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第一节 原子结构机元素周期表


本册书的介绍
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主题1 原子结构与元素性质 主题2 化学键与物质性质 主题3 分子间作用力与物质性质 主题4 研究物质结构的价值

第一章 原子结构与性质

一 、开天辟地—原子的诞生
现代大爆炸宇宙学理论—— 宇宙诞生于约140亿年前的一次大爆炸 大爆炸后约2小时,诞生了大量

的H,少 量的He和极少量的Li 我们今天熟悉的各种元素(原子),都 是从那时起经历了漫长复杂的物理化学变化, 分批分期合成而来的

质子 原子核
原子
A Z

X
核外电子

中子

核电荷数=核内质子数=核外电子数 质量数=质子数+中子数

核外电子的分层排布规律:
(1)先排能量低的电子层,再排能量高的电 子层,由里往外。 (2)每一层最多容纳电子数:2n2个。 (3)最外层电子数不超过8个(K层为最外层 时不超过2个)。 (4)次外层电子数不超过18个,倒数第三层 不超过32个。

二、能层与能级

1、能层
能层 1 2 3 4 5 … n

符号
最多 电子 数

K

L

M

N

O



2

8

18

32

50

2n2

2、能级 ?规定,任一能层的能级总是从 s 能级

开始,依次称p、d、f、g能级……
能层 K L M N O

能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s … 最多 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 电子 数

三、构造原理

1s→2s →2p →3s →3p → 4s → 3d → 4p → 5s …

举例:

钠:11:1s22s22p63s1

钪:21:1s22s22p63s23p64s23d1
★原子的电子排布遵循构造原理使整个原子 的能量处于最低状态,简称能量最低原理 试书写N、Cl、K、26Fe原子的 核外电子 排布式

1、按能量由低到高的顺序排列,正确的一 组是: A.1s、2p、3d、4s B.1s、2s、3s、2p C.2s、2p、3s、3p D.4p、3d、4s、3p 2、根据2n2的规律推算第一到第四电子层最 多可以容纳的电子数目为 2、8、18、32 。

3、已知某原子的电子分布是1s22s2 2p63s2
3p63d104s24p1。

(1)这元素的原子序数是多少?
(2)这元素属第几周期? 第几族?是主族

元素还是过渡元素?
(3)哪些电子是这个原子的价电子。 (1) 31 (2)4;IIIA;主族元素 (3) 4s24p1

4.按照下列元素基态原子的电子排布特征判断元素,并回答 问题。 A的原子中只有一个能层且只含1 个电子;B的原子3p轨 道上得到1个电子后不能再容纳外来电子;C的原子的2p轨道 KOH、KClO、KClO3、 上有1个电子的自旋方向与其它电子的自旋方向相反;D的原 HClO、HClO3等 子第三能层上有8个电子,第四能层上只有1个电子;E原子的 外围电子排布为3s23p6。 (1)写出由A、B、C、D中的三种元素组成的化合物的化学式 2H2O 2H2↑+O2↑ (至少写出5个) 2K+2H2O==2KOH+H2↑等 (2)写出用上述元素组成的物质制得A的单质的化学方程式 (至少写出2个) (3)检验某溶液中是否含有D+的离子,可通过 焰色 反应 来实现;检验某溶液中是否含有B—的离子,通常所用的试剂 是: AgNO3、稀HNO3 。 (4)写出E的元素符号 Ar ,要证明太阳上是否含有E元 素,可采用的方法是 对太阳光进行光谱分析 。

四、能量最低原理、基态与激发态、光谱
1.能量最低原理:

原子的电子排布遵循构造原理使整个原子的
能量处于最低状态 2.基态原子与激发态原子 处于最低能量的原子叫基态原子;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。

3.基态、激发态相互转化与能量转化的关系 基态原子

吸收能量
释放能量

激发态原子

4.光谱与光谱分析:
(1)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 的吸收光谱或发射光谱,总称原子光谱。 (2)光谱分析: 利用原子光谱的特征谱线来鉴定元素

锂、氦、汞的发射与吸收光谱

思考: 宏观物体与微观物体(电子)的运动有
什么区别? ?宏观物体的运动特征:
?

可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及 运行的速度; 可以描画它们的运动轨迹。

?

?微观物体的运动特征:
1、电子的质量很小,只有9.11×10-31千克; 2、核外电子的运动范围很小(相对于宏观 物体而言); 3、电子的运动速度很大;测不准,更加无
法描画它们的运动轨迹

核外电子运动状态的描述 五、电子云与原子轨道 电子云的演示
? ?

电子云:描述核外电子运动特征的图象。 电子云中的小黑点:并不是表示原子核外的 一个电子,而是表示电子在此空间出现的机 率。电子云密度大的地方说明电子出现的机

会多,而电子云密度小的地方说明电子出现
的机会少。

电子云轮廓图----原子轨道

S能级的原子轨道 S能级的原子轨道是球形对称的.只有一个 伸展方向

P 能 级 的 原 子 轨 道

p能级的原子轨道
p能级的原子轨道的形状是纺锤形(或称为哑铃 形),其伸展方向是互向垂直的三个伸展方向 (Px、Py、Pz)。

★核外电子排布规则:
1.能量最低原理

原子的电子排布遵循构造原理使整个原子的
能量处于最低状态

2.泡利不相容原理
一个原子轨道最多容 纳2个电子,而且自旋 方向相反。 ↑↓ ↑↑

3.洪特规则
当电子排布在同一能级的不同 轨道时,总是首先单独占一个 轨道(即分占不同的轨道), 而且自旋方向相同。 4.补充规则 相对稳定的状态
↑↓ ↑↓ ↑
















全充满(p6,d10,f14) 全空时(p0,d0,f0) 半充满(p3,d5,f7)

其中最能准确表示基态锰原子核外电子运动 状态的是( C )
↑↓

↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

↑↓ ↑↓ ↑

↑↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑

↑↑
↑↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓

A
↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑

↑↑

B
↑ ↑ ↑ ↓ ↓

↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓

↑↓ ↑↓

↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓

↑↓
↑↓

↑↓
↑↓

C

D

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

第二节 原子结构 与元素的性质

一、原子结构与元素周期表
复习:元素周期表的结构
短周期(第一,二,三周期,2,8,8) 周期

长周期(第四,五,六周期,18,18,32)
不完全周期(第七周期,26) 主族(ⅠA ~ Ⅶ A,7个纵行)



副族( ⅠB ~ Ⅶ B,7个纵行)
Ⅷ族(8,9,10纵行) 零族

构造原理: 1s;2s 2p;3s 3p;4s 3d 4p; 5s 4d 5p; 6s 4f 5d 6p;7s 5f 6d
请同学们写出ⅠA和零族的简化电子排布式
周期
一 二 三 四

ⅠA
[H]1s1 [Li]2s1 [Na]3s1 [K]4s1

零族
[He]1s2 [Ne]2s22p6 [Ar]3s23p6 [Kr] 3d104s24p6

能级组
1s 2s2p 3s3p 4s3d4p

元素数目
2 8 8 18


六 七

[Rb]5s1
[Cs]6s1 [Fr]7s1

[Xe] 4d105s25p6
[Rn]4f145d106s26p6 …

5s4d5p
6s4f5d7p …

18
32

1、周期的划分
1)除第一周期外, 各周期均以填充 s 轨道的元素开 始, 并以填充满p 轨道的元素告终.(第一周期除外)
1s1 2s1 3s1 4s1 5s1 6s1 1s2 2s22p6 3s23p6 4s24p6 5s25p6 6s26p6

外围电子数有1

8个

2)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
周期 1 2 3 4 5 6 7 能级组 Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ Ⅴ Ⅵ Ⅶ 能级组内原子轨道 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 5s 4d 6s 4f 4p 5p 5d 6p 元素数目 2 8 8 18 18 32 23(未完) 电子最大容量 2 8 8 18 18 32 未满

7s 5f 6d (未完)

3)元素所在周期的判断:周期数=电子层数

2、区的划分

镧系 锕系

f

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

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。 p区元素:最外层电子构型从ns2np1~ns2np6的元素。 即IIIA~VIIA族、零族元素。除H外,所有非金属元 素都在p区。
d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层 电子数皆为1~2个,均为金属元素,性质相似。 ds区元素:包括IB族和IIB族元素,最外层电子 数皆为1~2个,均为金属元素 。 f区元素:包括镧系和锕系元素。最外层电子数基 本相同,化学性质相似。

3、族的划分
1)外围电子结构相同
2)元素所在族的判断:

①主族元素:主族序数=外围电子数=最外层电子数 ②副族元素:以外围(n-1)d+ns的电子总数判断 A、电子总数为3~7,ⅢB~ⅦB B、电子总数为8~10,Ⅷ C、电子总数为11~12,ⅠB和ⅡB

1、判断下列各基态元素原子的电子排布式是 正确还是错误,如果错误在空格中改正。 (1)Li:1s22s1 ( )________; (2)Be:1s22s1 2p1 ( )________; (3)O: 1s22s2 2px22py2( )_______; (4)K: 1s22s2 2p63s2 3p63d1( )________; (5)Cu:1s22s2 2p63s2 3p63d94s1( ) ______。 (1) √(2) x; 1s22s2 (3) x; 1s22s2 2px22py12pz1(4) x; 1s22s2 2p63s2 3p64s1 (5)x; 1s22s2 2p63s2 3p63d104s1

2、判断下列表达是正确还是错误 (1)1s22p1属于基态; ( (2)1s22s22p63s23p63d54s1属于激发态( (3)1s22s2 2p63d1属于激发态 ( ) (4)1s22s2 2p63d1属于基态; ( )
答案: (1) x(2) x(3)√(4) x

) )

3、根据2n2的规律推算第一到第四电子层 最多可以容纳的电子数目为2,8,8,18 。

4、已知某原子的电子分布是1s22s2 2p63s2 3p63d104s24p1。 (1)这元素的原子序数是多少? (2)这元素属第几周期? 第几族?是主族 元素还是过渡元素? (3)哪些电子是这个原子的价电子。 答案:(1) 31(2) 4;IIIA;主族元素.(3) 4s24p1

二、元素周期律
1、核外电子排布的周期性变化

2、元素化合价的周期性变化

3、元素金属性和非金属性的周期性变化
以第三周期元素为例:Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl
金属元素 Na Mg Al 单质与水或酸 与冷水剧 与沸水反应;与 与酸缓慢反 反应 烈反应 酸剧烈反应 应

最高价氧化物 对应水化物 碱性强弱

NaOH

Mg(OH)2

Al(OH)3 两性氢氧化 物

强碱

中强碱

金属性:Na>Mg>Al

非金属元素 单质与氢气 反应条件 最高价氧化 物对应的水 化物 酸性强弱

Si 需高温

P 磷蒸气与 氢气反应 磷酸 H3PO4 中强酸

S 加热反 应 硫酸 H2SO4 强酸

Cl 光照或点 燃反应 高氯酸 HClO4 最强酸

原硅酸 H4SiO4 弱酸

非金属性:Si < P < S < Cl 综上所述: Na Mg Al Si P S Cl

金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强

4、原子半径的周期性变化
1)决定因素: 电子层数 核电荷数

2)递变规律:
从左到右, 逐渐减小 从上到下, 逐渐增大

5、电离能的周期性变化
1)第一电离能:

①概念
②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 2)第一电离能的周期性变化 递变规律: 主族:左→右,增大;上→下,减小。

图中哪些元素的第

反常例:Li 5.39 一电离能出现异常? Be 8.32 试用全充满和半充 B 8.30 (特小) 1s2 2s2 2P1 满状态的结构解释。 C 11.26 N 14.53 O 13.62(特小)1s2 2s2 2P4 3)元素电离能与元素性质的关系 F 17.42 ①金属性与非金属性 Ne 21.57
②元素化合价

元素相互化合时,原子中用于形成化学 6.电负性 键的电子称为键合电子。 1)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)电负性大小的标准: F:4.0
3)电负性的变化规律:

Li: 1.0

电负性是一个相对数值

①同周期:左→右,增大 ②同主族:上→下,减小

思考:电负性最大的前三种和最小的元素分 别是什么?

F的电负性(4.0)最大,其次是O(3.5)和N(3.0)。 电负性最小的元素是Cs和Fr(0.7)。
4)电负性的应用: ①判断元素的金属性和非金属性的强弱 一般:非金属>1.8 金属<1.8 类金属≈1.8

②判断化学键的类型
一般:成键元素原子的电负性差>1.7,离子键 成键元素原子的电负性差<1.7,共价键 例:H:2.1,Cl:3.0 HCl为共价化合物 3.0-2.1=0.9

③判断化合物中元素化合价的正负
例:NaH中,Na:0.9 H:2.1

Na显正价,H显负价


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