元素周期律和化学键

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元素周期表与化学键

元素周期表与化学键元素周期表是一种分类化学元素的图表，其中包含了所有已知元素。

它的创立被认为是现代化学的重要里程碑。

化学键是指化学元素通过电子的共享或转移而结合在一起的方式。

元素周期表与化学键在理解和研究化学过程中起着至关重要的作用。

一、元素周期表的基本概念元素周期表按照元素的原子序数进行排列，原子序数是指元素核中质子的数量。

元素周期表的每一个水平行称为一个周期，垂直列称为一个族。

周期表中的元素按照物理和化学性质的相似性进行排列。

元素周期表的开创者是俄罗斯化学家门捷列夫。

他提出的周期表按照元素的原子量排列，但其后根据元素性质的系统的变动进行了许多修订。

二、元素周期表的组织结构元素周期表根据化学元素的性质，将元素分为金属、非金属和过渡金属三大类。

金属元素主要位于周期表的左侧，具有良好的导电性和热传导性。

非金属元素主要位于周期表的右上角，通常具有较低的电导率和热传导率。

过渡金属元素则位于周期表中央的区域，具有较高的导电性和热传导性。

除了这三大类元素外，周期表还包括稀有气体和人工合成的人工元素。

三、化学键的类型化学键分为离子键、共价键和金属键三种类型。

离子键是指两个原子之间通过电子的转移而产生的化学键。

通过电子捐赠和接受，形成了阴离子和阳离子之间的强烈吸引力。

共价键是指通过原子之间的电子共享而形成的化学键。

两个原子共享一对或多对电子，以保持化学稳定性。

金属键是指金属元素之间通过电子云的共享而形成的化学键。

金属元素的电子云在整个金属晶格中流动，形成了强大的金属结构。

四、元素周期表对化学键的影响元素周期表为化学键的形成和性质提供了重要的理论基础。

化学键的类型和特性可以通过周期表上元素的位置和属性得出。

例如，金属与非金属元素之间通常形成离子键，而非金属元素之间通常形成共价键。

周期表还可以用来预测化学反应和化学物质的性质。

通过对元素周期表的分析，化学家能够快速了解元素之间的相互作用和反应模式，从而指导化学实验和应用。

人教版高中化学必修二第一章第三节《化学键》课件(共38张PPT)

活泼的金属元素和酸根离子形成的盐把NH4+看作是活泼的金属阳离子
金属氧化物：Na2O,Al2O3等
强碱：NaOH Ba(OH)2等
如何表示氯化钠的形成过程--电子式
•资料卡片
电子式为方便起见，我们在元素符号周围用“ · ”或 “×”来表示原子的最外层电子（价电子）。这种式子叫做电子式。例如：
归纳:分子间作用力与化学键的比较
作用微粒作用力大小
意义
化学键相邻原子间作用力大范德华力分子之间作用力小
影响化学性质和物理性质
影响物理性质（熔沸点等）
一些氢化物的沸点
讨论：为什么HF、H2O和NH3的沸点会反
常呢？
2.氢键
1)形成条件：原子半径较小，非金属性很强的原子（N、O、F）与H原子形成强极性共价键，与另一个分子中的半径较小，非金属性很强的原子Y （N、O、F），在分子间H与Y产生
1.原子、离子都要标出最外层电子，离子须标明电荷；
2.阴离子要用方括号括起来；
3.相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写；
4.不能把“→”写成“====”；
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
氢气在氯气中燃烧
写出该过程的化学方程式和实验现象思考：活泼的金属元素和活泼非金属元素化合时形成离子键。请思考，非金属元素之间化合时，能形成离子键吗？为什么？
较强的静电吸引，形成氢键
2)表示方法：X—H…Y—H（X.Y可相同或不同，一般为N、O、F）。
3)氢键能级：比化学键弱很多，但比分子间作用力稍强
特征：具有方向性。
氢键作用：使物质有较高的熔沸点(H2O、HF 、 NH3) 使物质易溶于水

第一章物质结构元素周期律(知识点总结)

Z 第一章物质结构元素周期律班级姓名一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 1.原子（A X）原子序数=质子数= 核电荷数=原子的核外电子数核外电子（Z个）2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。

电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷(质子)数的同一类原子的总称。

核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。

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(对于原子来说)二、元素周期表1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列；②将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．③把最外层电子数相同．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．（注意：周期序数＝原子的电子层数；主族序数＝原子最外层电子数）2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期：第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：7个主族族副族：7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行（16个族）零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电．．．．．．．．．．子排布的周期性变化．．．．．．．．．的必然结果。

2.同周期元素性质递变规律（从左到右）：电子层数相同，最外层电子数依次增加，原子半径依次减小，金属性减弱，非金属性增强，与H2的化合由难到易，氢化物的稳定性由弱到强。

高一化学元素周期律

形成过程
NaOH Na × + ··O··+ × H → Na+[ ·O···H]-
··
· · ×
×
H2O2
2H
×
+2
··O·· ··
→
H
×···O······O··×·
H
3、一些重要物质的分子式
H︰H H
H︰‥‥N︰H H
‥ H︰O︰
‥ H
‥
‥
〔 H︰N︰H 〕+〔︰Cl︰〕—
3、元素周期表的结构 (1)周期：由电子层数决定：7个横行为7个周期
各周期稀有气体电子排布：
1 2种元素 2 8 种元素 3 8种元素 4 18种元素 5 18种元素 6 32种元素 7 28种元素
短周期
He 2 Ne 2 8
Ar 2 8 8
长周期
Kr 2 8 18 8 Xe 2 8 18 18 8
14Si：最外层电子数是次外层的一半，最内层的两倍；地壳中含量排第二位；SiO2唯一原子晶体氧化物(中学)；气态氢化物SiH4；含氧酸 H4SiO4、H2SiO3(比碳酸弱)；SiO2是硅酸盐水泥、玻璃的主要成分。 15P：最外层比次外层少3个电子；PH3鬼火燃烧； P4白磷分子晶体键角60°；含氧酸有二：H3PO4、 HPO3等，磷酸盐有三种形式；磷酸通常为固体；式量为98。
质
液导电，无无延展性，无延展性，延展性不挥易挥发升华，不挥发不升
延展性，有金属光泽
发，易溶于部分溶于水华，不溶于
水
任何溶剂
原子量(相对原子质量)
1.国际定义以1个碳—12原子的质量的1/12为标准，其它原子的质量与它比较所得的数值即是该原子的相对原子质量。该值为“某原子的相对原子质量”，即“同位素的相对原子质量”。

物质结构化学键元素周期律学案

一、复习预习1、陌生离子反应方程式的书写；2、与量有关的离子反应方程式的书写。

二、知识讲解考点1、原子的构成质子（Z个）原子核1．原子A Z X 中子（N个）核外电子（Z个）R 的质子数与质量数，中子数，电子数之间的关系：2．Z A n①数量关系：核内质子数＝核外电子数②电性关系：原子：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数=原子序数阳离子：核外电子数＝核内质子数－电荷数阴离子：核外电子数＝核内质子数＋电荷数③质量关系：质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）考点2、元素、核素、同位素1．元素：具有相同质子数的同一类原子的总称（质子数相同的同种原子）。

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叫做核素。

3．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。

特别提示：1．任何微粒都有质子，但不一定有中子，也不一定有核外电子。

2．同一元素的各种核素化学性质相似，物理性质不同。

3．同位素：“位”即核素的位置相同，在元素周期表中占有同一个位置。

考点3、核外电子排布的规律1．电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布。

2．电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，即最先排第一层，当第一层排满后，再排第二层，等等。

3．每层最多容纳的电子数为2n2（n代表电子层数）。

4．最外层电子数则不超过8个(第一层为最外层时，电子数不超过2个)。

电子层 1 2 3 4 n电子层符号K L M N ……离核距离近远电子的能量低高最多能容纳的电子数 2 8 18 32 2n2考点4、元素周期表1．编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．。

（周期序数＝原子的电子层数）③把最外层电子数相同．．。

（主族序数＝原子最外层电．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行子数）2．结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期第七周期7 未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体考点5、元素周期律元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果1．核电荷数：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐增大。

《物质结构-元素周期律》知识点总结

物质结构元素周期律1．原子结构[核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数注意：(1) 阴离子:核外电子数＝质子数＋所带的电荷数阳离子:核外电子数＝质子数－所带的电荷数(2）“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1．[质量数］用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数．说明（1）质量数（A）、质子数（Z)、中子数(N）的关系：A＝Z + N．(2)符号A Z X的意义:表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数（质子数)为Z的一个原子．例如，23Na中,Na11原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12．[原子核外电子运动的特征］（1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道,不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少．(2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小,表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少．（3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称.在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小．［原子核外电子的排布规律](2）能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后,才依次进入能量较高的电子层中．因此,电子在排布时的次序为:K→L→M……（3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子（n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子．(4）原子最外层中有8个电子（最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等,均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的．2．元素周期律[原子序数］按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数．原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数［元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律］对于电子层数相同(同周期）的元素，随着原子序数的递增：(1）最外层电子数从1个递增至8个（K层为最外层时，从1个递增至2个）而呈现周期性变化．（2)元素原子半径从大至小而呈现周期性变化(注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同,而在该周期中是最大的)．(3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价)，负价从－4价递增至－1价再至0价而呈周期性变化．［元素金属性、非金属性强弱的判断依据］元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水（或酸)反应置换出氢的难易程度．金属单质跟水(或酸）反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物-—氢氧化物的碱性强弱．氢氧化物的碱性越强,对应金属元素的金属性越强，反之越弱．③还原性越强的金属元素原子,对应的金属元素的金属性越强,反之越弱．（金属的相互置换）元素非金属性强弱的判断依据：①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越容易（或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物（即最高价含氧酸）的酸性强弱．最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强,反之越弱．③氧化性越强的非金属元素单质,对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．（非金属相互置换）[两性氧化物] 既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物．如A12O3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2O A12O3+2OH－＝2A1O2－+H2O［两性氢氧化物］既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物．如A1(OH)3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：Al（OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2O A1（OH)3+OH－＝A1O2－+2H2O［原子序数为11—17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律]［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，这个规律叫做元素周期律．3．元素周期表［元素周期表］把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层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表．[周期]具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做一个周期．(1）元素周期表中共有7个周期,其分类如下：短周期(3个）：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素周期(7个)长周期（3个）：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素不完全周期：第七周期,共26种元素（1999年又发现了114、116、118号三种元素）（2）某主族元素的电子层数＝该元素所在的周期数．(3）第六周期中的57号元素镧（La)到71号元素镥（Lu）共15种元素,因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素．(4）第七周期中的89号元素锕(Ac）到103号元素铹（Lr)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似,总称锕系元素．在锕系元素中,92号元素铀（U)以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素．［族]在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族．(1)周期表中共有18个纵行、16个族．分类如下:①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族,叫做主族．用符号“A”表示．主族有7个，分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行)．②只含有短周期元素的族，叫做副族．用符号“B"表示．副族有7个，分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族（分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行）．③在周期表中,第8、9、10纵行共12种元素，叫做Ⅷ族．④稀有气体元素的化学性质很稳定,在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族（位于周期表中从左往右的第18纵行）．(2）在元素周期表的中部，从ⅢB到ⅡB共10个纵列，包括第Ⅷ族和全部副族元素,统称为过渡元素．因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属．(3）某主族元素所在的族序数:该元素的最外层电子数＝该元素的最高正价数［原子序数与化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系］（1）原子序数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族．如氯元素的原子序数为17,而其化合价有－1、+1、+3、+5、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第ⅦA族．（2）原子序数为偶数的元素，其化合价通常为偶数,原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族．如硫元素的原子序数为16，而其化合价有－2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第ⅥA族．［元素性质与元素在周期表中位置的关系](1）元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：（2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱,得电子能力增强．a．金属性减弱、非金属性增强；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难；c．非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强）；d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱．②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大,失电子能力增强，得电子能力减弱．a．金属性增强、非金属性减弱;b．金属单质与酸（或水)反应置换氢由难到易。

无机化学知识点归纳

无机化学知识点归纳无机化学是无机化合物化学的总称，是化学的一个分支。

它研究的内容包括元素周期律、原子结构、分子结构、化学键、化合物的性质和反应等。

无机化学的知识点非常多，下面我将详细介绍其中的一些重要知识点。

一、元素周期律元素周期律是无机化学的基础，它是指元素性质的周期性变化与元素原子序数的周期性变化之间的关系。

元素周期律的主要内容包括元素周期表、元素周期律的类型、元素周期律的解释等。

1.元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它将元素按照原子序数从小到大排列，并按照元素性质的周期性变化分为周期和族。

元素周期表中，周期是指元素原子核外电子层数相同的横行，族是指元素原子核外最外层电子数相同的纵列。

2.元素周期律的类型元素周期律主要有四种类型：原子半径周期律、电负性周期律、离子半径周期律和熔点、沸点周期律。

3.元素周期律的解释元素周期律的实质是元素原子结构与元素性质之间的关系。

原子结构包括原子核的电荷数、电子层数、最外层电子数等，元素性质包括原子半径、电负性、离子半径、熔点、沸点等。

元素周期律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所引起的。

二、原子结构与化学键1.原子结构原子结构是指原子核和核外电子的排布。

原子核由质子和中子组成，质子数决定了元素的原子序数，核外电子的排布决定了元素的化学性质。

2.化学键化学键是指原子之间通过共享或转移电子而形成的相互作用。

化学键的主要类型有离子键、共价键、金属键和氢键。

三、化合物的性质和反应1.化合物的性质化合物的性质包括物理性质和化学性质。

物理性质包括颜色、状态、密度、熔点、沸点等，化学性质包括氧化性、还原性、酸碱性、稳定性等。

2.化学反应化学反应是指物质在化学变化过程中所发生的一系列变化。

化学反应的主要类型有合成反应、分解反应、置换反应、复分解反应等。

四、无机化合物的分类无机化合物可以根据其结构和性质分为多种类型，如氧化物、酸、碱、盐、氢氧化物、硫化物等。

2023届高考化学一轮复习第4讲元素周期表化学键分子结构与性质课件(103张PPT)

逐渐__增_强___
逐渐__减_弱___
酸性_增__强___
酸性_减__弱___
碱性_减__弱___
碱性_增__强___
_增_强__
_减_弱__
(1) 元素主要化合价 ①F 无正价，O 无最高正价。 ②主族元素最高正价＝原子核外最外层电子数(O、F 除外)。 ③非金属元素的最低化合价＝原子核外最外层电子数－8(H 除外)；最高正化合价＋|最低负化合价|＝8(H、B 除外)。
族序数等于周期序数 3 倍的元素根据金属性、非金属性最强的元素
金属性推断
非金属性最强的元素
空气中含量最多的元素
根据含量推断地壳中含量最多的元素
地壳中含量最多的金属元素
元素 _____H_、_B_e_、__A_l ______
___C_、_S_____ __O____
___N_a____ ___F___ ___N___ ___O___
类型 6 利用元素在周期表中的位置推断元素 (2021·南京、盐城一模)图为元素周期表中短周期的一部分，下列说法不正
确的是( A ) A. 离子半径：M－>Z2－>Y－ B. 电负性：Y>M>Z C. 简单气态氢化物的稳定性： Y>M>Z D. Y 元素基态原子的简化电子排布式：[X]2s22p5
逐渐_减__弱___
逐渐__增_强___
非金属性
逐渐__增_强___
逐渐__减_弱___
元素性质化合物性质
内容第一电离能电负性
最高价氧化物对应水化物氢化物稳定性
同周期(从左到右) 同主族(自上而下)
总体呈现__增__大____的
趋势，但__Ⅱ_A___族和逐渐__减__小__

物质结构化学键元素周期律教案

教学过程一、复习预习1、陌生离子反应方程式的书写；2、与量有关的离子反应方程式的书写。

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叫做核素。

3．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。

特别提示：1．任何微粒都有质子，但不一定有中子，也不一定有核外电子。

2．同一元素的各种核素化学性质相似，物理性质不同。

3．同位素：“位”即核素的位置相同，在元素周期表中占有同一个位置。

考点3、核外电子排布的规律1．电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布。

2．电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，即最先排第一层，当第一层排满后，再排第二层，等等。

3．每层最多容纳的电子数为2n2（n代表电子层数）。

4．最外层电子数则不超过8个(第一层为最外层时，电子数不超过2个)。

电子层 1 2 3 4 n电子层符号K L M N ……离核距离近远电子的能量低高最多能容纳的电子数 2 8 18 32 2n2考点4、元素周期表1．编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同．．。

（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．的各元素从左到右排成一横行③把最外层电子数相同．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．。

（主族序数＝原子最外层电子数）2．结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期第七周期7 未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体考点5、元素周期律元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果1．核电荷数：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐增大。

元素周期律-化学键

概念
阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键
原子间通过共用电子对所形成的化学键
金属离子与自由电子间的强烈的相互作用
成键微粒
特征
阴、阳离子
无无饱方和向性性
原子
有有饱方和向性性
金属离无无
子、自由电子
饱方和向性性
形成条件
影响因素
存在范围
一般为活泼金属与活泼非金属
D、 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。
5、已知短周期元素的离子。aA2＋、bB＋、cC3－、dD －都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是
A.原子半径 A＞B＞D＞C
B.原子序数 d＞c＞b＞a
C
C.离子半径 C＞D＞B＞A
D.单质的还原性 A＞B＞D＞C
6、“构—位—性”的相互关系
➢定
义：原子间通过共用电子所形成的化学键
➢形成条件：非金属原子间
➢形成特征：有电子的偏移共用，没有电子得失 ➢成键粒子：原子
➢成键结果：形成共价化合物或单质
氢分子的形成：
··
H ·＋ ·H → H H H﹣H（结构式）
共价键特点：共用电子对不偏移，成键原子不显电性
氯化氢分子的形成：
H ·＋
·C····l: → H
··
C··l ··
··
H﹣Cl（结构式）
共价键特点：共用电子对偏向氯原子，
氯原子带部分负电荷，氢原子带部分正电荷。
1.共价键的形成条件: 一般是非金属原子之间
如：H2 N2 HCl H2O HF 等均以共价键形成分子电子式分别为：
用一跟短线表示一对共用电子对，表示如下：

化学键

﹕ ﹕ ﹕
· ·
﹕ ﹕ ﹕ ﹕
﹕
﹕
﹕
用电子式写出下列共价分子的形成过程
Br2、HBr、H2O、NH3

Br + Br

H + Br H +

H

化学键
定义：使离子相结合或原子相结合的作用力叫做化学键。
化学键
离子键
极性键共价键非极性键
下列说法正确的是（ C ）
A、化学键只存在于分子之间
B、化学键只存在于离子之间
C、化学键是相邻的两个或多个原子之间的强烈相互作用 D、化学键是相邻的两个或多个分子之间的强烈相互作用
用化学键的观点来分析化学反应的本质旧化学键的断裂和新化学键的形成
A.10与19 B.6与16 C.11与17 D.14与8 2、下列物质中只有共价键的是( C、D ) A.NaOH B.NaCl C.H2 D.H2S
3、下列物质中既有离子键，又有共价键的是( C ) A.H2O B.CaCl2 C.KOH D.Cl2
下列物质中： 1．含离子键的物质（A、F ） 2．含非极性共价键的物质是（C、D、I ） 3．含极性共价键的物质是（B、E、G、H、J ） 4. 是离子化合物的是（ A、F ） 5、是共价化合物的是（B、E、G、H、J）
小结：共价键与离子键的比较
项目
类型
共价键
原子
形成共用电子对
离子键
阴、阳离子
静电作用 •• • Na [ •Cl •] X • •
+
成键元素成键粒子
两种相同或不同活泼金属与活泼非金属元素的非金属元素

人教版高中化学必修一《化学键》物质结构元素周期律PPT(第1课时)

Na+ [ ··O ··H ] －
（2）请用电子式表示过氧化钠
Na + [··O · ·]2- Na+ *含有共价键的化合物不一定是共价化合物
·O ·
：：
思考与交流电子对偏向？
·· ··
··
HH
H C····l
电子对不
电子对
8.共价键的分类
非极性键：同种原子形成的共价键，共用电子
对不偏移，成键原子不显电性。极性键：不同种元素原子形成的共价键共用电子
______________；
MgS__
___________________；
K2O__________
__________。
归纳总结
书写电子式的注意事项 (1)一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”) 的个数即原子的最外层电子数。 (2)同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。 (3)“[ ]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。
第四章物质结构元素周期律第三节化学键第2课时
➢离子键的定义？
使阴、阳离子结合成化合物的静电作用。
➢哪些元素化合时可形成离子键？
一般是活泼金属和活泼非金属离子间能形成
➢用电子式表示出K、S、K+、S2-、K2S？
··
❖H· 和 C·l··原子形成HCl过程中，能否形成离子键？ ··
为什么？不能，因非金属元素的原子均有获得电子的倾向。
如：H－H、H－Cl、O＝C＝O等
练习2.写出下列物质的电子式与结构上
HCl H2 N2
H2S CO2
电子式
结构式
H—Cl H—H NN H—S—H
练习作业：

新教材2023年高中化学第4章物质结构元素周期律第3节化学键课件新人教版必修第一册

H2O
CH4
三、化学键、分子间作用力和氢键 1．化学键 (1)定义：相邻的原子之间强烈的相互作用。 (2)分类
(3)化学反应的本质：___旧__化__学__键__断__裂__和__新__化__学__键__形__成___。
2．分子间作用力 (1)定义：把__分__子__聚__集__在__一__起____的作用力叫分子间作用力，又叫范
①其中只含共价键的是___N_2_、__H_2_S_O_4__； ②只含离子键的是__C__a_O_、__N__a_2S__； ③既含有共价键又含有离子键的是__K__O_H__、__N_a_H__C_O__3 _；
④属于共价化合物的是___H_2_S_O_4__； ⑤属于离子化合物的是__C_a_O__、__N_a_2_S_、__K_O__H_、__N__a_H_C__O_3_。
点拨：“·(点)”或“×”都表示电子，二者应用时没有区别。
二、共价键
两个氯原子各提供一个电子
1．氯分子的形成过程
↓
两个氯原子间形成共用电子对
↓
两个氯原子均达到8e－稳定结构
↓
形成稳定的氯气分子
请你根据上述图示，用电子式表示其形成过程
____________________________。
2．共价键 (1)概念及成键要素概念 ——原子间通过__共__用__电__子__对____所形成的相互作用
1．漏写孤电子对。如将 N2 的电子式误写成。
，正确的应为
2 ．混淆电子式与化学式的书写，如将 Na2S 的电子式误写成
知识归纳总结：
1．离子键和共价键的比较
键型
离子键
共价键
非极性键

第四节化学键

· · · · · · ： · ]- Ca2+[： · ]:Br · · ＋： · [ Br：＋ Ca· Br → Br： · · · · · · · ·
· ·
3、用电子式表示氧化镁的形成过程
4、用电子式表示硫化钾的形成过程
· · · 2+[：· ]2· · · · → Mg Mg ＋ O O： · · · · · · S 2K·＋ ··· → ·
氢键
氢键是已经以共价键与其它原子键合的氢原子定义：与另一个原子之间产生的分子间作用力
形成氢键的条件：
原子半径较小，非金属性很强的原子X,(N O F）与H原子形成强极性共价键，与另外一个分子中半径较小，非金属性很强的原子 Y(N O F),在分子间H与Y产生较强的静电吸引，形成氢键
表示方法：
X-H…Y-H(X ,Y可相同或不同，一般为 N,O,F)
氢键的形成会使物质的熔沸点升高
在水蒸气中水以单个H2O分子形式存在，水在液态时，除以单个水分子存在，还含有几个水分子通过氢键结合而形成（H2O)n。在固态水（冰）中水分子间以氢键结合成排列规整的晶体。由于冰的结构中有空隙，造成体积膨胀，密度减小至低于液态水的密度，所以冰会浮在水面上。
6、表示方法：
电子式、结构式
在化学上常用一根短线表示一对共用电子对，未共用的电子对省略不写，共价键的电子式就变成了结构式。分子式电子式结构式
H2O O2 N2
·· · O H H · · ·
· · · · ： O： O · · · · · · :N::N:
H
O
O=O N N
H
氢氧单键氧氧双键氮氮三键
原子核对共用电子对的吸引力不同

元素周期表知识点总结

元素周期表知识点总结元素周期表知识点总结导语：化学元素周期表是根据原子序数从小至大排序的化学元素列表。

下面是小编收集整理的元素周期表知识点总结，希望对你有帮助!1、原子结构（1）．所有元素的原子核都由质子和中子构成。

正例：612C、613C、614C三原子质子数相同都是6，中子数不同，分别为6、7、8。

反例1：只有氕（11H）原子中没有中子，中子数为0。

（2）．所有原子的中子数都大于质子数。

正例1：613C、614C、13H等大多数原子的中子数大于质子数。

正例2：绝大多数元素的相对原子质量（近似等于质子数与中子数之和）都大于质子数的2倍。

反例1：氕（11H）没有中子，中子数小于质子数。

反例2：氘（11H）、氦（24He）、硼（510B）、碳（612C）、氮（714N）、氧（816O）、氖（1020Ne）、镁（1224Mg）、硅（1428Si）、硫（1632S）、钙（2040Ca）中子数等于质子数，中子数不大于质子数。

（3）．具有相同质子数的微粒一定属于同一种元素。

正例：同一元素的不同微粒质子数相同：H+、H-、H等。

反例1：不同的中性分子可以质子数相同，如：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。

反例2：不同的阳离子可以质子数相同，如：Na+、H3O+、NH4+。

反例3：不同的阴离子可以质子数相同，如：NH4+、OH-和F-、Cl和HS。

2、电子云（4）．氢原子电子云图中，一个小黑点就表示有一个电子。

含义纠错：小黑点只表示电子在核外该处空间出现的机会。

3、元素周期律（5）．元素周期律是指元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化的规律。

概念纠错：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。

（6）．难失电子的元素一定得电子能力强。

反例1：稀有气体元素很少与其它元素反应，即便和氟气反应也生成共价化合物，不会失电子，得电子能力也不强。

反例2：IVA的非金属元素，既不容易失电子，也不容易得电子，主要形成共价化合物，也不会得失电子。

人教版高中化学必修一化学键物质结构元素周期律(第2课时)

注意：化学反应中反应物的化学键并非全部被破坏
如：(NH4)2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2NH4Cl 只破坏反应物中的离子键，共价键未被破坏
3.化学键的破坏
（1）化学反应过程中，反应物中的化学键被破坏
（2）离子化合物的溶解或熔化过程
离子化合物溶解或熔化电离离子键被破坏阴阳离子
3.共价化合物的溶解或熔化过程
共价化合物中一定含有共价键，一定不含离子键
含有共价键的化合物不一定是共价化合物
3.下列说法是否正确？并举例说明
a、离子化合物中可能含有共价键。 b、共价化合物中可能含有离子键。 c、非金属原子间不可能形成离子键。 d、非极性键只存在于双原子单质分子里。 e、活泼金属和活泼非金属一定形成离子化合物。
三、分子间作用力和氢键
1.分子间作用力（1）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）（2）存在：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。
分子间作用力的范围小,只有分子间的距离很小时才有
（3）规律
对组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间
1.首先要判断是形成离子键还是共价键 2.如果是形成共价键，共用的电子对数=8-最外层电子数 3.共用电子数多的原子通常放中心
第三节化学键第2课时共价键
第四章物质结构元素周期律
课程标准
核心素养
1.认识构成物质的微粒之间存
在相互作用，结合典型实例认 1.宏观辨识：能运用模型、符号
识共价键的形成，建立化学键等多种方式对物质的结构及其
不能，因非金属元素的原子均有获得电子的倾向。 ❖HCl分子不是通过离子键来形成，是通过什么方式结合的呢？

化学键知识点归纳总结

高中化学必修2知识点归纳总结第一章物质结构元素周期律第三节化学键知识点一化学键的定义一、化学键：使离子相结合或使原子相结合的作用力叫做化学键。

相邻的（两个或多个）离子或原子间的强烈的相互作用。

【对定义的强调】（1）首先必须相邻。

不相邻一般就不强烈（2）只相邻但不强烈，也不叫化学键（3）“相互作用”不能说成“相互吸引”（实际既包括吸引又包括排斥）一定要注意“相邻．．”和“强烈．．”。

如水分子里氢原子和氧原子之间存在化学键，而两个氢原子之间及水分子与水分子之间是不存在化学键的。

二、形成原因：原子有达到稳定结构的趋势，是原子体系能量降低。

三、类型：离子键化学键共价键极性键非极性键知识点二离子键和共价键一、离子键和共价键比较二、非极性键和极性键知识点三离子化合物和共价化合物离子键为主，该化合物也称为离子化合物（3）只有．．当化合物中只存在共价键时，该化合物才称为共价化合物。

（4）在离子化合物中一般既含有金属元素又含有非金属元素；共价化合物一般只含有非金属元素（NH4+例外）注意：(1)离子化合物中不一定含金属元素，如NH4NO3，是离子化合物，但全部由非金属元素组成。

(2)含金属元素的化合物不一定是离子化合物，如A1C13、BeCl2等是共价化合物。

二、化学键与物质类别的关系知识点四电子式和结构式的书写方法一、电子式：1.各种粒子的电子式的书写：（1）原子的电子式：常把其最外层电子数用小黑点“·”或小叉“×”来表示。

例如：（2）简单离子的电子式：①简单阳离子：简单阳离子是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，故用阳离子符号表示，如Na+、Li+、Ca2+、Al3+等。

②简单阴离子：书写简单阴离子的电子式时不但要画出最外层电子数，而且还应用括号“[]”括起来，并在右上角标出“n—”电荷字样。

例如：氧离子、氟离子。

③原子团的电子式：书写原子团的电子式时，不仅要画出各原子最外层电子数，而且还应用括号“[]”括起来，并在右上角标出“n—”或“n+”电荷字样。

高中化学物质结构元素周期表复习

B
地壳中含量最多的金属和非金属 Al O
特
殊
知
识
点找半导体：在“折线”附近 Si Ge Ga
找农药：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
比较同族元素的金属性 Ba>Ca>Mg
C
非金属性 F>Cl>Br
比
最高价氧化物的水化物的酸碱性
例如：Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，则Be(OH)2更难溶
三、化学键
相邻的原子之间的强烈相互作用。
类型比较ຫໍສະໝຸດ 离子键共价键阴、阳离子间通过静电
原子间通过共用电子对所形
概作念用所形成的化学键
成的化学键。
阴、阳离子
成键微粒
得失电子
成键条离件子化合物
如NaCl、铵盐
存在（举离例子）半径越小，离子所
带电荷数越多，离子键
* 键的强越弱强（判离断子化合物的熔
沸点越高）
原子
电子对共用
非金属单质：H2 共价化合物：HCl 某些离子化合物
通常原子半径越小，共用电子对越多，共价键越强，形成的单质或化合物越稳定
分类
极性键和非极性键
定义由离子离子键化构合成物的化合物
结构粒子
化学键类型
阴、阳离子
元
素
名
周期数、族数
称
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
最活泼金属 Cs、最活泼非金属 F2
找最轻的金属 Li、最轻的非金属 H2 元最高熔沸点是 C、最低熔沸点是 He

化学键第一课时课件

Na
O
Na
Cl
Mg
Cl
注意: 书写离子化合物的电子式,相同离子不能合并,一般分布在两侧。同性离子不直接相邻。
思考、讨论
2.请写出MgN的电子式。
4、用电子式表示离子化合物的形成过程
2.左侧写原子的电子式；
3.右侧写离子化合物的电子式；
1.中间用连接；
4.用弧形箭头表示电子转移的方向。
思考、讨论
1.上述哪些物质属于离子化合物？ 2.金属元素形成的化合物都是离子化合物吗？ 3.离子化合物中必然含有金属元素吗？
（1）Na2O、MgCl2 、 SO2 、 CH3COOH (2) KOH、Na2O2、CH3COONH4 (3) Na2CO3、Mg(NO3)2 、 [NH4]2S (4) H2SO4、NH3、CaBr2、 AlCl3
K
Mg
Ca
写出下列阴离子的电子式
氟离子氧离子硫离子氢负离子
?
H
练习
练习
3、离子化合物的电子式：
Cl
Na
由阳离子的电子式和阴离子的电子式组合而成。
1.写出下列离子化合物的电子式
F
Na
Cl
K
NaF KCl
Na2O MgCl2
A
Cl
]
[
H
Cl
H
5.下列用电子式表示化合物的形成过程正确的是：
K
O
K
O
]
[
K
2
K
]
Mg
F
F
Mg
F
2
[
2
[
]
Ba
[
]
Cl
[
]
Cl

化学键

第一章物质结构元素周期律知识体系 3 4. 化学键⑴ 定义：在原子结合成分子时，相邻的原子之间强烈的相互作用，叫化学键。

⑵ 分类③ 电子式的书写电子式是用来表示原子或离子最外层电子结构的式子。

原子的电子式是在元素符号的周围画小黑点（或×）表示原子的最外层电子。

离子的电子式：阳离子的电子式一般用它的离子符号表示；在阴离子或原子团外加方括弧，并在方括弧的右上角标出离子所带电荷的电性和电量。

分子或共价化合物电子式，正确标出共用电子对数目。

离子化合物电子式，阳离子的外层电子不再标出，只在元素符号右上角标出正电荷，而阴离子则要标出外层电子，并加上方括号，在右上角标出负电荷。

阴离子电荷总数与阳离子电荷总数相等，因为化合物本身是电中性的。

用电子式表示单质分子或共价化合物的形成过程用电子式表示离子化合物的形成过程④结构式：用一根短线来表示一对共用电子（应用于共价键）。

分子间作用力、氢键A、概念：分子间存在的一种把分子聚集到一起的作用力。

B、对物质性质的影响：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、沸点越高。

C、概念：在H2O、NH3、HF等分子间存在一种比一般分子间作用力稍强调相互作用，叫氢键。

D、氢键会使熔沸点升高。

⑶化学反应的实质：一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。

2. 离子键、共价键与离子化合物、共价化合物的关系离子化合物：（一定有离子键，可能有共价键）共价化合物：（只有共价键）[基础达标3]1. 下列物质中，含有非极性键的离子化合物是A. CaCl2B. Ba(OH)2C. H2O2D. Na2O22．下列化合物中，只存在离子键的是A. NaOHB. CO2C. NaClD. HCl3. 下列分子中所有原子都能满足最外层为8电子结构的是A. BF3B. H2OC. SiCl4D. PCl54．X是由两种短周期元素构成的离子化合物，1 mol X含有20 mol电子。