元素周期表

Ｃ
2、某元素X的气态氢化物化学式为H2X，则该 元素的最高价含氧酸的化学式为 （ C） A. H2XO3 B. H3XO4 C. H2XO4 D. HXO4
• 3、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( ) D • A 只有x+1 • B 可能是x+8戒x+18 • C 可能是x+2 • D 可能是x+1戒x+11戒x+25
• 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乊间的关系 • 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 • 10、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电 负性说明元素的某些性质 • 11、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对 角线”规则，列丼实例予以说明 • 12、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学 现象，预测物质的有关性质13、进一步认识物质 结构与性质乊间的关系，提高分析问题和解决问 题的能力
ⅤA半充满、 ⅡA全充满结构 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： 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。
学与问：
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。 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？ 因为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；同时失去电子后， 阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而 电离能越来越大。
复习回忆
一、元素周期表的结构
ⅠA 主族： , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA
共七个主族
族
（纵行）
副族： , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB ⅠB
共七个副族
第VIII 族：三个纵行(8、9、10），位于Ⅶ B 与
ⅠB中间 零族： 稀有气体元素
主族序数=最外层电子数=价电子数 =最高正价数
鲍林
L.Pauling 1901-1994
鲍林研究电负性 的手搞
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
金 属：＜1.8 类金属：≈1.8 非金属：＞1.8
（三）电负性
2、变化规律:
①同一周期，主族元素的电负性从左到右逐 渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。
课堂练习：
• 2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 ( ) • A ns2np3 B ns2np5 C ns2np4 D ns2np6
C
（三）电负性（阅读课本Ｐ18） 1、基本概念 元素相互化合，相邻的原子之间产生的 化学键： 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：用来描述不同元素的原子对键合电子的 吸引力的大小。（电负性是相对值，没 单位）
元素 AI
B
Be C
CI F
Li
M g
N
N a
O
P
S
Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3. 0 性
0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
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+>Cl7、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
1、电子的能层数 2、核电荷数
的大小
2、比较原子半径大小的规律：
（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（阅读课本Ｐ18）
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
1、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？
第一章原子结构与性质
第二节 原子结构与 元素的性质 （第3课时）
复习回忆 二、元素周期律
（一）原子半径： 1、影响因素: 原子半径 取决于
对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。
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。
课堂练习： 一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于 1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的 电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅 下列元素的电负性数值，判断：①NaF②AlCl3③NO ④MgO⑤BeCl2⑥CO2 共价化合物（ ） ②③⑤⑥ 离子化合物（ ） ①④
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
属P区
二、原子结构和性质周期性变化
3）同周期元素的主要化合价： 最高正价：+1递增到+7。（氟、氧例外） 负价：-4递增到-1，呈现周期性的变化。
最高正价+|负价|=8
思考：为什么s区、d区、ds区的元素都是 金属(除H外)？
②同一主族，元素的电负性从上到下呈现减 小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。 3、电负性的意义：
①电负性越大，元素的非金属性越强，电负 性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。
②电负性相差很大的元素化合通常形成离子键； 电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常 形成共价键；
电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电 负性大的原子趋势越大，键的极性越大。
一、原子结构与元素周期表
(一)原子的电子排布与周期的划分
(1)结合周期表,我们会发现,每一周期的第一种元 碱金属 素(除第一周期外)是 ________, 最外层电子排布 为______,每一周期的最后一种元素都是 ns1 ___________ , 这些元素的最外层电子排布除He 稀有气体 为1s2 外,其余都是__________.6 ns2np
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。
课堂练习：
1、碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最 重的元素，下列预言错误的是： Ａ.在碱金属中它具有最大的原子半径 Ｂ.它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强的碱 C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物 D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈 而发生爆炸
1. 下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负 性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负
性变化图。
2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元
素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。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
√
×
×
×
×
× √
×
课堂练习
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
属P区
练习：
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及所属区。 第四周期，ⅦB族、d区。 2.试确定32号元素在周期表中的位置及所属区。 第四周期，ⅣA族、P区 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
一、元素周期表的结构
第1周期：2 种元素
短周期
第2周期：8 种元素
第3周期：8 种元素 第4周Biblioteka Baidu：18 种元素
周期
（横行）
长周期
第5周期：18 种元素
第6周期：32 种元素 镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素
不完全周期
周期序数 = 电子层数（能层数）
第7周期：26种元素 锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素
1.2《原子结构与元素 的性质》
教学目标
• 1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、 元素数目等乊间的关系 • 2、知道外围电子排布和价电子层的涵义3、认识 周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排 布的规律 • 4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构 和位置间的关系 • 5、掌握原子半径的变化规律 • 6、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离 能说明元素的某些性质
练习：
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
课堂练习
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？
(2)观察周期表发现周期表中周期序数等于该 能层数 周期中元素的______.
结论：随着核电荷数的增加，核外电子的 排布发生周期性的变化。
(二)原子的电子排布与族的划分
在周期中有18个纵列,除零族元素中He （1s2）不其它稀有气体 ns2np6丌同外,一般说来,其它每个族序数和价电子数是相等的. 主族元素：族序数=原子的最外层电子数 =价电子数 副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的电子数
=价电子数
(三)原子的电子构型和元素的分区
S 区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元 素。 除H外，其余为活泼金属。 p区元素：最外层电子构型从ns2np1~ns2np6的元素。 即IIIA~VIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元 素都在p区。 d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层电 子数皆为1~2个，均为金属元素，性质相似。 ds区元素:包括IB族和IIB族元素，最外层电子数 皆为1~2个，均为金属元素 。 f区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基 本相同，化学性质相似。
思考与探究：
观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：
原子的第一电离能随核电荷 数递增有什么规律？（同周 期、同主族）
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； b、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？）
看逐级电离能的突变。
课堂练习：
下列说法正确的是（
A
）
A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 反常现象 C.在所有元素中，氟的第一电离能最大.
最大的是稀有气体的元素：He
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.
K〈Na〈Mg