第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì),在元素周期表中，周期和主族是怎樣劃分的？主族元素的核外電子排布與該元素的周期序數(shù)和主族序數(shù)之間有什么樣的對應(yīng)關(guān)系？ 提示元素周期表有7個橫行，也就是7個周期。周期的序數(shù)就是該周期元素原子具有的電子層數(shù)。由短周期元素和長周期元素共同組成的族稱為主族。 主族元素的最外層電子數(shù)等于該元素所在的主族序數(shù)，主族元素的電子層數(shù)等于該元素所在的周期序數(shù)。,1,以第三周期為例，說明同一周期中元素原子得失電子能力的變化規(guī)律，并從原子結(jié)構(gòu)的角度分析原因。 提示同一周期中元素原子得失電子能力的變化規(guī)律：同一周期各元素原子的核外電子層數(shù)相同，從左到右核電荷數(shù)依次增多，原子半徑逐漸變小，原子核對最外層電子的吸引力越來越強，原子失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強。例如：鈉、鎂、鋁三種元素，與水反應(yīng)越來越難，失電子能力減弱；磷、硫、氯三種元素，與氫氣反應(yīng)越來越容易，得電子能力增強。,2,1了解元素周期表的結(jié)構(gòu)。 2了解元素周期表與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系。 3會分析元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律。 4了解元素電離能電負性的含義，并能用以解釋元素的 某些性質(zhì)。,隨著元素原子的核電荷數(shù)遞增，每到出現(xiàn)_， 就開始建立一個新的電子層，隨后最外層上的電子逐漸 _，最后達到_個電子，出現(xiàn)稀有氣體，如此循環(huán)往復(fù)這就是元素周期表中的一個個周期。 元素周期表的形成是由于元素的_發(fā)生周期性的重復(fù)。 元素周期表的周期不是單調(diào)的，每一周期里元素的數(shù)目并不是一樣多，而是隨周期序數(shù)的遞增逐漸_，同時，金屬元素的數(shù)目也逐漸_。,1.,2,堿金屬元素,多,8,原子核外電子排布,3,增多,增多,增,寫出下表中元素數(shù)目及金屬元素數(shù)目 因而，我們可以把元素周期表的周期發(fā)展形象地比喻成 _。,4,2,8,8,18,18,32,0,2,3,14,15,30,螺殼上的螺旋,原子半徑 原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：一是電子的能層數(shù)，另一個因素是核電荷數(shù)。一般來說同一周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸_；同一主族元素從上到下，原子半徑逐漸_。 電離能 _叫做電離能，單位_。_ _叫做第一電離能；_,1.,2,減小,增大,氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量,kJmol1,氣態(tài)中性原子失去第一個,電子所需要的能量,氣態(tài)一價陽離子,_叫做第二電離能。如果對同一基態(tài)原子有第一、第二、第三、第四電離能，則其電離能將逐級_。 電負性 電負性用來描述_ _。電負性是相對值，沒有單位。,失去一個電子所需要的能量,逐漸增大,3,不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大,小,填充下表 提示3二1s22s111三1s22s22p63s119四1s22s22p63s23p64s137五1s22s22p63s23p63d104s24p65s155 六Xe6s1,【慎思1】,填充下表,人們將元素周期表分為五個區(qū)，并以最后填入電子的軌道能級符號作為該區(qū)的符號，請?zhí)畛湎卤怼?【慎思2】,提示,元素的第一電離能有什么變化規(guī)律？ 提示一般來說同一周期元素，從左向右，第一電離能逐漸增大，同一主族元素從上到下，第一電離能逐漸減小。,【慎思3】,元素電負性有什么變化規(guī)律？ 提示以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準。 隨原子序數(shù)的遞增，元素原子的電負性呈周期性變化。 同周期，自左到右，元素原子的電負性逐漸增大(稀有氣體除外)。 同主族，自上到下，元素原子的電負性逐漸減小。 對副族而言，同族元素的電負性也大體呈現(xiàn)這種變化趨勢。因此，電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素位于元素周期表的左下角。,【慎思4】,原子結(jié)構(gòu)與周期的關(guān)系 (1)周期數(shù)電子層數(shù) (2)各周期元素種數(shù)與相應(yīng)能級組的原子軌道關(guān)系,1,各周期元素的數(shù)目等于相應(yīng)能級組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)。,原子結(jié)構(gòu)與族的關(guān)系 (1)對主族元素：主族元素的族序數(shù)原子的最外層電子數(shù)，同主族元素原子的價層電子排布完全相同，價電子全部排布在ns或ns、np軌道上。(見下表)。 當主族元素失去全部價電子后，表現(xiàn)出該元素的最高正價(O，F(xiàn)除外)。 (2)稀有氣體的價電子排布為1s2或ns2np6。,2,(3)過渡元素(副族和族)同一縱行原子的價層電子排布基本相同(見下表)。 B族B族可失去ns2和(n1)d軌道上的全部電子。所以，最高正價數(shù)族序數(shù)。,族可失去最外層的s電子和次外層的部分d電子，所以最高正價低于族序數(shù)(8) 。 B族可失去ns1電子和部分(n1)d電子，所以B族的族序數(shù)<最高正價，B族只失去ns2電子，B族的族序數(shù)最高正價。,某元素的原子序數(shù)為29，試問： (1)此元素原子的電子總數(shù)是多少？ (2)它有多少個電子層？有多少個能級？ (3)它的外圍電子構(gòu)型是什么？ (4)它屬于第幾周期？第幾族？主族還是副族？ (5)它有多少個未成對電子？,【例1】,解析解答該題需掌握原子核外電子排布與元素周期表的關(guān)系和原子核外電子排布的規(guī)律。根據(jù)核外電子排布原理，該元素的核外電子排布應(yīng)為1s22s22p63s23p63d104s1，共有29個電子，為Cu元素。從核外電子排布式中可以得出n4，有4個電子層，所以為第四周期元素，外圍電子排布為3d104s1，所以在B族。外圍電子的電子排布圖為 ，所以有1個未成對電子。 答案(1)29(2)4個電子層7個能級(3)3d104s1(4)第四周期B族副族(5)有1個未成對電子,解該類題首先由元素的原子序數(shù)，寫出該元素原子結(jié)構(gòu)的電子排布式和電子排布圖，然后依據(jù)以下內(nèi)容解題： (1)元素的電子層數(shù)能級組中最高主量子數(shù)周期數(shù)。 (2)主族元素原子的價層電子數(shù)該元素在周期表中的族序數(shù)。,某元素原子共有三個價電子，其中一個價電子位于第三能層d軌道，試回答： (1)寫出該原子核外電子排布式。 (2)指出該元素的原子序數(shù)、周期數(shù)和族數(shù)，是金屬元素還是非金屬元素以及最高化合價。 解析此題的關(guān)鍵是根據(jù)外圍電子排布寫出核外電子排布式。有三個價電子其中一個價電子在3d，則其他兩個價電子必在4s上，外圍電子排布為3d14s2，原子序數(shù)是21，在第四周期，B族，是金屬元素，最高化合價是3。 答案(1)電子排布式為1s22s22p63s23p63d14s2 (2)該元素的原子序數(shù)為21，第四周期B族，是金屬元素，最高化合價為3。,【體驗1】,微粒半徑的比較規(guī)律 在中學(xué)要求的范疇內(nèi)可按“三看”規(guī)律來比較微粒半徑的大小。 “一看”電子層數(shù)：當電子層數(shù)不同時，電子層越多，半徑越大。 “二看”核電荷數(shù)：當電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，半徑越小。 “三看”核外電子數(shù)：當電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時，核外電子數(shù)越多，半徑越大。,1,判斷微粒半徑大小的規(guī)律 (1)同周期，從左到右，原子半徑依次減小。 (2)同主族，從上到下，原子或同價態(tài)離子半徑均增大。 (3)陽離子半徑小于對應(yīng)的原子半徑，陰離子半徑大于對應(yīng)的原子半徑，如r(Na)r(Cl)r(K)r(Ca2)。 (5)不同價態(tài)的同種元素的離子，核外電子多的半徑大，如r(Fe2)r(Fe3)，r(Cu)r(Cu2)。,2,下列化合物中陰離子半徑和陽離子半徑之比最大的是 ()。 ALiI BNaBr CKCl DCsF 解析堿金屬離子半徑：Li<Na<K<Cs；鹵素離子半徑：F<Cl<Br<I，顯然，陰離子半徑和陽離子半徑之比最大的是LiI,【例2】,答案A,具有下列電子排布式的原子中，半徑最大的是 ()。 A1s22s22p63s23p1 B1s22s22p3 C1s22s22p2 D1s22s22p63s23p4 解析A、B、C、D對應(yīng)的元素分別為Al、N、C、S，根據(jù)原子半徑比較規(guī)律其中原子半徑最大的為Al。 答案A,【體驗2】,元素第一電離能的周期性變化 (1)同一周期內(nèi)，隨著原子序數(shù)的增加，原子半徑逐漸減小(稀有氣體除外)，原子核對核外電子的吸引越來越強，元素的原子越來越難失電子，因此元素的第一電離能呈增大的趨勢。同一周期內(nèi)，堿金屬的第一電離能最小，稀有氣體的第一電離能最大。 (2)同一主族，從上到下，隨著核電荷數(shù)的增加，電子層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的吸引越來越弱，元素的原子越來越易失電子，故同一主族，隨著電子層數(shù)的增加，元素的第一電離能逐漸減小。,1,第一電離能與原子核外電子排布 (1)第一電離能的變化與元素原子的核外電子排布有關(guān)。通常情況下，當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空(p0、d0、f0)、半滿(p3、d5、f7)和全滿(p6、d10、f14)結(jié)構(gòu)時，原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。故磷的第一電離能比硫的大，Mg的第一電離能比Al的大。 (2)第三周期元素的第一電離能的大小關(guān)系為：I1(Ar)I1(Cl)I1(P)I1(S)I1(Si)I1(Mg)I1(Al)I1(Na)。 (3)在同周期元素中稀有氣體的第一電離能最大。金屬越活潑，金屬元素的第一電離能越??；非金屬越活潑，非金屬元素的第一電離能越大。,2,用電離能判斷元素的主要化合價 鈉、鎂、鋁的電離能數(shù)據(jù)如下表所示。,3,由上表可知，鈉原子的第一電離能較低，而第二電離能突躍式變高，也就是說I2I1。這說明鈉原子很容易失去1個電子成為1價陽離子，形成具有稀有氣體元素原子電子層結(jié)構(gòu)的穩(wěn)定狀態(tài)后，核對外層電子的有效吸引作用變得更強。因此，鈉元素的常見價態(tài)為1價。一般情況下，鈉原子不能生成2價陽離子。類似地，鎂元素的I3I2，鋁元素的I4I3說明鎂原子通常形成2價陽離子，鋁原子通常形成3價陽離子。,氣態(tài)中性原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能(I1)，氣態(tài)正離子繼續(xù)失去電子所需要的最低能量依次稱為第二電離能(I2)，第三電離能(I3)下表是第三周期部分元素的電離能單位：eV(電子伏特)數(shù)據(jù)。,【例3】,下列說法正確的是 ()。 A甲的金屬性比乙強B乙的化合價為1價 C丙不可能為非金屬元素 D丁一定為金屬元素 解析由表格可知，甲的第一電離能小于乙，表明甲比乙易失去第一個電子，故甲的金屬性比乙強，A項正確；表格中顯示，乙失去第二個電子也較易，則乙的化合價可能為2價，選項B項不正確；對丙而言失去電子較難，所以可能是非金屬元素，C項不正確；對丁而言，失電子比丙還難，而第三周期只有3種金屬元素，可知丁一定是非金屬元素，所以D項不正確。 答案A,下列有關(guān)電離能的說法中，正確的是 ()。 A第一電離能越大的原子失電子的能力越強 B第一電離能是元素的原子失去核外第一個電子需要的 能量 C同一周期中，主族元素原子第一電離能從左到右越來 越大 D可通過一種元素各級電離能的數(shù)值，判斷元素可能的 化合價,【體驗3】,解析(1)電離能是氣態(tài)原子或離子失去核外一個電子需要的最小能量；(2)元素原子的第一電離能越大，表示該元素的原子越難失去電子；(3)從總的變化趨勢上看，同一周期中第一電離能從左到右逐漸增大，但有反常，如NO。 答案D,元素電負性的周期性變化 (1)同一周期，隨著原子序數(shù)的增加，原子半徑逐漸變小(稀有氣體除外)，元素的電負性逐漸增大，并呈現(xiàn)周期性變化。 (2)同一主族，隨著原子序數(shù)的增加，原子半徑逐漸增大，元素的電負性逐漸減小。 電負性的應(yīng)用 (1)判斷元素的金屬性和非金屬性的強弱 金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。,1,2,(2)判斷化學(xué)鍵的類型 一般認為：如果兩種成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；如果兩種成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵。 (3)元素周期表中“對角線規(guī)則”：元素周期表中處于對角線位置(左上角和右下角)的元素電負性數(shù)值相近，性質(zhì)相似。,元素周期表中能穩(wěn)定存在且電負性相差最大的兩種元素形成的化合物的化學(xué)式為 ()。 AHI BLiI CCsF DKI 解析本題考查的是電負性的概念及其大小的判斷。根據(jù)電負性的變化規(guī)律，對主族元素來講，同周期元素隨核電荷數(shù)的增大，其電負性增大；同主族元素隨核電荷數(shù)的增大，其電負性減小，所以電負性最大的元素在元素周期表的右上方，即F，電負性最小的元素在元素周期表的左下方，能在自然界穩(wěn)定存在的為Cs，所以二者形成化合物的化學(xué)式為CsF。故正確答案為C。 答案C,【例4】,電負性是指元素的原子在化合物中吸引電子的能力。元素的電負性愈大，表示該元素原子吸引電子的能力愈大，生成陰離子的傾向愈大。反之，吸引電子的能力愈小，生成陽離子的傾向愈大。同周期元素的電負性自左向右逐漸增大(稀有氣體除外)，同主族元素的電負性自上而下逐漸減小。,電負性也是元素的一種重要性質(zhì)，電負性越大，其原子吸引電子的能力越強，在所形成的分子中成為帶負電荷的一方。下表給出的是原子序數(shù)小于20的16種元素的電負性數(shù)值：,【體驗4】,請仔細分析，試回答下列問題： (1)根據(jù)表中所給數(shù)據(jù)分析推測： 同主族的不同元素的電負性變化的規(guī)律是：_； 同周期中，電負性與原子半徑的關(guān)系為：_。 (2)預(yù)測周期表中電負性最大的元素應(yīng)為_(填元素符號)；估計鈣元素的電負性的取值范圍：_<Ca<_。 (3)預(yù)測周期表中，電負性最小的元素位于第_周期_族(放射性元素除外)，其基態(tài)原子核外電子排布式可表示為_。,解析(1)由題給信息可知：元素的非金屬性越強，則元素的電負性越大；元素金屬性越強，則元素的電負性越小，所以同主族元素，從上至下，電負性逐漸變??；同周期元素的電負性隨原子半徑的減小而增大。 (2)周期表中F元素的非金屬性最強，所以氟的電負性最大；由于元素金屬性強弱為KCaMg，所以Ca的電負性的取值范圍為0.81.2。 (3)電負性越小，元素的金屬性越強，周期表中金屬性最強的元素為Cs(放射性元素除外)，它位于周期表中第六周期A族。其基態(tài)原子核外電子排布式為： 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1。,答案(1)核電荷數(shù)越大，電負性越小原子半徑越小，電負性越大(2)F0.81.2 (3)六A1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1,實驗探究二元素周期表所包含的規(guī)律,【探究原理】,元素周期表是學(xué)習(xí)化學(xué)的工具和指南，其內(nèi)涵十分豐富，包含許多規(guī)律知識。 (1)相等規(guī)律 周期序數(shù)電子層數(shù)。 主族元素的最外層電子數(shù)價電子數(shù)主族序數(shù)最高正化合價(F、O例外)。 負價絕對值8族序數(shù)(限A族A族非金屬元素)。,(2)序差規(guī)律 同主族相鄰元素的原子序數(shù)差與主族序數(shù)有關(guān)：A族A族(s區(qū))的元素相差上一種元素所在周期包含的元素種數(shù)；A族0族(p區(qū))元素相差下一種元素所在周期包含的元素種數(shù)。如Na和K相差8(第三周期含8種元素)，Cl和Br相差18(第四周期含18種元素)。 (3)主族元素的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)遞變規(guī)律(如下表),(4)對角線規(guī)則 在元素周期表中，對角線上元素的化學(xué)性質(zhì)相似(對角線規(guī)則)。最為明顯的是Li元素與Mg元素、Be元素和Al元素等。Li元素的化學(xué)性質(zhì)更趨向于Mg而與Na、K等元素有所區(qū)別，Be和Al元素的氫氧化物均是兩性氫氧化物。,運用元素周期律分析下面的推斷，其中錯誤的是()。 A鈹(Be)是一種輕金屬，它的氧化物的水化物可能具有 兩性 B砹是一種有色固體，HAt很不穩(wěn)定，AgAt是有色、難 溶于水且感光性很強的固體 C硫酸鍶(SrSO4)是難溶于水和鹽酸的白色固體 D硒化氫(H2Se)是無色、無毒、比H2S穩(wěn)定的氣體,【問題探究】,思路點撥根據(jù)“對角線規(guī)則”，Be的性質(zhì)與Al相似，Be(OH)2具有兩性，A選項正確；根據(jù)鹵素單質(zhì)及其化合物的性質(zhì)遞變規(guī)律可推知B選項正確；由CaSO4微溶于水，BaSO4難溶于水和酸可推知SrSO4為難溶于水和鹽酸的白色固體，C選項正確；由H2O(無毒)H2S(劇毒)H2Se，可判斷D選項不正確。故選D。 答案D,