《元素性质的递变规律》课件9(35张PPT)(苏教版选修3)剖析.ppt

电负性：利用图、表、数据说明 元素电负性的变化规律： 同周期，从左到右，电负性增加； 同族，从上到下，电负性下降； 1　元素的金属性的判别 一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。 2　化学键型判别 电负性相差较大（△x≥1.7)的两种元素的原子结合形成化合物， 通常形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元素的原子结合形成化合物， 通常形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。 3 判断分子中元素的正负化合价： X 大者，化合价为负； X 小者， 化合价 为正； △X = 0， 化合价 为零； 电负性及其应用 位、构、性三者关系 原子结构 元素性质 元素在表中位置 决定 反映 决定 反映 反映 决定 元素性质的递变规律 原子结构与性质 专题二 第二单元： 原子核外电子排布的周期性 道尔顿 汤姆生 卢瑟福 玻尔 人类认识原子结构的历史 原子核外电子的运动 回顾： 电 子 层 电子层 原子轨道类型 原子轨道数目 可容纳电子数 1 1s 1 2 2 2s,2p 4 8 3 3s,3p,3d 9 18 4 4s,4p,4d,4f 16 32 5 --- n2 2n2 构造原理 原子核外电子排步的轨道能量顺序 原子核外电子的排布所遵循的原理： 1、能量最低原理 电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道 2、泡利不相容原理 每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子 3、洪特规则 在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨 道，且自旋状态相同 对于能量相同的轨道(同一电子亚层)，当电子排布处于全满（s2、p6、d10、f14）、半满（s1、p3、d5、f7）、全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定，整个体系的能量最低。 洪特规则的特例： 练习:写出下列元素的电子排布式: Na K Rb Cs Cr Cu 1s22s2p63s1 1s22s2p63s23p64s1 1s22s2p63s23p63d104s24p65s1 1s22s2p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1 或 [Xe]6s1 1s22s2p63s23p63d54s1 1s22s2p63s23p63d104s1 回顾 随着原子序数的递增 元素原子的核外电子排布 元素原子半径 元素主要化合价 呈现周期性变化 核外电子排布 原子半径 原子的最外层电子排布 元素化合价 元素主要化合价的周期性变化 元素周期表 元素周期律的具体表现形式 编排原则： ⑴ 按原子序数的递增顺序从左到右排列 ⑵ 将电子层数相同的元素排列成一个横行(周期） ⑶ 把最外层电子数相同的元素按电子层数 递增的顺序从上到下排成纵行。（族） 周 期 表 7个周期（三短、三长、一不完全) 7个主族：由短周期和长周期 元素共同构成的族（ⅠA～ⅦA） 7个副族：仅由长周期构成的族 （ⅠB～ⅦB） Ⅷ族（3个纵行）：Fe、Co、Ni等 9种元素 横的方面 （7个横行） 纵的方面 （18个纵行） 零族：稀有气体元素 Na 11钠 H 1氢 He 2氦 Li 3锂 Be 4铍 B 5硼 C 6碳 N 7氮 O 8氧 F 9氟 Ne 10氖 Mg 12镁 Al 13铝 Si 14硅 P 15磷 S 16硫 Cl 17氯 Ar 18氩 K 19钾 Ca 20钙 1 2 3 4 Ga 31镓 Ge 32锗 As 33砷 Se 34硒 Br 35溴 Kr 36氪 He 2氦 B 5硼 C 6碳 N 7氮 O 8氧 F 9氟 Ne 10氖 Al 13铝 Si 14硅 P 15磷 S 16硫 Cl 17氯 Ar 18氩 IIIA IVA VA VIA VIIA 0 Na 11钠 H 1氢 Li 3锂 Be 4铍 Mg 12镁 K 19钾 Ca 20钙 IA IIA 1 2 3 4 Sc 21 钪 Ti 22钛 V 23钒 Cr 24铬 Mn 25锰 Fe 26铁 Co 27钴 Ni 28镍 Cu 29铜 Zn 30锌 IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB A：主族 B：副族 Ga 31镓 Ge 32锗 As 33砷 Se 34硒 Br 35溴 Kr 3