医用化学基础第二章.ppt

1、第二章 元素及化合物,主讲：游幸晖,1、原子的组成,原子,原子核,质子 每个质子带一个单位正电荷,核外电子 每个电子带一个单位负电荷,中子 不显电性,2、核电荷数=质子数=核外电子数(质子所带的正电荷就叫核电荷数),3、核外电子排布 元素核外电子最少的有1层，最多的有7层，最外层电子数最多不超8个，只有1层的不超2个。,4、原子的核外电子排布，特别是最外层的电子 数目，与元素的化学性质有密切关系。,一、元素周期律,Na 11钠,H 1氢,He 2氦,Li 3锂,Be 4铍,B 5硼,C 6碳,N 7氮,O 8氧,F 9氟,Ne 10氖,Mg 12镁,Al 13铝,Si 14硅,P 15磷,S

2、16硫,Cl 17氯,Ar 18氩,IA,IIA,IIIA,IVA,VA,VIA,VIIA,0,1,2,3,1-18号元素周期表的结构,随着原子序数的递增，原子核外电子的排布呈现周期性变化,（一）核外电子排布呈周期性变化,（二）原子半径呈周期性变化,随着原子序数的递增，原子半径呈现周期性变化,（三）化合价呈周期性变化,随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化,元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期 性变化。这个规律称元素周期律。 元素性质的周期性变化是核外电子排布周期性变化的必然结果，即原子结构决定元素性质。,二、元素周期表,按原子序数递增的顺序由左到右排成横行，把不同横行中最外层电子数

3、相同的元素按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，这样得到一个表，称为元素周期表。,元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律,（一）元素周期表的结构,1.周期 具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。7个周期，序数用1、2、3、4、5、6、7表示，周期的序数等于该周期元素原子具有的电子层数。,（结构：三短、三长、一不全）,7,6,5,4,18 8 2,M L k,3,8 2,L K,2,2,K,1,周期的结构,不完全周期,第六周期中57号镧到71号镥，共15种元素，它们的电子层结构和性质非常相似，总称镧系元素。,第七周期中有锕系元素。,

4、为了使周期表结构紧凑，将镧系元素放在周期表的同一格里，锕系元素也放在周期表的同一格里，并按原子序数递增的顺序，把它们另列在周期表的下方。,2.族 元素周期表纵行称为族。18纵行。8、9、10三个纵行称为第族，其余15纵行各为一族。 族分为主族和副族。有短周期元素和长周期元素共同构成的族称为主族，完全有长周期元素构成的族为副族。族序数用罗马数字表示。主族元素在族的序数后面标一个A，副族元素在族的序数后面标一个B。稀有气体称为0族。,主族元素的最高正化合价等于它所在的族序数，非金属元素的最高正化合价与它的负化合价的绝对值之和等于8.,IA,IIA,IIIA,IVA,V A,VIA,VIIA,0,主

5、族,副族,族,零族,族的结构,结构：（七主、七副、零八族）,原子结构,元素性质,元素在表中位置,元素在周期表中的位置与原子结构的关系 a.周期序数电子层数 b.主族序数最外层电子数,原子结构 周期表位置,决定,反映,练习： （1）已知硫原子结构示意图 ，指出硫元素在周期表的位置。 （2）某元素位于第二周期，第A 族，它是_元素。,第三周期，第VIA族,氟,某元素核外有3个电子层，最外层有7个电子，它处在周期表中第几周期、第几主族？是什么元素？,练习：,1、第三周期第IVA族的元素原子序数是： 2、Na元素的原子序数为11，相邻的同族元素的原子序数是： 3、短周期元素中， 族序数周期序数的元素有

6、： 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,C，S,Li,（二）周期表中元素性质的递变规律,1.同周期元素性质的递变规律,电子层数相同，但从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，失去电子的能力逐渐减弱，得到电子的能力逐渐增强。,同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。,2.同主族元素性质的递变规律,最外层电子数相同，但从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失去电子能力逐渐增强，而得到电子能力逐渐减弱。,同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。,思考：周期表中什么元素的金属性最强？什么元素的非金属性最

7、强，为什么？,周期表左下方的钫金属性最强，右上方的氟非金属性最强。 从原子结构的角度预测金属性与非金属性的递变规律 A、同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 B、同一主族，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。,（三）元素周期表和元素周期律的意义,门捷列夫，19世纪俄国化学家，他发现了元素周期律，并就此发表了世界上第一份元素周期表。,1、预言未知元素的存在与性质,2、对于工农业生产的指导意义,4、哲学思想方法的体现,3、学习研究化学的重要工具,类铝（镓）的发现： 1875年，法国化学家布瓦博德朗在分析比里牛斯山的闪锌矿时发现一种新元素，命名为镓，测得镓的比重为4.7，不

8、久收到门捷列夫的来信指出镓的比重不应是4 .7，而是5.96.0，布瓦博德朗是唯一手里掌握金属镓的人，门捷列夫是怎样知道镓的比重的呢？经重新测定镓的比重确实是5.94，这结果使他大为惊奇，认真阅读门捷列夫的周期论文后，感慨地说“我没有什么可说的了，事实证明了门捷列夫理论的巨大意义”。,根据元素周期表预言新元素的存在,元素周期表的研究历程：1829、1864、1865、1866、1869、1905、1916 1866年纽兰兹在伦敦化学会上报告他的发现时，一位教授讥讽：“如果纽兰兹先生把元素按字母顺序排列，也可能出现这种情况。”纽兰兹一气之下终止了研究。 1871年门捷列夫继续研究并且修订周期表。

9、修订铟、铀原子量、预言类铝、类硅并得到证明。理论得到认可。 1906年逝世前一年再次发表他修订的元素周期表,寻找用于制取农药的元素,寻找半导体材料,寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金材料,A、B、C、D四种元素在周期表中分别处于元素x的四周(如下图)，已知X元素最高价氧化物的化学式为X2O5，且五种元素中有一种元素的原子半径是它们所处的同族中最小的。试确定：各元素的符号：,解析 本题的关键是确定X。X2O5中X为+5价，为A族元素，又知五种元素中有一种元素是同族中原子半径最小的，只能是B，第A族的第一种元素是N，所以X为P，D为As，A为Si，C为S。,生物元素,指组成生命体的化学元素。,常量元

10、素：占人体质量分数万分之一以上，主要用11种，H、O、C、N、Ca、P、K、S、Cl、Na、Mg，都是必需元素。,微量元素：分为必需微量元素、非必需微量元素及有害微量元素。有Fe、I、Cu、B、F、Si、Mn、Cr、V、Co、Ni、Mo、Zn、Se等。,第二节 卤族元素,元素周期表中第A族元素称为卤族元素，简称卤素。包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）、砹（At）。,卤 素,氟,氯,溴,碘,氧化性逐渐减弱,相同点：,最外层7个电子,易得一个电子，,不同点：,核电荷数递增,电子层数递增,原子半径依次增大,得电子能力逐渐减弱,核电荷数,电子层排布,元素符号,F,Cl,Br,I,9,17,

11、35,53,2,7,2,8,7,2,8,18,7,2,8,18,18,7,原子结构,性质,决定,具氧化性,一、氯气,卤素均为典型非金属元素，单质具有很强的化学活泼性，自然界以化合态形式存在。,（一）氯气的性质,双原子分子，分子式为Cl2。常态呈黄绿色，密度为空气2.5倍，易液化，能溶于水。有剧毒，具有强烈的刺激性气味。,Cl,Cl-,+ e,卤素原子,卤素离子,得到一个电子,半径增大,1.氯气与金属的反应,能与绝大多数金属反应生成盐。,2Na + Cl2 2NaCl （白色）,点燃,2Fe + 3Cl2 2FeCl3,（棕色）,点燃,干燥的氯气在常温下不与铁反应，可用钢瓶贮存液氯,2.氯气与非

12、金属的反应,在一定条件下，能与氢气、磷等非金属反应，但不能和氧气、碳等直接化合。,氯气与氢气的反应，常温无光照时，反应缓慢。有光照或加热时，反应剧烈。,H2 + Cl2 = 2HCl,光照,3.氯气和水的反应,氯气溶于水形成黄绿色的氯水,Cl2 + H2O = HCl + HClO,HClO为强氧化剂，具有氧化、漂白和消毒杀菌的作用。 HClO不稳定，见光易分解放出氧气。,2 HClO = 2HCl + O2,4.氯气与碱的反应,氯气与碱反应生成氯化物、次氯酸盐和水,2Ca(OH)2 + 2Cl2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O,工业用氯气和消石灰Ca(OH)2制漂白粉。漂

13、白粉为混合物，有效成分为Ca(ClO)2，又称漂白精。,原理： Ca(ClO)2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2HClO,失效： Ca(ClO)2 + CO2 + H2O = CaCO3 + 2HClO,(二)氯气的用途,重要的化工原料，制造农药，合成盐酸等，制造氯仿等有机溶剂，消毒。,二、卤素单质的性质,（一）卤族元素的结构特点及物理性质,氟,氯,溴,碘,非金属性逐渐减弱,相同点：,最外层7个电子,易得一个电子，,不同点：,核电荷数递增,电子层数递增,原子半径依次增大,得电子能力逐渐减弱,核电荷数,电子层排布,元素符号,F,Cl,Br,I,9,17,35,53,2,7,2,8,7,

14、2,8,18,7,2,8,18.18,7,具氧化性,卤素单质主要物理性质,不易溶于水，易溶于酒精、汽油、四氯化碳等有机试剂,（二）卤素单质的化学性质,单质都是活泼的非金属，都能与金属、非金属、水、碱等物质发生反应。,1.卤素与金属的反应,生成金属卤化物，按F2、Cl2、Br2、I2的顺序反应能力减弱。氟、氯能与绝大多数金属直接化合，溴、碘在常温下可与活泼金属直接化合，与其它金属需在加热的条件下才能反应。氟化物最稳定，碘化物最不稳定，稳定性随着氟化物、氯化物、溴化物、碘化物的顺序递减。化合价均为-1价。, + 2 MXn 2Fe + 3Cl2 2FeCl3 Cu + Cl2 CuCl2 2Fe

15、+ 3Br2 2FeBr3 Cu + Br2 CuBr2 Fe + I2 FeI2 2Cu + I2 2CuI,2.卤素与氢气的反应,稳 定 性 减 弱,酸 性 增 强,卤素单质与氢气反应性质的比较,3.卤素与水的反应,2F2 + 2H2O = 4HF + O2 ,Br2、I2与水的反应与Cl2相似，但比较微弱。反应按F2、 Cl2、 Br2、I2逐渐减弱。,Br2 + H2O = HBr + HBrO,Cl2 + H2O = HCl + HClO,4.卤素与碱的反应,生成卤化物、次卤酸盐和水。反应能力按F2、 Cl2、 Br2、I2逐渐减弱。,X2 + 2NaOH = NaX + NaXO

16、+ H2O,3 X2 + 6NaOH = 5NaX + NaXO3 + 3H2O (X=Cl、Br、I),5.卤离子的检验,X酸化AgNO3溶液生成沉淀 (X= Cl 、r 、 I) Cl+ Ag+=AgCl(白) Br+ Ag+=AgBr(浅黄) （见光分解） I+ Ag+=AgI(黄) （人工降雨）,AgF无色可溶,6.相互间置换： 置换能力：F2Cl2Br2I2,Cl2+2Br= Br2 + 2Cl Cl2+2I= I2 + 2Cl Br2+2I= I2 + 2Br (卤化氢与活泼卤素间也可置换) I2遇淀粉变蓝(KI淀粉试纸检验Cl2的存在),三、常见的金属卤化物,大多数金属卤化物都是白色晶体，熔点和沸点都比较高，易溶于水，具有盐的同性。,氯化钠（NaCl）：无色晶体，易溶于水。生理盐水0.9，补液及伤口洗涤。,氯化钾（KCl）：无色晶体，易溶于水。治疗低钾血症。,氯化钙（CaCl）：含结晶水的无色晶体，易溶于水。补钙，抗过敏。,溴化钠（NaBr）：无色晶体，易溶于水,易潮解。镇