物质结构元素周期律ppt课件.ppt

物质结构物质结构物质结构物质结构 元素周期律元素周期律元素周期律元素周期律 第一课时第一课时1（1）了了解解原原子子的的组组成成及及同同位位素素的的概概念念。掌掌握握原原子子序序数数、核核电电荷荷数数、质质子子数数、中中子子数数、核核外外电电子子数数，以以及及质质量量数数与与质子数、中子数之间的相互关系。质子数、中子数之间的相互关系。（2）以以第第1、2、3周周期期的的元元素素为为例例，了了解解原原子子核核外外电电子子排排布规律。布规律。（3）掌掌握握元元素素周周期期律律的的实实质质，了了解解元元素素周周期期表表（长长式式）的结构（周期、族）及应用。的结构（周期、族）及应用。（4）以以第第3周周期期为为例例，掌掌握握同同一一周周期期内内元元素素性性质质（如如：原原子子半半径径、化化合合价价、单单质质及及化化合合物物性性质质）的的递递变变规规律律与与原原子子结结构构的的关关系系；以以A和和A族族为为例例，掌掌握握同同一一主主族族内内元元素素性质递变规律与原子结构的关系。性质递变规律与原子结构的关系。高考考试大纲要求：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。化学的主干知识，每年高考必考。2决定元素种类决定元素种类一、原一、原 子子 结结 构构1、原子结构、原子结构原原子子原原子子核核核核外外电电子子电子层电子层中子中子决定元素决定元素的性质的性质质子质子最外层电子最外层电子决定原子的种类决定原子的种类(+)(-)32.原子中各粒子的属性原子中各粒子的属性 原子组成符号原子组成符号 AZX质子：质子：Z 个个中子：中子：A-Z 个个核外电子：核外电子：Z个个质量数质量数(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质子数质子数(Z)核电荷数核电荷数 原子序数原子序数 核外电子数核外电子数质量数质量数(A)=质子数质子数(Z)+中子数中子数(N)表示核电荷数，表示质量数。表示核电荷数，表示质量数。3 3、构成原子的几种粒子间的关系：、构成原子的几种粒子间的关系：、构成原子的几种粒子间的关系：、构成原子的几种粒子间的关系：对于对于阴离子阴离子：质子数质子数(Z)=核电荷数核电荷数=原子序数原子序数核外电子数核外电子数=5O O81622-1电荷数电荷数质子数质子数原子个数原子个数化合价化合价质量质量数数元素符号周围数字的含义小结：元素符号周围数字的含义小结：ab+dXc+-e-64 4、核素、核素、核素、核素 同位素同位素同位素同位素 具有一定数目的具有一定数目的质子质子和一定数目的和一定数目的中子中子的的一种原子，叫做核素。一种原子，叫做核素。质子数质子数相同相同而而中子数中子数不同不同的的同一元素同一元素的的 不同原子不同原子互称为同位素，互称为同位素，也就是说，也就是说，同同一元素一元素 的不同核素之间的不同核素之间互称互称为同位素。为同位素。具有相同具有相同核电荷数核电荷数的同一类原子的总称。的同一类原子的总称。如如 。126C 146C 氕（氕（H）氘（）氘（D）氚（）氚（T）；）；126C相对原子质量标准；相对原子质量标准；23592U原子弹材料。原子弹材料。1121 H31 H其中其中D、T是制氢弹的原料。是制氢弹的原料。元素：元素：核素：核素：同位素：同位素：友情提示友情提示：7元素元素核素核素核素核素（同位素）（同位素）元素、核素、同位素三者关系元素、核素、同位素三者关系元素平均相对原子量元素平均相对原子量:A=A1x1+A2x2+A3x3元素近似相对原子量：元素近似相对原子量：A=A1x1+A2x2+A3x3其中其中 A1 A2 A3为各同位素的相对原子量为各同位素的相对原子量 A1 A2 A3为各同位素的质量数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）为各同位素的原子百分组成（丰度）元素种类元素种类原子种类原子种类8（1）同位素的化学性质几乎完全相同，物理性质）同位素的化学性质几乎完全相同，物理性质略有差异；略有差异；（2）天然存在的元素里，不论是游离态还是化合）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。态，各同位素所占原子的百分比一般不变。同位素的特性同位素的特性1.原子的相对原子质量原子的相对原子质量2.元素的相对原子质量元素的相对原子质量3.近似相对原子质量近似相对原子质量思考：几个相对原子质量思考：几个相对原子质量9 二、核外电子的排布二、核外电子的排布核外电子运动的特征：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，人们形象地称之为围，人们形象地称之为电子云电子云。(3)核外电子分层排布：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。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，没有质量小，运动空间小，运动速度快，没有确定的轨道。确定的轨道。(2)(2)电子云电子云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，也称原子核外分层运动，也称分层排布分层排布。电子层电子层(n):(n):1 2 3 4 5 6 7(能量逐渐升高能量逐渐升高)K L M N O P Q11电子层电子层划分划分概念：概念：符号：符号：电子层数：电子层数：能量：能量：离核距：离核距：要求：会画要求：会画120号元素原子及离子结构示意图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能量高低不同和离核远近不同的空间区域 K L M N O P Q1 2 3 4 5 6 7低低高高 近近远远12各电子层容纳的电子数：各电子层容纳的电子数：各电子层容纳的电子数：各电子层容纳的电子数：各电子层最多容纳的电子数是各电子层最多容纳的电子数是2n2个个，最外层电子数不超过最外层电子数不超过8个个（K层不超过层不超过2个），次外层电子数不超过个），次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过个，倒数第三层不超过32个。个。(5)电子层排布的表示方法：电子层排布的表示方法：(4)规律规律能量最低原理能量最低原理能量最低原理能量最低原理：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。步升高的电子层里。原子结构示意图原子结构示意图13 Ne、HF、H2O、NH3、CH4(分子类分子类)Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+(阳离子类阳离子类)N3-、O2-、F-、OH-、NH2-(阴离子类阴离子类)电子数相同的微粒电子数相同的微粒常见等电子体规律常见等电子体规律(1)“10电子电子”粒子：粒子：(2)“18电子电子”粒子：粒子：(3)核外电子总数及质子总数均相等的粒子：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(分子类分子类)K+、Ca2+、(阳离子类阳离子类)S2-、HS-、Cl-、O22-(阴离子类阴离子类)Na+、NH4+、H3O+F-、OH-、NH2-HS-、Cl-S2-、O22-N2、CO、C2H2 S、O2 CO2、N2O 10电子分子，电子分子，18电子分子电子分子14 三、元素周期律和元素周期表三、元素周期律和元素周期表15 1869年门捷列夫年门捷列夫在继承和分析在继承和分析了前人工作的基础上，对大量实验事实进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订正、分析和概括，成功地对元素进行了科学分类。将化学性质相似的元素放行了科学分类。将化学性质相似的元素放在一个纵行制出了在一个纵行制出了第一张元素周期表第一张元素周期表，揭，揭示了化学元素的内在联系，使其构成一个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完整的体系成为化学发展史上重要的里程碑之一。碑之一。他还预言了一些未知元素的性质都得到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，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他未能认识到形成元素性质周期性变化的根本原因。根本原因。一、元素周期表一、元素周期表16编制原则：编制原则：(1)将将电子层数相同电子层数相同的元素的元素,按原子序数的按原子序数的递增递增顺序顺序从左到右从左到右排成一横行排成一横行周期。周期。(2)把不同横把不同横行中最外层电子数相同行中最外层电子数相同的元素，按电的元素，按电子层数递增的顺序子层数递增的顺序由上而下由上而下排成纵行排成纵行 18纵行。纵行。1、元素周期表的结构、元素周期表的结构171817161514131098765211211111010910810710610510489-10388871211431765432186858483828154535251504936353433323156553837201980797877767574737257-714847464544434241403930292827262524232221元素周期表的结构元素周期表的结构短短周周期期长长周周期期28818183218周周期期短周期短周期长周期长周期1234567包含元素种类包含元素种类包含元素种类包含元素种类起止元素起止元素起止元素起止元素核外电子层数核外电子层数核外电子层数核外电子层数28818183232322314561 1H H 2He3Li 9F、10Ne11Na 17Cl、18Ar1919K K 3535BrBr、3636KrKr3737Rb Rb 5353I I、5454XeXe55Cs 85At、86Rn787Fr 117117Uus 118118Uuo1911010910878777646454428272611211110710610510489-10380797574737257-714847434241403930292524232221858483828153525150493534333231171615141398765865436181028887565538372019121143176541882MLk382LK22K1IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA0IIIBIVBVBVIBVIIBVIIIIBII B主族主族副族副族第第VIII族族零族零族族的结构族的结构过渡元素过渡元素20周期表的结构周期表的结构周期（横行）结构：周期（横行）结构：族（纵行）结构：族（纵行）结构：三短、四长三短、四长。七主七主(A)、七副、七副(B)、一、一0 0、一、一 碱金属元素碱金属元素A(A(除氢），稀有气体元素除氢），稀有气体元素 0 0族，卤族元素族，卤族元素 AA。2 2、原子结构与元素在周期表中位置的关系、原子结构与元素在周期表中位置的关系、原子结构与元素在周期表中位置的关系、原子结构与元素在周期表中位置的关系周期序数周期序数=电子层数电子层数主族序数主族序数=最外层电子数最外层电子数=元素的最高正化合价元素的最高正化合价主族主族元素的最低负化合价元素的最低负化合价=(8(8主族序数主族序数)思考：思考：同一主族同一主族上下原子序数差上下原子序数差，A-A-AA序数差序数差212、元素周期律、元素周期律元素的元素的性质性质随着元素随着元素原子序数原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律做元素周期律。元素周期律主要体现在元素周期律主要体现在核外电子排布的周期核外电子排布的周期性变化性变化、原子半径的周期性变化原子半径的周期性变化和和元素主要化合元素主要化合价价、金属性及非金属性的周期性变化金属性及非金属性的周期性变化方面。方面。元素性质的周期性变化是由于元素原子核外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电子排布的周期性变化性变化的必然结果。这也是元素周期律的实质。的必然结果。这也是元素周期律的实质。元素周期律的实质：元素周期律的实质：22A.A.周期性周期性:循环往复，自然界普遍存在该现象循环往复，自然界普遍存在该现象如：时间如：时间周期性，简单的重复周期性，简单的重复生物进化生物进化周期性，螺旋上升周期性，螺旋上升B.B.元素的性质元素的性质原子核外电子排布原子核外电子排布原子半径原子半径元素主要化合价元素主要化合价元素的金属性和非金属性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一）元素原子核外电子排布的周期性变化1H12He23Li2 14Be2 25B2 36C2 47N2 58O2 69F2 710Ne2 811Na2 8 112Mg2 8 2 13Al2 8 314Si2 8 415P2 8 516S2 8 617Cl2 8 718Ar2 8 819K288120Ca2882从左至右，电子层数相同，最外层电子数依次增加从左至右，电子层数相同，最外层电子数依次增加 1 81 8同周期：同周期：同主族：同主族：从上至下，最外层电子数相同，电子层数依次增加从上至下，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（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元素原子半径的递变规律 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA1234567主族主族周期周期A.同周期主族元素：同周期主族元素：从左到右原子半径依次减小从左到右原子半径依次减小 (除稀有气体除稀有气体）B.同主族元素：同主族元素：从上到下原子半径逐渐变大从上到下原子半径逐渐变大263Li4Be5B6C7N8O9F10Ne11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar电子层电子层结构结构电子层电子层结构结构化合价化合价化合价化合价元素元素元素元素2 12 22 32 42 52 62 72 82 8 12 8 22 8 32 8 42 8 52 8 62 8 72 8 8+1+5 3 2 1+4 40+3+2+5 3+6 2+7 1+4 4+3+2+10（三）元素化合价的周期性变化（三）元素化合价的周期性变化271 1、化合价递变规律、化合价递变规律2 2、化合价与主族序数的关系、化合价与主族序数的关系同主族：同主族：同周期：同周期：(1)(1)最高正价最高正价 =最外层电子数最外层电子数 =主族序数主族序数(2)(2)最高正价最高正价+最低负价最低负价=8 8(3)(3)最低负价最低负价 =（8 8 最外层电子数）最外层电子数）=（8 8 主族序数）主族序数）3 3、注意、注意（1 1）金属无负价，氟无正价，氧无最高正价）金属无负价，氟无正价，氧无最高正价（2 2）稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难）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，规定其化合价为以与其他元素化合，规定其化合价为0 0从上到下，化合价一般相同从上到下，化合价一般相同从左到右，化合价一般由从左到右，化合价一般由 +1 +7+1 +7，0 -4-1 -4-1，028金属性金属性(原子失电子能力）原子失电子能力）非金属性非金属性（原子得电子能力）（原子得电子能力）（四）元素金属性、非金属性的周期性变化（四）元素金属性、非金属性的周期性变化29原子半径依次减小原子半径依次减小原原子子半半径径依依次次减减小小原原子子半半径径依依次次增增大大原子半径依次增大原子半径依次增大失失电电子子能能力力依依次次增增大大失电子能力依次增大失电子能力依次增大非金属性依次增强非金属性依次增强得得电电子子能能力力依依次次增增大大得电子能力依次增大得电子能力依次增大非非金金属属性性依依次次增增强强金属性依次增强金属性依次增强金金属属性性依依次次增增强强30 1B Al SiGeAs Sb Te 2 3 4 5 6 7AAAA AA A 0 Po At非金属性逐渐增强非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强金属性逐渐增强金金属属性性逐逐渐渐增增强强 非非金金属属性性逐逐渐渐增增强强31（专题）微粒半径大小比较规律：（专题）微粒半径大小比较规律：（专题）微粒半径大小比较规律：（专题）微粒半径大小比较规律：(变化的本质变化的本质变化的本质变化的本质)(1)同周期原子半径（从左到右）：同周期原子半径（从左到右）：大大小小(2)同主族原子（离子）半径（从上到下）同主族原子（离子）半径（从上到下）：小小大大(3)电子层结构相同的微粒半径：电子层结构相同的微粒半径：核电荷数越多，半径越小核电荷数越多，半径越小。Na Mg Al S ClI Br Cl F ;I Br Cl FO2 F Na Mg2 Al3金属金属阳离子阳离子半径半径小于小于其原子半径。其原子半径。非金属非金属阴离子阴离子半径半径大于大于其原子半径。其原子半径。(4)同种元素的原子和离子半径：同种元素的原子和离子半径：32比较微粒大小的依据（三看）比较微粒大小的依据（三看）一看一看电子层数：电子层数：电子层数越多半径越大电子层数越多半径越大 NaNaNaNa+，KNaKNa二看二看核电荷数：核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大半径越小。电子层数相同时，核电荷数越大半径越小。S S2-2-ClCl-KK+CaCa2+2+;O;O2-2-FF-NaNa+MgMg2+2+AlAl3+3+三看三看电子数：电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半径越大。电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半径越大。Cl Cl-Cl;FeCl;Fe2+2+FeFe3+3+33金属性金属性(原子失电子能力）原子失电子能力）单质跟水或酸反应置换氢的难易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最高价氧化物对应水化物的碱性强弱金属单质间的置换反应金属单质间的置换反应 非金属性非金属性（原（原子得电子能力）子得电子能力）与与H2反应的难易程度及氢化物稳定性强弱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（四）元素金属性、非金属性的周期性变化34原子序数原子序数1112131415161718元素符号元素符号NaMgAlSiPSClAr单质和水单质和水(或酸）反或酸）反应情况应情况冷水冷水剧烈剧烈热水热水较快较快盐酸盐酸剧烈剧烈沸水沸水较慢较慢盐酸盐酸较快较快 1.1.同同周期元素周期元素金属性和非金属性的递变规律金属性和非金属性的递变规律高高温温磷蒸气磷蒸气与与H2能能反应反应须须加加热热光照或光照或点燃爆点燃爆炸化合炸化合NaOH强碱强碱Mg(OH)2中强碱中强碱Al(OH)3H4SiO4极弱酸极弱酸H3PO4中强酸中强酸H2SO4强酸强酸HClO4最强酸最强酸非金属单质非金属单质与氢气反应与氢气反应最高价氧化最高价氧化物对应水化物对应水化物的酸碱性物的酸碱性金属性和非金属性和非金属性递变金属性递变两性氢两性氢氧化物氧化物稀稀 有有 气气 体体 元元 素素很不稳定很不稳定SiH4不稳定不稳定PH3 稳定稳定HClH2S不很不很稳定稳定金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强气态氢化气态氢化物稳定性物稳定性35 2.2.同同主族元素主族元素金属性和非金属性的递变规律金属性和非金属性的递变规律36(一一).).碱金属元素碱金属元素 AAAA（除氢）（除氢）（除氢）（除氢）1.1.原子结构示意图原子结构示意图原子结构示意图原子结构示意图+3 2 1+11 2 8 1+19 2 8 8 1+37 2 818 8 1+55 2 8 18188 1LiNaKRbCs相似性相似性：递变性递变性：最外层都有个电子最外层都有个电子,化学性质相似。化学性质相似。随着核电荷数递增随着核电荷数递增,原子电子层数递增原子电子层数递增,原子核对最外层电子的引力原子核对最外层电子的引力逐渐减弱逐渐减弱,金属性逐渐增强。金属性逐渐增强。思考思考 如何通过实验验证碱金属化学性质的相似性和不同点？如何通过实验验证碱金属化学性质的相似性和不同点？实验实验(1)(1)钾与钾与O O2 2的反应的反应 实验现象实验现象 金属钾被加热后熔成金属小球，并且剧烈燃烧，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。发出紫色火焰。比钠剧烈比钠剧烈37(2)(2)钾与钾与H H2 20 0的反应的反应 实验现象实验现象 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。比钠剧烈比钠剧烈2.2.碱金属化学性质的规律碱金属化学性质的规律碱金属化学性质的规律碱金属化学性质的规律(1)(1)相似性：相似性：4Li+O2=2Li2O2Na+O2=Na2O2 K+O2(更复杂的氧化物更复杂的氧化物）均能与均能与O2、H2O反应反应,表现出金属性表现出金属性(还原性还原性)2Na+2H2O=2NaOH+H22K+2H2O=2KOH+H2(2)(2)递变性：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。程度逐渐增大。金属性增强金属性增强。3.3.碱金属物理性质的规律碱金属物理性质的规律碱金属物理性质的规律碱金属物理性质的规律 【p-7 p-7 p-7 p-7 表表表表1-11-11-11-1】(1)(1)颜色、状态颜色、状态:大部分均为银白色固体，质软大部分均为银白色固体，质软(2)(2)密度密度:逐渐逐渐增大增大（自上而下）（自上而下）KCaMg 非金属性非金属性 FClBr 最高价氧化物的水化物的酸碱性最高价氧化物的水化物的酸碱性 KOHNaOHLiOH 氢化物的稳定性氢化物的稳定性 CH4SiH4比较同周期元素及其化合物的性质比较同周期元素及其化合物的性质 碱性碱性:NaOHMg(OH)2Al(OH)3 稳定性稳定性:HFH2ONH3酸性：酸性：H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4比较不同周期元素的性质（先找出与其同比较不同周期元素的性质（先找出与其同周期元素参照）周期元素参照）推断一些未知元素及其化合物的性质推断一些未知元素及其化合物的性质59C、寻寻找找特特定定性性质质的的物物质质找找元元素素之之最最最活泼金属最活泼金属Cs、最活泼非金属、最活泼非金属F2最稳定的气态氢化物最稳定的气态氢化物HF，含，含H%最大的最大的是是CH4最强酸最强酸HClO4、最强碱、最强碱CsOH地壳中含量最多的金属和非金属地壳中含量最多的金属和非金属 Al O找半导体：在分界线附近找半导体：在分界线附近 Si Ge Ga制农药：制农药：在磷附近在磷附近 P As S Cl F找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料：找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料：过渡元素过渡元素 Fe Ni Pt Pd Rh6061