《1-2_原子结构与元素周期表》PPT课件(鲁科版选修3)
化学必修元素周期表ppt课件
ppt课件.
41
总结:
碱金属的原子结构
Li Na K Rb Cs
1.相似性:
最外层上都只 有一个电子
化学性质相似
1) 都易失电子表现强还 原性
2) 化合物中均为+1价
核电荷数
2.递变性: 电子层数
原子半径
核对最 外层电 子的引 力
失电 子能 力
还原 性
金 属 性
(电子层数的影响大于核电荷数的影响)
很好 逐渐增大（K特殊） 单质的熔沸点逐渐降低
ppt课件.
40
通过比较碱金属单质与氧气、水的反应， 我们可以看出，元素性质与原子结构有密 切关系，主要与原子核外电子的排布，特 别是 最外层电子数 有关。原子结构相 似的一族元素，它们在化学性质上表现出
相似性 和递变性 。
在元素周期表中，同主族元素从上到下原 子核外电子层数依次 增多 ，原子半径逐 渐 增大 ，失电子能力逐渐 增强 ，金 属性逐渐 增强 。
通过大量实验和研究,人们得出了如下结论:
碱金属元素原子的最外层都有１个电子，它们的化学性
质彼此相似 ，它们都能与 水 等非金属单质以及氧气 反应,表现出金属性（还原性）.
4Li＋O2=2Li2O
2Na＋O2=Na2O2 2Na＋2H2O=2NaOH ＋H2↑
2K＋2H2O=2KOH ＋H2↑
上述反应的产物中，碱金属元素的化合价都是 +1 。
49
卤族元素： 氟（F）
F +9 2 7
氯（Cl）
Cl + 1 7 2 8 7
溴（Br）
Br +35 2 8 18 7
碘（I）
I +53 2 8 1818 7
第1章原子结构第3节第1课时电离能及其变化规律-鲁科版高中化学选修3课件
A．1s22s22p5
B．1s22s22p6
C．1s22s22p63s1
D．1s22s22p63s2
【解析】 A、B、C、D 四项对应元素分别是 F、Ne、Na、Mg，稀有气体 最不易失电子。
【答案】 B
3．元素原子得失电子的能力与元素在元素周期表中的位置存在着一定的联
系。在元素周期表中，最容易失电子的元素的位置在 ( )
266.0
327.9
367.4
1 761
…
(1)电子离核越远，能量越高，电离能越________(填“大”或“小”)；阳离 子核电荷数越高，再失去电子时，电离能越_______________________(填“大” 或“小”)。
(2)上述 11 个电子分属________个电子层。 (3)去掉 11 个电子后，该元素还有________个电子。 (4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是________。 (5) 该 元 素 的 最 高 价 氧 化 物 对 应 水 化 物 的 碱 性 比 核 外 电 子 排 布 式 为 1s22s22p63s1 的元素的最高价氧化物对应水化物的碱性 ________(填“强”、 “弱”)。
【解析】 (1)电子离核越远，能量越高，受原子核的引力越小，失去电子 越容易，则电离能越小。阳离子核电荷数越高，离子半径越小，原子核对核外 电子的引力越大，失电子越难，则电离能越大。
(2)据题目数据，I1、I2 较小，I3 突然增大，说明最外层有 2 个电子，I3 到 I10 变化较小，但 I11 突然增大，说明次外层有 8 个电子，又由于核电荷数小于 18， 所以 A 为 Mg。
(2)核外电子排布对电离能的影响 各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相 对稳定的 8 电子(He 为 2 电子)最外层构型。ⅡA 族元素原子最外电子层的 s 轨道 处于全充满状态，p 轨道处于全空状态，ⅤA 族元素原子最外电子层的 p 轨道处 于半充满状态，故这两个主族的元素原子的第一电离能分别比同周期相邻元素 的第一电离能都高，属于电离能周期性变化的特例。例如 I1(Na)＜I1(Mg)、I1(Mg) ＞I1(Al)；I1(Si)＜I1(P)、I1(P)＞I1(S)。
原子结构和元素周期律—元素周期表(无机化学课件)
课程小结
本节重点
一、周期表的结构 周期（横行）结构： 三长、三短、一不全。 族（纵行）结构： 七主、七副、零和Ⅷ族。
二、原子结构与元素在周期表中位置的关系 a.周期序数＝电子层数 b.主族序数＝最外层电子数
无机化学
˝
元素周期表
案例导入
插入二维动画（待制作）
元素周期表是怎么来的？
目录
CONTENTS
01 元素周期表
02 元素周期表的结构及特点
01
元素周期表
一、元素周期表
定义：把电子层数相同的各元素， 按原子序数递增的顺序从左到右排 成横行；把不同行中外层电子数相 同的元素，按电子层递增的顺序由 上而下排成纵列，就可以得到一张 表格，叫元素周期表。 元素周期表是元素周期律的具体表 现形式。
02
元素周期表的结构及特点
二、元素周期表的结构及特点
二、元素周期表的结构及特点
1 周期（横行）具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺 序排列的一个横行。
短周期 长周期
不完全周期
1
1
2K 2
234
5
6
7
8
9
10
L K
8 2
3 11 12
M 18
13 14 15 16 17 18 L 8
k
2
4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
二、元素周期表的结构及特点
族的分类 包含元素
表示 个数
主族
副族
长、短周期元素 ⅠA,ⅡA等
长周期元素 ⅠB,ⅡB等
7
7
零族
Ⅷ族
稀有气体元素 8、9、10纵行
元素周期表PPT
第 七 周期
0族
各周期的 元素数目：
一 二三四五 六七
2、 8、 8、 18、18、 32、 32
稀有气体的
原子序数：
你现在学习的是第11页，课件共37页
一二三 四五 六 七 2、 10、 18、 36、 54、 86、 118
1、 2、
你现在学习的是第12页，课件共37页
A AC
二．元素的性质与原子结构
Li
Na K
Rb Cs
核电荷数增多 电子层数增多
原子半径增大
随核电荷数的增加，原子半径 增大,失电子能力逐渐增强，元素
的金属性增强，单质还原性逐渐 增强。
结论：碱金属都具有强还原性，且随核电荷数的增加，元素的
金属性逐渐增强，氢氧化物的碱性逐渐增强。
你现在学习的是第15页，课件共37页
（3）碱金属的主要物理性质及递变规律
1、元素周期表结构：七主七副七周期 Ⅷ族0族镧锕系 2、元素周期表中从左至右各族的顺序：一、八依次现，一、零再一遍。
3、112种元素
稀有气体元素：6 种
非金属元素： 16种
金属元素：
90种
单质：
气体： H2、F2、Cl2、O2、N2、稀有气体 液体： Br2、Hg 固体：大多数
你现在学习的是第8页，课件共37页
砹的化合物不可能具有的性质是（ ）B
A、砹易溶于某些有机溶剂 B、砹能与水剧烈反应
C、HAt非常不稳定
D、砹氧化性弱于碘
2、
B
你现在学习的是第27页，课件共37页
三、核素
知识回顾
质子
原子核
原子
中子
核外电子
（一）原子的组成
原子核特点：原子核居于原子的中心，体积很小，但原子质量主要集中 在原子核，原子核带正电荷，它由质子和中子构成。
高中化学第1章原子结构第3节第2课时元素的电负性及其变化规律课件鲁科版选修3
例1 下表是某些短周期元素的电负性(X)值：
元素符号
Li
Be
B
C
OFBiblioteka X值1.01.5
2.0
2.5
3.5
4.0
元素符号
Na
Al
Si
P
S
Cl
X值
0.9
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系是 _元__素__的__电__负__性__越__大__，__原__子__吸__引__电__子__的__能__力__越__强__。
答案
二、元素的化合价及元素周期律的实质 1.元素的化合价 (1)决定因素：元素的化合价与原子的核外电子排布特别是 价电子排布 有 着密切关系。 (2)规律： ①除Ⅷ族的某些元素和0族外，元素的最高正价数＝族序数。 ②非金属元素的最高化合价和它的负化合价的绝对值之和＝ 8 (氢、氟、 氧除外)。 ③一般过渡元素具有多种价态。
解析答案
(5)第2周期元素的第一电离能____E____。
解析 第2周期元素的第一电离能由小到大的顺序为 E(Li)<E(B)<E(Be)<E(C)＜E(O)<E(N)<E(F)<E(Ne)，E符合。
解析答案
变式训练2 元素的性质呈现周期性变化的根本原因是( D ) A.原子半径呈周期性变化 B.元素的化合价呈周期性变化 C.元素的电负性呈周期性变化 D.元素原子的核外电子排布呈周期性变化 解析 元素的性质如原子半径、化合价、电负性、第一电离能、金属 性、非金属性等呈周期性变化都是由元素原子核外电子排布呈周期性 变化决定的。
元素符号 X值
《原子结构》原子结构与元素周期表课件 图文
年代 1911年
模型
卢瑟福 原子 模型
观点或理论
在原子的中心有一个带正电 荷的核,它的质量几乎等于 原子的全部质量,电子在它 的周围沿着不同的轨道运转, 就像行星环绕太阳运转一样。
年代 1913年
模型
玻尔原子 模型
1926～ 1935年
电子云 模型
观点或理论
电子在原子核外空间的一定 轨道上绕核做高速圆周运动。
(8)内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。 (9)电子层数与最外层电子数相等的原子有H、Be、Al 。 (10)电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li。 (11)最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。 (12)最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。
【迁移·应用】 1.(2019·南京师大附中高一检测)下列各原子结构示 意图中所表示的核外电子排布正确的是 ( )
【解析】选D。A原子的M层比B原子的M层少3个电子,B 原子的L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍,说明A、B 为第二、第三周期元素;L层最多排8个电子,B原子的L 层电子数恰为A原子L层电子数的2倍,说明B原子的L层 有8个电子,A原子的L层有4个电子,故A是碳原子;A原子 的M层比B原子的M层少3个电子,故B为铝原子。
2.用A+、B-、C2-、D、E、F和G分别表示含有18个电子 的七种微粒(离子或分子),请回答: (1)A元素是________,B元素是________,C元素是 ________(用元素符号表示)。 (2)D是由两种元素组成的双原子分子,其分子式是 ________。
知识点 核外电子的分层排布 【重点释疑】 1.原子核外电子排布规律及其之间的关系
2.原子核外电子排布的表示方法 (1)原子结构示意图。
第一章 第3节 原子结构与元素性质[选修3]鲁科版
![第一章 第3节 原子结构与元素性质[选修3]鲁科版](https://img.taocdn.com/s3/m/3d974e385727a5e9856a61e7.png)
第3节原子结构与元素性质原子，看不见摸不着的微粒，相信没有同学见过原子吧？下图就是几种原子结构的示意图。
你知道它们各是哪种元素的原子结构示意图吗？原子结构与元素性质有什么关系？原子体积很小，肉眼是看不见的，我们只能用结构示意图来表示，能表示原子结构的示意图方法有很多种，上图只是其中的两种，在上图中分别表示的是硫原子、钫原子、碳原子的结构示意图。
从电离能、电负性两个方面在课本中寻找答案。
一细品教材一、电离能及其变化规律1.电离能（1）定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。
①常用符号I表示，单位为KJ•mol－1②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。
（2）第一电离能：处于基态的气态原子失去1个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。
（3）第二电离能：由+1价气态阳离子再失去1个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示，依次还有第三、第四电离能等。
通常，原子的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能。
根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。
因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度。
（3）电离能大小影响因素：电离能与原子轨道能有关，其大小取决于原子的有效核电荷（数）和主量子数。
主量子数相同时，有效核电荷数越大，电离能越大。
有效核电荷数相同时，主量子数越大，电离能越小。
第一电离能与元素失电子难易程度的关系：第一电离能越大越难失去电子，第一电离能越小越易失去电子。
总结：①理解电离能定义时把握两点：一点是气态（原子或离子）二点是最小能量。
②电离能是原子核外电子排布的实验佐证，根据电离能的数值可以判断核外电子的分层排布，层与层之间电离能相差较大，电离能数值呈突跃性变化，同层内电离能差别较小。
2.电离能的变化规律：（1）同周期元素：碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
【化学】1,1.2《原子结构模型》课件_(鲁科版选修3)第二课时
(3)量子数和原子轨道的关系
n l m 原子轨道
符号
ms
取值
±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2
取值 符号 取值 符号 取值 1 2 K L 0 0 1 0 1 3 M 2 d s s p s p 0 0 0, ±1 0 0, ±1 0, ±1 ±2
1s
2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz
练习:找出下列条件下能级的数目,并写出其 能级的符号 A. n=1 1 1s C. n=3 3 3s 3p 3d B. n=2 2 2s 2p D. n=4 4 4s 4p 4d 4f
规律: 每层的能级数值=电子层数
原子轨道与四个量子数 （１）原子光谱带来的疑问？ ①钠原子光谱在n=3到n=4之间会产生两(多)条谱线．
P能级的原子轨道
z
z
z
y x
x
y
x
y
P能级的原子轨道是纺锤形的,每个P能级有3个原 子轨道,它们相互垂直,分别以P x,Py,PZ表示。P电子 原子轨道的平均半径随n增大而增大。在同一能层 中 P x,Py,PZ的能量相同。
P能级的3个原子轨道P x,Py,PZ合在 一起的情形.
P 能 级 的 原 子 轨 道
第1电子层：只有 s 能级。 第2电子层：有 s、p 两种能级。 第3电子层：有 s、p、d 三种能级。
原子轨道 s p d
轨道个数 1 3 5
f
7
第1电子层：只有 s 轨道，有 1 个原子轨道 第2电子层：有 s、p 两种轨道，有 4 个原子轨道 第3电子层：有 s、p、d 三种轨道，有 9 个原子轨道
薛定谔方程 与四个量子数
1987-1961 E.Schrodinger , 奥地利物理学家
选修3第一章第二节原子结构与元素的性质
第一章原子结构与性质
第二节 原子结构与 元素的性质
知识回顾：一、元素周期表的结构（由周期
与族构成）
第1周期(H--He)：2 种元素
短周期 第2周期(Li--Ne)：8 种元素
第3周期(Na--Ar)：8 种元素
周期
（横行）
第4周期(K--Kr)：18 种元素
长周期 第5周期(Rb--Xe)：18 种元素
1、影响因素:
原子半径 的大小
取决于
1、电子的能层数 2、核电荷数 3、核外电子数
2、规律：
（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。
（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。 （3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半 径越大。
（二）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
解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱 酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。
二、元素周期律
1．定义
元素的性质随（ 核电荷数）的递增发生周期
性的递变，称为元素的周期律。 2．实质
元素原子 核外电子排布 的周期性变化．
（一）原子半径
元素周期表中的 同周期主族元素从左 到右，原子半径的变 化趋势如何？应如何 理解这种趋势？周期 表中的同主族元素从 上到下，原子半径的 变化趋势如何？应如 何理解这种趋势？
3、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（如图）？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？
化学选修三《原子结构与元素的性质》PPT课件(原文)
能说明元素的某些性质
❖ 7、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认 识物质的结构与性质之间的关系
❖ 8、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的 关系
❖ 9、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素 周期系的应用价值
（G）碱 酸 s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属。
最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐
；
（横行） 第6周期：32 种元素 查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这
些元素的电负性解释对角线规则。
元素(除第一周期外)是 __碱_金__属___, 1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系
试确定32号元素在周期表中的位置。 d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。
最外层电
子排布为_n_s____,每一周期的最后一种元素都 1 每个纵行的价电子层的电子总数是否相等？主族元素的价电子数和族序数有何关系？
样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。
元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋
一、原子结构与元素周期表
1. 为什么副族元素又称为过渡元素？
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。
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（如图）？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？
镧 La – 镥 Lu 共15 种元素称镧系元素 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。
电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键；
鲁科版高二化学选修3《原子结构与元素性质》评课稿
鲁科版高二化学选修3《原子结构与元素性质》评课稿一、教材概述《原子结构与元素性质》是鲁科版高二化学选修3教材的一部分。
本课程主要介绍了原子结构的基本知识和元素性质的相关内容。
通过本教材的学习，学生可以加深对原子结构和元素性质的理解，提高对化学知识的掌握与应用能力。
二、教材内容分析1. 原子结构的基本概念•原子的定义和特征•原子结构的组成：质子、中子和电子•原子核的结构与性质2. 元素的性质与周期表•元素的物理性质和化学性质•元素周期表的组成和结构•元素周期表的应用3. 原子中的电子结构•电子的分布和排布规律•原子能级和电子轨道•电子组态和元素的特性4. 元素的周期性规律•周期表上的周期性规律•元素性质与周期性规律的关系•周期性规律的应用三、教学目标与要求本节课的教学目标和要求主要包括以下几个方面：1. 知识目标•熟悉原子结构的基本概念，了解原子核的构成和性质。
•掌握元素的性质与周期表的关系，了解元素周期表的结构和应用。
•理解原子中电子的分布和排布规律，掌握电子组态和元素特性的关系。
•理解元素的周期性规律，能够应用周期性规律解决相关问题。
2. 能力目标•培养学生的观察、分析和探究能力，激发学生的兴趣和学习动力。
•培养学生的科学思维和逻辑思维能力，提高学生的问题解决能力。
•培养学生的实验设计和实验操作能力，提高学生的实验技能和实践能力。
3. 情感目标•培养学生的合作意识和团队精神，提高学生的沟通和交流能力。
•塑造学生的自信心和探索精神，培养学生的创新思维和实践能力。
•增强学生对化学学科的兴趣和热爱，培养学生对科学的好奇心和探索欲望。
四、教学方法与手段本节课的教学方法和手段主要包括：1. 讲授法•通过讲解教材中的知识点，引导学生掌握基本概念和理论知识。
•通过示例分析和实例讲解，帮助学生理解和应用知识。
2. 实验法•设计一系列简单的实验活动，引导学生进行实验探究，加深对知识的理解。
•培养学生的实验设计和实验操作能力，提高学生的实践能力和科学素养。
高中化学_第一章第三节_原子结构与元素的性质课件_鲁科版选修3
I3
3.意义：表示原子或离子失去电子的难易程度，电 离能越小，该气态原子越容易失去电子，电离能越 大，气态时该原子越难失去电子，故可判断金属原 子在气态时失电子的难易程度。
表1-3-2第三周期元素（除Ar）的第一电离能的变 化
从左到右，元素的第一电离能在总
体上呈现由小到大的变化趋势，
表示元素原子越来越难失去电子。
4、电负性应用
1）一般认为：
电负性 大于 2.0的元素为非金属元素
电负性 小于 2.0的元素为金属元素。
电负性越大，______ 金属性 电负性越小，______
非金属性
越强 越强
2）判断元素化合价的正负
负价 电负性大的元素呈_____
电负性小的元素呈_________ 正价
请查阅下列化合物中元素的电负性 值，指出化合物中化合价为正值的元素
最小能量叫做电离能。
2.符号： I
单位：KJ/mol
表示式：
I M(g)= M+ (g) + e- I1（第一电离能） I1 2 电离能 M+(g)= M2+ (g) + e- I2（第二电离能） 电离能 M2+(g)= M3+ (g) + e- I3（第三电离能）
50 45 40 35 30 25 20 15 10 5 0
综合分析
• 元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是价电 子排布有着密切的关系。除Ⅷ外，元素的最高价 化合价等于它所在的族的序数，非金属元素的最 高正化合价和负化合价的绝对值之和为8（H除 外）；稀有气体元素原子的电子层结构时全充满 的稳定结构，其原子既不易失去电子，也不易得 到电子，因此稀有气体元素的化合价在通常情况 下为0；过渡金属元素的价电子较多，并且各级 电离能相差不大，因此具有多种价态，如锰元素 的化合价为+2——+7。
鲁科版(2019版)高中化学课程目录(必修1-2,选修1-3)
8 第2节 电解质的电离 离子反应
9 第3节 氧化还原反应
10 微项目 科学使用含氯消毒剂——运用氧化还原反应原理解决实际问题
11 第3章 物质的性质与转化
12 第1节 铁的多样性
13 第2节 硫的转化
14 第3节 氮的循环
15 微项目 论证重污染天气“汽车限行”的合理性——探讨社会性科学议题
序号
必修第二册
1 第1章 原子结构 元素周期律
2 第1节 原子结构与元素性质
3 第2节 元素周期律和元素周期表
4 第3节 元素周期表的应用
5 微项目 海带提碘与海水提溴 ——体验元素性质递变规律的实际应用
6 第2章 化学键 化学反应规律
7 第1节 化学键与物质构成
8 第2节 化学反应与能量转化
9 第3节 化学反应的快慢和限度
16 微项目 青蒿素分子的结构测定——晶体在分子结构测定中的应用
序号
选择性必修3
1 第1章 有机化合物的结构与性质 烃
2 第1节 认识有机化学
3 第2节 有机化合物的结构与性质
4 第3节 烃
5 微项目 模拟和表征有机化合物分子结构——基于模型和图谱的探索
6 第2章 官能团与有机化学反应 烃的衍生物
7 第1节 有机化学反应类型
鲁科版（2019版）高中化学课程目录 （必修1-2，选修1-3）
序号
必修第一册
1 第1章 认识化学科学
2 第1节 走进化学科学
3 第2节 研究物质性质的方法和程序
4 第3节 化学中常用的物理量——物质的量
5 微项目 探秘膨松剂——体会研究物质性质的方法和程序的实用价值
6 第2章 元素与物质世界
7 第1节 元素与物质分类
高中化学鲁科版选修三课件：第1章 第3节 第2课时 元素的电负性及其变化规律(36张PPT)
[课标要求] 1．能说出元素电负性的涵义。 2．了解电负性的应用。 3．知道元素化合价的判断方法。
1.电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。 2．同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族从上到下， 元素的电负性逐渐减小(稀有气体除外)。 3．周期表中电负性最大的是氟，电负性最小的是钫。 4．电负性的应用： (1)判断元素金属性和非金属性的强弱。 (2)判断化合物中元素化合价的正负。 (3)判断化学键的类型。
＋1
－1
＋4－2 －1
[方法技巧]
判断元素电负性大小的方法 (1)利用非金属电负性＞金属电负性判断； (2)利用同周期、 同主族电负性变化规律判断； (3)利用气态氢化物的稳定性判断； (4) 利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱判断； (5)利用单质 与 H2 化合的难易判断；(6)利用单质与水或酸反应置换氢的难易判 断；(7)利用化合物中所呈现的化合价判断；(8)利用置换反应判断。
3．比较下列元素电负性的大小。
＞ (1)Li____Na
(4)K____Ca ＜
(2)O____F ＜ (5)Mg____Al ＜
(3)Si____P ＜ (6)N____O ＜
4．按要求回答下列问题。 (1)标出下列化合物中元素的化合价。 ①MgO ②BeCl2 ③CO2 ④Mg3N2 ⑤IBr ⑥SOCl2
电负性及其变化规律与应用
1．电负性 (1)概念：元素的原子在化合物中 吸引电子能力的标度。 (2)标准：指定氟的电负性为 4.0 ，并以此为标准确定其他 元素的电负性。
2．电负性的变化规律 (1)同一周期，从左到右，元素的电负性 递增 ； (2)同一主族，自上而下，元素的电负性 递减 。
第一章 原子结构总结[选修3]鲁科版
![第一章 原子结构总结[选修3]鲁科版](https://img.taocdn.com/s3/m/dc376972f46527d3240ce0e6.png)
第1章原子结构总结专题归纳：一、玻尔理论的主要内容1.核外电子的运动不是任意的，它只能服从一定的量子化的条件的确定。
2.电子在一定的规道上运动，有一定的能量。
3.当电子由某轨道（一个定态）跃迁到另一轨道（另一定态）时，就会吸收或放出辐射能。
说明：（1）量子化条件为：电子轨道运动的角动量p必须等于h/2π的整数倍，电子在这样的轨道上运动，既不吸收能量也不放出能量。
（2）要理解什么是基态，什么是激发态。
（3）不同轨道的能量是不连续的。
（4）ΔE=E2－E1=hv（E2－E1）（5）h为普郎克常数，其值为6、626×10-34J· S。
二、元素周期表的应用1、同周期从左到右的递变规律（1）核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）。
（2）元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强（因为失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强）。
（3）单质（或原子）氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。
（4）最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。
（5）非金属单质与H2化合由难到易，气态氢化物稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱，其水溶液酸性逐渐增强。
（6）金属单质熔点逐渐升高，非金属单质熔点逐渐降低，熔点最低的是本周期的稀有气体。
2、同主族从上到下的递变规律（1）核电荷数递增，原子半径逐渐增大。
（与同周期递变规律相比，并分别加以解释）（2）元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
（3）单质（或原子）还原性逐渐增强，氧化性逐渐减弱。
（4）最高价氧化物对应水化物碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱。
（5）非金属单质与H2化合由易到难，气态氢化物稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，其水溶液酸性逐渐增强。
（6）金属单质熔点逐渐降低，非金属单质熔点逐渐升高。
（7）单质密度逐渐增加。
三、电离能及其变化规律1、递变规律周一周期同一族第一电离能从左往右，第一电离能呈增大的趋势从上到下，第一电离能呈增大趋势。
2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。
《原子结构与元素周期表》素材1(鲁科版选修3)
第二节原子结构与元素周期表科学史话：第一张元素周期表1865年英国纽兰兹把当时所知道的元素按原子量增加的顺序排列，发现每个元素它的位置前后的第七个元素有相似的性质。
他称这个规律叫“八音律〞。
他的缺点在于机械地看待原子量，把一些元素〔Mn、Fe等〕放在不适当的位置上而把表排满，没有考虑发现新元素的可能性。
与迈耶尔相似，以先行者提供的借鉴为根底，门捷列夫通过自己顽强的努力，于1869年2月编成了他的第一张元素周期表。
1869年3月18日，俄国化学会举行学术报告会，门捷列夫因病未能出席，他委托他的同事、彼得堡大学化学教授门许特金代他宣读他的论文元素性质和原子量的关系。
在论文中，他指出：(1)按照原子量大小排列起来的元素，在性质上呈现明显的周期性变化。
(2)化学性质相似的元素，或者是原子量相近〔如Pt，Ir，Os〕，或者是依次递增相同的数量〔如K，Rb，Cs〕。
(3)各族元素的原子价〔化合价〕一致。
(4)分布在自然界的元素都具有数值不大的原子量值，具有这样的原子量值的一切元素都表现出特有的性质，因此可以称它们是典型的元素。
(5)原子量的大小决定元素的特征。
(6)应该预料到许多未知元素将被发现，例如排在铝和硅后面的、性质类似铝和硅的、原子量位于65～75之间的两种元素。
(7)当我们知道了某些元素的同类元素的原子量后，有时可借此修正该元素的原子量。
(8)一些类似的元素能根据其原子量的大小被发现出来。
正如门捷列夫所指出的，周期律的全部规律性都表述在这些原理中。
其中最主要的是元素的物理和化学性质随着原子量的递增而做着周期性的变化。
他的卓见没有立即被接受。
他的老师、俄国化学家齐宁甚至训诫他是不务正业。
在这种压力下，门捷列夫没有象纽兰兹那样伤心地放弃对新理论的研究，他不顾名家的指责和嘲笑，继续为周期律的揭示而奋斗。
经过两年的努力，1871年他发表了关于周期律的新论文。
文中他果断地修正了前一个元素周期表。
例如在前一表中，性质类似的各族是横排，周期是竖排；而在新表中，族是竖排，周期是横排，这样各族元素化学性质的周期性变化就更为清晰。
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6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d (未完)
32
26 (未完)
32
未满
3）元素所在周期的判断：周期数=电子层数
[练习]书写20号钙原子、24号铬原子、29号铜原 子和35号溴原子的价电子排布。 Ca 4s2 Cr 3d54s1 Cu 3d104s1 Br 4s24p5
[讨论] 1.主族元素原子的价电子排布与过渡元素原子的 价电子排布有什么区别？ 2.同一主族元素原子的价电子排布有什么特点？ 主族序数与什么有关？ 3.同一族过渡元素原子的价电子排布有什么特点？ 其族序数与什么有关？
６
32
６S1－2
4f1－14 5d1－10
5d106s1－2 6S26p1 －5 6S26p6
周 期 １
２ ３ ４ ５
元 素 数 目 2 8 18 18 32
外围电子排布 ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ ⅦＡ ０族 1S2 2S22p1 －5 2S22p6 3S23p1 －5 3S23p6 ３d1－9 4s2 4d1-9 5s2 3d104s1－2 4S24p1 －5 4S24p6 4d105s1－2 5S25p1 －5 5S25p6
选讲
周 期 １
２
元 素 数 目 2 8
外围电子排布 ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ ⅦＡ ０族
1S1
２S1－2
1S2
2S22p1 －5 2S22p6
３
４ ５
18
18 32
３S1－2
４S1－2 ５S1－2 ３d1－9 4s2 4d1－9 5s2
3S23p1 －5 3S23p6
3d104s1－2 4S24p1 －5 4S24p6 4d105s1－2 5S25p1 －5 5S25p6
2、核外电子排布与族的划分 1）外围电子结构相同 2）元素所在族的判断：
①主族元素：主族序数=外围电子数=最外层电子数 ②副族元素：以外围（n-1）d+ns的电子总数判断 A、电子总数为3~7，ⅢB~ⅦB B、电子总数为8~10，Ⅷ C、电子总数为11~12，ⅠB和ⅡB
规律:由元素的价电子结构判断. 1.nsX n 周期 XA 族 2.ns2npX n 周期 (2+X)A 族 3.(n-1)dXnsY n 周期(X+Y)B 族 (X+Y≤7) X+Y>7时为n 周期VIII族 4.(n-1)d10nsX n 周期XB 族 练习:写出下列价电子结构所对应的周期表的位置 A. 4s24p5 B. 3d54s1 C. 4d105s2 D. 5s1 E. 3d74s2 F. 6s26p6 G. 1s2
短周期（第一，二，三周期，2，8，8） 周期
长周期（第四，五，六周期，18，18，32）
不完全周期（第七周期，26） 主族（ⅠA ~ Ⅶ A，7个纵行）
族
副族（ ⅠB ~ Ⅶ B，7个纵行） Ⅷ族（8，9，10纵行） 零族
展示电子排布的周期表
[交流研讨]请根据1~36号元素原子的电子排布， 参照鲍林近似能级图，尝试分析原子中电子排 布与元素周期表中周期划分的内在联系。
第二节 原子结构不元素周期表
一、基态原子的核外电子排布
内容回顾：
1、电子优先排布在能量低的电子层里，先排
满K层，再排L层。
2、每个电子层最多容纳的电子数为2n2（n为 电子层数）。
3、最外层电子数不超过8个（K为2个），次
？ ？
外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。
（一低四不超）
？
上述规律相互制约，相互联系
小结：3、原子核外电子排布的表示方法
电子排布式： 用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数；为 了避免电子排布式过于繁琐，可以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表示。 如：Na:1 22 22 63 1 或 Na:[Ne]3 1。
s s p s s 其中24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 和 29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1符合洪特规则中
1S2
2S22p1 －5 2S22p6 3S23p1 －5 3S23p6 3d104s1－2 4S24p1 －5 4S24p6 4d105s1－2 5S25p1 －5 5S25p6 5d106s1－2 6S26p1 －5 6S26p6
周 期 １
２ ３ ４ ５ ６
元 素 数 目 2 8 18 18 32 32
s区和p区的共同特点是： 最后1个电子都排布 在 最外层 ，除零族外，最外 层电子的总数等于该元素 族序数 。除零族外，s区 的 和p区的元素都是主族元素。
d区元素
它们的价层电子构型 1～9ns2 是(n－1)d ，最后1个电 子基本都是填充在 (n－1)d 轨 道上，位于长周期的中部。这 些元素都是 金属 ，常有可变 化合价，为过渡元素。它包 括 ⅢB～Ⅷ 族元素。
的半满、全满状态。
作业：
1、写出1~18号元素原子的电子排布式和价 电子排布式
作业格式: 元素符号 H He Li 电子排布式 1S1 1S2 1S22S1 或 [He]2S1 价电子排布式 1S1 1S2 2S1
2、背诵1~36号元素原子的元素名称和对应原子序数
知识回顾：元素周期表的结构
短周期
短周期 长周期 长周期
6s,4f,5d,6p
7s,5f,6d,7p
6
7
32
(32)
长周期
不完全周期
1）除第一周期外, 各周期均以填充 s 轨道 的元素开始, 并以填充满p 轨道的元素告终. （第一周期除外）
1s1 1s2
2s1 3s1
4s1 5s1 6s1
外围电子数有1 8个
2s22p6 3s23p6
3、不同的轨道的能量不同
比较下列轨道能量的高低
1. ns < np < nd < nf 2. 1s < 2s < 3s < 4s 3. 2px = 2py = 2pz
4. 3Px > 2S
5. 3d ? 4s
一、基态原子的核外电子排布
1、原子核外电子的排布所遵循的原理：
（1）、能量最低原理
电子先占据能量低的轨道，再依次 进入能量高的轨道
1、原子核外空间由里向外划分为不同的电子层
电 子 层 符 号
一 K 2
二 L 8
三 M 18
四 N 32
五 O 50
六 P ……
七 …… Q ……
最多电子数
2、同一电子层的电子也可以在不同的轨道上运动 电 子 层 轨道类型 轨 道 数 最多电子数 一 1s 1 2 二 2s 2p 4 8 三 3s 3p 3d 9 18 四 4s 4p 4d 4f 16 32 五 5s 5p……n 25…..n 2 50…..2n2
ds区元素
价层电子构型是(n－1)d10ns1～2 ， 即次外层d轨道是充满的，最外层 轨道上有1～2个电子。它们既不 同于s区，也不同于d区，称为ds ⅠB和ⅡB 族，处于周 区，它包括 期表d区和p区之间。它们都 是 金属 ，也属过渡元素。
1.周期的划分与什么有关？ 2.每一周期中所能容纳的元素种数与什么有关？ 3.周期序数与什么有关？
二、1、核外电子排布与周期的划分
能级 能级组数（周 期数） 能级组内最多电子数 （周期中的元素数） 周期名称
1s
1
2
短周期
2s,2p
3s,3p 4s,3d,4p 5s,4d,5p
2
3 4 5
8
8 18 18
依据外围电子的排布特征， 看最后一个电子填充的轨道类型。
s区元素
最后1个电子填充在ns 轨道上， ns1 ，位于 ns2 价电子的构型是 或 左 ⅠA 周期表的 侧，包括 和 ⅡA 族，它们都是活泼金属 ，容 易失去电子形成+1 或 +2 价离子。
p区元素 最后1个电子填充在 np 轨 ns2np1～6 道上，价电子构型是 ， 位于周期表 右 侧， 包 括 ⅢA～ⅦA、零族 族元素。大 部分为非金属 元素。
６
32
６S1－2
4f1－14 5d1－10
5d106s1－2 6S26p1 －5 6S26p6
周 期 １
２ ３ ４ ５ ６
元 素 数 目 2 8 18 18 32 32
外围电子排布 ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ ⅦＡ ０族
1S1
２S1－2 ３S1－2 ４S1－2 ５S1－2 ６S1－2 ３d1－9 4s2 4d1-9 5s2 4f1－14 5d1－10
外围电子排布 ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ ⅦＡ ０族
1S1
２S1－2 ３S1－2 ４S1－2 ５S1－2 ６S1－2 ３d1－9 4s2 4d1-9 5s2 4f1－14 5d1－10
1S2
2S22p1 －5 2S22p6 3S23p1 －5 3S23p6 3d104s1－2 4S24p1 －5 4S24p6 4d105s1－2 5S25p1 －5 5S25p6 5d106s1－2 6S26p1 －5 6S26p6
周 期 １
２ ３ ４ ５
元 素 数 目 2 8 18 18 32
外围电子排布 ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ ⅦＡ ０族
1S1
２S1－2 ３S1－2 ４S1－2 ５S1－2 ３d1－9 4s2 4d1－9 5s2
1S2
2S22p1 －5 2S22p6 3S23p1 －5 3S23p6 3d104s1－2 4S24p1 －5 4S24p6 4d105s1－2 5S25p1 －5 5S25p6
小结：1、电子在原子轨道上的排布顺序
因此随核电荷数递增，基态原子的电子按如下 顺序填入核外电子运动轨道：1S，2S，2P，3S， 3P，4S，3d ，4P……。其中，S、P、d 分别有 1、 3 、5个轨道，每个轨道只能容纳两个自旋方向相反 的电子，当原子最外层的轨道能量相同时，最后几 个电子的排布要符合洪特规则。 当出现d 轨道时，电子按ns、(n-1)d、np 顺序 排布，这样的排布方式使体系的能量最低，这一规律 叫“能级交错”