原子结构与元素周期表

原子结构与元素周期表

高三一轮复习 物质结构 元素周期律 第一节 原子结构 原子结构模型的演变 汤姆生原子模型（1897年）：“葡萄干面包式”原子结构模型 卢瑟福原子模型（1911年）：带核的原子结构模型 波尔原子模型(1913年):分层模型 现代原子模型:电子云模型 道尔顿原子模型（1803年）：原子是实心球 原子的组成：由居于原子中心的带正电荷的原子核和核 外带负电的电子组成。 一、原子核 2、体积：原子核比原子小很多，半径为原子半径的几万分之一，体 积只有原子的几百万亿分之一，好比一个体育场中心的一只蚂蚁 3、电性：带正电荷 4、组成：由若干个带正电的质子和若干个不带电的中子组成原子核 所带的电荷数等于质子数(一个单位的电荷等于1.60×10－19C) 即 核电荷数=质子数=核外电子数 1、位置：原子中央 5、质量 m(12C)= 1.993×10－26kg 1836 1 10993.112 1 10109.9 )(12 1 10109.9)( 26 31 12 31       kg kg Cm em ①中子的质量最大，电子的质量最小； ②中子和质子的质量近似相等； ③相对质子和中子，电子的质量很小，可以忽略，原子的质量都集 中在原子核上。 007.1 10993.112 1 10673.1 )(12 1 10673.1)( 26 27 12 27      kg kg Cm kgZm ④质量数： 将质子和中子的相对质量都取1，再将原子核中的质子数和中子数 加起来的数值，就是原子核的质量数。 即 质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) 由于电子的质量相对原子核而言太小，整个原子的质量都集中在原子 核上，可以将电子的质量忽略，则 质量数≈相对原子质量 就如太阳系：太阳是太阳系的 中心天体，占总质量的99.86% 【注意】 质子数≠中子数 中子星——是恒星演化到末期，经由重力崩溃发生超新星爆炸之后，可能成为的少数终点之一。 简而言之，即质量没有达到可以形成黑洞的恒星在寿命终结时塌缩形成的一种介于恒星和黑洞的 星体，其密度比地球上任何物质密度大相当多倍。 中子星的密度为1011kg/cm3，也就是每立方厘米的质量竟为一亿吨之巨！是水的密度的一百 万亿倍.对比起白矮星的几十吨/立方厘米，后者似乎又不值一提了。如果把地球压缩成这样,地球 的直径将只有22米！在中子星上的核桃大小的物质,必须要用几万吨级的轮船才能运载。事实上， 中子星的质量是如此之大，半径十公里的中子星的质量就与太阳的质量相当了。 同白矮星一样，中子星是处于演化后期的恒星，它也是在老年恒星的中心形成的。只不过 能够形成中子星的恒星，其质量更大罢了。根据科学家的计算，当老年恒星的质量大于十个太阳 的质量时，它就有可能最后变为一颗中子星，而质量小于十个太阳的恒星往往只能变化为一颗白 矮星。 但是，中子星与白矮星的区别，不只是生成它们的恒星质量不同。它们的物质存在状态是 完全不同的。 简单地说，白矮星的密度虽然大，但还在正常物质结构能达到的最大密度范围内：电子还 是电子，原子核还是原子核。而在中子星里，压力是如此之大，白矮星中的简并电子再也承受不 起了：电子被压缩到原子核中，同质子中和为中子，使原子变得仅由中子组成。而整个中子星就 是由这样的原子核紧挨在一起形成的。可以这样说，中子星就是一个巨大的原子核。中子星的密 度就是原子核的密度。中子星的质量非常大由于巨大的质量就连光线都是呈抛物线挣脱。 6、表示某种特定原子的方法： XA Z H1 1 H2 1 H3 1 C12 6 C14 6 H1 H2 H3如： 、 、 、 、 。 可以省略为 H1 1【思考1】是否所有原子的原子核中都存在中子？——否， 无中子 【思考2】 中，各个数字表示什么含义？－1 2 2 18 8 O 【思考3】 什么关系？H1 H2 H3 元素：具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子叫元素； 核素：某种具有一定数目质子和中子的原子称为核素； 同位素：把原子中具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素。 H1 1如：H是氢元素， 是核素， 互称为同位素。H1 H2 H3 核素 1H 2H 3H 名称1 氢 重氢 超重氢 名称2 氕piē 氘dāo 氚chuān 符号 H D T 小结：原子核相对整个原子而言，体积非常小，但集中了几乎整 个原子的质量，原子核的质量数约等于原子的相对原子质量。 练习：若由1H、2H、3H和16O、18O构成水分子，请问能 形成相对分子质量有哪些的水分子？ 最小：H216O——18 最大：D218O——24 扩大到宇宙 缩小到原子 二、核外电子的运动 1、核外电子的运动特征 ①核外电子作高速运动——接近光速 电子云密度大的地方，表示电子出现的几率大(机会多)； 电子云密度小的地方，表示电子出现的几率小(机会少)。 ②电子运动的空间范围仅限原子核外的空间——宏观而言，运动范围 很小；相对原子而言，运动范围很大 ③核外电子的运动没有确定的轨道——不能同时测定电子在某一时刻 的位置和运动速率 ④用电子云表示电子出现的几率 2.核外电子排布规律 离核越近，能量越低 ⑴能层n——根据电子能量的不同，将核外电子划分为1、 2、3、4、5、6、7……能层（即电子层）。表示为K、L、 M、N、O、P、Q…… 能层 一 二 三 四 五 六 七 … 符号 K L M N O P Q … ⑵能级（ l ）——多电子原子中，同一能层的电子， 电子的能量不同，每一能层又划分为不同的能级 l = 0，1，2，3，4，……（n－ 1） 表示为 s、p、d、f、g、h…… 即 s = 0， p = 1， d = 2，f = 3……         g5f5d5p55sO f4d5p44sN d3p33sM p22sL 1sK 、、、、，五个能级第五能层 、、、，四个能级第四能层 、、，三个能级第三能层 、，二个能级第二能层 ，一个能级第一能层 ⑶轨道（ m）——每一个能级中，电子的运动又分为 不同的轨道 m = 2 l +1 s 能级， m = 2 ×0 +1=1，即有一个轨道 p 能级， m = 2 ×1 +1=3，即有三个轨道 d 能级， m = 2 ×2 +1=5，即有五个轨道 f 能级， m = 2 ×3 +1=7，即有七个轨道 … ⑷自旋：每一个轨道上最多可以容纳2个自旋相反的 电子 轨道和电子数                             4f 4d 4p 4s 3d 3p 3s 2p 2s 1s 能级 能级 能级 能级 能级 能级 能级 能级 能级 能级 N M L K 能层 能级 轨道 电子数 1 2 1 2 3 6 1 2 3 6 5 10 7 14 1 2 3 6 5 10 2×12=2 2×22=8 2×32=18 2×42=32 每层最多容纳的电子数为2n2 3.核外电子排布遵循的规律 K L M N O P 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 电子层 轨道 核 外 电 子 填 充 顺 序 图 7 轨道能量顺序 1s→2s →2p →3s →3p →4s →3d →4p →5s →4d →5p →6s →4f →5d →6p →7s →5f →6d →7p n s ＜ (n －2)f ＜ (n －1) d ＜ n p (1)构造原理 ⑵泡利原理 泡利原理：在能级的每一个轨道中，最多能容纳2个电子， 这两个电子的自旋相反，有顺时针和逆时针两个自旋方向， 用“↑”和“↓”表示。 ⑶洪特规则：当电子分布到同一能级的不同轨道中，首先 以相同的自旋方式占据不同的轨道 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d C(6) N(7) O(8) K(19) Cr(24) Ti(22) Cu(29) ↑↓ ↑↑↓ ↑ ↑↓ ↑↑↓ ↑ ↑ ↑↓ ↑↑↓ ↑ ↑↓ ↑↑↓ ↑↓ ↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↑↓ ↑↓ ↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↑↓ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 思考：为什么24号元素Cr和29号元素Cu的4s能 级只填充了一个电子，而能量高的3d能级填充 了5个和10个电子？ 若轨道全充满、半充满、全空时都是较稳定的。 注意：只有核外电 子排布满足稀有气 体结构时才能称为 稳定结构 ⑴核外电子排布式 根据构造原理，按照能量高低，核外电子填充每一个能级。 1s2 2s22p1 1s2 2s22p6 3s23p1 1s2 2s22p6 3s23p6 4s1 1s2 2s22p6 3s23p63d1 4s2 1s2 2s22p6 3s23p63d6 4s2 K L M N B Al K Sc Fe 小结：原子核外电子排布 ⑵核外电子排布图或轨道表示式 1s 2s 2p C(6) ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ N(7) ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 1s 2s 2p 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s Cr(24) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↑↑ ↑ ↑↑↑↓↑↓↑↓ ↑↓↑↓↑↓ Cu(29) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↑↓↑↓↑↓ ↑↓↑↓↑↓ ↑↓↑↓ ↑↓↑↓↑↓ 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 思考与交流 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s2 4p5 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s2 4p6 1.写出溴和氪的电子排布式，它们的最外层有几个电子？ 35Br 36Kr [Ne]3s1 简化为 Na：1s22s22p63s1 Ne：1s22s22p6 2.电子排布式可以简化，如Na可以简写为[Ne]3s1。试问： 上式中方括号里的符号意义是什么？仿照上式写出O、 Si、 Fe的简化电子排布式？ 表示钠的内层电子排布与稀有气体元素Ne 的核外电子排布相同 [He]2s22p4 [Ne]3s23p2 8O 14Si 26Fe [Ar]3d64s2 能量最低原理、基态与激发态、光谱 (1)能量最低原理：核外电子排布遵循构造原理而使 整个原子的能量处于最低状态。此时称为 基态原子 (2)激发态：当基态原子的电子吸收能量后,电子会跃 迁到较高能级成为激发态原子,激发态原子不稳定， 电子又会跃迁回较低能级，并释放出能量。 主要能量形式为光辐射 电子在跃迁时，从较高能量的激发态跃迁到较低能 量的激发态乃至基态时，将释放能量，相反则吸收 能量。 原子光谱 不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光， 可以用光谱仪摄取各种元素的电子吸收光谱或发射光 谱，总称为原子光谱。 光谱分析：利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素， 称为光谱分析。 焰色反应原理：当灼烧某元素的时候，该原子的核外 电子吸收能量跃迁至激发态，激发态不稳定，电子又 跃迁回基态，同时以特定频率的光释放能量 锂的发射光谱 汞的吸收光谱 氦的发射光谱 汞的发射光谱 锂的吸收光谱 氦的吸收光谱 暗 线 吸 收 光 谱、 亮 线 发 射 光 谱 练习.当碳原子的核外电子排布由 转变为 时，下列说法正确的是： A.碳原子由基态变为激发态 B.碳原子由激发态变为基态 C.碳原子要从外界环境中吸收能量 D.碳原子要向外界环境释放能量 A C 2、以下电子排布式是激发态排布式的是（ ） A、1s22s1 B、1s22s22p63s2 C、1s22s22p3 D、1s22s22p63p1 D 电子云 对电子运动的描述： •电子的质量很小，只有9.109×10-31kg； •相对于宏观物体而言核外电子的运动范围很小； •相对原子核而言，运动范围很大； •电子的运动速率很大； •没有固定的轨迹 测不准原理 电子云：处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间 概率密度分布的形象化描述。 密度大：表示该区域电子出现的机会越多； 密度小：表示该区域电子出现的机会越小。氢原子电子云 电子云轮廓图 将电子在原子核外空间出现概率90%的区域圈出来形成的图像 s能级电子云：球形对称分布 半径：r1s＜ r2s ＜ r3s ＜ r4s 常把电子出现的概率约为 90%的空间圈出来 p能级电子云：哑铃对称分布，且三个轨道相互垂直分布，称为px、 py、pz x y z x y z x y z 1s 2s 3s 第二节 原子结构与元素周期表 元素周期表： 将电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的 顺序从左到右排成横行，再把不同横行中价电子数相 同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成一纵 行，这样得到的一张表叫元素周期表。 一、元素周期表的结构 1、周期：具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列成的一个横行。 除第一周期外, 各周期均以填充 s 能级的元素开始, 并以填充满 p 能级的元素终止 （第一周期除外） 6s1 6s26p6 5s1 5s25p6 4s1 4s24p6 3s1 3s23p6 2s1 2s22p6 1s1 1s2 周 期 ⅠA 零族 价电子 能级组 一 二 三 四 五 六 七 H:1s1 Li:[He]2s1 Na:[Ne]3s1 K:[Ar]4s1 Rb:[Kr]5s1 Cs:[Xe]6s1 Fr:[Rn]7s1 He:1s2 Ne:1s22s22p6 Ar:1s22s22p63s23p6 Kr:1s22s22p63s23p63d104s24p6 Xe:1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 Rn:1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6 … 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p … 请写出ⅠA和零族元素的核外电子排布式。 周期元素数目=相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数 元素所在周期的判断：周期数=电子层数 周期 能级组内原子轨道 元素数目 最多电子数 1 2 3 4 5 6 7 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 2 8 8 18 18 32 32(排满) 2 8 8 18 18 32 未满 1s→2s →2p →3s →3p →4s →3d →4p →5s →4d →5p →6s →4f →5d →6p →7s →5f →6d →7p ③第六周期的镧系有15种元素，第七周期的锕系15种元素，它们的电子层结构和性 质相似，归在一起，在元素周期表中占一格； ④84号元素Po之后的多为放射性元素； ⑤92号元素U以后的元素多为人工制得的元素 ⑥每周期所容纳的元素数目=相应外围电子能级组中原子轨道所能容纳的电子总数 特征： ①每一周期的电子层数相同； ②除了第一周期，每一周期的元素都是从最外层电子数为ns1的碱金属元素过渡到 最外层电子数为ns2np5的卤族元素，最后以稀有气体元素结束；即核外电子排布 ns1 ~ ns2 ~ (n－1)d1ns2 ~ (n－1) d1ns2 ~ ns2np1 ~ ns2np6 例外46Pd 根据构造原理：为什么最外层最多排8个电子？ 每层填充的电子要超过8个，除了填充s、p能级外，还应填充d能级。 由于E(n+1)s＜End，如E4s＜E3d 。要填充nd能级，根据能量最低原理， 必须先填充(n+1)s能级。然而当电子进入(n+1)s能级后，就增加了一 个电子层， nd即成为次外层。也就是说，最外层电子只能填充ns、 np能级，最多8个电子。 次外层为什么最多填充18个电子？ 每层填充的电子要超过18个，除了填充s、p 、d能级外，还应填充f能 级。由于E(n+2)s＜Enf，如E6s＜E4f 。要填充4f能级，根据能量最低原理， 必须先填充6s能级。然而当电子进入6s能级后，就增加了一个电子层， 4f即成为倒数第三层。也就是说，次外层电子只能填充ns、np、nd能 级，最多18个电子。 2、族：具有相同价电子数的元素按电子层数递增的顺序排成一纵行 ⑴主族A：由短周期元素和长周期元素共同构成的族；特征是价电子排布为ns1 、 ns2 、ns2np1 ~ ns2np5 主族序数=价电子数=最外层电子数 包含：元素周期表中的1、2、13、14、15、16、17列，共7个主族； ⑵副族B：包含3、4、5、6、7、11、12列，共7个副族；以外围(n－1)d+ns的 电子总数判断 A、价电子总数为3~7，IIIB~VIIB族 B、价电子总数为11~12，IB和IIB族 ⑶第VIII族：包含8、9、10三列；价电子总数为8~10，VIII族 ⑷O族：18列，稀有气体元素。 表示方式：用罗马数字(I、II、III、IV、V、VI、VII)表示族序数，在后加上A 或B表示主族或副族 如：第一主族：第IA族 第四副族：第IVB族 第八族：第VIII族 O族 【思考1】碱金属元素在哪一族？该族全是碱金属元素吗？ 【思考2】副族元素和第VIII族为何称为过渡元素？ 答：第IA族，除了碱金属元素，还有H元素。 答：过渡元素介于s区和p区之间，它们的(n－1)d能级电子由未充满向充满过渡。 f镧系 锕系 3、区的划分 分区原理：除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 ds区为什么名称与其他区不同？ ds区只有两列，第11列的Cu、Ag、Au和12列的Zn、 Cd、Hg，由于该区开始的第11列按照构造原理进行电 子排布时，电子排布式中最后两个能级的电子排布应 为(n－1)d9ns2，而事实却是(n－1)d10ns1，可理解为 先填满了(n－1)d能级后再填充ns能级。 ⑤f 区元素：镧系和锕系 1 ~ 1 4 0 ~ 2 2 ( 2 ) f ( 1 ) d sn n n  ①s 区元素：ⅠA、ⅡA（碱金属、碱土金属元素） 价电子排布为ns1和ns2 ②p 区元素：ⅢA~ⅦA族和0族 价电子排布为ns2np1~6 ③d 区元素：过渡元素，ⅢB~ⅦB族和 Ⅷ族； 价电子排布为(n－1)d1~10 ns1~2 (Pd无 s 电子) ④ds 区元素： ⅠB和ⅡB 价电子排布为(n－1)d10 ns1~2 思考：为什么s区、d区、ds区的元素都是金属元素？ 因为它们的最外层电子皆为ns1~2，在化学反应 中，容易失去最外层电子和次外层的(n－1)d 电子。 副族元素为何称为过渡元素？ 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？ 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？ 【科学探究】 副族元素介于s区和p区之间，它们的(n－1)d能级电子由未充满 向充满过渡。 因为该区为p区，外围电子排布为ns2np1~6，价电子数较多，在化 学反应中容易得到电子。 处于非金属三角区边界上的元素兼具金属和非金属的特性，在 化学反应中既难得到电子，也难失去电子。 练习：1、根据元素周期表推测，85号、39号、60号元素 所在的位置？ 答：85号：第6周期，VIIA族 39号：第5周期，IIIB族 60号：第6周期，IIIB族 85 17列 解析：稀有气体元素的原子序数： 2 10 18 36 54 86 118 39 3列 60 2、由氯原子35Cl、37Cl和氢原子1H、2H、3H，组成HCl分 子共有 种。6 3、X、Y、Z和W代表原子序数依次增大的四种短周期元素，他们满足以下条件： ①在元素周期表中，Z、Y相邻，ZW相邻； ②Y、Z、W的最外层电子数之和为17； ⑴Y、Z、W是否位于同一周期？理由是什么？ ⑵Y、Z、W分别是什么元素？Y Z W 答：不位于同一周期；若它们位于同一周期，则按Y、Z、 W的顺序原子序数依次递增，设Z的最外层电子数为x，则(x －1)+x+(x+1)=17，x无正整数解 解：Y、Z、W在元素周期表中的关系为 设Z的最外层电子数为x，则(x－1)+x+x=17，x=6 N O S 二、元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增发生周期性的递变，称为元素周期律。 性质包括 核外电子排布 元素的化合价 元素的金属性和非金属性 原子半径 电离能 电负性 1.原子结构的递变规律 ㈠每一周期原子结构的递变规律 ⑴原子序数：从左到右，依次递增； ⑵核外电子排布： 电子层数：相同 价电子数：ns1 ~ ns2 ~ (n－1)d1~10ns1~2 ~ ns2np1~6 ⑶原子半径：随着原子序数递增，半径依次减小 ⑷化合价： 最高正价：从+1到+7价递增 最低负价：从－4到－1价递增 ㈡每一族原子结构的递变规律 ⑴原子序数：从上到下，依次递增；(按2、8、8、18、18、 32增加) ⑵核外电子排布：价电子数相同； 电子层数依次递增； ⑶原子半径：依次增加； ⑷化合价：具有相似性； 小结：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、 原子半径和化合价都呈现周期性的变化。 原子半径的周期性变化 原子半径的大小取决于 能层数、核电荷数两个 因素；电子的能层越多， 电子之间的负电排斥使 原子半径增大；核电荷 数越大，核对电子的引 力越大，将使原子半径 缩小 递变规律： 从左到右，逐 渐减小 从上到下，逐 渐增大 判断原子、离子半径大小 ⑴原子、离子半径的大小取决于能层数、核电荷数以及核外电子数等几个因素； ——电子的能层越多，电子之间的负电排斥使原子半径增大；核电荷数越大，核 对电子的引力越大，使原子半径缩小 ⑵微粒半径的比较方法： ①原子半径：依据元素周期表分析 •同周期元素的原子：核电荷数越大，半径越小； 原因：电子层数相同，原子核中正电荷越多，原子核对核外电 子的作用力就越大，半径越小 •同族元素的原子：核电荷数越大，半径越大； 如：rLi＜rNa＜rK＜rRb＜rCs rF＜rCl＜rBr＜rI ②同种元素的原子和离子比较：阴离子半径大于其原子半径；阳离子半径小于其 原子半径 r原子＞r阳离子 r原子＜r阴离子 • 阴离子：原子得到电子形成阴离子后，电子层数不变，核外电 子数增加，负电荷增加，电子间的排斥作用增大，半径增大； • 阳离子：主族元素失去电子形成阳离子后，电子层数减少一个； 过渡元素不一定减少电子层数，但负电荷减少，电子间的排斥 作用减小，半径减小； 如：rCl＜rCl- rNa+＜rNa rFe3+＜rFe2+ ③离子半径：电子层数越多的离子，半径越大；核外电子排布相同的离子，核电荷 数越大，半径越小 原因：电子数相同，核电荷数越多，原子核对核外电子的作用力 越大，半径越小   22 CaKClS rrrr   NaOKS rrrr 22如： 小结：微粒半径的比较方法 ⑴原子半径：从元素周期表入手； ⑵同种元素的原子和离子比较：r原子＞ r阳离子 r原子＜ r阴离子 ⑶离子半径：电子层数越多，半径越大 核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小 例：1、下列微粒中，半径大小的次序正确的是( ) A．K+＞Ca2+＞Cl－＞S2－ B．Ca2+＞K+＞ S2－ ＞Cl－ C．Ca2+＜K+＜Cl－＜ S2－ D． S2－ ＜Cl － ＜K+＜Ca2+ C 2、除放射性元素和稀有气体元素外，元素周期表中哪种元素的原子半径最大，哪 种最小？ Cs最大，H最小，F其次 2、化学性质的递变规律 结 构 性 质 决 定 体 现 ⑴判断金属性强弱的方法 ①单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度——越容易反应，金属性越强； ②最高价氧化物对应的水化物(最高价氢氧化物)碱性的强弱——最高价氢氧化物 碱性越强，金属性越强； ③金属性强的金属(活泼金属除外)能将金属性弱的金属从其盐中置换出来； 如： • K比Na更容易与水反应； • Mg(OH)2的碱性比Al(OH)3强； 反之④金属性越强，单质与水或酸反应置换出氢气就越容易； ⑤金属性越强，最高价氢氧化物碱性越强。 ⑵判断非金属性强弱的方法 ①单质与H2反应生成气态氢化物的难易程度——越容易反应，非金属性越强； ②生成的气态氢化物的稳定性——氢化物越稳定，非金属性越强； ③最高价氧化物对应的水化物(最高价含氧酸)酸性的强弱——最高价含氧酸酸性越 强，非金属性越强； ④部分非金属性强的非金属单质能将非金属性弱的非金属单质从其盐中置换出来； 反之 ⑤非金属性越强，单质与H2反应就越容易； ⑥非金属性越强，对应的氢化物就越稳定； ⑦非金属性越强，最高价含氧酸的酸性越强。 如： • 已知酸性HNO3>H2CO3，则非金属性N>C • 已知F2和H2只要混合就会爆炸，而Cl2和H2混合后需要光照或点燃才爆 炸，说明非金属性 F>Cl • 已知HCl比HI稳定，说明非金属性Cl>I • 已知非金属性Cl>Br>I，则稳定性HCl>HBr>HI，酸性HClO4> HBrO4> HIO4 例如：设计实验证明S、C、Si非金属性强弱。 答：将稀硫酸与Na2CO3反应生成的气体通入到 Na2SiO3溶液中，若溶液中产生了白色沉淀，则 非金属性S>C>Si ④硅酸H2SiO3是一种很弱的酸； ⑤磷酸H3PO4是一种中强酸； ⑥硫酸H2SO4是一种二元强酸； ⑦高氯酸HClO4是无机酸中最强的酸。 非金属性：Si＜P＜S ＜Cl 以第三周期为例： ①Na与水剧烈反应2Na+ 2H2O =2NaOH+H2↑ ②Mg能与沸水反应，说明Mg的金属性较强，但比Na弱。 Mg+ 2H2O Mg(OH)2+H2↑ ③Al既能与稀盐酸反应，也能与NaOH溶液反应 2Al+ 6H+ = 2Al3+ +3H2↑ 金属性：Na> Mg >Al ⑶同周期元素性质的递变规律：同周期元素从左到右，随着原子序数的递增， 金属性减弱，非金属性增强； ⑷同主族元素性质的递变规律：同主族元素从上到下，随着原子序数的递增，金 属性增强，非金属性减弱； l 碱金属元素，从Li到Cs，随着原子序数的递增，金属性增强，非金属性减弱 Ø单质与水反应越来越剧烈 Ø氢氧化物的碱性越来越强 l 卤族元素，从F到I，随着原子序数的递增，非金属性减弱，金属性增强 Ø单质与H2反应越来越困难 Ø氢化物越来越不稳定(氢卤酸酸性依次增强) Ø最高价含氧酸的酸性(除F外)依次减弱 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。 本质：随着原子序数的递增，元素原子核外电子排布呈现周期性的 变化。 【思考】元素金属性、非金属性的递变与原子结构什么关系？ 答：原子半径越大，失电子能力越强，金属性越强；原子半径 越小，得电子能力越强，非金属性越强； 金属性与非金属性 •同周期元素从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，原子失去电子 的能力减弱，得到电子能力逐渐增强，金属性减弱，非金属性增强； •同主族元素从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，原子失去电子 的能力增强，得到电子能力逐渐减弱，金属性增强，非金属性减弱； •除放射性元素外，Cs的原子半径最大，金属性最强；F的原子半径最 小(H除外)，非金属性最强 •B、Si、As、Te、At是金属与非金属的交界线，交界线附近的金属元 素和非金属元素的性质都较弱，具有较典型的半导体性质。 •化合价——与元素原子的价电子有关 主族元素：价电子数等于最外层电子数 最高正价：等于最外层电子数 最低负价：得到的电子数，等于8－最外层电子数 │最高正价│+│最低负价│= 8 3、电离能的周期性变化 第一电离能：气态电中性基态原子失去第一个电子转化为气态基态正离子所 需要的最低能量。 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，第一电离能数值越小，原子越容 易失去一个电子，元素的金属性越强；反之，金属性越弱，非金属性越强。 可表示为 A(g) － e－ →A+ (g) 同一周期：由左至右大致增大 同一主族：由上至下大致减小 元素的第一电离能的周期性变化 反常例： Li 539 Be 832 B 830 （小） 1s2 2s2 2p1 C 1126 N 1453 1s2 2s2 2p3 O 1362（小）1s2 2s2 2p4 F 1742 Ne 2157 【思考1】按照元素周期律的递变规律，同周期中IIIA元素、VIA元素的第一电离 能应该比IIA、VA元素的第一电离能大，而实际为什么出现反常？ 答：因为IIIA元素原子的最外层电子排布式为ns2np1，而IIA元素原子的最外层电子 排布式为ns2，IIIA元素的原子容易失去一个电子形成np能级全空状态，而IIA元素 已经达到较稳定状态，相对而言，难失去一个电子； 【思考2】碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？ 第一电离能越小，越容易失去电子，金属的活泼性越强。因此，碱金属的 第一电离能越小，金属的活泼性越强。 VIA元素的最外层电子排布式为ns2np4，而VA元素的最外层电子排布式为ns2np3， VIA元素的原子容易失去一个电子形成np能级半充满状态，而VA元素已经达到较 稳定状态。 多电子原子逐级电离能 Na Mg Al 电 离 能 kJ/mol 第一电离能I1 496 738 578 第二电离能I2 4562 1451 1817 第三电离能I3 6912 7733 2745 第四电离能I4 9543 10540 11575 第五电离能I5 13353 13630 14830 第六电离能I6 16610 17995 18376 第七电离能I7 20114 21703 23293 【思考3】钠、镁、铝逐级失去电子的电离能为什么越来越大？这些数据跟钠、 镁、铝的化合价有什么联系？ 阳离子所带正电荷数增大 再失去1个电子需克服的电性引力越来越大 消耗的能量越来越大 为何原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟元素的化合价有什么联系？ 答：①当元素原子逐级失去电子后，阳离子所带正电荷数增，大再失去1个电子 需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越多，所以原子的逐级电离能越 来越大。 ②若第几电离能较小，就容易失去几个电子，就能形成正几价。 答：当Mg失去2个电子后达到了稳定结构，难以再失去电子，所以第三电离能远 大于第一、二电离能。 由此得到的结论是：每一周期中，稀有气体元素的原子第一电离能最大。 ③为什么Mg的第二电离能和第三电离能差值远大于第一、二电离能之间的差值？ ④为何Mg的第一电离能大于Na的第一电离能？ ⑤为何Mg的第一电离能大于Al的第一电离能？ 答：应为Na原子半径大于Mg，原子核对最外层电子的作用力小，所以Na原子第 一电离能大于Mg 答：因为Al原子的最外层电子排布式为3s23p1，而Mg原子的最外层电子排布式 为3s2， Al原子容易失去一个电子形成3p能级全空状态，而Mg原子已经达到较 稳定状态，相对而言，难失去一个电子； 4.电负性 键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。 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。 电负性大小的标准： F：4.0 Li: 1.0 电负性的变化规律： ①同周期：左→右，增大 ②同主族：上→下，减小 电负性是一个相 对数值 表明其吸引电子的能 力逐渐增强 为了比较元素的原子吸引电 子能力的大小，美国化学家 鲍林于1932年首先提出了用 电负性来衡量元素在化合物 中吸引电子的能力。经计算 确定氟的电负性为4.0，锂的 为1.0，并以此为标准确定其 它元素的电负性。 电负性的应用 金属元素＞1.8 非金属元素＜1.8 类金属≈1.8 电负性最大的元素：F 电负性最小的元素：Fr（Fr是放射性元素） 例：NaH中，Na：0.9 H：2.1 Na显正价，H显负价 ⑶判断化合物中元素化合价的正负 ⑵判断化学键的类型 一般：离子键 :成键元素原子的电负性差＞1.7 共价键 :成键元素原子的电负性差＜1.7 例：H：2.1，Cl：3.0 3.0-2.1=0.9 HCl为共价化合物 ⑴判断元素的金属性和非金属性的强弱 2. 查阅下列化合物中的元素的电负性数值 的差值，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 练 习 3. 根据电负性知识，请指出下列化合物中化合价为正值的元素。 CH4 NaH NF3 HClO ICl HBr 1.有以下物质，请判断各元素的化合价。 H—O—O—H C C OH H H O H 科学探究 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元 素的有些性质是相似的(如B和Si的含氧酸盐都能形 成玻璃且互熔)，被称为“对角线”规则。请比较 Li和Mg在空气中的燃烧产物，Be和Al的氢氧化物 的酸碱性，B和Si的含氧酸的强弱，说明对角线规 则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。 1.0 1.5 2.0 1.2 1.5 1.8 Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物 Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+ 2H2O Al(OH)3+ NaOH =NaAlO2 + 2H2O H3BO3、H2SiO3都是弱酸 这些元素的原子半径相差不大，电负性相近。对角线规则是一条经验规则， 只存在在第二和第三周期元素之间。 答：