族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电子排布为
，
的价电子数与族序数相同，第
族和第
族不相同。
价层电子排布
ns
nsnp
族序数
1s2
ns2np6
(n－1)d1～10ns1～2
ⅢB～ⅦB族
ⅠB、ⅡB
Ⅷ
[基础?初探]
(3)元素周期表的分区
①按电子排布分区
[基础?初探]
各区元素的价电子排布特点
分区
元素分布
价层电子排布式
元素性质特点
s区
ⅠA族、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6
最外层电子参与反应
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族
(n－1)d1～9ns1～2
d轨道不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
金属元素
[基础?初探]
②按金属元素与非金属元素分区
沿着周期表中
与
之间画一条线，线的左边是金属元素（氢除外），线的右边是非金属元素。
硼、硅、砷、碲、砹
铝、锗、锑、钋
金属与非金属交界处元素的性质特点
在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素（如硼、硅、锗、砷、锑等）常被称为半金属或类金属（一般可用作半导体材料）。
[基础?初探]
思考与交流：
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？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？
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。
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。
(4)对角线规则：元素周期表中的某些主族元素其某些性质与
元素相似。
[基础?初探]
右下方
与酸反应
与碱反应
单质
氧化物
氢氧化物
如铍、铝两元素的性质相似性
基础达标训练
[课堂?专练]
B
[课堂?专练]
B
[课堂?专练]
A
[课堂?专练]
A
[课堂?专练]
B
[课堂?专练]
课堂小结(共21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
第2课时
元素周期律
1、理解电离能和电负性概念的基础上，运用相关的原子结构理论，分析并掌握元素的原子半径、第一电离能、电负性及元素主要化合价等元素性质同周期性变化的规律并建立模型。
2、了解元素周期律的应用价值。
课程目标
[基础?初探]
(1)含义：元素的性质随原子的
发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律。
(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的
周期性变化的必然结果。
1.元素周期律
核电荷数递增
核外电子排布
[基础?初探]
常见原子的半径
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，电子之间的排除作用越大，将使原子的半径增大。
[基础?初探]
2.半径
同主族元素
同周期元素
从上到下，原子半径逐渐增大
从左到右，原子半径逐渐减小
①同周期，随着核电荷数增多，原子(最高价阳离子或最低价阴离子)半径都依次
。
②同主族，随着核电荷数增多，原子(同价阳离子或同价阴离子)半径都依次
。
③核外电子排布(即电子层结构)相同，随核电荷数增多，离子半径依次
。
④同种元素形成的粒子半径：阳离子＜中性原子＜阴离子。
减小
增大
减小
试比较下列粒子的半径：
1.r(Na+)
r(Mg2+)
r(Al3+)
2.r(Li+)
r(Na+)
r(K+)
3.r(H-)
r(Li+)
r(Be2+)
4.r(S2-)
r(Cl-)
r(K+)
r(Ca2+)
5.r(Fe)
r(Fe2+)
r(Fe3+)
6.r(Al3+)
r(O2-)
r(S2-)
[基础?初探]
＞
＞
＜
＜
＞
＞
＞
＞
＞
＜
＜
＜
＜
[基础?初探]
(1)定义：气态电中性基态原子
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。用符号I1表示，常用单位是kJ/mol。
3.电离能
(2)元素原子的第一电离能的变化规律
①同周期元素从左到右，第一电离能逐渐
。但同周期过渡元素第一电离能从左到右略有
。
②同主族元素自上而下，第一电离能逐渐
。
增大
减小
失去一个电子
增加
[基础?初探]
试解释同周期第一电离能的变化趋势。
解疑答惑
同周期元素从左到右，原子半径逐渐变小（稀有气体除外），原子核对核外电子的引力越来越大，越来越难失去电子，因此元素的第一电离能呈递增趋势。每个周期的第一种元素（氢和碱金属）第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大。
(3)逐级电离能
①含义：原子的+1价气态离子
所需要的最低能量叫做第二电离能，以此类推。
[基础?初探]
I1(第一电离能)
I2(第二电离能)
I3(第三电离能)
再失去1个电子
②变化规律
同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即
，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。
I1＜I2＜I3
名师点拨
(1)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。
(2)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。
(3)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。
(4)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)。
[基础?初探]
4.电负性
(1)含义：元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键，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
的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越
。
键合电子吸引力
大
(2)衡量标准
以氟的电负性为
和锂的负电性为
作为相对标准，得出了各元素的电负性(稀有气体)。
4.0
1.0
[基础?初探]
(3)变化规律
①同周期（稀有气体元素除外），自左向右，元素的电负性逐渐
，元素的非金属性逐渐
、金属性逐渐
。
②同主族，自上而下，元素的电负性逐渐
，元素的金属性逐渐
、非金属性逐渐
。
增大
增强
减弱
减小
增强
减弱
(4)电负性的应用
①判断元素的金属性、非金属性强弱
[基础?初探]
②判断化合物的类型
电负性
通常形成
键，相应的化合物为
化合物
通常形成
键，相应的化合物为
化合物
大于1.7
小于1.7
③判断化合物中各元素化合价的正、负
a.电负性小的元素原子在化合物中吸引电子的能力
，元素的化合价为
。
b.电负性大的元素原子在化合物中吸引电子的能力
，元素的化合价为
。
离子
离子
共价
共价
弱
正值
强
负值
电负性之差大于1.7一定是离子化合物，电负性之差小于1.7一定是共价化合物吗？
电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。电负性之差小于1.7的元素不一定都形成共价化合物，如H的电负性与Na的电负性之差为1.2，但NaH为离子化合物；
[基础?初探]
解疑答惑
基础达标训练
[课堂?专练]
A
[课堂?专练]
D
[课堂?专练]
A
[课堂?专练]
C
[课堂?专练]
[课堂?专练]
从上到下依次减小
第三周期
ⅤA族
AC
课堂小结
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
原子核外电子排布
能层数
，最外层电子数逐渐增多
最外层电子数
，能层数递增
原子半径
逐渐
(0族除外)
逐渐增大
元素主要化合价
最高正价由
(O、F除外)，最低负价由﹣4→﹣1
最高正价=
(O、F除外)，非金属元素最低负价=
。
原子得、失电子能力
得电子能力逐渐
；失电子能力逐渐
。
得电子能力逐渐
；失电子能力逐渐
。
第一电离能
呈
的趋势
逐渐
。
电负性
逐渐
。
逐渐
。
元素金属性、非金属性
金属性逐渐
，非金属逐渐
。
金属性逐渐
，非金属逐渐
。
相同
相同
减小
+1→+7
主族序数
主族序数﹣8
增强
减弱
增大
增强
减弱
减小
增大
减小
减弱
增强
增强
减弱
