原子结构与元素周期律复习课

原子结构与元素周期律复习课11211111010910810710610510489-10380797877767574737257-714847464544434241403930292827262524232221868584838281545352515049363534333231181716151413109876528887565538372019121143176541882MLk382LK22K11031021011009998979695949392919089717069686766656463626160595857元素周期表IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA0IIIBIVBVBVIBVIIBVIIIIBIIB锕系镧系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）微粒质量相对质量电性意义质子中子电子1.6726×10-27kg1.007一个单位正电荷1.6743×10-27kg1.008不带电、中性9.1095×10-27kg1/1836一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）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.NaFB.MgI2C.BaI2D.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ABC三种离子半径大小的顺序是（）A.ABCB.BACC.CABD.CBA练习BB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+70-4-3-2-1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(1~8)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(8.9.10三纵行)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”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:NaOHMg(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___________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IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIAO非金属性逐渐增强非金属性逐渐增强金属性逐渐增强1234567BSiAlGeAsSbTePoAt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AlO找半导体：在分界线附近SiGeGa制农药：在磷附近PAsSClF找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料：过渡元素FeNiPtPdRh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ADB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。①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(原子的电子式)(化合物的电子式)..............:Cl·+×Mg×+·Cl:[:Cl×]-Mg2+[×Cl:]-............Na·+·Cl:Na+[:Cl:]-②阳离子的电子式：③阴离子的电子式：④离子化合物的电子式Na+Ba2+例如：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N≡N.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、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化学键总结离子键共价键概念阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键原子间通过共用电子对所形成的化学键成键的微粒离子原子相互作用的实质阴阳离子间的电性作用共用电子对两原子核产生的电性作用形成条件活泼金属跟活泼非金属化合非金属元素形成单质或化合物举例NaOH、NH4ClH2、N2、HCl、CH4、CO2、NH3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.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非极性键非极性分子如：H2、O2、N2、O3极性键极性分子如HF、HCl、H2O、H2S、NH3、SO2非极性分子因为分子空间构型对称，如：CH4CO2判断非极性分子和极性分子的依据：双原子分子极性键→非极性键→极性分子HCl，CO，NO非极性分子H2，O2，N2多原子分子都是非极性键→有极性键几何结构对称→几何结构不对称→非极性分子如：CO2，CH4极性分子如：NH3，H2O非极