第四章 物质结构 元素周期律 章末复习 课件高一上学期化学人教版（2019）必修第一册

第四章物质结构元素周期律章末复习壹贰叁原子结构与元素周期表元素周期律化学键知识导航本节重点本节难点思考与交流8108111210171818探究课堂NMLK原子核2.不同电子层的表示及能量关系近

远

低

高

思考与交流+11281KLMNa可以发现：K层最多可以排布2个电子，

L层最多可以排布8个电子。钠原子的原子结构示意图3、原子核外电子排布的一般规律能量最低原理数量规律核外电子总是尽可能地先排布在能量最低的电子层；然后再由内向外排布在能量逐步升高的电子层里，即：K→L→M→N…的顺序排列①第n层最多容纳2n2个电子②最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）③次外层电子数目不超过18个决定2、元素周期表的结构元素周期表7个横行7个周期短周期：第一、二、三周期长周期：第四、五、六、七周期18个纵列16个族7个主族：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA7个副族：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB1个第Ⅷ族：第8、9、10纵列1个0族：第18纵列，最外层电子数为8（He是2）周期序数=电子层数，主族序数=最外层电子数周期短周期第一周期2种元素电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左到右排成横行，形成周期第二周期8种元素第三周期8种元素长周期第四周期18种元素第五周期18种元素第六周期32种元素第七周期32种元素周期序数＝该周期元素的电子层数3、常见族的别称族别称第ⅠA族（除H外）碱金属元素第ⅦA族卤族元素0族稀有气体元素第ⅢB—ⅡB族过渡元素第六周期第ⅢB族镧系元素第七周期第ⅢB族锕系元素一、碱金属元素的结构与性质的关系元素名称锂钠钾铷铯元素符号_______________原子结构示意图_____________

________

原子半径/nm0.1520.1860.2270.2480.265NaKLiRbCs2、碱金属单质的物理性质碱金属单质颜色和状态密度(g.cm3)熔点(℃)沸点(℃)Li银白色，柔软0.534180.51347Na银白色，柔软0.9797.81882.9K银白色，柔软0.8663.65774Rb银白色，柔软1.53238.89688Cs略带金属光泽，柔软1.87928.40678.4密度反常，比钠的密度小最轻的金属，保存在石蜡里熔沸点逐渐降低3、碱金属单质的化学性质（1）相似性（用R表示碱金属）（2）递变性1.卤族元素的原子结构元素名称氟氯溴碘元素符号

原子结构示意图原子半径/nm0.0710.0990.1140.133相似性最外层电子数均为递变性随核电荷数逐渐增大,电子层数逐渐

,

原子半径逐渐FClBr7增多增大I3.卤素单质的化学性质(1)卤素单质与氢气的化合卤素单质F2Cl2Br2I2反应原理

H2+Br2==2HBrH2+I2===

2HI与H2反应条件

或点燃加热至一定温度不断加热氢化物稳定性

不如HCl稳定不稳定、易分解结论从F2→I2与H2化合越来越

,气态氢化物稳定性逐渐H2+F2=2HFH2+Cl22HCl冷暗处光照很稳定较稳定难减弱(2)卤素单质间的置换反应实验操作实验现象化学方程式

静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈_______________________________

静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈___________________________橙红色紫红色2NaBr＋Cl2===Br2＋2NaCl2KI＋Cl2===2KCl＋I2

静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈____________________________结论从Cl2→I2氧化性逐渐_____紫红色Br2＋2KI===2KBr＋I2减弱5.卤族元素单质化学性质的相似性和递变性(1)相似性(用X代表卤族元素)：化合物→最高价氧化物对应水化物(除氟外)都为强酸(2)递变性具体表现如下：①与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐渐增强，即：稳定性：HF>HCl>HBr>HI；还原性：HF<HCl<HBr<HI；酸性：HF<HCl<HBr<HI。②最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，即HClO4>HBrO4>HIO4。2024/1/15NaMgAl单质与水（或酸）反应与冷水反应:与冷水反应缓慢，与沸水反应迅速、与酸反应剧烈，放出氢气。与酸反应：最高价氧化物对应水化物碱性强弱

NaOH强碱Mg(OH)2中强碱

Al(OH)3两性氢氧化物金属性：Na>Mg>Al剧烈迅速2024/1/15元素金属性强弱判断依据:1.根据金属单质与水或酸反应置换出氢的难易程度。置换出氢越容易,则金属性越强。2.根据金属元素最高价氧化物对应的水化物碱性强弱。碱性越强,则金属元素的金属性越强。3.根据对应阳离子氧化性强弱判断。金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。2024/1/15氧化物最高价氧化物的水化物元素14Si15P16S17ClSiO2P2O5SO3Cl2O7H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4

硅

酸磷

酸硫

酸高氯酸弱

酸中强酸强

酸更强酸

非金属性：Si<P<S<Cl科学事实2024/1/15氢化物化学式元素14Si15P16S17Cl化合条件稳定性SiH4PH3H2SHCl高温下少量反应磷蒸气，困难加热反应光照或点燃化合很不稳定不稳定较不稳定稳定

元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。2024/1/15元素非金属性强弱判断依据:1.根据非金属单质与H2化合生成氢化物的难易或氢化物的稳定性程度。越容易与H2化合,则生成的氢化物越稳定，非金属性越强。2.根据非金属元素最高价氧化物对应的水化物酸性强弱。酸性越强,则元素的非金属性越强。3.根据对应阴离子还原性强弱判断。阴离子还原性越弱，则元素非金属性越强。2024/1/15本节总结：

根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律:NaMgAlSiPSCl

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

对其他周期元素性质进行研究,也可以得到类似的结论。元素周期律

元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。1、如Na＜K(层不同，层多，径大）2、如Na＞Mg；Na+＞Mg2+（层相同，核多，径小）3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl-4、阳离子半径小于对应的原子半径；如Na＞Na+原子半径和离子半径与核电荷数、电子层数以及电子数的关系补充：5、电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数的递增而减小。离子化合物的形成过程：NaClK2SMgBr2ClNaClNaMg2BrBrSKKS2-KKBrMgBr[练习]

⑴

用电子式表示氧化镁的形成过程⑵

用电子式表示硫化钠的形成过程·O······Mg·＋→[O]2-····

：

：Mg2+→Na+[S]2-····：

：Na+·S·····Na·＋·Na＋

氢分子的形成：H·

氯化氢分子的形成：···Cl··

：·H＋→H·＋→Cl····

H····HH··原子间通过共用电子对所形成的化学键，叫做共价键。共用电子对不偏移，成键原子不显电性

共用电子对偏向氯原子，非极性共价键：极性共价键：H﹣H（结构式）H﹣Cl（结构式）氯原子带部份负电荷，氢原子带部份正电荷。共

价

键定义：

原子间通过共用电子对所形成的化学键叫做共价键。成键微粒：原子注意相互作用：共用电子对成键条件：同种或不同种非金属元素，不活泼金属与非金属化合。种

类：非极性键及极性键分子共价化合物电子式H2N2H2OCO2CH4

碘＋→

用电子式表示下列共价分子的形成过程

水二氧化碳氨·I····

：I·····

：I····

：I····

：

：2H·＋

··

·O·

··

→﹕HOH﹕﹕﹕

硫化氢2H·＋→﹕HSH﹕﹕﹕···S···

3H·＋→

·N

····﹕HN﹕﹕﹕HH＋···O···

2→﹕OCO﹕﹕﹕﹕﹕﹕﹕A、KFB、H2OC、N2D、HeE、CO2

F、CaCl2、G、H2O2

H、CCl4

I、KOHJ、Na2O21.含离子键的物质是

.2.含非极性键的物质是

.3.含极性键的物质是

.4.属于离子化合物的是

.5.属于共价化合物的是

.A、F、I、JC、J、GB、E、G、H、I、A、F、I、JB、E、G、H用化学键的观点来分析化学反应的本质是什么？

化学反应的本质：就是旧化学键的断裂和新化学键的形成的过程。H2和Cl2反应生成HCl可用如下过程表示：分子间存在的将分子聚集在一起的作用力称为分子间作用力，又称为范德华力。(2)影响:对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的溶沸点越高。如:I2＞Br2＞Cl2＞F2(1)比化学键弱得多,它主要影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质分子间作用力分子之间存在着一种比范德华力稍强的相互作用，这种相互作用叫氢键。X—H···Y—（X、Y为N、O、F）强弱:化学键>氢键>分子间作用力化学键、分子间作用力与氢键的比较化学键分子间作用力氢键概念物质中相邻的原子之间强烈的相互作用分子间存在着将分子聚集在一起的作用力N、O、F这些氢化物分子间的相互作用存在范围相邻原子之间分子间HF、H2O、NH3等