1、第二节 原子结构与元素的性质,学习目标 1.了解元素周期表与原子结构的关系。 2.掌握同周期主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性、原子半径的变化规律。 3.掌握同主族元素从上到下，金属性和非金属性、原子半径的变化规律。 4.能说出元素电离能、电负性的含义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。,课堂互动讲练,课前自主学案,知能优化训练,第二节 原子结构与元素的性质,课前自主学案,一、元素周期系 1碱金属元素基态原子的电子排布,Ne3s1,1s22s22p63s23p64s1,1s22s22p63s23p63d104s24p65s1,Xe6s1,思考感悟 1.由碱金属元素在
2、周期表中的位置和价电子排布式，可以看出碱金属元素所在的周期与电子层数有何关系？ 【提示】 碱金属元素的周期数电子层数。,2元素周期系的形成 (1)周期系的形成 随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现_，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现_；这样形成一个_，循环往复形成周期系。,碱金属,稀有气体,周期,(2)原因：_的周期性重复。,原子核外电子排布,二、元素周期表 1周期表的结构,2周期与族 (1)周期：具有相同的_的元素按照原子序数_的顺序排列成的一个横行。 (2)族：周期表中，有_个纵列，除_三个纵列叫第族外，其余15个纵列每一个纵列标作一族。,电子
3、层数,递增,18,8、9、10,思考感悟 2结合元素周期表，分析各族元素的族序数与价电子排布的关系。 【提示】 主族元素的价电子排布为ns12或ns2np15，族序数等于价电子数；零族元素的价电子排布为ns2np6(He除外)；过渡元素BB族元素的价电子排布为(n1)d10ns12，族序数与最外层电子数相等，BB族元素的价电子排布为(n1)d15ns12，族序数等于价电子数，族的价电子排布通常为(n1)d68ns2。,三、元素周期律和原子半径 1元素周期律 元素的性质随_的递增发生周期性递变的规律。 2原子半径 (1)决定因素,核电荷数,增大,越大,越小,(2)变化规律,电子 能层数,增大,不
4、变,增大,减小,思考感悟 3是否电子的能层数多的元素的原子半径一定大于电子的能层数小的元素的原子半径？ 【提示】 不一定，原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。,四、电离能 1概念 _原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的_叫做第一电离能。 2元素第一电离能的意义 衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值_，原子越容易失去一个电子。,气态电中性基态,最低能量,越小,3元素第一电离能的变化规律 (1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现_的趋势。 (2)同族元素从上到下第一电离能逐渐_。,增大,
5、减小,思考感悟,【提示】 应远大于其第一电离能的2倍。因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能最小，再失去的电子是能级较低的电子，且失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强，从而使电离能越来越大。,五、电负性 1键合电子和电负性的含义 (1)键合电子 元素相互化合时，原子中用于形成_的电子。 (2)电负性 用来描述不同元素的原子对_吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力_。,化学键,键合电子,越大,2衡量标准 以氟的电负性为_和锂的电负性为_作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。 3递变规律 (1)同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐_。 (2)同主族，自上到
6、下，元素原子的电负性逐渐_。,4.0,1.0,变大,变小,4应用：判断金属性、非金属性强弱,强,强,金属,非金属,六、对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与_的主族元素的电负性接近，有些性质相似，被称为“对角线规则”。 如：,右下方,课堂互动讲练,核外电子排布与元素周期表,1核外电子排布与周期的划分 (1)每一周期元素原子的外围电子排布和元素种数,(2)核外电子排布与周期划分的关系 根据构造原理，将能量相近的能级分为一组，按能量由低到高可分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。 每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的能层数等于元素的周期序数。,2核
7、外电子排布与族的划分 族的划分依据是原子的价层电子排布。 (1)同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或nsnp轨道上。价电子数与族序数相同。 (2)稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。 (3)过渡元素(副族和族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电子排布为(n1)d110ns12 ，BB族元素的价电子数与族序数相同。,特别提醒：(1)价电子数：主族元素的外围电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属原子的外围电子排布为ns1。 副族元素的外围电子与其最外层电子和内层电子有关。如铁元素原子的外围电子排布为3d64s2。 (2)由元素的价电子层排布式可知元素在周期表中
8、的位置，如：3s23p5为第三周期第A族元素， 即，周期数电子层数最高能层数， 主族序数价电子数。 同样，由主族元素在元素周期表中的位置可以推断其价电子排布式。,写出13Al、24Cr、26Fe、33As等元素原子的电子排布式，并判断它们在元素周期表中的位置。 13Al：_ 24Cr：_ 26Fe：_ 33As：_,【解析】 Al的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1 ，其最大能层数为3，所以其周期为第三周期；其价电子总数(外围电子总数)为3，所以其位于第A族。Cr的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1 ，其最大能层数为4，所以其周期为第四周期；其价电子总数(外
9、围电子总数)为6且具有d轨道，所以其位于第B族。Fe的核外电子排布式为,1s22s22p63s23p63d64s2，其最大能层数为4，所以其周期为第四周期；其价电子总数(外围电子总数)为8，所以其位于第族。As的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，其最大能层数为4，所以其周期为第四周期；其价电子总数(外围电子总数)为5，所以其位于第A族。,【答案】 Al：1s22s22p63s23p1 第三周期第A族 Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 第四周期第B族 Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 第四周期第族 As：1s22s22p63s23
10、p63d104s24p3 第四周期第A族,【规律方法】 原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。 (1)原子核外电子层数决定所在周期数；周期数最大能层数(钯除外，46Pd：Kr4d10，最大能层数是4，但是在第五周期)。 (2)外围电子总数决定排在哪一族。如29Cu：3d104s1,10111尾数是1且有d轨道，所以是B族。,变式训练1 X、Y、Z是AA族的三种非金属元素，它们在周期表中的位置如图所示，试回答： (1)X元素单质的化学式是_。 (2)Y元素的原子结构示意图是_。 Y与Na所形成化合物的电子式为_。,(3)Z元素的名称是_，从元素原子得失电子的角度看，Z元素具有_性，若从
11、Z元素在周期表中所处位置看，它具有这种性质的原因是_，其价电子排布式为_。,解析：在元素周期表中，非金属元素位于元素周期表中的右上方，三元素均为非金属元素，必位于A、A、A三个主族，则可认定X必为氟，Y为硫，Z为砷。,答案：(1)F2,元素周期表的分区,1根据核外电子排布 (1)分区,(2)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点,2.根据元素金属性与非金属性,特别提醒：(1)过渡元素均为金属元素，但金属元素却不都是过渡元素，如碱金属、碱土金属等。 (2)处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，被称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。,在研究原子核外电子排布与元
12、素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起，据此，人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号 ，如图所示。,(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子的电子云形状为_。 (2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，它常见离子的电子排布式为_。 (3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子排布式为_。 (4)在p区中，第二周期A族元素原子的价电子的电子排布图为_。 (5)当今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们处在元素周期表的_区中。,【解析】 (1)s区包括A族和A族，族序数最大、原子序数最小的元素应是第二周
13、期A族的Be，其电子排布式为1s22s2，价电子排布式为2s2，其电子云形状为球形。 (2)d区包括BB族和族，其中族序数最大、原子序数最小的元素应该是第四周期族的Fe。Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。Fe的常见离子为Fe2和Fe3。,(3)ds区包括B族和B族，族序数最大、原子序数最小的元素是Zn，B族价电子的电子排布结构特征是(n1)d10ns2，故Zn的价电子排布式为3d104s2。 (4)在p区中，位于第二周期A族的元素是N，其最外层电子排布式为2s22p3，则电子排布图为：,(5)铀和钚在f区。,【答案】 (1)球形 (2)Fe2：1s22s22p6
14、3s23p63d6；Fe3：1s22s22p63s23p63d5 (3)3d104s2,互动探究 (1)某元素的价电子排布式为：4d55s1该元素位于元素周期表中的哪一区？ (2)所有非金属元素都在p区吗？ 【提示】 (1)因其价电子排布为4d55s1，故其位于元素周期表中的d区； (2)绝大多数非金属元素在p区，但H却位于s区。,【规律方法】 (1)主族元素的价电子总数等于族序数，s区元素价电子特征排布为ns12，价电子数等于主族序数。p区元素价电子特征排布为ns2np16，价电子总数等于主族序数。 (2)s区、d区、ds区都是金属元素(氢元素除外) s区有2个纵列，d区有8个纵列，ds区有
15、2个纵列；从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区(H除外)、d区、ds区都是金属元素。,变式训练2 下列说法中正确的是( ) A所有金属元素都分布在d区和ds区 B最外层电子数为2的元素都分布在s区 C元素周期表中B族到B族10个纵行的元素都是金属元素 Ds区均为金属元素 解析：选C。s区除H外均为金属元素，故D项错误；B项如He、Zn等虽最外层电子数为2但却不是s区元素。周期表中B族B族为过渡元素，全部为金属元素。,比较微粒半径大小的方法,特别提醒：可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小： “一看”电
16、子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 “二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大， 半径越小。 “三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。,具有相同电子层结构的三种微粒An、Bn和C，下列分析正确的是( ) A原子序数关系：CBA B微粒半径关系：r(Bn)r(An) C微粒C是稀有气体元素的原子 D原子半径关系是：r(A)r(B)r(C) 【思路点拨】 解答本题要注意以下两点： (1)据电子层结构相同推测三种元素在周期表中的位置关系，进而进行原子序数和原子特点的推断。 (2)分析微粒特点，选择合理的方法比较半径大小。,【解析】 设C的
17、原子序数为Z，则A的原子序数为Zn，B的原子序数则为Zn，则原子序数大小顺序为ACB，A项错误；因An和Bn具有相同的电子层结构，阴离子半径大于阳离子半径，即r(Bn)r(An)，B项错误；An 、Bn都应具有稀有气体原子的电子层结构，C的电子层结构与An、Bn相同，所以C必为稀有气体元素的原子；B、C为同一周期的元素，而A应处于B、C的下一周期，故A的原子半径应大于B。故C项正确，D项错误。 【答案】 C,解析：选C。从Li到Cs，最外层电子均达到稳定结构，电子层数依次增多，半径依次增大，正确；从F到I，最外层电子排布相同，电子层数依次增多，半径依次增大，正确；Na、Mg2、Al3、F、O2
18、的核外电子排布相同，核电荷数越大，对核外电子的引力越强，离子半径越小，错，正确排序是r(Al3)r(Mg2)r(Na)r(F)r(O2)；Fe3、Fe2、Fe的核电荷数相同，失电子越多，其半径越小，错，正确排序是r(Fe3)r(Fe2)r(Fe)。,电离能的有关规律及其应用,1电离能的有关规律 (1)第一电离能 每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。 同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。,(2)逐级电离能 原子的逐级电离能越来越大。 首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的
19、电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。,当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。如表所示 钠、镁、铝的电离能(kJmol1),(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致。 金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一,致。例如，碱金属元素Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能分别为5
20、20 kJmol1、496 kJmol1、419 kJmol1、403 kJmol1、376 kJmol1，由此可知，气态锂原子最不易失去电子。但在溶液中锂原子的金属活动性却最强，其主要原因是锂原子形成水合离子时放出的能量最多。,2电离能的应用 (1)判断元素原子核外电子的分层排布，这是由于层与层之间电离能相差很大，电离能数值在层与层电子之间呈突跃性变化，而同层内电离能数值差别相对较小，如Na的第一到第七级电离能分别为(单位 kJmol1)：496、4562、6912、9543、13353、16610、20114。从中明显看出在第一、第二电离能之间有突跃，故可判断Na最外层只有1个电子。 (2
21、)判断金属原子在气态时失去电子的难易。 (3)判断主族元素在元素周期表中的族序数、价电子数，进而确定其最高化合价。,特别提醒：由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但A族的Be、Mg、Ca的第一电离能较同周期A族的B、Al、Ga的第一电离能要大；A族的N、P、As的第一电离能较同周期A族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于A族元素的最外层电子排布为ns2，为全充满较稳定状态，而A族元素的最外层电子排布为np3，为半充满状态，比A族的np4状态稳定。,不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E)如图所示。 试根据元素在周期表中的位置，分析
22、图中曲线的变化特点，并回答下列问题：,(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是_， 各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的_变化规律。 (2)同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是_(填写编号)。 E(砷)E(硒) E(砷)E(硒) E(溴)E(硒),(3)估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：_E_。 (4)10号元素E值较大的原因是_ _。,【解析】 此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。 (1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；从H到He；Li到N
23、e ；从Na到Ar，均呈现明显的周期性变化。 (2)从第二、三周期可以看出，第A和A族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可推测E(砷)E(硒)、E(溴)E(硒)。 (3)根据同主族、同周期规律可以推测：E(K)E(Ca)E(Mg)。 (4)10号元素是稀有气体氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。,【答案】 (1)随着原子序数增大，E值变小 周期性 (2) (3)419 738 (4)10号元素为氖，该元素原子最外层电子排布已达到8电子稳定结构,互动探究 (1)图中所给的主族元素中E值最大的元素是什么？ (2)若Na的第二、第三电离能为：4562 kJ/mol、6912 kJ
24、/mol，则Na的常见化合价是多少？ 【提示】 (1)主族元素中第一电离能最大的为F； (2)Na的前三级电离能分别为496 kJ/mol、4562 kJ/mol、6912 kJ/mol，第一电离能与第二电离能差别较大，故Na常见的化合价为1价。,【误区警示】 同一周期的主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势，原因是核电荷数增多，而能层数不变，原子核对核外电子的吸引力增大；由于第一电离能与原子核外电子排布有关，所以在解答此类题目时注意第一电离能的总体变化趋势与个别元素的反常现象。,变式训练4 有A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的核外四个电子的电离能数据如下：,由表中数据可知，元素符号依次为
25、A_，B_，C_，D_，E_。 解析：首先可以确定E为Li，因为其核外只有3个电子；由电离能的数据出现的突跃情况可以判断A、E元素最外层只有1个电子，B元素最外层有3个电子，C、D元素最外层各有2个电子；由于是短周期元素，根据第一电离能的数据结合周期表中同一周期、同一主族的递变趋势可以确定A是Na，B是Al，C是Be，D是Mg。 答案：Na Al Be Mg Li,电负性的应用,1判断元素的金属性和非金属性及其强弱 (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
26、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。,2判断元素的化合价 (1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值； (2)电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。 3判断化学键的类型 一般认为： (1)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； (2)如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7 ，它们之间通常形成共价键。,4元素“对角线”规则 在元素周期表中，某些主族元素 与其右下方的主族元素(如图)的 有些性质是相似的(如硼和硅的含 氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”
27、。 Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当。表现出的性质相似。,特别提醒：(1)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。 (2)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。以氟的电负性为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，后人做了更精确的计算，数值有所修改。,有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素 ；
28、A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C 、D、E五种元素的电负性为2.5,3.5,0.8,2.1,1.5，请回答下列问题： (1)A是_，B是_，C是_，D是_，E是_(用化学符号填空，下同),(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是_，非金属性最强的是_。 (3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显_价，其他元素显_价。 (4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是_，有共价键的是_。 【思路点拨】 解答
29、本题时注意以下三点 (1)电负性的递变规律。 (2)由电负性判断元素种类的方法。 (3)由电负性差值判断化学键类型。,【解析】 A、E均为A族元素且E为金属元素，则A为H，由于B、D为同族且最外层的p能级电子数为s能级电子数的两倍，则B、D的价电子排布为ns2np4为A族元素，则B为O，D为S，E为K，C为3s23p1为Al。五种元素中，属于金属的是Al、K，且活泼性：KAl，则K的电负性为0.8，Al的电负性为1.5；属于非金属的是H、S、O，非金属性：OSH，则电负性O为3.5，S为2.5，H为2.1；当O与H、S、Al形成化合物时，由于O的电负性大，所以O为负价，其他元素为正价。当形成化
30、合物时，电负性差值大于1.7为共价键，电负性差值小于1.7的为离子键。,【答案】 (1)H O Al S K (2)K O (3)负 正 (4)Al2O3、K2O H2O、SO2、SO3,互动探究 (1)Be的电负性也为1.5，则Be能否与强碱溶液反应？ (2)比较B与Cl元素的非金属性强弱。 【提示】 (1)Be与Al处于对角线位置，由于Al能与强碱溶液反应，所以Be也能与强碱溶液反应。 (2)O的电负性为3.5，Cl的电负性为3.0，所以非金属性：OCl。,【误区警示】 并不是所有电负性差大于1.7的元素都形成离子化合物，如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为
31、共价化合物，应注意这些特殊情况。,变式训练5 已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：,已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。 (1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_。 (2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？ Mg3N2_； BeCl2_； AlCl3_；SiC_；,解析：元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值：Mg3N2中电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。 答案：(1)随原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化 (2)离子化合物 共价化合物 共价化合物 共价化合物,
