【化学课件】原子结构与元素周期表复习课件

原子结构与元素周期表欢迎学习高中化学重要内容原子结构与元素周期表本课件共页，将——50深入探讨原子结构的基础知识、元素周期表的构成规律以及元素性质的周期性变化学习目标1掌握原子结构基础知识深入理解原子核、电子层、同位素等基本概念，建立牢固的理论基础2理解电子排布规律与元素周期表的关系掌握核外电子排布原理，理解周期表结构与电子排布的内在联系3能解释周期表中元素性质变化规律运用周期性知识分析元素性质变化，预测未知元素的基本性质掌握原子半径、电离能等周期性变化第一部分原子结构基础原子的组成原子核与电子层原子由原子核和核外电子组成，原子核体积极小但质量集中，电原子核包含质子和中子，电子在子在不同能级的电子层中分布核外运动同位素与核素具有相同质子数但中子数不同的原子互为同位素，每种原子称为一种核素原子的组成原子核核外电子原子核位于原子中心，由质子和中子组成质子带正电荷，中电子带负电荷，在原子核外的电子层中运动电子质量极小，子不带电荷原子核体积极小，但几乎集中了原子的全部质约为质子质量的在中性原子中，电子数等于质子1/1836量数电子的运动状态决定了原子的化学性质，特别是最外层电子数核电荷数等于质子数，也等于原子序数这是元素分类的根本直接影响元素的化学活性和成键能力依据，决定了元素在周期表中的位置核素与同位素核素定义具有一定数目质子和中子的一种原子叫做核素核素用符号表示为，其中为质量数，为原子序数ᴬzX AZ同位素概念质子数相同而中子数不同的核素互为同位素同位素具有相同的化学性质，但物理性质略有差异相对原子质量元素的相对原子质量是该元素各种同位素相对原子质量的加权平均值，计算时要考虑各同位素的丰度原子核外电子分布基本原理能量最低原理电子优先占据能量最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简并轨道先单独占据再配对这三个原理共同指导着电子在原子轨道中的分布规律能量最低原理确保原子处于最稳定状态，泡利不相容原理限制了每个轨道的电子容量，洪特规则解释了为什么电子会优先单独占据轨道而不是立即配对原子轨道与电子云轨道轨道s p球形对称，每个能级有个轨道，最多容纳哑铃形，每个能级有个轨道，最多容纳1s3p6个电子个电子2轨道轨道f d更复杂形状，每个能级有个轨道，最多容复杂形状，每个能级有个轨道，最多容纳7f5d纳个电子个电子1410核外电子排布规律（）1主量子数n决定电子层数，对应电子层主量子n=1,2,3,

4...K,L,M,N...数越大，电子离核越远，能量越高次能级类型包括、、、四种类型不同次能级具有不同的轨道形状和s pd f能量大小，决定了电子的空间分布轨道数目次能级有个轨道，次能级有个轨道，次能级有个轨s1p3d5道，次能级有个轨道f7核外电子排布规律（）2电子填充顺序严格按照能量递增顺序填充1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→这个顺序体现了轨道能量的相对大小关系6p能量顺序规律记忆口诀前降后升帮助理解当主量子数增大时，次能级的相对能量会发生变化例如轨道能量低于轨道4s3d价电子定义参与化学成键的电子称为价电子对主族元素，价电子就是最外层电子；对过渡元素，价电子包括最外层和次外层的部分电子元素电子排布式书写方法完整电子排布式简化电子排布式轨道表示法按照电子填充顺序，依用稀有气体符号代替内用方框表示轨道，箭头次写出所有占据轨道的层电子排布，简化书表示电子自旋这种方电子数例如的完写例如的简化排法直观显示电子在各轨Na Na整电子排布式为布式为，更加道中的分布和自旋配对[Ne]3s¹简洁明了情况1s²2s²2p⁶3s¹例题核外电子排布112635钠铁溴Na FeBr电子排布式或电子排布式或电子排布式1s²2s²2p⁶3s¹[Ne]3s¹1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²或[Ar]3d⁶4s²1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁵[Ar]3d¹⁰4s²4p⁵练习时要注意首先确定元素的原子序数，然后按照轨道能量递增顺序填充电子特别注意轨道比轨道先填充，但在写电子排布式4s3d时通常将同一主量子数的轨道写在一起第二部分元素周期表门捷列夫贡献年提出元素周期律，按原子量排1869列元素，预测了未知元素的存在和性质历史发展从门捷列夫的早期周期表到现代完整的元素周期表，体现了人类对原118现代周期表子结构认识的不断深化按原子序数排列，揭示了元素性质的周期性变化规律，成为化学研究的重要工具元素周期表的历史发展年门捷列夫周期律现代周期表形成1869俄国化学家门捷列夫发现元素性质随原子量递增呈周期性变化，制作基于原子结构理论，按原子序数排列的现代周期表更准确地反映了元了第一个科学的元素周期表素间的内在联系年摩斯利修正1913英国物理学家摩斯利通过射线研究发现，元素性质的周期性与原子序X数而非原子量相关元素周期表结构基本结构元素分类现代元素周期表包含个纵列（族）和个横行（周期）共主族元素包括族，过渡元素包括族此外还187IA-VIIIA IB-VIIIB有个已知元素，按原子序数递增排列有镧系和锕系元素单独列出118表格设计巧妙地体现了电子排布规律，每个位置都对应特定的不同类型元素具有不同的电子排布特点和化学性质，这种分类原子结构特征有助于理解元素性质规律周期表与电子排布的关系周期数与电子层数周期数等于原子的电子层数族号与最外层电子数主族元素的族号等于最外层电子数周期长短短周期包含或个元素，长周期包含或个元素281832这种对应关系不是偶然的，而是原子结构决定的必然结果电子层数决定了原子的大小，最外层电子数决定了化学性质的相似性理解这种关系是掌握周期表的关键核外电子排布与周期的关系第周期1只有轨道填充，包含和两个元素1s HHe第周期2和轨道填充，从到共个元素2s2p LiNe8第周期3和轨道填充，从到共个元素3s3p NaAr8每个周期的元素数目由该周期填充的轨道类型和数目决定第一周期最简单，只填充个轨道；第

二、三周期填充和轨道，各有1s s p8个元素；第四周期开始还要填充轨道，元素数目增加到个d18核外电子排布与族的关系族别价电子排布典型元素最外层电子数族IA ns¹Li,Na,K1族IIA ns²Be,Mg,Ca2族IIIA ns²np¹B,Al,Ga3族VIIA ns²np⁵F,Cl,Br7族VIIIA ns²np⁶Ne,Ar,Kr8元素周期表分区区元素区元素sp包括和族，价电子为⁻包括族，价电子为⁻IA IIAns¹²IIIA-VIIIA ns²np¹⁶区元素区元素f d镧系和锕系，价电子为⁻包括族，价电子为⁻⁻n-2f¹¹⁴IB-VIIIB n-1d¹¹⁰ns¹²周期表分区详解区特点s包含活泼金属元素，容易失电子形成阳离子原子半径较大，电离能较小，金属性强化学反应活泼，常见化合价为或+1+2区特点p性质变化最为丰富的区域，从金属到非金属都有包含重要的非金属元素如、、、等，以及准金属和部分金属元素C NO F区特点d过渡金属元素，具有可变化合价原子半径相近，密度大，熔沸点高多数具有催化性能，能形成配合物，化合物常有颜色区特点f内过渡元素，化学性质相似镧系元素性质相近，锕系元素多为人造放射性元素在周期表中单独列出以保持表格的紧凑性课堂练习（）1题目题目121s²2s²2p⁶3s²3p¹[Ar]3d⁵4s¹分析共个电子，为元分析个电子，为13Al18+5+1=24素最外层个电子，位于第元素价电子为，位33Cr3d⁵4s¹周期族于第周期族IIIA4VIB题目3[Ar]3d⁶4s²分析个电子，为元素价电子为，位于第周18+6+2=26Fe3d⁶4s²4期族VIIIB课堂练习（）2[Ar]4s²4p²电子数，为元素，第周期族锗是重18+2+2=22Ge4IVA要的半导体材料，具有金属和非金属的中间性质[Ar]3d¹⁰4s²4p¹电子数，为元素，第周期族镓18+10+2+1=31Ga4IIIA的熔点很低，在手心就能融化最外层电子为ns²np²这是族元素的通式，包括、、、、等这些IVA CSi GeSn Pb元素都能形成四价化合物课堂练习（）3根据位置写电子排布式解题要点第周期族，首先确定周期数，即最外层主量子数；然后根据族号确定价电

1.4IVB Ti[Ar]3d²4s²子排布；最后写出完整的电子排布式第周期族，

2.5VA Sb[Kr]4d¹⁰5s²5p³第周期族，

3.4IB Cu[Ar]3d¹⁰4s¹注意、等元素的特殊电子排布，这是由于半满或全满状态Cu Cr的额外稳定性造成的第三部分元素周期性元素周期性是指元素的性质随原子序数递增呈现的周期性变化规律主要包括原子半径、电离能、电负性等物理性质，以及金属性、非金属性等化学性质的周期性变化这些性质的变化都与原子结构密切相关原子半径定义与测量原子半径的精确测量方法共价半径共价键中原子间距离的一半金属半径金属晶体中相邻原子核间距离的一半范德华半径分子间相互接触时原子间距离的一半原子半径的概念比较复杂，因为电子云没有明确的边界实际应用中，根据不同的测量方法和化学环境，会得到不同类型的原子半径数值原子半径的周期性变化同周期变化同族变化变化机理从左到右原子半径逐渐减小，这是因为核从上到下原子半径逐渐增大，主要因为电原子半径的变化本质上反映了核对外层电电荷数增加而电子层数不变子层数增加的影响超过了核电荷数增加的子吸引力的强弱变化影响理解原子半径的变化规律对预测元素性质具有重要意义原子半径的大小直接影响元素的化学活性、成键能力和化合物的性质原子半径影响因素核电荷数电子层数核电荷数越大，对外层电子的吸引力越电子层数越多，原子半径越大这是同强，原子半径越小这是同周期原子半族原子半径递增的主要原因，新增电子径递减的主要原因层的影响显著电子屏蔽效应有效核电荷内层电子对外层电子有屏蔽作用，削弱实际作用在某一电子上的核电荷，等于了核对外层电子的吸引力，使原子半径核电荷数减去其他电子的屏蔽常数增大电离能基本概念电离能是指气态原子失去一个电子形成气态阳离子所需的最小能量通常用或表示，反映了原子对外层电子的束缚能力强弱kJ/mol eV多级电离能第一电离能是失去第一个电子所需的能量，第二电离能是失去第二个电子所需的能量，依此类推通常第二电离能比第一电离能大得多周期性规律电离能在周期表中呈现明显的周期性变化，这种变化与原子半径的变化趋势相反，体现了原子结构对性质的决定作用电离能的周期性变化同周期变化规律同族变化规律从左到右，第一电离能总体呈递增趋势这是因为原子半径减从上到下，第一电离能逐渐减小尽管核电荷数增加，但由于小，核对外层电子的吸引力增强，失去电子变得更加困难原子半径增大和屏蔽效应增强，外层电子更容易失去碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大这种这种规律解释了为什么同族元素中，位置越靠下的元素金属性变化反映了不同元素失去电子难易程度的差异越强，化学活性越高电离能特殊变化族族下降IIA→IIIA如，族元素的价电子进入新的轨道，能Be→B Mg→Al IIIAp量较高，屏蔽效应增强，因此电离能反而下降族族下降VA→VIA如，族元素轨道中开始出现电子配对，电子N→O P→S VIAp间排斥作用使电离能下降理论解释这些异常变化都可以用电子排布理论解释，体现了轨道类型和电子配对对原子性质的重要影响电负性

4.

00.7氟的电负性铯的电负性最高电负性值，吸引电子能力最强最低电负性值，最容易失去电子

2.0分界线电负性差值大于通常形成离子键

2.0电负性是原子在分子中吸引成键电子能力的量度最常用的是鲍林电负性标度，它帮助我们预测化学键的类型和分子的极性电负性的概念在理解化学键理论和分子性质方面具有重要意义电负性与化学键金属性与非金属性金属性表现易失电子形成阳离子，具有金属光泽、导电性、延展性氧化物一般呈碱性，氢氧化物为碱非金属性表现易得电子形成阴离子或共价键，一般无金属光泽氧化物多呈酸性，氢化物水溶液可能呈酸性周期性变化同周期从左到右金属性减弱、非金属性增强；同族从上到下金属性增强、非金属性减弱元素性质递变实例卤族元素碱金属元素过渡金属元素从到，原子半径增大，电负性减从到，原子半径增大，电离能第一过渡系列从到，原子半F ILi CsSc Zn小，氧化性减弱，单质颜色加深，减小，金属性增强，与水反应越来径变化较小，但化合价多样，磁性沸点升高体现了同族元素性质的越剧烈展现了金属活动性的递变和催化性质丰富，体现了区元素d递变规律的特色第四部分元素周期表的应用元素性质预测利用周期性规律预测未知元素的性质化合物性质预测预测元素化合物的酸碱性、稳定性等新元素探索指导超重元素的合成和研究元素周期表不仅是化学知识的总结，更是科学研究和技术发展的重要工具通过周期性规律，科学家可以设计新材料、预测化学反应、探索未知元素，推动化学学科的发展通过周期表预测元素性质同族类比同族元素性质相似但有规律性变化如通过已知卤素的性质预测砹的性质同周期类比利用同周期元素性质的递变规律，预测中间元素的性质如通过和的Na Al性质预测的性质Mg对角线关系与、与、与等具有相似性Li MgBe AlB Si质，这种对角线关系在预测中很有用元素化合物的周期性氧化物性质变化同周期从左到右，氧化物由强碱性逐渐变为强酸性金属氧化物呈碱性，非金属氧化物呈酸性，中间有两性氧化物氢化物性质变化同族氢化物稳定性、酸碱性、沸点等呈规律性变化如到HF酸性增强，₃到₃碱性减弱HI NH BiH卤化物性质变化同周期元素卤化物从离子化合物逐渐过渡到共价化合物，同族卤化物熔沸点、溶解性等有规律变化常见元素氧化物性质元素类型氧化物举例酸碱性典型反应活泼金属₂强碱性与水反应生成Na O,CaO碱两性金属₂₃两性既能与酸反应Al O,ZnO又能与碱反应非金属₃₂₅酸性与水反应生成SO,P O酸稀有气体₄强酸性极不稳定，强XeO氧化性族内氢化物性质变化稳定性变化规律物理性质变化同族氢化物从上到下稳定性一般递减如最稳定，最不稳沸点一般随分子量增加而升高，但氢键的存在会使某些化合物HF HI定；₃稳定，₃极不稳定这与元素与氢的电负性差和出现异常如、₂、₃由于氢键作用，沸点异常升NHBiHHF HO NH原子半径有关高溶解性也呈规律性变化，通常分子极性和氢键能力决定了在水分解温度的变化体现了化学键强度的差异，键能随原子半径增中的溶解度大而减小第五部分实际应用海带提碘利用碘元素在海带中的富集和氧化还原反应原理，从海带灰中提取碘单质海水提溴运用卤族元素的氧化性递变规律，用氯气置换出海水中的溴，再进一步提纯工业应用周期律指导新材料开发、催化剂设计、半导体工业等多个领域的技术创新海带提碘与海水提溴实验海带灰化浸取过滤将干海带在坩埚中充分灼烧，得到含有用热水浸取海带灰，过滤得到含⁻离子I碘化物的海带灰灼烧过程中有机物分的溶液碘化物易溶于水，通过溶解分解，碘以离子形式保留离蒸馏提纯氧化析出蒸馏₄溶液，得到紫色碘蒸气，冷加入₂₂和₂₄氧化⁻为₂，CCl HO HSO II凝后得到碘晶体利用碘的升华性质进再用₄萃取利用₂在有机溶剂中CCl I行提纯溶解度大的特点分离综合练习（）1题目分析离子结构的原子核外有个电子，说明⁺离子失去个电子，核外还X18X²2的原子序数为，即是氩元有个电子但题目说⁺的X18X16X²素氩位于第周期电子层结构与相同，有Ar3VIIIA NeNe10族，是稀有气体元素个电子，这里存在矛盾错误分析题目可能有误如果是⁺钙失去个电子后有个电子，其电子层Ca²218结构与相同；如果是⁺，则与相同Ar Mg²Ne综合练习（）2条件分析在第周期，最外层电子数为Y35位置确定第周期族，原子序数为3VA15元素识别是磷元素，电子排布式为Y P[Ne]3s²3p³磷是生命元素之一，广泛存在于、和等生物大分子中白磷、红磷是磷的重要同素异形体，性质差异很大磷的化合DNA RNAATP物在农业、工业中都有重要应用综合练习（）3最高能级n=4说明元素位于第周期，电子填充到第层44价电子ns²np⁵价电子排布为，是第周期族元素4s²4p⁵4VIIA元素确定是溴元素，原子序数，完整电子排布式为Z Br35[Ar]3d¹⁰4s²4p⁵典型题型分析（）1位置判断题型根据电子排布确定元素在周期表中的位置，关键是找出最高能级和价电子数排布式书写根据位置写电子排布式，注意特殊元素如、的异常排布Cr Cu性质判断利用周期性规律判断原子半径、电离能、电负性等性质的大小关系典型题型分析（）2结构与性质关系化合物性质预测核外电子排布决定元素性利用元素性质预测其化合物质，价电子数影响化合价，的酸碱性、稳定性、极性电子层数影响原子半径理等如金属氧化物一般呈碱解这些关系是解题的基础性，非金属氧化物呈酸性反应规律应用周期性在化学反应中的体现，如卤素的置换反应、金属活动性比较等强者置换弱者是基本规律答疑解惑常见错误分析解题技巧总结混淆原子序数与质量数；电子排布顺序错误；周期族的判断失建立电子排布与位置的对应关系；利用对角线规律预测性质；误；忽略特殊元素的异常排布运用同周期同族的递变规律；注意题目的隐含条件解决方法牢记基本概念，多练习电子排布，掌握周期表结关键在于理解原理，而不是死记硬背数据构，注意、等特例Cr Cu拓展知识超重元素第七周期完成年正式命名了、、、号元素，第七周2016IUPAC113115117118期正式完成这些元素都是人工合成的放射性元素，半衰期极短第八周期探索科学家正在尝试合成、号等第八周期元素理论预测这些119120元素可能具有相对较长的半衰期，形成稳定岛合成技术超重元素通过重离子碰撞合成，需要大型粒子加速器合成极其困难，产量极少，研究主要依靠理论计算和短暂的实验观测。