原子结构与元素的性质ppt课件.ppt

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1、第二节 原子结构与元素的性质,元素周期表,对元素的分类：,主族元素,副族元素,短周期元素,长周期元素,金属元素,非金属元素,前三周期，118号,后四周期，18号以后,长周期和短周期元素共同组成,长周期元素单独构成,22种,90多种,【思考】写出每个周期开头元素和结尾元素的最外层电子的排布式的通式？,1s22s1,1s22s22p63s1,1s22s22p63s23p64s1,1s22s22p63s23p63d104s24p65s1,碱金属的电子排布式,1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1,Xe6s1,He2s1,Ne3s1,Ar4s1,Kr5s1,每到出

2、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。,元素周期系的形成是元素原子核外电子排布发生周期性的重复。,能级组,6s 4f 5d 6p5s 4d 5p4s 3d 4p3s 3p2s 2p1s,每个能级组相当于元素周期表中的一个周期,1、周期与能级组,各周期所含元素的种数等于相应能级组中各轨道中最多容纳的电子数之和。,288181832,288181832,主族：,最后一个电子排入ns或np能级,副族：,最后一个电子排入(n-1)d或(n-2)f能级,BB,B、B,族序数最外层电子数,零族：,稳定结构,ns2np6（He除外）,族：,最后一个电

3、子排入(n-1)d,多数元素在化学反应中价数不等于族数,族序数=原子的最外层电子数=价电子数,族序数价电子数=(n-1)d+ns的电子数,3、原子的电子构型和元素的分区,s,d,ds,p,f,分区依据：最后一个电子排入的能级不同（除ds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。,d区元素：包含第IIIB族到VIII族元素，电子构型是(n-1)d19ns12最外层电子数皆为12个，均为金属元素，性质相似。,ds区元素：包括IB族和IIB族元素，价电子构型是(n-1)d10ns12，均为金属元素 。,f区元素：最后一个电子排入(n-2)f能级，包括镧

4、系和锕系元素，均为金属。,【思考】为什么s区、d区、ds区和f区的元素都是金属（氢元素除外）？,区元素：最外层电子构型从ns2np1ns2np6的元素。即IIIAVIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区。,过渡元素,【思考】为什么副族元素和第族元素又称为过渡元素？,副族元素和第族元素（包括d区和ds区元素）介于s区元素（主要为金属）和p区（主要为非金属）之间，处于由金属元素向非金属元素过渡区域。,【思考】为什么在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内？,由于元素价电子层结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的。同周期元素由左向右非金属逐渐增强，金属性逐渐减弱；同主族元素从上到下

5、非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。结果使元素周期表右上角区域主要呈现非金属性。,【思考】为什么处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属？,由于元素金属性和非金属性间没严格的界限，处于非金属三角边缘的元素既能表现出一定的金属性、又能表现出一定的非金属性。,1、原子半径,相邻原子的平均核间距,二、元素周期律,元素的性质随核电荷数增加发生周期性的递变,【思考】原子半径由哪些因素决定？, 电子层数, 核电荷数,电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大,核电荷数越大，核对电子的引力也就越大，将使原子的半径缩小,【思考】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？同主

6、族元素从上到下，原子半径的变化趋势又如何？应如何理解这种趋势？,同一纵行元素的原子与相应离子的半径变化。,原子半径 相应阴离子半径,原子半径 相应阳离子离子半径,电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数的递增而减小。,【思考】试比较 O、F 、 Na 、 Mg 、 Al 的半径大小？,NaMgAlOF,【思考】试比较O2- 、F- 、Na+ 、Mg2+ 、Al3+ 的半径大小？,O2-F- Na+ Mg2+ Al3+,【思考】试比较Na+ 、 Mg2+ 、S2-、Cl-的半径大小？,S2-Cl- Na+Mg2+,H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S C

7、l Ar,化合价,+7+6+5+4+3+2+10-1-2-3-4,1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18,原子序数（Z）,2、元素的化合价,（1）最高正化合价+负化合价= 8（或2）,最高正价等于最外层电子数,（氟、氧元素无最高正价）,（2）金属与非金属元素的化合价的典型差异,金属只显正价非金属既显正价又显负价，通常负价唯一,主族元素的化合价的周期性变化的规律,非金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,【思考】元素周期表中，同周期的主族元素、同主族元素的金属性和非金属性如何变化？,3、金属性和非金属性,金属性,非金属性

8、,与H2反应的条件及生成氢化物的稳定性,最高价氧化物对应水化物的酸性强弱,相互置换,与水或酸反应，置换出H2的难易,最高价氧化物的水化物碱性强弱,相互置换,4、电离能,第一电离能（I1）：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。,第二电离能（I2）：从气态基态一价正离子失去一个电子转化为气态基态二价正离子所需要的最低能量。,第三电离能（I3）？,电离能的大小反映了原子失去电子的难易。,决定电离能大小的因素：,核电荷数,原子半径,（1）概念：,kJ/mol,第一电离能越小，越易失电子，金属越活泼。,（2）元素的第一电离能变化规律,【思考】预测同主族元素原子的第一电离能

9、随核电荷数递 增有何规律？,同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小 。,【思考】预测同周期元素原子的第一电离能随核电荷数递 增有何规律？,同周期元素，从左往右第一电离能总体呈增大趋势。,电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大。即第 A 族、第 A 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。, 一个原子的逐级电离能是逐渐增大：I1 I2 I3 ,【思考】各元素逐级失去电子的电离能有什么特点？,随着电子的逐个失去，阳离子所带正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力越来越大，消耗能量也越来越大。,随着电子的逐个失去，阳离子核外电子逐渐达到稀有气体的稳定结构，再要失去电子需克服的电性引力消

10、耗能量更大（突跃变化）,【思考】观察F元素的逐级电离能，分析变化特点及其原因。,电离能的突跃变化，也说明核外电子是分能层排布的。,5、电负性,元素的原子在分子中吸引键合电子能力的相对大小。,电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。,键合电子：原子中用于形成化学键的电子。,（1）概念,鲍林（美国，1901-1994）,H2.1,Li1.0,Na0.9,K0.8,Rb0.8,Cs0.7,Be1.5,Mg1.2,Ca1.0,Sr1.0,Ba0.9,B2.0,Al1.5,Ga1.6,In1.7,Tl1.8,C2.5,Si1.8,Ge1.8,Sn1.8,Pb1.9,N3.0,P2.1,As2.0,Sb

11、1.9,Bi1.9,O3.5,S2.5,Se2.4,Te2.1,Po2.0,F4.0,Cl3.0,Br2.8,I2.5,At2.2,【思考】观察主族元素的电负性数据（以F=4.0和Li=1.0作为相对标准，稀有气体未计），元素的电负性有何变化趋势？,Na Mg Al Si P S Cl,主族电负性的周期性变化,Li Na K Rb Cs,F Cl Br I At,同一周期，从左到右电负性递增。,同一主族，从上到下，电负性递减。,（2）电负性的变化规律,电负性的大小可用于衡量元素的金属性和非金属性的 强弱。,金属,电负性小于1.8,非金属,电负性大于1.8,类金属,电负性在1.8左右，兼有金属和

12、非金属的性质,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； 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,电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价； 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。,电负性数值大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力大小。,【练习】请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断化合物中化合价为正值的元素？ CH4、NaH、NF3、NH3、SO2、H2S、ICl、HBr,通过成键元素间电负性的差值判断化学键类型。,如果两个成键元素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

13、间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。,【练习】请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物？ NaF、HCl、NO、MgO、KCl、CH4,离子化合物：NaF、MgO、KCl,共价化合物：HCl、NO、CH4,【科学探究】对角线规则,某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质是相似的，称为对角线规则。,Li和Mg的相似性,在空气中燃烧均生成正常的氧化物,4Li+O2=2Li2O,2Mg+O2=2MgO,与N2的化合能力较强，易生成Li3N和Mg3N2,Be和Al的相似性,Be和Al都是两性金属，不仅能溶于酸，也都能溶于碱放出氢气,Be+2NaOH=

14、Na2BeO2+H2,2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2,Be和Al的氢氧化物都是两性化合物，易溶于强碱,BeCl2和AlCl3都是共价化合物。易升华、聚合、易溶于有机溶剂,Be,Al常温下不与水作用，与冷的浓硝酸接触时都发生钝化现象,原子的价电子构型才是决定元素性质的最主要因素，因此，同族元素性质的相似性以及性质的递变规律总是主要的。,【思考】对角线规则产生的原因？,某些主族元素与右下方的主族元素的电负性相近,原子半径逐渐减小，金属性减弱，非金属性增强；第一电离能增大（、反常）；电负性增大（0族除外）,原子半径逐渐增大，金属性增强，非金属性减弱；第一电离能减小（、反常）；

15、；电负性减小（0族除外） 。,【归纳】,【思考】下图是拉姆赛曾用来分离空气中含有的未知气体的实验装置图。,实验中拉姆赛采用灼热的Cu粉除去O2、灼热的Mg粉除去N2的实验方法。,（1）请根据上述实验装置，判断在A、B两处分别放置了何种金属？,（2）实验中需要将气体反复地通过灼热的A管和B管，这是为什么？,（3）为了能够获得较多的未知气体，以便于测其密度，需要适时地向实验装置中补充空气。空气是由液化空气补充。请说明当向装置中鼓入空气时较为合适的操作？,1962年，英国化学家，巴特利特,稀有气体化合物的发现,O2+ PtF6=O2+PtF6-（深红色固体）,第一电离能 O2：1175.7KJ/mo

16、l Xe：1171.5KJ/mol,Xe+PtF6=Xe+PtF6-(橙黄色固体),XeF2、XeF4、XeOF2、XeOF4、XeF6、XeO3、XeO4,PtF6和Xe反应前后,美丽的XeF2晶体,（1）有时大家认为已经完全解决了的问题，实际上并未完全解决。在19世纪末，科学家认为空气的组成已经彻底被弄明白了，谁知其中还隐藏有一整族的元素。倘若雷利人云亦云地接受了当时的结论，惰性气体的发现至少要推迟若干年；,（2）有时一种实验手段似乎没有多大前途，但却可以产生惊人的后果。精确测量气体密度不能算是什么了不起的研究，雷利若是看不起这个平凡的工作（那时他已是知名之士），或不亲自动手，就不会有重大

17、发现；,（3）更重要的是他和拉姆塞不惜付出巨大的劳动。拉姆塞与特拉弗斯曾将百余升液态空气提纯蒸发，逐一检查，这个工作不是懒汉所欢迎的。,自这一段历史我们可以吸收种种教训：,两位科学家通力合作，终于在1860年前后研制出了第一台分光镜。当火焰发出的光通过狭缝、平行光管和棱镜后，就分解成各种彩色线条，不同元素形成不同线状光谱。,1859年，本生和物理学家基尔霍夫开始共同探索通过辨别焰色进行化学分析的方法。,光谱分析：“化学家的神奇眼睛”,1860年5月10日，发现了新元素铯,1861年2月23日，发现了新元素铷,1861年，发现了铊（克鲁克斯）,1863年，发现了新元素铟（赖希和李希特）,镓、钪、锗,利用光谱分析发现的元素：,He,节日燃放的焰火与金属内层的电子跃迁有关,激光的产生与电子受激跃迁有关,d能级的原子轨道图,nd能级有5个能量相等的原子轨道,