归纳与整理ppt专用说课稿内容

第二节

原子结构与元素的性质

一、各周期元素数目与相应能级组的原子轨道关系

周期

元素数目

相应能级组中原子轨道

电子最大容量

一

2 1s 2 8 2s

2p 8 二

8 3s

3p 8 三

四

18 4s

3d

4p 18 18 5s

4d

5p 18 五

32 6s

4f

5d

6p 32 六

七

26(未完) 7s

5f

6d(未完) 未满

二、原子结构与元素位置的关系

1.核外电子排布与族序数之间的关系

可以按照下列方法进行判断：按电子填充顺序由最后一个电子进入的情况决定，具体情况如下：

(3)进入(n－1)d ～①(n－1)d15为ⅢB～ⅦB⇒族数＝[(n－1)d＋ns]电子数

～②(n－1)d68为Ⅷ

③(n－1)d10为ⅠB、ⅡB⇒族数＝ns的电子数

4f——La系元素ⅢB ④进入(n－2)f5f——Ac系元素3.族序数与价电子数的关系

(1)主族(ⅠA～ⅦA)和副族ⅠB、ⅡB的族序数＝原子最外层电子数(ns＋np或ns)。

(2)副族ⅢB～ⅦB的族序数＝最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。

(3)零族：最外层电子数等于8或2。

(4)Ⅷ族：最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。若之和分别为8、9、10，则分别是Ⅷ族第1、2、3列。

三、各区元素特点

包括的元素

价电子排布

化学性质

除氢、氦外，都是活泼金属元～s区

ⅠA、ⅡA ns12

素

随着最外层电子数目的增加，～p区

ⅢA～ⅦA、零族

ns2np16

非金属性增强，金属性减弱

均为金属。由于d轨道都未充1～91～2d区

ⅢB～ⅦB、Ⅷ族

(n－1)dns

满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成

均为金属。d轨道充满电子，101～2ds区

ⅠB、ⅡB (n－1)dns

因此d轨道一般不再参与化学键的形成

镧系元素的化学性质非常相0～140～22f区

镧系、锕系

(n－2)f(n－1)dns

近，锕系元素的化学性质也非常相近

四、判断微粒半径大小的规律

在中学要求的范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小

“一看”能层数：当能层数不同时，能层越多，半径越大。

“二看”核电荷数：当能层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

“三看”核外电子数：当能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

五、原子结构与元素周期表

1、价电子：价电子指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子。

2、价电子层：能级上的电子数可在化学反应中发生变化的能级。

3、每个纵列的价电子层的电子总数相等

4、元素在周期表中的位置由原子结构决定：

（1）原子核外电子层数决定元素所在的周期；

周期数=最大能层数（钯除外）

（2）原子的价电子总数决定元素所在的族；

如：29Cu

3d104s1

，10+1=11尾数是1所以，是IB。Na

3s1

是IA。

六、元素周期律

(1).原子核外电子排布的周期性. 随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化. 根据元素原子的外围电子排布的特征，可以将元素周期表划分成s、p、d、ds、f五个区域，每个区各包括哪些元素？外围电子排布各有何特征？

s区:ⅠA-ⅡA, ns1-2;

p区:ⅢA-ⅦA, ns2np1-6;

d区:ⅢB-ⅦB、Ⅷ, (n-1)d1-9ns1-2;

ds区:ⅠB-ⅡB, (n-1)d10ns1-2;

f区:镧系和锕系，(n-2)f0-14 (n-1)d0-2ns2. (2).元素第一电离能的周期性变化. 随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势.

(3).元素电负性的周期性变化. 随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势. 1、原子半径

（1）定义：是由实验方法测定的两相邻同种原子核之间距离的半数值。（包括共价半径，金属半径，范氏（范德华）半径。）

（2）变化规律：

A、同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。

B、同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

2、电离能（KJ·mol-1）

（1）定义：气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子（即＋1价阳离子）所需要的（即吸收的）最低能量叫第一电离能（I1），通常叫电离能。

（2）常用符号I表示，单位为KJ•mol1

－（3）意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。

（4）递变规律：

A、同一周期：从左往右，第一电离能呈增大的趋势。

B、同一族：从上到下，第一电离能呈减小趋势。

C、同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1

即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。（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，随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。）

（5）

金属元素原子的电离能与其化合价的关系：

一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见价态。

Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。

而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。电离能是原子核外电子分层排布的实验验证. （6）反常：反常的原因：多数与全空（p0、d0）、全满（p6、d10）和半满（p3、d5）构型是比较稳定的构型有关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。

主族元素：从左到右：第一电离能依次明显增大（但其中有些曲折）。例如：Be的价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。同理，氮的第一电离能比氧的大，磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的第一电离能大。

3、电负性：

（1）定义：原子在分子中吸引键合电子能力相对大小的量度。

（2）元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。

（3）元素电负性的概念最先是由鲍林于1932年在研究化学键性质时提出来的。

以氟分电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，然后根据化学键的键能推算

其他元素的相对电负性的数值。

（4）变化规律：

A：同周期元素从左到右，电负性逐渐增大。

B：同周期元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。

1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。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。

2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

（5）元素电负性的应用：

1.元素的金属性和非金属性及其强弱的判断

①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。

②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

③

同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。

④

电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角。

2.化学键的类型的判断

一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差小于1.7，它们之间通常形成共价键。

3.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.

4、对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线规则。