一、原子結構,1、原子的構成,2、原子核外電子排布,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）周期表的結構,（2）原子結構、元素性質與元素在周期表中位置的關系,三、化學鍵,物質結構元素周期律復習課,相對質量為約為1,帶1個單位正電荷,質子數=核電荷數=原子序數=核外電子數,相對質量為約為1,不顯電性,質量僅為質子質量的1/1836,帶1個單位負電荷,元素的化學性質主要決定于原子的價電子數（最外層電子數）,質量關系：A=Z+N,重要的等量關系：,電量關系：,一、原子結構,同位素：凡具有相同質子數和不同中子數的同一元素的不同原子互稱同位素。,核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。,注意：,1、同位素的特征自然界中同位素原子百分比保持不變。化學性質相同。,2、幾種相對原子質量的關系。,討論1：（13海南）重水(D2O)是重要的核工業原料，下列說法錯誤的是（）A氘(D)原子核外有1個電子BH2O與D2O互稱同素異形體C1H與D互稱同位素D1H18O與D216O的相對分子質量相同,討論2：,B,B,1、各電子層最多容納的電子數為2n2(KLMNOPQ),2、最外層電子數不超過8個（K層為最外層時不超過2個）,3、次外層電子數不超過18個,核外電子總是盡先排布在能量最低的電子層里。離核越近能量越低。,練習：請畫出54號元素Xe的原子結構示意圖。,核外電子排布的一般規律：,一低四不超,（1）核外電子總數為10個電子的微粒陽離子：陰離子：分子：,Na+Mg2+Al3+NH4+H3O+,N3O2FOH,HFH2ONH3CH4Ne,K+Ca2+,S2ClHS,HClH2SPH3SiH4Ar,核外電子數相同的微粒,F2H2O2N2H4C2H6等,（2）核外電子總數為18個電子的微粒陽離子：陰離子：分子：,二、元素周期律和元素周期表,核外電子排布的周期性,元素性質的周期性,決定,注意：A、主族元素的化合價判斷B、微粒半徑比較C、金屬性與非金屬性強弱的判斷,D、周期表的結構,E、原子結構、元素性質與元素在周期表中位置的關系,比較微粒半徑大小的規律,同周期元素的原子半徑從左到右逐漸減小,同主族元素的原子或離子半徑從上到下逐漸增大,同種元素的微粒：價態越低，微粒半徑越大即：陽離子AlSi,LiNaKF-Na+Mg2+Al3+,(第二周期陰離子）,(第三周期陽離子）,Fe+3Fe2+FeH+Mg非金屬性FClBr最高價氧化物的水化物的酸堿性KOHNaOHLiOH氫化物的穩定性CH4SiH4比較同周期元素及其化合物的性質堿性:NaOHMg(OH)2Al(OH)3穩定性:HFH2ONH3比較不同周期元素的性質（先找出與其同周期元素參照）推斷一些未知元素及其化合物的性質,例如：Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2難溶，則Be(OH)2更難溶,例如：金屬性MgAl可知堿性Ca(OH)2Al(OH)3,相鄰的原子之間的強烈相互作用。,三、化學鍵,陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵,陰、陽離子,得失電子,離子化合物如NaCl、銨鹽,離子半徑越小，離子所帶電荷數越多，離子鍵越強（離子化合物的熔沸點越高）,原子間通過共用電子對所形成的化學鍵。,原子,電子對共用,非金屬單質：H2共價化合物：HCl某些離子化合物,通常原子半徑越小，共用電子對越多，共價鍵越強，形成的單質或化合物越穩定,極性鍵和非極性鍵,定義,由離子鍵構成的化合物,由共用電子對形成分子的化合物,結構粒子,陰、陽離子,原子,化學鍵類型,一定含有離子鍵，可能含有共價鍵,只含共價鍵,與物質類別的關系,強堿絕大多數鹽活潑金屬氧化物,所有的酸弱堿氣態氫化物非金屬氧化物極少數鹽,D,討論1：下列說法正確的是（）A.兩種元素組成的分子中一定只有極性鍵B.只要有鍵的斷裂必然有化學反應發生非金屬元素