1、,原子结构和元素周期表,学习目标,1.掌握原子核外电子的排布规律、元素周期表的结构。 2.熟悉原子的构成和同位素的概念。3.了解元素周期律的元素性质的递变规律。,概述,物质结构和元素周期律是无机化学中重要的基础理论。通过对本章的学习，能够对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识的飞跃；同时也能以物质结构、元素周期律为理论指导，来探索以后将要学习的化学知识。,我们都是金属制成的,第一节 原子的组成,【情景激活】,原子还可以再分吗？ 原子究竟是什么样子呢？ 今天，咱们就来畅游原子的世界！,在过氧化氢分解制氧气的实验中,过氧化氢 分裂为氢 和氧 ,该反应的文字表达为: 。分子很小
2、,但在化学反应中可以 ,而 _在化学变化中不可再分,所以说 是化学变化中的最小的粒子。(提示：填“分子”或“原子”),分子,原子,原子,再分,原子,原子,过氧化氢 水 + 氧气,二氧化锰,那原子还能再分吗？,科学史话原子结构的探索历程,1803年，道尔顿提出：构成物质的最小粒子是原子，原子是不可再分的实心球体。,1897年，汤姆生在原子内部发现了电子，人们终于抛弃了原子不可分割的陈旧观念。,科学史话原子结构的探索历程,1911年，卢瑟福通过精密的实验证明在原子中心有一个极小的核，电子绕核做高速旋转。,科学史话原子结构的探索历程,原子奇妙的内部世界,科学史话原子结构的探索历程,原子是怎样构成的？
3、,【智慧阅读】结合原子结构的探索历程，思考：,1. 原子是由哪几个部分构成的？2. 原子核由哪几种粒子构成？3. 原子中各种粒子带电情况如何？4. 什么叫核电荷数？,原子由原子核和核外电子构成。,原子核由质子和中子构成。,每个质子带一个单位正电荷，每个电子带一个单位负电荷，中子不带电。,原子核所带的正电荷数即核电荷数，,一、原子的组成,原 子,（带正电）,（不显电性）,（1个电子带1个单位负电荷）,（1个质子带1个单位正电荷）,（不带电）,一、原子的组成,如果以 代表质量数为 A ，质子数为 Z 的原子，那么构成原子的粒子之间的关系可表示如下：,写出下列原子的质量数，质子数，中子数、核外电子数
4、，核电荷数,原子序数,1.以氧原子为例,说明原子的构成, 氧原子为什么不显电2.不同原子之间有哪些区别？3.所有原子都是由质子、中子、电子构成的吗？4. 质子数、中子数在数量上有什么关系？5.质子数、电子数、核电荷数、原子序数有什么联系？,原子是由居于原子中心、带_的原子核和核外带_的电子构成，原子核是由_和_构成。由于它们所带的电荷_，电性_，所以整个原子_(填显或不显)电性。,正电,负电,质子,中子,相等,相反,不显,质子数=核外电子数=核电荷数=原子序数,结论,二、同位素,定义：质子数相同而中子数不同的同种元素的不同原子互称为同位素。 元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称
5、。也就是说，同种元素原子的质子数相同。若在同种元素原子的原子核里含有不同数目的中子时，就形成同种元素的多种原子。例如，氢元素有三种不同的原子，它们原子核内都只有1个质子，但中子数不同。,二、同位素,氢元素的三种不同原子,二、同位素,问题：,下列物质或微粒，哪一组互为同位素 A.红磷与白磷 B.石墨与金刚石C. 与 D. 与,答案 C,同位素的应用作核燃料：作制造核武器的动力性材料（235U）金属探伤：利用射线的贯穿本领，可以检查金属内部有没有沙眼和裂纹。辐射育种：利用放射性同位素的射线对遗传物质产生影响，提高基因突变频率，从而选育出优良品种。临床治癌：利用放射性同位素的射线杀伤癌细胞或阻止癌细
6、胞分裂。环保治污：利用放射性同位素的射线可消毒灭菌，杀死各种病原体从而能保护环境是其少受污染。,第二节 核外电子的运动状态,我是一个小小的电子,我在原子里围绕着正中心的原子核不停地高速运动。虽然空间很大,但我和我的同伴总想挣脱原子核的吸引。可是原子核这个小老头很有能耐,虽然只占原子的一丁点空间,里面却由质子和中子构成。中子不带电,质子带正电,正好把我身上的负电深深地吸引 哎!大家猜一猜,我和我的同伴在原子里是怎样运动的呢?,电子的自白,【情景激活】,核外电子是怎样运动的？,观看原子的核外电子运动的模拟动画。,氢原子的结构（1个电子）,行星绕太阳运功,第一层,第二层,第三层,钠原子的结构（11个
7、电子）,核外电子是怎样运动的？,原子核外的电子是如何运动的？,(1).高速运动,(2).无规则运动,(3).分层运动,把电子在不同的区域内运动的现象叫做核外电子的分层排布,电子在核外空间作高速运动，没有确定的轨迹，犹如带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，人们形象地称之为电子云。,一、电子云,二、原子核外电子的运动状态,1. 核外电子的分层排布,1 2 3 4 5 6 7,能量低的在离核近的区域运动，能量高的在离核远的区域运动。,近 远,低 高,（2）第一层最多安排2个,第二层最多安排8个；,（3）最外层最多安排8个电子 (最外层同时这第一层时最多安排 2个子),（1）先 “里”后“外” .(能量
8、最低原则),复习：核外电子分层排布的规律(仅限前3周期）,8,6,10,2,12,8,3,3,7,17,请你动手试一试：,C,比一比,看一看你画对了吗？,2、电子亚层物理意义：表示电子云的形状,同一电子层上的电子能量不一定相同；处在同一电子层的电子，也可以在不同类型的电子亚层上运动。电子亚层（又叫能级）：用s、p、d、f表示不同形状的电子层,不同类型的电子云分别是什么形状？,S电子云的形状球形,P电子云的形状纺锤形,d电子云的形状花瓣形,电子亚层的表示方法：表示为ns、np、nd、nf等,结论：各电子层所包含的电子亚层的种类数等于电子层序数，即第n层就有n种电子亚层。,3、电子云的伸展方向决定
9、轨道数,表示电子云在空间的伸展方向，与能量无关。伸展方向决定该种类型轨道的数目。每个轨道最多可以容纳2个电子。,S电子云是球形对称，在空间各个方向上的伸展方向相同。所以只有1个轨道，可容纳2个电子。,P电子云的伸展方向,P电子云在空间有x、y、z3个伸展方向，所以p亚层含3个轨道，可容纳6个电子,d电子云的伸展方向,d电子云有5个伸展方向，即5个轨道，可容纳10个电子f电子云有7个伸展方向，即7个轨道，可容纳14个电子,结论,4、电子自旋,电子的自旋方式有两种：相当于顺时自旋和逆时自旋。分别用和表示。,自旋平行电子自旋状态 自旋相反,同一原子轨道内最多能存在两个自旋方向相反的电子。,电子分层排
10、布的依据是什么？什么是能层、能级？有什么样的关系？,1,在多电子原子中，每一层上的电子能量一样吗？运动区域的形状一样吗？,2,为什么每个电子层所能容纳的电子数最多为2n2（n为电子层数）？,3,4,从哪几个方面来描述原子核外电子运动状态？,掌握构造原理及电子排布遵循规律,第三节 原子核外电子的排布,能够描述核外多电子的运动情况,掌握1-36号元素的核外电子排布式,每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。,在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全相同的两个电子存在 。,s、p、d、f亚层最多能容纳的电子分别为2/6/10/14,各电子层最多可以容纳的电子总数为2n2，每个电子层最多原子
11、轨道数是n2,原子核外电子先占有能量低的能级里，然后再依次进入能量高的轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。,同一电子层中，电子亚层的能量按着s、p、d、f的顺序依次增大E2sE2pE3sE3pE3dE4sE4pE4dE4f电子层数越大，原子轨道能量越高E1sE2sE3sE4sE5sE6sE7sE2pE3pE4pE5pE6pE3dE4dE5d,能级交错,原子核外电子按照轨道式排布时遵守下列次序：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p,原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时电子尽可能分占不同的原子轨道， 自旋状态相同,全满（s2、p6、d10、f14）
12、半满（s1、p3、d5、f7） 全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定。,1.能量最低原理,2.泡利不相容原理,3.洪特规则,排布规律,1,2,3,原子核外电子排布遵循的原理,7, 我们用什么样的方法来描述核外电子的排布呢？,8, 我们又是怎么来描述核外电子的运动状态的？,基态原子电子排布式：,元素符号；轨道符号(带电子层数)（按电子层由小到大顺序）；电子个数(右上角)。,练习:写出下列元素的电子排布式:Na：K：Br：,1s22s22p63s1,1s22s22p63s23p64s1,1s22s22p63s23p63d104s24p5,(1)原子电子排布式书写格式：,原子的电子排布式和轨道表
13、示式,(1)轨道表示式的书写格式：元素符号；轨道框(一个轨道一个框，能量相同的轨道连在一起)；电子及自旋状态(、)。,练习:画出下列元素的轨道表示式:C：Na：,铁原子的电子排布图,洪特规则,泡利原理,能量最低原理,1s,2s,2p,3p,3d,3s,4s,核外电子排布的表示方法,1，电子式2，结构示意图3，电子排布式4，轨道表示式,原子的最外层电子,原子核外电子不同运动状态,原子核外电子不同能量,原子的核外电子在能层的分布情况,1，（2009）以下表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动状态描述最详尽的是A：HeB C1s2D,写出24Cr原子的轨道表示式和电子排布式,写出29Cu原子的轨道表
14、示式和电子排布式,1s22s22p63s23p63d54s1,1s22s22p63s23p63d104s1,第四节 元素周期律与元素周期表,一、元素周期律,规律一：元素原子核外电子排布的周期性变化,元素原子的最外层电子的排布呈现1到8的周期性变化,一、元素周期律,规律二：元素原子半径的周期性变化,（1）电子层数越多，原子半径越大；,周期表中 由左到右，原子半径逐渐减小； 由上到下，原子半径逐渐增大。,比较下列粒子的半径的大小：H Na O S C Cl Mg F,一、元素周期律,规律二：元素原子半径的周期性变化,（1）电子层数越多，原子半径越大；（2）电子层数相同时，核电核数越多，原子半径越小
15、。,周期表中 由左到右，原子半径逐渐减小； 由上到下，原子半径逐渐增大。,比较下列粒子的半径的大小：Cl Na O C K Ca N F,比较以下粒子的大小,Cl F Si Al K P B ONa Na+ F F- Cl- S2- K+ Na+,（1）电子层数越多，原子半径越大；（2）电子层数相同时，核电核数越多，原子半径越小。,一、元素周期律,规律三：元素化合价的周期性变化,元素的最高正价呈现由+1到+7，最低负价呈现由-4到-1的周期性变化,一、元素周期律,规律四：元素金属性与非金属性的周期性变化如何比较元素的金属性和非金属性？,第四节 元素周期律,规律四：元素金属性与非金属性的周期性变
16、化,从左到右 元素的金属性 元素的非金属性,逐渐减弱逐渐增强,第四节 元素周期律,规律一：元素原子半径的周期性变化规律二：元素原子核外电子排布的周期性变化规律三：元素化合价的周期性变化规律四：元素金属性与非金属性的周期性变化,第四节 元素周期律,规律一：元素原子核外电子排布的周期性变化,元素原子的最外层电子的排布呈现1到8的周期性变化,第四节 元素周期律,规律二：元素原子半径的周期性变化,周期表中由左到右，原子半径逐渐减小； 由上到下，原子半径逐渐增大。,第四节 元素周期律,规律三：元素化合价的周期性变化,元素的最高正价呈现由+1到+7，最低负价呈现由-4到-1的周期性变化,第四节 元素周期律
17、,规律四：元素金属性与非金属性的周期性变化,从左到右 元素的金属性 元素的非金属性,逐渐减弱 逐渐增强,根据元素周期律，把目前已知的112种元素中电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；再把不同横行中最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，这样制成的一张表，称为元素周期表（见附录：元素周期表）。,二、元素周期表,二、元素周期表,（一）元素周期表的结构1、周期（横行） 具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。,（结构：三短、三长、一不全）,18,17,16,15,14,13,10,9,8,7,6,5,2,112,111,1
18、10,109,108,107,106,105,104,89-103,88,87,12,11,4,3,1,7,6,5,4,1882,MLk,3,82,LK,2,2,K,1,86,85,84,83,82,81,54,53,52,51,50,49,36,35,34,33,32,31,56,55,38,37,20,19,周期的结构,不完全周期,（一）元素周期表的结构,2、族（纵行） 元素周期表有18个纵行。除第8、9、10三个纵行称为第族元素外，其余15个纵行，每个纵行为一族。族序数用罗马数字、等表示。,结构：（七主、七副、零八族）,IA,IIA,IIIA,IVA,VA,VIA,VIIA,0,副族,八
19、族,族的结构,零族,主族,为什么我们将稀有气体元素称为零族元素？ 它们很稳定，它们的化合价通常情况下为0。,思考,（三）元素周期表中元素性质的递变规律,在同一周期中，各元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左到右，核电荷数依次增多，原子半径依次减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。因此，同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。,（三）元素周期表中元素性质的递变规律,例如：钠、镁、铝是同一周期的三种金属元素，根据上述结论判断出钠的金属性最强，镁次之，铝的金属性最弱；硫和氯是同一周期的两种非金属元素，由上述结论可知氯的非金属性比硫强。,（三）元素周期表中元素性质的递变规律,在同一主族的元素中，由于从上到下电子层数依次增多，原子半径依次增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。因此，同一主族从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。,（二）元素周期表中元素性质的递变规律,例如：钾和钠是IA族的两种金属元素，根据上述结论判断出钾的金属性比钠强；氟和氯都是A族的非金属元素，由上述结论可知氟的非金属性比氯强。,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,0,Po,At,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,非金属区,金属区,零族元素,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,Thank you !,
