高三一轮复习课件-------原子结构与元素周期律

1、原子结构与元素周期律复习原子结构与元素周期律复习历城二中历城二中阚静一阚静一人类认识原子的历史 1919世纪初，英国科学家世纪初，英国科学家道尔顿道尔顿提出近代提出近代原子原子学说学说，他认为原子是微小的不可分割的实心，他认为原子是微小的不可分割的实心球体。球体。 19031903年，汤姆逊年，汤姆逊发现电子发现电子，并提出原子结，并提出原子结构的构的“葡萄干布丁葡萄干布丁”模型，开始涉及原子模型，开始涉及原子内部的结构内部的结构19111911年，卢瑟福根据年，卢瑟福根据粒子散射实验粒子散射实验，提出，提出“核式核式”原子结构模型原子结构模型19131913年，玻尔建立了年，玻尔建立了核外电

2、子分层排布核外电子分层排布的的原子结构模型原子结构模型1 1、任意原子核都是由质子和中子构成的。、任意原子核都是由质子和中子构成的。2 2、只有在原子中，质子数才与核外电子数相等。、只有在原子中，质子数才与核外电子数相等。3 3、1616O O和和18180 0与核外电子排布方式不同与核外电子排布方式不同4 4、通过化学变化可以实现、通过化学变化可以实现1616O O和和18180 0间的相互转化间的相互转化5 5、凡单原子形成离子，一定具有稀有气体的核外凡单原子形成离子，一定具有稀有气体的核外电子排布。电子排布。 6 6、标准状况下，标准状况下，1.12L1.12L1616O O2 2和和1

3、.12L1.12L18180 02 2均含有均含有0.10.1个氧原子。个氧原子。概念辨析概念辨析原子核原子核质子质子 (Z)中子中子 (N)核外电子核外电子原原子子质子数决定元素种类、元素位置质子数决定元素种类、元素位置核外电子数决定元素的化学性质、质核外电子数决定元素的化学性质、质子与电子决定粒子所带电荷数子与电子决定粒子所带电荷数中子数决定原子种类、中子与质子决定中子数决定原子种类、中子与质子决定原子原子质量质量 质子数质子数= =核电荷数核电荷数= =原子序数原子序数= =核外电子数核外电子数重要的等式：重要的等式：（一）（一）请说出下面符号的含义：请说出下面符号的含义：x xz zA

4、 AXa ab bc cd de e X若代表元素符号若代表元素符号,那么那么a.b.c.d.e各表示什么含义各表示什么含义?b: 质量数位置质量数位置a: 质子数位置质子数位置d: 离子的电荷符号位置离子的电荷符号位置e: 原子个数原子个数c: 化合价价标位置化合价价标位置 A-表示质量数表示质量数 Z-表示质子数表示质子数 N-表示中子数表示中子数 质量数 A=Z+N（二）原子结构表示方法（二）原子结构表示方法原子表示方法：原子表示方法：1、136C NMR(核磁共振核磁共振)可以用于含碳化合可以用于含碳化合物的结构分析，物的结构分析，136C表示的碳原子表示的碳原子A.核外有核外有13个

5、电子，其中个电子，其中6个能参与成键个能参与成键B.核内有核内有6个质子个质子,核外有核外有7个电子个电子C.质量数为质量数为13，原子序数为，原子序数为6，核内有，核内有7个质子个质子D.质量数为质量数为13，原子序数为，原子序数为6，核内有，核内有7个中子个中子D课堂练习课堂练习元素元素（质子数相同）互为同位素（质子数相同）互为同位素核核素素核核素素2、核素：、核素：3、同位素：、同位素：1、元素、元素: 具有相同核电荷数的具有相同核电荷数的同一类原子的总称同一类原子的总称 具有一定数目的质子和具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。一定数目的中子的一种原子。同一元素的不同核素之间互

6、称同位素。同一元素的不同核素之间互称同位素。 16O、17O、18O是氧元素的三种核素，是氧元素的三种核素，互为同位素互为同位素 注意： “同种元素同种元素”指质子数相同，各种不同的原指质子数相同，各种不同的原子和简单离子，如子和简单离子，如H、D、T、H+、H； 同位素的质量数不同，核外电子数相同，化同位素的质量数不同，核外电子数相同，化学性质几乎完全相同；学性质几乎完全相同； 同位素构成的化合物是不同化合物，如同位素构成的化合物是不同化合物，如H2O、D2O的物理性质不同，化学性质几乎相同，它的物理性质不同，化学性质几乎相同，它们是纯净物们是纯净物决定元素种类的是决定元素种类的是_决定核素

7、种类的是决定核素种类的是_决定元素化学性质的主要是决定元素化学性质的主要是_决定原子量大小的是决定原子量大小的是_质子数（或核电荷数）质子数（或核电荷数）质子数和中子数质子数和中子数最外层最外层电子数电子数质子数和中子数质子数和中子数几个结论几个结论（四）同素异形体、同位素、同系物和同分异构体的区别同素异形体同素异形体 同位素同位素同系物同系物同分异构体同分异构体概念概念研究研究对象对象实例实例同一种元素同一种元素的不同单质的不同单质相同质子数、相同质子数、不同中子数不同中子数的原子的原子结构相似结构相似,组组成相差若干成相差若干个个CH2相同分子相同分子组成组成,不同不同分子结构分子结构单质

8、单质原子原子有机物有机物主要是有机物主要是有机物白磷和红磷白磷和红磷11H和和21H甲烷和乙烷甲烷和乙烷丁烷和异丁烷丁烷和异丁烷2、13CNMR（核磁共振）、（核磁共振）、15NNMR可用于测定可用于测定蛋白质、核酸等生物大分子的空间结构，蛋白质、核酸等生物大分子的空间结构，KurtW thrich等人为此获得等人为此获得2002年诺贝尔化学奖。下面有关年诺贝尔化学奖。下面有关13C、15N叙述正确的是叙述正确的是A13C与与15N有相同的中子数有相同的中子数 B13C与与C60互为同素异形体互为同素异形体C15N与与14N互为同位素互为同位素 D15N的核外电子数与中子数相同的核外电子数与中

9、子数相同C课堂练习课堂练习C3二二. 原子核外电子排布规律原子核外电子排布规律核核外外电电子子排排布布规规律律 1 各电子层最多能容纳各电子层最多能容纳2n2个电子个电子即：电子层序号即：电子层序号 1 2 3 4 5 6 7 代表符号代表符号 K L M N O P Q 最多电子数最多电子数 2 8 18 32 50 72 98 2最外层电子数目不超过最外层电子数目不超过8个（个（K层为最外层时不超过个）。层为最外层时不超过个）。次外层电子数最多不超过次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过个，倒数第三层不超过32个。个。 3核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近的电核外电子总是尽先排

10、满能量最低、离核最近的电子层，然后才由里往外，依次排在能量较高，离子层，然后才由里往外，依次排在能量较高，离核较远的电子层。核较远的电子层。练习练习 试比较试比较 O O2- 2- F F- - NaNa+ + Mg Mg2+2+ Al Al3+ 3+ 的半径大小的半径大小核电荷数核电荷数 8 9 11 12 138 9 11 12 13电子层数电子层数 2 2 2 2 22 2 2 2 2 电子总数电子总数 10 10 10 10 1010 10 10 10 10 对于核外电子排布相同的离子，离对于核外电子排布相同的离子，离子半径随着原子序数的增大而减小。子半径随着原子序数的增大而减小。 请

11、您总结：请您总结： （1） 核外电子总数为核外电子总数为10个电子的微粒个电子的微粒 阳离子：阳离子：Na+_ 阴离子：阴离子：N3_ 分子：分子：HF_（2） 核外电子总数为核外电子总数为18个电子的微粒个电子的微粒 阳离子：阳离子：K+_ 阴离子：阴离子：P3_ 分子：分子：HCl_ Mg2+ Al3+ NH4+ H3O+O2 F OH NH2 H2O NH3 CH4 NeCa2+ S2 Cl HS O22-H2S PH3 SiH4 Ar F2 H2O2 CH3OH N2H4 三、核外电子数相同的微粒三、核外电子数相同的微粒（3） 核外电子总数为核外电子总数为14个电子的微粒个电子的微粒

12、N2 Si CO C2H2 C22元素周期表元素周期表一、结构：（三短、三长、一不全）（三短、三长、一不全）（七主、七副、八和零）（七主、七副、八和零）二、应用二、应用1、判断最外层电子数、电子层数、判断最外层电子数、电子层数（主族）最外层电子数（主族）最外层电子数=_电子层数电子层数=_族序数族序数周期数周期数2、判断化合价、判断化合价（主族）最高价（主族）最高价=_族序数族序数特殊：特殊：氧元素的化合价一般是氧元素的化合价一般是 价，而氟元素价，而氟元素 正化合价。正化合价。 元素只有正化合价而无负价。元素只有正化合价而无负价。负化合价负化合价 最高正价最高正价 比较微粒大小的依据（三看）

13、比较微粒大小的依据（三看）一看电子层数：一看电子层数：电子层数越多半径越大电子层数越多半径越大 NaNaNaNa+ +，KNaKNa二看核电荷数：电子层数相同时，核电二看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大半径越小。荷数越大半径越小。S S2- 2-ClCl- -KK+ +CaCa2+2+; O; O2- 2-FF- -NaNa+ +MgMg2+2+AlAl3+3+三看电子数：电子层和核电荷数都相同三看电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半径越大。时，电子数越多半径越大。 Cl Cl- -Cl; Cl; FeFe2+2+FeFe3+3+3、判断原子半径、判断原子半径元素周期律的内容：

14、元素周期律的内容： 元素的性质随着原子序数的递增呈周元素的性质随着原子序数的递增呈周期性的变化。期性的变化。元素周期律的实质：元素周期律的实质： 元素的性质周期性变化是元素的原子元素的性质周期性变化是元素的原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。核外电子排布呈周期性变化的必然结果。（量变量变质变质变）元素周期律元素周期律随着原子序数的递增随着原子序数的递增核外电子排布呈周期性变化核外电子排布呈周期性变化元素性质呈周期性变化元素性质呈周期性变化元素周期律元素周期律最外层电子数最外层电子数 18（K层电子数层电子数 12）原子半径原子半径 大大小小化合价：化合价：+1+7 4 1（稀有气体元素为零

15、）（稀有气体元素为零）决定了决定了归纳出归纳出引起了引起了元素周期表中元素性质递变规律元素周期表中元素性质递变规律 内容内容同周期（从左到右）同周期（从左到右） 同主族（从上到下）同主族（从上到下）原子半径原子半径 电子层结构电子层结构 失电子能力失电子能力得电子能力得电子能力 金属性非金属性金属性非金属性 主要化合价主要化合价 最高价氧化物对应的最高价氧化物对应的水化物酸碱性水化物酸碱性 非金属元素气态氢非金属元素气态氢化物的形成与稳定性化物的形成与稳定性大大小小小小大大电子层数电子层数相同、相同、最外层电子最外层电子增多增多逐渐逐渐减小减小逐渐逐渐增大增大逐渐逐渐增大增大逐渐逐渐减小减小金

16、属性金属性减减、非金属性、非金属性增增金属性金属性增、增、非金属性非金属性减减最高正价最高正价+1+7最高正价最高正价=族系数族系数 碱性碱性逐渐逐渐减弱减弱酸性酸性逐渐逐渐增强增强碱性碱性逐渐逐渐增强增强酸性酸性逐渐逐渐减弱减弱形成：形成：难难易易稳定性：稳定性：弱弱强强 形成：形成：易易难难稳定性：稳定性：强强弱弱电子层电子层增多增多最外层最外层电子数电子数相同相同同周期或同主族元素性质的变同周期或同主族元素性质的变化规律体现在化规律体现在相似性相似性和和递变性递变性两个方面。两个方面。A 同周期元素的金属性递变规律同周期元素的金属性递变规律与冷水剧烈反应与冷水剧烈反应与水反应很困难与水反

17、应很困难反应很剧烈反应很剧烈反应剧烈反应剧烈反应不太剧烈反应不太剧烈NaOHMg(OH)2Al(OH)3沉淀不溶沉淀不溶沉淀溶解沉淀溶解碱性逐渐减弱碱性逐渐减弱金属性逐渐减弱金属性逐渐减弱与冷水微弱反应，与冷水微弱反应，滴入酚酞，溶液滴入酚酞，溶液为浅红色，加热为浅红色，加热后产生大量气泡，后产生大量气泡，溶液红色加深溶液红色加深NaMgAl与水与水反应反应氧化物对应氧化物对应的水化物的水化物与酸反应与酸反应氢氧化物与氢氧化物与NaOH反应反应氢氧化物氢氧化物碱性强弱碱性强弱结论结论强碱强碱中强碱中强碱两性两性B、同周期元素的非金属性递变规律、同周期元素的非金属性递变规律SiH4PH3H2SH

18、ClH4SiO4H3PO4H2SO4HClO4稳定性逐渐增强稳定性逐渐增强很弱酸很弱酸中强酸中强酸强酸强酸最强酸最强酸酸性逐渐增强酸性逐渐增强Si P S Cl气态气态氢化物氢化物最高价最高价氧化物氧化物对应的对应的水化物水化物结论结论非金属性逐渐增强非金属性逐渐增强碱金属元素原子的最外层都有碱金属元素原子的最外层都有1 1个电子，个电子，它们的化学性质相似它们的化学性质相似 。但是自上而下，。但是自上而下，伴随着原子半径的增加，失电子能力增伴随着原子半径的增加，失电子能力增强，金属性增强，化学性质更加活泼。强，金属性增强，化学性质更加活泼。与与O O2 2的反应的反应 4Li + O4Li

19、+ O2 2 2Li2Li2 2O O 2Na + O2Na + O2 2 NaNa2 2O O2 2与水的反应与水的反应2Na + 2H2Na + 2H2 2O O 2NaOH + H2NaOH + H2 22K + 2H2K + 2H2 2O O 2KOH + H2KOH + H2 2通式：通式：2R +2H2O = 2ROH + H2卤素单质的化学性质卤素单质的化学性质对比对比Cl2，写出，写出Br2与与 Na 、Fe 反应的化学方程式。反应的化学方程式。 对比对比Cl2，写出，写出F2 、Br2、I2与与 H2 反应的化学反应的化学方程式。方程式。对比对比Cl2，写出，写出Br2与与

20、H2O 反应的化学方程式。反应的化学方程式。 Br2+2Na=2NaBr 3Br2+2Fe=2FeBr31、相似性：、相似性：名称名称 反应条件反应条件 方程式方程式 氢化物稳定性氢化物稳定性 F2 冷暗处爆炸冷暗处爆炸 H2+F2=2HF HF很稳定很稳定 Cl2 光照或点燃光照或点燃 H2+Cl2=2HCl HCl稳定稳定Br2 高温高温 H2+Br2=2HBr HBr较不稳定较不稳定I2 高温、持续加热高温、持续加热 H2+I2=2HI HI很不稳定很不稳定 缓慢进行缓慢进行 1) 1) 卤素与氢气的反应卤素与氢气的反应表现为：表现为：（1）卤素单质与）卤素单质与H2化合的难易关系：化合

21、的难易关系：F2 Cl2 Br2 I 2(2)卤化氢的稳定性关系：卤化氢的稳定性关系：HF HCl HBr HI 2、递变性、递变性Br2 H2O=HBrHBrO反反应应越越来来越越难难以以发发生生2F22H2O=4HFO2 （特例）（特例）Cl2 H2O=HClHClO2)卤素与水反应卤素与水反应通式：通式：X2 H2O=HXHXO（X:Cl、Br、I）I2 H2O=HIHIO3)卤素间的相互置换卤素间的相互置换(1) Cl2 2Br = 2ClBr2 (2) Cl2 2I = 2ClI2 (3) Br2+ I = BrI2 思考：根据上述实验，排出思考：根据上述实验，排出Cl2、Br2、I

22、2的氧化性强弱顺序的氧化性强弱顺序及及、的还原性强弱顺序的还原性强弱顺序结论结论： 氧化性：氧化性：Cl2Br2I2 还原性：还原性：1、锶为第五周期第、锶为第五周期第A的元素，根据它在元素周的元素，根据它在元素周期表的位置推测，锶不可能具有的性质是期表的位置推测，锶不可能具有的性质是 ( )A.锶的化合价为锶的化合价为+2 价价B.锶原子失电子能力比锶原子失电子能力比Mg强强C.Sr(OH)2为强碱为强碱D.Sr(OH)2难溶于水难溶于水E.SrCO3难溶于水难溶于水F.锶能与冷水反应锶能与冷水反应D2、如何证明氯的非金属性比硫的强？、如何证明氯的非金属性比硫的强？ 元素金属性元素金属性(失

23、电子的能力失电子的能力)强弱判断依据强弱判断依据:单质与水或酸置换出氢的难易程度（或反应单质与水或酸置换出氢的难易程度（或反应 的剧烈程度）的剧烈程度）。反应越易，说明金属性就越强；。反应越易，说明金属性就越强；最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越碱性越 强，说明其金属性也就越强，反之则弱；强，说明其金属性也就越强，反之则弱； 金属间的置换反应金属间的置换反应，依据氧化还原反应的规律，依据氧化还原反应的规律， 金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲 的金属性比乙强。的金属性比乙强。原电池中活泼金属做负极，不活泼

24、金属做正极原电池中活泼金属做负极，不活泼金属做正极元素非金属性元素非金属性(得电子的能力得电子的能力)强强弱判断依据弱判断依据:单质与氢气化合的难易程度。单质与氢气化合的难易程度。单质越易与氢气化单质越易与氢气化合，其非金属性也就越强合，其非金属性也就越强生成氢化物的稳定性。生成的氢化物也就生成氢化物的稳定性。生成的氢化物也就越稳定，越稳定，其非金属性也就越强其非金属性也就越强最高价氧化物对应水化物酸性强弱。最高价氧化物对应水化物酸性强弱。酸性越酸性越 强说明其非金属性越强。强说明其非金属性越强。非金属单质间的置换反应非金属单质间的置换反应（ClCl2 2II2 2）小结：元素金属性和非金属性

25、的递变小结：元素金属性和非金属性的递变金属性逐渐增强金属性逐渐增强族族周期周期IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA O非金属性逐渐增强非金属性逐渐增强非金属性逐渐增强非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强 1 2 3 4 5 6 7BSiAlGeAsSbTePoAt小结：元素金属性和非金属性的判断依据小结：元素金属性和非金属性的判断依据位构性的关系位构性的关系 元素性质元素性质 原子结构原子结构 周期表中的位置周期表中的位置（1）是学习和研究化学的一种）是学习和研究化学的一种重要工具重要工具。（2）为新元素的发现及预测它们的原子结）为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了新的线索。构和性质提供了新的线索。（3）启发人们在周期表中一定的区域内，）启发人们在周期表中一定的区域内，寻找新的物质。寻找新的物质。 3、元素周期律及元素周期表的其他应用、元素周期律及元素周期表的其他应用1 1、下列性质的递变中，正确的是、下列性质的递变中，正确的是( )( )双选双选 A、O、S、Na的原子半径依次增大的原子半径依次增大 B、LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强的碱性依次增强 C、HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强的稳定性依次增强