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1、原子结构与元素周期律 复习课,元素周期表,IA,IIA,IIIA,IVA,VA,VIA,VIIA,0,主族,周期,副族,过渡元素,原子结构,1.三种微粒有关系，两素概念算清帐2.一套规律需记详，半径比较要三看；,元素周期表元素周期律,1.周期表格要牢记，变化体现周期律；2.七个周期分长短，三长三短一不全，十八纵列十六族，七主七副八与零；3.同周失减得增递，同族失增得递减；,纵观全章,原子核,原子,2）原子组成符号 AZX,质子：Z 个中子：A-Z 个核外电子：Z个,3）两个关系式原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数（阴、阳离子=？）质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）,质子,中子,电
2、子,1.672610-27kg 1.007 一个单位正电荷 1.6743 10-27kg 1.008 不带电、中性 9.109510-27kg 1/1836 一个单位负电荷,决定元素的种类,决定核素种类,最外层电子数决定元素化学性质,原子结构,同位素,核外电子排布,半径比较,元素周期律,元素周期表,周期表应用,1）原子结构及三种微粒,练 习,同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素。,举例,元素平均相对原子量:A=A1x1+A2x2+A3x3元素近似相对原子量：A=A1x1+A2x2+A3x3其中 A1 A2 A3为各同位素的相对原子量 A1 A2 A3为各同位素的质量数 x1 x
3、2 x3 为各同位素的原子百分组成（丰度）,练 习,原子结构,同位素,核外电子排布,半径比较,元素周期律,元素周期表,周期表应用,电子层划分,概念：符号：电子层数：能量：离核距离：,1）每个电子层最多排2n2个电子2）最外层 8个电子，次外层 18个电子，倒第三层 323）先排能量低的电子层，后排能量高的电子层,要求：会画120号元素原子及离子结构示意图,能量高低不同和离核远近不同的空间区域,K L M N O P Q,1 2 3 4 5 6 7,低高,近远,一套规律要记详：核外电子排布规律,原子结构,同位素,核外电子排布,半径比较,元素周期律,元素周期表,周期表应用,练 习,比较微粒大小的依
4、据（三看）一看电子层数：电子层数越多半径越大 NaNa+，KNa二看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大半径越小。S2-Cl-K+Ca2+;O2-F-Na+Mg2+Al3+三看电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半径越大。Cl-Cl;Fe2+Fe3+,例1(99s)下列化合物中阳离子与阴离子半径比最小的是（）A.NaF B.MgI2 C.BaI2 D.KBr(93s)A元素的阴离子、B元素的阴离子和C元素的阳离子具有相同的电子层结构。已知A的原子序数大于B的原子序数。则A B C三种离子半径大小的顺序是（）A.ABC B.BAC C.CAB D.CBA,练 习,B,B,原子结构,同位
5、素,核外电子排布,半径比较,元素周期律,元素周期表,周期表应用,概念：元素的性质（原子半径、主要化合价）随着原子序数的递增而呈周期性的变化规律：原子半径同周期从左到右渐小，同族从上到下渐大。主要化合价：+1+2+3+4+5+6+7 0-4-3-2-1原因：核外电子排布随着原子序数的递增而呈周期性的变化(18),元素周期律,金属性、非金属性、还原性、氧化性、氢化物稳定性、最高价氧化物的水化物酸碱性,原子结构,同位素,核外电子排布,半径比较,元素周期律,元素周期表,周期表应用,编排原则,1.按原子序数递增的顺序从左到右排列2.将电子层数相同元素排成一个横行3.把最外电子数相同的元素排成一个纵行,构
6、造,周期：表中每一横行。三短三长一不完全族：7主(长短周期元素)、7副(仅有长周期元素)、零族(稀有气体)、VIII三纵行)镧锕系:为紧凑周期表而列在外。,元素性质变化规律,原子半径化合价得失电子能力,同周期同主族,电子层数=周期序数最外层电子数=主族序数=最高正价数最高正价数最低负价8,几个相等关系,元素周期表,位构性,原子结构,同位素,核外电子排布,半径比较,元素周期律,元素周期表,周期表应用,位置,性质,结构,最外层电子数 电子层数,（纵）族（横）周期,原子序数,相似性,递变性,1.主要化合价2.最高价氧化物及其水化物的组成3.氢化物组成,1.金属性与非金属性2.“最高价氧化物的水化物”
7、的酸碱性3.氢化物的稳定性,原子结构,同位素,核外电子排布,半径比较,元素周期律,元素周期表,周期表应用,周期表的应用A.推断元素位置、结构和性质,元素名称,元素特征周期数、族数原子序数原子量,物理或化学特性原子结构特征含量等其它特征元素的性质原子或离子结构最高或最低化合价根据分子式的计算根据化学方程式的计算,原子结构,同位素,核外电子排布,半径比较,元素周期律,元素周期表,周期表应用,B、比较或推断一些性质,比较同族元素的 金属性 BaCaMg 非金属性 FClBr 最高价氧化物的水化物的酸碱性 KOHNaOHLiOH 氢化物的稳定性 CH4SiH4比较同周期元素及其化合物的性质 碱性:Na
8、OHMg(OH)2Al(OH)3 稳定性:HFH2ONH3比较不同周期元素的性质（先找出与其同周期元素参照）推断一些未知元素及其化合物的性质,原子结构,同位素,核外电子排布,半径比较,元素周期律,元素周期表,周期表应用,（1）在同一周期元素原子的_相同,从左到右随着原子序数的递增,原子半径逐渐_,原子核对外层电子的引力逐渐_,从而失电子能力逐渐_,得电子能力逐渐_,因此,同一周期从左到右随着原子序数的递增,金属性逐渐_,非金属性逐渐_.,电子层数,减小,增强,减弱,增强,减弱,增强,5.元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系：,回忆第三周期元素性质的递变性,（2）在同一主族元素原子的
9、_相同,从上到下随着原子序数的递增,原子半径逐渐_,原子核对外层电子的引力逐渐_,从而失电子能力逐渐_,得电子能力逐渐_,因此,同一主族从上到下随着原子序数的递增,金属性逐渐_,非金属性逐渐_.,最外层电子数,增大,减弱,增强,减弱,增强,减弱,回忆碱金属、卤素性质的递变规律,小结：元素金属性和非金属性的递变,金属性逐渐增强,族,周期,IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA O,非金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,1 2 3 4 5 6 7,B,Si,Al,Ge,As,Sb,Te,Po,At,小结：元素金属性和非金属性的判断依据,C、寻找特定性质的物质,找元素之
10、最,最活泼金属Cs、最活泼非金属F2最稳定的气态氢化物HF，含H%最大的是CH4最强酸HClO4、最强碱CsOH地壳中含量最多的金属和非金属 Al O,找半导体：在分界线附近 Si Ge Ga制农药：在磷附近 P As S Cl F找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料：过渡元素 Fe Ni Pt Pd Rh,原子结构,同位素,核外电子排布,半径比较,元素周期律,元素周期表,周期表应用,1.下面的判断，错误的是（）A.稳定性：HFHClHBrHIB.砹是一种固体，HAt很不稳定，AgAt是难溶于水且感光性很强的固体C.硫酸锶（SrSO4）是一种难溶于水的白色固体D.硒化氢（H2Se）是比H2S稳定的气体
11、2.对于核电荷数为37的元素，下列描述正确的是（）A.该单质在常温下跟水反应不如钠剧烈B.其碳酸盐易溶于水C.其原子半径比钾原子半径小D.其氢氧化物不能使Al(OH)3溶解,AD,B,原子结构,同位素,核外电子排布,半径比较,元素周期律,元素周期表,周期表应用,化学键,思考：原子间为什么能相互结合？,原子之间必然存在着相互作用,离子键,共价键,金属键,1、离子键,阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键.,(1)成键的微粒：,(2)成键的本质（作用力）：,(3)成键的条件：,静电作用（吸引和排斥）。,阴离子、阳离子,活泼金属和活泼非金属之间.,物质中相邻的两个或多个原子（或离子）之间强烈
12、的相互作用，称为化学键。,2、离子化合物,一般来说活泼金属 和活泼非金属 之间可形成离子化合物(简单离子化合物)。,从结构上说，形成离子化合物的金属元素原子最外层一般为1或2个电子；非金属元素原子一般为6或7个电子。,通过离子键而形成的化合物叫离子化合物。,IA 和 IIA族,VIA和VIIA族,3、离子化合物形成过程的表示电子式,在元素符号周围用小黑点(或x)表示原子的最外层电子的式子。,原子的电子式：常把其最外层电子数 用小黑点“.”或小叉“”来表示。,如：写出Na、Mg、Al、S、Cl、O、F 几种原子的电子式,阳离子的电子式：,阴离子的电子式：,离子化合物的电子式,Na+Ba2+,例如
13、：钠离子：,氟离子：,如：AB型：KBr：,MgO：,AB2型：CaBr2:,钡离子：,例如：氧离子：,A2B型：Na2S：,问题1:哪些元素之间能形成共价键?,同种或不同种非金属元素之间一般能形成共价键。,问题2:原子形成共用电子对数目与原子的最外层电子数目有何关系?,原子最外层缺几个电子达到8电子稳定结构，就形成几个共用电子对。,3、共价键：原子间通过共用电子对而形成的化学键。,化学上常用一根短线来代表一对共用电子对，用元素符号和短线来表示物质结构的式子叫做结构式。如Cl2的结构式为Cl-Cl，N2的结构式为NN.,共价化合物的电子式表示共价化合物的形成过程的电子式表示H2、N2、HCl、
14、H2O、H2S、CH4、CCl4、CO2、NH3、Cl2、H2O2,问题4:共价化合物中元素的化合价由何决定？,离子化合物中元素化合价等于离子的电荷数,共价化合物中元素的化合价由共用电子对偏移的方向和数目决定的。,3、极性键和非极性键：,据共用电子对是否发生偏移，把共价键分为极性共价键和非极性共价键。简称极性键和非极性键。两个不同原子间的共价键都是极性键。两个相同的原子间的共价键都是非极性键。,例：下列物质中含有极性键的有，含有非极性键的有。H2、HCl、CH4、CO2、NH3、Cl2、H2O2,化学键总结,非极性分子:结构对称,正负电荷重心重合的分子；极性分子:正负电荷重心不重合的分子.,4
15、.非极性分子和极性分子,共用电子对偏向Cl原子一边，整个HCl分子中的电荷分布不均匀，这样的分子称为极性分子。如：H2O，NH3,在H2、Cl2、N2等单质分子中共用电子对居中而不向任何原子的一方偏移，这样的分子是非极性分子。由极性键构成的分子，若结构对称,正负电荷重心重合的分子，也是非极性分子。如：CH4、CCl4、CO2,非极性分子与极性分子,化学键的极性与分子极性的关系,判断非极性分子和极性分子的依据：,一般对称的几何形状：直线型、正三角形、正四面体。如直线型分子CO2、CS2、C2H2，正三角形分子BF3，正四面体分子CCl4、CH4等。,相似相溶,极性分子易溶于极性溶剂中；非极性分子
16、易溶于非极性溶剂中。,例如：氯、溴、碘（非极性分子）易溶于四氯化碳（非极性分子），但是在水（极性分子）中溶解度很小。,四、分子间作用力,分子间作用力存在于分子之间，比化学键弱的多。,分子间作用力对物质的熔点、沸点、溶解度等影响很大。,分子间的作用力不是化学键。例：水的蒸发破坏的是分子间的作用，所需能量不高。,分子间作用力、氢键与化学键的比较,原子间,分子之间,作用力大,作用力小,影响化学性质和物理性质,影响物理性质（熔沸点等）,分子之间,影响物理性质（熔沸点等）,作用力远小于化学键略大于范德华力,氨气极易溶于水水结冰体积膨胀,由共价键形成的物质属分子晶体，其熔、沸点主要与分子间的作用力有关,大
17、小比较规律是,1、组成和结构相似的物质随着分子量的增大,分子间作用力增大2、特殊的分子间作用力(氢键)最大，(无机中主要是HF、H2O、NH3之间)3、极性分子间作用力大于非极性分子间作用力,不同类型晶体：原子晶体离子晶体分子晶体,H,Cl,Cl,H2,H,H,Cl,Cl,Cl2,化学反应的实质：就是旧的化学键断裂和新的化学键形成的过程,氢气和氯气反应的过程演示:,H,若只有键的断裂没有键的形成这不能称为化学反应。例：（1）HCl溶于水，电离成H+、Cl-破坏了两者间的共价键，但没有形成新的化学键所以不为化学反应。（2）NaCl固体受热变为熔融状态，破坏了Na+、Cl-之间的作用力，但未结合成
18、新的化学键，也不为化学反应。,化学反应的实质：旧化学键的断裂和新化学键的形成。,化学键存在于：稀有气体单质中不存在；多原子单质分子中存在共价键；非金属元素组成的化合物分子中存在共价键（包括酸）；离子化合物中一定存在离子键，可能有共价键的存在（Na2O2、NaOH、NH4Cl），共价化合物中不存在离子键；离子化合物可由非金属构成，如：NH4NO3、NH4Cl。,例1：下列物质中，含有非极性共价键的离子化合物是()(A)Na2O2(B)NaOH(C)H2O2(D)NH3H2O例2：下列叙述中正确的是(A)极性分子中不可能含有非极性键(B)离子化合物中不可能含有非极性键(C)非极性分子中不可能含有非
19、极键(D)共价化合物中不可能含有离子键例3：下列说法正确的是(A)含有共价键的化合物一定是共价化合物(B)分子中只有共价键的化合物一定是共价化合物(C)由共价键形成的分子一定是共价化合物(D)只有非金属原子间才能形成共价键,用电子式表示：H2O、KCl、CCl4、NaOH、N2、MgCl2 H2S、CaBr2 NH3、Na2S、Na2O2、CH4、CO2、H2、HCl、Cl2、H2O2,5.下列关于化学键的说法，正确的是（）A构成单质分子的微粒一定含有共价键B由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物C非极性键只存在于双原子单质分子里D不同元素组成的多原子分子里的化学键一定是极性键,8.下列各
20、组物质化学键的类型(离子键、共价键)相同的是（）A.CaO和MgCl2 B.NH4F和NaFC.Na2O2和H2O2 D.H2O和SO2,1、下列物质溶于水或熔化时破坏化学键的是（）,A、HCl B、NaOH C、固体SO3 D、固体O2 E、Na2O2,总结1、共价化合物、离子化合物熔化或溶于水时化学键一定被破坏；2、由分子间作用力结合成的物质（共价分子）发生状态变化时，破坏的是分子间作用力，没有破坏化学键。,1.“铱星”计划中的铱的一种同位素是19177Ir其核内中子数是（）A.77 B.114 C.191 D.268,2.136C NMR(核磁共振)可以用于含碳化合物的结构分析，136C
21、表示的碳原子（）A.核外有13个电子，其中6个能参与成键B.核内有6个质子,核外有7个电子C.质量数为13，原子序数为6，核内有7个质子D.质量数为13，原子序数为6，核内有7个中子,B,D,3.1999年新发现114号元素的同位素，其中子数为184，该同位素的质量数是（）A.70 B.114 C.228 D.298,D,原子结构,同位素,核外电子排布,半径比较,元素周期律,元素周期表,周期表应用,4.核内中子数为N的R2+离子，质量数为A，则n g它的氧化物中所含质子的物质的量(mol)（）A.n(A-N+8)/(A+16)B.n(A-N+10)/(A+16)C.(A-N+2)D.n(A-N
22、+6)/A5.178O和168O原子的核外电子数的比较（）大于 B.小于 C.等于 D.不能确定6.12553I可治疗肿瘤，其核内中子数与核外电子数之差是（）A.72 B.19 C.53 D.125,A,C,B,原子结构,同位素,核外电子排布,半径比较,元素周期律,元素周期表,周期表应用,1.以下互为同位素的是（）A.金刚石与石墨 B.D2与H2C.CO与CO2 D.3517Cl与3717Cl2.已知铱有两种同位素191Ir和193Ir，而铱的平均原子量为192.22，则两种同位素的原子个数比是（）A.39:61 B.61:39 C.1:1 D.39:11,A,D,原子结构,同位素,核外电子排布,半径比较,元素周期律,元素周期表,周期表应用,1.M电子层与L电子层最多可容纳的电子数的比较（）A.大于 B.小于 C.等于 D.不能确定2.某元素原子核外有3个电子层，最外层有4个电子，该原子核内的质子数为（）A.14 B.15 C.16 D.17,A,A,原子结构,同位素,核外电子排布,半径比较,元素周期律,元素周期表,周期表应用,
