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1、化学核外电子的分布规律,原子学说的发展,道尔顿：建立原子学说（原子是实心球体）汤姆逊：发现电子（原子可以再分）卢瑟福：原子核和电子（电子沿轨道运转）玻尔：电子分层排布20世纪20年代后：电子云模型（量子力学模型）,一、原子的构成粒子以及粒子间的关系（1）构成原子的粒子（2）表示的含义：_.（3）相关粒子间的关系：质量数（A）=_+_质子数=_=_=_,考点一：原子结构,表示一个质量数为A，质子数为Z的原子,质子数（Z）,中子数（N）,核电荷数,核外电子数,原子序数,1.672610-27kg,1.674810-27kg,原子核半径小于原子半径的万分之一，体积占原子体积 的几千亿分之一，但：原子
2、的质量却集中在原子核。,a代表质量数；b代表核电荷数；c代表离子的价态；d代表化合价；e 代表原子个数,有质子的微粒不一定有中子如11H。有质子的微粒不一定有电子如H+。质子数相同的微粒不一定属于同一种元素如Ne、HF、H2O、NH3、CH4等。任何元素都有零价，但不一定都有负价或正价。如F无正价，Na、Mg、Al等无负价。,误区警示,1、元素、核素和同位素的概念（1）元素的定义:_。（2）核素的定义:_.（3）同位素的定义:_.（4）同位素的两个特征：,具有相同核电荷数的同一类原子,考点二：元素、核素、同位素,具有一定数目的质子和一定数目的,中子的一种原子,把质子数相同而中子数不同的同一,元
3、素的不同原子,同一元素的各种同位素的化学性质几乎完全相同在天然存在的某种元素里，各种同位素所占的原子个数百分数一般是不变的,2、元素、核素和同位素的概念（5）元素、核素和同位素的区别,考点二：元素、核素、同位素,原子,原子核,核外电子,质子,中子,几种常见的同位素：,思考：同位素的“同”和“异”分别是什么？“同位”是什么含义？,同：质子数相同，异：中子数不同。同位：在周期表中的位置相同。,同素异形体、同位素、同系物和同分异构体：,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,分子组成相同,分子结构不同,单质,原子,化合物,分子,白磷和红磷,CH4和C2H6
4、,丁烷、异丁烷,D,D,核素的相对原子质量和元素的相对原子质量,质量数：质子数与中子数之和，近似等于该核素的相对原子质量核素的相对原子质量：一个原子的质量与一个12C原子质量的1/12的比值。其数值近似等于该核素的质量数。元素的相对原子质量：用该元素的各种天然核素的相对原子质量及其在自然界中含量算出来的平均值。（该值为周期表上的元素的相对原子质量）元素的近似相对原子质量：用同位素的质量数代替其相对原子量进行计算的结果。,4、几种重要的原子量,D,考点三：核外电子排布规律,电子层,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
5、里。,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。,各层的电子数推断元素：,某元素的M层上的电子数是K层的3倍,则该元素是().,某元素的最外层上的电子数是次外层层电子数的一半,是倒数第三层的2倍,则该元素是().,某元素的最外层上的电子数是次外层层电子数的2倍,则该元素是().,S,Si,C,练习,118号元素微粒结构的特点：,与Ar原子电子层结构相同的阴、阳离子：,与Ne原子电子层结构相同的阴、阳离子：,H-、Li、
6、Be2+,O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+,S2-、Cl-、K+、Ca2+,与He原子电子层结构相同的阴、阳离子：,2、10电子、18电子微粒及反应,阳离子：Na+、Mg 2+、Al 3+、NH4+、H3O+,阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-,分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4、,10e-,10电子体之间的反应？,18e-,阳离子：K+、Ca 2+,阴离子：P3-、S2-、HS-、Cl-,分子：Ar、HCl、H2S、PH3、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4,18电子体之间的反应？10e-与18e-之间的反应？,1元素周期表的编排,编排原则：,按原子序数
7、递增的顺序从左到右排列,将电子层数相同的元素排列成一个横行.,把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行.,编排依据：,元素周期律,1、元素周期表的结构,（1）7个周期,三个短周期,第1周期2种元素,第2周期8种元素,第3周期8种元素,第6周期32种元素,第5周期18种元素,第4周期18种元素,三个长周期,第7周期，应有32种元素，现有26种元素。,周期序数电子层数,一个不完全周期,（2）16个族,七个主族：由长周期和短周期元素组成，IA-VIIA 位于第1、2、13、14、15、16、17纵行,一个第族：位于第8、9、10三个纵行,七个副族：仅由长周期元素组成，IB-VII
8、B位于第11、12、3、4、5、6、7纵行,一个0族：稀有气体元素族，位于第18纵行,主族序数最外层电子数最高正价数,主族序数主族元素的最高正价数 8最低负价数,周期表中特殊位置的元素：（1）族序数等于周期数的元素：（2）族序数是周期数两倍的元素：（3）族序数是周期数三倍的元素：（4）周期数是族序数两倍的元素：（5）周期数是族序数两倍的元素：（6）最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：,H、Be、Al,C、S,O,Li、Ca,Na,Li,气态氢化物含氢量最高的非金属；,常温下呈液态的非金属;,硬度最大的单质；,熔点最高的单质；,地壳中含量最多的元素；,地壳中含量最多的金属元素；,气态氢化物
9、与最高价氧化物对应水化物能反应的元素。,最活泼的非金属；最活泼的金属；,常见元素的一些特性：,F,Cs,C,Br,C,C,O,Al,S、N,元素周期律,主要包括：1、核外电子排布的周期性变化2、原子半径的周期性变化3、元素主要化合价的周期性变化,一、元素周期律,元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫元素周期律。,1、核外电子排布的周期性变化,2、元素原子半径的周期性变化,3、元素主要化合价的周期性变化,同周期元素结构和性质的递变：,同周期元素，从左向右，随着原子序数的递增，原子半径依次_，原子核对核外电子的吸引能力依次_，故原子得电子能力依次_，失电子能力依次_，所以金属性依次
10、_，非金属性依次_。,同主族元素结构和性质的递变：,同主族元素，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径依次_，原子核对核外电子的吸引能力依次_，故原子得电子能力依次_，失电子能力依次_，所以金属性依次_，非金属性依次_。,增大,增强,减弱,减弱,减弱,减弱,增强,增强,减小,增强,增强,减小,Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl,金属,非金属,单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度；最高价氧化物对应水化物（即氢氧化物）碱性的强弱；按金属活动性顺序表金属间的置换反应；金属阳离子的氧化性的强弱；,判断元素金属性强弱的方法,结论：金属性 Na Mg Al,强碱,中强碱,两性氢氧化物,单质与氢气化合的难
11、易程度以及氢化物的稳定性；最高价氧化物对应水化物（即最高价含氧酸）酸性的强弱；非金属间的置换反应；非金属阴离子的还原性的强弱；,比较元素非金属性强弱的方法,光照或点燃爆炸化合,磷蒸气,加热,高温,核外电子排布,1,2,3,8,8,2,结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。,元素化合价,讨论,结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现 周期性变化。,随着原子序数的递增，元素原子的核外电子层排布、原子半径和化合价均呈现周期性变化。,结论,化合价与原子结构的关系,元素的最高正化合价=元素原子的最外层电子数,最低负价+最高正价=8,2、元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增
12、而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。,3、元素周期律的实质 元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。,4、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：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：,元素周期表和元素周期律的应用,（1）确定元素在周期表中的位置；（2）预测元素的性质；（3）启发人们在一定的区域内寻找新物质，会找不同用途的元素在位于金属和非金属的分界线处寻找半导体材料；在过渡元素中寻找催化剂和合金材料；在右上方如氯、磷、硫等处寻找制造农药的元素；,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb
13、,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,0,Po,At,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,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。,五、化学键,化学键,离子键,金属键,共价键,非极性键,极性键,由阴、阳离子之间通过静电作用所形成的化学键叫离子键,原子之间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键,离子键和共价键的比较,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,原子,分子,离子,宏观物质,或范德华力,得失电子,范德华力氢键,共价键,金属键或共价键,离子键,离子晶体,分子晶体,原子晶体,金属晶体,微观粒子与宏观物质的关系,
