1、第二节 电子层结构与元素周期律,1869年门捷列夫在继承和分析了前人工作的基础上，对大量实验事实进行了订正、分析和概括，成功地对元素进行了科学分类。他总结出一条规律：元素（以及由它所形成的单质和化合物）的性质随着相对原子质量的递增而呈现周期性的变化。这就是元素周期。,一、元素周期表的结构,门捷列夫的元素周期表,形式多样的周期表,螺旋型周期表,周期,周期表中，行称为周期，列称为族,共七个周期，周期序数等于电子层数,1 2 3,4 5 6,7,短周期,长周期,1、周期,周期表的结构,电子层数相同，原子序数递增,不完全周期,族,周期表共18列，8、9、10三列叫族,最后一列(18列)稀有气体称为0族
2、,仅由长周期元素组成的族称为副族(B)，都是金属,由长、短周期元素组成的族称为主族(A)，共7个,VIII,零族 0,副族,IA 主族,IIA,IIIA,IVA,VA,VIA,VIIA,7个,IB,IIB,IIIB,IVB,VB,VIB,VIIB,第八族,7个,族,用罗马数字表示序数,同周期元素电子层数相同,同周期元素特点,氢,锂,钠,钾,铷,铯,钫,1,2,3,4,5,6,7,铍,钙,锶,钡,镭,钪,钇,钛,锆,铪,104 Rf,钒,铌,钽,105 Db,铬,钼,钨,106 Sg,锰,锝,铼,107 Bh,铁,钌,锇,钴,铑,铱,镍,钯,铂,铜,银,金,锌,镉,汞,硼,铝,镓,铟,铊,碳,硅
3、,锗,锡,铅,氮,磷,砷,锑,铋,氧,硫,硒,碲,钋,氟,氯,溴,碘,砹,氖,氩,氪,氙,氡,氦,镧系,锕系,108 Hs,109 Mt,110 Uun,111 Uuu,112 Uub,周期,A,A,A,A,A,A,A,0族,B,B,B,B,B,B,B,镁,同主族元素最外层电子数相同,同主族元素特点,最外层电子数与族的序数相同,氢,锂,钠,钾,铷,铯,钫,1,2,3,4,5,6,7,铍,钙,锶,钡,镭,硼,铝,镓,铟,铊,碳,硅,锗,锡,铅,氮,磷,砷,锑,铋,氧,硫,硒,碲,钋,氟,氯,溴,碘,砹,氖,氩,氪,氙,氡,氦,周期,A,A,A,A,A,A,A,0族,镁,s 区为A，A族元素，价电
4、子构型为是ns1或ns2 ，该区元素原子容易失去最外层电子，都是活泼的金属元素 p 区为AA族元素，价电子构型为ns2np1ns2np6（He除外）。该区元素大多是非金属元素。 d 区为 BB族元素，价电子构型为 (n-1)d1-10ns1-2,3元素的分区,ds区为B B族元素，价电子构型为 (n-1)d10ns1-2 该区元素都是过渡元素。f 区为镧系、锕系元素，价电子构型为 (n-2)f1-14(n-1)d0-2ns2,3元素的分区,一、原子半径(r),二、解离能(I),三、电子亲和能(E),四、电负性(x),二、元素性质的周期性,根据原子存在的形式，将原子半径分为以下三种：,金属半径
5、金属单质的晶体中，相邻两原子核间距的一半共价半径 同种元素的两原子以共价单键结合时，两核间距的一半范德华半径 分子晶体中相邻两分子的两原子核间距离的一半。稀有气体元素的原子半径就是范德华半径,一般而言，共价半径最小，金属半径其次，范德华半径最大,1、原子半径（r）,原子半径的变化规律主族元素：从左到右 r 减小 从左到右，元素的原子序数逐渐增大，核电荷数逐渐增加，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强 主族元素：从上到下 r 增大 从上到下，元素原子的电子层数和核电荷数都在增加，但前者是主要影响因素，核电荷数的影响减小，电子离原子核的距离逐渐变远,2、 解离能,基态气体原子失去最外层一个电子成为气
6、态+1价正离子所需的最小能量称为该元素的第一电离能，用 I 1表示，单位为kJ/mol,再从正离子相继逐个失去电子所需的最小能量则称为第二、第三、电离能，用 I 2表示。依此类推。通常I 1 I 2 I 3,E+ (g) E 2+ (g) + e- I 2,E (g) E+ (g) + e- I 1,元素的电离能大小能反映出该元素的金属性强弱及其原子失去电子的难易电离能越大，表明该元素金属性越弱，其原子越难失电子；电离能越小，表明该元素金属性越强，其原子越易失电子。 电离能是衡量元素金属性强弱的一个重要参数,电离能的大小主要取决于原子的有效核电荷数、原子半径和原子的电子层构型原子半径越大，有效
7、核电荷数越小，电离能就越小；原子半径越小，有效核电荷数越大，电离能就越大。电子构型越稳定，电离能也越大。,电离能周期性变化示意图,同一周期，从左到右，I1总体趋势逐渐增大，但有例外如氮的第一电离能I1大于氧的第一电离能I1，因为氮原子的电子排布处于较稳定的半充满状态。同一周期中，稀有气体元素的电离能最大，因为稀有气体元素原子的电子排布处于稳定的全充满状态。,规律,3、电子亲和能,基态气体原子得到一个电子形成-1价气态阴离子所放出的能量称为该元素的电子亲和能，用符号E1表示，单位为kJ/mol 。再从负离子得到电子所放出的能量为E2、E3等。,O (g) + e - O- (g) E1 = -1
8、41 kJ/ mol O- (g) + e - O2- (g) E2 = -780kJ/mol,例如,元素的电子亲合能大小能反映出该元素的非金属性强弱及其原子得到电子的难易元素的电子亲和能越大，表明该元素的非金属性就越强，其原子越易得到电子；元素的电子亲合能越小，表明该元素的非金属性就越弱，其原子越难得到电子。电子亲合能是衡量元素非金属性强弱的一个重要参数,电子亲合能的大小主要取决于原子的有效核电荷数、原子半径和原子的电子层构型原子半径越大，有效核电荷数越小，电子亲合能就越小原子半径越小，有效核电荷数越大，电子亲合能就越大电子构型越稳定，电子亲和能也越大,电子亲和能的周期性变化规律示意图：,规
9、律,同一周期，从左到右，随着原子序数的增加，元素的第一电子亲合能总体趋势是逐渐增大的，但A、A、0族例外。如元素氮，在得到电子时，破坏了其稳定的半充满结构，使得氮的电子亲合能是吸收能量的,元素电负性是指原子在分子中吸引电子的能力，用x 表示。,4、电负性(x),指定最活泼的非金属元素氟的电负性为4.0，然后通过计算得出其他元素电负性的相对值。,电负性变化,元素电负性越大，表示该元素原子在分子中吸引电子的能力越强，即元素的非金属性越强。X2.0的为非金属元素，X2.0为金属元素。 电负性又是一个衡量元素金属性、非金属性强弱的一个重要参数。除稀有气体元素外，电负性最大的元素是位于元素周期表中右上角
10、的氟，电负性最小的是位于元素周期表中左下角的铯。,元素周期表中的同一周期，从左至右，随着原子序数的递增，元素的电离能、电子亲合能和电负性逐渐增大，表明元素的金属性逐渐减弱而非金属性逐渐增强。元素周期表中的同一主族，自上而下，随着原子序数的增加，元素的电离能、电子亲合能和电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐增强而非金属性逐渐减弱。,总结,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,0,Po,At,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,非金属区,金属区（除H外）,（三）元素周期律和元素周期表的重要意义,1.判断元素的一般性质 2.寻找新材料,
