1、第二节 原子结构与元素的性质课程标准导航1.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。2掌握同周期主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性、原子半径的变化规律。3掌握同主族元素从上到下，金属性和非金属性、原子半径的变化规律。4能说出元素电离能、电负性的含义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。新知初探自学导引 自主学习一、原子结构与元素周期表 1.元素周期系的形成(1)周期系的形成 随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现_，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 _个电子，出现_，这样形成一个周期，然后又开始由_到_，循环往复形成周期
2、系。碱金属8稀有气体碱金属稀有气体(2)原因：元素周期系的形成是_发生周期性的重复。2.元素周期表的结构(1)周期与族 周期：元素周期表共有7个周期，每个周期包含的元素种类如下：元素的原子核外电子的排布周期 一 二 三 四 五 六 七 元素数目 _ _ _ _ _ _ 32(？)金属元素数目 _ _ _ _ _ _？2 8 8 18 18 32 0 2 3 14 15 30 族：元素周期表中，有_个纵列，除_三个纵列叫第族外，其余15个纵列每一个纵列标作一族。(2)按结构分区 按电子排布特点把元素周期表里的元素分成5个区：_、_、_、_和_。188、9、10s区p区d区f区ds区想一想1原子结
3、构与元素周期表中元素所在的周期序数、主族元素的族序数有什么关系？提示：元素原子的能层数元素所在的周期序数，主族元素原子的价电子数族序数。二、元素周期律 1.元素周期律：元素的性质随_的递增发生周期性递变。2.原子半径：随着原子序数的递增，原子半径发生周期性的变化。(1)周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径_；(2)周期表中的同主族元素从上到下，原子半径_。核电荷数逐渐减小逐渐增大想一想2是否能层数多的元素的原子半径一定大于能层数小的元素的原子半径？提示：不一定，原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。3.电离能(1)概念
4、 _原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的_叫做第一电离能。(2)变化规律 每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能_，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能_;同族元素从上到下第一电离能_。气态电中性基态最低能量最小最大变小4.电负性(1)键合电子和电负性的含义 键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成_的电子。电 负 性：用 来 描 述 不 同 元 素 的 原 子 对_吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力_。化学键键合电子越大(2)衡量标准：以氟的电负性为_作为相对标准，得出各元素的电负性。(3)递变规律 同周期，自左到右，元素原子的电负性_。同主族，自上到下，元素原
5、子的电负性_。4.0逐渐变大逐渐变小想一想3元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化有什么规律？提示：最高化合价和最低化合价逐渐升高；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。自主体验1.(2012北京东城区高二质检)下列关于主族元素性质递变规律的叙述中不正确的是()A同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱 B同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小 C同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大 D同主族元素从上到下，非金属气态氢化物的稳定性逐渐增强解析：选D。同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，因此气态氢化物的稳定性逐渐减弱。2.下列各组元素性质的递变情况错误的是(
6、)ALi、Be、B原子的最外层电子数依次增多BSi、P、Cl元素的最高正价依次升高CN、O、F元素的电负性依次增大DNa、K、Rb元素的第一电离能依次增大解析：选D。A、B、C三选项中的元素分别处于同一周期，随原子序数递增，最外层电子数依次增多，最高正价依次升高，元素电负性依次增大；同一主族从上到下，元素第一电离能依次减小。3.某元素原子的核电荷数为16，则该元素在元素周期表中位于第_周期，第_族；按电子排布可把元素周期表中的元素分为5个区，该元素处于_区，其价电子排布式是_，元素符号是_。解析：核电荷数为16的元素是硫，其基态原子的电子排布式是1s22s22p63s23p4；周期数电子层数最
7、高能层序数，主族序数价电子数。答案：三 A p 3s23p4 S要点突破讲练互动 要点1 核外电子排布与元素周期表 探究导引1 每个周期开头第一种元素(A族)和结尾元素(0族)的最外层电子的排布式的通式如何表示？提示：A族：ns1；0族：ns2np6(第一周期的为1s2)。探究导引2 每个纵列的价电子层的电子总数是否相等？提示：除零族元素中He与其他稀有气体不同外，其余每个纵列的价电子层的电子总数是相等的。要点归纳1.核外电子排布与周期的划分(1)周期划分：依据能级组。根据构造原理，将能量相近的能级分为一组，按能量由低到高可分为七个能级组。同一能级组内，各能级能量相差较小；各能级组之间能量相差
8、较大。每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的能层数等于元素的周期序数。(2)周期元素原子的外围电子排布和元素种数周期 外围电子排布(价电子层)最外层最多容纳电子数 对应能级组 元素种类 A族 0族 一 1s1 1s2 2 1s 2 二 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8 三 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8 四 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18 五 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18 六 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32 七 7s1 8 7s、5f、6d(未完)26(未完)2.核外电子排布与族的划分 族的划分依据原子的价层
9、电子排布。(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(副族和族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电子排布为(n1)d110ns12，BB族元素的价电子数与族序数相同。即时应用1.(2012南昌高二质检)价电子排布为5s25p1的元素，在周期表中的位置是()A第四周期第A族 B第五周期第A族 C第五周期第A族D第四周期第A族 解析：选B。电子层数周期数，价电子数主族元素的族序数，所以该元素位于第五周期第A族。要点2 元素周期表的分区 探究导引3 将元素周期表分成s区
10、、p区、d区、f区和ds区的依据是什么？提示：按电子排布特点把元素周期表里的元素分成5个区，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。探究导引4 元素周期表中的所有副族元素和族元素(即d区和ds区)为什么又称为过渡元素？提示：副族元素和族元素介于s区(主要是金属元素)和p区(主要是非金属元素)之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的区域。要点归纳1.根据核外电子排布分区(1)元素周期表分区图(2)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点分区 元素分布 外围电子排布 元素性质特点 s区 A、A族 ns12 除氢外都是活泼金属元素 p区 A族A族、0族 ns2np16(He除外)最
11、外层电子参与反应(0族元素一般不考虑)d区 B族B族、族(n1)d19ns12(Pd除外)d轨道也不同程度地参与化学键的形成 ds区 B族、B族(n1)d10ns12 金属元素 f区 镧系、锕系(n2)f014(n1)d02ns2 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近 2.根据元素金属性与非金属性分区(1)元素周期表分区图(2)金属与非金属分界线(又称梯形线)元素的金属性和非金属性没有严格的界限,处于金属与非金属分界线附近(即非金属三角区边缘)的非金属元素具有一定的金属性，被称为半金属或准金属,但不能叫两性非金属。如硅既具有金属光泽，又是半导体。处于金属与非金属分界线左边的元素是每个周期
12、的最后一种金属元素，其主族序数周期序数。即时应用2.某元素简化电子排布式为Xe4f46s2，其应在()As区Bp区 Cd区Df区 解析：选D。按电子排布，元素在周期表中的分区，取决于元素原子的最后一个电子所进入的能级，因最后一个电子进入f能级，所以该元素为f区元素。要点3 元素周期律 探究导引5 同一周期的元素，为什么稀有气体的第一电离能最大？提示：在同一周期的元素中，稀有气体的原子结构最稳定，最难失去电子。探究导引6 主族元素原子半径的递变规律与其第一电离能、电负性的递变规律有什么关系？提示：一般地，主族元素的原子半径越小,其第一电离能和电负性就越大。要点归纳1.原子半径(1)影响因素 原子
13、半径的大小取决于两个相反的因素：电子的能层数和核电荷数。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；而核电荷数越大,核对电子的引力也就越大，将使原子的半径缩小。这两个因素综合的结果使各种原子的半径发生周期性变化。(2)变化规律 同周期元素：从左到右，电子的能层数不变,但随核电荷数增多使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。所以原子半径逐渐减小。同主族元素：从上到下，电子的能层数逐渐增多，虽然核电荷数增多，但电子的能层数成为主要因素，所以原子半径逐渐增大。2.电离能(1)电离能的有关规律 第一电离能 a同周期元素：从左到右，原子的
14、第一电离能呈增大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。b同主族元素：从上到下,原子的第一电离能逐渐减小,表示元素原子越来越易失去电子。逐级电离能 a原子的逐级电离能越来越大。首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强,从而电离能越来越大。b逐级电离能的递增有突跃现象。当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。如表所示钠、镁、铝的电离能(kJmol1)元素 电离能 Na Mg Al I1 496 738 578 I2 4562
15、1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9543 10540 11575 金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致。金属活动性顺序是金属原子在水溶液中失去电子的难易，电离能是金属原子在气态时活泼性的量度，所以二者不可能完全一致。(2)电离能的应用 判断主族元素在元素周期表中的族序数、价电子数，进而确定其最高化合价。判断金属原子在气态时失去电子的难易(即金属性强弱)。一般地，原子的第一电离能越小，金属性越强。3.电负性的应用(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)
16、的电负性则在1.8左右,它们既有金属性，又有非金属性。金属元素的电负性越小,金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大,非金属元素越活泼。(2)判断化合物中元素化合价的正负 电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；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。(3)判断化学键的类型 一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。(4)元素“对角线规则”含义：在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐
17、都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。Li、Mg在过量氧气中燃烧都只生成正常的氧化物；Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物；硼酸和硅酸的酸性强度很接近,且都是弱酸。即时应用3.某元素原子的电子排布式为1s22s22p5，下列有关它的描述不正确的是()A属于非金属元素 B除稀有气体元素外，原子半径最小 C除稀有气体元素外，元素的电负性最大 D除稀有气体元素外，在同周期中元素的第一电离能最大
18、解析：选B。除稀有气体元素外，氢元素的原子半径最小，其次是氟。题型探究技法归纳 题型1 核外电子排布与元素周期表 某元素原子共有3个价电子，其中1个价电子位于3d能级。试回答：(1)该元素基态原子的电子排布式为_；例1(2)按电子排布，该元素在元素周期表中所处的区是_,属于_元素(填“金属”或“非金属”)；(3)该元素在元素周期表里的位置是第_周期，第_族；最高化合价是_。【思路点拨】解答此题注意以下两点：(1)解题的关键是正确写出原子的电子排布式.(2)根据原子序数确定元素所在的周期和族。【解析】该元素原子共有3个价电子，其中1个价电子位于3d能级，则其他两个价电子必在 4s 上，故 基 态
19、 原 子 的 电 子 排 布 式 为1s22s22p63s23p6 3d14s2，原子序数是21，在第四周期，第B族，属于金属元素，最高化合价等于价电子数。【答案】(1)1s22s22p63s23p63d14s2 (2)d 金属(3)四 B 3【名师点睛】(1)价电子(即外围电子)是指在化学反应中电子数发生变化的能级上的电子。主族元素的外围电子为该元素原子的最外层电子，副族元素的外围电子与其最外层电子和内层电子有关。(2)由元素的价电子层排布式可知元素在周期表中的位置。周期数电子层数最高能层序数。主族元素的族序数该元素原子的价电子数。副族元素中，BB族(即d区)元素的族序数该元素原子的价电子数
20、；BB族(即ds区)元素的(n1)d全充满时，ns的电子数族序数。(3)最外层电子数为1、2的元素不一定是A、A的元素，还可能是过渡元素或He元素；族序数等于最外层电子数的元素不一定是主族元素，也可能是B族、B族等元素。题型2 电离能的有关规律及其应用(2012黄石高二调研)不同元素的气态电中性基态原子失去最外层一个电子所需要的能量(即第一电离能，设其为E)如图所示。例2试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题：(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是_，各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的_变化规律。(2)同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出
21、现反常现象。试预测下列关系式中正确的是_(填写编号)。E(砷)E(硒)E(砷)E(硒)E(溴)E(硒)(3)估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：_EE(硒)、E(溴)E(硒)。(3)根据同主族、同周期规律可以推测：E(K)E(Ca)Al，故Cl元素化合价为负值。【答案】(1)随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化或同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大(2)F Na 离子键(3)共价 负值(或1)【误区警示】(1)氟是所有元素中电负性数值最大的元素，故在氟的化合物中，氟元素一定显负价，没有正价；(2)元素的金属性和非金属性之间没有严格的界限，因此电负性1.8作为
22、金属元素与非金属元素的分界也不是绝对的；(3)并不是所有电负性差大于1.7的元素都形成离子化合物，如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0,电负性差为1.9，但HF为共价化合物。元素金属性和非金属性强弱的判断 1.元素金属性、非金属性强弱的本质：原子越易失电子，金属性越强。原子越易得电子，非金属性越强。热点示例思维拓展 2.金属性强弱的判断依据(1)根据在周期表中的位置判断 同周期元素,从左至右随原子序数的增加,金属性减弱。同主族元素,从上至下随原子序数的增加，金属性增强。(2)根据元素的性质判断 单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)：反应越易，则金属性越强。最高价氧化物对应水化
23、物的碱性：碱性越强，则对应元素的金属性也就越强。金属间的置换反应：金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，则甲的金属性比乙强。金属阳离子氧化性：阳离子的氧化性越强,对应元素的金属性就越弱。根据原电池原理：一般地，不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼。电负性：元素的电负性越小，则元素的金属性越强。第一电离能：元素原子的第一电离能越小,则元素的金属性越强。3.非金属性强弱的判断依据(1)根据在周期表中的位置判断 同周期元素，从左至右随原子序数的增加,非金属性增强。同主族元素，从上至下随原子序数的增加,非金属性减弱。(2)根据元素的性质判断 单质跟氢气化合的难易程度：越易与氢气反应，则非金属性越强。气态氢化物的稳定性：氢化物越稳定，则对应元素的非金属性就越强。最高价氧化物对应水化物的酸性：酸性越强，则对应元素的非金属性也就越强。非金属元素的原子对应阴离子或氢化物的还原性：还原性越强，则非金属性就越弱。非金属单质间的置换反应：非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液或氢化物中置换出来，则甲的非金属性比乙强。电负性：元素的电负性越大，则元素的非金属性越强。第一电离能：元素原子的第一电离能越大,则元素的非金属性越强。
