第2讲原子结构与元素性质与周期性
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人教版高中化学选修3-物质结构与性质--第二节-原子结构与元素的性质(第2课时)省公开课获奖课件说课
新课标人教版高中化学课件系列
选修3 物质构造与性质 第一章 原子构造与性质 第二节 原子构造与元素旳性质 第2课时
2024/10/5
1
元素周期律
【教学目旳】
能说出元素电离能、电负性旳涵义， 能应用元素旳电离能阐明元素旳某些 性质。
2024/10/5
2
元素周期律
二、元素周期律
1．定义
元素旳性质随（ 核电荷数 ）旳递增发生周
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旳电负性为1.8，则其是经典旳非金属
5、气态O原子旳电子排布为：
× 6、 半径：K+>Cl-
×
√ 7、酸性 HClO4>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
D.钾旳第一电离能比镁旳第一电离能大.
K〈Na〈Mg
2024/10/5
16
元素周期律
2、在下面旳电子构造中,第一电离能最小旳
原子可能是 ( C )
A.ns2np3
B.ns2np5
C.ns2np4
D.ns2np6
2024/10/5
17
元素周期律
（三）电负性（阅读课本Ｐ18）
1、基本概念
化学键：元素相互化合，相邻旳原子之间产生旳 强烈旳化学作用力，形象地叫做化学键。
（第ⅡA元素和第ⅤA元素旳反常现象怎样解释？） ⅤA半充斥、 ⅡA全充斥构造
2）同主族旳元素自上而下第一电离能逐渐降低。
2024/10/5
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元素周期律
3、电离能旳意义：
选修3 物质构造与性质 第一章 原子构造与性质 第二节 原子构造与元素旳性质 第2课时
2024/10/5
1
元素周期律
【教学目旳】
能说出元素电离能、电负性旳涵义， 能应用元素旳电离能阐明元素旳某些 性质。
2024/10/5
2
元素周期律
二、元素周期律
1．定义
元素旳性质随（ 核电荷数 ）旳递增发生周
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旳电负性为1.8，则其是经典旳非金属
5、气态O原子旳电子排布为：
× 6、 半径：K+>Cl-
×
√ 7、酸性 HClO4>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
D.钾旳第一电离能比镁旳第一电离能大.
K〈Na〈Mg
2024/10/5
16
元素周期律
2、在下面旳电子构造中,第一电离能最小旳
原子可能是 ( C )
A.ns2np3
B.ns2np5
C.ns2np4
D.ns2np6
2024/10/5
17
元素周期律
（三）电负性（阅读课本Ｐ18）
1、基本概念
化学键：元素相互化合，相邻旳原子之间产生旳 强烈旳化学作用力，形象地叫做化学键。
（第ⅡA元素和第ⅤA元素旳反常现象怎样解释？） ⅤA半充斥、 ⅡA全充斥构造
2）同主族旳元素自上而下第一电离能逐渐降低。
2024/10/5
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元素周期律
3、电离能旳意义：
《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件
(2)试从原子结构角度解释同周期元素性质存在周期性变化的原 因。 提示:核外电子层数相同,随着原子序数(核电荷数)的递增,原子 核对核外电子的引力逐渐增强,原子半径逐渐减小,元素原子的 得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,最终导致元素的非 金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。
【案例示范】 【典例】(2017·全国卷Ⅱ)a、b、c、d为原子序数依 次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子 次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同 族,下列叙述正确的是 ( )
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
-.
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表:
原子 电子 最外层 序数 层数 电子数
1～2 1
3～ 10
_2_
1～2
_1_～__8_
原子半径的 变化(稀有气 体元素除外)
—
由_大__到_小__
最高或最 低化合价 的变化
+1→0
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【重点释疑】
项目
同周期(左→右)
原 核电荷数 逐渐增大 子 电子层数 相同 结 构 原子半径 逐渐减小
同主族(上→下) 逐渐增大 逐渐增多
③Al向(OAHl)(3O+H3)H3+沉=淀==中= 加Al入3++盐3H酸2O,发生反应的离子方程式: _________________________。
3.钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH 分类 强碱 碱性强弱 结论
高中化学选修3《物质结构和性质》第一单元第二节《原子结构与元素的性质》课件
二、元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性 变化——元素周期律
1、原子半径（r）
（1）共价半径rc：单质分子中，共价 单键结合的两原子核间距离的一半 （2）van der Waals半径rv：单质分子 晶体中相邻分子间两个非键合原子核 间距离的一半 （3）金属半径是指金属单质的晶体 中相邻两个原子核间距离的一半
同理
例如：
E+ (g) - e- E 2+ (g)
I2
Li(g) e Li (g)
2 3
I1 520.2kJ mol
1
Li (g) e Li2 (g)
I 2 7298 .1kJ mol1
1
Li (g) e Li (g) I3 11815 kJ mol
S区
p区 d区
ⅠA、ⅡA
ns1-2 ns2np1-6
ⅢA～ⅦA和零族
ⅢB～ⅦB和Ⅷ族 （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
4、过渡元素
①全部副族元素都称为过渡元素。包括d区、ds 区和f区的元素。其中镧系和锕系元素称为内过 渡元素 ②过渡元素原子的最外层电子数较少，除钯外都 只有1~2个电子，所以它们都是金属元素。 ③它们的(n-1)d轨道未充满或刚充满，或f轨道也未充 满，所以在化合物中常有多种氧化值，性质与主族元 素 有较大的差别。
IA 1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
VIIIA
2
3 4 5 6 7 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB
xw-原子结构与元素的性质(第2课时)
3.不同周期，不同主族元素，可借助其他原子参照； (3) K＞ Al 例：r(K) ＞ r(Al)，因为r(K) ＞ r(Na)，r(Na) ＞ r(Al)
元素周期律
二、离子半径：
例2.比较下列微粒的半径的大小： 1.随着离子电子层数的递增，其原子半径逐渐增大； + +) ＜ r(K+) ＜ r(Rb+)； + 例： r(Li )＜ >r(Na (1) Na Li+, 因为电子的能层越多,电子之间的 r(Li+) r(Mg 2+) r(Ca2+) 负电排斥也就越 强 ,原子半径就越 大 . (2)O2-
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
练习：
3．在下面的电子结构中,第一电离能最小的
原子可能是 ( C ) A ns2np3 C ns2np4 B ns2np5 D ns2np6
科学史话 稀有气体及稀有气体化合物的发现
①1962年拉在实验室合成了氙的化物(XeF＋ 、XeF6ˉ) ②之后又合成了XeF2、XeF4、XeF6；除氦外其它稀有 气体都能形成化合物。惰性不惰，改称稀有气体。
1、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 2.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
（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。
元素周期律
二、离子半径：
例2.比较下列微粒的半径的大小： 1.随着离子电子层数的递增，其原子半径逐渐增大； + +) ＜ r(K+) ＜ r(Rb+)； + 例： r(Li )＜ >r(Na (1) Na Li+, 因为电子的能层越多,电子之间的 r(Li+) r(Mg 2+) r(Ca2+) 负电排斥也就越 强 ,原子半径就越 大 . (2)O2-
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
练习：
3．在下面的电子结构中,第一电离能最小的
原子可能是 ( C ) A ns2np3 C ns2np4 B ns2np5 D ns2np6
科学史话 稀有气体及稀有气体化合物的发现
①1962年拉在实验室合成了氙的化物(XeF＋ 、XeF6ˉ) ②之后又合成了XeF2、XeF4、XeF6；除氦外其它稀有 气体都能形成化合物。惰性不惰，改称稀有气体。
1、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 2.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
（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。
第二节 原子结构与元素的性质 元素周期表
问题与思考3：
1 2 3
按电子排布，可把周期表里的元素划分为哪 些区？各区包含哪些元素？
s
d
ⅢB--ⅦB、Ⅷ
p
ds
ⅠB ⅡB
4 ⅠA 5
ⅡA
ⅢA--ⅦA、
6 7
0族
f
镧系、锕系
问题与思考4：
1 2 3
各区元素的价电子构型如何？
s
p
4 ns1-2 5
6
d
(n-1)d1-8ns1-2 (个别例外)
ds
(n-1)d10ns1-2
ns2np1-6
7
f
(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2
问题与思考5：
如何根据原子的价电子构型判断元素在周期表中 位置？ 价电子 4s1 3d3 4s2 4d55s1 5d76s2 4s24p5 构型 第四周期 第四周期 第五周期 第六周期 第四周期 ⅦA族 ⅤB族 Ⅷ族 ⅥB族 位置 ⅠA族 位置 第五 第四 第七周 周期 周期 期 ⅡA 族 ⅥA 族 ⅣB 族 5s2 4s2 4p4 6d2 7s2 第六周 第五周 期 期 ⅡB族 ⅠB族 5d10 6s2 4d10 5s1
比较元素金属性强弱的方法
• (1)根据金属活动性顺序表判断。自左至右 金属活动性顺序表 金属性减弱，即失电子能力减弱，如： Zn>Cu。 • (2)根据元素周期表判断。同周期，从左至 比较它们在元素周期表中的位 右金属性减弱。同主族，自上而下金属性增 强。如：Na>Mg>Al ，Na<K。 置
• (3)根据元素的单质与水(或酸)反应置换出 氢的难易程度判断。置换反应越易发生的 单质与水（酸）反应 元素金属性越强。如钾与水比钠与水反应 剧烈，则K>Na(金属性)。 • (4)根据其最高价氧化物对应的水化物—— 氢氧化物碱性强弱的判断。碱性越强，元 最高价氧化物对应的水化物的 素的金属性越强。如： NaOH>Mg(OH)2>Al(OH) 碱性 3(碱性)，则 Na>Mg>Al(金属性)。
《物质结构与性质》1-2原子结构与元素的性质(新人教版精品)
第二节原子结构与元素的性质第1课时〖复习〗必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？〖课前练习〗写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。
一、原子结构与周期表1、周期系：随着元素原子的核电—荷数递增，每到出现碱金属，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，出现稀有气体。
然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。
例如，第11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布——从1个电子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。
可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。
2、周期表我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质是什么关系？所有元素都被编排在元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？说到元素周期表，同学们应该还是比较熟悉的。
第一张元素周期表是由门捷列夫制作的，至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15页)到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。
首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的？在周期表中，把能层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个；在把不同横行中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有18个纵行，16个族。
16个族又可分为主族、副族、0族。
〖思考〗元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？要求学生记住这些术语。
元素在周期表中排在哪个列由什么决定？阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。
原子结构与元素的性质PPT课件
最外层一个电子所需能量(I1)的范围：
I1
__4_1_9__ < I1 <___7_3_8___。
-
16
跟踪练习
1.下列说法正确的是（ C ）
A.在所有元素中，氟的第一电离能最大 最大的是稀有气体元素He
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 反常现象: 同周期ⅡA > ⅢA、 VA > VIA
C.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
１、影响因素
原子半径 取决于 1、电子的能层数
的大小
2、核电荷数
原
子 同主族，由于
半 电子能层的增
径 逐 渐
加使电子间的 斥力增大而带
增 来的原子半径
大 增大的趋势。
原子半径逐渐减小
同周期电子能层数相同， 由于核电荷数的增加 使核对电子的引力增 加而带来的原子半径 减小的趋势。
-
6
例1 比较下列微粒半径的大小：
(3)同种元素的原子与离子，核外电子数越多， 微粒半径 越大 。 Mg > Mg2+
(4)电子层结构相同的离子，核电荷数越大离子
半径 越小 。
O2->Na+
-
8
二、电离能（阅读课本P17）
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最低能 量叫做第一电离能。
用符号I1表示，单位：kJ/mol
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。
-
24
-
25
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，说明对角线规则，并用这些元素的电 负性解释对角线规则。
2014级大学化学 原子结构及元素性质的周期性(II)
氮原子中的各p电子，其量子数组合是
B. ⑴ ⑶ ⑸ 或⑵ ⑷ ⑹
D. ⑵ ⑷ ⑸
自测题：
原子序数为33的元素，其原子在 n=4，l=1，
m=0的轨道中的电子数为
A. 1 B. 2 D. 4 C. 3
自测题：
多电子原子中，各电子有以下量子数，其中能
量最高的是
A. 2, 1, 0, 1/2 C. 2, 1, 1, 1/2
B. 3, 2, 2, -1/2 D. 3, 1, -1, 1/2
特例：等价轨道处于全充满(p6、d10、f14)、半
充满（p3、d5、f7）或全空（p0、d0、f0）的状 态时，体系能量较低，状态较稳定。 例：
电子填入轨道的次序图
Filling the p Orbitals
Filling the d Orbitals
例：氦原子的1s 轨道中的两个电子
1 n 1, l 0, m 0, m s 2 1 n 1, l 0, m 0, m s 2
电子层中电子最大容量表
⑶ Hund 规则
电子分布到能量相同的等价轨道时， 总是尽先以自旋相同的方向，单独占据能 量相同的轨道，或者说成在等价轨道中自 旋相同的单电子越多，体系就越稳定。 等价轨道：n、l 相同的轨道，即同 一电子分层上的各个轨道。
4. 钻穿效应 主要是指 n 相同、l 不同的轨道，由于电子云径向 分布不同，电子穿过内层钻穿到核附近回避其它 电子屏蔽的能力不同，从而使其能量不同的现象。
用钻穿效应解释能级分裂现象：
如： E3s< E3p < E3d
电子钻得越深， 它受其它电子的 屏蔽作用就越小， 受核的吸引力越 强，因而能量也 越低。即钻穿作 用越大的电子的 能量越低。
人教版高中化学选修三课件：第一章 第二节 第二课时 元素周期律(29张PPT)
电负性
1．电负性 (1)概念 ①键合电子：原子中用于形成 化学键 的电子。 ②电负性：用来描述不同元素的原子对 键合电子 吸引力 的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 越大 。 (2)衡量标准 电负性是由美国化学家 鲍林 提出的，他以氟的电负性为 4.0 作为相对标准，得出了各元素的电负性。
5．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给
出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
1．离子半径大小比较的规律 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离 子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋) >r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如 r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋) <r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 ( √ )
(2)元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小( √ )
(3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
(√ )
(4)同一周期电负性最大为稀有气体元素
高中化学 专题2 原子结构与元素的性质 2.2 元素电负性的周期性变化教案 苏教版选修3
专题2原子结构与元素的性质程结论：推断金属性、非金属性强弱。
【沟通与争辩】标出下列化合物中元素的化合价。
(1)MgO (2)BeCl2 (3)CO2 (4)Mg3N2（5） IBr（6）SOCl2试分析化合价的正负与电负性的关系：2、衡量元素在化合物中吸电子力量的大小。
电负性小的元素在化合物中吸引电子的力量弱，元素的化合价为正值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的力量强，元素的化合价为负值。
结论：推断元素在同一化合物中的正、负化合价。
小于，小于口答电负性大，吸电子力量强，显负价教学过程老师主导活动同学主体活动【规律应用】 P22问题解决33、电负性反映了原子间的吸引力和排斥力。
一般认为，假如两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成离子键；假如两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成共价键。
结论：推断由两种元素组成的化合物是离子化合物还是共价化合物。
【规律应用】 P22问题解决2【沟通与争辩】推断HF是离子化合物还是共价化合物？查表计算再推断？，到底哪一种正确？怎么办？是离子化合物，有局限性。
氢取外只差一个电子[典型例题]1932年美国化学家首先提出了电负性的概念。
电负性(用X表示)也是元素的一种重要性质，下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：请认真分析，回答下列有关问题：① 猜测周期表中电负性最大的元素应为_____；估量钙元素的电负性的取值范围：_______＜ X ＜______。
② 依据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化的规律是________；简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系________。
③ 阅历规律告知我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。
试推断AlBr3中形成的化学键的类型为______________，其理由是_____________________。
选修3第一章第二节原子结构与元素的性质
《高中化学》选修3
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？
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？
原子结构与元素周期表-高二化学课件(人教版2019选择性必修2)
ⅠA 1s1 ⅡA
1～36号元素的基态原子的价层电子排布式
0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 1s2
2s1 2s2
2s2 2s2 2s2 2s2 2s2 2s2 2p1 2p2 2p3 2p4 2p5 2p6
3s1 3s2 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
3s2 3s2 3p1 3p2
3s2 3p3
第二节 原子结构与元素的性质 第1课时
原子结构与元素周期表
学习目标
1、知道运用构造原理书写元素的基态原子的电子排布式，能运用电子 排布式解释元素周期系的基本结构。
2、知道价层电子及价层电子排布，能从原子价层电子数目和价层电子 排布角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。
知识导航
1 原子结构与元素周期表的关系； 2 元素周期表的分区
①对角线规则是从相关元素及其化合物的许多
性质中总结出来的经验规则，不是定理。
Li Be B
②相似性：例如Li、Mg在空气中燃烧的产 物分别为Li2O和MgO；铍和铝的氢氧化物均为 两性氢氧化物；B和Si的含氧酸都是弱酸。
Mg Al Si
本节小结
电子排布与周期
周期序数=能层数
排满=0族
原子结构与 电子排布与族 元素周期表
本节重点 本节难点
知识精讲
一、原子结构与元素周期表
1869年，门捷列夫发现，按
的顺
序将元素排列起来，得到一个元素序列，并从最轻的元素氢
开始进行编号，称为原子序数。这个序列中的元素性质随着
原子序数递增发生周期性的重复，这一规律被门捷列夫称作
元素周期律。
门捷列夫
莫塞莱
1913年，英国物理学家莫塞莱证明原子序数即原子核电荷 数。随后元素周期律表述为元素的性质随元素原子的核电荷数 递增发生周期性递变。元素的这一按其原子核电荷数递增排列 的序列称为元素周期系。
元素性质的周期性变化规律-PPT课件
四种微粒半径的大小顺序应是S2->Cl->Na+>Al3+,B项正 确;C项中Na、Mg、Al、S原子的电子层数相同,核电荷 数越大者,其半径越小,故其半径大小顺序为Na>Mg>Al >S,C项错误;D项中粒子半径K+>Na+,D项错误。
【规律方法】“三看”法比较简单粒子的半径大小 (1)“一看”电子层数:当最外层电子数相同时,电子层数越多, 半径越大。 (2)“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径 越小。 (3)“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。
②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量,现象:_先__ _产__生__白__色__沉__淀__,_后__白__色__沉__淀__溶__解__,反应方程式: _A_l_C_l_3_+_3_N_a_O_H_=_=_=_=__3_N_a_C_l_+_A_l_(_O_H_)_3_↓__、_N_a_O_H_+_A_l_(_O_H_)_3 _=_=_=_=__N_a_A_l_O_2+_2__H_2O_
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 金属性:Na>Mg>Al
【情境·思考】 日常生活中常用到铝制品,如铝锅,但铝锅长时间盛放 酸性或碱性食物容易腐蚀。
(1)铝的金属性较活泼,易与O2等反应,但铝锅可长期使 用,试说明原因。 提示:铝与氧气反应,在铝锅表面生成致密的氧化物保 护膜,阻止铝与氧气继续反应,故铝锅可长期使用。
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
2、原子结构与元素周期表
氢原子从一个电子 层跃迁到另一个电 子层时，吸收或释
放一定的能量
【答案】 (1)＜ (2)＜ (3)＞ (4)＜ (5)＞ (6)＞
微体验
1.原子半径就是最外层电子到原子核的实际距离。 ×
2.同周期从左到右原子半径逐渐增大。
×
3.同主族元素从上到下，原子半径递增的主要因素
是其核外电子增多，其排斥作用增大。
√
2、电离能
n=4
n=3
n=2
n=1
吸收能量 释放能量
第二节、原子结构与元素的性质
1. 周期表 2. 周期律
① 原子半径 ② 电离能 ③ 电负性
1、周期表
• 1、（ 七 ）周期
2、（ 18 ）族
分类
① 三个短周期
② 三个长子半径的周期性变化
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？
三、核外电子排布与原子半径
1．决定因素
增大
越大
越小
2．变化规律
(1)主族元素
层数
电子
增大
增大
不变
减小
2．比较微粒半径大小 (1)Mg________Ba；(2)Ca________K； (3)S2－________S；(4)Na＋________Na； (5)Na＋________Al3＋；(6)Fe2＋________Fe3＋。
2021新教材高中化学第一章原子结构与性质2.1原子结构与元素周期表课件 人教版选择性必修2
思考与交流：
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？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？
这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期 表中，同周期的元素从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱， 结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性。 处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金 属性，因此，这些元素常被称之为半金属或准金属。
25Mn
ⅥB ⅦB
3d54s1 3d54s2
6
7
29Cu
30Zn
ⅠB
ⅡB
3d104s1 3d104s2
依据上述表格，讨论族的划分与原子核外电子排布的关系？
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Ⅷ族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电 子排布为 (n－1)d1～10ns1～2 ， ⅢB～ⅦB族 的价电子数与族序数相同， 第 ⅠB、ⅡB族和第 Ⅷ 族不相同。
(3)元素周期表的分区 ①按电子排布分区
[基础•初探]
各区元素的价电子排布特点
[基础•初探]
分区
元素分布
价层电子排布式
元素性质特点
s区
ⅠA族、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素
p区 d区 ds区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6
2第二章 原子的结构和性质
2.1 单电子原子的Schrödinger 方程及其解
• -1-单电子原子的 Schrödinger 方 程的建立
写出势能和动能算符， 得出氢原子和类氢离子 的Schrödinger 方程：
2 Ze ˆ V 4 0 r
2 2 2 2 2 ˆ H , 2 2 2 2 8 x y z
或者说角动量的绝对值有确定值
h M l l 1 2
角量子数 l 决定电子的原子轨道角动量的大小。 l 的取值 0，1，2，3……n－1 对应着 s, p, d, f…... (亚层)
l 决定了ψ 的角度函数的形状。
角量子数 l
e 原子的角动量和原子的磁矩有关. 磁矩与角动量的关系 2m M e
2.2 量子数的物理意义
对于Schrö dinger方程
ˆ E H
n
ˆ 作用后都等于一个常数 En乘 解此方程得出的每一个 n 正好被 H 以n , 即n代表的状态具有能量 E .
单电子原子的能级公式为
e4 Z 2 E n 8 2h 2 n 2 0
主量子数 n, n 为1，2，3，4 等正整数。
r : 径向坐标, 决定了球面的大小 θ: 角坐标, 由z轴沿球面延伸至r 的弧 线所表示的角度. φ: 角坐标, 由r沿球面平行xy面延伸至 xz面的弧线所表示的角度.
x r sin cosφ r x2 y2 z2 y r sin sinφ tan y / x z r cos 2 2 2 1/ 2 cos z /( x y z )
氢原子能级：
4
E1 , E1 4 , E1 9 ,
氢原子能级图
En(eV) 0
-0.54 -0.85 -1.51
第二节 原子结构与元素的性质课件-高二化学人教版2019选择性必修2
(2) 该元素为主族元素，根据电子层数=周期序数，主族序数=价层电子 数，该元素位于第四周期第ⅢA族。 (3)由于该元素为主族元素，价层电子数=主族序数，周期序数=电子层 数，可知其价层电子排布式为4s24p3，为33号元素砷。
（2）对角线规则 ① 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的有些性 质是相似的（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是 过氧化物），这种相似性被称为对角线规则。
② 处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性。 微点拨：对角线规则是一种经验规律的总结，不适合所有元素、主要
一、元素周期系和元素周期表
1869年，门捷列夫制作了历 史上第一张周期表，按照相对 原子质量从小到大的排列起来， 并从最轻的元素氢开始进行编 号。第1—7族分主副族，第八 族称为过渡元素（第八族是铁、 钴、镍等“三素组”）。
门捷列夫周期表
维尔纳的特长式周期表 维尔纳周期表前五个周期的元素种类被完全确定—2、8、8、18、 18，但第六、七周期因镧系和锕系元素种类未知而未定。
6、预言119号元素基态原子最外层电子排布；预言第八周期有多少种元素。 提示：119号元素的基态原子最外层电子排布为8s1。第八周期应有50 种元素。
4、元素周期表的分区
（1）按金属元素与非金属元素分区 金属与非金属交界处元素的性质特点：
在元素周期表中位于金属和非金属分界线 上的元素兼有金属和非金属的性质，位于 此处的元素（如硼、硅、锗、砷、锑等） 常被称为半金属或类金属（一般可用作半 导体材料）。
Be 2OH BeO22 H2
Al2O3 2OH 2AlO2 H2O
BeO 2OH BeO22 H2O
Al(OH)3 3H =Al3 3H2O Be(OH)2 2H =Be2 2H2O
（2）对角线规则 ① 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的有些性 质是相似的（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是 过氧化物），这种相似性被称为对角线规则。
② 处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性。 微点拨：对角线规则是一种经验规律的总结，不适合所有元素、主要
一、元素周期系和元素周期表
1869年，门捷列夫制作了历 史上第一张周期表，按照相对 原子质量从小到大的排列起来， 并从最轻的元素氢开始进行编 号。第1—7族分主副族，第八 族称为过渡元素（第八族是铁、 钴、镍等“三素组”）。
门捷列夫周期表
维尔纳的特长式周期表 维尔纳周期表前五个周期的元素种类被完全确定—2、8、8、18、 18，但第六、七周期因镧系和锕系元素种类未知而未定。
6、预言119号元素基态原子最外层电子排布；预言第八周期有多少种元素。 提示：119号元素的基态原子最外层电子排布为8s1。第八周期应有50 种元素。
4、元素周期表的分区
（1）按金属元素与非金属元素分区 金属与非金属交界处元素的性质特点：
在元素周期表中位于金属和非金属分界线 上的元素兼有金属和非金属的性质，位于 此处的元素（如硼、硅、锗、砷、锑等） 常被称为半金属或类金属（一般可用作半 导体材料）。
Be 2OH BeO22 H2
Al2O3 2OH 2AlO2 H2O
BeO 2OH BeO22 H2O
Al(OH)3 3H =Al3 3H2O Be(OH)2 2H =Be2 2H2O
高中化学选择性必修二 第1章第2节 原子结构与元素的性质 讲义
第二节原子结构与元素的性质一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1．元素周期律：元素性质随着原子核电荷数递增发生周期性的递变。
2．元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生周期性重复。
3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。
【注】元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
二、构造原理与元素周期表1．核外电子排布与周期的划分(1)电子排布与周期划分的本质联系根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素数。
第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。
其余各周期总是从n s能级开始，以n p结束，而从n s能级开始以n p结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。
(2)规律：①周期序数＝电子层数。
②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的2倍＝对应能级组最多容纳的电子数。
2．核外电子排布与族的划分(1)划分依据：取决于原子的价电子数目和价层电子排布。
(2)特点：同族元素的价电子数目和价层电子排布相同。
(3)规律①对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价层电子全部排布在n s 或n s 、n p 轨道上(见下表)。
价层电子数 = 族序数。
③稀有气体元素：价电子排布为n s2n p6(He除外)。
三、元素周期表1．元素周期表的结构2．元素周期表的分区(1)根据核外电子排布根据核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可把周期表里的元素划分成4个区：s区、p区、d区和f区（除ΙB、ⅡB族外。
）(2)根据元素金属性与非金属性①金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。
②处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。
s区的元素除氢外，也全部是金属元素。
【注】p区元素价电子不都是n s2n p1～6，如He元素的价电子为2s2。
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• (4)了解金属、非金属在元素周期表中的位 置及其性质递变的规律。
• (5)了解元素电离能的含义，并能用以说明 元素的某些性质。(选考内容)
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
• 元素的性质随着原子序数的递 增呈现周期性的变化规律，这 个规律叫做元素周期律
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
一、电子排布的周期性：
• 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。 如：Li<Na<K<Rb<Cs
• 3、同主族元素的原子半径和离子半径随核电荷数的增 大而增大。如：F-<Cl-<Br-<I-
• 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减 小。
• 如：F-> Na+>Mg2+>Al3+ • 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径
1、微粒半径大小比较规律
• 判断的依据 • 电子层数： 相同条件下，电子层越
多，半径越大。 • 核电荷数： 相同条件下，核电荷数
越多，半径越小。 • 最外层电子数： 相同条件下，最外
层电子数越多，半径越大。
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
具体规律
• 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小 （稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
最外层电子数 逐渐增多（1e—→8e—）
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
主要化合价
最高正价逐渐增大 （＋1→＋7）
最低负价＝－(8－主 族序数)
最高正价、最低负价相 同
（除F、O外） 最高正价＝主族序数
最高价氧化物 对应水化物 的酸碱性
碱性逐渐减弱，酸性 酸性逐渐减弱，碱性逐
逐渐增强
渐增强
非金属元素气 态氢化物的 稳定性
性越小，则其金属性越强
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
2、元素的金属性或非金属性强弱的 判断依据---非金属性强弱
• ①与H2化合的难易及氢化物的稳定性 • ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 • ③单质的氧化性或离子的还原性 • ④互相置换反应 • ⑤一般来说元素第一电离能越大，电
负性越大，其非金属性越强
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
2、元素的金属性或非金属性强弱的 判断依据---金属性强弱
• ①与水反应置换氢的难易 • ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 • ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中
在阴极上得电子的先后） • ④互相置换反应(金属活动性顺序表) • ⑤原电池反应中正负极（负极活泼） • ⑥一般来说，元素第一电离能越小，电负
第2讲 原子结构与元素性质的 周期性1
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
[考试目标]
• (1)掌握元素周期律的实质,了解元素周期表 (长式)的结构(周期、族)及其应用。
• (2)以第3周期为例,掌握同一周期内元素性 质的递变规律与原子结构的关系。
• (3)以ⅠA和ⅦA族为例,掌握同一主族内元 素性质的递变规律与原子结构的关系。
逐渐增强
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
逐渐减弱
主族ⅠAⅡAⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
元素的金 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐减
属性和非 非金属性逐渐增
弱
金属性
强
金属性逐渐增强
得失电子 能力
失减得递增
得减失递增
第一电离 呈增大的趋势 呈减小趋势 能
电负性
电负性逐渐增大 电负性逐渐减小 第2讲原子结构与元素性质与周期 性
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
• ①同一种元素的逐级电离能的大小关系： I1<I2<I3<I4<I5……
• ②同一种元素的逐级电离能差值越大，越容易形 成稳定的价态。
• 实例： 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。
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
金属活动性顺序表：
• K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>F e>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg> Ag>Pt>Au
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
• 例1：同周期的X、Y、Z三种元素，已 知其氢化物分别为XH3、H2Y、HZ，则 下列判断正确的是（ B ）
• A.原子半径 Z > Y > X
越小。如Fe>Fe2+>Fe3+ • 6、同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。
• 7、稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
0.152nm
第三周期Al的原子半径0.143nm
•
Li > Al
• 其它原子按照电子层优先原则 （应试）
同周期
同主族
（从左到右） （从上到下）
最外层电 由1→8 子数
特征电子 从ns1→ns2 np6 排布
相同
相同（ns1～2或 ns2np1～6)
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
周期、族与电子层构型
S区元素价电子特征排布为ｎS1~2 p区元素特征电子排布为ns2np1~6
价电子数=主族序数
ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2 ； 最高能级组中的电子总数=族数 ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2； 最外层电子数=族数
• B．Z的非金属性最强
• C．氢化物还原性XH3 > H2Y > HZ，稳 定性XH3 > H2Y > HZ
• D．最高氧化物对应水化物H3XO4酸性 最强
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
3、第一电离能：
• 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 需要的最低能量叫做第一电离 能(用I1表示)。+1价正离子再 失去一个电子所需能量称为第 二电离能，依次类推。
• ③第一电离能是元素的金属活泼性的衡量尺度。 • 电离能大小反映了原子失去电子的难易。元素的
第一电离能越小表示其越容易失去电子，即该金 属的金属性越强。 • ④电离能的大小取决于原子的有效核电荷、原子 半径以及原子的电子层结构。
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
增金 强属
性 逐 渐
二、元素性质的周期性
非金属性逐渐增强
B Al Si
Ge As Sb Te
Po At
渐非 增金 强属
性 逐
金属性逐渐增强 第2讲原子结构与元素性质与周期
性
主族ⅠAⅡAⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
元素性质 同周期元素（左→右） 同主族元素（上→下）
• (5)了解元素电离能的含义，并能用以说明 元素的某些性质。(选考内容)
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
• 元素的性质随着原子序数的递 增呈现周期性的变化规律，这 个规律叫做元素周期律
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
一、电子排布的周期性：
• 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。 如：Li<Na<K<Rb<Cs
• 3、同主族元素的原子半径和离子半径随核电荷数的增 大而增大。如：F-<Cl-<Br-<I-
• 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减 小。
• 如：F-> Na+>Mg2+>Al3+ • 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径
1、微粒半径大小比较规律
• 判断的依据 • 电子层数： 相同条件下，电子层越
多，半径越大。 • 核电荷数： 相同条件下，核电荷数
越多，半径越小。 • 最外层电子数： 相同条件下，最外
层电子数越多，半径越大。
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
具体规律
• 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小 （稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
最外层电子数 逐渐增多（1e—→8e—）
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
主要化合价
最高正价逐渐增大 （＋1→＋7）
最低负价＝－(8－主 族序数)
最高正价、最低负价相 同
（除F、O外） 最高正价＝主族序数
最高价氧化物 对应水化物 的酸碱性
碱性逐渐减弱，酸性 酸性逐渐减弱，碱性逐
逐渐增强
渐增强
非金属元素气 态氢化物的 稳定性
性越小，则其金属性越强
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
2、元素的金属性或非金属性强弱的 判断依据---非金属性强弱
• ①与H2化合的难易及氢化物的稳定性 • ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 • ③单质的氧化性或离子的还原性 • ④互相置换反应 • ⑤一般来说元素第一电离能越大，电
负性越大，其非金属性越强
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
2、元素的金属性或非金属性强弱的 判断依据---金属性强弱
• ①与水反应置换氢的难易 • ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 • ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中
在阴极上得电子的先后） • ④互相置换反应(金属活动性顺序表) • ⑤原电池反应中正负极（负极活泼） • ⑥一般来说，元素第一电离能越小，电负
第2讲 原子结构与元素性质的 周期性1
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
[考试目标]
• (1)掌握元素周期律的实质,了解元素周期表 (长式)的结构(周期、族)及其应用。
• (2)以第3周期为例,掌握同一周期内元素性 质的递变规律与原子结构的关系。
• (3)以ⅠA和ⅦA族为例,掌握同一主族内元 素性质的递变规律与原子结构的关系。
逐渐增强
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
逐渐减弱
主族ⅠAⅡAⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
元素的金 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐减
属性和非 非金属性逐渐增
弱
金属性
强
金属性逐渐增强
得失电子 能力
失减得递增
得减失递增
第一电离 呈增大的趋势 呈减小趋势 能
电负性
电负性逐渐增大 电负性逐渐减小 第2讲原子结构与元素性质与周期 性
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
• ①同一种元素的逐级电离能的大小关系： I1<I2<I3<I4<I5……
• ②同一种元素的逐级电离能差值越大，越容易形 成稳定的价态。
• 实例： 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。
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
金属活动性顺序表：
• K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>F e>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg> Ag>Pt>Au
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
• 例1：同周期的X、Y、Z三种元素，已 知其氢化物分别为XH3、H2Y、HZ，则 下列判断正确的是（ B ）
• A.原子半径 Z > Y > X
越小。如Fe>Fe2+>Fe3+ • 6、同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。
• 7、稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
0.152nm
第三周期Al的原子半径0.143nm
•
Li > Al
• 其它原子按照电子层优先原则 （应试）
同周期
同主族
（从左到右） （从上到下）
最外层电 由1→8 子数
特征电子 从ns1→ns2 np6 排布
相同
相同（ns1～2或 ns2np1～6)
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
周期、族与电子层构型
S区元素价电子特征排布为ｎS1~2 p区元素特征电子排布为ns2np1~6
价电子数=主族序数
ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2 ； 最高能级组中的电子总数=族数 ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2； 最外层电子数=族数
• B．Z的非金属性最强
• C．氢化物还原性XH3 > H2Y > HZ，稳 定性XH3 > H2Y > HZ
• D．最高氧化物对应水化物H3XO4酸性 最强
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
3、第一电离能：
• 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 需要的最低能量叫做第一电离 能(用I1表示)。+1价正离子再 失去一个电子所需能量称为第 二电离能，依次类推。
• ③第一电离能是元素的金属活泼性的衡量尺度。 • 电离能大小反映了原子失去电子的难易。元素的
第一电离能越小表示其越容易失去电子，即该金 属的金属性越强。 • ④电离能的大小取决于原子的有效核电荷、原子 半径以及原子的电子层结构。
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
第2讲原子结构与元素性质与周期 性
增金 强属
性 逐 渐
二、元素性质的周期性
非金属性逐渐增强
B Al Si
Ge As Sb Te
Po At
渐非 增金 强属
性 逐
金属性逐渐增强 第2讲原子结构与元素性质与周期
性
主族ⅠAⅡAⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
元素性质 同周期元素（左→右） 同主族元素（上→下）