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

原子结构与元素周期律编辑ppt编辑ppt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α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编辑ppt1、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。概念辨析编辑ppt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）编辑ppt请说出下面符号的含义：xzAXabcde

X若代表元素符号,

那么a.b.c.d.e各表示什么含义?b:质量数位置a:质子数位置d:离子的电荷符号位置e:原子个数c:化合价价标位置

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：编辑ppt1、136C—NMR(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课堂练习编辑ppt元素（质子数相同）互为同位素核素核素……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，互为同位素编辑ppt注意：①“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—；②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；③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，它们是纯净物编辑ppt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编辑ppt（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编辑ppt2、13C—NMR（核磁共振）、15N—NMR可用于测定蛋白质、核酸等生物大分子的空间结构，KurtWüthrich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A．13C与15N有相同的中子数B．13C与C60互为同素异形体C．15N与14N互为同位素D．15N的核外电子数与中子数相同C课堂练习C3编辑ppt二.原子核外电子排布规律核外电子排布规律

1各电子层最多能容纳2n2个电子即：电子层序号1234567

代表符号KLMNOPQ

最多电子数281832507298

2最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过个）。次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过32个。

3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。编辑ppt练习

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：

编辑ppt（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+O2—F—OH—NH2—H2ONH3CH4NeCa2+

S2—Cl—HS—O22-H2SPH3SiH4ArF2H2O2CH3OH

N2H4

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

N2SiCOC2H2

C22－编辑ppt元素周期表一、结构：（三短、三长、一不全）（七主、七副、八和零）编辑ppt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=____________族序数周期数编辑ppt2、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。负化合价＋最高正价＝８

编辑ppt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Na>Na+，K>Na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、判断原子半径编辑ppt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）元素周期律编辑ppt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1→8（K层电子数1→2）原子半径大→小化合价：+1→+7

－4→－1（稀有气体元素为零）决定了归纳出引起了编辑ppt下列有关说法正确的是（）①H2O、H2S热稳定性和还原性均依次减弱②O2－半径比F－的小③S和Se属于第ⅥA族元素，S得电子能力比Se的强④Cl和Br属于第ⅦA族元素，HBr酸性比HCl的弱⑤形成离子键的阴阳离子间只存在静电吸引力⑥第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强⑦元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果⑧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。⑨

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A>B③⑦⑨编辑ppt1.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ⅡA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.ⅦA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ⅧB族×××××第四周期第Ⅷ族或第4周期第Ⅷ族××√√编辑ppt（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ⅡA族（10）Fe元素位于周期表中第4周期第ⅧB族错错错编辑ppt元素周期表中元素性质递变规律

内容同周期（从左到右）同主族（从上到下）原子半径

电子层结构失电子能力得电子能力金属性非金属性主要化合价最高价氧化物对应的水化物酸碱性非金属元素气态氢化物的形成与稳定性大→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编辑ppt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。编辑pptA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NaOHMg(OH)2Al(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NaMgAl与水反应氧化物对应的水化物与酸反应氢氧化物与NaOH反应氢氧化物碱性强弱结论强碱中强碱两性编辑pptB、同周期元素的非金属性递变规律SiH4PH3H2SHClH4SiO4H3PO4H2SO4HClO4稳定性逐渐增强很弱酸中强酸强酸最强酸酸性逐渐增强SiPSCl气态氢化物最高价氧化物对应的水化物结论非金属性逐渐增强编辑ppt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。①与O2的反应

ΔΔ4Li+O2＝2Li2O

2Na+O2＝Na2O2②与水的反应2Na+2H2O＝2NaOH+H2↑2K+2H2O＝2KOH+H2↑通式：2R+2H2O=2ROH+H2↑规律编辑ppt卤素单质的化学性质①对比Cl2，写出Br2与Na、Fe反应的化学方程式。②对比Cl2，写出F2

、Br2、I2与H2

反应的化学方程式。③对比Cl2，写出Br2与H2O反应的化学方程式。Br2+2Na=2NaBr3Br2+2Fe=2FeBr31、相似性：编辑ppt名称反应条件方程式氢化物稳定性

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：F2>Cl2>Br2>I2(2)卤化氢的稳定性关系：HF>HCl>HBr>HI2、递变性编辑pptBr2＋H2O=====HBr＋HBrO反应越来越难以发生2F2＋2H2O=====4HF＋O2（特例）Cl2＋H2O=====HCl＋HClO2)卤素与水反应通式：X2＋H2O=====HX＋HXO（X:Cl、Br、I）I2＋H2O=====HI＋HIO编辑ppt3)卤素间的相互置换(1)Cl2＋2Br－

=====2Cl－＋Br2

(2)Cl2＋2I－=====2Cl－＋I2

(3)Br2+２I－=====２Br－＋I2

思考：根据上述实验，排出Cl2、Br2、I2的氧化性强弱顺序及Ｃｌ－、Ｂｒ－、Ｉ－的还原性强弱顺序结论：

氧化性：Cl2＞Br2＞I2

还原性：Ｉ－＞Ｂｒ－＞Ｃｌ－编辑ppt1、锶为第五周期第ⅡA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D2、如何证明氯的非金属性比硫的强？编辑ppt

元素金属性(失电子的能力)强弱判断依据:①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；②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；③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。④原电池中活泼金属做负极，不活泼金属做正极编辑ppt元素非金属性(得电子的能力)强弱判断依据:①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②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③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。④非金属单质间的置换反应（Cl2>I2）编辑ppt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1234567BSiAlGeAsSbTePoAt小结：元素金属性和非金属性的判断依据编辑ppt位构性的关系

元素性质

原子结构周期表中的位置（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编辑ppt1、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、