第一章物質結構元素周期律第一節(jié)元素周期表NHeLiBeBCHOFNeNaMgAlSiPSClAr1-18號元素的排布問題討論由1—18號元素的原子結構分析1.每一橫行有什么相同點？2.每一縱行有什么相同點？橫行：電子層數(shù)相同縱行：最外層電子數(shù)相同(He除外)原子序數(shù)＝核電荷數(shù)＝質子數(shù)＝核外電子數(shù)元素周期表的結構周期序數(shù)＝電子層數(shù)(1)橫行——周期（7個）周期長周期第1周期：第2周期：第3周期：第4周期：第5周期：第6周期：不完全周期短周期2種元素8種元素8種元素18種元素18種元素32種元素每周期可容納的元素種類732③錒89Ac–鐒103Lr共15種元素稱錒系元素,

位于第7周期.②鑭57La–镥71Lu共15種元素稱鑭系元素,

位于第6周期.注意:①除第1、7周期外,每個周期都是從堿金屬元素開始,逐漸過渡到鹵素,最后以稀有氣體元素結束.④超鈾元素:92號元素鈾以后的元素族主族(A)副族(B)ⅠA,ⅡA,ⅢA,ⅣA,ⅤA,ⅥA,ⅦA第VIII族：稀有氣體元素

零族：共七個主族ⅢB,ⅣB,ⅤB,ⅥB,ⅦB,ⅠB,ⅡB共七個副族第八、九、十縱行，位于ⅦB與ⅠB中間(2)縱行（

個）—族（16個）18主族族序數(shù)＝最外層電子數(shù)第VIII族小結7橫，18縱；1.元素周期表的結構：三短三長一不全；七主七副一八零。2.原子結構與表中位置的關系：①周期序數(shù)＝電子層數(shù)②主族序數(shù)＝最外層電子數(shù)練習已知某主族元素的原子結構示意圖,判斷其在周期表中的位置第3周期ⅦA族第4周期ⅠA族復習：

1、元素：2、原子的構成:

具有相同核電荷數(shù)（即核內質子數(shù)）的一類原子的總稱。原子原子核核外電子質子每個質子帶1個單位正電荷中子不帶電核電荷數(shù)＝質子數(shù)＝核外電子數(shù)，因此，原子呈電中性每個電子帶1個單位負電荷三、核素同位素1、質量數(shù)（A）＝質子數(shù)（Z）＋中子數(shù)（N）XAZ——元素符號質量數(shù)———

質子數(shù)———2、核素：具有一定數(shù)目的質子和一定數(shù)目的中子的一種原子。3、同位素：質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一種元素的不同原子互稱為同位素。即:同一元素的不同核素之間互稱為同位素U:92U92U92U

H:1H1H1HC:6C6C6CO:8O8O8OCl:17Cl17Cl12312131416171835372342352384、注意事項：①元素的種類由質子數(shù)決定，與中子數(shù)、核外電子數(shù)無關；

②核素種類由質子數(shù)和中子數(shù)共同決定，與核外電子數(shù)無關；④同一元素的各種核素雖然中子數(shù)（質量數(shù)）不同，但它們的化學性質基本相同。③元素和核素只能論種類，不能論個數(shù)；而原子既論種類，又能論個數(shù)；練習：ab+dXc+--abcd各代表什么？a——代表質量數(shù)；b——代表核電荷數(shù)；c——代表離子的電荷數(shù)；d——代表化合價質量數(shù)相對原子質量=構成原子的粒子及其性質質量數(shù)將原子核內所有的質子和中子的相對質量取近似整數(shù)值加起來，所得的數(shù)值，叫質量數(shù)。質量數(shù)（A）=質子數(shù)（Z）+中子數(shù)（N）XAZ——元素符號質量數(shù)——

核電荷數(shù)——

（核內質子數(shù)）表示原子組成的一種方法

O8162--

2離子電荷質量數(shù)質子數(shù)化合價質量數(shù)質子數(shù)微粒H

11填表中子數(shù)電子數(shù)23123235451801101616801135Br8035X+2311S2-3216核素：具有一定數(shù)目的質子和一定數(shù)目的中子的一種原子。同位素：質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一種元素的不同原子互稱為同位素。即:同一元素的不同核素之間互稱為同位素U:92U92U92U

H:1H1H1HC:6C6C6CO:8O8O8OCl:17Cl17Cl12312131416171835372342352384、注意事項：①元素的種類由質子數(shù)決定，與中子數(shù)、核外電子數(shù)無關；

②核素種類由質子數(shù)和中子數(shù)共同決定，與核外電子數(shù)無關；④同一元素的各種核素雖然中子數(shù)（質量數(shù)）不同，但它們的化學性質基本相同。③元素和核素只能論種類，不能論個數(shù)；而原子既論種類，又能論個數(shù)；二、元素的性質與原子結構（一）堿金屬元素堿金屬元素單質Rb1.物理性質總結:堿金屬的主要物理性質

LiNaKRbCs1.相似性:2.遞變性:1.銀白色有金屬光澤(銫略帶金色)硬度小,都較柔軟,有延展性密度小(ρ石蠟<ρLi

<ρ煤油<ρK

<ρNa

<ρ水

<ρRb

<ρCs)熔點低（均小于200℃）導電、導熱密度呈增大趨勢(但Nak反常)熔、沸點逐漸降低記住！思考：

堿金屬原子結構有何異同？①相同點：堿金屬元素原子結構的

相同，都為

。②遞變性：從Li到Cs，堿金屬元素的原子結構中，

依次增多，原子半徑依次

。

最外層電子數(shù)1個電子層數(shù)增大2.化學性質堿金屬元素的原子結構鉀在空氣中的燃燒鈉、鉀化學性質比較黃淡黃紫鉀的保存及取用方法：保存于煤油中；用鑷子夾取，在玻璃片上小刀切割，濾紙吸干煤油。（1）與非金屬的反應（以O2為例）從Li—Cs，隨電子層數(shù)的遞增，還原性（金屬性）逐漸增強。加熱燃燒，較不劇烈Li2O接觸空氣不加熱劇烈更復雜的氧化物

歸納總結:與氧氣反應越來越劇烈,生成的氧化物越來越復雜鉀與水反應鈉與水反應鈉與鉀與水反應探究活動2浮熔游動紅鈉、鉀與水的反應浮熔游動紅從Li—Cs，隨電子層數(shù)的遞增，還原性（金屬性）逐漸增強。會反應，比Na緩慢

遇水燃燒，甚至爆炸

對應的堿和氫氣劇烈反應，有“浮、熔、游、響、紅”現(xiàn)象更劇烈，氣體會燃燒，輕微爆炸

LiNaKRbCs1.相似性:都易失電子,表現(xiàn)強還原性化合物中均為+1價總結:

堿金屬的原子結構2.遞變性:核電荷數(shù)電子層數(shù)(電子層數(shù)的影響大于核電荷數(shù)的影響)失電子能力還原性金屬性原子半徑化學性質相似最外層上都只有一個電子核對最外層電子的引力堿金屬單質的化學性質：1、與非金屬單質的反應：4Li+O2===2Li2O（氧化鋰）2Na+O2===Na2O2點燃（過氧化鈉）越來越活潑LiNaKRbCsFrK+O2

===

KO2（超氧化鉀）2、與水反應堿金屬單質都能與水反應，生成堿和氫氣。

2R+2H2O＝2ROH+H2↑（R代表堿金屬原子）2Li+2H2O==2LiOH+H2(十分緩慢,因為生成的LiOH微溶于水,反應慢,且Li不熔化)2Na+2H2O==2NaOH+H22K+2H2O==2KOH+H2(反應特點:浮,熔,游,響,酚酞變紅)(比鈉更劇烈)堿金屬元素（從上到下）（課本6-7頁）隨著核電荷數(shù)的增加，堿金屬元素原子的電子層數(shù)逐漸

，原子半徑逐漸

,原子核對

的引力逐漸減弱，原子失電子的能力逐漸

。結論增多最外層電子增強元素的金屬性逐漸

，金屬單質的還原性逐漸

,與水和氧氣的反應越來越

，生成的氧化物越來越

。最高價氧化物對應水化物的堿性越來越

。增強劇烈復雜強增大增強元素金屬性強弱判斷依據(jù)：1、根據(jù)金屬單質與水或者與酸反應置換出氫的難易程度。置換出氫越容易，則金屬性越強。

已知金屬A可與冷水反應，金屬B和熱水才能反應，金屬C和水不能反應，判斷金屬A、B、C金屬性強弱如何？金屬性A〉B〉C例：元素金屬性強弱判斷依據(jù)：2、根據(jù)金屬元素最高價氧化物對應水化物堿性強弱。堿性越強，則原金屬元素的金屬性越強。

已知NaOH為強堿、Mg(OH)2為中強堿、Al(OH)3為兩性氫氧化物，則Na、Mg、Al的金屬性強弱順序如何？例：金屬性Na〉Mg〉Al3、可以根據(jù)對應陽離子的氧化性強弱判斷。金屬陽離子氧化性越弱，則元素金屬性越強。

氧化性Al3+﹥Mg2+﹥Na+

，則元素金屬性順序為

金屬性：Na﹥Mg﹥Al元素金屬性強弱判斷依據(jù)：例：元素金屬性強弱判斷依據(jù)(記！)1、根據(jù)金屬單質與水或者與酸反應置換出氫的難易程度。置換出氫越容易，則金屬性越強。2、根據(jù)金屬元素最高價氧化物對應水化物堿性強弱。堿性越強，則原金屬元素的金屬性越強。3、可以根據(jù)對應陽離子的氧化性強弱判斷。金屬陽離子氧化性越弱，則元素金屬性越強。

（二）鹵族元素二、元素的性質與原子結構1.物理性質鹵族元素單質的物理性質的變化規(guī)律:（隨原子序數(shù)的遞增）1．顏色:淺黃綠色~黃綠色~深紅棕色~紫黑色

（顏色逐漸加深）

2．狀態(tài)：氣態(tài)~液態(tài)~固態(tài)3．熔沸點：逐漸升高4．密度：逐漸增大(Br2特殊)5．溶解性：逐漸減小相同點：鹵族元素原子結構的

相同，都為

。遞變性：從F到I

依次增多。②

依次增多。③

依次增大。氟氯溴碘鹵素原子結構有何異同？最外層電子數(shù)7核電荷數(shù)電子層數(shù)原子半徑2.化學性質（1）鹵素單質間置換反應（2）鹵素單質與氫氣反應（1）鹵素單質間置換反應（2）鹵素單質與氫氣反應鹵素單質與氫氣反應劇烈程度：F2>Cl2>Br2>I2生成氫化物穩(wěn)定性：HF>HCl>HBr>HI鹵族元素單質的化學性質的變化規(guī)律:（隨原子序數(shù)的遞增）1.原子半徑逐漸增大，原子得電子能力逐漸減弱2.單質的氧化性逐漸減弱3.元素的非金屬逐漸減弱4.單質與氫氣反應越來越困難，生成氫化物越來越不穩(wěn)定元素非金屬性強弱判斷依據(jù)(記！)補充1、根據(jù)單質與氫氣反應的難易程度。與氫氣反應越容易，非金屬性越強。2、根據(jù)元素最高價氧化物對應水化物酸性強弱。酸性越強，元素的非金屬性越強。3、可以根據(jù)對應陰離子的還原性強弱判斷。陰離子還原性越弱，則元素非金屬性越強。

同一主族中，隨原子核外電子層數(shù)增加得電子能力逐漸減弱失電子能力逐漸增強，非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強。主族元素隨原子核外電子層數(shù)增加，它們得失電子能力、金屬性、非金屬性遞變的趨勢。思考與交流:規(guī)律：第二節(jié)元素周期規(guī)律1、核外電子運動特點⑴電子的質量極微小（9.10910-31kg）；⑵電子繞核運動是在原子這樣極其微小的空間（原子的直徑約10-10m）中進行；⑶電子繞核作高速運動（運動的速度接近光速，約為108m/s）(4)電子繞核運動沒有確定的軌道，不能精確測定或計算電子在任一時刻所在的位置，也不能描繪出其運動軌跡,我們只能指出它在核外空間某處出現(xiàn)機會的多少。

這是核外電子運動的根本特征。一、原子核外電子的排布電子云一、原子核外電子的排布2、核外電子的能量

在含有多個電子的原子里，電子的能量是不同的，它們分別在不同的區(qū)域內運動。在離核較近的區(qū)域內運動的電子能量較低，在離核較遠的區(qū)域內運動的電子能量較高。我們把不同的區(qū)域簡化為不連續(xù)的殼層稱作電子層。(洋蔥式結構)分別用n=1、2、3、4、5、6、7或

K、L、M、N、O、P、Q3、核外電子排布規(guī)律(1)電子總是盡可能的從能量低的內層排起，當一層充滿后再填充下一層。即先從K層排起然后排L、M……(2)各電子層最多容納

個電子(3)最外層不超過

個(K層不超過2個)，次外層不超過

個，倒數(shù)第三層不超過

個。2n281832原子核外電子排布規(guī)律確定了元素周期表的排布規(guī)律與結構特點二、元素周期律請閱讀并比較表1-2中1~18號元素的有關數(shù)據(jù)，從中能找出什么規(guī)律？科學探究思考并討論：隨著原子序數(shù)的遞增，(1)原子的核外電子層排布,(2)元素的原子半徑,(3)元素的化合價,呈現(xiàn)什么規(guī)律性的變化？

1

2

氫

氦原子序數(shù)元素名稱

元素符號

電子排布

化合價+1

0

HHe

1

2第一周期

3

4

5

6

7

8

9

10

鋰

鈹

硼

碳

氮

氧

氟

氖

原子序數(shù)元素名稱元素符號電子排布化合價LiBe

B

C

N

O

F

Ne2,12,22,32,42,52,62,72,8第二周期+1

+2+3+4-4+5-3-2-10

11

12

13

14

15

16

17

18

鈉

鎂

鋁

硅

磷

硫

氯

氬

原子序數(shù)元素名稱

元素符號

電子排布

化合價NaMg

Al

Si

P

S

Cl

Ar2,8,12,8,22,8,32,8,42,8,52,8,62,8,72,8,8第三周期+1

+2+3+4-4+5-3-2-10

+6+7原子序數(shù)電子層數(shù)最外層電子數(shù)原子半徑變化1~2H~He3~10Li~Ne11~18Na~Ar11→2最高正價：+1→+5

(O,F無正價)

21→8負價始于C,-4→-1→031→8大→小大→小最高正價：+1→+7負價始于Si,-4→-1→0+1→0最高正化合價、最低負化合價的變化結論：隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的電子層排布、原子半徑、化合價呈現(xiàn)周期性的變化疑問為什么隨原子序數(shù)的遞增,元素原子的電子層排布、原子半徑、化合價呈現(xiàn)周期性變化呢？

▲

隨原子序數(shù)的遞增,元素原子核外電子排布的周期性變化,決定了原子半徑、化合價呈現(xiàn)周期性變化。1.元素原子的電子層排布規(guī)律2.原子半徑的變化規(guī)律3.元素化合價的變化規(guī)律

◆最外層電子數(shù)8個(K層是最外層時不超2個)

次外層電子數(shù)18，倒數(shù)第三層電子數(shù)32；

◆隨著核電荷數(shù)的增加,原子核對同一區(qū)域運動的電子的吸引力增大,因此原子半徑漸減小◆主族元素的最高正價=族序數(shù)=最外層電子數(shù)最高正化合價+∣最低負價∣=8元素的金屬性和非金屬性是否也隨原子序數(shù)的變化呈現(xiàn)周期性變化呢？疑問①金屬與水或酸反應越容易，金屬性越強；②最高價氧化物對應的水化物（氫氧化物）堿性越強，金屬性越強。③金屬與某些鹽溶液的置換元素金屬性強弱判斷依據(jù):科學探究:金屬鈉、鎂、鋁與水反應實驗一現(xiàn)象化學方程式鈉與冷水迅速反應，鎂與冷水反應緩慢，而鎂與沸水反應加快，鋁與冷水不反應金屬性：Na>Mg>Al結論Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2△2Na+2H2O==2NaOH+H2列表總結：NaOHMg(OH)2

Al(OH)3

金屬性：Na>Mg>Al強堿中強堿兩性氫氧化物①非金屬與H2化合越容易，非金屬性越強；②氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定,非金屬性越強；③最高價氧化物對應的水化物（含氧酸）酸性越強，非金屬性越強。④非金屬與某些鹽溶液的置換元素非金屬性強弱判斷依據(jù):氧化物最高價氧化物的水化物

元素14Si15P16S17ClSiO2P2O5SO3Cl2O7H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4硅酸磷酸硫酸高氯酸弱酸中強酸強酸更強酸

非金屬性：Si<P<S<Cl科學事實

非金屬性：Si<P<S<Cl很不穩(wěn)定不穩(wěn)定較不穩(wěn)定穩(wěn)定科學事實本節(jié)總結：

根據(jù)實驗，可得出第三周期元素金屬性、非金屬性的遞變規(guī)律:

NaMgAlSiPSCl

金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強對其他周期元素性質進行研究,也可以得到類似的結論。

同一周期元素,從左到右,金屬性逐漸減弱,非金屬性逐漸增強。元素周期律

元素的性質隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性的變化。實質：元素原子核外電子排布的周期性變化，決定了元素性質的周期性變化（量變質變）第三節(jié)化學鍵1.概念要點：a.相鄰b.原子?之間c.強烈作用——相鄰的原子?之間強烈的相互作用2.化學鍵主要類型：a.離子鍵b.共價鍵化學鍵鈉在氯氣中燃燒現(xiàn)象：劇烈燃燒，黃色火焰，大量白煙。思考：Na與Cl是如何結合成NaCl的呢？Na+Cl-轉移1e－不穩(wěn)定穩(wěn)定NaCl形成的微觀過程1.定義：陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵稱為離子鍵。一、離子鍵4.離子化合物：由離子鍵構成的化合物陰、陽離子靜電引力2.構成離子鍵的粒子：3.作用力：靜電作用斥力成鍵范圍——活潑金屬(IAIIA)與非金屬(VIAVIIA)(1)原子HOClMgNa三、用電子式表示離子化合物的形成1.電子式：在元素符號周圍用小點（或×）來表示原子的最外層電子，這種式子叫電子式。(2)離子的電子式：H+Na+Mg2+[O]2－

··

··：：[Cl]－

··

··：：①金屬陽離子的電子式就是其離子符號。②復雜陽離子及陰離子的電子式要標[]及“電荷數(shù)”。HNH：：：：HH+離子化合物：

ClNaNaO2-NaClMg2Cl由離子鍵構成的化合物一定是離子化合物寫出下列粒子的電子式：

硫原子，溴離子，鉀離子

·S·

··

··[

Br

]-

··

··：：K+氯化鈉氟化鎂Na+[Cl]-

··

··：：[

F

]-

··

··：：Mg2+[

F

]-

··

··：：2、用電子式表示離子化合物的形成過程Mg2BrBrSKKBrMgBrS2-KK例：1.原子、離子都要標出最外層電子，離子須標明電荷；2.陰離子要用方括號括起來；3.相同的原子可以合并寫，相同的離子要單個寫；4.不能把“→”寫成“====”；5.用箭頭標明電子轉移方向。書寫要點：用電子式表示氯化鈉的形成過程用電子式表示溴化鈣的形成過程

Cl·

··

··

··Na·＋→[Cl]-····：：Na+

Br·

··

··：·Ca·

Br·

··

··：＋＋→Ca2+[

Br

]-

··

··：：[

Br

]-

··

··：：[練習]⑴用電子式表示硫化鉀的形成過程箭頭左方相同的原子可以合并箭頭右方相同的微粒不可以合并注意

·S·

··

··2K·＋→K+[S]2-

··

··：：K+不能把“→”寫成“＝”

思考哪些物質屬于離子化合物，含有離子鍵？活潑的金屬元素和活潑的非金屬元素之間形成的化合物。如：KCl、Na2O、MgCl2、NH4Cl、NaOH等··想一想活潑金屬與活潑非金屬化合時易形成離子鍵，那么非金屬和非金屬之間相互作用時，原子又是怎樣結合成分子的？H2、HCl是怎樣形成的？分析氯化氫的形成過程我是非金屬，我很少失電子我才不會失電子給你共用電子對1、定義：原子之間通過共用電子對所形成的相互作用，叫做共價鍵。成鍵微粒：原子成鍵本質：共用電子對（即原子間的靜電作用）成鍵元素：一般是同種或不同種非金屬元素三、共價鍵存在范圍：非金屬單質(H2、

O2)、共價化合物(NH3、CH4、H2O)、離子化合物(NaOH、NH4Cl)想一想H2和HCl的共價鍵一樣么？HHee對電子吸引力相同共用電子對沒有偏向HClee對電子吸引力強共用電子對偏向Cl2、類型（1）極性共價鍵：共用電子對有偏向（2）非極性共價鍵：共用電子對沒有偏向兩種不同種元素間形成極性共價鍵，如HCl等同種元素間形成非極性共價鍵，如N2、O2、Cl2等3、影響共價鍵強弱的因素（1）原子半徑（2）共用電子對數(shù)原子半徑越小，共用電子對數(shù)越多，共價鍵越強，則物質的熔沸點越高。

判斷共價化合物的方法：b.弱堿（如Cu(OH)2)、酸(如H2SO4、H2CO3）、非金屬氧化物（如CO2、SiO2)、氣態(tài)氫化物(如NH3、HCl)、大部分有機物（如CH4、C2H5OH）等屬于共價化合物。a.一般是不同的非金屬元素之間形成的化合物。思考

哪些物質是共價化合物？4.共價化合物：原子間僅以共用電子對作用所形成的化合物HFH2OCH4······HF··HOH········HCHHH········(1)電子式H2Cl2N2注：NN——（錯誤）······················ClCl··HH··5、共價鍵的表示方法NHHHNH3·····NN·····小結1、如何確定共用電子對的對數(shù)呢？共用電子對對數(shù)＝8-最外層電子數(shù)∶∶∶∶COO∶∶∶∶

CO2

2、如何書寫共價化合物的電子式？判斷哪些元素原子之間形成共用，判斷兩原子之間形成幾對共用電子對，最后補齊各原子上的剩余電子。幾種重要的物質的電子式：NaOHNa2O2NH4ClOH[]－Na+O[]2－Na+ONa+H2O2OHOH[]+NHHHHCl[]－離子鍵共價鍵含有共價鍵的化合物不一定是共價化合物H2O2Cl2N2H－HCl－ClO＝ON≡N(2)結構式（單鍵）（叁鍵）（雙鍵）O=C=OH－O－HH－N－H|HCO2NH3H2OCH4H－C－H||HH

將一對共用電子對改用一根短線表示，其余的電子不標出式子。這樣的式子叫結構式。物質分子的幾種表示方法：

碘

＋→

6、用電子式表示下列共價分子的形成過程水

二氧化碳氨

·I

··

··

：

I·

··

··

：

I

··

··：I

··

··

：：2H·＋

··

·O·

··

→

﹕HOH

﹕﹕

﹕硫化氫2H·＋→

﹕HSH

﹕﹕

﹕

··

·S·

··

3H·＋→

·N

··

··

﹕HN

﹕﹕

﹕H

H

·C···＋

··

·O·

··

2→

﹕OCO

﹕﹕

﹕

﹕﹕

﹕

﹕指出下列化合物所含化學鍵類型：NaBr、H2S、NaOH、SO2、NH4NO3屬于離子化