(共36张PPT)
1.为什么一百多种元素可形成千千万万种物质？
2. 为什么两个氢原子可以形成氢分子，而两个氦原子却不能形成氦分子？
第一章 物质结构 元素周期律
第三节 化学键
实验：钠在氯气中燃烧
现象
化学方程式
Na在Cl2中剧烈燃烧，发出黄色火焰，生成的NaCl小颗粒悬浮在空气中形成白烟
2Na + Cl2 = 2NaCl
点燃
思考与交流：试解释NaCl是怎样形成的？
Na+
Cl－
电子转移
不稳定
稳定
像Na+与Cl－之间，带相反电荷离子之间相互作用
1.成键微粒：阴阳离子
2.相互作用：静电作用（包括静电引力和斥力）
3.成键过程：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。
哪些元素或原子团通常形成离子键？
一、离子键
定义：
注 意
思考：
Xm-
M
－ne-
Mn＋
活泼金属
活泼非金属
化合
X
＋me-
吸引排斥
达到平衡
离子键
H 元素周期表 He
Li Be …… N O F
Na Mg P S Cl
K Ca As Se Br
Rb Sr Sb Te I
Cs Ba Bi Po At
Fr Rb
（1）活泼的金属（ⅠA、ⅡA）和活泼的非金属。
（2）活泼的金属元素和酸根离子（或氢氧根离子）。
（3）铵根离子和酸根离子（或活泼非金属元素）。
2.成键元素
3.存在：离子化合物
大多数含活泼金属的化合物与铵盐.
如KCl、CaCO3、NaCl、NH4Cl、Na2O等
离子化合物：由离子键构成的化合物。
判断一种化合物是否是离子化合物的方法：在熔融状态能导电的化合物即为离子化合物；否则不是。
[特别提醒] AlCl3、BeCl2等虽含金属元素，但它们不是离子化合物；而NaH、CaH2等是离子化合物。
2.含有金属元素的化合物不一定是离子化合物。如AlCl3
离子化合物中离子键一般比较牢固破坏它需要很高的能量，所以离子化合物的熔点一般比较高，常温下为固体。离子化合物在溶于水或者受热融化时，离子键破坏，形成自由移动的阴阳离子，能够导电。
注意：
4.离子化合物的性质：
1.含有离子键的化合物一定是离子化合物。
3.不含金属元素的化合物不一定不是离子化合物。如铵盐
[思考] 下列说法中，正确的是___________。
A.只有在活泼金属元素和活泼非金属元素化合时，才能形成离子键
B.全部由非金属元素组成的化合物可能是离子化合物
C.阴、阳离子通过静电引力形成离子键
D.氯化钠晶体不导电，说明氯化钠中不含离子键
E.金属元素与非金属元素化合时，不一定形成离子键
F.第IA族和第VIIA族原子化合时，一定生成离子键
B E
H ·
Na×
·Mg ·
×Ca×
·O·
··
··
Cl ·
··
··
··
a.原子的电子式
3、用电子式表示化合物的形成
电子式：在元素符号周围用小黑点(·)或小叉(×)表示原子的最外层电子的式子
b.离子的电子式
金属阳离子的电子式就是其离子符号
阴离子的电子式要标 [ ] 及“ 电荷数 ”
[练习]写出下列微粒的电子式：
S Br S2- Ca2+
c.离子化合物的电子式
[练习]写出MgCl2、K2S的电子式
4.离子键的形成过程（电子式表示）
用电子式表示 NaCl 的离子键的形成过程
Na×
+
Cl
× ×
× ×
× ×
×
Na+
Cl
× ×
× ×
[ ]-
× ×
× ×
画箭头
2 Br ·
··
··
：
·Ca·
Ca2+
＋
→
[ Br ]2-
··
··
：
：
Br ·
··
··
：
＋
·Ca·
Ca
Br :
··
··
＋·
→
[ Br ]
··
··
：
：
[ Br ]
··
··
：
：
Br ·
··
··
：
·Ca·
Ca2+
Br :
··
··
＋
＋·
=
[ Br ]-
··
··
：
：
[ Br ]-
··
··
：
：
Br ·
··
··
：
·Ca·
Ca2+
Br :
··
··
＋
＋·
→
[ Br ]-
··
··
：
：
[ Br ]-
··
··
：
：
[例题1]下列用电子式表示CaBr2的形成过程哪些是正确的？
注意：
1.反应物应写原子的电子式，而不是分子或离子的电子式
2.生成物写化合物的电子式
3.离子必须标明电荷数；
4.阴离子要用方括号括起来；
5.相同的原子和离子都要单个写；
6.用箭头“→”标明电子转移方向。
[思考]用电子式表示NaCl、Na2S的形成过程。
小结：
1、离子键：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
2、电子式
（1）用电子式表示物质
（2）用电子式表示物质形成过程
二、共价键
1.共价键的概念
原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
成键粒子：原子
成键本质：原子间通过共用电子对形成的相互作用。
成键条件：一般由同种或不同种元素(常为非金属元素)的原子形成。
2.共价键的形成过程——电子式表示
[思考] 用电子式表示HCl、H2、Cl2、H2O分子的形成过程。
结构式 ：用一根短线表示一对共用电子对的式子,而其他不共用的电子省略
H-Cl H-H Cl-Cl H-O-H
[练习] 写出下列物质的电子式和结构式。
电子式 结构式
HCl
H2O
NH3
N2
HClO
CO2
H2O2
H—Cl
H—O—H
H—N—H
H
—
N≡N
H—O—Cl
O=C=O
H—O—O—H
3.共价键的分类
(1)非极性共价键(简称非极性键)
概念：成键的共用电子对不发生偏向的共价键。
形成条件：同种元素的原子间。
例如，H—H键、N≡N键等。
(2)极性共价键(简称极性键)
概念：成键的共用电子对发生偏移的共价键。
形成条件：不同种元素的原子间。
例如，H—X键、H—O—Cl 键等。
H—Cl
例：
离子键和共价键的比较
离子键 共价键
成键微粒 阴、阳离子 原子
成键本质 静电作用 共用电子对
表示法 以NaCl为例
以为HCl例
成键元素 典型的金属元素、典型的非金属元素之间 同种元素或同类非金属元素之间
[ ]
+
－
·
Na
Cl
·
·
：
：
·
Cl
··
··
H
··
··
[思考与交流] 离子化合物与共价化合物有什么区别？
离子化合物：由离子键构成的化合物。
(1)强碱：如NaOH、Ca(OH)2等
(2)绝大多数盐：如Na2S、NH4Cl等
(3)活泼金属的氧化物：如Na2O、CaO等
(4)活泼金属与活泼非金属形成的化合物：如NaF、MgS
共价化合物：不同原子间以共用电子对形成分子的化合物。
非金属氢化物、非金属氧化物、酸，还有如AlCl3、BeCl2等。
判断的实验方法：抓化合物熔融状态是否导电。
有离子键，但可能有共价键
全部为共价键，不能有离子键
另：非金属单质（N2、卤素等）也含有共价键。但稀有气体原子不含化学键（达到了8电子（或2电子）稳定）
练习：下列物质中
1．含离子键的物质是
2．含非极性共价键的物质是
3．含极性共价键的物质是
A. KF B. H2O C. N2 D. F2
E. CS2 F. CaCl2、 G. CH4
H. CCl4 I. Br2 J. PH3
A、F、
B、E、G、H、J
C、D、I、
请分析:
Na2O2 NaOH NH4Cl中所含的化学键
[思考] 下列说法正确的是___________。
a.构成单质分子的粒子一定含有共价键
b.离子化合物中一定有离子键，也可能含有共价键；共价化合物中只含共价键，一定不含离子键
c.全部由非金属元素组成的化合物既可能是共价化合物，又可能是离子化合物
d.不同种元素组成的多原子分子里的化学键一定只含极性键
e.硫酸分子中只含共价键，MgCl2中既有离子键又有共价键，NaOH为离子化合物，其中含有共价键和离子键，Na2O2中既有离子键，又有非极性共价键
b、c
三、化学键的概念
使离子相结合或原子相结合的作用力叫做化学键。
四、化学反应的本质
结论：化学反应的过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键形成的过程。
[讨论]用化学键的观点分析化学反应过程：
2.H和Cl结合生成HCl，形成了H和Cl之间的化学键H－Cl（新化学键）
用化学键的观点来分析H2与Cl2反应的过程，可以把它想象为2个步骤：
两者缺一不可
1.H2和Cl2中的化学键断裂（旧化学键），生成H和Cl
[思考1]：物质溶于水，在水的作用下电离出阴阳离子，是否发生化学变化？
离子化合物受热变为熔融状态，是否发生化学变 化？
不是化学变化。因为只有化学键断裂，无新键生成
[思考2]：NH4Cl受热分解需要断裂那些化学键，生成哪些化学键？
断裂N-H共价键、NH4+（阳离子）和Cl-（阴离子）之间的离子键
生成H-Cl共价键键
[科学视野] 分子间作用力和氢键
(思考)
1.在100℃、101 kPa时，将1 mol H2O(l)变成1 mol H2O(g)需吸收能量47.3 kJ。
H2O（l） H2O（g）
能量
1mol H2O
H + H
O
断裂2mol H-O键，需要436KJ能量
想一想：以上两种变化所消耗的能量差距为什么有这么大呢？
2.将水分子分解为氢气和氧气需1000℃以上的高温，已知将1 mol H2O拆分为2 mol H和1 mol O需吸收能量436 kJ。
五、分子间作用力和氢键
分子与分子之间也是有相互作用的。
1.分子间作用力(又称范德华力)：分子之间存在的那种把分子聚集在一起的作用力。
分子间作用力是一种微弱的相互作用，比化学键弱得多，它对物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质有影响。
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，物质的熔点、沸点也越高。
2.氢键
一些氢化物的沸点
氢键比化学键弱，但比分子间作用力（范德华力）稍强。可以把氢键看作是一种较强的分子间作用力。
它只在非金属性较强且原子半径较小的F、O、N原子与H原子之间形成。如存在于H2O、HF、NH3、CH3CH2OH等部分物质中的一种特殊的分子间作用力。
氢键不是化学键
(1)氢键形成的条件
①分子中必须有H原子与其他原子形成的强极性键。如H―F。
②分子中必须有吸引电子能力很强、原子半径很小的非金属原子。如F、O、N。
*(2)氢键的表示方法：用“X―H…Y”表示，三原子要在一条直线上，其中X、Y可同可不同。如F―H…F、O―H…O、N―H…O。
(3)氢键的相对强弱：比化学键弱得多，但比分子间作用力(范德华力)强。
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
氢键的形成对物质的溶解性也有影响，如：NH3极易溶于水。
(4)氢键作用：使物质有较高的熔沸点(H2O、 HF 、NH3) 使物质易溶于水(C2H5OH，CH3COOH) 解释一些反常现象
知识拓展
共价型分子中8电子稳定结构的判断
1.若分子中含有氢元素
氢原子不能满足最外层8电子稳定结构，只能形成最外层2电子稳定结构。
2.若分子中没有氢元素
对于非金属其他元素而言，如果该元素的原子在由共价键形成的分子中所形成的共用电子对个数为 8，那么该化合物中该元素的原子一定满足最外层8电子稳定结构，否则不满足。
I化合价I+族序数=2
I化合价I+族序数=8
[例题1]下列分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是( )
A.光气(COCl2) B.六氟化硫
C.次氯酸 D.五氯化磷
E.BF3 F.H2O
A
[例题2] 下列说法中正确的是( )
A.离子化合物中可能含有共价键，共价化合物中不含离子键
B.冰融化时只需要克服范德华力
C.氨分解时主要克服分子间作用力和氢键的作用
D.水在结冰时体积膨胀，是由于水分子之间存在氢键
AD
[例题3]下列各组物质中均存在着范德华力和氢键的是( )
A.液氨和水 B.氢气和氟气
C.氨气和酒精 D.盐酸和二氧化硫
A(共48张PPT)
第一章 物质结构 元素周期律
第一节 （1）
1：是第一张元素周期表
2：不完整（只有63种元素）
3：按照相对原子质量由小到大的顺序，并且将化学性质相似的元素放在一个纵行
随着原子的内部结构发现以后，元素周期表的编排依据也发生了改变，现行的元素周期表是按照原子的核电荷数来编排的
归纳与总结:
门捷列夫元素周期表的特点：
[阅读课本] P4第三段。
1.什么叫原子序数？
2.原子序数与元素原子结构之间存在什么关系？
3.什么叫元素周期表
原子序数：人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编
号，这种序号叫做该元素的原子序数。
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
[思考] ：
1：已知Au的质子数为79，则此原子的原子序数是多少？
2：已知Fe2+的核外电子数为24，则相应的原子序数是多少？
3：K的核外电子数是多少？
扇形元素周期表
螺旋式
环式
放射式
层式
棱台型元素周期表
把已知的一百多种元素中的电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外电子层的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，这样得到的一个表，叫做元素周期表。
109
77
43
87
55
37
18
8
2
8
2
L
K
2
K
元素周期表
IA
IVB
锕系
镧系
103
102
101
100
99
98
97
96
95
94
93
92
91
90
89
71
70
69
68
67
66
65
64
63
62
61
60
59
58
57
112
111
110
108
107
106
105
104
89-103
80
79
78
75
73
72
57-71
48
47
46
45
44
42
41
40
39
30
29
28
27
26
25
24
23
22
21
88
56
38
20
19
12
11
4
3
1
7
6
5
4
M
L
k
3
2
1
IIA
III
A
IVA
V
A
VIA
0
II B
IB
VIII
VIIB
VIB
VB
IIIB
76
74
86
85
84
83
82
81
54
53
52
51
50
49
36
35
34
33
32
31
18
17
16
15
14
13
10
9
8
7
6
5
2
VIIA
课前回顾练习：
1、具有真正意义上的元素周期表是有哪位化学家发现的 （ ）
A．门捷列夫（俄国） B．纽兰兹（英国）
C．迈尔（德国） D．尚古多（法国）
2、不能作为元素周期表中元素排列顺序的依据的是（ ）A．原子的核电荷数 B．原子的核外电子数
C．原子的质子数 D．原子的中子数
3、请仔细观察元素周期表，你可以发现其中有_____个横行，也就是有____个周期，短周期指 周期，长周期 周期。元素周期表有______个纵行，分为 ___个族，其中____个主族，___个副族，___个第Ⅷ族，____个0族，0族即是 元素。
A
D
七
一二三
四五六七
十八
十六
七
七
一
一
稀有气体
七
[归纳总结]
“元素周期表”记忆小窍门
“七个周期横着看，三短四长尚不全；
纵看共有十八列，七主七副零VIII三；
过渡元素中间站，主族0族靠两边；
若为金属非金属，硼砹之间划连线”
想一想：
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？哪一周期呢？
一种元素在元素周期 表中的位置由哪几个因素决定？
4.判断：
a.最外层电子数相同的元素一定属于同一族；
b.同族元素的最外层电子数一定相同。
×
×
7个周期，分别有2、8、8、18、18、32、32（排满时）
ⅢB
第六周期
1 2 3 4 5 6 7 8-10 11 12 13 14 15 16 17 18
Ⅰ
A Ⅱ
A Ⅲ
B Ⅳ
B Ⅴ
B Ⅵ
B Ⅶ
B Ⅷ Ⅰ
B Ⅱ
B Ⅲ
A Ⅳ
A Ⅴ
A Ⅵ
A Ⅶ
A 0
思考：
5.已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其位于第几周期，第几族？
第四周期 ⅠA族
第五周期 Ⅶ A族
钾-K
碘-I
6.试推断87号位于第几周期，第几族？ 90号元素呢？
析:根据稀有气体的原子序数推断。要确定在周期表中的位置，采用类比直角坐标系的方法（横坐标类似主族数，纵坐标类似周期数），以最相近稀有气体原子序数确定周期数和主族
1～7周期稀有气体的原子序数为2、10、18、36、54、86、118
族的顺序：
ⅠA，ⅡA，ⅢB～ⅦB，Ⅷ，ⅠB，ⅡB，ⅢA～ⅦA，0族
第七周期，ⅠA族
第七周期，ⅢB族
7.在短周期元素中，原子最外电子层只有1个或2个电子的元素是 （ ）
A．金属元素
B．稀有气体元素
C．非金属元素
D．无法确定为哪一类元素
D
8.甲、乙是周期表中同主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是（ ）
A. x + 2 B. x + 4 C. x + 8 D. x + 18
B
9.下列各表为周期表的一部分（表中为原子序数），其中正确的是（ ）。
A. B.
C. D.
2 3 4
11
19
2
10 11
18 19
6
11 12 13
24
6 7
14
31 32
D
10.已知X为IIA族元素，Y为IIIA族元素，它们的原子序数分别为m和n，且X、Y为同一周期元素。下列关系式错误的是( )
A.n = m + 25 B.n = m + 11
C.n = m + 1 D.n = m + 10
D
同周期IIA与IIIA原子序数差值规律：
(1)第2、3周期时，差1。
(2)第4、5周期时，差11。
(3)第6、7周期时，差25。
(中间无过渡元素)
(过渡10种元素)
(过渡24种元素)
11.有短周期相邻元素A、B、C，其中A、B同周
期，B、C同主族，且最外层电子数之和为17，核电
荷数之和为31，则A、B、C为 （ ）
A.C、N、Si B.N、P、O
C.N、O、S D.C、Si、S
C
12.短周期元素中，
族序数＝周期序数的元素有：_____________
族序数等于周期序数2倍的元素有：_________
周期序数＝族序数2倍的有：_______________
H 、Be、Al
C、S
Li
[练习13]A、B两种同主族的相邻元素，A的原子序数为x，A和B所在周期的元素种类总数分别是m和n。
(1)如果A和B同在IA族，当B在A的上一周期时，B的原子序数为_______________；当B在A的下一周期时，B的原子序数为____________________。
(2)如果A和B同在VIIA族，当B在A的上一周期时，B的原子序数为_______________；当B在A的下一周期时，B的原子序数为____________________。
x - n
x + n
x - m
x + m
规律：上下相邻的同一主族及0族元素的原子序数差：
1.IA、IIA族：相差上一周期所含元素种数。
2.IIIA～VIIA、0族：相差下一周期所含元素种数。
二、元素的性质与原子结构
1.碱金属元素
[科学探究] 教材P5～6
1.查阅元素周期表中的有关信息，填写下表。
[想一想]
(1)元素周期表中为什么把锂、钠、钾等元素编在一个族呢？它们的原子结构和性质有什么联系？
(2)元素的原子结构和元素的性质有什么关系？
1.原子结构示意图
+3
2
1
+11
2
8
1
+19
2
8
8
1
+37
2
8
18
8
1
+55
2
8
18
18
8
1
Li
Na
K
Rb
Cs
相似性：
递变性：
最外层都有１个电子,化学性质相似。
随着核电荷数递增,原子电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强
[思考] 如何通过实验验证碱金属化学性质的相似性和不同点？
[实验]
(1)钾与O2的反应
[实验现象]
金属钾被加热后熔成金属小球，并且剧烈燃烧，发出紫色火焰。
比钠剧烈
4Li + O2 = 2Li2O
△
2Na + O2 = Na2O2
△
K+O2=KO2(主)
△
(2)钾与H20的反应
[实验现象]
浮、熔、游、响、红、雾、火
比钠剧烈
2Na+2H2O = 2NaOH+H2
2K+2H2O = 2KOH+H2
[科学与探究] P6
2.思考与交流
结构与性质的关系
碱金属元素的原子最外层都只有1个电子，在反应中容易失去，其最高化合价都为+1价，均表现出较强的金属性，具有相似的化学性质。
随着核电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，越来越容易失去电子，还原性越来越强，元素的金属性逐渐增强。单质的化学性质越来越活泼，与氧气反应越来越剧烈，与水反应置换出氢气的能力越来越强，元素对应氢氧化物的碱性越来越强。
单质 Li Na K Rb Cs
相
似
性 ①都能与氧气等非金属单质反应
②都能与水反应生成氢氧化物和氢气
③对应的氢氧化物都是可溶于水的强碱
递
变
性 ①密度总体呈现变大趋势（K例外）、熔沸点降低
②与氧气反应的产物多样化
③与水的反应越来越剧烈，甚至发生爆炸。
④最高价氧化物的水化物的碱性逐渐增强。
3.元素金属性强弱的判断
一般可以从：
①单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度。反应越容易，金属性越强。
②最高价氧化物的水化物 — 氢氧化物的碱性强弱。碱性越强，金属性越强。
[练一练]下列关于碱金属的描述正确的是
A.碱金属都可以保存在煤油中
B.碱金属元素的单质硬度小、密度小、熔点低
C.在空气中加热均可生成多种氧化物
D.碱金属与水反应，均浮于水面上，并生成对应的一元碱
E.从上到下，还原性增强，金属性增强，对应阳离子的还原性也增强
F.原子半径：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
B D
2.卤族元素（卤素）
卤素原子的最外层都有7个电子，具有容易得到1个电子成为8电子稳定结构的性质，表现出相似性，如它们的最低化合价均为–1价。
随着原子序数的递增，卤素原子的电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，原子的得电子能力逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱，化学活泼性逐渐减弱，相应表现出递变性的规律。
F Cl Br I
单质 F2 Cl2 Br2 I2
相
似
性 ①都有颜色(通常状况下，F2为淡黄绿色气体，Cl2为黄绿色气体，Br2深红棕色液体，I2紫黑色固体。)
②熔沸点相对较低
递
变
性 ①颜色逐渐加深
②常温下的状态由气态→液态（Br2）→固态
③熔沸点逐渐升高
1.卤素单质的物理性质
唯一液态非金属单质（常温）
溴的溶解性实验
CCl4
Br2
苯
水
溴水
溴的苯溶液
(棕黄色)
（橙红色）
Br2
水
溴水
溴的四氯化碳溶液
(棕黄色)
（橙红色）
Br2，深红棕色液体，蒸气红棕色，溴在水中溶解度不大，所以溴水棕黄色，溴在有机溶剂中的溶解度较大，所以溴的苯溶液、溴的CCl4溶液都是橙红色
碘的溶解性实验
CCl4
I2
苯
水
碘水
上层：
碘的苯溶液
(褐色)
(紫红色)
I2
水
碘水
下层：碘的四氯
化碳溶液
(褐色)
(紫红色)
I2，紫黑色固体，碘在水中的溶解度很小，所以碘水棕褐色（棕黄 棕褐色），碘在有机溶剂中的溶解度较大，所以碘的苯溶液、碘的CCl4溶液都是紫红色，但碘的酒精溶液是棕黄色的
(1)卤素单质与H2的反应
F2 Cl2 Br2 I2
反应条件：
剧烈程度：
生成的氢化物的稳定性：
反应通式：
X2 + H2 ＝ 2HX
逐渐减弱
逐渐减弱
越来越苛刻
2.化学性质
光照或点燃
H2 + F2 = 2HF（很稳定）
H2 + Cl2 2HCl （稳定）
H2 + Br2 2HBr（不如HCl稳定）
H2 + I2 2HI（不稳定易分解）
氢化物的酸性越来越强，除HF外，都是强酸
(2)卤素间的置换反应
NaBr(aq)
KI(aq)
KI(aq)
氯水
溴水
+CCl4用力
振荡,静置
[实验现象] CCl4层
呈橙红色-生成Br2
呈紫红色-生成I2
呈紫红色-生成I2
Cl2 + 2Br-＝Br2+ 2Cl-
Cl2 + 2I- ＝ I2 + 2Cl-
Br2 + 2I- ＝ I2 + 2Br-
F2 Cl2 Br2 I2
氧化性逐渐减弱
非金属性逐渐减弱
2F2＋2H2O = 4HF＋O2
Cl2 ＋H2O = HCl＋HClO
Br2＋ H2O = HBr＋HBrO
I2 ＋ H2O = HI＋HIO
反应越来越难以发生
X2 + H2O = HX + HXO(不包括F2)
反应通式：
总结：
1.卤素化学性质的递变性
与H2、与H2O反应条件、剧烈程度、反应产物(氢化物)的稳定性不同，自上而下非金属性逐渐减弱。
（3）卤素与水的反应
[练一练]1.下列叙述中不正确的是( )
A.卤素单质的颜色按F2、Cl2、Br2、I2的顺序逐渐变深
B.F2、Cl2、Br2、I2的氧化性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强
C.卤素(用X表示)单质都能与水反应，通式为X2 + H2O = HX + HXO
D.卤素是活泼的非金属元素，其非金属性随核电荷数的增加而增强
E.据卤素的递变性，可推测砹（At）可能为黑色
CD
2.向含有NaBr和KI的混合溶液中通入过量Cl2充分反应后将溶液蒸干，并灼烧所得物质，最后剩下的物质是（ ）
A、NaCl和 KI B、 KCl和NaCl
C、 NaCl、KCl和I2 D、 NaCl、 KCl、 I2和Br2
B
2.元素非金属性强弱判断依据
（1）非金属单质与氢气化合的难易程度；
比较元素非金属性强弱，其实质是看元素原子得电子的难易，越容易得电子，非金属性越强，反之非金属性越弱。
（4）形成气态氢化物的稳定性:氢化物稳定性越强，
非金属性越强；
（3）最高价氧化物对应水化物酸性强弱；
（2）单质间的置换反应。
[小结]：
至此我们可以看到同一主族元素，无论是金属还是非金属在性质方面都具有一定的相似性和递变性。
金属性逐渐增强
失电子的能力逐渐增强
非金属性逐渐减弱
得电子的能力逐渐减弱
还原性逐渐增强
氧化性逐渐减弱
第一章 物质结构 元素周期表
第一节 元素周期表（第3课时）
三.核素
(一).原子结构
原子
核外电子：
原子核
每个电子带一个单位负电荷
质子：
中子：
每个质子带一个单位正电荷
不显电性
X
Z
A
1.质量数
原子的质量主要集中在_______上，质子和中子的相对质量都近似为___，如果忽略电子质量，将核内所有_________________________加起来所得的数值就是该原子的质量数。
原子核
1
质子和中子的相对质量近似值
质量数（A）=
质子数（Z）+中子数（N）
2.原子表示方法
元素符号
质子数
质量数
(二).核素
1.元素
具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称。同种元素原子的原子核中质子数相同，但中子数不一定相同。
元素符号 原子符号 原子名称 质子数 中子数 质量数
H 11 H或H 氕
12 H或D 氘
13 H或T 氚
1
1
1
0
1
2
1
2
3
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。核素的表示符号为：
ZA X
11 H
12 H
612 C
614 C
1123 Na
(三）.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为同位素。
11 H
12 H
13 H 都是氢的同位素。
616 O
617 O
618O 都是氧的同位素。
①概念：
②特性：
Ⅰ.同一元素的同位素虽然质量数不同，但他们的化学性质几乎相同(如：化学反应和离子的形成)，物理性质有差异(如：熔点和沸点)。
Ⅱ.在天然存在的某种元素中，无论是化合态还是游离态各种同位素的原子个数百分比（丰度）一般不变。
③作用：
用614 C测定一些文物的年代、放射性药物、C-14标记化合物、用放射性同位素释放的射线育种、治疗恶性肿瘤等。
概念辨析
(1)元素：具有相同 的同类原子的总称。
(2)核素：具有一定数目的 和一定数目的
的一种原子。
(3)同位素： 相同而 不同的同一
元素的不同原子，互称同位素。
(4)同素异形体： 形成的不同的单质
核电荷数
质子
中子
质子数
中子数
(四）.同素异形体
①概念：
同种元素形成的不同的单质（与原子个数多少无关）
②特点：
同素异形体间组成元素相同，结构不同
O2和O3 、 C和C60 、 石墨与金刚石等
同种元素
思维拓展
2
．元素、核素、同位素之间有什么关系？请用图示法予
以表示。
①
同种元素可以有若干不同的核素，这些核素之间
互称同位素；
②
核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中
子数不同，但仍属同一元素；
③
同位素是指同一元素的不
同核素之间的相互称谓。
元素、核素、同位素的关系
元素
核素
核素
……
同位素
不能。因一种元素往往有多种核素，即多种原子。
截至1999年，人们已经发现了113种元素，是否可以说我们已经发现了113种原子？为什么？
a——代表质量数；
b——代表核电荷数；
c——代表离子的价态；
d——粒子个数
a b c d各代表什么
学了这部分内容后常见到这样的符号
a
b
X
c+
d
粒子符号 质子数（Z） 中子数（N） 质量数（A） 用ZX表示为
O 8 18
Al 14 27
Ar 18 22
Cl 17Cl
H 1H
课堂小练：
A
35
1
10
13
40
17
18
35
1
0
1
18Ar
40
13Al
27
8O
18
1、完成下列表格。
在（1）Li、（2） N、（3） Na
（4） Mg、（5） Li、（6） C中：
（1） 和 互为同位素。
（2） 和 质量数相等，但不能互称同位素。
（3） 和 的中子数相等，但质子数不相等，所以不是同一种元素。
（1）
（5）
（2）
（6）
（3）
（4）
2、23He可以作为核聚变材料。下列关于23He的叙述正确的是（ ）
A. 23He和13H互为同位素
B. 23He原子核内中子数为2
C. 23He原子核外电子数为2
D. 23He代表原子核内有2个质子 和3个中子的氦原子
C
3、某微粒用ZAR(n+1)+表示，下列关于该微粒的叙述正确的是（ ）
A、所含质子数 = A–n B、所含中子数 = A - Z
C、所含电子数 = Z+ n D、所含质子数 = A + Z
B
4、以下互称为同位素的是（ ）
A、金刚石和石墨 B、CO和CO2
C、D和T D、1H216O和2H218O
C
5、已知23gRO2气体在标准状况下的体积为11.2L,R原子中质子数比中子数少2个,写出R在周期表中的位置
（五）.相对原子质量（原子量）选学
(一).同位素的相对原子质量
同位素的相对原子质量
某种同位素一个原子的质量m(x)
1/12×m（612C）
=
Ar(x)
例:一个35Cl原子的质量为
(二).元素的相对原子质量
它是某元素的各种天然同位素原子相对原子质量和其在自然界中的丰度（原子个数比）乘积之和。
元素相对原子质量
=
Ar1 ×a%+Ar2 ×b%+ Ar3 ×c%+ ····
Ar(x)
例:一个1735 Cl原子的相对原子质量为34.969,在自然界中的丰度为75.77%, 1737 Cl的相对原子质量为36.966，在自然界中的丰度为24.23%,则氯元素的相对原子质量：
氯元素的相对原子质量
(三).元素的近似相对原子质量
它是用某元素的各种天然同位素的质量数代替同位素的相对原子质量和其在自然界中的丰度（原子个数比）乘积之和。
元素近似相对原子质量
=
A1 ×a%+A2 ×b%+ A3 ×c%+ ····
A(x)
氯元素的近似相对原子质量(共34张PPT)
§1-2 元素周期律
第一课时 原子核外电子排布
第一章 物质结构 元素周期律
【复习】：
原子结构
原子
核外电子：
原子核
每个电子带一个单位负电荷
质子：
中子：
每个质子带一个单位正电荷
不显电性
(有的原子有，有的没有)
【思考】：
原子核体积很小，但这极小的原子核却集中了99.96％以上原子的质量。我们一般认为原子核是不动的。
电子在原子内有”广阔”的运动空间。在这”广阔”的运动空间里，核外电子是怎么样运动的呢？
在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称做电子层。
电子层(n) 1 2 3 4 5 6 7
字母表示
能量
K
L
M
N
O
P
Q
低
高
电子层序数(n)是决定电子能量高低的主要因素，n越小，能量越低,电子运动区域离核越近；n越大，能量越高，电子运动区域离核越远,分区域运动也叫分层排布.
一.原子核外电子排布
既然电子在原子核外是分层排布的，能量较低的电子在内层，能量高的电子在外层，那么每层分别能排多少个电子呢？
2.核外电子排布规律
①核外电子总是尽先依能量逐步升高从内层排起,即:排满K层排L层，排满L层排M层。
② 每个电子层最多可容纳2n2个电子(n表示电子层序数)
③最外层可容纳的电子数不能超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个），次外层不能超过18个
电子层(n) 1 2 3 4 5 6 7
字母表示
容纳电子数
K
L
M
N
O
P
Q
2
8
18
32
50
72
98
怎样用化学用语直观的来表示核外电子的排布？
3.原子（或离子）电子排布的表示方法——结构示意图
粒子符号
原子核
核内质子数或核电荷数
电子层
各层上的电子数
1）结构示意图包括原子结构示意图和离子结构示意图
2）与短周期稀有气体原子核外电子排布相同的离子
3）核外有10个（18个）电子的粒子
（参考创新设计P14）
2.A原子L层上的电子数等于次外层上的电子数
也等于电子层数，A是 （填元素符号 ）。
3.B原子核外M层电子数是L层电子数的1/2,则B是 。 （填元素符号 ）
4.C原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍。则C是 。 （填元素名称 ）
5.D原子的次外层电子数是最外层电子数的1/4。
则D是 。（填元素名称 ）
Be
Si
硼
氖
练习
1、判断下列示意图是否正确？为什么？
3、短周期元素中，A元素原子最外层电子数是次外层电子数的2倍；B元素原子最外层电子数是其内层电子总数的3倍；C元素原子M层电子数等于其L层电子数的一半；D元素原子最外层有1个电子，D的阳离子与B的阴离子电子层结构相同，则4种元素原子序数关系中正确的是( )
A．C>D>B>A B．D>B>A>C
C．A>D>C>B D．B>A>C>D
A
4、短周期的三种元素分别为X、Y和Z，已知X元素的原子最外层只有一个电子，Y元素原子的M电子层上的电子数是它的K层和L层电子总数的一半，Z元素原子的L电子层上电子数比Y元素原子的L电子层上的电子数少2个，则这三种元素所组成的化合物的化学式不可能是( )
A．X2YZ4 B．XYZ3 C．X3YZ4 D．X4Y2Z7
A
二、元素周期律
1.电子层排列的周期性
原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数
1～2
3～10
11～18
1
2
3
1
2
8
8
2
1
8
1
8
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1个逐渐增加到8个,由不饱和逐渐到饱和的周期性变化。
【结论】：
(一)元素周期律
2.化合价的周期性变化
原子序数 最高或最低化合价的变化
1～2
3～10
11～18
+1
0
+1
+5
-4
-1
0
+1
+7
-4
-1
0
【结论】：
随着原子序数的递增，元素化合价呈现由低逐渐升高的周期性变化。
常见元素化合价的一般规律
①1~20号元素中，除了O、F外，
最高正价=最外层电子数；
最低负价与最高正价的关系为：
最高正价 + ︱最低负价︱= 8(氢元素为2)
②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）；既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；
③氟元素无正价，氧元素无最高正价 。
[例题]某元素的气态氢化物的化学式为H2R，则此元素最高价氧化物对应的水化物的化学式可能为 （ ）
A.H2RO3 B.H2RO4 C.HRO3 D.H3RO4
B
3.原子半径的递变规律
元素 H He
原子半径 0.037
nm --
元素 Li Be B C N O F Ne
原子半径 0.152
nm 0.089
nm 0.082nm 0.077
nm 0.075
nm 0.074
nm 0.071
nm --
元素 Na Mg Al Si P S Cl Ar
原子半径 0.186
nm 0.160
nm 0.143
nm 0.117
nm 0.110
nm 0.102
nm 0.099
nm --
随着原子序数的递增，元素的原子半径呈由大到小的周期性变化。
【结论】：
【原子半径的变化规律】
原子序数 电子层数 最外层电子数 原子半径的变化（不考虑稀有气体元素） 最高或最低化合价的变化
1～2 ———
3～10
11～18
结论
1
2
3
1
2
1
8
1
8
大→小
+1 →0
+1→ +5
- 4→ - 1→ 0
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数、原子半径、化合价呈现周期性变化。
最外层电子数、原子半径和元素化合价的变化
大→小
+1→ +7
- 4→ - 1→ 0
越小
越大
⑵同周期原子，看核电荷数，核电荷数越多,则半径
单核微粒半径大小比较规律
⑴同主族的原子或离子,看电子层数 电子层数越多，则半径
一般情况下(稀有气体除外):
如 Li Na K Rb Cs
I- Br- Cl- F-
<
<
<
<
>
>
>
>
如 Na Mg Al
>
F O N C
<
<
<
+3
Li
+11
Na
+11
Na
+12
Mg
四同四看：
(4)电子层结构相同的粒子,看核电荷数
核电荷数越大，一般说来离子半径越小。
如 F- Na+ Mg2+ Al3+； S2- Cl- K+ Ca2+
＞
＞
＞
＞
＞
＞
(3)同种元素的原子与离子比较：
+17
Cl
Cl-
+17
如：Cl____Cl-
<
H+ H H-
<
<
阳离子的半径小于原子
阴离子的半径大于原子半径
练习：
1、下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（ ）
r(K+) > r(K) B. r(Mg2+) > r(Na+) > r(F-)
C.r(Na+) > r(Mg2+) > r(Al3+) D.r(Cl -) > r(F-) > r(F)
2、下列半径最大的微粒是 （ ）
A. F- B. Mg2+ C. Cl- D. Ca2+
3、A和B是短周期的元素，它们的离子A2+和B3+具有相同的核外电子层结构，下列说法正确的是 （ ）
A. 原子半径:A>B B. 原子序数:A>B
C. 离子半径:A2+>B3+ D. 质量数:A>B
AB
C
AC
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
At
Po
Te
Sb
As
Ge
Si
Al
B
最强
最强
周期表中主族元素金属性、非金属性的变化规律
元素的金属性、非金属性强弱判断依据
判断
依据
金属性
非金属性
金属单质与水或酸反应置换出H2的难易
金属最高价氧化物对应水化物碱性强弱
非金属单质与H2化合的难易及气态氢化物的稳定性
最高价氧化物对应的水化物（最高价含氧酸）的酸性强弱
二、元素金属性和非金属性的周期性变化
例：11---17号元素金属性与非金属性的变化情况
Na Mg Al Si P S Cl
金属元素
非金属元素
结构特点
电子层数：
核电荷数：
原子半径：
最外层电子数：
相同
少 多
大 小
少 多
核对最外层电子引力递增
失电子能力：
得电子能力：
强 弱
弱 强
电子层数相同的元素，随着核电荷数的增加，
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
？
猜想
科学探究2：元素的性质与其在周期表中位置的关系。
实验1：镁与水的反应
现 象
方程式
未加热时反应缓慢，加热迅速反应，放出氢气，加入酚酞溶液，变红色
Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2↑
实验2：镁和铝与盐酸的反应
Mg Al
现 象 剧烈反应生成气体 较迅速反应生成气体
方程式 Mg+2HCl==MgCl2+H2↑ 2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑
钠、镁、铝(同周期的金属)的性质
钠 镁 铝
单质与水（或酸）反应 与冷水反应：反应 ，放出氢气。 与冷水反应 ,与沸水反应 。
与酸反应 ,都放出氢气。 与酸反应
，放出氢气。
最高价氧化物对应水化物碱性强弱 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
Na Mg Al
金属性逐渐 。
剧烈
缓慢
较快
强碱 中强碱 两性氢氧化物
减弱
剧烈
较迅速
Si P S Cl
最高价 氧化物
氧化物对应的水化物及其酸性强弱
单质与H2反应条件
气态氢化物
及其稳定性
结论
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
弱酸 中强酸 强酸 最强酸
酸性逐渐增强
高温 加热 加热 点燃或光照
SiH4 PH3 H2S HCl
稳定性逐渐增强
非金属性逐渐增强
SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
硅、磷、硫、氯(同周期的非金属)的性质
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
对其他周期元素性质进行研究,也可以得到类似的结论。
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
元素周期律：
这里的性质包括金属性、非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性等
1.下列递变情况不正确的是：
A. Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单质的还原性依次减弱
B. P、S、Cl最高正价依次升高，对应气态氢化物稳定性增强
C. C、N、O原子半径依次增大
D. Na、K、Rb氧化物的水化物碱性依次增强
C
练习
2、X、Y、Z为三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列说法正确的是( )
A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3
B.非金属性：Y＜X＜Z
C.原子半径：X＞Y＞Z
D.原子最外电子层上电子数的关系：Y=(X+Z)/2
AD
随着原子序数的递增
1.元素原子的核外电子排布,原子半径,元素化合价均呈现周期性变化
2.元素的化学性质呈现周期性变化
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化—
元素性质的周期性变化原因:是元素原子的结构周期性变化。
元素周期律
实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。
原子结构的周期性变化
决定
元素性质的周期性变化
反映
族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
最外层电子数
最高正价
最高价氧化物 —
最高价氧化物
对应的水化物 —
—
最低负价
气 态
氢化物 —
—
金属性
非金属性 —
递变
1 2 3 4 5 6 7 8
+1 +2 +3
+4
+5
+6
+7
0
R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7
碱性减弱 酸性增强
— — —
RH4 RH3 H2R HR
稳定性增强
金属性减弱 非金属性增强
ROH R(OH)2 R(OH)3
H4RO4 H3RO4 H2RO4 HRO4
H3RO3
H2RO3
HRO3
— — — - 4 -3 -2 -1
第三周期元素性质递变规律
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
失电子能力依次增强
失电子能力依次增强
非金属性依次增强
得电子能力依次增强
得电子能力依次增强
非金属性依次增强
金属性依次增强
金属性依次增强
H
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca Ga Ge As Se Br
Rb Sr In Sn Sb Te I
Cs Ba Tl Pb Bi Po At
原子序数= 核电荷数
周期数= 电子层数
主族序数=最外层电子数
同位素－化学性质相同
相似性
递变性(从上至下,金属性增强,非金属性减弱)
同周期
同主族
递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强)
电子层数
最外层电子数
金属性、非金属性强弱
(主族)最外层电子数
= 最高正价数
8 －最外层电子数= 最低负价数
原子结构
表中位置
元素性质
原子结构决定元素在周期表中的位置和性质。元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质。
1、F 没有正价，O 通常不显示正价；
2、金属元素只有正化合价而无负价。
3.元素周期表和元素周期律的应用
元素周期律是自然科学的基本规律，也是无机化学的基础。元素周期表则是元素周期律的具体表现形式。
过去，门捷列夫曾用元素周期律来预言未知元素并获得了证实。此后，人们在元素周期律和周期表的指导下，对元素的性质进行了系统的研究，并为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
（1）在自然科学方面：
周期表为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过渡元素结构、镧系和锕系结构理论，甚至为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，都是重要工具。
（2）在生产上的某些应用：
由于在周期表中位置靠近的元素性质相似，这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。
①农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物。
②半导体材料都是周期表里金属与非金属接界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。
③催化剂的选择：人们在长期的生产实践中，已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。目前人们已能用铁、镍熔剂作催化剂，使石墨在高温和高压下转化为金刚石；石油化工方面，如石油的催化裂化、重整等反应，广泛采用过渡元素作催化剂
④耐高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取：在周期表里从ⅢB到ⅥB的过渡元素，如钛、钽、钼、钨、铬，具有耐高温、耐腐蚀等特点。
1、用A表示质子数，B 中子数，C 核外电子数，
D 最外层电子数，E 电子层数 。填写下列各空：
⑴ 原子(核素)种类由_____决定
⑵ 元素种类由_____决定
⑶ 元素同位素由 _____决定
⑷ 元素在周期表中的位置由______决定
(5) 元素主要化合价由______决定
(6) 元素的化学性质主要由______决定
A B
A
B
D E
D
D
【练习】：
2. 某元素X的原子序数为52，下列叙述正确的是
A.X的主要化合价是-2、+4、+6
B.X可以形成稳定的气态氢化物
C.X最高价氧化物对应水化物的酸性比HBrO4的酸性强D.X原子的还原性比碘原子强
AD
3. X、Y是元素周期表中Ⅶ A族中的两种元素,下列叙述中能说明X的非金属比Y强的是 （ ）
A.X原子的电子层数比Y原子的电子层数多
B.X的氢化物的沸点比Y的氢化物沸点低
C.X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
D.Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
C
5、运用元素周期律分析下面的推断，其中肯定错误的是（ ）
A、铍(Be)是一种轻金属,它的氧化物的水化物可能具有两性；
B、砹是原子半径最大的卤族元素，它是一种有色固体，HAt很不稳定，AgAt是有色难溶于水且感光性很强的固体；
C、锶 (Sr)与钙同族但处于其下一周期，SrSO4是难溶于水的白色固体；
D、硒(Se)与硫同族但处于其下一周期，H2Se是无色，有毒，比H2S稳定的气体。
D
4.有人认为元素周期表中，位于IA族的H元素也可放在VⅡA族，下列物质能支持这种上观点的是（ ）
A.HF B. H2O C. NaH D.H2O2
C
6.有X、Y两种元素，原子序数≤20，X的原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相同(选项中m、n均为正整数)。下列说法正确的是( )
(A)若X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱
(B)若HnXOm为强酸，则X的氢化物溶于水一定显酸性
(C)若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2
(D)若Y的最高正价为+ m，则X的最高正价一定为+ m
A
