课件72张PPT。 第一节
元素周期表（第一课时）【阅读】课本P4页内容，回答：
1．谁制出了第一张元素周期
表？他的排列依据是什么？
2．现在的元素周期表的排列依
据？
3．元素周期表的具体编排原
则？伟
大
的
化
学
家
门
捷
列 俄夫 国第一张元素周期表【实践活动】课本P11页
查阅资料，搜集不同形式的元素周期表【阅读】课本P4页内容，回答：
1．谁制出了第一张元素周期表？他的排列
依据是什么？
2．现在的元素周期表的排列依
据？
3．元素周期表的具体编排原
则？一、原子序数按照元素在周期表中的顺序给
元素编号，就得到原子序数。原子序数=核电荷数=质子数
=核外电子数原子序数与元素原子结构关系：周期表中每一个小格中的符号和数字代表什么意义呢？【阅读】课本P4页内容，回答：
1．谁制出了第一张元素周期表？他的排列
依据是什么？
2．现在的元素周期表的排列依据？
3．元素周期表的具体编排原
则？二、编排原则1．按原子序数递增的顺序由左
到右排列。 2．把电子层数相同的元素排成
一个横行。 3．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到下排成纵行。 三、元素周期表的结构1．周期－－具有相同电子层数而又按照原子序数递增顺序由左往右排列的一系列元素。周期序数 = 电子层数7个周期元素种类始末元素121H --2He283Li --10Ne11Na --18Ar83短周期41818325619K --36Kr37Rb --54Xe55Cs --86Rn长周期726（暂时）特别注意：“短周期”元素提及“短周期”，就应该想到是指前18号元素。即前三周期，这往往是本章元素推断题的突破口。
甚至有时同学们可以把前三周期的所有元素按位置依次写出，加以分析。
因此，要求大家必须按周期表的顺序熟练书写前20号元素。镧系元素:
57—71号，共15种锕系元素:
89—103号，共15种超铀元素:
92号以后（由人工合成之故）2．族① 主族：由短周期元素和长周期
元素共同构成的族。（7个）18个纵行，16个族1-2纵行、13-17纵行：依次为
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA主族序数＝最外层电子数②副族：完全由长周期元素
构成的族。（7个） 3-7纵行 11-12纵行：依次为
ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB ③第Ⅷ族：(1个)8、9、10三个纵行④ 0族：即稀有气体。(1个)第18纵行过渡元素：第Ⅷ族和全部副族元素又称过渡金属七 主 七 副 零 八 族周期序数主族序数＝电子层数＝最外层电子数＝元素最高正价问题1:15号元素位于第几周期？
电子层数是多少？问题2:16号元素位于第几主族？
最外层电子数是多少？
最高正价是多少？如何精确表示元素在周期表中的位置？ (参考数学中表示坐标平面中的点的方法)19号元素在什么位置？知道位置能知道什么信息？位置－结构－性质元素周
期
表7个周期（三短、三长、一不完全）7个副族：仅由长周期构成的族
（ⅠB～ⅦB）Ⅷ族（3个纵行）：Fe、Co、Ni等
9种元素零族：稀有气体元素分区：梯形分界线：非金属与金属元素的分界线 1. 主族元素在周期表中所处的
位置，取决于该元素的（ ）
（A）最外层电子数和原子量
（B）原子量和核外电子数
（C）次外层电子数和电子层数
（D）电子层数和最外层电子数D【练习】2 .下列叙述错误的是（ ）
（A）把最外层电子数相同的元素按
电子层数递增排成8行。
（B）主族元素在周期表中的位置决定
于该元素原子的电子层数和最外
层电子数。
（C）元素周期表是元素周期律的具体
表现形式。
（D）把电子层数相同的各元素按原
子序数递增排成七个横行。A课件75张PPT。(第 2 课时) 第一节
元素周期表【思考】
元素在周期表中的位置与原子结构有什么关系？二、元素的性质与原子结构周期序数 = 电子层数
主族序数＝最外层电子数学习目标：
通过碱金属元素、卤族元素性质的学习，了解元素性质与原子结构之间的关系。二、元素的性质与原子结构Li Na K Rb Cs Fr1．碱金属元素1.1807年英国化学家戴维（H.Davy,1778-1829）发现了钾、钠。 3.1860年本生（W.Bunsen,1811-1899）发现了铯。“铯”也是本生和基尔霍夫共同发现的。4.1861年基尔霍夫（Gustar Robert Kirchholf,1824-1887）和本生发现了铷。 5.1939年法国女科学家佩雷（M.Perey）在研究铀的天然放射系中发现该元素，为了纪念她的祖国而命名的“Francium”，意为“法兰西”。中文译为“钫”。碱金属元素的发现史：2.1817年瑞典化学家阿尔费德（Arfvedson）发现了锂。二、元素的性质与原子结构
1．碱金属元素（1）碱金属的原子结构【科学探究】见课本P5页最外层电子数1个电子层数通过观察碱金属的原子结构示意图，碱金属原子结构有何异同？①相同点：碱金属元素原子结构的 相同， 都为 。
②递变性：从Li到Cs，碱金属元素的原子结构中， 依次增多。 物质的性质主要取决于原子的最外层电子数，从碱金属原子的结构可推知其化学性质如何？是否完全相同？ 最外层上都只有一个电子，化学反应中易失去1个电子，形成+1价的阳离子；能与氧气等非金属及水发生化学反应。 思考 取一小块钾，擦干表面的煤油后放在石棉网上加热，观察现象。同钠与氧气的反应比较。 探究活动1钠、钾化学性质比较黄淡黄紫浮熔游红探究活动2 在小烧杯中放入一些水，
然后取绿豆大的钾，吸干表面的
煤油，投入到小烧杯中，观察现
象。 钠、钾化学性质比较黄淡黄紫浮浮熔熔游游红红 根据实验讨论钠与钾的性质有什么相似性和不同性。你认为元素的性质与他们的原子结构有关系吗？其余碱金属的性质又如何？ 思考相似性：
钠与钾都能与氧气、水发生反应
不同性：
但反应的剧烈程度不同。① 碱金属元素原子的最外层都有
1个电子，它们的化学性质相似。A.与O2 的反应 结论(2)碱金属的化学性质比较相似性更为复杂K2O、K2O2、KO2Li2O更为复杂Na2O、Na2O2碱金属与氧气反应比较① 碱金属元素原子的最外层都有1个电子，它们的化学性质相似，具有强还原性。 A.与O2的反应 ΔΔ4Li + O2 ＝ 2Li2O 2Na + O2 ＝ Na2O2B. 与水的反应2Na + 2H2O ＝ 2NaOH + H2↑2K + 2H2O ＝ 2KOH + H2↑通式：2R +2H2O = 2ROH + H2↑结论Li、Rb、Cs 又如何呢？(2)碱金属的化学性质比较相似性 例： 某碱金属3.9g与足量水反应，生成氢气0.1g，则该金属是什么？ Ｋ ②碱金属元素从上到下随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐 ，原子半径逐渐
，原子核对 的引力逐渐减弱，原子失电子的能力(还原性)逐渐 。 结论增多最外层电子增强 元素的金属性逐渐 ，单质与水和氧气的反应越来越 ，生成的氧化物越来越 。最高价氧化物对应水化物的碱性越来越 。增强剧烈复杂强增大递变性元素金属性强弱判断依据：1、根据金属单质与水或者与酸
反应置换出氢的难易程度。置换
出氢越容易，则金属性越强。 已知金属A可与冷水反应，金属B和热水才能反应，金属C和水不能反应，判断金属A、B、C金属性强弱如何？金属性：A > B > C 例：元素金属性强弱判断依据：1、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。2、根据金属元素最高价氧化物对
应水化物碱性强弱。碱性越强，则
原金属元素的金属性越强。 已知NaOH为强碱、Mg(OH)2
为中强碱、Al(OH)3为两性氢氧化
物，则Na、Mg、Al的金属性强弱
顺序如何？ 例：金属性:Na>Mg>Al元素金属性强弱判断依据：1、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。2、根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。碱性越强，则原金属元素的金属性越强。3、可以根据对应阳离子的氧化性
强弱判断。金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。 氧化性Al3+﹥Mg2+﹥Na+ ，
则元素金属性顺序为? 例：金属性：Na﹥Mg﹥Al碱金属的物理性质有何相似性和递变性？碱金属元素单质：Rb碱金属的物理性质的比较相
似
点递变性颜色硬度密度熔沸点导电导热性密度变化熔沸点变化Li Na K Rb Cs均为银白色（Cs略带金属光泽）柔软较小较低强逐渐增大（K特殊）单质的熔沸点逐渐降低 1.锂电池是一种高能电池。
锂有机化学中重要的催化剂。
锂制造氢弹不可缺少的材料。
锂是优质的高能燃料（已经
用于宇宙飞船、人造卫星和
超声速飞机）。 3．铷铯主要用于制备光电管、真空管。铯原子钟是目前最准确的计时仪器。
2．钾的化合物最大用途是做钾肥。硝酸钾还用于做火药。碱金属元素的用途：总结：【复习提问】增强增强 随着核电荷数的增多，电子层数逐渐增多。原子核对最外层电子的吸引能力依次减弱，失电子能力增强，即还原性增强。 碱金属元素的化学性质随核电荷数的递增，还原性依次 ，金属性依次 。为什么？2、成盐元素—卤素 F Cl Br I At（1）卤族金属的原子结构2、成盐元素—卤素
F Cl Br I At氟 F核外有2个电子层，最外层有7个电子氯 Cl核外有3个电子层，最外层有7个电子溴 Br核外有4个电子层，最外层有7个电子碘 I核外有5个电子层，最外层有7个电子砹 At核外有6个电子层，最外层有7个电子（1）卤族金属的原子结构原子的最外层都有7个电子※核电荷数递增
※电子层数递增
※原子半径依次增大相同点：递变性：结构性质最外层
7个电子易得1个电子
具氧化性 核电荷数递增
电子层数递增
原子半径依次增大得电子能力逐渐减弱,氧化性逐渐减弱【推测】在物理性质上应表现出相似性和递变性在化学性质上应表现出相似性和递变性①均有颜色
②均有毒
③在水中的溶解性不大（F2除外）
④均易溶于苯、汽油、CCl4等有机溶剂（F2除外） 。（2）卤素单质物理性质的比较Ⅰ．相似性 按F2、Cl2、Br2、I2的顺序，随分子量的增大
①从气态→液态→固态
②颜色依次变深
③密度依次增大
④熔、沸点依次升高
⑤溶解度（ F2除外）逐渐减小。Ⅱ．递变性卤素单质物理性质 卤素单质特性
F2有剧毒； Cl2易液化，
Br2易挥发； I2易升华。
I2与淀粉混合变为蓝色（3）卤素单质化学性质比较Ⅰ．相似性易得1个电子，具氧化性Ⅱ．递变性① 卤素单质与氢气的反应F2 冷暗处爆炸 H2+F2=2HF HF很稳定 Cl2 光照或点燃 H2+Cl2=2HCl HCl稳定Br2 高温 H2+Br2=2HBr HBr较不稳定 I2 高温、 H2+I2=2HI HI很不稳定
持续加热 缓慢进行 H2 + F2 ＝ 2HF反
应
条
件
逐
渐
苛
刻产
物
稳
定
性
逐
渐
减
弱【结论】
F、Cl、Br、I 随着核电荷数的
增多原子半径的增大,
(1)卤素单质与H2化合的难易关系：
F2 > Cl2 > Br2 > I2
(2)卤化氢的稳定性关系：
HF > HCl > HBr > HI ① 卤素单质与氢气的反应②卤素单质间的置换反应【实验1－1】课本P9页
1．将少量新制的饱和氯水分别注
入盛有NaBr溶液和KI溶液的试管
中，用力振荡后，再注入少量四氯
化碳，振荡、静置。观察四氯化碳
层和水层颜色的变化。【实验1－1】课本P9页
2．将少量溴水注入盛有KI溶液的试管中，用力震荡后，再注入少量四氯化碳。观察四氯化碳层和水层颜色的变化。Cl2 ＋ 2NaBr＝ 2NaCl ＋ Br2
Cl2 ＋ 2KI ＝2KCl ＋ I2Br2 ＋ 2KI ＝ 2KBr ＋ I2Cl2＋ 2Br－＝2Cl－＋Br2
Cl2＋ 2I－＝2Cl－＋I2
Br2+ ２I－＝２Br－＋I2 反应方程式：离子反应【思考】
根据上述实验，比较Cl2、Br2、
I2的氧化性强弱顺序及Cl－、Br－、
I－的还原性强弱顺序。结论：
氧化性：Cl2＞Br2＞I2
还原性：I－＞ Br－＞ Cl－③卤素单质与水的反应2F2 + 2H2O =4HF + O2
（爆炸）非
金
属
性
逐
渐
减
弱Cl2 + H2O = HCl + HClO
（能反应） Br2+H2O=HBr+HBrO
（很弱）I2 + H2O = HI + HIO
（极弱）反
应
趋
势
逐
渐
减
弱通式：X2＋H2O=HX＋HXO（Cl、Br、I）结论：F2、Cl2、Br2氧化性强，能把可变化合价的金属氧化成高价的金属卤化物，I2 的氧化能力最弱，跟铁反应只夺取铁的2个电子，生成FeI2。④卤素单质与金属的反应【练习】对比Cl2，写出Br2与Na、Fe反应的化学方程式。 Br2+2Na=2NaBr Br2+2Fe=2FeBr3
I2 +Fe=FeI2 卤素原子结构的相似性(原子的最外层都有7个电子)，决定了单质化学性质的相似性。 归纳整理：（卤素单质化学性质）Ⅰ．化学性质相似性（1）负价均为－1价，Cl、Br、I最高正价均为＋7，最高价氧化物均为X2O7，气态氢化物的化学式为HX
（2）与金属反应，生成卤化物。
（3）与氢气反应，生成卤化氢。
（4）与水反应，生成卤化氢和次卤酸。
(F2除外)
（5）都能跟强碱溶液反应(NaX+NaXO+H2O) 卤素原子结构的差异性(卤族元素按F、Cl、Br、I的顺序，核电荷数逐渐增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大) ，原子核对外层电子的引力逐渐减弱，卤素原子得电子的能力逐渐减弱，决定了单质化学性质的差异性和递变性。
即卤素的非金属性逐渐减弱，其单质的氧化性逐渐减弱。(1) 与氢气反应的能力渐弱
(2) 生成气态氢化物的稳定性渐弱
(3) 与水反应的能力渐弱Ⅱ．卤素单质化学性质递变性本节归纳总结 通过比较碱金属单质与氧气、与水的反应，以及卤素单质与氢气的反应、卤素单质间的置换反应，得出结论： 同一主族元素性质具有一定的相似性和递变性。同一主族，从上到下：原子半径逐渐 ,失电子能力逐渐 ,得电子能力逐渐 ,金属性逐渐 ,非金属性逐渐 。增大增强减弱增强减弱 元素的性质与 有密切
的关系,主要与 ,
特别是 有关。原子结构原子核外电子的排布最外层电子数金属性逐渐增强非金属性逐渐增强元素非金属性强弱判断依据：1、根据元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱。 例：比较同主族元素N和P的非金属性强弱？非金属性：N > P2、单质与氢气反应的难易程度以及生成气态氢化物的稳定性。元素非金属性强弱判断依据：1、根据元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱。 例：根据以下信息，比较Si、P、S、Cl的非金属性强弱。非金属性：Si > P > S > Cl三、核素1．质量数定义：课本P9页最后一段质量数( )=______( )+______( )AZN质子数中子数a、b、c、d各代表什么?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 :表示什么？同种元素原子的
原子核中中子数是否一定相同呢？2.核素具有一定数目的质子和一定数目
的中子的一种原子。 练习：
（1）质子数为6，质量数为12的原子；
（2）质子数为8，中子数为9的原子。3.同位素：同位素的性质： 同一元素的各种同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质几乎完全相同；天然存在的同位素，相互间保持一定的比例。定义：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素。阅读课本P10页最后两段同位素举例及应用(1)H的三种同位素： (2)U的三种同位素：(3)C的三种同位素： 是制造氢弹的材料。 是造原子弹及核反应堆的材料。是原子量的标准。用于考古。(4)利用放射性同位素释放的射线育种，治疗癌症和肿瘤等。元素：具有相同质子数的一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。元素、核素、同位素概念比较三者之间相互关系元素的(平均)相对原子质量：＝A1×a1％+A2×a2％＋… 其中A1、A2…为同位素的相对原子质量 a1％、a2％…为同位素原子的个数分数或摩尔分数(不代表质量分数) 各种天然核素的相对原子质量与其原子个数百分含量乘积的代数和。 Cl 34.969 75.77％ Cl 36.966 24.23％34.969×0.7577＋36.966×0.2423
＝35.453，
即：氯的原子量为35.453。课件16张PPT。第二节 元素周期律第1课时1. 原子核外电子运动区域与电子能量的关系： 一、原子核外电子排布【阅读】课本P13-14页内容 在含有多个电子的原子里，电子分别在 的区域里运动。电子能量 在离核远的区域内运动，电子能量 在离核近的区域内运动?，把原子核外分成七个运动区域，又叫 ，分别用n=1、2、3、4、5、6、7或 ，n值越大，说明电子离核越 ，能量也就越高。能量不同高低电子层K、L、M、N、O、P、Q远原子的电子层模型示意图：K L M N O P Q 1.原子核外电子运动区域与电子能量的关系： 一、原子核外电子排布2. 电子层：K L M N O P Q 在多电子层原子中，电子总是尽可能从内层排起，充满一层后再排下一层(主族元素)。【思考】见课本P13页表1－2：
原子核外电子排布有什么规律？核外电子排布图3.原子核外电子排布规律①?电子总是尽先排布在能量最低的电子层里,然后由里往外，依次排在能量逐步升高的电子层里（能量最低原理）
即：先排K层，排满K层后再排L层，排满L层后再排M层……如：第1层最多可以排2个电子；第2层最多可以排8个电子；第3层最多可以排18个电子……②每个电子层最多只能容纳2n2个电子。3.原子核外电子排布规律①?电子总是尽先排布在能量最低的电子层里, 然后由里往外，依次排在能量逐步升高的电子层里（能量最低原理）③最外层最多只能容纳8个电子;
(K层为最外层时不能超过2个)
次外层最多只能容纳18个电子；
(K层为次外层时不能超过2个)
倒数第三层最多只能容纳32个电子3.原子核外电子排布规律①?电子总是尽先排布在能量最低的电子层里, 然后
由里往外，依次排在能量逐步升高的电子层里
（能量最低原理）
② 每个电子层最多只能容纳2n2个电子。【课堂练习】
1.判断下列示意图是否正确？为什么？【课堂练习】
2. 某元素有3个电子层，最外层电子数是电子总数的1/6，该元素的元素符号是 。3.某元素的原子核外有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【课堂练习】
4.写出下列元素粒子的结构示意图：
Sr、Se、 83号元素、52号元素、第5周期第ⅦA族元素
Mg2＋ 、 F－、Br－、Ca2+元素周期表及0族上下相邻元素原子序数差：(1)若为ⅠA、ⅡA族元素：相差上一周期所含元素种数。
(2)若为ⅢA～ⅦA、0族元素：相差下一周期所含元素种数。课件28张PPT。第二节 元素周期律第2课时二、元素周期律【科学探究1】填表(课本P14页)【思考】请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化。 原子核外最外层电子：1－23－1011－18123 随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性 ： 随着元素原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈周期性变化。1. 核外电子排布的周期性变化同周期(从左向右):
同主族(从上到下)： 电子层数不变，
最外层电子数由1→8(第一周期例外) 电子层数依次
递增，最外层电子数不变。【课堂练习】
有X、Y两种原子，X原子的M层
比Y原子的M层少3个电子，Y原
子的L层电子数恰好是X原子L层
电子数的二倍，则
X为 ，Y为 。原子半径【思考】观察课本P14－15页前18号元素原子半径大小，讨论呈现什么规律性变化？同周期（从左→右）稀有气体除外同主族（从上→下）2. 原子半径的周期性变化 随着元素原子序数的递增,元素原子半径呈周期性变化。【课堂练习】
比较Na、S 原子半径的大小
比较Na、O 原子半径的大小【思考】见课本P14－15页前18号元素，观察元素化合价呈现什么规律性变化？强调：除由于F、O元素化学性质的特殊性不显正价和稀有气体元素外，其他元素的：
主族元素最高正价
＝最外层电子数
主族元素最低负价
＝最外层电子数-83.元素化合价的周期性变化 随着元素原子序数的递增，元素主要化合价呈周期性的变化。【科学探究】
元素的金属性与非金属性是否也呈现周期性变化？结论：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径和化合价都呈周期性变化。Li
Na
K
Rb
Cs
FrF
Cl
Br
Ⅰ
At金属性增强非金属性减弱结论: 同主族元素金属性增强、非金属性减弱。已学两个主族元素的性质：
ⅠA族 ⅦA族
碱金属 卤素元素金属性强弱判断依据： 1、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。
2、根据金属元素最高价氧化物对应水化物 碱性强弱。碱性越强，则原金属元素的金属性越强。
3、可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。金属阳离子氧化性越弱, 则元素金属性越强。
4、单质间的置换反应。金属性强的金属能把金属性弱的从它的盐溶液中置换出来。元素非金属性强弱判断依据：1、根据元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。
2、单质与氢气反应的难易程度以及生成气态氢化物的稳定性。
3、元素原子对应阴离子的还原性：
离子还原性越强，该元素的非金属就越弱。
4、非金属单质间的置换反应。4. 同周期元素性质的递变（以第三周期为例）Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl【科学探究1】
Na、Mg、Al与水的反应现象：
Na与冷水反应剧烈，溶液变红
Mg与水未加热时无现象，加热后
溶液变红色。
Al与冷水不反应，可以和沸水反应。Mg+2H2O(热水)=Mg(OH)2+H2↑
2Al+6H2O(沸水)=2Al(OH)3+3H2↑【科学探究2】
Mg、Al与酸的反应Mg与酸：剧烈反应生成气体Mg+2HCl=MgCl2+H2↑Al与酸：较迅速反应生成气体2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑比较填表：(课本P16页)NaOH
强碱Al(OH)3
两性氢氧化物Mg(OH)2
中强碱【科学探究3】
阅读课本P16页，比较Si、
P、S、Cl元素的非金属性强弱。结论：同周期Na、Mg、Al与水反应越来越难，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，SiH4PH3H2SHClH2SiO3H3PO4H2SO4HClO4高温加热加热点燃或
光照结论：同周期Si、P、S、Cl其单质与氢反应越来越容易，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强。归纳：同周期(从左→右)元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族(从上→下)元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。这个规律叫做元素周期律。课件17张PPT。第二节 元素周期律第3课时三、元素周期表和元素周期律的应用1.元素性质(金属性和非金属) 与元素在周期表中位置的关系
(见课本17页图1－9)(1)同一周期从左到右元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐
(不包括稀有气体元素)。
(2)同一主族从上到下元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐
(不包括稀有气体元素)。 金属与非金属分界线附近的元素为两性元素减弱增强增强减弱 1B Al SiGeAs Sb Te 2 3 4 5 6 7ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA 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2. 元素化合价与元素在周期表中位置的关系?(1)主族序数=价电子数
=主族元素最外层电子数
=主族元素最高正化合价数
(2) 最高正价+最低负价绝对值＝8
(3)特殊：氧元素的化合价一般是
－2价，而氟元素无正化合价。 金属元素只有正化合价而无负价。【小结】元素性质周期表位置原子结构3. 元素周期律、元素周期表的
应用(1)是学习和研究化学的一种重要工具，预测未知物的原子结构、位置和性质。【阅读】课本P18页内容【思考】如果不提供任何资料,仅凭你掌握的元素周期表和元素周期律的知识,你能推出“类铝”即镓的哪些性质?化合价:
氧化物化学式:
氯化物化学式:+3Ga2O3GaCl3原子序数:
原子核外有 个电子层
最外层有 个电子
是 元素,易失去 个电子
金属性 于铝,氢氧化物碱性
于铝。还可以推出它的原子结构:13+18=31四3金属3强强门捷列夫预言锗的存在和性质: 预测 锗
相对原子质量 72 72.6
密度g/cm3 5.5 5.32
氧化物化学式 MO2 GeO2
氧化物密度 4.7 4.72
氯化物化学式 MCl4 GeCl4
氯化物熔点℃ <100 84【练习】预测新元素116号的性质和原子结构。原子序数:
核外电子层数:
最外层电子数:
周期表中位置 :
最高正价:
最高价氧化物:
最高价氯化物:
是否为金属元素? 是否为放射性元素?76+6MO3MCl6第七周期 VIA族116(2)启发人们在周期表中一定的区域内，寻找特定的材料或某一用途的材料。①半导体材料 在金属和非金属的交界处附近寻找半导体材料,如锗、硅等。②催化剂此类反应中也可使用Pd或Pt代替Ni为催化剂。在过渡元素中寻找催化剂。③耐高温.高强度.耐腐蚀的合金材料— 钛、钼、钨、铬等可以用来合成此类合金。飞机起落架:钛、钒、铁、铝组成的多钛合金。
飞机发动机叶片:镍、铁、碳、钴组成的镍钴合金.从过渡元素中寻找此类合金材料。 此外,在工业致冷剂的研制,
矿物的寻找,农药的制造等方面,元
素周期律和元素周期表均有非常重
要的指导作用.【强调】以上这些特殊用途的材料的合成所需元素均处于元素周期表的某一区域内,但并不代表在这一区域的所有元素均有特殊的用途。所有的应用都必须以成百上千次的实验为基础,这正说明了科学探究道路上的艰辛和曲折。课件27张PPT。 第三节 化学键 第1课时 离子键你有想过吗？(1)为什么仅一百零几种元素的原子能够形成一千多万种形形色色的物质？
(2)为什么2个氢原子能自动结合成氢分子，而2个氦原子却不能?
(3)为什么原子间按一定数目比结合？
(4)原子结合成分子后，性质为什么差别很大？【实验1—2】钠在氯气中燃烧Na在Cl2中剧烈燃烧，产生白烟。【思考与交流】试解释NaCl是
怎样形成的？不稳定稳定失去最外层1个电子得到1个电子填充在最外层通过阴阳离子间的静电作用【阅读】课本P21页内容 1. 定义：一、离子键 带相反电荷离子之间的相互作用（如阴、阳离子，Na+与Cl-）叫离子键。相
互
作
用一、离子键1. 定义：带相反电荷离子之间的相互作用（如阴、阳离子）叫离子键。2. 成键微粒：3. 相互作用：阴、阳离子 静电作用
（静电引力和斥力）【思考】
阴阳离子结合在一起，彼此
电荷是否会中和呢？含离子键的化合物就是离子化合物 阴阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥达到平衡，就形成了离子键。4、成键过程：【思考】
哪些物质能形成离子键？﹡活泼的金属元素(IA，IIA)和 活泼的非金属元素(VIA、VIIA)之间。
﹡活泼的金属元素和酸根离子形成的盐。
﹡铵离子和酸根离子（或活泼非金属元素）形成的盐。形成离子键的条件常见阳离子：
Na+、Mg2+、Ca2+、NH4+常见阴离子：
Cl－、S2－ 、 OH－
CO32－、 SO42－、 NO3－强碱与大多数盐都存在离子键。【思考】离子化合物溶于水或熔化时离子键是否发生变化? 转化成自由移动的离子,离子键即被破坏。【练习】下列各数值表示有关元素的原子序数,其所表示的各原子组中能以离子键相互结合成稳定化合物的是（ ）
A. 10与12 B. 8与17
C. 11与17 D. 6与14C1.定义：在元素符号周围用“ · ”或“×”来表示原子最外层电子的式子，叫电子式。二、电子式2. 原子的电子式：3. 离子的电子式：H+ 、 Na+、 Mg2+ 、Ca2+阳离子的电子式：不要求画出离子最外层电子数，只要在元素、符号右上角标出“n+”电荷字样(即阳离子符号)。阴离子的电子式：不但要画出
最外层电子数，而且还应用于
括号 “[ ]”括起来，并在右
上角标出“n- ”电荷字样。4.离子化合物的电子式： 由阴、阳离子的电子式组成，但对相同离子不得合并。【举例】写出下列离子化合物的电子式。
NaCl、MgO、CaF2、Na2SAB型:AB2型:A2B型:【练习】写出下列离子化合物的电子式。
KBr、CaO、MgCl2、Na2O【练习】写出下列粒子电子式
硫原子， 溴离子， 钾离子
氟化钠 氟化镁K+
5.用电子式表示离子化合物的形成过程 用电子式表示氯化钠的形成过程: 用电子式表示溴化钙的形成过程 (原子的电子式) (化合物的电子式)
1. 书写格式：
原子A的电子式+原子B的电子式＋… →化合物的电子式
2. 不能把“→”写成“=”。
3. 在箭号右边，不能把相同离子归在一起。 注意： 归纳:
一、离子键
1. 定义：带相反电荷离子之间的相互作用
2. 成键微粒：阴、阳离子
3. 相互作用：静电作用(静电引力和斥力)
4.离子化合物的电子式
5.用电子式表示离子化合物的形成过程含有离子键的化合物一定是离子化合物区分： 用电子式表示物质
用电子式表示物质形成过程课件26张PPT。 第三节 化学键 第2课时 共价键 【练习】
某ⅡA族元素 X 和ⅦA族元
素Y 可形成离子化合物，请用
电子式表示该离子化合物。 【讨论】
活泼的金属元素和活泼非金属元素化合时形成离子键，那么非金属元素之间化合时，能形成离子键吗？为什么？ 不能，因非金属元素的
原子均有获得电子的倾向。 非金属元素的原子间可通
过共用电子对的方法使双方最
外电子层均达到稳定结构。 氢分子的形成：共用电子对不偏移，
成键原子不显电性。成键特点：结构式: H﹣H(电子式) 用一小短横“—”表示一对共用电子对所形成的式子叫结构式。共用电子对偏向氯原子，
氯原子带部分负电荷，
氢原子带部分正电荷。成键特点：结构式 : H﹣Cl氯化氢分子的形成：(电子式) 三、共价键 原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。1．定义：碘 ＋→用电子式表示下列共价分子的形成过程水二氧化碳 氨 2 H ·＋→硫化氢2 H ·＋→3 H ·＋→＋2→甲烷氮请给出上述各分子的结构式。I-I、H-O-H、H-S-H、 三、共价键1．定义：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。2. 成键微粒：
3. 相互作用： 静电作用
(共用电子对)原子形成共价键的条件﹡非金属元素的原子之间
﹡非金属元素的原子与不活泼的某些金属元素原子之间
如Cl2、CCl4、H2O、HF、HNO3、CO2等多数非金属单质，气态氢化物，酸分子，酸酐分子，大多数有机物里都有共价键。5. 种类：非极性键及极性键【思考】所有的非金属之间的
共价键是不是完全相同？（1）成键的元素种类不同
（2）元素对共用电子对的吸引力不同非极性共价键：共用电子对在成键原子之间不偏向任何一方的共价键，如: H2、O2等
极性共价键：共用电子对在成键原子之间偏向吸引电子能力的一方从而使这一方相对地显负电性，另一方相对地显正电性的共价键，如：HCl、CO2、H2SO4等含有共价键的化合物不一定是共价化合物 氢氧化钠晶体中，钠离子与氢氧根离子以离子键结合；在氢氧根离子中，氢与氧以共价键结合。请用电子式表示氢氧化钠。 过氧化钠晶体中，过氧根离子(O2 )2-与钠离子以离子键结合；在过氧根离子中，两个氧原子以共价键结合。请用电子式表示过氧化钠。CS2 Na2O2
HClO NaClO
四核10电子的分子
三核18电子的分子【练习】书写电子式，并指出其中化学键的类型：（极性共价键）(离子键 非极性共价键)（极性共价键）（极性共价键）（极性共价键）(离子键、极性共价键)【练习】判断下列说法是否正确？
﹡含有共价键的化合物一定是共价化合物。
﹡全部由非金属元素组成的化合物一定是共价化合物。
﹡在气态单质分子里一定有非极性共价键。归纳：
三、共价键
1. 定义：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。
2. 成键微粒：原子
3. 相互作用：共用电子对
4. 成键元素：同种或不同种非金属元素
5. 种类：非极性键及极性键共价键既存在于非金属单质和共价化合物中，也存在于多原子的离子化合物中。用电子式表示共价分子时,不标 [ ] 和电荷.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而形成的化学键阴阳离子间的相互作用共用电子对不发生偏移共用电子对偏向一方原子活泼金属和活泼非金属通过得失电子形成离子键相同非金属元素原子的电子配对成键不同非金属元素原子的电子配对成键NaClCl2HCl从有关离子键和化合键的讨论中，我们可以看到：离子键使离子结合形成离子化合物；共价键使原子结合成共价化合物。这种使离子相结合或原子相结合的作用力统称为化学键。化学键【讨论】用化学键的观点来分
析化学反应的本质是什么？一个化学反应的的过程，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
