物质结构元素周期律

A.推断元素位置、结构和性质
比较同族元素的 金属性
B 比 较 或 推 断 一 些 性 质
比较同周期元素及其化合物的性质
Ba>Ca>Mg 非金属性 F>Cl>Br 最高价氧化物的水化物的酸碱性 KOH>NaOH>LiOH 氢化物的稳定性 CH4>SiH4
碱性: NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 稳定性: HF>H2O>NH3 比较不同周期元素的性质（先找出与其同 周期元素参照）
+ ×
-
2+
.. .Cl:] [ ..
×
-
(原子的电子式) (化合物的电子式) 在元素符号周围用小黑点(或x)表示 原子的最外层电子的式子。
①原子的电子式： ②阳离子的电子式：
③阴离子的电子式 ④离子化合物的电子式 NaCl、CaO、CaCl2、Na2O、Mg3N2、 Na2O2、NH4Cl、Ca（OH）2
具有一定数目的 质子和中子的一 种原子
元素的种类由 质子数决定
1 2 3 1 H， H， H 总称氢元素 1 1 12 13 14 6 C，6 C， 6 C 总称碳元素 35 37 17 Cl， Cl 总称氯元素 17
核素的种类由质子 同种元素的同位素 的种类由中子数决 数和中子数共同 定 决定
1 2 3 H， H， H ， 1 1 1 12 13 14 C，6 C， 6 C ， 6 35Cl， Cl 37 17 17
最外层电子数____ 相同 增多 从上到下 核电核数_____ 增多 电子层数______ 原子半径______ 增大 原子核对最外层电子吸引力____ 减弱 增强 失电子能力_____ 增强 增强 还原性______金属性_____ 得电子能力_____ 减弱 氧化性______非金属性______ 减弱 减弱
氢键：比分子间作用力强。HF、H2O、NH3
推断一些未知元素及其化合物的性质
思考：原子间为什么能相互结合？
三、化学键：物质中相邻的两个或多个原子
（或离子）之间强烈的相互作用 称为化学键。 离子键 形成离子化合物
化学键
共价键
金属键
极性键
非极性键
1、离子键
（1）定义：带相反电荷的离子间 形成的相互作用叫做离子键. 成键的微粒： 阴离子、阳离子 成键的本质（作用力）： 静电作用（吸引和排斥）
D
金属性、非金属性、还原性、氧化性、氢化 物稳定性、最高价氧化物的水化物酸碱性
概念： 元素的性质（原子半径、主要化合 价）随着原子序数的递增而呈周期 性的变化 规律： 原子半径同周期从左到右渐小， 同主族从上到下渐大。
元 素 周 期 主要化合价: +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0 律 -4 -3 -2 -1
(1) 金属单质与水或者酸反应快慢 。 (2) 最高价氧化物的水化物的碱性强弱 。 (3) 金属与盐溶液发生的金属间的置换反应 。 2、非金属性强弱判断依据： (1) 非金属 单质与氢气反应的难易 。
(2) 气态氢化物的稳定性强弱 。
(3)最高化氧化物的水化物的酸性强弱 。
(4)非金属单质间的置换反应
原因： 核外电子排布随着原子序数的递 增而呈周期性的变化 (1~8)
某元素最高正价氧化物对应的水化物 的化学式是H2XO4，这种元素的气态氢 化物的化学式为（ B ） A. HX B. H2X C. XH3 D. XH4
2、元素的性质与元素在周期表中位置的关系 同一主族元素，结构相似，性质相似
Li 3锂 Na 11钠 K 19钾 Rb 37铷 Cs 55铯 F 9氟 Cl 17氯 Br 35溴 I 53碘 At 85砹
元 2结构 素 族 周 期 表 3元素性质
变化规律
4.周期表与原子结构的关系：
电子层数=周期序数 最外层电子数=主族序数=最高正价数 最高正价数＋／最低负价／＝8
练习：
1、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（ D ）
（A） 2
3 11
4
（B）
2 10 11 18 19
19
（C）
核外电子有＿＿＿个。 Z
３、相互关系 (1) 质量数= 质子数+中子数 (2) 原子中：质子数= 核电荷数=核外电子数 (3) 阳离子中： 质子数= 核电荷数=离子的核外电子数+离子电荷数
(4) 阴离子中：
质子数= 核电荷数=离子的核外电子数-离子电荷数
4.核外电子排布规律
符号：
概念： 能量高低不同和离核远近不同的空间区域 K L M N O P Q 3 4 5 6 7
同周期的三种元素X、Y、Z，已知它们的 最高价含氧酸的酸性由强到弱的顺序为 HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列叙述正确的是 （ AB ） A.非金属性X>Y>Z B. X、Y、Z形成的阴离子还原性逐渐增强 C.原子半径X>Y>Z D. X、Y、Z的气态氢化物稳定性由弱到强
小结：元素金属性和非金属性的递变
3.氢化物组成
递 2.“最高价氧化物的水 变 化物”的酸碱性 性
3.氢化物的稳定性
1.金属性与非金属性
（三）周期表的应用
右图是周期表中短周期的一部分，A、B、C 三种元素原子核外电子数之和等于B的质量数。B 原子核内质子数和中子数相等。下面叙述中不正 确的是 A、三种元素的原子半径的 大小顺序是B＜A＜C B、A元素最高价氧化物的对应水 化物具有强氧化性和不稳定性 C、B元素的氧化物、氢化物的水溶液都呈酸性 D、C元素的单质是非金属单质中唯一能跟水激 烈反应的单质
222
A.136
B.50
C.பைடு நூலகம்6
D.222
质子数相同而中子数不同的同一 5.同位素： 种元素的不同核素。
举例 元素
核素 …… 核素
（同位素）
元素、核素、同位素三者关系 元素平均相对原子量:A=A1•x1+ A2•x2+ A3•x3…… 原子近似相对原子量：
元素、核素、同位素：
元素 概 念 特 点 具有相同核电荷 数的一类原子的 总称 。 核素 同位素 同种元素的不同 核素之间的互称
周期 族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA O
1 2 3 4 5 6 7
金 属 性 逐 渐 增 强
非金属性逐渐增强
B
Al Si
Ge As
Sb Te Po At
金属性逐渐增强
非 金 属 性 逐 渐 增 强
小结：元素金属性和非金属性的判断依据
金属性和非金属性强弱判断依据 1、金属性强弱的判断依据：
。
2、“位——构——性”之间的关系
原子结构
质子数=原子序数 电子层数=周期序数 最外层电子数=主族序数 同位同化性;左右递 周期表位置 变性;上下相似性 1.主要化合价
最外层电子数=主族最高正价数 电子层结构、原子半径决定得失 电子的难易、氧化性、还原性
元素性质
相 2.最高价氧化物及其 似 水化物的组成 性
2、共价键
（1）定义：原子间通过共用电子对而 形成的化学键。
问题1:哪些元素之间能形成共价键? 同种或不同种非金属元素之间一般能形成 共价键。
（2）、极性键和非极性键： 据共用电子对是否发生偏移，把共价键分为 极性共价键和非极性共价键。简称极性键和 非极性键。 两个不同原子间的共价键都是极性键 两个相同的原子间的共价键都是非极性键
78 C、 Se和 34
78 D、34
80 34
80 34
Se和
Se都含有34个中子
二.元素周期律与元素周期表
1编排原则 周期 短周期 第1、2、3周期 长周期 第4、5、6、7周期 主族：IA~VIIA 副族：IB~VIIB 0族：稀有气体 VIII族 原子半径 同周期 化合价 同主族 得失电子能力
只含有共价键的化合物 （3）共价化合物：
非金属元素之间一般能形成共价化 合物（除铵盐）。 （4）共价化合物的电子式表示
共价化合物的形成过程的电子式表示
H2、 N2 、HCl、H2O、H2S、CH4、CCl4、 CO2、NH3、Cl2、H2O2、 HClO
3、化合物类型与化学键
离子化合物一定含离子键
（2）离子化合物： 通过离子键而形成的化合物
一般来说活泼金属IA 和 IIA族 和活泼非金属 VIA和VIIA族 之间可形 成离子化合物(简单离子化合物)。
（3）离子化合物形成过程的表示—电子式
.. Na ·+ · Cl: .. .. .. :Cl·+ Mg + · Cl: .. ..
× ×
.. Na [:Cl:] .... .] Mg [:Cl ..
6 11 12 13 24
（D）
6 14 31 32
7
下列各图若为元素周期表中的 一部分（表中数字为原子序数）， 其中X为35的是 AD
下列说法正确的是 A．常温常压下，只有一种元素的单质 呈液态 B．周期表中所有元素都是从自然界中 发现的 C．过渡元素不全是金属元素 D．常温常压下，气态单质的分子都是 由非金属元素的原子形成的
H :S: H
（D）H+[:S:]2-H+
: :
: :
︰
）
︰
四、分子间作用力
•分子间作用力存在于分子之间，比化 学键弱的多。 •分子间作用力对物质的熔点、沸 点、 溶解度等影响很大。 组成和结构相似的分子，相对分子质量 越大，分子间作用力越大，熔沸点越高 即F2<Cl2<Br2<I2 分子间的作用力不是化学键。
电子层 电子层数： 1 2
划分
能量：
低—————————高