物质结构元素周期律课件

物质结构元素周期律第一课时时间：2015年1月15日（1）了解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。（2）以第1、2、3周期的元素为例，了解原子核外电子排布规律。（3）掌握元素周期律的实质，了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及应用。（4）以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。高考考试大纲要求：特别提醒：元素周期律与元素周期表是中学化学的主干知识，每年高考必考。－决定元素种类一、原子结构1、原子结构原子原子核核外电子电子层中子决定元素的性质质子最外层电子－决定原子的种类(+)(-)2.原子中各粒子的属性原子组成符号AZX质子：Z个中子：A-Z个核外电子：Z个质量数(A)定义：忽略电子的质量，把核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得数值质子数(Z)核电荷数原子序数核外电子数质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)－Ｚ表示核电荷数，Ａ表示质量数。XAZ3、构成原子的几种粒子间的关系：对于阴离子：质子数(Z)=核电荷数=原子序数核外电子数对于阳离子：质子数(Z)=核电荷数=原子序数核外电子数===O81622--1电荷数原子个数化合价元素符号周围数字的含义小结：ab+dXc+--e--4、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，叫做核素。质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素，也就是说，同一元素的不同核素之间互称为同位素。具有相同核电荷数的同一类原子的总称。如。126C146CCl3517①氕（H）氘（D）氚（T）；②126C—相对原子质量标准；23592U—原子弹材料。1121H31H其中D、T是制氢弹的原料。元素：核素：同位素：友情提示：元素核素核素……（同位素）元素、核素、同位素三者关系元素平均相对原子量:A=A1•x1+A2•x2+A3•x3……元素近似相对原子量：A=A’1•x1+A’2•x2+A’3•x3……其中A1A2A3……为各同位素的相对原子量A’1A’2A’3……为各同位素的质量数x1x2x3……为各同位素的原子百分组成（丰度）元素种类＜原子种类（1）同位素的化学性质几乎完全相同，物理性质略有差异；（2）天然存在的元素里，不论是游离态还是化合态，各同位素所占原子的百分比一般不变。同位素的特性1.原子的相对原子质量2.元素的相对原子质量3.近似相对原子质量思考：几个相对原子质量二、核外电子的排布⑴核外电子运动的特征：电子在核外空间作高速运动，没有确定的轨迹，好象带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，人们形象地称之为电子云。(3)核外电子分层排布：根据电子的能量差别和通常运动区域离核的远近不同，核外电子处于不同的电子层。质量小，运动空间小，运动速度快，没有确定的轨道。(2)电子云在多电子原子中，电子的能量不同，能量较低的电子在离核较近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，电子在原子核外分层运动，也称分层排布。电子层(n):1234567(能量逐渐升高)KLMNOPQ电子层划分概念：符号：电子层数：能量：离核距：要求：会画1～20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KLMNOPQ1234567低—————————高近—————————远②各电子层容纳的电子数：各电子层最多容纳的电子数是2n2个，③最外层电子数不超过8个（K层不超过2个），次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。(5)电子层排布的表示方法：(4)规律①能量最低原理：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，依次排布在能量逐步升高的电子层里。原子结构示意图Ne、HF、H2O、NH3、CH4(分子类)Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+(阳离子类)N3-、O2-、F-、OH-、NH2-(阴离子类)电子数相同的微粒常见等电子体规律(1)“10电子”粒子：(2)“18电子”粒子：(3)核外电子总数及质子总数均相等的粒子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4、CH3F(分子类)K+、Ca2+、(阳离子类)S2-、HS-、Cl-、O22-(阴离子类)①Na+、NH4+、H3O+②F-、OH-、NH2-③HS-、Cl-④S2-、O22-⑤N2、CO、C2H2⑥S、O2⑦CO2、N2O⑧10电子分子，18电子分子三、元素周期律和元素周期表1869年门捷列夫在继承和分析了前人工作的基础上，对大量实验事实进行了订正、分析和概括，成功地对元素进行了科学分类。将化学性质相似的元素放在一个纵行制出了第一张元素周期表，揭示了化学元素的内在联系，使其构成一个完整的体系成为化学发展史上重要的里程碑之一。他还预言了一些未知元素的性质都得到了证实。但是由于时代的局限，门捷列夫揭示的元素内在联系的规律还是初步的，他未能认识到形成元素性质周期性变化的根本原因。一、元素周期表编制原则：(1)将电子层数相同的元素,按原子序数的递增顺序从左到右排成一横行—周期。(2)把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行–18纵行。1、元素周期表的结构1817161514131098765211211111010910810710610510489-10388871211431765432186858483828154535251504936353433323156553837201980797877767574737257-714847464544434241403930292827262524232221元素周期表的结构短周期长周期288181832周期短周期长周期1234567包含元素种类起止元素核外电子层数288181832322314561H~2He3Li~9F、10Ne11Na~17Cl、18Ar19K~35Br、36Kr37Rb~53I、54Xe55Cs~85At、86Rn787Fr~117Uus118Uuo11010910878777646454428272611211110710610510489-10380797574737257-714847434241403930292524232221858483828153525150493534333231171615141398765865436181028887565538372019121143176541882MLk382LK22K1IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA0IIIBIVBVBVIBVIIBVIIIIBIIB主族副族第VIII族零族族的结构过渡元素周期表的结构周期（横行）结构：族（纵行）结构：三短、四长。七主(A)、七副(B)、一0、一Ⅷ碱金属元素ⅠA(除氢），稀有气体元素0族，卤族元素ⅦA。2、原子结构与元素在周期表中位置的关系周期序数=电子层数主族序数=最外层电子数=元素的最高正化合价主族元素的最低负化合价=－(8－主族序数)思考：同一主族上下原子序数差，ⅡA-ⅢA序数差2、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，这个规律叫做元素周期律。元素周期律主要体现在核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化和元素主要化合价、金属性及非金属性的周期性变化方面。元素性质的周期性变化是由于元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。这也是元素周期律的实质。元素周期律的实质：A.周期性:循环往复，自然界普遍存在该现象如：时间——周期性，简单的重复生物进化——周期性，螺旋上升B.元素的性质①原子核外电子排布②原子半径③元素主要化合价④元素的金属性和非金属性......(一）元素原子核外电子排布的周期性变化1H12He23Li214Be225B236C247N258O269F2710Ne2811Na28112Mg28213Al28314Si28415P28516S28617Cl28718Ar28819K288120Ca2882从左至右，电子层数相同，最外层电子数依次增加18同周期：同主族：从上至下，最外层电子数相同，电子层数依次增加→（二）元素原子半径的周期性变化主族元素原子半径的递变规律IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA1234567主族周期A.同周期主族元素：从左到右原子半径依次减小(除稀有气体）B.同主族元素：从上到下原子半径逐渐变大3Li4Be5B6C7N8O9F10Ne11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar电子层结构电子层结构化合价化合价元素元素2122232425262728281282283284285286287288+1+5–3–2–1+4–40+3+2+5–3+6–2+7–1+4–4+3+2+10（三）元素化合价的周期性变化1、化合价递变规律2、化合价与主族序数的关系同主族：同周期：(1)最高正价=最外层电子数=主族序数(2)︱最高正价︱+︱最低负价︱=8(3)最低负价=–（8–最外层电子数）=–（8–主族序数）3、注意（1）金属无负价，氟无正价，氧无最高正价（2）稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难以与其他元素化合，规定其化合价为0从上到下，化合价一般相同从左到右，化合价一般由+1→+7，0-4→-1，0金属性(原子失电子能力）非金属性（原子得电子能力）（四）元素金属性、非金属性的周期性变化原子半径依次减小原子半径依次减小原子半径依次增大原子半径依次增大失电子能力依次增大失电子能力依次增大非金属性依次增强得电子能力依次增大得电子能力依次增大非金属性依次增强金属性依次增强金属性依次增强1BAlSiGeAsSbTe234567ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0PoAt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（专题）微粒半径大小比较规律：(变化的本质)(1)同周期原子半径（从左到右）：大小(2)同主族原子（离子）半径（从上到下）：小大(3)电子层结构相同的微粒半径：核电荷数越多，半径越小。Na﹥Mg﹥Al﹥S﹥ClI﹥Br﹥Cl﹥F;I－﹥Br－﹥Cl－﹥F－O2－﹥F－﹥Na＋﹥Mg2＋﹥Al3＋①金属阳离子半径小于其原子半径。②非金属阴离子半径大于其原子半径。(4)同种元素的原子和离子半径：比较微粒大小的依据（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+金属性(原子失电子能力）单质跟水或酸反应置换氢的难易最高价氧化物对应水化物的碱性强弱金属单质间的置换反应非金属性（原子得电子能力）与H2反应的难易程度及氢化物稳定性强弱最高价氧化物对应水化物的酸性强弱非金属单质间的置换反应判断元素金属性、非金属性强弱的方法（四）元素金属性、非金属性的周期性变化原子序数1112131415161718元素符号NaMgAlSiPSClAr单质和水(或酸）反应情况冷水剧烈热水较快盐酸剧烈沸水较慢盐酸较快1.同周期元素金属性和非金属性的递变规律高温磷蒸气与H2能反应须加热光照或点燃爆炸化合NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3H4SiO4极弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4最强酸非金属单质与氢气反应最高价氧化物对应水化物的酸碱性金属性和非金属性递变两性氢氧化物稀有气体元素很不稳定SiH4不稳定PH3稳定HClH2S不很稳定金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强气态氢化物稳定性2.同主族元素金属性和非金属性的递变规律(一).碱金属元素ⅠA（除氢）1.原子结构示意图+321+11281+192881+37281881+5528181881LiNaKRbCs相似性