高一化学必修2 第一章物质结构元素周期律复习课件【精品】

非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2
3 4 5 6 7
金 属 性 逐 渐 增 强
B Al Si
非金属区
Ge As
金属区
Sb
Te Po
非 零 金 属 性 族 逐 渐 增 元 强
At
素
金属性逐渐增强
元素周期表和元素周期律的应用
1.元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系
注意：NH4+的盐除外。
四、元素周期表和元素周期律
1、元素周期表的结构 （1）7个周期 周期序数＝电子层数 第1周期 2种元素 三个短周期 第2周期 8种元素
第3周期 8种元素 第4周期 18种元素 三个长周期 第5周期 18种元素 第6周期 32种元素 一个不完全周期：第七周期，应有32种元素， 现有26种元素。
（2）16个族 七个主族（A） ：由长周期和短周期元素组 成，IA~VIIA 位于第1、2、13、14、15、 16、17纵行 七个副族（B） ：仅由长周期元素组成， IB~VIIB位于第11、12、3、4、5、6、7纵行 一个第Ⅷ族：位于第8、9、10三个纵行 一个0族：稀有气体元素族，位于第18纵行 主族序数＝最外层电子数＝最高正价数
单质 具有 强的 氧化 性
逐 渐 增 多
逐 渐 升 高
逐 渐 升 高
逐 渐 增 大
非 金 属 性 逐 渐 减 弱
五、化学键
定义：相邻的两个或多个原子(或离子)
之间强烈的相互作用叫做化学键。
离子键和共价键通称为化学键。 离子键 化学键 极性键 共价键 非极性键 化学反应的实质：
旧化学键断裂，新化学键形成的过程。
(3)同周期元素随原子序数递增，主要化合价呈 周期性变化；
最高正价：+1～+7 最低负价：由－4～－1
3、元素性质呈周期性变化的根本原因是 元素原子的核外电子排列呈周期性变化 4、同周期、同主族元素结构、性质的递 变规律及金属元素、非金属元素的分区： 分界线左边是金属元素，分界线右边 是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体 元素。见下图： 注意：金属性、非金属性是元素的性质
Ａ的一个X原子
A Z
X －表示核电荷数(质子数)为Ｚ，质量数为
a + d c+ -b e
X
a、b、c、d、e各代表什么？
a——代表质量数； b——代表核电荷数(质子数) ；
c——代表离子的电荷数；
d——代表化合价； e ——代表原子个数
＊质量数：忽略电子的质量，将核内所 有质子和中子的相对质量取近似值加起 来，该数值即为质量数。 质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）
粒子半径比较
1、电子层数、核电荷数均不同，电子 层数越多，半径越大。（例如：Na<K） 2、电子层数相同，核电荷数不同时， 核电荷数大的半径反而小。（例如： Na>Mg、Na+>Mg2+） 3、当核电荷数相同、电子层数也相同 的时候，核外电子数越多，半径越大。 （例如：Cl<Cl-）
原子半径示意图
原子半径逐渐变小
原 子 半 径 逐 渐 变 小
在周期表中，同一主族 的元素，从下到上，同 一周期的主族元素，从 左到右原子半径依次减 小
碱金属元素的性质
似 形 递 变 性 名 相 称 最外层 物 理 化 学 电 子 熔 点 沸 点 密 度 化 学
电子数 性 质 性 质 层 数 性 质
锂 钠 钾 铷 铯
离子键 1、定义：带相反电荷离子之间的相互作 用称为离子键。 2、形成元素：一般由活泼金属（ⅠA、 ⅡA）与活泼非金属(ⅥA 、 ⅦA)组成。 3、离子化合物：由离子键构成的化合 物叫做离子化合物。
例如：NaCl、KCl、NH4Cl、NaOH等。
共价键 1、定义：原子间通过共用电子对所形 成的相互作用。 2、形成元素： 1）同种或不同种非金属元素结合； 2)部分金属元素元素原子与非金属元素, 如AlCl3 ;BeCl2 ； 3、共价化合物：以共用电子对形成分子 的化合物。 4、共价键的存在：HCl、H2等，一些 离子化合物中，如NaOH、Na2O2等。
· ·
· · H Cl · · · ·
· ·
化合物的判别
⑴只要有阴阳离子，即可判断为离子化合物； 强碱：NaOH等；大多数盐：NaCl、BaSO4等; 氧化物：Na2O等；另外：Mg3N2、NaH、 Na2O2等; ⑵非金属元素间形成的化合物为共价化合物。 另外，部分金属元素元素原子与非金属元素原 子, 如AlCl3 ;BeCl2 ；
· · · ·
· · H Cl · · · ·
· ·
分子结构和化学键
用电子式表示离子键、共价键的形成过程
.ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
2
＋ ＋
H
H×
.
×
H
离子键和共价键的比较
离 子 键 成键微粒 阴、阳离子 成键本质 静电作用 · 表示方法 Na+ [： ·：Cl ] 共 价 键 原子 共用电子对
同种或不同种 成键元素 活泼金属与活 泼非金属元素 非金属元素 存在 只存在于离 非金属 单质、共价化合 子化合物中 物及部分离子化合物中
元素金属性和非金属性的递变 (见课本17页) (1)同一周期从左到右元素的金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐 渐 增强 (不包括稀有气体元素)。 (2)同一主族从上到下元素的金属性逐渐增强 ，非金属性 逐渐 减弱 (不包括稀有气体元素)。
2.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。 （1）价电子： 最外层电子 （2）主族序数= 最外层电子数=主族元素最高正化合价数 （3）｜最高正价｜+｜最低负价｜= 8 （4）特殊：氧元素的化合价一般是 -2 价，而氟元素 无 正 化合价。金属 元素只有正化合价而无负价。
第一章 物质结构 元素周期律
知识结构
一、元素： 具有相同核电荷数（即核内质子数）
的一类原子的总称。 二、原子的构成: 决定 元素 质子 种类 原子核 原子
{ {
中子 核外电子 决定
}
决定 原子(核
素)种类
元素的化学性质
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
元素的金属性和非金属性判断依据
“越易越强、越强越强”
元素金属性强弱的判断依据： 1) 单质跟水或酸起反应置换出氢的难易； 2) 元素氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。 元素非金属性强弱的判断依据： 1) 最高价氧化物的水化物的酸性强弱； 2) 单质与氢气生成氢化物的难易或生成氢化物的 稳定性。
＊核素：把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。 同位素：质子数相同而中子数不同的同 一种元素的不同原子互称为同位素。 （同一种元素的不同核素互称为同位素） 如：1H、2H、3H；12C、14C
＊
三、核外电子的排布规律及表示方法 1、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，依次排布在能量较高的 电子层里（这就是能量最低原理）。 电子层的代号 n 2、各电子层最多能容纳的电子数为 2n2 1 2 3 4 5 6 7 3、最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层 序号 时不能超过 2 ）。 K L M N O P Q 各 4、次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层 电 与原子核 从小到大 电子数不能超过 32 。 子 的距离 层 能量 从低到高 注意：以上四条规律是相互联系的，不能孤 立地理解。
1
单 银白, 质 软,轻. 都 低(熔 具 点). 有 强 的 略带 还 金色 原 性
逐 渐 增 多
逐 渐 降 低
逐 渐 降 低
逐 渐 增 大
金 属 性 逐 渐 增 强
卤素的性质
相似形 递变性 名 称 最外层 物理 化学 电子 熔点 沸点 密度 化学
电子数 性质 性质 层数 性质
氟 氯 7 溴
碘
单质 的熔, 沸点 较低, 颜色 较深
主族序数＝主族元素的最高正价数 ＝8－最低负价数
2、元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈 周期性变化的规律叫做元素周期律。
(1)同周期元素随原子序数递增，核外电子排列 呈周期性变化； (2)同周期元素随原子序数递增，原子半径减小； 原因：同周期元素电子层数相同，原子半径决 定于核电荷数，核电荷数(原子序数)越大， 核对电子吸引力越强，则原子半径越小。
H
Li N a K Rb Cs Fr Be M g Ca Sr Ba Ra He
B
Al Ga In Tl
C
N P
O
S
F
Cl
Si Ge Sn
Pb
N e Ar
Kr Xe Rn
As Sb
Bi
Se
Te Po
Br I
At
原子半径的递变规律
族 周期
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
1 2 3 4 5 6 7
5、共价键可分为极性键和非极性键。 如：H—Cl、H—F键等为极性键；H— H、Cl—Cl键等为非极性键。 电子式： 元素符号周围用“•”或“×”来表示原 子的最外层电子（价电子）的式子叫做电 H 子式。 ‥ ‥
H︰H
H︰N︰H ‥ H ‥ H︰O︰ ‥ H H︰C︰H ‥ H
+ [ ： ：Na Cl ]