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1、第 五 章物质结构元素周期律复习课,一、原子结构,1、原子的构成,2、原子核外电子排布,二、元素周期律和元素周期表,1、元素周期律,2、元素周期表,（1）周期表的结构,（2）原子结构、元素性质与元素在周期表中位置的关系,三、化学键,相对质量为约为1,带1个单位正电荷,质子数=核电荷数=原子序数=核外电子数,相对质量为约为1,不显电性,质量仅为质子质量的1/1836,带1个单位负电荷,元素的化学性质主要决定于原子的价电子数（最外层电子数）,质量关系：A=Z+N,重要的等量关系：,电量关系：,一、原子结构,同位素：凡具有相同质子数和不同中子数的同一元素的不同原子 互称同位素。,核素：具有一定数目的
2、质子和一定数目的中子的一种原子。,注意：,1、同位素的特征 自然界中同位素原子百分比保持不变。化学性质相同。,2、几种相对原子质量的关系。,C,练习：,B,1、各电子层最多容纳的电子数为2n2(K L M N O P Q),2、最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）,3、次外层电子数不超过18个,核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。离核越近能量越低。,练习：请画出54号元素Xe的原子结构示意图。,核外电子排布的一般规律：,一低四不超,二、元素周期律和元素周期表,核外电子排布的周期性,元素性质的周期性,决定,注意：A、微粒半径比较 B、元素金属性与非金属性强弱的判断 C、Al2
3、O3与Al(OH)3的两性,D、周期表的结构,E、原子结构、元素性质与元素在周期表中位置的关系,比较微粒半径大小的规律,同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小,同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大,同种元素的微粒：价态越低，微粒半径越大 即：阳离子中性原子阴离子,具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大离子半径越小,Na Mg Al Si,Li Na K F-Cl-Br-,O2-F-Na+Mg2+Al3+,(第二周期阴离子）,(第三周期阳离子）,Fe+3 Fe2+Fe H+H H-,“阴上阳下、径小序大”,B,练习：图中只画出了元素周期表的框图，请在图中标明:（1）族序数；（2）120号元素
4、的符号；（3）镧、锕系；（4）稀有气体的原子序数。,A,A,B,B,B,B,B,B,B,A,A,A,A,A,0,H,He,Li,Ne,Be,B,C,N,O,F,Na,Mg,K,Ca,Al,Si,P,S,Cl,Ar,镧系,锕系,每周期元素种类依次为：2、8、8、18、18、32、26,21018365486,元素周期表中元素结构、位置、性质递变规律,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=族序数,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：弱强还原性：强弱,形成
5、：易难稳定性：强弱还原性：弱强,电子层数增多 最外层电子数相同,还原性减、氧化性增,还原性增、氧化性减,讨论1：下列排列顺序正确的是（）热稳定性：H2OHFH2S 原子半径：NaMgO酸性：H3PO4H2SO4HClO4 离子半径：Cl-S2-K+碱性：Ca(OH)2 Mg(OH)2 Al(OH)3A B C D,B,讨论2：（07全国）用A、B、C2、D、E、F、G和H分别表示含有18个电子的八种微粒（离子或分子），请回答：（1）A元素是、B元素是、C元素是_（用元素符号表示）。（2）D是由两种元素组成的双原子分子，其分子式是。（3）E是所有含18个电子的微粒中氧化能力最强的分子，其分子式是
6、。（4）F是由两种元素组成的三原子分子，其分子式是，电子式是。（5）G分子中含有4个原子，其分子式是。,K C1 S,HC1,F2,H2S,H2O2 或 PH3,电子,讨论：,（2）元素D位于第_周期_族；,（3）A,E,；,Si H,二 A,K2O2,相邻的原子之间的强烈相互作用。,三、化学键,阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键,阴、阳离子,得失电子,离子化合物如NaCl、铵盐,离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强（离子化合物的熔沸点越高）,原子间通过共用电子对所形成的化学键。,原子,电子对共用,非金属单质：H2共价化合物：HCl某些离子化合物,通常原子半径越小，共用电子对越多，共价键越强，形成的单质或化合物越稳定,极性键和非极性键,D,2.,
