高一化学必修2第一章物质结构-元素周期律-教学课件

1、化学,第一节 元素周期表,第一章 物质结构 元素周期律,元素周期表的由来： 1864 年，德国化学家迈尔发表了六元素表，他把28 种元素列在一张表上，表中各元素按原子量排列成序，并对元素进行了分族，且给尚未发现的元素留出了空位，比“三元素组”有了很大进步。 1865 年，英国人纽兰兹又提出一个叫做“八音律”的理论。他把元素按原子量递增的顺序排列，第八种元素的性质几乎和第一种元素的性质相同。这种像音乐中八度音似的“八音律”，进一步揭示了元素的性质和元素原子量之间的密切联系。,1869年，俄国化学家 门捷列夫将元素按照相对原子质量由小到大依次排列，通过分类归纳，制出了第一张元素周期表，揭示了化学元

2、素间的内在联系，使其构成了一个完整的体系，成为化学发展史上重要的里程碑之一。,思考与交流 (观察元素周期表),人们发现原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系：,结合1-20号元素原子的结构示意图和元素周期表中1-20号元素的排列，分析一下我们现在使用的元素周期表的排列规律。,原子序数=核电荷数=质子数=电子数, 按原子序数递增的顺序从左到右排列, 将电子层数相同的元素排列成一个横行, 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。,一、元素周期表,1、元素周期表的编制原则,2、元素周期表的结构,周期：具有相同的电子层数而又按照原子序数递 增的顺序排列的一系列元素。（行）,族

3、：具有相似内层结构和相同的最外层电子数并 按照原子序数递增的顺序排列的一系列元素（列）,周期,短周期,长周期,第一周期：2 种元素,第二周期：8 种元素,第三周期：8 种元素,第四周期：18 种元素,第五周期：18 种元素,第六周期：32 种元素,第七周期：26种元素,周期序数 = 电子层数,（横行）,不完全周期,周期的分类,族 纵行,主族：,副族：,A , A , A , A ,A , A , A,第族：,稀有气体元素,0族：,共七个主族,B , B , B , B ,B , B , B,共七个副族,三个纵行(8、9、10），位于 B 与B中间,主族序数=最外层电子数,族的分类,族的别称,第

4、A族称为 元素 , 第A族称为 元素 第A族称为 元素, 第A族称为 元素 第A族称为 元素,第A族称为 元素 零族称为 元素,碱金属,碱土金属,碳族,氮族,氧族,卤族,稀有气体,元素周期表的结构,归纳： 三长、三短、一不全； 七主、七副、一0八；,思考：Cl的位置的描述：,第七主族,VII族,VIIA族,第III周期,第三周期,第3周期,第三周期第VIIA族,1、氦元素原子最外层有两个电子，为什么 不把它排在A族？,2、哪周期元素种类最多？族呢？,课堂练习,1.已知某主族元素的原子结构示意图如 下，判断其位于第几周期？第几族？,Y,+53,2,8,18,18,7,第三周期第IA族,第五周期第

5、VIIA族,2.主族元素在周期表中的位置取决于该元素的（ ） A. 相对原子质量和核外电子数 B. 电子层数和最外层电子数 C. 相对原子质量的最外层电子数 D. 电子层数的次外层电子数,B,X,3.推算原子序数为6、13、34、53、88的元素在周期表中的位置。,2,3,4,5,7,IVA,IIIA,VIA,VIIA,IIA,课堂练习,4.下列各表为周期表的一部分（表中为原子序数），其中正确的是（ ） （A） （B） （C） （D）,D,课堂练习,5、元素X的原子获得3个电子或元素Y的原子失去2个电子后，它们的电子层结构与氖原子的电子层结构相同。X、Y两种元素的单质在高温下得到的化合物的化学

6、式为_，元素X在周期表中是第_族。元素Y在周期表中位于第_周期。,课堂练习,Mg3N2,VA,三,6.第三周期第IVA族的元素原子序数是： 。 Na元素的原子序数为11，相邻的同族元素的原子序数是： 。 短周期元素中，族序数周期序数的元素有： 。 族序数等于周期序数2倍的元素有： 。 周期序数族序数2倍的有： 。,14,3、19,H、Be 、 Al, S,Li、a,课堂练习,7. A、B、C是周期表中相邻的三种元素， 其中A、B是同周期，B、C是同主族。此三 种元素原子最外层电子数之和为17，质子数 之和为31，则A、B、C分别为什么元素？,观察，可得 A是氮元素 B是氧元素 C是硫元素,课堂

7、练习,二、元素的性质与原子结构,1.碱金属元素,碱金属元素,3,11,19,37,55,1,1,1,1,1,2,3,4,5,6,核电荷数逐渐增多,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,最外层都有1个电子,碱金属元素单质,Rb,思考：如何通过实验验证碱金属化学性质的相似性和不同点？,（1）与O2的反应； （2）与H2O的反应,2、【科学探究】,碱金属元素在化学性质上的异同,（1）相似性：均能与氧气、与水反应,表现出金属性；,4Li + O2 = 2Li2O 2Na + O2 = Na2O2 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 2K + 2H2O = 2KOH + H2,（2）递变性：与

8、氧气、与水反应的剧烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反应的剧烈程度逐渐增大.,3、思考与交流,碱金属元素的化学性质,递变性： 核电荷数逐渐增多 电子层数逐渐增多 原子半径逐渐增大,相同点： 最外层都有1个电子,相似性： 容易失去1个电子，单质 表现出很强的还原性,递变性： 核对最外层电子的引力减弱 失电子能力增强 金属性逐渐增强 单质的还原性增强,碱金属的物理性质的比较,相 似 点,递变性,颜色,硬度,密度,熔沸点,导电导热性,密度变化,Li Na K Rb Cs,均为银白色（Cs略带金色）,柔软,较小,较低,强,逐渐增大（K特殊）,单质的熔沸点逐渐降低,熔沸点变化,易于得到一个电子（具氧化

9、性），化学性质活泼，体现强非金属性,得电子能力递减， 非金属性递减， 氧化性递减。,原子的最外层均 为7个电子,核电荷数增多；电子层数递增；原子半径递增,学与问,浏览P7的卤族元素的原子结构，并思考： 卤素(A族)的原子结构有什么相同和不同之处？,卤族元素在物理性质上的规律,浏览P8资料片卡中卤素单质的物理性质表，并总结规律：,结论： （1）颜色 （2）状态 （3）熔沸点 （4）密度 （5）溶解性,逐渐增大（自上而下）,逐渐升高（自上而下）,逐渐减小（自上而下）,卤族元素在化学性质上的规律,相似性： 均能与氢气反应,表现出非金属性（氧化性）；,递变性：,反应通式：,X2 + H2 = 2HX,

10、剧烈程度： 氢化物的稳定性：,逐渐减弱,逐渐减弱,思考：如何通过实验验证卤素化学性质的相似性和不同点？,（1）与氢气的反应；,卤族元素的化学性质,递变性： 核电荷数逐渐增多 电子层数逐渐增多 原子半径逐渐增大,相同点： 最外层都有7个电子,相似性： 容易得到1个电子，单质 表现出很强的氧化性,递变性： 核对最外层电子的引力减弱 得电子能力减弱 非金属性逐渐减弱 单质氧化性减弱,现象：,溶液由无色变为橙黄色,水层：颜色变浅,CCl4层：无色变为橙红色,现象：,溶液由无色变为棕黄色,水层：颜色变浅,CCl4层：无色变为紫红色,（2）卤素单质间的置换反应,溶液由无色变为棕黄色,现象：,水层：颜色变浅

11、,CCl4层：无色变为紫红色,Cl2 + 2NaBr = 2NaCl +Br2,Cl2 + 2 KI = 2KCl + I2,Br2 + 2KI = 2KBr +I2,思考：根据上述反应，比较Cl2、Br2、I2的氧化性强弱,结论： 氧化性：F2 Cl2Br2I2,总结： 至此我们可以看到同一主族元素，无论是金属还是非金属在性质方面都具有一定的相似性和递变性。,得电子的能力逐渐减弱 非金属性逐渐减弱 氧化性逐渐减弱 还原性逐渐增强 金属性逐渐增强 失电子的能力逐渐增强,三、核素,1、原子结构,2、质量数（A） 定义：忽略电子的质量，将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值加起来所得的数值

12、，叫做质量数，符号A。,质量数（A）质子数（Z）中子数（N）,3、原子组成的表示方法,A质量数， Z质子数， X元素符号,4、元素、核素和同位素,具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称。,具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。,（3）同位素：,质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。,（2）核素,（1）元素：,核素与同位素概念：,同位素的性质,化学性质几乎完全相同。,在天然存在的某元素里，不论游离态还是化合态，各核素所占的原子个数百分比是不变的。,R1a1+R2a2 其中R1、R2为各核素的相对原子质量 a1、a2为各核素的原子个数百分数,元素的相对原子质量： 各

13、种天然核素的相对原子质量与其原子个数百分含量乘积的代数和.,5.元素的相对原子质量：,如果用各核素的质量数A1、A2代替其相对原子质量，计算得到的是元素的近似相对原子质量,35Cl 34.969 75.77 37Cl 36.966 24.23,34.9690.757736.9660.242335.453， 即：氯的相对原子量为35.453。,已知Cl元素的两种核素的相对原子质量和原子个数百分含量如下，试计算Cl元素的相对原子量。,相对原子质量,原子个数百分含量,1、下列核素中互为同位素的是（ ）,2、判断下列说法正误： （1）质子数相同的原子一定是同一种元素（ ）,（2）一种元素只有一种核素。

14、（ ）,对,错,课堂练习,C,课堂练习,4、下列叙述中正确的是( ) A.氢有三种核素,即有三种氢原子 B.所有元素的原子核均由质子和中子构成 C.具有相同的核电荷数的粒子,总称为元素 D.31H是一种同位素,A,课堂练习,5、铜有两种天然同位素63Cu和65Cu,已知铜的相对原子质量是63.5,则63Cu的原子个数百分数是( ) A.75% B.25% C.50% D.45%,A,课堂练习,6、某元素近似相对原子质量为a，有质量数分别为b和c的2种天然同位素。则这两种天然同位素在自然界中的原子个数之比为（ ） A（a-c）：（b-a） B（a-c）：（b-c） C（a-b）：（a-c） D（

15、b-c）：（a-c）,A,课堂练习,迈耶尔的六元素表,纽兰兹的八音律图,1869 门捷列夫(俄)的第一张周期表,1871年门捷列夫(俄)的第二张周期表,一. 原子核外电子排布规律,核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近的电子层，然后才由里往外，依次排在能量较高，离核较远的电子层。,以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求。 上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释118号元素的结构问题，若要解释更多问题，有待进一步学习核外电子排布所遵循的其它规律。,1,2,3,8,8,2,周期性,（一）电子排布的周期性变化,二、元素周期律,逐渐减小,逐渐减小,周期性,原因：电子层数相同的元素原

16、子，随核电荷数的增加，核对外层电子的引力增大，原子半径呈现出变小的趋势。,（二）原子半径的周期性变化,二、元素周期律,二、元素周期律,（三）元素化合价的周期性变化,结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现 变化。,周期性,1.钠、镁、铝性质的比较,2.硅、磷、硫、氯的性质比较,（五）、元素周期律,越大,越小,越大,电子层数相同时，再看核电荷数， 核电荷数越多,则半径,电子层数和核电荷数都相同 (同种元素)时,再看核外电子数 (或最外层电子数),核外电子数 (或最外层电子数越多)， 则半径,微粒半径大小比较规律,先看电子层数,电子层数越多， 则半径,如 Li Na K Rb Cs,I Br Cl

17、 F,如 Na Mg Al,F O N C,a C六种元素中，c元素单质的化学性质最活泼 Dc、e、f的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强,课堂练习,3.（2012北京）9已知33As、35Br位于同一周期，下列关系正确的是( C ) A原子半径：AsC1P B热稳定性：HClAsH3HBr C还原性：As3-S2-Cl- D酸性：H3AsO4H2SO4H3PO4,课堂练习,4.（2012江苏）12. 短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X 原子的最外层电子数是其内层电子总数的3 倍，Y 原子的最外层只有2 个电子，Z 单质可制成半导体材料，W与X属于同一主族。下列叙述正确的是(

18、A D ) A 元素X 的简单气态氢化物的热稳定性比W 的强 B 元素W 的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z 的弱 C 化合物YX、ZX2、WX3 中化学键的类型相同 D 原子半径的大小顺序： rY rZ rW rX,课堂练习,5.（2011天津高考）以下有关原子结构及元素周期律的叙述正确的是( B ) A第IA族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子 B同周期元素（除0族元素外）从左到右，原子半径逐渐减小 C第 A元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强 D同主族元素从上到下，单质的熔点逐渐降低,课堂练习,6.（2011山东高考13）元素的原子结构决定其性质和在周期表中的位置。下列

19、说法正确的是( C ) A.元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价 B.多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较高 C.P、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应的水化物的酸性均依次增强 D.元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素,课堂练习,7.（2011福建高考7）依据元素周期表及元素周期律，下列推断正确的是(B) AH3BO3的酸性比H2CO3的强 BMg(OH)2的碱性比Be(OH)2的强 CHCl、HBr、HI的热稳定性依次增强 D若M和R2的核外电子层结构相同，则原子序数：RM,课堂练习,第三节 化学键,人教版新课标,第一章 物质结构 元素周期律,钠在氯气

20、中燃烧,氯化钠的形成,一.离子键,阴阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥达到平衡，就形成了离子键。,成键过程：,1.定义：,使阴、阳离子结合成化合物的静电作用，叫离子键,电子得失,阴阳离子,静电作用（静电吸引和静电排斥）,活泼的金属元素（A，A） 和活泼的非金属元素（A，A）,哪些物质中存在离子键呢？,（2）活泼的金属元素和酸根离子形成的盐 (如：NaNO3),（3）铵根和酸根离子（或活泼非金属元素）形成的盐。(如：NH4Cl , (NH4)2SO4 ),（1）活泼的金属元素（IA、IIA）和活泼的非金属元素（VIA、VIIA）之间的化合物。 (如：Na2ONa2O2),（4）金属阳离子与OH

21、-（如 NaOH),2.离子化合物：,由离子键构成的化合物。,3电子式, 原子的电子式：,(1) 在元素符号周围用小黑点 (或)来表示原子的最外层电子。这种式子叫做电子式。,H ,Na ,Mg,H+,Na+,Mg2+,Ca2+,阳离子的电子式：不要求画出离子最外层电子数，只要在元素、符号右上角标出“n+”电荷字样。,阴离子的电子式:不但要画出最外层电子数，而且还应用于括号“ ”括起来，并在右上角标出“n-”电荷字样。,离子化合物的电子式：由阴、阳离子的电子式组成，但对相同离子不能合并,AB型,AB2型,A2B型,2-,(2)离子化合物的形成，可用电子式表示，如硫化钾的形成可表示为：,氢气与氯气

22、反应,氯化氢的形成,二、共 价 键,成键微粒：原子,注 意,成键元素：非金属元素之间,原子间通过共用电子对所形成的相互作用,1、概念：,共价键的实质：,原子间的静电作用。,一般是非金属原子之间,如：H2 N2 HCl H2O HF 等,2、共价键的形成条件:,HH N三N HCl HOH HF,3.共价键的表示方法 （1）电子式：,（2）结构式：用一根短线表示一对共用电子对，表示如下：,共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物,（3）用电子式可表示氯化氢的形成过程,4、共价键的存在：,不仅存在于非金属单质和共价化合物中，,如：NaOH NH4Cl Na2O2,如：H2，HCl，CO2，,也存在

23、于有些离子化合物中,5、共价键的分类,（1）非极性共价键,（2）极性共价键,含有共价键的化合物不一定是共价化合物,共用电子对不偏移，成键原子不显电性,共用电子对偏移，成键原子略显电性,三、化学键 1、定义：使离子或原子相结合的作用力，我们把这种作用力统称化学键。,小 结：,共价键与离子键的比较,两种相同或不同的非金属化合,活泼金属与活泼非金属化合,原 子,阴、阳离子,形成共用电子对,静电作用,书写下列物质的电子式，分析其中的化学键：,A、HCl B、N2 C、NaCl D、NaOH E、Na2O2 F、NH4Cl,H Cl,N N,Na Cl,+, ,Na O H, ,Na O O Na, ,

24、2-,+,+,N,H,H,H,H,Cl, ,-, ,+,极性共价键,非极性共价键,离子键,四、分子间作用力和氢键,(1)定义:把分子聚集在一起的作用力.又称范德华力,(2)特点,比化学键弱得多,它主要影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质,而化学键主要影响物质的化学性质.,(2)分子间作用力只存在于绝大多数共价化合物和非金属单质分子（包括稀有气体）之间.,(3)变化规律:对于组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,物质的溶沸点越高 如:I2Br2 Cl2 F2,1.分子间作用力,2、氢键,NH3、H2O、HF等分子之间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用,这种相互作用叫氢键

25、.,注意:,1、氢键不是化学键,通常看作一种较强的分子间作用力.,2、 NH3、H2O、HF的分子之间既存在分子间作用力,又存在氢键,3、氢键的形成使物质的熔沸点升高,对物质的溶解度硬度 等也影响.,氢化物的沸点,1.下列物质中属于含有共价键的离子化合物的是 （ AD ） A. Ca(OH)2 B. MgCl2 C. H2O D. NH4Cl,2.某元素的原子最外层只有1个电子，它跟卤素结合时，所形成的化学键 ( C ) A一定是离子键 B一定是共价键 C可能是离子键，也可能是共价键 D以上说法都不正确,课堂练习,3.国际无机化学命名委员会在1989年作出决定，把长式元素周期表原先的主、副族及族号取消，从左到右改为第118列，碱金属族为第1列，稀有气体元素为第18列. 按这个规定，下列说法不正确的是 （ D ） A. 第15列元素的最高价氧化物为R2O5 B. 第2列元素中肯定没有非金属元素 C. 第17列元素的第一种元素无含氧酸 D. 第16、17列元素都是非金属元素,课堂练习,4.（2012海南）下列有关化学用语使用正确的是(BD) ANH4Br的电子式：,BS2-的结构示意图：,C乙酸的分子式： CH3COOH D原子核内有l8个中子的氯原子：,课堂练习,5.（2011江苏卷）下列有关化