山东省济南市高考化学总复习专题原子结构与元素周期律课件.ppt

原子结构与元素周期律,人类认识原子的历史,19世纪初，英国科学家道尔顿提出近代原子学说，他认为原子是微小的不可分割的实心球体。,1903年，汤姆逊发现电子，并提出原子结构的“葡萄干布丁”模型，开始涉及原子内部的结构,1911年，卢瑟福根据粒子散射实验，提出“核式”原子结构模型,1913年，玻尔建立了核外电子分层排布的原子结构模型,1、任意原子核都是由质子和中子构成的。2、只有在原子中，质子数才与核外电子数相等。3、16O和180与核外电子排布方式不同4、通过化学变化可以实现16O和180间的相互转化5、凡单原子形成离子，一定具有稀有气体的核外电子排布。6、标准状况下，1.12L16O2和1.12L1802均含有0.1个氧原子。,概念辨析,一、原子的构成,原子核,质子(Z),中子(N),核外电子,原子,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、中子与质子决定原子质量,质子数=核电荷数=原子序数=核外电子数,重要的等式：,（一）,请说出下面符号的含义：,A-表示质量数Z-表示质子数N-表示中子数质量数A=Z+N,（二）原子结构表示方法,原子表示方法：,1、136CNMR(核磁共振)可以用于含碳化合物的结构分析，136C表示的碳原子A.核外有13个电子，其中6个能参与成键B.核内有6个质子,核外有7个电子C.质量数为13，原子序数为6，核内有7个质子D.质量数为13，原子序数为6，核内有7个中子,D,课堂练习,元素,（质子数相同）互为同位素,核素,2、核素：,3、同位素：,1、元素:,（三）元素、核素与同位素,具有相同核电荷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。,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，互为同位素,注意：,“同种元素”指质子数相同，各种不同的原子和简单离子，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H2O、D2O的物理性质不同，化学性质几乎相同，它们是纯净物,决定元素种类的是_,决定核素种类的是_,决定元素化学性质的主要是_,决定原子量大小的是_,质子数（或核电荷数）,质子数和中子数,最外层电子数,质子数和中子数,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,同位素,同系物,同分异构体,概念,研究对象,实例,同一种元素的不同单质,相同质子数、不同中子数的原子,结构相似,组成相差若干个CH2,相同分子组成,不同分子结构,单质,原子,有机物,主要是有机物,白磷和红磷,11H和21H,甲烷和乙烷,丁烷和异丁烷,2、13CNMR（核磁共振）、15NNMR可用于测定蛋白质、核酸等生物大分子的空间结构，KurtWthrich等人为此获得2002年诺贝尔化学奖。下面有关13C、15N叙述正确的是A13C与15N有相同的中子数B13C与C60互为同素异形体C15N与14N互为同位素D15N的核外电子数与中子数相同,C,课堂练习,C,3,二.原子核外电子排布规律,试比较O2-F-Na+Mg2+Al3+的半径大小,核电荷数89111213,电子层数22222,电子总数1010101010,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。,请您总结：,（1）核外电子总数为10个电子的微粒阳离子：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+,O2FOHNH2,H2ONH3CH4Ne,Ca2+,S2ClHSO22-,H2SPH3SiH4ArF2H2O2CH3OHN2H4,三、核外电子数相同的微粒,（3）核外电子总数为14个电子的微粒N2SiCOC2H2C22,元素周期表,一、结构：,（三短、三长、一不全）（七主、七副、八和零）,二、应用,1、判断最外层电子数、电子层数,（主族）最外层电子数=_,电子层数=_,族序数,周期数,2、判断化合价,（主族）最高价=_,族序数,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。,比较微粒大小的依据（三看）一看电子层数：电子层数越多半径越大NaNa+，KNa二看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大半径越小。S2-Cl-K+Ca2+;O2-F-Na+Mg2+Al3+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。Cl-Cl;Fe2+Fe3+,3、判断原子半径,元素周期律的内容：,元素的性质随着原子序数的递增呈周期性的变化。,元素周期律的实质：,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。,（量变,质变）,元素周期律,随着原子序数的递增,核外电子排布呈周期性变化,元素性质呈周期性变化,元素周期律,最外层电子数18,（K层电子数12）,原子半径大小,化合价：+1+741,（稀有气体元素为零）,决定了,归纳出,引起了,下列有关说法正确的是（）H2O、H2S热稳定性和还原性均依次减弱O2半径比F的小S和Se属于第A族元素，S得电子能力比Se的强Cl和Br属于第A族元素，HBr酸性比HCl的弱形成离子键的阴阳离子间只存在静电吸引力第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果甲、乙两种非金属元素与金属钠反应时，甲得电子的数目多，所以甲活泼。A+和B的电子层结构相同，则A原子的核电荷数比B原子的大，原子半径AB,1.第三周期元素原子半径从左到右依次减小2.第三周期元素简单离子半径随原子序数增大而增大3.第三周期得电子能力最强的元素是最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素4.第三周期主族元素的最高正化合价与最低负化合价的绝对值之和等于85.最外层电子数为2的元素一定位于第A族6.短周期元素形成离子后，最外层都达到8电子稳定结构7.同主族元素单质的熔沸点从上到下逐渐增大。8.A族元素的阴离子还原性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强9.Fe元素位于周期表中第4周期第B族,第四周期第族或第4周期第族,（8）短周期元素形成离子后都达到稀有气体稳定结构（9）最外层电子数为2的元素一定位于第A族（10）Fe元素位于周期表中第4周期第B族,错,错,错,元素周期表中元素性质递变规律,大小,小大,电子层数相同、最外层电子增多,逐渐减小逐渐增大,逐渐增大逐渐减小,金属性减、非金属性增,金属性增、非金属性减,最高正价+1+7,最高正价=族系数,碱性逐渐减弱酸性逐渐增强,碱性逐渐增强酸性逐渐减弱,形成：难易稳定性：弱强,形成：易难稳定性：强弱,电子层增多最外层电子数相同,同周期或同主族元素性质的变化规律体现在相似性和递变性两个方面。,A同周期元素的金属性递变规律,与冷水剧烈反应,与水反应很困难,反应很剧烈,反应剧烈,反应不太剧烈,NaOH,Mg(OH)2,Al(OH)3,沉淀不溶,沉淀溶解,碱性逐渐减弱,金属性逐渐减弱,与冷水微弱反应，滴入酚酞，溶液为浅红色，加热后产生大量气泡，溶液红色加深,强碱,中强碱,两性,B、同周期元素的非金属性递变规律,SiH4,PH3,H2S,HCl,H4SiO4,H3PO4,H2SO4,HClO4,稳定性逐渐增强,很弱酸,中强酸,强酸,最强酸,酸性逐渐增强,非金属性逐渐增强,碱金属元素原子的最外层都有1个电子，它们的化学性质相似。但是自上而下，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。,与O2的反应,4Li+O22Li2O,2Na+O2Na2O2,与水的反应,2Na+2H2O2NaOH+H2,2K+2H2O2KOH+H2,通式：2R+2H2O=2ROH+H2,规律,卤素单质的化学性质,对比Cl2，写出Br2与Na、Fe反应的化学方程式。,对比Cl2，写出F2、Br2、I2与H2反应的化学方程式。,对比Cl2，写出Br2与H2O反应的化学方程式。,Br2+2Na=2NaBr3Br2+2Fe=2FeBr3,1、相似性：,F2冷暗处爆炸H2+F2=2HFHF很稳定,Cl2光照或点燃H2+Cl2=2HClHCl稳定,Br2高温H2+Br2=2HBrHBr较不稳定,I2高温、持续加热H2+I2=2HIHI很不稳定缓慢进行,1)卤素与氢气的反应,表现为：（1）卤素单质与H2化合的难易关系：F2Cl2Br2I2,(2)卤化氢的稳定性关系：HFHClHBrHI,2、递变性,Br2H2O=HBrHBrO,反应越来越难以发生,2F22H2O=4HFO2（特例）,Cl2H2O=HClHClO,2)卤素与水反应,通式：X2H2O=HXHXO（X:Cl、Br、I）,I2H2O=HIHIO,3)卤素间的相互置换,(1)Cl22Br=2ClBr2(2)Cl22I=2ClI2(3)Br2+I=BrI2,思考：根据上述实验，排出Cl2、Br2、I2的氧化性强弱顺序及、的还原性强弱顺序,结论：氧化性：Cl2Br2I2还原性：,1、锶为第五周期第A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(),A.锶的化合价为+2价,B.锶原子失电子能力比Mg强,C.Sr(OH)2为强碱,D.Sr(OH)2难溶于水,E.SrCO3难溶于水,F.锶能与冷水反应,D,2、如何证明氯的非金属性比硫的强？,元素金属性(失电子的能力)强弱判断依据:,单质与水或酸置换出氢的难易程度（或反应的剧烈程度）。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。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱；,金属间的置换反应，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，说明甲的金属性比乙强。,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(得电子的能力)强弱判断依据:,单质与氢气化合的难易程度。单质越易与氢气化合，其非金属性也就越强生成氢化物的稳定性。生成的氢化物也就越稳定，其非金属性也就越强,最高价氧化物对应水化物酸性强弱。酸性越强说明其非金属性越强。,非金属单质间的置换反应（Cl2I2）,小结：元素金属性和非金属性的递变,金属性逐渐增强,族,周期,IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIAO,非金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,1234567,B,Si,Al,Ge,As,Sb,Te,Po,At,小结：元素金属性和非金属性的判断依据,（1）是学习和研究化学的一种重要工具。（2）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。（3）启发人们在周期表中一定的区域内，寻找新的物质。,3、元素周期律及元素周期表的其他应用,1、下列性质的递变中，正确的是()双选A、O、S、Na的原子半径依次增大B、LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强C、HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强D、HCl、HBr、HI的还原性依次减弱,AB,2、下列说法中不正确的是（）质子数相同的粒子一定属于同种元素；电子数相同的粒子不一定是同一种元素；一种元素只能有一种质量数；某种元素的相对原子质量取整数，就是其质量数；质子数相同，电子数也相同的粒子，不可能是一种分子和一种离子；同位素的性质几乎完全相同ABCD,A,3A、B、C、D、E五种元素，已知：(a)A原子最外层电子数是次外层电