课件11张PPT。第一章物质结构元素周期律归纳整理知识结构一、元素： 二、原子的构成: 具有相同核电荷数（即核内质子数）的一类原子的总称。原子核核外电子{质子中子原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 元素种类原子(核素)种类元素的化学性质质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N） 三、核外电子的排布规律及表示方法 1、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，依次排布在能量较高的电子层里（这就是能量最低原理）。 2、各电子层最多能容纳的电子数为 2n2 3、最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层时不能超过 2 ）。 4、次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层电子数不能超过 32 。注意：以上四条规律是相互联系的，不能孤
立地理解。 1、元素周期表的结构（1）7个周期三个短周期第1周期 2种元素第2周期 8种元素第3周期 8种元素第6周期 32种元素第5周期 18种元素第4周期 18种元素三个长周期四、元素周期表和元素周期律 一个不完全周期：第七周期，应有32种元素，
现有26种元素。 周期序数＝电子层数（2）16个族七个主族：由长周期和短周期元素组成，IA~VIIA 位于第1、2、13、14、15、16、17纵行 一个第Ⅷ族：位于第8、9、10三个纵行七个副族：仅由长周期元素组成，IB~VIIB
位于第11、12、3、4、5、6、7纵行 一个0族：稀有气体元素族，位于第18纵行主族序数＝最外层电子数＝最高正价数 主族序数＝主族元素的最高正价数
＝8－最低负价数 2、元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。 3、元素周期律的实质
元素性质的周期性变化是元素原子结构周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。 4、同周期、同主族元素结构、性质的递变规律及金属元素、非金属元素的分区：
分界线左边是金属元素，分界线右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见下图： 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
素定义：相邻的两个或多个原子(或离子)之间强烈的相互作用叫做化学键。五、化学键化学键离子键金属键共价键非极性键极性键 由阴、阳离子之间通过静电作用所形成的化学键叫离子键 原子之间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键离子键和共价键的比较阴、阳离子原 子静电作用共用电子对活泼金属与活泼非金属元素同种或不同种非金属元素无饱和性无方向性有饱和性有方向性只存在于离子化合物中非金属 单质、共价化合物及部分离子化合物中原子分子离子宏观 物质或范德华力得失电子范德华力
氢键共价键金属键或共价键离子键离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体微观粒子与宏观物质的关系布置作业：完成优化设计同步训练本章练习课件9张PPT。第一章 物质结构 元素周期律第一节 （3）学习目标：
1、知道核素、同位素的涵义，了解放射性元素、放射性同位素在能源、农业、医疗、考古等方面的应用。
2、了解质量数和原子符号（AX）的涵义
3、了解核素的相对原子质量和元素的相对原子质量。
重点：核素、同位素的涵义。
难点：核素和元素的相对原子质量。Z复习： 1、元素： 2、原子的构成: 具有相同核电荷数（即核内质子数）的一类原子的总称。原子原子核核外电子质子 每个质子带1个单位正
电荷相对质量为1中子 不带电，相对质量为1 核电荷数＝质子数＝核外电子数，
因此，原子 呈电中性每个电子带1个单位负电荷
相对质量为1/1836 质子的相对质量＝ 1个质子的质量12＝1.6726×10－27kg1.993×10－26kg121个中子的质量＝1.6749×10－27kg中子的相对质量＝１.008 质子的相对质量取整数与中子的相对质量取整数相加起来所得的数值叫做原子质量数。用Ａ表示。同一元素的原子中，质子数和中子数是否一定相等呢？三、核素 1、质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）（2）绝大多数元素都包含多种核素，一种核素
就是一种原子（到2001年底已发现114种
元素的3070种核素）。（2）在相同状况下，各同位素的化学性质基本相同（几乎完全一样），但物理性质有所不同。同位素的应用：见P.104、相对原子质量（1）核素的相对原子质量＝1个原子的质量122.657×10－26kg1.993×10－26kg12＝15.998核素的近似相对原子质量＝质量数（２）元素的相对原子质量等于各同位素的相对原子质量的平均值： 元素的近似相对原子质量等于各同位素的质量数的平均值。元素的相对原子质量＝A·a%＋B·b%＋C·c%＋…如Cl的相对原子质量：Ar（Cl）＝ 34.969×75.77%＋36.966×24.23%
＝35.453元素的近似相对原子质量＝A·a%＋B·b%＋C·c%＋…练习、讨论：P. 11 1、3、5、6
做资料上本节相应练习课件9张PPT。第一章 物质结构 元素周期律第一节 （1）学习目标：
1、了解元素周期表的结构和元素在元素周期表中的位置。
2、通过探究元素的性质与原子结构，进一步理解元素周期表。
3、充分发挥学生的主动性，培养实践能力和归纳能力。
重点：元素周期表的结构。
难点：元素在周期表中的位置。原子的组成原子原子核质子中子带负电荷带正电荷不带电荷1.6748×10-27千克 1.6726×10-27千克 9.1176×10-31千克 质子数（核电荷数）＝核外电子数
原子不显电性核外电子质量用相对质量来表示相对质量 1/1836相对质量 1.007相对质量 1.008Z个N个原子质量数A数值上Z+N=A取整数相加原子序数等于 元素的性质取决于原子核外电子的排布——用原子结构示意图表示练习：画1~18号元素的原子结构示意图 1869年，俄国化学家门捷列夫通过分类、归纳、制出了第一张元素周期表，揭示了化学元素的内在联系，使其构成了一个完整的体系（不但将当时已发现的63种列在表中，还留下了一些空格，预示这些元素的存在），成为化学发展史上的一个重要里程碑。同电子层——同横行同最外层电子——同纵行 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。他总结出一条规律：元素（以及由它所形成的单质和化合物）的性质随着相对原子质量的递增而呈现周期性的变化。这就是元素周期律。
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。周期表的编排原则1、按照原子序数递增的顺序从左到右排列将电子层数相同的元素排成一个横行2、把最外层电子数相同的元素（个别例外）
按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行一、元素周期表周期表的结构周
期
表7个周期7个主族：由短周期和长周期
元素共同构成的族（IA～VIIA）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种元素横的方面
（7个横行）纵的方面（18个纵行）零族：稀有气体元素12345672种元素8种元素8种元素18种元素18种元素32种元素26种元素短周期长周期不完全周期元素周期表助记词横行叫周期，共有七周期；
三四分长短，第七不完全。
纵行称作族，共有十六族；
二、三分主副，先主后副族；
VIII族最特殊，三行是一族；
二次分主副，副后是主族。
一、八依次现，一、零再一遍。
锕、镧各十五，均属IIIB族。布置作业1、熟记1~36号元素顺序和符号
2、熟记主族和零族元素名称和符号
3、P.11 2 做在作业本上。课件9张PPT。第一章 物质结构 元素周期律第一节 （2）学习目标：
1、通过探究元素的性质与原子结构，进一步理解元素周期表。
2、熟悉元素在周期表中的位置及原子结构与性质的关系。
3、培养学生的实践能力和归纳能力。
重点和难点：
元素在周期表中的位置和原子结构与性质的关系及同主族元素性质的递变规律。复习提问：1、元素周期 表中有几个周期？各周期分别有几种元素？2、元素周期 表中有几个族？分别位于哪几个纵行？3、元素周期 表中哪一族的元素种类最多？4、一种元素在元素周期 表中的位置由哪几个因素决定？二、元素的性质与原子结构科学探究小结： A、最外电子层上都是1个电子，但从上到下电子层数依次递增。1、碱金属元素——Li Na K Rb Cs Fr B、钠、钾性质相似，都是很活泼的金属，但钾比钠更活泼。2Na(K) + 2H2O = 2NaOH(KOH) + H2↑铷和铯与水反应怎样呢？为什么？ 物质的结构决定物质的性质，物质的结构相似则其性质必然相似；物质的结构呈规律性递变则性质也必然呈规律性递变。 元素的化学性质主要决定于原子核外最外层电子数，同时与原子半径也有密切关系。（1）碱金属化学性质的相似性和递变性 ①碱金属元素的原子最外层上都是1个电子，易失去（形成M＋，化合价为＋1价），使次外层变成最外层而达到8个或2个电子的稳定结构，因此，碱金属元素都具有很强的金属性，其单质都很活泼，具有强还原性，其氢氧化物（MOH）都是强碱。 ②从上到下，由于电子层数递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，原子失电子能力逐渐增强，因此，碱金属元素的金属性逐渐增强，单质的还原性逐渐增强，氢氧化物的碱性逐渐增强。（2）碱金属物理性质的相似性和递变性 ①碱金属都是银白色金属（铯略带金色），密度较小，硬度很小，熔、沸点较低，都有很好的导电、导热性和延展性。 ②从上到下，碱金属的密度逐渐增大（钾例外），熔、沸点逐渐降低，硬度逐渐减小。 2、卤族元素——F Cl Br I (VIIA族） （1）卤素单质都是有色物质，从上到下，其颜色逐渐加深，密度逐渐增大，熔、沸点逐渐升高（常温时的状态由气态经液态到固态）。 （2）卤素原子最外层上都是7个电子，易得到1个电子（表现为－1价）使最外层达到8个电子的稳定结构，因此，卤族元素都具有较强的非金属性，其单质都较活泼，具有较强的氧化性，能与多种金属和非金属发生化学反应。单质均为双原子分子——X2（3）从上到下，由于电子层数递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，因此，卤族元素的非金属性逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱。
表现：①与H2反应渐难；
②生成的HX的稳定性逐渐减弱；
③最高价氧化物的水化物（HXO4）的酸性逐渐减弱：HClO4＞HBrO4＞HIO4
（F无正价）原因：同主族元素的性质具有相似性和递变性，是因为同主族元素的原子结构具有相似性和递变性。结论作业：P. 11 4 同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。课件15张PPT。第三节 化 学 键（1）第一章 物质结构元素周期律学习目标：
1、 通过对NaCl形成过程的分析，理解离子键和离子化合物的涵义。
2、学会用电子式表示原子、离子、离子化合物以及离子化合物的形成过程。
重点：
离子键和离子化合物的涵义
难点：
用电子式表示原子、离子、离子化合物以及离子化合物的形成过程。 一、离子键问题：为数不多的元素的原子是通过什么作用形成种类繁多的物质的呢？实验1-2 金属钠在氯气中燃烧现象：
反应式：剧烈燃烧，产生大量白烟、黄色火焰P.19 思考与交流
1.画出钠和氯的原子结构示意图。
2.试解释氯化钠是怎样形成的。电子转移不稳定稳定更稳定氯化钠的形成有6个钠离子，每个钠离子周围也有6个氯离子。在氯化钠晶体中，每个氯离子周围 氯化钠晶体具有立方体结构。宏观思考 在氯化钠晶体中，Na+和Cl- 间存在哪些作用力？ Na+离子和Cl-离子间的静电吸引力 不会！因为阴、阳离子接近到某一定距离时，吸引力和排斥力达到平衡，阴、阳离子间形成稳定的化学键。 阴、阳离子结合在一起，彼此的电荷是否会中和呢？ 阴、阳离子的电子与电子、原子核与原子核之间的排斥力定义： 使阴、阳离子结合成化合物的静电作用，叫做离子键。成键微粒：阴、阳离子相互作用：静电作用（静电引力和静电排斥力） 成键过程：阴、阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥力达到平衡，就形成了离子键。含有离子键的化合物就是离子化合物。 一、离子键定义： 由离子键形成的化合物叫做离子化合物。思考 哪些物质属于离子化合物，含有离子键？ 活泼的金属元素（IA，IIA）和活泼的非金属 元素（VIA，VIIA）之间形成的化合物。 强碱、大部分金属氧化物 、大部分盐：如：KCl、Na2O、Na2S、MgCl2等如：NaOH、KOH、MgO、Na2O2、
K2SO4、Na2CO3、Mg(NO3)2
NH4Cl [NH4]2SO4 [NH4]2S等 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。Na · ·Mg ·原子的电子式：离子的电子式：H+Na+Mg2+Ca2+阳离子的电子式：简单阳离子的电子式就是它的离子符号，复杂阳离子（NH4＋）例外。阴离子的电子式:不但要画出最外层电子数，而且还要用中括号“[ ]”括起来，并在右上角标出所带电荷“n-”。原子的电子式：在元素符号周围用小点“.”或小叉“×”来表示其最外层电子数。电子式 [ 练习] 写出下列微粒的电子式：
硫原子， 硫离子， 溴原子， 溴离子用电子式可以直观地看到原子结构特点与键之间的关系。也可以表示出原子或离子之间是怎样结合的离子化合物的电子式：由阴、阳离子的电子式组成，但相同离子不能合并AB型AB2型A2B型书写时用 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 Na ·＋→·Ca·＋＋→[ 练习] ⑴ 用电子式表示氧化镁的形成过程 ⑵ 用电子式表示硫化钾的形成过程 箭头左方相同的原子可以合并，
箭头右方相同的微粒不可以合并。注
意小结 使阴阳离子结合成化合物的静电作用，叫做离子键。含有离子键的化合物一定是离子化合物区分： 用电子式表示微粒或物质
用电子式表示物质形成过程作业： 用电子式表示下列物质的
形成过程：
CaCl2 、MgO 、NaF 、Na2O 课件11张PPT。第三节 化 学 键（2）第一章 物质结构元素周期律学习目标：
1、 通过对Cl2、HCl形成过程的分析，理解共价键、共价化合物和化学键的涵义以及化学反应的本质。
2、学会用电子式表示共价分子以及共价分子的形成过程。
重点：共价键、共价化合物和化学键的涵义以及化学反应的本质。
难点：用电子式表示共价分子以及共价分子的形成过程。题1： 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。 X2+题2： 钠与氧气在常温下反应生成氧化钠，请用电子式表示氧化钠的形成过程。2Na·＋→ 活泼的金属元素和活泼非金属元素的原子之间化合时形成离子键。那么，非金属元素的原子之间能形成离子键吗？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使双方最外电子层均达到稳定结构。（如HCl的形成）讨论再如氢分子的形成： H ·又如氯化氢分子的形成：· H＋→H ·＋→ 原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。共用电子对不偏移，成键原子不显电性共用电子对偏向吸引电子能力强的原子一边（氯原子），氯原子带部分负电荷，氢原子带部分正电荷。特点：特点：H﹣H（结构式）H﹣Cl（结构式）非极性共价键极性共价键 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→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。成键微粒：原子相互作用：共用电子对成键元素：同种或
不同种含有共价键的化合物
不一定是共价化合物二、共价键非金属元素不同种非金属元素的原子间形成极性共价键同种非金属元素的原子间形成非极性共价键 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。 [ ] －·Na＋ 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。O··：：·Na＋[ ]2-如:NaOH
Na2O2定义：相邻的两个或多个原子(或离子)之间强烈的相互作用叫做化学键。化学键离子键金属键共价键非极性键极性键 由阴、阳离子之间通过静电作用所形成的化学键叫离子键 原子之间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键三、化学键用化学键的观点来分析化学反应的本质是什么？ 化学反应的本质：就是旧化学键的断裂和新化学键的形成的过程。作业：P . 23 3、4讨论课件12张PPT。第三节 化 学 键（3）第一章 物质结构元素周期律学习目标：
1、了解分子间作用力和氢键的涵义。
2、了解分子间作用力和氢键对物质
熔、沸点的影响规律以及氢键对某些物质
的溶解性的影响。
重点：
分子间作用力和氢键的涵义。
难点：
分子间作用力和氢键对物质熔、沸点
的影响规律。化学键：相邻的两个或多个原子(或离子)之间强烈的相互作用叫做化学键。复习化学键离子键金属键共价键非极性键极性键 由阴阳离子之间通过静电作用所形成的化学键叫离子键 原子之间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键问题？？分子间是否存在相互作用呢？
物质为什么会有三态变化？
不同物质为什么熔、沸点不同？存在不同温度下分子具有不同能量相互作用的大小不同四、分子间作用力和氢键1、分子间作用力 定义： 把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力（也叫范德华力）。 （1）分子间作用力比化学键弱得多，是一种微弱的相互作用，它主要影响物质的熔、沸点等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质。 （2）分子间作用力主要存在于由分子构成的物质中，如：多数非金属单质、稀有气体、非金属氧化物、酸、氢化物、有机物等。 （3）分子间作用力的范围很小（一般是300－500pm）,只有分子间的距离很小时才有。 （4）一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高。如卤素单质：又如气态氢化物：但是： 为什么HF、H2O和NH3的沸点会反常呢？讨论：2、氢键 定义：由于氢原子的存在而使分子间产生的一种比分子间作用力稍强的相互作用——氢键。（1）氢键不属于化学键，比化学键弱得多，比分子间作用力稍强，也属于分子间作用力的范畴， （2）形成条件：氢原子与得电子能力很强、原子半径很小的原子形成的分子之间。如HF、H2O、NH3等分子间易形成氢键。（3）特征：具有方向性。（4）结果1：氢键的形成会使含有氢键的物质的熔、沸点大大升高。如：水的沸点高、氨易液化等。这是因为固体熔化或液体汽化时，必须破坏分子间作用力和氢键思考：为什么冰会浮在水面上？
雪花为什么是六角形的？讨论 ：如果水分子之间没有氢键存在，
地球上 将会是什么面貌？（5）结果2：氢键的形成对物质的溶解性也有影响，如：NH3极易溶于水。原子分子离子宏观 物质或范德华力得失电子范德华力
氢键共价键金属键或共价键离子键离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体作业 ：P . 23 1、2
思考：5小结：有几种形成方式？课件21张PPT。第二节元素周期律（1）第一章物质结构元素周期律学习目标：
1、理解解核外电子是分层排布的,不同电子层中的电子具有不同的能量。
2、掌握核外电子排布的初步规律,并能据此规律画出常见原子的结构示意图。
重点：
核外电子的排布规律, 画常见原子的结构示意图。
难点：核外电子的分层排布。提问：1、元素的性质由什么决定？ 原子原子核核外电子质子 相对质量为1中子 相对质量为1 相对质量为1/1836 原子核几乎集中了原子所有的质量，但体积却很小… 电子的质量很小，体积也很小；电子所占据的运动空间相对于原子核的体积却很大（绝对空间也很小）；电子在核 外做高速运动。2、原子的组成怎样？ 为了探索原子内部结构，科学家们进行了无数的实验。他们用原子模型来表示原子，并通过实验来不断的修正模型。原子结构模型的演变1803年汤姆原子模型1911年玻尔原子模型1913年 1904年卢瑟福原子模型道尔顿原子模型电子云模型1927-1935年现代物质结构理论原子原子核质子中子带负电荷带正电荷不带电荷质子数（核电荷数）＝核外电子数
原子不显电性核外电子运动特点：在一个体积小、相对空间大（但绝对空间小）的原子核外作高速运动； 不可能同时测得它的位置和运动速率，但可以找到它在空间某个位置出现机会的多少一、原子核外电子的排布 1、电子在原子核外相对大实际小的空间不停地做高速运动（速度接近光速）。 2、所有的电子都具有一定的能量，在多电子原子里，各电子所具有的能量不尽相同，有的电子的能量还相差较大。 3、能量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。 4、我们把不同的电子运动区域简化为不连续的壳层，称之为“电子层”。电子层？？？各电子层的序号、能量如下表：（1）在多电子原子里，电子在原子核外是分层运动的，又叫核外电子的分层排布。（2）在多电子原子里，原子核外有一个或多个电子层，能量低的电子在离核近的、能量低的电子层中运动，能量高的电子在离核较远的、能量较高的电子层中运动。 5、核外电子的排布规律（分析表1-2）（1）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，依次排布在能量较高的电子层里（能量最低原理）。（2）各电子层最多能容纳的电子数为 2n2 （3）最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层时不能超过 2 ）。 （4）次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层电子数不能超过 32 。注意：
a、以上四条规律是相互联系的，不能孤立地理解。
b、最外电子层中排满 8 个电子（He为2个电子）时，为相对稳定结构，其它为不稳定结构(在一定条件下要转变为稳定结构)
c、画原子结构示意图要遵循上述规律。原子结构用原子结构示意图表示作业：
1、画出下列元素的原子结构示意图：
Sr、Ra、Se、Sb、Pb、Xe2、预习并填写完成 P.13~15 的各个表格练习一下：
画出原子序数为7、15、35、55、84的元素的原子结构示意图，并指出它们在周期表中的位置。
2006.2汕头市潮阳实验学校化学组 付建伦制作近代科学原子论（1803年）一切物质都是由最小的不能再分的粒子——原子构成。
原子模型：原子是坚实的、不可再分的实心球。英国化学家道尔顿
（J.Dalton , 1766~1844)“化学的新时代是从原子论开始的”
——恩格斯原子并不是构成物质的最小微粒 ——汤姆生发现了电子(1897年)电子是种带负电、有一定质量的微粒，普遍存在于各种原子之中。
汤姆生原子模型：原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子，中和了电荷，从而形成了中性原子。英国物理学家汤姆生
（J.J.Thomson ,1856~1940）α粒子散射实验（1909年） ——原子有核卢瑟福和他的助手做了著名α粒子散射实验。根据实验，卢瑟福在1911年提出原子有核模型。
卢瑟福原子模型（又称行星原子模型）：原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成。原子核的质量几乎等于原子的全部质量，电子在原子核外空间绕核做高速运动。英国科学家卢瑟福
（E.Rutherford,1871~1937)玻尔原子模型（1913年）玻尔借助诞生不久的量子理论改进了卢瑟福的模型。
玻尔原子模型（又称分层模型）：当原子只有一个电子时，电子沿特定球形轨道运转；当原子有多个电子时，它们将分布在多个球壳中绕核运动。
不同的电子运转轨道是具有一定级差的稳定轨道。
丹麦物理学家玻尔
（N.Bohr,1885~1962)电子云模型 （现代物质结构学说）现代科学家们在实验中发现，电子在原子核周围有的区域出现的次数多，有的区域出现的次数少，就像“云雾”笼罩在原子核周围。因而提出了“电子云模型”。
电子云密度大的地方，表明电子在核外单位体积内出现的机会多，反之，出现的机会少。
如：氢原子的电子云电子云现代物质结构学说课件11张PPT。第二节元素周期律（2）第一章物质结构元素周期律学习目标：
1、了解元素周期律的涵义和实质，理解元素性质与原子结构的关系。
2、通过回忆学过的知识，进行概括、综合，实现由感性认识上长到理性认识，培养周密的逻辑思维能力。
重点：元素周期律的涵义和实质，元素性质与原子结构的关系。
难点：元素性质与原子结构的关系。二、元素周期律P.13~14科学探究1 运用核外电子排布规律画出前三周期元素的原子结构示意图，然后分析、归纳出各周期元素的最外层电子排布和主要化合价的递变规律。2、元素的金属性、非金属性的递变规律1、随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布和主要化合价都呈现周期性变化。元素的金属性元素的金属性和非金属性强弱的判断依据：元素单质与水或酸反应的难易 （易～强） 元素最高价氧化物的水化物
R(OH)n的碱性强弱 （强～强） 元素的非金属性元素单质与氢气反应的难易 （易～强） 气态氢化物的稳定性 （稳定～强）元素最高价氧化物的水化物
（HaXOb）的酸性强弱 （强～强）现象： 镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡，滴入酚酞试液后不变色。 反应式：Mg + 2H2O == Mg(OH)2 + H2结论：镁元素的金属性比钠弱△ 加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡，溶液变为红色。讨论第三周期元素的性质递变现象： 镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈。反应：Mg + 2HCl = MgCl2 + H2结论：镁元素的金属性比铝强2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2小结 钠与冷水反应，镁与沸水反应，铝不与水反应。 钠与酸反应很剧烈，镁与酸反应剧烈，铝与酸反应平缓 NaOH 是强碱，Mg(OH)2 是中强碱，Al(OH)3 是两性氢氧化物。金属性强弱顺序：Na > Mg > Al
氢化物化学式元素14Si15P16S17Cl 非金属性：Si < P < S < Cl单质与氢气的化合条件氢化物的稳定性SiH4PH3H2SHCl高温下少量反应磷蒸气，困难加热反应光照或点燃很不稳定不稳定较不稳定稳定从氢化物看
最高价氧化物最高价氧化物的水化物元素14Si15P16S17ClSiO2P2O5SO3Cl2O7H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4硅 酸磷 酸硫 酸高氯酸极弱酸中强酸强 酸最强酸 非金属性：Si < P < S < Cl从最高价氧化物的水化物看 根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律: Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强用结构观点解释：电子层数相同核电荷数增多原子半径减小原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强同周期元素 从左到右原子核对最外层电子的吸引力增强 3、元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。 4、元素周期律的实质
元素性质的周期性变化是元素原子结构周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。作业：P.18 2、3、5课件10张PPT。第二节元素周期律（3）第一章物质结构元素周期律学习目标：
1、了解元素的位、构、性的关系，并能灵活运用。
2、了解元素周期表和元素周期律应用的广泛性和重要性。
3、了解元素的化合价与元素在周期表中的位置之间的关系和应用。
重点和难点：
元素的位、构、性的关系和应用。三、元素周期表和元素周期律的应用 1、元素的位、构、性三者之间的关系及其应用结构位置性质（1）结构决定位置：原子序数＝核电荷数
周期序数＝电子层数
主族序数＝最外层电子数最外层电子数和原子半径原子得失电子的能力元素的金属性、非金属性强弱单质的氧化性、还原性强弱（2）结构决定性质：
最外层电子数＝主族元素的最高正价数
＝8－负价数（3）位置反映性质：
同周期：从左到右，递变性 （4）同周期、同主族元素结构、性质的递变规律及金属元素、非金属元素的分区：
分界线左边是金属元素，分界线右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见下图： 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 ①根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第6周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素是氟（F),位于第2周期第ⅦA族（右上角）。 ②位于分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。 2、元素的化合价与位置、结构的关系
（1）最高正价数＝主族序数＝最外层电子数 （2）最低负价数＝主族序数 － 8
＝最外层电子数 － 8元素周期律小结： （1）元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。 （2）可预测或推测元素的原子结构和性质 （3）在科学研究和生产上也有广泛的应用
见课本P.17 （4）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。作业：P . 18 4、6 练习：P . 18 1 3、元素周期律的应用和意义
