原子结构和元素的性质讲解.ppt

原子结构和元素的性质 一、原子结构与元素周期表 结论 2、纵列 原子核外电子排布与元素周期表结构有什么内在联系？ 根据元素原子的外围电子排布的特征。可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区和f区。 练习2 已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素的名称、符号以及所属的周期和族。 练习3 已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族。试写出该元素的基态原子的电子排布式、元素名称、符号和原子序数。 小结：原子的电子层结构与元素的分区 s区元素：最后一个电子填充在s能级上的元素。结构特点：ns1和ns2，包括ⅠA族和ⅡA族。除氢外均为金属。 P区元素：最后一个电子填充在p能级上的元素。结构特点：ns2np1-6。 包括ⅢA族-ⅦA族和0族。绝大多数为非金属。 二、元素周期律 包括 ： 1、原子半径的周期性变化 2、元素电离能及其周期性变化 第一电离能:P18 M（g） - e－ →M+（g） （第三课时）电负性、对角线规则 2.电负性的意义 电负性数值的大小衡量元素在化合物里吸引电子的大小。元素的电负性越大，表示该原子对键合电子的吸引能力越大，生成阴离子的倾向越大。反之，吸引能力越小，生成阳离子的倾向越大。 请同学们仔细阅读电负性数值的表格，并分析电负性的周期性递变。说出同周期、同主族元素电负性的递变规律。 原因解释 1、同周期从左至右元素的电负性逐渐增大 原因：同周期从左至右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，有效核电荷递增，对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性只增加 2、同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小 原因：同主族元素从上到下，虽然核电荷数也增多，但电子层数增多引起原子半径增大比较明显，原子和对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的电负性值递减 对角线规则： 某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的。 试从电负性的角度分析对角线规则。 1.锂和镁在空气里燃烧，不生成过氧化物，只生成正常的氧化物（白色，不易溶于水）。 2.铍和铝的氢氧化物都呈两性。 3.硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃，且互溶。硼酸和硅酸都难溶于水。 （3）判断化合物中各元素化合价的正负 电负性数值小的元素在化合物里吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物里吸引电子的能力强，元素的化合价为负值； NaH SO2 ICl 小结：元素电负性及其周期性变化 一般情况下，活泼非金属元素与活泼金属元素以离子键结合形成离子化合物，非金属元素之间以共价键结合形成共价化合物。 成键原子之间是形成离子键还是形成共价键，主要取决于成键原子吸引电子能力的差异。 电负性的应用 科学探究 2.从下表的电离能数据中你能发现一些问题吗？如：电离能的数值大小与原子核外电子排布的关系、金属元素与非金属元素的区别等。请提出并作适当的解释。 84048 71307 13320 10986 7466 5298 3387 1314 O 47216 37818 6220 4619 2351 1086 C 11815 7295 520 Li I8 KJ/mol I7 KJ/mol I6 KJ/mol I5 KJ/mol I4 KJ/mol I3 KJ/mol I2 KJ/mol I1 KJ/mol 元素 电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子的 吸引 能力大小的一个量。 1、电负性的概念： 三、电负性 键合电子：原子通过化学键形成物质，我们把原子里用于形成化学键的电子称为键合电子 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与元素的电负性。 3.电负性大小的标准 分别以氟、锂的电负性为标准。 F： 4.0 Li： 1.0 电负性逐渐 。 增 大 电负性有 的趋势 减小 电负性最大 电负性最小 4、电负性的递变规律： 原因？ 5、电负性的应用 （1）判断元素金属性和非金属性的强弱。 一般认为： 电负性 1.8的元素为非金属元素，电负性数值越大，元素的非金属性越强。 电负性 1.8的元素为金属元素。电负性数值越小，元素的金属性越强。 电负性等于1.8的元素为半金属或准金属元素 大于 小于 一般认为： 如果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 键； 如果两个成键元素间的电