【化学课件】元素周期律与原子结构课件

元素周期律与原子结构课程目标1掌握原子的构成和相关概念深入理解质子、中子、电子的基本性质，掌握原子序数、质量数等重要概念，为后续学习奠定坚实基础2理解元素周期律的实质从电子排布的角度理解元素性质周期性变化的本质原因，认识原子结构与化学性质之间的内在联系3掌握元素周期表的结构和应用熟练运用周期表预测元素性质，分析化学反应规律，体会周期表在化学研究中的重要价值分析同周期和同主族元素性质变化规律第一部分原子结构基础原子的基本构成探索物质最基本的构成单位，理解原子内部的精细结构原子序数、质量数等概念建立准确的原子量化描述体系，掌握核素标记方法原子核外电子排布规律理解电子在原子中的分布规律，为周期律学习做准备原子的构成原子核组成核外电子原子核由质子和中子组成，质子带正电荷，其数量等于核电荷电子带负电荷，在原子核外高速运动在中性原子中，电子数等数中子不带电荷，质量与质子相近原子核虽然体积很小，但于质子数，使整个原子呈电中性电子质量很小，约为质子质量集中了原子的绝大部分质量的1/1836原子的相关概念原子序数质量数Z A原子序数等于核电荷数，也等于质量数等于质子数与中子数之质子数和核外电子数它是元素和，表示原子核的相对质量质在周期表中的序号，决定了元素量数是整数，用来区分同一元素的基本性质的不同核素同位素概念同一元素的不同核素称为同位素它们具有相同的质子数但中子数不同，因此化学性质相似但物理性质可能不同原子的核外电子排布能层结构容量规律电子分布在不同能层、、、、、K LM NO各能层最多容纳电子数遵循规律2n²、层P Q电子云概念能级分化电子在核外形成电子云，表示电子出现的概每个能层内部还分为不同的能级和轨道率分布微观粒子标记方式核素符号采用标准的科学记号法表示，形式为，其中代表原子序_{Z}^{A}X Z数，代表质量数，代表元素符号这种表示方法简洁明了地包含了原子的A X基本信息612碳原子序数碳质量数-12核素符号个质子个中子_{6}^{12}C6+614碳质量数-14个质子个中子6+8示例分析元素质子数中子数质量数核素符号硫161834_{16}^{34}S碳6612_{6}^{12}C氧8816_{8}^{16}O通过这些具体实例，我们可以清楚地看到原子序数、质子数、中子数和质量数之间的关系每个元素都有其特定的原子序数，这是元素身份的标志电子层结构特点化学性质决定因素最外层电子决定元素的化学性质价电子概念最外层电子称为价电子，参与化学反应周期表关联价电子数与元素在周期表中的族序密切相关原子结构练习题质量数计算一个原子的质子数为，中子数为，则该原子的质量数为质量数81018等于质子数与中子数之和，即这是氧的一个同位素氧8+10=18-18核素符号书写镁元素的质子数为，中子数为，其核素符号为1212原子序数等于质子数，质量数为_{12}^{24}Mg1212+12=24电子排布分析氯原子的核外电子排布为，即层个电子，层Z=172-8-7K2L个电子，层个电子最外层有个电子，属于族8M77VIIA第二部分元素周期律元素周期律的发现历程追溯科学家们探索元素规律的历史足迹门捷列夫的贡献了解这位伟大化学家的突出贡献现代元素周期律的表述基于原子序数的现代周期律表述元素周期律的发现年，俄国化学家门捷列夫在整理当时已知的种元素时，发现了元素186963性质的周期性变化规律他最初是按照原子量的大小排列元素，发现元素的性质呈现周期性重复这一伟大发现不仅揭示了化学元素之间的内在联系，更重要的是成功预测了当时尚未发现的元素的性质门捷列夫预测的锗、镓、钪三种元素后来相继被发现，其性质与预测高度吻合，这有力地证明了元素周期律的正确性这一发现是化学史上的重要里程碑，为现代化学的发展奠定了坚实基础元素周期律的定义早期定义现代定义门捷列夫最初基于原子量提出元素的性质随原子量的递增而呈现代元素周期律基于原子序数表述元素的性质随着原子序数的周期性变化但这个定义存在一些例外情况，如氩和钾的相对原递增而呈周期性变化的规律这个定义更加准确，完全消除了早子质量与原子序数的顺序不一致期定义中的例外情况元素周期律的实质最外层电子重复电子排布周期性最外层电子数的周期性重复决定性质变原子核外电子排布的周期性是根本原因化原子结构决定性质化学性质周期性原子结构的相似性导致化学性质的相似化学性质的周期性变化是外在表现性元素周期表的结构长式周期表个周期个族718按原子序数递增排列的从第周期到第周期，包括个主族178IA-个已知元素，形成每个周期内元素的电子和个副族118VIIIA10IB-规律性的表格结构横层数相同，原子序数从，同一族元素具VIIIB行称为周期，纵列称为左到右递增，化学性质有相似的化学性质和电族，体现了元素性质的呈现规律性变化子构型特征周期性变化规律元素周期表详解区元素s包括族和族元素，最外层为轨道族有个价电子，族有个价电子，都是IA IIAs IA1IIA2典型的金属元素，化学性质活泼区元素p包括族元素，最外层为轨道从金属到非金属过渡，族为稀有气体，IIIA-VIIIA pVIIIA具有稳定的电子构型区元素d包括族过渡元素，轨道逐渐填充具有可变化合价，常形成有颜色的化合物，IB-VIIIB d催化性能突出区元素f包括镧系和锕系元素，轨道填充镧系元素性质相似，锕系元素大多具有放射性，人工f合成周期的特点元素分类金属元素非金属元素位于周期表左下部分，约占位于周期表右上部分80%•良好的导电性和导热性•一般不导电•金属光泽和延展性•易得电子形成阴离子•易失电子形成阳离子•与金属形成离子化合物稀有气体半金属元素族元素，化学性质稳定位于金属与非金属分界线附近VIIIA•最外层电子饱和•性质介于金属和非金属之间•在常温下为气体•如硅、锗等半导体材料周期表中的规律原子序数递增同一周期从左到右原子序数依次增加价电子数相同同一主族元素最外层电子数相同族序数关系主族序数等于最外层电子数电子层数规律同一周期元素电子层数相同元素周期律练习题第周期元素包括、、、、、、、共个元素它们的电子3Na MgAl SiP SCl Ar8排布式分别为、、、、Na2-8-1Mg2-8-2Al2-8-3Si2-8-

4、、、P2-8-5S2-8-6Cl2-8-7Ar2-8-8族元素的共同特点是最外层都有个电子，化学性质活泼，易失去电子形成IA1价阳离子，都是金属元素族元素最外层都有个电子，易得到个电+1VIIA71子形成价阴离子，具有强烈的氧化性，化学性质相似-1第三部分元素性质的周期性变化原子半径变化规律同周期递减，同族递增的变化趋势电离能变化规律失去电子所需能量的周期性变化金属性与非金属性得失电子能力的对立统一关系化合价变化规律最高正价和最低负价的变化趋势原子半径变化规律同周期变化同族变化从左到右原子半径逐渐减小这是因为核电荷数增加，对外层电从上到下原子半径逐渐增大虽然核电荷数增加，但电子层数也子的吸引力增强，而电子层数保持不变，导致原子体积收缩例在增加，电子层数增加的影响超过核电荷增加的影响，使原子半如第周期从到，原子半径依次减小径增大如族从到，原子半径依次增大3Na ClIA LiCs电离能变化规律电离能是指从气态原子中失去一个电子所需要的最小能量，它反映了原子失去电子的难易程度电离能的大小与原子结构密切相关，体现了明显的周期性变化规律同周期变化从左到右电离能大致呈增大趋势，因为核电荷增加，对外层电子束缚力增强，失去电子越来越困难同族变化从上到下电离能逐渐减小，因为原子半径增大，外层电子距核较远，受到的束缚力减弱，容易失去金属性与非金属性本质差异得失电子的能力差异1金属性易失电子形成阳离子的能力非金属性易得电子形成阴离子的能力变化规律同周期金属性减弱，非金属性增强；同族金属性增强，非金属性减弱元素化合价变化规律族序IA IIAIIIA IVAVA VIAVIIA最高正价+1+2+3+4+5+6+7最低负价----4-3-2-1主族元素的最高正化合价等于其族序数，这是因为主族元素最多可以失去所有的价电子对于能形成负价的元素，其最低负化合价等于减去族序数，这反映了它们通过得到电子达到稳定结构的规律8第周期元素性质分析3原子半径变化从到原子半径逐渐减小，半径最大，半径最小Na ClNa186pm Cl核电荷数从增加到，对外层电子的吸引力显著增强99pm1117电离能变化从到电离能总体呈增大趋势，最容易失去电子，Na ClNa496kJ/mol最难失去电子反映了金属性到非金属性的过渡Ar1521kJ/mol金属性和非金属性金属性最强，易失电子形成；非金属性最强，易得电子形成Na Na+Cl中间的表现为半金属性质Cl-Si化合物性质氧化物从碱性到酸性变化，氢化物从离子型到Na2O Cl2O7NaH共价型变化，体现了化学性质的渐变规律HCl族元素性质分析VIIA元素性质练习题金属性变化原因同周期中元素的金属性从左到右减弱，是因为核电荷数增加，原子半径减小，原子失去电子变得越来越困难，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性强弱比较、、三种元素中，的金属性最强因为从到，原子半径Li NaK KLi K逐渐增大，最外层电子距离原子核越来越远，失去电子越来越容易，金属性依次增强氧化物酸性变化第二周期和第三周期非金属氧化物的酸性从左到右依次增强如第三周期呈两性，呈弱酸性，、、Al2O3SiO2P2O5SO3酸性依次增强Cl2O7第四部分元素周期表的应用预测元素性质根据元素在周期表中的位置，可以预测其原子结构、化学性质、物理性质等基本特征，为科学研究提供重要指导判断元素特性通过周期表位置快速判断元素的金属性、非金属性、化合价、原子半径等重要性质，提高化学分析效率分析化学反应规律利用周期律预测化学反应的可能性、产物类型、反应条件等，为化学合成和工业生产提供理论依据利用周期表预测性质预测方法应用实例基于元素在周期表中的位置，可以预测其电子构型、原子半径、通过周期表位置，可以预测元素的化合价、化合物类型、反应活电离能、电负性等基本性质同族元素性质相似，同周期元素性性等例如，根据锗在族的位置，可以预测它具有和IVA+4-4质呈渐变规律，这些规律为预测提供了科学依据价，形成的化合物具有半导体性质元素周期表与电子排布位置与电子层族数与价电子周期数电子层数主族序数价电子数==构型与性质区域与轨道电子构型决定化学性质、、、区对应不同轨道类型s p d f4周期表与化学反应反应活动性预测氧化还原反应趋势根据元素在周期表中的位置，利用电离能和电子亲和能的周可以预测单质的反应活动性期性变化，可以判断氧化还原金属活动性顺序与周期表位置反应的方向和强度，预测反应密切相关，族金属活动性的自发性IA最强化合物酸碱性判断根据元素位置预测其氧化物和氢氧化物的酸碱性金属氧化物一般为碱性，非金属氧化物一般为酸性周期表应用实例锗的性质预测门捷列夫根据周期表预测了类硅元素的存在和性质原子量约，72密度，形成型氧化物

5.5g/cm³EO2锗的发现验证年德国化学家文克勒发现了锗，其性质与预测高度吻合原子1886量，密度，形成

72.

65.47g/cm³GeO2稀有气体的惰性族元素的化学惰性源于其外层电子的稳定构型，最外层电子饱VIIIA和，不易发生化学反应过渡元素特性区元素的特殊性质与电子的存在有关可变化合价、形成配合物、d d催化活性等元素周期表应用练习题根据周期表，元素的原子序数为，位于第周期族因此的最外层X334VA X电子数为，最高化合价为，最低化合价为是砷元素，具有半金属5+5-3X性质，能形成酸性和两性等氧化物As2O5As2O3元素的原子序数为，位于第周期族，最外层电子数为根据周期Y1157VA5律，应该具有类似于砷的化学性质，但金属性更强是镆元素，预测能形Y Y成、、等化合价的化合物+5+3-3元素位于第周期族，是硒元素硒的氧化物和都呈酸性，Z4VIA SeO2SeO3但酸性比硫的氧化物弱，体现了同族元素非金属性递减的规律第五部分原子核外电子排布规律能层与能级概念电子在原子中的能量分布和轨道结构电子排布三原理鲍林原理、洪特规则与能量最低原则电子排布与周期表原子结构与元素周期表位置的内在联系能量量子化电子在原子中的能量是量子化的，这意味着电子只能在特定的能量状态下存在，不能在任意能量状态下运动这种量子化特征是微观粒子的基本性质，完全不同于宏观物体的连续能量变化主量子数决定电子的主能级，分别对应能层每个n n=1,2,3,

4...K,L,M,N...主能级内部还分为若干个能级，如层分为和两个能级电子首先占据L2s2p能量最低的轨道，这种填充顺序遵循严格的规律电子排布规则能量最低原则电子优先占据能量低的轨道泡利不相容原理一个轨道最多容纳两个自旋相反的电子洪特规则同一能级的轨道上，电子尽可能单独占据且自旋平行核外电子排布核外电子排布采用标准记号表示，形式为，其中数字表示1s²2s²2p⁶3s²3p⁶...主量子数，字母表示轨道类型，上标表示电子数目这种表示方法简洁地描述了电子在各个轨道中的分布情况主族元素的最外层电子数等于主族序数，这是周期表分族的重要依据、s、、区元素分别对应不同的轨道填充类型区元素填充轨道，区元素p d f ss p填充轨道，区元素填充轨道，区元素填充轨道这种对应关系揭示了元pdd ff素周期表结构的深层原理族元素（稀有气体）18元素电子排布式最外层电子数化学性质极稳定He1s²2化学惰性Ne1s²2s²2p⁶8很难化合Ar1s²2s²2p⁶3s8²3p⁶可形成少数化Kr[Ar]3d¹⁰4s²8合物4p⁶稀有气体的化学稳定性源于其特殊的电子构型除氦原子最外层为个电子2外，其他稀有气体最外层都是个电子，形成稳定的满壳层结构8电子层结构与周期表周期与主量子数周期数等于最外层电子所在的主量子数族与价电子数主族序数等于最外层电子数目区域与轨道类型、、、区对应最后填入的轨道类型s pdf构型与性质电子构型决定元素的化学性质电子排布练习题第周期元素第周期元素34或Ⅱ族，最外层个电子Na:1s²2s²2p⁶3s¹[Ne]3s¹Ca:[Ar]4s²A2或Ⅲ族，最外层个电子Mg:1s²2s²2p⁶3s²[Ne]3s²Ga:[Ar]3d¹⁰4s²4p¹A3或Ⅶ族，最外层个电子Al:1s²2s²2p⁶3s²3p¹[Ne]3s²3p¹Br:[Ar]3d¹⁰4s²4p⁵A7或、、的电子层数都是层，但价电子数不同Si:1s²2s²2p⁶3s²3p²[Ne]3s²3p²K CaSc4第六部分原子结构模型的演变道尔顿原子模型年，实心球模型1803汤姆森模型年，枣糕模型1897卢瑟福模型3年，核式结构1911玻尔模型年，行星模型1913量子力学模型年代，电子云模型1920道尔顿原子模型年，英国化学家道尔顿提出了第一个科学的原子理论他认为原子是不1803可分割的实心小球，同一元素的所有原子都完全相同，不同元素的原子在质量和性质上不同这个模型虽然简单，但成功解释了当时已知的化学反应规律道尔顿的原子理论包含四个要点原子是物质的最小单位，不可再分；同种元素的原子性质相同；不同元素的原子性质不同；化合物由不同种原子按一定比例结合而成这一理论为现代化学奠定了重要基础，虽然后来发现原子可以再分，但其核心思想仍然正确汤姆森原子模型提出时间模型描述年汤姆森发现电子后提原子是均匀带正电的球体，电1897出，这是第一个包含电子的原子像葡萄干一样镶嵌在其中，子模型，标志着对原子内部结因此被形象地称为枣糕模型构认识的开始或葡萄干布丁模型历史意义首次提出原子具有内部结构，为后续原子模型的发展奠定了基础，虽然后来被证明不正确，但具有重要的历史价值卢瑟福原子模型年，卢瑟福通过著名的粒子散射实验发现了原子核，提出了核式原子1911α模型实验发现大多数粒子直线穿过金箔，少数发生偏转，极少数被反弹回α来这一现象无法用汤姆森模型解释卢瑟福据此提出原子中心有一个带正电的原子核，体积很小但质量很大；电子在核外运动；原子的大部分空间是空的这个模型成功解释了粒子散射实α验的结果，建立了原子的核式结构概念，为现代原子理论奠定了基础玻尔原子模型轨道量子化能量量子化电子在固定轨道上运动，类似行星绕太2电子只能在特定能量的轨道上运动阳能级跃迁光谱解释4电子在不同轨道间跃迁时吸收或发射光成功解释了氢原子光谱的线状特征子现代量子力学模型理论基础电子云概念世纪年代形成的量子力学理论，基于波粒二象性和不确定用电子云描述电子在原子中的分布概率，电子云密度大的地方表2020性原理电子既具有粒子性质，也具有波动性质，其位置和动量示电子出现概率高轨道是电子出现概率为的空间区域，90%不能同时精确确定具有特定的形状和方向模型演变与科学发展模型的继承与发展实验与理论的相互促进后续模型既继承了前期模型的合理内核，科学认识的螺旋式上升新的实验发现推动理论发展，新理论又指又在新的层次上实现了突破科学发展是从道尔顿的实心球到现代的电子云模型，导实验设计如粒子散射实验推翻了汤一个不断否定之否定的过程，体现了认识α体现了人类对原子结构认识的不断深化姆森模型，氢原子光谱实验促进了玻尔模的相对性和绝对性统一每个模型都在特定历史条件下具有合理型的建立性，同时也存在局限性总结原子结构与元素周期律原子结构决定性质原子的核外电子排布，特别是最外层电子数目和排布方式，直接决定了元素的化学性质相同最外层电子数的元素具有相似的化学性质周期律的本质元素周期律反映了核外电子排布的周期性重复随着原子序数递增，核外电子排布呈现周期性变化，导致元素性质的周期性变化周期表的价值元素周期表是化学研究的重要工具，不仅系统地组织了所有已知元素，还能预测未知元素的性质，指导化学研究和工业应用科学思维方法原子模型的演变体现了科学发展的规律性，展现了实验与理论相结合、继承与创新并重的科学研究方法。