专题三物质结构元素周期律.ppt

1、第一堂课是关于原子结构的。这部分是：1.元素、同位素、同素异形体、质量数、同位素的相对原子质量和元素的相对原子质量。掌握构成原子的粒子之间的关系。3，元素120的原子结构特征，核外电子组态定律。1.z原子的组成和表示，原子核、核外电子、质子、中子、原子和质子都带正电，这决定了原子核的电荷数和元素类型。中子不带电荷，它和质子的数量一起决定了原子的类型。原子核外的电子带负电荷，元素的主要化学性质由最外层的电子决定。N=(阿兹)，Z，2。构成原子的粒子的基本性质，(1)核电荷数=质子数(Z)=核外电子数=原子数，核外电子数=Z- m，(3)阴离子：核外电子数=带电荷数的质子数=Z-n，(2)阳离子：

2、核外电子数。原子的质量所有质子的质量所有中子的质量质量数(A)=质子数(z)中子数(N)，(5)质量数(A):忽略电子的质量，将原子核中所有质子和中子的相对质量加起来，得到一个近似的整数值(1)。1.放射性原子可以治疗肿瘤。原子核中的中子数和原子核外的电子数之差是。X2元素的一个离子原子核外有甲电子，原子核内有乙中子，这意味着下列X原子的符号是正确的、和。已知AX元素的X2在一个gX2离子中含有电子的物质的量是公元前：年。下面的说法是错误的：质子数相同的粒子一定属于同一个元素。质子和电子数量相同的两种粒子不可能是分子、离子和元素。同位素质量相同的元素的相对原子质量是一个整数。即它的质量数是a

3、. b . c . D . D . 4，在下列符号中填入“2”的含义，h2a2fe2cl，2，4，原子核外电子的运动特性，(1)原子核外电子，具有小质量、小运动空间(在直径为10-10m的空间中)和高速度(接近光速3x108m，5)。原子外电子组态定律(1)在多电子原子中，电子的能量是不一样的。电子根据不同的能级在原子核外的不同区域运动，不同的区域称为不同的电子壳层。(2)电子壳层的表示方法：(6)原子外电子组态定律，可概括为：一低四不超。也就是说，核外电子总是首先排列在电子层中，每个层中不超过电子，最外层不超过电子，第二外层不超过电子，倒数第二层不超过电子。能量是低的，2n2，8，18，32

4、，这些定律是相互关联的，是一个整体，不能孤立地单独理解。根据原子的核荷数和电子壳层的排列规律，画出原子结构图：请指出钠、11、2、8、1、元素符号、原子核、原子核中的质子、电子壳层中的电子数、原子结构图、1。下面的陈述肯定是错误的：a .在原子b的k层上只有一个电子。m层上的电子数是原子c的l层上的电子数的4倍。一个离子的m层和l层上的电子数是k层上的电子数的4倍。一个离子的核荷数等于最外层上的核荷数。一个元素原子的核荷数是电子层的5倍，质子数是最外层的3倍。那么元素就是。其原子结构示意图如下：磷，7。核素、同位素和元素之间的关系；1.元素，具有相同核荷数(即质子数)的同种原子称为元素；3.具

5、有相同同位素质子数但不同中子数的同一元素的不同原子称为同位素。核素：含有一定数量质子和中子的原子被称为核素。1.同位素具有相同的核外电子构型，因此原子、简单物质和化合物的化学性质几乎相同，但某些物理性质略有不同。2.地壳中天然同位素的分布，无论是简单的物质还是化合物，各种同位素的原子百分比几乎是相同的，也就是说，每种元素同位素的原子百分比都是一个恒定值。=A1 % A2 % A代表一种元素的相对原子质量。a1、a2是同位素a1的相对原子质量，a2%是同位素的原子序数百分比或同位素原子的物质分数。4.元素的相对原子质量不同于下列概念：2 .原子的相对原子量；3.同位素的近似相对原子质量。4.元素

6、的相对原子质量；5.元素的近似相对原子质量，即质量数；1.原子质量，即通过精密实验测量的真实质量。1.在下列粒子组中，()D2O和H2OB，C和D。C和D中的O2和O3，O2和O3是同素异形体，A中的D2和H2O在B中是相同的，并且是具有相同质量数的不同元素的原子。分析：请正确判断下列粒子之间的关系：2、金刚石、石墨、C60，3、CH3COOH和HCOOCH3，4、CH3OH和C2H5OH，1、和、同位素、同素异形体、同分异构体、原子、化合物、简单物质，8个粒子总数为2: He、H-、Li、Be2粒子总数为10:分子：氖、铪、H2O、NH3、CH4阳离子：钠、Mg2、Al3、NH4、H3O阴离

7、子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-；原子核外电子和质子总数相同的粒子。10个电子F-、OH-、NH2-9个质子、10个电子HS-、C1-17个质子、18个电子S2-、O22- 16个质子和18个电子。18电子粒子：ar，F2，HCl，H2S，PH3，SiH4，H2O2，N2H4，CH3OH，C2H6，CH3F S2-，HS-，C1-，O22- K，Ca2，(1)“10电子”粒子，-2，4，(3)等电子数“9个电子”的其他粒子：氟、氢、NH2、CH3(取代基)“14个电子”:硅、N2、一氧化碳、C2 H2“2个电子”:氦、氢、锂、铍、(4)等质子数和核外电子总数的粒子钠2。同一时期同一主

8、族元素性质的渐变规律。3.利用元素周期表中“织构”的关系综合判断材料的结构和性能。1。元素性质的内涵、元素性质、微观性质、原子半径、化合价、宏观性质、金属和非金属的电子得失能力。与水(或酸)反应的困难。对应于最高价氧化物3的水合物的碱度。与盐溶液4的取代反应。金属阳离子的氧化性。根据元素周期表6。原代细胞7的阳性和阴性反应。电解槽的放电顺序，判断非金属元素的依据：1 .非金属单质与氢结合的困难及氢化物的稳定性；2.对应最高价氧化物的水合物酸度；3.非金属的取代反应；5.根据元素周期表判断非金属和非金属的依据，一般来说，元素具有很强的金属性、很强的电子损失能力、简单物质的还原性很强、阳离子的氧化

9、性很弱。元素是非金属的，元素的原子能得到电子，单质的氧化能力较强，阴离子的还原性较弱。金属和非金属与氧化还原的关系。金属和非金属是元素的属性。还原性和氧化性是物质的特性。元素的周期规律，随着原子序数(核荷数)的增加：原子核外的电子构型周期性地变化，原子半径周期性地变化。元素的主价周期性变化。元素的第一电离能周期性变化，电负性周期性变化。这个定律叫做元素周期定律。元素性质周期性变化的实质是元素原子核外电子构型的周期性变化。原子核外电子构型的周期性变化，元素原子半径的周期性变化，原子半径逐渐减小，原子半径逐渐增大，元素的价态，金属和非金属元素、非金属、金属和非金属元素的变化规律，元素气态氢化物的热

10、稳定性逐渐增大，热稳定性逐渐减弱，热稳定性逐渐增强，元素的最高价氧化物对应水合物的酸碱性，酸碱性和酸性逐渐增强。气态电中性基态原子失去一个电子并转变成气态基态正离子所需的能量称为第一电离能。用符号1表示，单位：kj/mol，元素第一电离能的变化规律：1)同期：a，从左到右呈递增趋势(最小的是碱金属，最大的是稀有气体元素；2)同一主族元素的第一电离能自上而下逐渐降低。如何解释元素甲和元素甲的异常现象？)，b，元素a的元素；第一个元素A元素，A半满，A全满结构，电负性(阅读教材18)，1，基本概念，化学键：元素相互结合，相邻原子间的强相互作用力被形象地称为化学键。用来在原子中形成化学键的电子叫做成

11、键电子。电负性：用来描述不同元素的原子对成键电子的吸引力。(电负性是相对值，没有单位)，2。变化规律：在同一时期，主族元素的电负性从左到右逐渐增加，表明它们吸引电子的能力逐渐增强。在同一个主族中，元素的电负性从上到下降低，表明它们吸引电子的能力逐渐减弱。电负性越大，元素的非金属性越强，电负性越小，非金属性越弱，元素的金属性越强。电子化，3。电负性的意义：1。排列原则从左到右按升序排列，在同一水平行排列，在同一垂直行排列，原子序数，电子层数，最外层电子数，五元素周期表，1，2，4，3，5，6，7，镧系，锕系，族，7水平行和18垂直行，长周期：第4，5和6周期，不完整周期：第7周期，7个主要族(用

12、A和A表示)，7个子族(用B and B表示)， 1个第一族(包括3个垂直行)、1个零族(稀有气体)和短周期：1有3个长周期、3个短周期、1个不完整周期、18条垂直线、16个族、7个主要组、7对和0。 2.元素周期表的结构，1，2，4，3，5，6，7，硼，铝铝，硅硅，锗锗，砷，锑锑，碲，钋等。1 23 4 56 7 8 9 10 11 13 14 15 16 17 18，元素号，周期，过渡元素，He 2，1，2，4，3，5，6，7，硼，铝铝，VIIA硅，锗，砷，锑锑，碲，钋等。在第二周期，Ne 10，Ar 18，Kr 36，Xe 54，Rn 86，非金属，过渡元素，2，周期数=核外电子数，3，主族数=最外层电子数=最高正价数，4，负价绝对值=8族数，根据元素在周期表中的位置，掌握以下关系：1，主族金属元素的氧化物和氢氧化物，非金属元素的氢化物和最含氧酸，例如， 下面的推论是用元素周期定律分析的，这是正确的：(1)氧化铍的水合物可能有两性硼，At2是无色固体，HAt是不稳定的，AgAt有很强的光敏性，但它不溶于水和稀酸，硫酸锶是白色固体，不溶于水，硒化氢是无色的，有毒，比H2S更稳定。