物质结构元素周期律复习课课件

物质结构元素周期律复习物质结构元素周期律复习1知识体系知识体系2一、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{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}决定决定决定质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）

－表示核电荷数(质子数)为Ｚ，质量数为Ａ的一个X原子基本概念一、元素：二、原子的构成:具有相同核电荷数（即核内质子数3a——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abe+dXc+--a、b、c、d、e各代表什么？

a——代表质量数；abe+dXc+--a、b、c、d、e各代43、核素：把具有一定数目的质子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、14C1、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）3、核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做5

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。核外电子的排布规律及表示方法1、核外电子总是尽先排6电子层的代号n各电子层序号1234567KLMNOPQ与原子核的距离从小到大能量从低到高电子层的代号n1234567KLMNOPQ与原子核的距离从小73.核外电子三特征：①质量小(9.1×10-31kg)②运动空间小(直径10-10m)③高速运动电子排布三规律：①能量最低原理②每层最多排电子2n2③最外层电子数不超过8个核外电子运动特点3.核外电子三特征：核外电子运动特点8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288181832长周期短周期三长三短一不全七主七副零八族（=电子层数）（=最外层电子数）知识回顾：元素周期表族周期不完全周期--七个主族(A)第1周期：9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Ⅷ族和0族所在的列序号，填入下表：族主族副族第Ⅷ族零族列序号1、2、13、14、15、16、173、4、5、6、7、11、128、9、1018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）10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。见下图：元素周期律2、元素周期律的实质3、同周期、同主族元素11

1BAl

SiGeAs

Sb

Te

2

3

4

5

6

7ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0

PoAt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1BAlSiGeAsSbTe234121.原子半径（1）原子半径比较元素周期律内容:同周期：从左到右同主族：从上到下大→小小→大1.原子半径（1）原子半径比较元素周期律内容:同周期：从左到13HLiBeBCNHeNaKRbCsFrMgCaSrBaRaAlGaInTlSiGeSnPbPAsSbBiOSSeTePoFClBrIAtNeArKrXeRn原子半径比较示意图HLiBeBCNHeNaKRbCsFrMgCaSrBaRaA14（2）微粒半径的比较比较下列微粒的半径的大小：（1）CaAI(2)Na+Na(3)Cl-Cl(4)K+Ca2+S2-CI-

><>S2->CI->K+>Ca2+（2）微粒半径的比较比较下列微粒的半径的大小：><>S2->15最高正价由+1→+7

负价由-4-→-12、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）每一周期都从1开始到8结束（第一周期为2）最高正价由+1→+7负价由-4-→-12、主要化合16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无金属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171．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18

碱金属元素的性质名称相似形递变性最外层电子数物理性质化学性质电子层数熔点沸点密度化学性质锂钠钾铷铯逐渐增多逐渐降低逐渐降低逐渐增大金属性逐渐增强1银白,软,轻.低(熔点).略带金色单质都具有强的还原性结合实际碱金属元素的性质名称相似形递变性最外层电子数物理性质19名称相似形递变性最外层电子数物理性质化学性质电子层数熔点沸点密度化学性质氟氯溴碘7单质的熔,沸点较低,颜色较深单质具有强的氧化性逐渐增多逐渐升高逐渐升高逐渐增大非金属性逐渐减弱卤素的性质名称相似形递变性最外层电子数物理性质化学性质电子层数熔点沸点20元素的非金属性（氧化性）强弱比较：①元素周期表②元素单质与氢气反应的难易，气态氢化物的稳定性③元素最高价氧化物的水化物（HaXOb）的酸性强弱

④盐溶液中非金属间的置换关系；⑤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：元素的非金属性（氧化性）强弱比较：①元素周期表元素的金属性和21元素的金属性（还原性）强弱比较：①元素周期表②元素单质与水或酸反应的难易程度，③元素最高价氧化物的水化物R(OH)n的碱性强弱④金属活动性顺序表⑤盐溶液中金属间的置换关系；⑥在电解池中阴极阳离子的放电性顺序⑦原电池时电极材料元素的金属性（还原性）强弱比较：①元素周期表22（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—H2SPH3ArSiH4

F2H2O2CH3CH3N2H4CH3OH

CH3NH2CH3F1、核外电子数相同的微粒归纳总结（1）核外电子总数为10个电子的微粒Mg2+Al3+23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序是

。HFH2ONH3CH4HFH2ONH3CH4（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)具有双核10个电子的共价化合物的化学式是，HFH2242、1—18号元素的结构性质特点

(1)H： ①原子半径最小； ②外层电子数=周期数； ③电子总数=电子层数； ④第ⅠA族中唯一形成共价化合物的元素； ⑤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； ⑥原子序数最小； ⑦没有中子； ⑧成酸、碱必需的元素； ⑨单质密度最小，最轻的气体； ⑩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。2、1—18号元素的结构性质特点(1)H：251—18号元素的结构性质特点(2)He： ①最外层属饱和结构，但唯一一个不是8电子； ②电子总数是电子层数的二倍。(3)Li： ①最外层电子数是次外层的一半； ②碱金属中不能形成过氧化物； ③热核反应原料之一； ④密度最小的轻金属； ⑤保存于石蜡中。(4)Be： ①最外层电子数=次外层电子数； ②最外层电子数=电子层数 ③价态为+2价1—18号元素的结构性质特点(2)He：261—18号元素的结构性质特点(5)B： ①最外层电子数比次外层多一个； ②BF3属非极性分子（本章后边将学到）； ③氢化物为B2H6（了解就可以）； ④硼酸（H3BO3）可洗涤皮肤上的碱液； ⑤硼砂（Na2B4O7、10H2O）是硼酸盐玻璃材料。(6)C： ①最外层电子数是次外层的二倍； ②是形成化合物种类最多的元素； ③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）； ④氧化物有CO、CO2； ⑤氢化物有多种最简单的是CH4； ⑥最高价含氧酸是H2CO3。1—18号元素的结构性质特点(5)B：27(7)N： ①最外层电子比次外层多3个； ②单质在空气中含量最多； ③难与其它物质反应； ④化肥三元素之一（N、P、K）； ⑤氢化物为NH3； ⑥氧化物形式最多（6种：N2O,NO,N2O3,NO2,N2O5）； ⑦含氧酸有HNO3、HNO2； ⑧气态氢化物水溶液唯一呈碱性。(8)O: ①最外层电子数目是次外层的三倍； ②地壳中含量最多； ③占空气体积的21%； ④能形成H2O2、H2O、Na2O2、Na2O等价态氧化物； ⑤ 单质助燃(7)N：28(9)F： ①最外层电子数比次外层多5个； ②除H后前18号元素中原子半径最小； ③无正价； ④不能被任何物质氧化； ⑤能与水反应置换水中的氧； ⑥CaF2难溶、AgF溶于水； ⑦无含氧酸； ⑧HF为弱酸。(10)Ne：略(11)Na：①最外层电子数是最内层的1/2； ②前18号元素原子半径最大； ③氧化物对应的水化物为NaOH； ④能形成氧化物Na2O和过氧化物Na2O2； ⑤与K的合金形成原子能反应堆的导热材料。(9)F： ①最外层电子数比次外层多5个；29(12)Mg： ①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； ②Mg(OH)2是难溶性的中强碱； ③Mg遇冷水难反应，遇热水放H2； ④MgCl2为苦卤、MgSO4为泻盐。(13)Al： ①最外层比次外层少5个电子； ②最外层电子数=电子层数； ③铝是金属元素但具有一定的非金属性； ④Al2O3是两性氧化物； ⑤Al(OH)3是两性氢氧化物； ⑥地壳中含量最多的金属元素。(12)Mg：30(14)Si： ①最外层电子数是次外层的一半，最内层的2倍； ②地壳中含量排第二位； ③只有一种氧化物SiO2； ④气态氢化物SiH4； ⑤含氧酸为H4SiO4； ⑥H2SiO3是唯一难溶酸。 (15)P： ①最外层比次外层少3个电子； ②氢化物为PH3； ③对应的酸为H3PO4、H3PO3； ④常见白磷、红磷二种单质。(14)Si：31(16)S：①最外层比次外层少2个电子； ②最外层与最内层电子数之和=次外层电子数；

③氢化物H2S、剧毒；

④氧化物有SO2、SO3；

⑤对应的水化物H2SO3、H2SO4；

⑥对应的盐常见的有Na2S、NaHS、Na2SO3、NaHSO3、Na2SO4、NaHSO4。 (17)Cl： ①最外层比次外层少一个电子，比最内层多5个电子； ②有多种化合价-1、+1、+3、+5、+7； ③对应的含氧酸有HClO、HClO2、HClO3、HClO4； ④HClO4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。(16)S：321、定义：相邻的两个或多个原子(或离子)之间强烈的相互作用叫做化学键。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。1、定义：相邻的两个或多个原子(或离子)之间强烈的相互作用叫336、用电子式表示离子键、共价键的形成过程＋2H.

＋HH××.6、用电子式表示离子键、共价键的形成过程＋2H.＋HH×347、离子键和共价键的比较离子键共价键成键微粒成键本质表示方法成键元素存在Cl····

H····[Cl]-····：：Na+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7、离子键和共价键的比较离子键共价键成键微358、离子化合物与共价化合物的比较离子化合物共价化合物概念粒子间的作用力熔沸点硬度溶解性导电性熔化时破坏的作用力实例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、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8、离子化合物与共价化合物的比较离子化合物共价化合物概念粒369、化合物的判别⑴只要有阴阳离子，即可判断为离子化合物；⑵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;9、化合物的判别⑴只要有阴阳离子，即可判断为离子化合物；⑵非3710、配位键由一个原子提供孤对电子，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。

﹕HO

﹕﹕

﹕H＋H+→

﹕HOH

﹕﹕

﹕H＋10、配位键由一个原子提供38

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。非极性键非极性分子，如H2，O2，Cl2,N2.构成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）11、极性分子与非极性分子电荷分布均匀对称39练习1、在下列物质中:⑴Cl2⑵NaI⑶H2S⑷CO2⑸CaCl2⑹N