化学第一章课件

1、化 学 第一章 原子结构和化学键第二节元素周期律和元素周期表第一节原子的基本结构第三节化学键 第一节 原子的基本结构 原子核 一、 1911年，新西兰著名物理学家欧内斯特卢瑟福设计了一个使用粒子轰击金箔的实验，如图1-1所示。图1-1 粒子轰击金箔实验 第一节 原子的基本结构 因为原子呈电中性，所以若用字母Z表示核电荷数，则Z=核内质子数=核外电子数 质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫作质量数，用字母A表示。若中子数用字母N表示，则质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 于是，原子组成及粒子之间的关系可表示为 第一

2、节 原子的基本结构课堂链接 欧内斯特卢瑟福，1871年8月30日生于新西兰纳尔逊的一个手工业工人家庭，1937年10月19日因病在剑桥逝世，与牛顿和法拉第并排安葬。他被公认为二十世纪最伟大的实验物理学家，在放射性和原子结构等方面都做出了重大的贡献。他还是最先研究核物理的人，被称为近代原子核物理学之父。 第一节 原子的基本结构 同位素 二、 原子核内有质子和中子，质子数决定了元素的种类，同一种元素的原子核内的中子数不一定相同，这些具有相同质子数、不同中子数（或不同质量数）的同一元素的不同核素互称为同位素。 放射性同位素具有以下特征： （1）放射性同位素的原子核很不稳定，会不间断地、自发地放射出各

3、种不同的射线，直至变成另一种稳定的同位素，即所谓的“核衰变”； （2）放射性同位素在进行核衰变时，可放射出射线、 射线、射线和发生电子俘获等，但是放射性同位素在进行核衰变的时候并不一定能同时放射出这几种射线； （3）不同的放射性同位素有不同的半衰期，衰变时放射出射线的种类和数量也不同。 第一节 原子的基本结构课堂链接 放射性元素的原子核有半数发生衰变时所需要的时间叫作半衰期。放射性元素的半衰期越长，说明衰变得越慢；半衰期越短，说明衰变得越快。如放射性的32P的半衰期是14.28天，即假使原来有100万个32P原子，经过14.28天后，就只剩下50万个了。 第一节 原子的基本结构 核外电子的排布

4、 三、 在含有多个电子的原子中，各个电子的能量并不相同。在离核较近的区域内运动的电子能量较低，在离核较远的区域内运动的电子能量较高，这些不同的“区域”称之为电子层。按照距原子核的距离，从内到外的电子层的顺序分别用n1、2、3、4、5、6、7或K、L、M、N、O、P、Q来表示（见图1-2）。核外电子总是尽可能地先从内层（能量最低的第1电子层）排起，当第1层排满后再排第2层，即按由内到外顺序依次排列。原子的核外电子层最少的只有1层，最多的有7层，最外层的电子层上所排的电子数不超过8 个（电子层只有1层的，所排列的电子数不超过2个）。 第一节 原子的基本结构图1-2 电子层模型示意图 第一节 原子的

5、基本结构 用原子结构示意图可以方便、简明地表示核外电子的分层排布情况，如图1-3所示的钠原子的原子结构示意图。图1-3 钠原子的原子结构示意图 第一节 原子的基本结构 原子核外电子的排布遵守下列规律： （1）原子核外的电子尽可能地分布在能量较低的电子层上（即离核较近的电子层上）； （2）若电子层数是n，则该电子层上所排列的电子数目最多是2n2个； （3）无论是第几层，如果作为最外电子层时，那么该电子层上所排列的电子数不能超过8个，如果作为倒数第二层（次外层），那么该电子层上所排列的电子数便不能超过18个，倒数第三层不能超过32个电子。 第一节 原子的基本结构课堂链接 原子很小，而原子核更小，它

6、的体积只占原子体积的几千亿分之一。如果把原子比喻成一个庞大的体育场，则原子核只相当于体育场中央的一只蚂蚁。因此原子内部有相当大的空间，电子就在这个空间内绕着原子核做高速运动。 第二节 元素周期律和元素周期表 元素周期律一、 人们在长期的生产实践和科学实验中发现，元素之间存在着某种联系，并呈现出一定的规律性，表1-1中列出了核电荷数为118的元素的原子核外电子排布及一些主要特征。表1-1 118号原子的核外电子排布及一些主要特征 第二节 元素周期律和元素周期表续表 第二节 元素周期律和元素周期表 元素周期表 二、 周期表中共有七个横行，每个横行为一个周期，共有七个周期，即电子层数相同且按照原子序

7、数递增的顺序排列的一系列元素，称为一个周期。 第一周期只有氢和氦两种元素，称为特短周期。 第二周期从锂开始到氖结束，共有8种元素，称为短周期。 第三周期从钠开始到氩结束，共有8种元素，称为短周期。 第四周期从钾开始到氪结束，共有18种元素，称为长周期。 第五周期从铷开始到氙结束，共有18种元素，称为长周期。 第六周期从铯开始到氡结束，共有32种元素，这个周期称为特长周期。周期1. 第二节 元素周期律和元素周期表 第七周期元素未排满，称为不完全周期。 在这七个周期中，除第一周期和第七周期外，每一个周期从左到右原子最外层电子数都是从1个增加到8个，都是从活泼金属开始逐渐过渡到活泼非金属，最后以稀有

8、气体结束。分析每一周期元素的原子结构，可以得到如下关系：元素的周期序数该元素原子的电子层数 第二节 元素周期律和元素周期表 周期表共有18个纵行，除第8、9、10三个纵行统称为族外，其余每一个纵行为一族。族又分为主族和副族。由短周期元素和长周期元素共同构成的纵行叫作主族，完全由长周期元素构成的纵行叫作副族。一般用罗马数字来表示族序，主族元素在族序数后面加上一个“A”字，如第A族、第A族等；副族元素在族序数后面标上“B”字，如第B族、第B族等。稀有气体元素的化学性质非常不活泼，通常状况下难以参加化学反应，它们的化合价为0，因而叫作零族，也称为A族。周期表中有七个主族、七个副族、一个族和一个零族，

9、共有16个族。副族和族元素位于第A族和第A族之间，称为过渡元素。族2. 第二节 元素周期律和元素周期表 同一周期的元素，从左到右随着核电荷数的递增，其金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。因此，金属元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱。 同一主族的元素，从上到下随着电子层数的逐渐增多，其非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。表1-2中列出了元素周期表中元素一些常见性质的递变规律。元素周期表中元素性质的递变规律3. 第二节 元素周期律和元素周期表表1-2 元素周期表中元素一些常见性质的递变规律 第一节 原子的基本结构课堂链接 元素金属性的强弱通常用其单质跟水或酸起反应置换出氢气的难易程度及形成最

10、高价氧化物对应的水化物的碱性强弱来判断。元素非金属性的强弱通常用单质跟氢气生成气态氢化物的难易程度或形成最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来判断。 第二节 元素周期律和元素周期表元素周期表的作用4. （1）可以一目了然地获得元素的一些信息，如元素名称、元素符号、原子序数、相对原子质量等。 （2）元素周期表上对金属元素、非金属元素（包括稀有气体元素）用不同的颜色进行了分区，因此可以清楚地确定元素是属于金属元素还是非金属元素以及是否属于过渡元素。 （3）方便依据原子序数而确定元素在元素周期表的位置。 第三节 化 学 键 电子式 一、原子的电子式1. 依据元素的原子最外层电子个数的多少，用小黑点“”

11、或“”在元素符号周围表示出该元素原子的最外层电子数，如氢原子、氮原子、氧原子、钠原子的电子式分别如下： ，Na。 第三节 化 学 键学习提示 表示电子的“”或“” 通常写在元素符号的上、下、左、右四个方向，而不写在“斜角”的位置。 离子的电子式2.1）阳离子的电子式 简单阳离子由于在形成过程中已失去最外层电子，所以其电子式的书写方式就是在离子符号右上角表明所带电荷数，如钠离子、镁离子、钙离子、铝离子的电子式分别是：Na+， Mg2+，Ca2+， Al3+。 复杂的阳离子(如NH4+、H3O+等)的电子式在书写时除应标出共用电子对、非共用电子对外，还应加方括号，并在方括号的右上方标出离子所带的电

12、荷，如NH4+和H3O+的电子式分别为：第三节 化 学 键 2）阴离子的电子式 非金属元素的原子在形成阴离子时，总是得到电子以使其最外层达到稳定结构。无论是简单阴离子，还是复杂的阴离子，在书写其电子式时都应标出电子对，还应加方括号，并在方括号的右上方标出离子所带的电荷，如氯离子、氢氧根离子的电子式分别表示为： 。第三节 化 学 键 单质分子的电子式3.第三节 化 学 键 用电子式表示单质分子时必须正确地表示出共用电子对数，并满足每个原子的最外层要达到稳定结构，如氯气分子的电子式为 。 第三节 化 学 键 离子键 二、金属钠与氯气的反应1. 【实验1-1】 取一块绿豆大小的金属钠（切去表面氧化层

13、），用滤纸吸净表面的煤油（金属钠一般保存在煤油中），放在石棉网上，并将盛有氯气的集气瓶倒扣在钠的上方，用酒精灯微热，如图1-4所示。图1-4 钠与氯气反应的实验图示 第三节 化 学 键 会发现钠在氯气中剧烈燃烧，产生白烟。这是因为金属钠与氯气反应生成了氯化钠，该反应的化学方程式为： 氯化钠的形成2.第三节 化 学 键 从原子结构来看，钠原子的最外电子层上只有1个电子，容易失去；氯原子的最外电子层上有7个电子，容易夺得1个电子而达到最外层8电子的稳定结构。当钠原子与氯原子相遇时，钠原子失去最外层的1个电子，变成1价的钠离子；氯原子得到钠原子失去的1个电子，变成1价的氯离子，阴阳离子之间通过静电作

14、用而形成了稳定的化合物氯化钠。氯化钠的形成过程可用图1-5来简单表示。图1-5 氯化钠的形成 第三节 化 学 键 氯化钠的形成过程用电子式表示如下： 像氯化钠这样，阴阳离子之间通过静电作用所形成的化学键叫作离子键。由离子键结合而成的化合物叫作离子化合物。 离子键具有如下特征： （1） 成键的微粒是阴离子和阳离子； （2） 成键的本质是静电作用（静电作用包括阴阳离子间的静电吸引作用和电子与电子之间、原子核与原子核之间的静电排斥作用）。 第三节 化 学 键学习提示 用电子式表示离子化合物的形成过程容易出现下列错误：漏标离子的电荷数；阴离子书写时漏加括号；把相同的离子连写在一起，如将上述的 写成 ；把“”写成“”。 第三节 化 学 键 共价键 三、 研究证明，形成这些分子的原子之间是通过共用其最外层的电子，在理想情况下各自达到电子饱和的状态，由此组