1、一、原子结构,1、原子的构成,2、原子核外电子排布,二、元素周期律和元素周期表,1、元素周期律,2、元素周期表,（1）周期表的结构,（2）原子结构、元素性质与元素在周期表中位置的关系,三、化学键,物质结构 元素周期律复习课,相对质量为约为1,带1个单位正电荷,质子数=核电荷数=原子序数=核外电子数,相对质量为约为1,不显电性,质量仅为质子质量的1/1836,带1个单位负电荷,元素的化学性质主要决定于原子的价电子数（最外层电子数）,质量关系：A=Z+N,重要的等量关系：,电量关系：,一、原子结构,同位素：凡具有相同质子数和不同中子数的同一元素的不同原子 互称同位素。,核素：具有一定数目的质子和一
2、定数目的中子的一种原子。,注意：,1、同位素的特征 自然界中同位素原子百分比保持不变。 化学性质相同。,2、几种相对原子质量的关系。,讨论1：（13海南）重水(D2O)是重要的核工业原料，下列说法错误的是（ ）A氘(D)原子核外有1个电子B H2O与D2O互称同素异形体C1H与D互称同位素 D1H18O与D216O的相对分子质量相同,讨论2：,B,B,1、各电子层最多容纳的电子数为2n2 (K L M N O P Q),2、最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）,3、次外层电子数不超过18个,核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。 离核越近能量越低。,练习：请画出54号元素Xe
3、的原子结构示意图。,核外电子排布的一般规律：,一低四不超,（1） 核外电子总数为10个电子的微粒 阳离子： 阴离子： 分子：,Na+ Mg2+ Al3+ NH4+ H3O+,N3 O2 F OH,HF H2O NH3 CH4 Ne,K+ Ca2+,S2 Cl HS,HCl H2S PH3 SiH4 Ar,核外电子数相同的微粒,F2 H2O2 N2H4 C2H6 等,（2） 核外电子总数为18个电子的微粒 阳离子： 阴离子： 分子：,二、元素周期律和元素周期表,核外电子排布的周期性,元素性质的周期性,决定,注意：A、主族元素的化合价判断 B、 微粒半径比较 C、金属性与非金属性强弱的判断,D、周
4、期表的结构,E、原子结构、元素性质与元素在周期表中位置的关系,比较微粒半径大小的规律, 同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小, 同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大, 同种元素的微粒：价态越低，微粒半径越大 即：阳离子中性原子Mg Al Si,Li Na K F- Cl- F- Na+ Mg2+ Al3+,(第二周期阴离子）,(第三周期阳离子）,Fe+3 Fe2+ Fe H+ H CaMg 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: HFH
5、2ONH3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,例如：Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，则Be(OH)2更难溶,例如：金属性 MgAl 可知碱性 Ca(OH)2Al(OH)3,相邻的原子之间的强烈相互作用。,三、化学键,阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键,阴、阳离子,得失电子,离子化合物如NaCl、铵盐,离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强（离子化合物的熔沸点越高）,原子间通过共用电子对所形成的化学键。,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,极性键和非极性键,定义,由离子键构成的化合物,由共用电子对形成分子的化合物,结构粒子,阴、阳离子,原子,化学键类型,一定含有离子键，可能含有共价键,只含共价键,与物质类别的关系,强碱绝大多数盐活泼金属氧化物,所有的酸弱碱气态氢化物非金属氧化物极少数盐,D,讨论1：下列说法正确的是（ ）A. 两种元素组成的分子中一定只有极性键B. 只要有键的断裂必然有化学反应发生 非金属元素组成的化合物一定是共价化合物D. 含有阴离子的化合物一定含有阳离子,2、,课后作业,1、 复习第一章，完善小结；2、活页P1214 章末检测题（一）3、活页P15 114题,
