高中化學(xué) 1.2.2核外電子排布與元素周期表課件 魯科版選修3.ppt

第2課時 核外電子排布與元素周期表,根據(jù)教材中“鮑林近似能級圖”可以得出 (1)第一能級對應(yīng)第_周期，原子的電子排布特點是 _，該能級組只含一個s軌道，至多能容納_個電 子，該周期只有_元素。 (2)第二、三能級組涉及_軌道和_軌道，分別對應(yīng)二、 三周期，最外層電子從_個逐漸增加到_個。這兩個能級組所容納的電子數(shù)分別等于第2、3周期所包含的 _，這兩個周期的元素種數(shù)恰好是原子軌道數(shù)目的_倍。,1.,一,1s12,2,兩種,p,s,1,8,元素種數(shù),兩,(3)第四能級組對應(yīng)第_周期(長周期)，從_號到_號共包含_種元素，其中過渡元素的原子中新增的電子逐漸填入_軌道。該能級組所能容納的電子數(shù)_第四周期的元素種數(shù)，該周期的元素種數(shù)也是原子軌道數(shù)目的 _。 (4)依次類推，第五、六、七能級組最多容納電子數(shù)分別 為_、_、_。若有第八能級組，則最多容納50個電子。 由此可見，一個能級組最多所能容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種數(shù)。,19,36,18,3d,等于,兩倍,18,32,32,四,(1)族的劃分與原子的_數(shù)和_密切相關(guān)。同族元素的價電子數(shù)目相同。主族元素的價電子全都排布在最外層的_或_軌道上。盡管同族元素的電子層數(shù)從上到下逐漸增加，但價電子排布_，并且主族元素所在族的序數(shù)等于該族元素原子的_數(shù)。除氦元素外，稀有氣體元素原子的最_層電子排布均為ns2np6。這種_電子的結(jié)構(gòu)是稀有氣體元素原子具有特殊穩(wěn)定性的內(nèi)在原因。,2,價電子,價電子排布,ns,nsnp,完全相同,價電子,全充滿,外,(2)對于過渡元素的原子，價電子排布為 _。由此可以看出，雖然同一副族內(nèi)不同元素原子的電子層數(shù)不同，價電子排布卻_相同，而且BB族的價電子的數(shù)目仍然與_相同。價電子排布為(n1)d68ns2的三個族統(tǒng)稱為族。B和B族則是根據(jù)ns軌道上是有一個還是兩個電子來劃分的。,(n1)d110ns12,基本,族數(shù),原子半徑 對原子來說，其本身并沒有一個截然分明的界面，因此也就不存在經(jīng)典意義上的原子半徑。通常所說的原子半徑，是指指定化合物中兩個相鄰原子的_的一半。 常見的原子半徑有三種：共價半徑，由共價分子或原子晶體中的_計算得出；金屬半徑，由_原子之間的最短距離計算得出；范德華半徑，由_ _計算得出。,1.,平均核間距離,核間距,金屬晶體中,分子晶體,中共價分子之間的最短距離,原子半徑的影響因素 原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：一是_ _，另一個因素是_。_，電子之間的排斥將使原子的半徑增大；而_越 大，核對電子的引力也就越_，將使原子的半徑_。 這兩個因素綜合的結(jié)果是使各種原子的半徑發(fā)生周期性的遞變。,2,原子的電,子層數(shù),核電荷數(shù),原子的電子層越多,核電荷數(shù),大,縮小,原子半徑的周期性變化 (1)一般來說，同周期中，除_外，隨著原子 序數(shù)的增大，元素的原子半徑自左至右逐漸_。這是因為每增加一個電子，原子核中相應(yīng)增加一個正電荷。由于增加的電子分布在同一層上，所以增加的電子產(chǎn)生的電子間的排斥作用_核電荷增加導(dǎo)致的核對外層電子的吸引作用，有效核電荷增加結(jié)果使原子半徑逐漸減小。,3,稀有氣體元素,減小,小于,(2)對同主族元素的原子來說，隨著原子序數(shù)的逐漸增大，原子半徑自上而下逐漸_。這是因為電子層的依次增 加，使核電荷增加對電子所施加的影響處于_地位， 電子間的排斥作用占了_地位。 (3)從總的變化趨勢來看，同一周期(如第四周期)的過渡元素，自左至右原子半徑的減小幅度越來越小。這是因為增加的電子都分布在_軌道上，它對外層電子的排斥作用與核電荷增加帶來的核對電子的有效吸引作用大致相當(dāng)，使有效核電荷的變化幅度不大。,增大,次要,主要,(n1)d,如何用最簡單的語言描述核外電子排布與元素周期表中周期和族的劃分之間的關(guān)系？ 提示 (1)每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結(jié)尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。即最外層電子所在軌道的主量子數(shù)n與其對應(yīng)的周期序數(shù)相等。 (2)族序數(shù)與價電子數(shù)的關(guān)系 主族(AA)和副族B、B的族序數(shù)原子最外層電子數(shù)。,【慎思1】,副族BB的族序數(shù)最外層(s)電子數(shù)次外層(d)電子數(shù)。 零族：最外層電子數(shù)等于8或2。 族：最外層(s)電子數(shù)次外層(d)電子數(shù)。若之和分別為8、9、10，則分別是族第1、2、3列。,如何比較微粒半徑的大小？ 提示 (1)同周期，從左到右，原子半徑依次減小。 (2)同主族，從上到下，原子或同價態(tài)離子半徑均依次增大。 (3)陽離子半徑小于對應(yīng)的原子半徑，陰離子半徑大于對應(yīng)的原子半徑，如r(Na)r(Cl)r(K)r(Ca2)。 (5)不同價態(tài)的同種元素的離子，核外電子多的半徑大，如r(Fe2)r(Fe3)，r(Cu)r(Cu2),【慎思2】,在元素周期表中，同屬長周期的4、5、6周期所包含的元素種類數(shù)分別為18、18、32，試解釋原因？ 提示 據(jù)鮑林近似能級圖，第4、5周期元素包含的能級為ns、np、(n1)d，共有9個原子軌道，最多容納18個電子，對應(yīng)兩周期中各18種元素；而第6周期元素能級除ns、np和(n1)d外，還有(n2)f，故多出7個原子軌道，14個電子，對應(yīng)多出14種元素。,【慎思3】,隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的外圍電子排布呈周期性的變化：每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化。 每個周期所含元素種數(shù)恰好是原子軌道數(shù)目的2倍，即從第1周期到第7周期所包含元素種數(shù)分別為2，8，8，18，18，32，第7周期為不完全周期。,1,2,族的劃分與原子的價電子數(shù)目和價電子排布密切相關(guān)。一般來說，同族元素的價電子數(shù)目相同。主族元素的價電子全都排布在最外層的ns或np軌道上。并且主族元素所在的族的序數(shù)等于該元素原子的價電子數(shù)。除氦元素外，稀有氣體元素原子的最外層電子排布均為ns2np6。這種全充滿電子的結(jié)構(gòu)是稀有氣體元素原子具有特殊穩(wěn)定性的內(nèi)在原因。 根據(jù)元素原子外圍電子排布的特征，可將元素周期表分成五個區(qū)域； s區(qū)包含A、A兩族元素，除氫元素外，其余都是活潑的金屬元素；,3,p區(qū)包含AA和0族元素，除氫元素外，所有的非金屬元素都在p區(qū)； d區(qū)包含BB和族 ds區(qū)包含B和B族，d區(qū)和ds區(qū)全是金屬元素； f區(qū)包含鑭系和錒系。 特別提醒：元素的位置與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系； 周期序數(shù)由該元素原子中電子的最大主量子數(shù)決定； 族序數(shù)由該元素原子的價電子數(shù)決定； 所在區(qū)由該元素原子價電子對應(yīng)的角量子數(shù)決定。,【例1】,已知某元素3價離子的電子排布式為： 1s22s22p63s23p63d5，該元素在周期表中的位置是 ( )。 A第三周期族 B第三周期B族 C第四周期族 D第四周期B族 解析 3價離子的核外有23個電子，則原子核外有26個電子，26號元素是鐵，位于第四周期族。 答案 C,由電子排布式來推斷元素時有這樣的規(guī)律：最外層np能級上有電子的一定是主族(或0族)元素，其內(nèi)層已飽和，n為周期序數(shù)，最外層電子數(shù)即為主族序數(shù)；若最外層只有ns能級上有電子，價電子排布為(n1)d110ns12，則為過渡元素。,【體驗1】,(1)寫出該元素原子核外電子排布式。 (2)指出該元素的原子序數(shù)，在周期表中所處的分區(qū)、周期數(shù)和族序數(shù)，是金屬還是非金屬以及最高正化合價。,解析 本題關(guān)鍵是根據(jù)量子數(shù)推出價電子排布，由此即可寫出核外電子排布式及回答問題，由一個價電子的量子數(shù)可知，該電子為3d電子，則其他兩個電子必為4s電子(因為E3dE4s，所以價電子排布為3d14s2，核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d14s2。從而知原子序數(shù)為21，處于周期表中的d區(qū)第4周期B族，是金屬元素，最高正價為3。) 答案 核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d14s2 原子序數(shù)為21，處于周期表中的d區(qū)第4周期B族，是金屬元素，最高正價為3。,影響因素：核對外層電子的吸引作用使原子半徑減?。浑娮娱g的排斥作用使原子半徑增大。 變化規(guī)律： 同一周期從左到右，增加電子產(chǎn)生的電子間的排斥作用小于核電荷數(shù)增加導(dǎo)致的核對外層電子的吸引作用，使原子半徑逐漸減小。 同一主族自上到下，核電荷數(shù)增加對外層電子的吸引作用小于增加電子間的排斥作用，使原子半徑逐漸增大。,1,2,歸納總結(jié)：原子半徑的變化規(guī)律 (1)同一周期隨原子序數(shù)的增加原子半徑逐漸減小。 (2)同一主族中一般是隨原子序數(shù)的增加，原子半徑逐漸增大。 (3)電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒，核電荷數(shù)越大，其微粒半徑越小。 (4)同一元素的原子半徑，大于其陽離子半徑，小于其陰離子半徑。 如比較Ca2和Cl先看電子層數(shù)，若相同；再看核電荷數(shù)：Ca2Cl，因此半徑大小為(Cl)(Ca2)。,判斷半徑大小并說明原因： (1)Sr與Ba (2)Ca與Sc (3)Ni與Cu (4)S2與S (5)Na與Al3 (6)Sn2與Pb2 (7)Fe2與Fe3 解析 依據(jù)“要點二”提供的規(guī)律一一作出判斷。,【例2】,答案 (1)BaSr 同族元素，Ba比Sr多一個電子層； (2)CaSc 同周期元素，Sc核電荷數(shù)多； (3)CuNi 同周期元素，Cu次外層為18電子，屏蔽作用大，有效核電荷數(shù)小，外層電子受到的引力?。?(4)S2S 同一元素，電子數(shù)越多，半徑越大； (5)NaAl3 同一周期元素，Al3核電荷數(shù)大； (6)Pb2Sn2 同一族元素的離子，正電荷數(shù)相同，但Pb2比Sn2多一電子層； (7)Fe2Fe3 同一元素離子，電子越少，正電荷數(shù)越高，則半徑越小。,在中學(xué)要求的范疇內(nèi)可按“三看”規(guī)律來比較微粒半徑的大小。 “一看”電子層數(shù)：當(dāng)電子層數(shù)不同時，電子層越多，半徑越大。 “二看”核電荷數(shù)：當(dāng)電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，半徑越小。 “三看”核外電子數(shù)：當(dāng)電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時，核外電子數(shù)越多，半徑越大。,【體驗2】,下列元素原子半徑依次增大的是 ( )。 AC、N、O、F BMg、Al、Si、S CB、Be、Mg、Na DMg、Na、K、Ca 解析 在元素周期表中，同一周期從左至右原子半徑逐漸減小，同一主族從上至下原子半徑逐漸增大。 答案 C,【體驗3】,具有相同電子層結(jié)構(gòu)的三種微粒An、Bn、C，下列分析正確的是 ( )。 A原子序數(shù)的關(guān)系是CBA B微粒半徑的關(guān)系是BnAn CC一定是稀有氣體元素的一種原子 D原子半徑的關(guān)系是ACB,解析 離子的電子層結(jié)構(gòu)是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。An、Bn、C具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，則C原子一定具有穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，即為稀有氣體元素中的一種，可選C。分析An、Bn的電子層結(jié)構(gòu)再轉(zhuǎn)化為原子結(jié)構(gòu)可知，A必定在C(即稀有氣體)的后面，B必定在C的前面稱為“陰前陽下”(第一周期除外)，故A、B、C的原子序數(shù)關(guān)系A(chǔ)CB；又據(jù)“陰前陽下，徑小序大”的規(guī)律可知，離子半徑的關(guān)系為AnBn?？蛇xB。 答案 BC,【案例】,比較元素金屬性或非金屬性強弱的方法。 答案 (1)元素金屬性強弱的實驗標(biāo)志 與水或酸反應(yīng)置換出氫的難易：金屬單質(zhì)與水或酸(非氧化性酸)置換出氫的速率越快(反應(yīng)越劇烈)，表明元素金屬性越強。 最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性強弱：堿性越強，表明元素金屬性越強。 置換反應(yīng)：一種金屬能把另一種金屬元素從它的鹽溶液里置換出來，表明前一種金屬元素金屬性較強，被置換出的金屬元素金屬性較弱。,(2)元素非金屬性強弱的實驗標(biāo)志 單質(zhì)與氫氣化合及氫化物的穩(wěn)定性：非金屬單質(zhì)與氫氣化合越容易、形成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，表明元素非金屬性越強。 氣態(tài)氫化物的還原性：元素氣態(tài)氫化物的還原性越強，元素非金屬性越弱；氣態(tài)氫化物的還原性越弱，元素非金屬性越強。 最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性強弱：酸性越強，表明元素非金屬性越強。 置換反應(yīng)：對于特定的置換反應(yīng)，一種非金屬單質(zhì)能把另一種非金屬單質(zhì)從它的鹽溶液或酸溶液中置換出來，表明前一種元素非金屬性較強，被置換出的非金屬元素非金屬性較弱。,