物质结构元素周期律课件.ppt

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1、物质结构 元素周期律,第一课时,1,（1）了解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。（2）以第1、2、3周期的元素为例，了解原子核外电子排布规律。（3）掌握元素周期律的实质，了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及应用。（4）以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以A和A族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。,高考考试大纲要求：,特别提醒：元素周期律与元素周期表是中学化学的主干知识，每年高考必考。,2,决定元素种类,一、原

2、子 结 构,1、原子结构,原子,原子核,核外电子,电子层,中子,决定元素的性质,质子,最外层电子,决定原子的种类,(+),(-),3,2.原子中各粒子的属性,原子组成符号 AZX,质子：Z 个中子：A-Z 个核外电子：Z个,质量数(A)定义：忽略电子的质量，把核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得数值,4,质子数(Z) 核电荷数 原子序数 核外电子数,质量数(A)=质子数(Z) +中子数(N),表示核电荷数，表示质量数。,3、构成原子的几种粒子间的关系：,对于阴离子：,质子数(Z) =核电荷数=原子序数核外电子数,对于阳离子：,质子数(Z) =核电荷数=原子序数核外电子数,=,5,

3、O,8,16,2,2-,-1,电荷数,质子数,原子个数,化合价,质量数,元素符号周围数字的含义小结：,6,4、核素 同位素,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。,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， 也就是说，同一元素 的不同核素之间互称为同位素。,具有相同核电荷数的同一类原子的总称。,如 。 126C 146C,氕（ H）氘（ D）氚（ T）；,126C相对原子质量标准； 23592U原子弹材料。,11,21,H,31,H,其中D、T是制氢弹的原料。,元素：核素：同位素：,友情提示：,7,元素平均相对原子量:A=A1x1+ A2x2+ A3x3元素近

4、似相对原子量：A=A1x1+ A2x2+ A3x3其中 A1 A2 A3为各同位素的相对原子量 A1 A2 A3为各同位素的质量数 x1 x2 x3 为各同位素的原子百分组成（丰度）,元素种类原子种类,8,（1）同位素的化学性质几乎完全相同，物理性质略有差异；（2）天然存在的元素里，不论是游离态还是化合态，各同位素所占原子的百分比一般不变。,同位素的特性,1. 原子的相对原子质量2. 元素的相对原子质量3. 近似相对原子质量,思考：几个相对原子质量,9,二、核外电子的排布,核外电子运动的特征：,电子在核外空间作高速运动，没有确定的轨迹，好象带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，人们形象地称之为电子

5、云。,(3)核外电子分层排布：,根据电子的能量差别和通常运动区域离核的远近不同，核外电子处于不同的电子层。,质量小，运动空间小，运动速度快，没有确定的轨道。,(2)电子云,10,在多电子原子中，电子的能量不同，能量较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，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，电子在原子核外分层运动，也称分层排布。,电子层(n): 1 2 3 4 5 6 7(能量逐渐升高) K L M N O P Q,11,电子层划分,概念：符号：电子层数：能量：离核距：,要求：会画120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,K

6、 L M N O P Q,1 2 3 4 5 6 7,低高,近远,12,各电子层容纳的电子数：,各电子层最多容纳的电子数是2n2个，最外层电子数不超过8个（K层不超过2个），次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。,(5)电子层排布的表示方法：,(4)规律能量最低原理：,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，依次排布在能量逐步升高的电子层里。,原子结构示意图,13,Ne、HF、H2O、NH3、CH4(分子类) Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+(阳离子类) N3-、O2-、F-、OH-、NH2-(阴离子类),电子数相同的微粒,常见等电子体规律,(1)“1

7、0电子”粒子： (2) “18电子”粒子：(3)核外电子总数及质子总数均相等的粒子：,Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、 C2H6、 CH3OH、N2H4、CH3F(分子类) K+、Ca2+、(阳离子类) S2-、HS-、Cl-、O22-(阴离子类), Na+、NH4+、H3O+ F-、OH-、NH2- HS-、Cl- S2-、 O22- N2、CO、C2H2 S、 O2 CO2、N2O 10电子分子， 18电子分子,14,三、元素周期律和元素周期表,15,1869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。

8、将化学性质相似的元素放在一个纵行制出了第一张元素周期表，揭示了化学元素的内在联系，使其构成一个完整的体系成为化学发展史上重要的里程碑之一。 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。,一、元素周期表,16,编制原则：(1)将电子层数相同的元素,按原子序数的递增顺序从左到右排成一横行周期。 (2) 把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而下排成纵行 18纵行。,1、元素周期表的结构,17,7,6,5,4,3,2,1,元素周期表的结构,短周期,长周期,2,8,8,18

9、,18,32,18,周期,短周期,长周期,1,2,3,4,5,6,7,包含元素种类,起止元素,核外电子层数,2,8,8,18,18,32,32,2,3,1,4,5,6,1H 2He,3Li 9F、 10Ne,11Na 17Cl 、18Ar,19K 35Br、36Kr,37Rb 53I、 54Xe,55Cs 85At、86Rn,7,87Fr 117Uus 118Uuo,19,IA,IIA,IIIA,IVA,VA,VIA,VIIA,0,主族,副族,第VIII族,零族,族的结构,过渡元素,20,周期表的结构,周期（横行）结构：,族（纵行）结构：,三短、四长。,七主(A)、七副(B)、一0、一 碱金属

10、元素A(除氢），稀有气体元素 0族，卤族元素 A。,2、原子结构与元素在周期表中位置的关系,周期序数=电子层数,主族序数=最外层电子数=元素的最高正化合价,主族元素的最低负化合价=(8主族序数)思考：同一主族上下原子序数差， A- A序数差,21,2、元素周期律,元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律 。,元素周期律主要体现在核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化和元素主要化合价、金属性及非金属性的周期性变化方面。,元素性质的周期性变化是由于元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。这也是元素周期律的实质。,元素周期律的实质：,22,A.周期性:,循环

11、往复，自然界普遍存在该现象,如：时间周期性，简单的重复,生物进化周期性，螺旋上升,B.元素的性质,原子核外电子排布,原子半径,元素主要化合价,元素的金属性和非金属性 . . . . . .,23,(一）元素原子核外电子排布的周期性变化,从左至右，电子层数相同，最外层电子数依次增加 1 8,同周期：同主族：,从上至下，最外层电子数相同，电子层数依次增加,24,（二）元素原子半径的周期性变化,25,主族元素原子半径的递变规律,主族,周期,同周期主族元素： 从左到右原子半径依次减小 (除稀有气体）,B. 同主族元素： 从上到下原子半径逐渐变大,26,电子层结构,电子层结构,化合价,化合价,元素,元素

12、,2 1,2 2,2 3,2 4,2 5,2 6,2 7,2 8,2 8 1,2 8 2,2 8 3,2 8 4,2 8 5,2 8 6,2 8 7,2 8 8,+ 1,+ 5 3, 2, 1,+ 4 4,0,+ 3,+ 2,+ 5 3,+ 6 2,+ 7 1,+ 4 4,+ 3,+ 2,+ 1,0,（三）元素化合价的周期性变化,27,1、化合价递变规律,2、化合价与主族序数的关系,同主族：同周期：,(1)最高正价 = 最外层电子数 = 主族序数(2)最高正价+最低负价= 8(3)最低负价 = （8 最外层电子数） = （8 主族序数）,3、注意,（1）金属无负价，氟无正价，氧无最高正价（2）

13、稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难 以与其他元素化合，规定其化合价为0,从上到下，化合价一般相同,28,金属性(原子失电子能力）,非金属性（原子得电子能力）,（四）元素金属性、非金属性的周期性变化,29,30,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,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,31,（专题）微粒半径大小比较规律：(变化的本质),(1)同周期原子半径（从左到右）：,大,小,(2)同主族原子（离子）半径（从上到下） ：,小,大,(3)电子层结构相同的微粒半径：,核电荷数越多，半径越

14、小。,Na Mg Al S Cl,I Br Cl F ; I Br Cl F,O2F Na Mg2 Al3,金属阳离子半径小于其原子半径。,非金属阴离子半径大于其原子半径。,(4)同种元素的原子和离子半径：,32,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+,33,金属性(原子失电子能力）,单质跟水或酸反应置换氢的难易,最高价氧化物对应水化物的碱性强弱,金属单

15、质间的置换反应,非金属性（原子得电子能力）,与H2反应的难易程度及氢化物稳定性强弱,最高价氧化物对应水化物的酸性强弱,非金属单质间的置换反应,判断元素金属性、非金属性强弱的方法,（四）元素金属性、非金属性的周期性变化,34,1.同周期元素金属性和非金属性的递变规律,NaOH强碱,Mg(OH)2中强碱,H4SiO4极弱酸,H3PO4中强酸,H2SO4强酸,HClO4最强酸,非金属单质与氢气反应,最高价氧化物对应水化物的酸碱性,金属性和非金属性递变,两性氢氧化物,稀 有 气 体 元 素,很不稳定,SiH4,不稳定,PH3,稳定,HCl,H2S,不很稳定,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,气态氢化物

16、稳定性,35,36,(一).碱金属元素 A（除氢）,1.原子结构示意图,Li,Na,K,Rb,Cs,相似性：,递变性：,最外层都有个电子,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,37,(2)钾与H20的反应,实验现象,金属钾浮在水面上，剧烈反应，听到微弱的爆鸣声，并且出现紫色的火光。,比钠剧烈,2.碱金属化学性质的规律,(1)相似性：,均能与O2、H2O反应,表现出金属性

17、(还原性),(2)递变性：,与氧气、与水反应的剧烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反应的剧烈程度逐渐增大。金属性增强。,3.碱金属物理性质的规律 【p-7 表1-1】,(1)颜色、状态:,大部分均为银白色固体，质软,(2)密度:,逐渐增大（自上而下）KNa,(3)熔沸点:,逐渐降低（自上而下）,38,(二).卤族元素：卤素：易成盐元素 A族元素,1.原子结构示意图,相似性：,递变性：,最外层都有7个电子，化学性质相似。,随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,得电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。,39,卤素在自然界都以化合态形式存在，它们的单质可由人工制

18、得。,、物理性质,40,卤素在物理性质上的规律,(1)颜色:,(2)状态:,(3)密度:,(4)熔沸点:,逐渐增大（自上而下）,逐渐升高（自上而下）,41,溴是深红棕色的液体，很容易挥发，应密闭保存。如果把溴存放在试剂瓶里，需要在瓶中加一些水，以减少挥发。,碘易升华。,溴和碘在水中的溶解度较小，但却比较容易溶解在汽油、苯、四氯化碳、酒精等有机溶剂中。医疗上用的碘酒，就是溶有碘的酒精溶液。,42,43,卤素在化学性质上的规律(Cl2为代表金属，氢气，水，碱，还原性物质）(1)卤素单质与H2的反应,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,HFH

19、ClHBrHI逐渐减弱,F2暗处剧烈化合爆炸，Cl2点燃或光照，Br2加热至一定温度，I2不断加热缓慢可逆越来越苛刻,44,(2)卤素间的置换反应 【实验1-1】,NaBr(aq),KI(aq),KI(aq),氯水,溴水,+CCl4用力振荡,静置,实验现象 CCl4层,呈红棕色-生成Br2,呈紫色-生成I2,呈紫色-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,45,2F22H2O = 4HFO2,Cl2 H2O HClHClO,Br2 H2O = H

20、BrHBrO,I2 H2O = HIHIO,反应越来越难以发生,X2 + H2O = HX + HXO(不包括F2),反应通式：,均能与水反应,46,与金属：2Fe+3Br2=2FeBr3 Fe+I2=FeI2 (2)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。,47,、卤素化合物,（）卤化银【实验】 将少量AgNO3溶液分别滴入盛有NaCl溶液、NaBr溶液和KI溶液的三支试管中，观察并比较三支试管中发生的现象。再向三支试管中各加入少量稀硝酸，观察有什么变化？,48,NaCl + AgNO3 =AgCl +NaNO3 白色NaBr+Ag

21、NO3 = AgBr +NaNO3 浅黄色KI + AgNO3 = AgI+ KNO3 黄色,49,卤化银都有感光性，在光的照射下会发生分解反应,2AgBr2AgBr2(AgCl、AgI类似),卤化银的这种感光性质，常被用于制作感光材料。溴化银：照相用的胶卷和相纸上都有一层药膜的主要成分,碘化银粉末可用于人工降水（雨、雪）,50,2、Cl、Br、I的检验,（1）银盐法:,（2）置换-萃取法:,AgNO3溶液+稀HNO3,Br、I：新制饱和氯水 +CCl4或汽油或苯 I ： 新制饱和氯水 +淀粉溶液,51,不同情况下卤素的颜色,52,卤族元素性质比较,1.相似性(1)化合价：最高正价 +7(F除

22、外) ，负价 -1 (2)气态氢化物： HX (3)最高价氧化物及水化物: X2O7 HXO4(F除外)(4)典型非金属。其余卤素性质与氯气相似(与大多数金属、非金属、水、碱反应；具有强氧化性),53,2.递变性,逐渐增大,逐渐加深,逐渐升高,逐渐变难,逐渐减弱,逐渐增强,逐渐减弱,逐渐增强,逐渐增强,逐渐减弱,逐渐加深,逐渐减小,逐渐减弱,逐渐增强,氢卤酸“三性”,强酸 ：HClHBrHI,54,(1)氟及化合物唯一无正价元素与水反应方程式：2F2+2H2O=4HF+O2与氢反应时阴暗处即爆炸HF的沸点最高、HF酸为弱酸但能腐蚀玻璃AgF易溶于水且无感光性微量NaF对人体有益，可防龋齿 (2

23、)其它卤素及化合物Br2易挥发，液溴需加水保存(注意：保存卤素单质都不能用橡胶塞) I2加热易升华(喻：日照香炉生紫烟)淀粉遇I2显蓝色，I2与铁反应产物为：FeI2HI受热易分解产生紫色气体AgBr用于照相业；AgI用于人工降雨,3.特殊性,55,+1+7 -4-1,最高正价=族序数(O、F除外),由易到难,由难到易,元素性质的递变小结,56,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,57,58,B、比较或推断一些性质,比较同族元

24、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酸性：H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4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,59,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 Al O,找半导体：在分界线附近 Si Ge Ga制农药： 在磷附近 P As S Cl F找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料： 过渡元素 Fe Ni Pt Pd Rh,60,61,