第1章 物质结构与元素周期律 第一节ppt课件

.,.,.,.,.,罗伯特波义耳,安托万洛朗拉瓦锡,第一章物质结构与元素周期律,第一节原子的结构第二节元素周期律与元素周期表第三节化学键第四节分子间作用力和氢键,.,学习目标,1、掌握原子电子的排布规律、元素周期表的结构、共价键的概念、形成以及类型。2、熟悉原子的构成和同位素、离子键的概念和形成。3、了解元素周期律的元素性质的递变规律，分子间作用力和氢键。,.,第一节原子的结构,一、原子的构成,.,原子结构动画模拟,.,一、原子的结构,.,表3-1构成原子的粒子及其性质,.,一、原子的结构,核电荷数质子数核外电子数质子数(Z)中子数(N)质量数(A)核组成符号：X表示原子核内有Z个质子，质量数为A质子Z个原子核原子X核外电子Z个,中子（A-Z）个,.,第一节原子的结构,二、同位素,.,同位素,具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子总称为元素。,.,同位素,同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原子互为同位素。氢元素三种不同原子的组成,.,同位素可分为两类稳定性同位素放射性同位素,.,案例,2011年3月26日，在我国黑龙江省东北部空气中发现了极微量的人工放射性核素碘-131，但这些极微量的放射性物质对我国环境和公众健康不会产生影响，随后东部沿海地区也有类似发现。,.,第一节原子的结构,三、原子核外电子的运动状态,.,原子核外电子的运动状态,电子是质量很小的带负电荷的微粒，它在原子这样大小的空间（直径约10-10m）内作高速的运动，它的运动跟普通物体运动有何不同？有何特殊规律？现在对这些问题做些初步的探讨。,.,.,（一）电子云,电子在核外空间一定范围内经常出现，就犹如一团带负电的云雾笼罩在原子核周围，人们形象的称之为电子云。,.,氢原子电子云示意图,.,图中小黑点比较密集的地方，就是电子出现几率大的地方，黑点疏的地方，就是电子出现少的地方。离核越近处密度越大，离核越远处密度越小。也就是说，在离核越近处，单位体积空间内电子出现的机会多，而离核越远处单位体积空间内电子出现的机会就少。,.,（二）电子层,电子能在核外一定区域内作高速运动，说明它们都具有一定的能量。实验证明，电子离核越近，能量越低；离核越远，能量越高。电子离核的远近，反映出电子能量的高低。根据这种差别，我们把核外电子运动的不同区域看成不同的电子层。,.,核外电子分层排布,电子按能量高低在核外分层排布,.,电子层符号：,电子层序数(n)：,电子离核的距离：,电子具有的能量：,核外电子的分层排布（又叫分层运动）,KLMNOPQ,1234567,.,第一节原子的结构,四、原子核外电子的排布,.,（一）原子核外电子排布规律,1、每一电子层上最多排2n2个电子（n为电子层数）。2、最外层上的电子数不能超过8个（只有一个电子层时不能超过2个）。3、电子总是最先排布在能量低的电子层，然后才是能量高的电子层。,.,（二）原子核外电子排布表示方法,1、原子结构示意图,如：钠原子的结构示意图,电子层,每个电子层上的电子数,核内质子数,原子核,.,.,2、电子式用元素符号表示原子核外和内层电子，并在元素符号周围用或表示原子最外层的电子。第1118号元素原子的电子式如下：,Na,Mg,Al,Si,P,S,.,(三)原子结构与元素性质的关系,在化学中，元素的性质一般是指它的金属性或非金属性。元素的金属性，通常是指它的原子有失去电子而成为阳离子的趋势。元素的非金属性，通常是指它的原子有得到电子而成为阴离子的趋势。,.,部分稀有气体元素的原子结构示意图,.,1、元素的金属性,元素的非金属性，通常是指它的原子有失去电子而成为阳离子的趋势。金属元素的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中容易失去电子，使次外层变为最外层，达到8个电子的稳定结构。原子失去电子的能力越强，该元素的金属性就越强。,钾(K)钠(Na)镁(Mg)铝(Al)金属性依次减弱（原子失去电子的能力依次减弱）,.,2、元素的非金属性,元素的非金属性，通常是指它的原子有得到电子而成为阴离子的趋势。非金属元素的原子最外层电子数一般多于4个，在化学反应中容易得到电子，使最外层达到8个电子的稳定结构。原子得到电子的能力越强，该元素的非金属性就越强。,氟(F)氮(Cl)溴(Br)碘(I)非金属性依次减弱（原子得到电子的能力依次减弱）,.,第二节元素周期律与元素周期表,一、元素周期律,.,一、元素周期律,研究发现，随着原子序数的递增，元素的最外层电子数、原子半径、元素的化合价以及元素的金属性和非金属性呈周期性的变化。,.,元素周期律,1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律:,.,118号元素的核外电子排布变化规律,最外层电子数18,最外层电子数18,.,元素周期律,1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律:随着原子序数的递增，元素原子电子层数逐渐增加，最外层电子的排布呈周期性变化。,.,118号元素的原子半径递变规律,原子半径大小,原子半径大小,.,元素周期律,1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律:随着原子序数的递增，元素原子电子层数逐渐增加，最外层电子的排布呈周期性变化。随着原子序数的递增，元素原子半径排布呈周期性变化。,规律：同周期元素，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径越来越小（稀有气体除外）,.,118号元素的主要化合价递变规律,主要化合价：正价+1+5，负价：-4-10,主要化合价：正价+1+7，负价：-4-10,.,元素周期律,1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律:随着原子序数的递增，元素原子电子层数逐渐增加，最外层电子的排布呈周期性变化。随着原子序数的递增，元素原子半径排布呈周期性变化。随着原子序数的递增，元素的最高正价和最低负价呈周期性变化。,a.最高正价=（主族）元素原子最外层电子数b.最高正价+最低负价的绝对值=8,.,元素金属性和非金属性的周期性变化，从表中看出310号元素的金属性开始逐渐减弱，而非金属性逐渐增强，最后是稀有（惰性）气体元素；再从1118号元素开始又会重复出现上述变化规律。由此可见，元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。,.,通过以上事实，我们可以归纳出一条规律：元素的性质随着元素原子序数（核电荷数）的递增而呈现周期性变化的规律称为元素周期律。元素的性质呈周期性变化是元素原子的核外电子排布呈周期性变化的必然结果。,.,第二节元素周期律与元素周期表,二、元素周期表,.,二、元素周期表,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周期称为短周期，4、5、6称为长周期,第七周期称为不完全周期,26周期元素，从碱金属开始卤素稀有气体,.,二、元素周期表,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,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,.,同周期元素电子层数相同,从左到右，随原子序数递增，原子半径逐渐减小,从左到右，随原子序数递增，最外层电子数18,从左到右，最高正价17，最低负价41,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,104Rf,钒,铌,钽,105Db,铬,钼,钨,106Sg,锰,锝,铼,107Bh,铁,钌,锇,钴,铑,铱,镍,钯,铂,铜,银,金,锌,镉,汞,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,镧系,锕系,108Hs,109Mt,110Uun,111Uuu,112Uub,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,主族元素最高化合价最外层电子数主族序数,主族元素最低化合价最外层电子数8,最外层电子数与族的序数相同,从上到下，电子层数依次增加,从上到下，原子半径逐渐增大,同主族元素，最高正价和最低负价相同，化学性质相似且递变,元素周期表中，同族、同周期原子核外电子层数，最外层电子数，化合价变化规律都可联系118号元素原子结构示意图掌握记忆。原子半径的变化规律需好好记忆。请指出右图框内半径最大和最小的元素,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,.,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,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,.,（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,.,知识链接,常量元素约占人体总质量99.95%微量元素不足人体质量的0.05%硫、钾、钠、镁、氯是体液和细胞质中的成分钙、磷、镁是构成骨骼、牙齿的重要元素,.,缺铁性贫血,.,锌味觉减退厌食症生长停滞佝偻症伤口愈合不良,.,恶性贫血维生素B12,.,第三节化学键,.,根据相互作用的方式不同，化学键主要有两种类型：离子键共价键,.,第三节化学键,一、离子键,.,（一）离子键的形成,金属钠与氯气的反应,.,Cl2气体分子,氯化钠,钠原子,钠和氯气反应,.,我多了一个电子,我想要一个电子,e,Na原子,Cl原子,.,好的,你能给我一个电子吗？,e,Na原子,Cl原子,.,我把多余的一个电子给你,好的，谢谢,.,我现在带了正电荷,我现在带了负电荷了,静电作用,.,氯化钠,Na+,Cl,电子转移,1,氯化钠的形成过程：,不稳定,较稳定,在氯化钠中Na+和Cl-间存在哪些作用力？,1、Na+离子和Cl-离子间的相互吸引;2、电子与电子、原子核与原子核间的相互排斥作用,这种阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键，称为离子键,.,氯化钠,氟化钙,氧化钾,当活泼金属（如钾、钠、钙等）与活泼非金属（如氟、氯、氧等）结合时，都能形成离子键。,NaCl,CaF2,K2O,.,（二）离子化合物,由离子键形成的化合物叫做离子化合物。NaCl、CaO、MgBr2在离子化合物中，离子具有的电荷数，就是他们的化合价如：Na+：+1价；Ca2+：+2价；Mg2+：+2价；Br-：-1价；O2-：-2价,.,第三节化学键,二、共价键,.,思考:,是否元素原子间只能以离子键结合？试举例说明。,H2Cl2O2N2HClH2ONH3CO2属于非金属元素的单质或化合物,它们内部原子又是怎样结合的呢？,.,让我们以氢气和氯气反应为例来加以说明！,Cl2气体分子,H2气体分子,.,分开后，她们为什么不高兴？让我们听听她们说些什么？,.,我只有一个电子，太少了,我也少一个电子,e,H原子,Cl原子,.,二位好！我有一个好办法。你们每人拿出一个电子共用，就象共同分享快乐一样共同拥有。行吗？,好的谢谢,好的谢谢,.,愿意,H原子，你愿意拿出一个电子共用吗？,Cl原子，你愿意拿出一个电子共用吗？,我给你们点燃之后，你们要结合在一起，为人类做出自己的贡献,愿意,尼尔斯玻尔,.,H2+Cl2=2HCl,点燃,.,分析,H2,HCl,.,原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。,成键微粒：,成键实质：,成键条件：,注意,原子之间,原子,共用电子对,非金属元素间,.,电子式表示形成过程,H,H,H,氯化氢分子的形成：,氢分子的形成：,.,练习用电子式表示下列微粒,O2N2H2ONH3CO2,分子式,电子式,.,化学上通常用一短线“-”表示一对共用电子。用这样的方法表示分子结构的式子，称为结构式。氢分子：H-H，氯化氢分子：H-Cl,.,O2N2H2ONH3CO2,O=O,O=C=O,H-O-H,分子式,结构式,.,全部由共价键形成的化合物称为共价化合物HCl、H2O、NH3、H2S元素化合价是该元素一个原子与其他原子间形成共用电子对的数目,（二）共价化合物,+1-1,+1-2+1,H,-3,.,（三）共价键的类型,根据所共用的电子对的电荷分布是否对称从而进一步把共价键分为极性和非极性共价键,.,思考,H2中共用电子对又如何？共用电子对因受到的吸引力大小相等而居于两原子的正中央，（不偏移）共用电子对不偏向一方原子的共价键称为非极性键,.,思考,HCl中，为什么H显+1价,Cl显-1价?共用电子对偏向对其吸引力更强的一方共用电子对偏向一方原子的共价键称为极性键,+1-1,.,对比,巧记为：同非,.,配位键,配位键是一种特殊的共价键两原子间的共用电子对是由一个原子单独提供，并和另一个原子共用这种由一个原子单独提供一对电子为两个原子共用而形成的共价键，称为配位键,.,电子式配位键可用箭头表示：,表示方式,H+,.,请分析,NaOHNH4Cl中所含化合键的类型,.,NaOHNaOH中，Na+与OH-以离子键结合；在OH-中，H+与O2-以共价键结合。,.,NH4ClNH4Cl中，NH4+和Cl-之间是离子键，NH4+中有3个N-H共价键，1个NH配位键,.,第四节分子间作用力和氢键,一、键的极性和分子的极性,.,根据分子内部电荷分布情况的不同，分子可以分为非极性分子和极性分子。分子的极性与键的极性有关。,.,键的极性,极性键共用电子对有偏移（电荷分布不均匀）,如:HCl(H-Cl)H2O(H-O-H),.,键的极性,非极性键共用电子对无偏移（电荷分布均匀）,Cl2(Cl-Cl),如:,.,（一）极性分子,极性分子:正电中心和负电中心不重合，分子的一部分带正电性，一部分带负电性HCl、HBr、CO、NO,.,（二）非极性分子,非极性分子:正电中心和负电中心重合，分子内电荷分布均匀H2、Cl2、N2,.,BF3,120,F1,F2,F3,F,平面三角形，对称，键的极性互相抵消（F合=0），是非极性分子,NH3,10718,三角锥型,不对称，键的极性不能抵消，是极性分子,.,第四节分子间作用力和氢键,二、分子间作用力,.,.,气体液化成液体，液体凝固成固体。表明在物质分子间还存在着相互作用力，称为分子间力,或叫范德华力。分子间力是决定物质的沸点、熔点、气化热、熔化热、溶解度、表面张力、粘度等性质的主要因素。,.,范德华力的大小与分子极性的大小、分子质量的大小有关。对于结构相似的物质来说，相对分子质量越大，分子间作用力越大，致使物质的熔点、