物质结构元素周期律复习课.ppt

1、,两个关系式 核电荷数核内质子数原子核外电子数原子序数 质量数（A）质子数（Z）中子数（N）,复习从认识小不点开始,物质结构元素周期律复习,知识体系,一、元素：,二、原子的构成:,具有相同核电荷数（即核内质子数）的一类原子的总称。,原子核,核外电子,质子,中子,原子序数核电荷数质子数核外电子数,元素种类,原子(核素)种类,元素的化学性质,质量数（A）质子数（Z）中子数（N）,表示核电荷数(质子数)为，质量数为的一个X原子,基本概念,a代表质量数； b代表核电荷数(质子数) ； c代表离子的电荷数； d代表化合价； e 代表原子个数,a、b、c、d、e各代表什么？,3、核素：把具有一定数目的质子

2、和一定数目的中子的一种原子叫做核素。,4、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称为同位素。（同一种元素的不同核素互称为同位素）,如：1H、2H、3H；12C、14C,1、质量数：忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似值加起来，该数值即为质量数。,2、质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）,核外电子的排布规律及表示方法,1、核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里往外，依次排布在能量较高的电子层里（这就是能量最低原理）。,2、各电子层最多能容纳的电子数为 2n2,3、最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层时不能超过 2 ）。,4、次外层电子数不能

3、超过 18 ，倒数第三层电子数不能超过 32 。,注意：以上四条规律是相互联系的，不能孤立地理解。,3. 核外电子三特征： 质量小(9.110-31kg) 运动空间小(直径10-10m) 高速运动 电子排布三规律： 能量最低原理 每层最多排电子2n2 最外层电子数不超过8个,核外电子运动特点,元素周期表,族,周期,不完全周期-,七个主族(A) 七个副族(B) VIII族 0族,第1周期： 种元素 第2周期： 种元素 第3周期： 种元素,第4周期： 种元素 第5周期： 种元素 第6周期： 种元素,第7周期26种,2 8 8 18 18 32,长周期,短周期,三长三短一不全,七主七副零八族,（=电

4、子 层数）,（=最外层 电子数）,知识回顾：,假设：若把周期表的主副族取消，直接用列序数表示（从左到右），请指出原主族、副族、第族和0族所在的列序号，填入下表：,1、2、13、14、15、16、17,3、4、5、6、 7、11、12,8、9、10,18,元素周期律 1、定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。,2、元素周期律的实质 素性质的周期性变化是元素原子结构周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。,3、同周期、同主族元素结构、性质的递变规律及金属元素、非金属元素的分区： 4、分界线左边是金属元素，分界线右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。 见

5、下图：,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,0,Po,At,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,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,1.原子半径,（1）原子半径比较,元素周期律内容:,大小,小大,原子半径比较示意图,（2）微粒半径的比较,比较下列微粒的半径的大小： （1）Ca AI (2) Na+ Na (3) Cl- Cl (4)K+ Ca2+ S2- CI-,S2-CI-K+Ca2+,最高正价由+1+7 负价由-4-1,2、主要化合价,最高正化合价相同,3、最外层电子排布,（同周期）,（同主族）,每一

6、周期都从1开始到8结束（第一周期为2）,元素周期表和元素周期律的应用,1.元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系 元素金属性和非金属性的递变 (1)同一周期从左到右元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 (不包括稀有气体元素)。 (2)同一主族从上到下元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 (不包括稀有气体元素)。,2.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。 （1）价电子： （2）主族序数= =主族元素最高 数 （3）最高正价+最低负价= （4）特殊：氧元素的化合价一般是 价，而氟元素 正化合价。 元素只有正化合价而无负价。,减弱,减弱,增强,增强,最外层电子,最外层电子数,正化合价,8,-2,

7、无,金属,1元素周期表是学习和研究化学的一种重要工具。元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间的内在联系。利用元素位、构、性的关系指导对化学的学习和研究。如：预言未知元素、系统研究元素的性质、发现新元素及预测它们的原子结构和性质等。 2根据周期表中位置靠近的元素性质相近，可指导人们在周期表中一定的区域内寻找新物质。例如在金属与非金属分界处可以找到半导体材料，在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。 3元素周期律从自然科学方面有力地论证了事物变化中量变引起质变的规律性。,周期表的启示,碱金属元素的性质,1,银白,软,轻. 低(熔点).,略带 金色,单质都具有强的还原性,结

8、合实际,7,单质的熔,沸点较低,颜色较深,单质具有强的氧化性,卤素的性质,元素的非金属性（氧化性）强弱比较：,元素周期表 元素单质与氢气反应的难易，气态氢化物的稳定性 元素最高价氧化物的水化物（HaXOb）的酸性强弱 盐溶液中非金属间的置换关系； 在电解池中阴离子在阳极的放电性顺序。,元素的金属性和非金属性强弱的判断依据：,元素的金属性（还原性）强弱比较：,元素周期表 元素单质与水或酸反应的难易程度， 元素最高价氧化物的水化物 R(OH)n的碱性强弱 金属活动性顺序表 盐溶液中金属间的置换关系； 在电解池中阴极阳离子的放电性顺序 原电池时电极材料,（1） 核外电子总数为10个电子的微粒 阳离子

9、：Na+_ 阴离子：N3_ 分子：HF_ （2） 核外电子总数为18个电子的微粒 阳离子：K+_ 阴离子：P3_ 分子：HCl_,Mg2+ Al3+ NH4+ H3O+,O2 F OH NH2,H2O NH3 CH4 Ne,Ca2+,S2 Cl HS,H2S PH3 Ar SiH4 F2 H2O2 CH3CH3 N2H4 CH3OH CH3NH2 CH3F,1、核外电子数相同的微粒,归纳总结,具有双核10个电子的共价化合物的化学式是 ， 三核10个电子的共价化合物的化学式是， 四核10个电子的共价化合物的化学式是 ， 五核10个电子的共价化合物的化学式是。 以上四种化合物的热稳定性由小到大的顺

10、序是 。,HF,H2O,NH3,CH4,HF,H2O,NH3,CH4,（3） 等质子粒子 F、OH和NH2；Na+、H3O+和NH4+；HS和Cl； N2、CO和C2H2；S和O2。,（4）质子数相同，电子总数相同的粒子互称等电子体，它们结构相似，物质性质相近。 如N2和CO；N2O和CO2；苯和无机苯(B3N3H6),2、118号元素的结构性质特点,(1)H： 原子半径最小； 外层电子数=周期数； 电子总数=电子层数； 第A族中唯一形成共价化合物的元素； 在化合物中该原子的数目虽有改变，但该元素原子质量分数改变不大； 原子序数最小；没有中子； 成酸、碱必需的元素； 单质密度最小，最轻的气体；

11、 与氧可生成两种液体：H2O、H2O2； 单质是电解水产物之一； 单质可由金属与酸反应得到。,118号元素的结构性质特点,(2)He： 最外层属饱和结构，但唯一一个不是8电子； 电子总数是电子层数的二倍。 (3)Li： 最外层电子数是次外层的一半； 碱金属中不能形成过氧化物； 热核反应原料之一； 密度最小的轻金属； 保存于石蜡中。 (4)Be： 最外层电子数=次外层电子数； 最外层电子数=电子层数 价态为+2价,118号元素的结构性质特点,(5)B： 最外层电子数比次外层多一个； BF3属非极性分子（本章后边将学到）； 氢化物为B2H6（了解就可以）； 硼酸（H3BO3）可洗涤皮肤上的碱液；

12、硼砂（Na2B4O7、10H2O）是硼酸盐玻璃材料。 (6)C： 最外层电子数是次外层的二倍； 是形成化合物种类最多的元素； 有石墨、金刚石、足球碳（C60）等几种同素异形体，（第六章后边将学到）； 氧化物有CO、CO2； 氢化物有多种最简单的是CH4； 最高价含氧酸是H2CO3。,(7)N： 最外层电子比次外层多3个； 单质在空气中含量最多； 难与其它物质反应； 化肥三元素之一（N、P、K）； 氢化物为NH3； 氧化物形式最多（6种：N2O,NO,N2O3,NO2,N2O5）； 含氧酸有HNO3、HNO2； 气态氢化物水溶液唯一呈碱性。 (8)O: 最外层电子数目是次外层的三倍； 地壳中含量

13、最多； 占空气体积的21%； 能形成H2O2、H2O、Na2O2、Na2O等价态氧化物； 单质助燃,(9)F：最外层电子数比次外层多5个； 除H后前18号元素中原子半径最小； 无正价； 不能被任何物质氧化； 能与水反应置换水中的氧； CaF2难溶、AgF溶于水； 无含氧酸； HF为弱酸。 (10)Ne：略 (11)Na：最外层电子数是最内层的1/2； 前18号元素原子半径最大； 氧化物对应的水化物为NaOH； 能形成氧化物Na2O和过氧化物Na2O2； 与K的合金形成原子能反应堆的导热材料。,(12)Mg： 最外层电子数=最内层电子数，次外层电子数是最外层电子数的4倍； Mg(OH)2是难溶性

14、的中强碱； Mg遇冷水难反应，遇热水放H2； MgCl2为苦卤、MgSO4为泻盐。 (13)Al： 最外层比次外层少5个电子； 最外层电子数=电子层数； 铝是金属元素但具有一定的非金属性； Al2O3是两性氧化物； Al(OH)3是两性氢氧化物； 地壳中含量最多的金属元素。,(14)Si： 最外层电子数是次外层的一半，最内层的2倍； 地壳中含量排第二位； 只有一种氧化物SiO2； 气态氢化物SiH4； 含氧酸为H4SiO4； H2SiO3是唯一难溶酸。 (15)P： 最外层比次外层少3个电子； 氢化物为PH3； 对应的酸为H3PO4、H3PO3； 常见白磷、红磷二种单质。,(16)S： 最外层

15、比次外层少2个电子； 最外层与最内层电子数之和=次外层电子数； 氢化物H2S、剧毒； 氧化物有SO2、SO3； 对应的水化物H2SO3、H2SO4； 对应的盐常见的有Na2S、NaHS、Na2SO3、NaHSO3、Na2SO4、NaHSO4。 (17)Cl： 最外层比次外层少一个电子，比最内层多5个电子； 有多种化合价-1、+1、+3、+5、+7； 对应的含氧酸有HClO、HClO2、HClO3、HClO4； HClO4是目前发现的含氧酸中的最强酸。 (18)Ar（略） 重点是：H、C、N、O、F、Na、Mg、Al、Si 、 P、S、Cl。,1、定义：相邻的两个或多个原子(或离子)之间强烈的相

16、互作用叫做化学键。,化学键,2、化学键,离子键,金属键,共价键,非极性键,极性键,3、带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键。,4、原子间通过共用电子对所形成的相互作用,5、化学反应的实质：,旧化学键断裂，新化学键形成的过程。,6、用电子式表示离子键、共价键的形成过程,2,H,.,H,H,.,7、离子键和共价键的比较,阴、阳离子,原 子,静电作用,共用电子对,活泼金属与活泼非金属元素,同种或不同种非金属元素,只存在于离子化合物中,非金属 单质、共价化合物及部分离子化合物中,8、离子化合物与共价化合物的比较,含离子键的化合物,只含共价键的化合物,离子键,分子内是共价键，分子间是分子间作用力,强碱

17、、大多数盐、活泼金属的氧化物,酸、非金属氧化物、非金属的氢化物,较高,一般较低，个别很大,较大,一般较小，个别很大,一般易溶于水,部分溶于水,熔融或水溶液导电,熔融时不导电、水溶液部分导电,一般破坏离子键，可能破坏共价键,一般只破坏分子间作用力,9、化合物的判别,只要有阴阳离子，即可判断为离子化合物；,非金属元素间形成的化合物为共价化合物。 另外，部分金属元素元素原子与非金属元素原子, 如AlCl3 ;BeCl2 ；,强碱：NaOH等；大多数盐：NaCl、BaSO4等;,注意：NH4+的盐除外。,氧化物：Na2O等；另外：Mg3N2、NaH、Na2O2等;,10、配 位 键,由一个原子提供孤对

18、电子，另一个原子提 供空轨道形成的共价键称配位键。,氨根离子与水合氢离子等是通过配位键形成的。,H+,11、极性分子与非极性分子,电荷分布均匀对称的分子称非极性分子，如氯分子。,电荷分布不均匀对称的分子称极性分子，如氯化氢。,极 性 键,构成,非极性分子，如CO2，CH4, CCl4 .,极性分子，如HCl，H2O，NH3,非极性分子中，中心原子处最高正价。,（分子空间结构对称）,1、在下列物质中: Cl2 NaI H2S CO2 CaCl2 N2 CCl4 Na2O NH3 HBr 含离子键的物质是： 含有共价键的化合物是： 由极性键形成的非极性分子是： 由非极性键形成的非极性分子是：,Na

19、I,CaCl2,Na2O,H2S,CO2,CCl4,NH3,HBr,CO2,CCl4,Cl2,N2,2、下列哪一种元素的原子既能与其它元素的原子形成离子键或极性共价键，又能彼此结合形成非极性共价键 的元素是( ) （A）Na （B）Ne （C）Cl （D）O,能彼此结合形成非极性共价键的，是非金属元素。,NaCl HCl ClCl,C D,Na2O HOH OO,3、关于化学键的下列叙述中，正确的是 ( ) （A）离子化合物可以含共价键 （B）共价化合物可能含离子键 （C）离子化合物中只含离子键 （D）共价化合物中不含离子键,正确。如离子化合物NaOH含极性共价键。,含离子键的化合物就是离子化合物,多元素离子化合物除含离