必修2第一章物质结构 元素周期律 复习课件

(共25张PPT)
第一章
物质结构 元素周期律
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
{
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
}
决定
决定
决定
质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
－表示核电荷数(质子数)为Ｚ，质量数为Ａ的一个X原子
a——代表质量数；
b——代表核电荷数(质子数) ；
c——代表离子的电荷数；
d——代表化合价；
e ——代表原子个数
a
b
e
+
d
X
c+
-
-
a、b、c、d、e各代表什么？
＊核素：把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。
＊同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原子互称为同位素。（同一种元素的不同核素互称为同位素）
如：1H、2H、3H；12C、14C
＊质量数：忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似值加起来，该数值即为质量数。
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。
电子层的代号 n
各
电
子
层
序号 1 2 3 4 5 6 7
K L M N O P Q
与原子核的距离 从小到大
能量 从低到高
　 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（A） ：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（B） ：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。
(1)同周期元素随原子序数递增，核外电子排列 呈周期性变化；
(2)同周期元素随原子序数递增，原子半径减小；
原因：同周期元素电子层数相同，原子半径决定于核电荷数，核电荷数(原子序数)越大，核对电子吸引力越强，则原子半径越小。
(3)同周期元素随原子序数递增，主要化合价呈周期性变化；
最高正价：+1～+7 最低负价：由－4～－1
3、元素性质呈周期性变化的根本原因是元素原子的核外电子排列呈周期性变化
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：
金属性、非金属性是元素的性质
注意：
元素的金属性和非金属性判断依据
元素金属性强弱的判断依据：
单质跟水或酸起反应置换出氢的难易；
元素氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。
元素非金属性强弱的判断依据：
最高价氧化物的水化物的酸性强弱；
单质与氢气生成氢化物的难易或生成氢化物的稳定性。
“越易越强、越强越强”
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
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
元素周期表和元素周期律的应用
1.元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系
元素金属性和非金属性的递变 (见课本17页)
(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)。
2.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。
（1）价电子：
（2）主族序数= =主族元素最高 数
（3）｜最高正价｜+｜最低负价｜=
（4）特殊：氧元素的化合价一般是 价，而氟元素 正化合价。 元素只有正化合价而无负价。
减弱
减弱
增强
增强
最外层电子
最外层电子数
正化合价
8
-2
无
金属
粒子半径比较
1、电子层数、核电荷数均不同，电子层数越多，半径越大。（例如：Na2、电子层数相同，核电荷数不同时，核电荷数大的半径反而小。（例如：Na>Mg、Na+>Mg2+）
3、当核电荷数相同、电子层数也相同的时候，核外电子数越多，半径越大。（例如：ClH
Li
Be
B
C
N
He
Na
K
Rb
Cs
Fr
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
Al
Ga
In
Tl
Si
Ge
Sn
Pb
P
As
Sb
Bi
O
S
Se
Te
Po
F
Cl
Br
I
At
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
原子半径示意图
原子半径的递变规律
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
1
2
3
4
5
6
7
族
周期
原子半径逐渐变小
原子半径逐渐变小
在周期表中，同一主族的元素，从下到上，同一周期的主族元素，从左到右原子半径依次减小
碱金属元素的性质
名称 相似形 递变性
最外层电子数 物理性质 化学性质 电子层数 熔点 沸点 密度 化学性质
锂
钠
钾
铷
铯
逐渐增多
逐渐降低
逐渐降低
逐渐增大
金属性逐渐增强
1
银白,软,轻.
低(熔点).
略带
金色
单质都具有强的还原性
名称 相似形 递变性
最外层电子数 物理性质 化学性质 电子层数 熔点 沸点 密度 化学性质
氟
氯
溴
碘
7
单质的熔,沸点较低,颜色较深
单质具有强的氧化性
逐渐增多
逐渐升高
逐渐升高
逐渐增大
非金属性逐渐减弱
卤素的性质
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
共价键
非极性键
极性键
化学反应的实质：
旧化学键断裂，新化学键形成的过程。
离子键和共价键通称为化学键。
离子键
1、定义：带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键。
2、形成元素：一般由活泼金属（ⅠA、ⅡA）与活泼非金属(ⅥA 、 ⅦA)组成。
3、离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。
例如：NaCl、KCl、NH4Cl、NaOH等。
共价键
1、定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
2、形成元素：
1）同种或不同种非金属元素结合；
2)部分金属元素元素原子与非金属元素, 如AlCl3 ;BeCl2 ；
3、共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物。
4、共价键的存在：HCl、H2等，一些离子化合物中，如NaOH、Na2O2等。
如：H—Cl、H—F键等为极性键；H—H、Cl—Cl键等为非极性键。
5、共价键可分为极性键和非极性键。
电子式：
元素符号周围用“ ”或“×”来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫做电子式。
H︰H
H︰N︰H
H
‥
H︰O︰
H
‥
‥
H︰C︰H
H
‥
‥
H
‥
[ Cl ]-
··
··
：
：
Na+
Cl
··
··
H
··
··
分子结构和化学键
用电子式表示离子键、共价键的形成过程
＋
2
H
.
＋
H
H
×
×
.
离子键和共价键的比较
离 子 键 共 价 键
成键微粒
成键本质
表示方法
成键元素
存在
Cl
··
··
H
··
··
[ Cl ]-
··
··
：
：
Na+
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
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
化合物的判别
⑴只要有阴阳离子，即可判断为离子化合物；
⑵非金属元素间形成的化合物为共价化合物。
另外，部分金属元素元素原子与非金属元素原子, 如AlCl3 ;BeCl2 ；
强碱：NaOH等；大多数盐：NaCl、BaSO4等;
注意：NH4+的盐除外。
氧化物：Na2O等；另外：Mg3N2、NaH、Na2O2等;