第一节 原子结构

(共73张PPT)
元素周期表
族
周期
不完全周期--
七个主族(A)
七个副族(B)
VIII族（包括三列）
0族
第1周期： 种元素
第2周期： 种元素
第3周期： 种元素
第4周期： 种元素
第5周期： 种元素
第6周期： 种元素
第7周期
2
8
8
18
18
32
长周期
短周期
原子结构 元素周期表
三长三短一不全
七主七副零八族
（=电子层数）
（=最外层电子数）
1
2
3
4
5
6
7
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
1
2
3
4
5
6
7
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
ⅠA
ⅡA
ⅥA
ⅤA
ⅣA
ⅢA
ⅦA
0
ⅥB
ⅤB
ⅣB
ⅢB
ⅦB
ⅠB
Ⅷ
ⅡB
1
2
3
4
5
6
7
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
ⅠA
ⅡA
ⅥA
ⅤA
ⅣA
ⅢA
ⅦA
0
ⅥB
ⅤB
ⅣB
ⅢB
ⅦB
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
B
Al
Ga
In
Tl
113
C
Si
Ge
Sn
Pb
114
N
P
ⅠB
ⅡB
Ⅷ
As
Sb
Bi
115
O
S
Se
Te
Po
116
F
Cl
Br
I
At
117
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
118
57
71
89
103
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
问题与思考：
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？请写出它们的电子排布式。
周期 第一种元素 基态原子电子排布式 最后一种元素 基态原子电子排布式
一
二
三
四
五
六
七
3Li
10Ne
11Na
18Ar
19K
36Kr
37Rb
54Xe
55Cs
86Rn
1s22s1
1s22s22p6
1s22s22p63s1
1s22s22p63s23p6
[Ar]4s1
[Ar]3d104s24p6
[Kr]5s1
[Kr] 4d105s25p6
[Xe]6s1
87Fr
118X
[Xe] 4f145d106s26p6
[Rn] 5f146d107s27p6
1H
2He
1s1
1s2
[Rn]7s1
问题与思考：
写出各主族元素的价电子排布式
族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
价电子排布
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
问题与思考：
４.写出下列各元素的价电子排布式
元素　 Sc Ti V Cr Mn
价电子排布式
3d14s2
3d24s2
3d34s2
3d54s1
3d54s2
元素　 Fe Co Ni Cu Zn
价电子排布式
3d64s2
3d74s2
3d84s2
3d104s1
3d104s2
按电子排布，可把周期表里的元素划分为5个
区，如图：
科学探究 考察元素周期表，探究下列问题：
1
2
3
4
5
6
7
s
d
ds
p
f
问题与思考：
各区包含哪些元素？
1
2
3
4
5
6
7
s
d
ds
p
f
ⅠA
ⅡA
ⅢB--ⅦB、Ⅷ
ⅢA--ⅦA、
0族
ⅠB
ⅡB
镧系、锕系
问题与思考：
各区元素的价电子构型如何？
1
2
3
4
5
6
7
ns1-2
(n-1)d1-8ns1-2
(n-1)d10ns1-2
s
d
ds
p
ns2np1-6
f
(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2
(个别例外)
问题与思考：
如何根据原子的价电子构型判断元素在周期表中位置？
价电子构型 4s1 3d3 4s2 4d55s1 5d76s2 4s24p5
位置
位置 5周期
ⅡA族 4周期
ⅥA族 7周期
ⅣB族 6周期
ⅡB族 5周期
ⅠB族
价电子构型
2He
10 Ne
18 Ar
36 Kr
54 Xe
86 Rn
原子结构 元素周期表
1、同周期第ⅡA-----ⅢA原子序数之差
第2、3周期是1
第4、 5周期是10 +1=11
第6、7周期是10+1+14=25
某周期IIA族元素的原子序数为x，则同周期的IIIA 族元素的原子序数为( )
A、只能是x+2
B、可能是x+8或x+18
C、只能是x+1
D、可能是x+1或x+11或x+25
D
原子结构与周期表
思考方法：根据元素周期表的位置确定原子结构。
2、同一主族相邻上下两种原子序数之差
第ⅠA、ⅡA：
上层原子序数+上层元素种数=下层原子序数
第ⅢA-----0族：
上层原子序数+下层元素种数=下层原子序数
A C
B D
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅦA
ⅥA
1
2
3
4
5
6
7
0族
13
31
12
20
思考：周期表中每一周期中的元素的数目是多少？
周期 一 二 三 四 五 六 七 八
元素数目 2 8 8 18 18 32 32 ？
金属元素数目 0 2 3 14 15 30 ？
50
31
说明：元素周期系的周期性变化并不是单调的
原子结构与各周期中元素种数的关系：
小结：
元素周期系的周期性变化并不是单调的重复，而象螺壳上的螺旋。
原子结构的周期性变化
决定
元素性质的周期性变化
表现形式
元素周期表
小结：
二、元素周期律
复习提问：
什么叫元素周期律？元素周期律的内容？元素周期律的本质
元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而周期性的变化规律
元素的性质
原子半径
元素主要化合价
元素的金属性与非金属性
本质：元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果
原子的核外电子排布
原子半径
原子半径的变化规律：
同周期主族元素从左到右，原子半径（ ）
逐渐减小
同主族元素的原子半径从上到下（ ）
逐渐增大
原子半径的大小
取决于
1、电子的能层数
2、核电荷数
影响原子半径的因素？
O2- > F- > Na+ >Mg2+
Na Mg Al Li K Cs
①
③
Fe2+ Fe3+； S S2-
>
>
②
Na+、O2-、Mg2+、F- ：
>
<
同周期的微粒：
①
②
具有相同电子层数结构的离子：
原子序数越大，其半径越小
③
同一元素的不同微粒：
核外电子数越多，微粒半径越大
<
<
规律
原子序数越大，半径越小
同主族的微粒：
原子序数越大，半径越大
元素主要化合价
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
主要化合价
氢化物化学式
最高价氧化物化学式
最高价氧化物的水化物化学式
元素的金属性与非金属性
什么叫元素的金属性与非金属性？
同周期、同主族元素的金属性与非金属性的递变规律？
判断元素的金属性与非金属性强弱的依据是什么？
1.金属性强弱的判断依据
a)单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度，越容易其金属性越强。
b)单质与盐溶液的置换反应，金属性强的单质可以置换金属性弱的单质。
c)单质的还原性和阳离子的氧化性，还原性越强，其阳离子的氧化性越弱，对应金属单质的金属性越强。
d)最高价氧化物对应水化物的碱性，碱性越强，对应的金属单质的金属性越强。
e)原电池的正负极，作负极的电极金属性强，越容易被腐蚀。
2.非金属性强弱的判断依据
a)与氢气化合生成气态氢化物的难易程度以及气态氢化物的稳定性，越容易反应，生成的气态氢化物越稳定，非金属性越强。
b)单质的氧化性或阴离子的还原性，单质的氧化性越强，对应的阴离子的还原性越弱，非金属性越强。
c)最高价氧化物对应水化物的酸性。酸性越强，对应的非金属单质的非金属性越强。
d)单质与盐溶液的置换反应，非金属性强的单质可以置换非金属性弱的单质。
元素周期表概念
19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr
Cs Ba 57-71 At 86
Fr Ra 89-103 107 * *
VIII
Li Be
B C N O F Ne
0
123
4
5
6
镧系 La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Td Dy Ho Er Tm Yb Lu
周期表与周期律
H
He
IIIA IVA VA VIA VIIA
IA
IIIB IVB VB VIB VIIB
IIA
Al Si P S Cl Ar
IB IIB
Na Mg
主族
副族
零族
第VIII族
非金属
短周期
镧系元素
稀有气体
金属
放射元素
人造元素
过渡元素
催化剂、耐高温、耐腐蚀
元素周期表意义
制农药
半导体
不完全周期
长周期
元素性质周期律
非金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
7
原子半径
元素主要化合价
元素的金属性与非金属性
电离能
电负性
元素的性质
电离能
（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
观察图1-21，总结元素第一电离能的变化规律：
(2)规律:
①每一周期的第一个元素第一电离能最小,最后一个元素的电离能最大;同主族元素从上到下第一电离能依次下降。
②原子的逐级电离能越来越大。
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〈Mg
2、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）同主族的元素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半充满、 ⅡA全充满结构
不同元素的电离能有何递变规律？
电离能有何意义？
电离能（I）
电离能I 主要决定于Z*、 r、价电子构型。
同主族：价电子构型同，r增大，I 减小；
同周期： Z*增加, r减小,I总体增大(碱金属最小，稀有气体最大)。
全满、半满较稳定， I较大。
电离能是原子核外电子排布的实验佐证。
O< N价电子构型与电离能I1
Na < Al S < P < Cl
He电离能最大
Li > Na > K > Rb >Cs
电离能（I）
半满
全满
鲍林L.Pauling
1901-1994
鲍林研究电负性的手搞
金 属：＜1.8
类金属：≈1.8
非金属：＞1.8
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
（2）元素第一电离能的变化规律：
同周期从左到右呈现逐渐增大的趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素；第ⅡA元素>ⅢA的元素；第ⅤA元素>ⅥA元素）（第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？）
同主族的元素自上而下第一电离能逐渐减少.
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。
（3）电离能的意义：
1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？
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：
2.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？数据的突跃变化说明了什么？
因为随着电子的失去，阳离子所带的正电荷越来越大，再失去一个电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越多。
同种元素I1﹤I2﹤I3﹤I4﹤……
同周期元素从左到右第一电离能呈现逐渐增大的趋势
同主族元素自上而下第一电离能逐渐减少
结论：
课堂练习：
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
3、元素电负性及其周期性变化
一般情况下，活泼非金属元素与活泼金属元素以离子键结合形成离子化合物，非金属元素之间以共价键结合形成共价化合物。
成键原子之间是形成离子键还是形成共价键，主要取决于成键原子吸引电子能力的差异。
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。
电负性
（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，形象地叫做化学键。
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：
元素的原子在化合物中吸引键合电子的标度，电负性是相对值，没单位。
标准　F：4.0　Li: 1.0
电负性
（2）元素电负性变化规律：　
（2）元素电负性变化规律：　
随核电荷数增大元素的电负性呈周期性变化
同周期从左到右电负性逐渐增大
同主族从上到下电负性逐渐减小。
金属与非金属区分：
　
（3）电负性的应用：
化学键的类型：
一般以电负性差1.7为标准
　小于1.7为共价键
　大于1.7为离子键
1.8
金属元素
非金属元素
类金属
原子半径逐渐减小， 第一电离能逐渐增大， 电负性逐渐增大， 非金属性逐渐增强
原子半径逐渐增大，　第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小，　　金属性逐渐增强
同周期
同主族
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下列关于电负性的变化规律正确的是 （ ）
A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大
B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是 （ ）
A．碱性：NaOHB．第一电离能：NaC．电负性：Na>Mg>Al
D．还原性：Na>Mg>Al
科学探究（对角线规则）
Li Be B
Na Mg Al Si
在空气中燃烧产物:Li2O
在空气中燃烧产物:MgO
在空气中燃烧产物:Na2O2
Be(OH)2两性氢氧化物
Al(OH)3两性氢氧化物
H3BO3　酸性很弱
H2SiO3酸性很弱
Mg(OH)2中强碱
1、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 HClO>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
×
√
×
×
×
×
√
×
重点知识梳理
一.原子结构与元素周期表
⑴观察周期表，我们发现，每一周期(第一周期除外)
的开头元素均是______，它们的价电子构型为___；
每一周期结尾元素均是________，它们的价电子构型为________(第一周期除外)。
⑵周期表中，周期序数=该周期元素基态原子的_____
⑶通常把“构造原理”中能量接近的________划分为一个能级组。1~7周期的价电子能级组分别是_____.可见，各周期元素的数目=_____________________
碱金属
ns1
稀有气体
ns2np6
能层数
原子轨道
(见黑板)
该周期元素的价电子能级组所容纳的最大e-数
重点知识梳理
二.元素周期律
______性质随_______的递增发生周期性变化，称为元素周期律。
1.原子半径. r的大小取决于___、_______两个因素.电子的能层越多，则电子间的负电斥力越大，使原子半径_____；Z越大，则核对电子的引力越大，使原子半径______。
2.电离能. ⑴概念：气态的原子或离子失去一个电子所需要的_____叫做电离能，用符号__表示，单位是_______。⑵第一电离能：处于基态的气态原子生成___价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号___表示。
元素的
原子序数
Z
能层数
增大
减小
能量
I
kJ/mol
+1
I1
重点知识梳理
2.电离能. ⑶意义：电离能是原子核外电子排布的实验佐证，是衡量气态原子_____电子难易能力的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易_____电子，即元素在气态时的____性越强。⑷I变化规律：同周期，左右总体呈_____趋势，_____元素的I1最小，________的I1最大；同族，上下I1_____。
3.电负性. ⑴概念：电负性是原子在化学键中对键合电子____能力的标度，常用符号x表示。x为相对值，无单位。⑵x变化规律：同周期，x左右____；同族，x上下____。⑶意义：用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。一般，金属的x____，非金属的x___ Δx____成离子键，Δx_____成共价键。
失去
失去
金属
增大
碱金属
稀有气体
减小
吸引
增大
减小
<1.8
>1.8
>1.7
<1.7
5、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
1.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。
2.试确定32号元素在周期表中的位置。
第四周期，ⅣA族
3.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
练习：
2.已知短周期元素aA n+、bB (n+1) +、cCn-、dD (n+1) -都具有相同的电子层结构，根据以下要求填空：
A.原子序数：
B.原子半径：
C.离子半径：
方法：先通过结构找出其在周期表中的位置，再利用其在周期表中的位置分析
B > A > C >D
A> B > D > C
D > C> A > B
外围电子构型为4f75d16s2元素在周期表中的位置是
A．四周期ⅦB族
B．五周期ⅢB族
C．六周期ⅦB族
D．六周期ⅢB族
外围电子构型为3d104s1的元素在周期表中的位置是 　　　　　　　　　　
A．第四周期ⅠB族
B．第五周期ⅡB族
C．第四周期ⅦB族
D．第五周期ⅢB族
已知某原子的电子排布是
1s22s22p63s23p63d104s24p1。 （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。
某周期ⅡA族元素的原子序数为 x，则同周期的Ⅲ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
根据下列原子基态时的最外层电子排布，不能确定该元素在元素周期表中所在族的是A．ns2 　B．ns23p1　　　　　　　　　C．ns2np6 　D．ns2np3
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. ns2np6
Li、Be、B原子失去一个电子，所需要的能量相差不是很大， 但最难失去第二个电子的原子估计是A． Li 　　　　B． Be 　　　　C．B 　　　 D． 都相同
已知某元素的电离能（IA/kJ/mol）：I1=577；I2=1820；I3=2740；I4=11600；I5=14800；I6=18400；I7=23400,试回答：
（1）该元素原子失去的第一个电子具有的能量是多少？
（2）该元素原子最外层有几个电子？
五种元素的原子电子层结构如下：A．1s22s1 ；B．1s22s22p4 ；C．1s22s22p6； D．1s22s22p63s23p2 E．[Ar]3d104s1。
（1）元素的第一电离能最大的是 ；
（2）属于过渡元素的是 　 ；
（3）元素的电负性最大的是 　 ；
（4）上述元素之间能形成X2Y型化合物的化学式是 。
下表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表某一化学元素。
（1）下列 （填写编号）组元素的单质具有良好导电性。
①a、c、h 　②b、g、k 　③c、h、1 　　　④d、e、f
（2）下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量，（即电离能，单位为kJ/mol）：
①为什么锂原子的第二电离能远远大于第一电离能 　 。
电离能 锂 X Y
I1 519 502 580
I2 7296 4570 1820
I3 11799 6920 2750
I4 9550 11600
②表中X可能为以上13种元素中的 （填写字母）元素。用元素符号表示X和j形成化合物的化学式 。
③Y是周期表中 族元素。
X
W Y R
Z
1、右表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，判断正误：
（1）Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同
（2）W的氢化物比X的氢化物稳定
（3）Y元素的非金属性比W元素的非金属性强
方法：通过周期表的结构和它们所在的位置判断:
R为 、W为 、 Y为 、
X为 、 Z为 。
Ar
P
S
Br
N