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1、原子结构 周期律 周期表,除了青春、拼搏和时间，其他什么都不属于我们！,一、原子结构,两个关系式 原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数 （阴、阳离子=？） 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）,核组成符号,质子：Z 个 中子：A-Z 个 核外电子：Z个,1、原子组成,例1 核内中子数为N的R2+离子，质量数为A，则n g它的氧化物中所含电子的物质的量(mol) A.n(A-N+8)/(A+16) B.n(A-N+10)/(A+16) C.(A-N+2) D.n(A-N+6)/A 氧化物为RO,质子数=A-N+8;式量=A+16；选A,例2“铱星”计划中的铱的一种同位素是19177Ir
2、其核内中子数是 A. 77 B. 114 C. 191 D. 268,例3 12553I可治疗肿瘤，其核内中子数与核外电子数之差是 A.72 B.19 C.53 D.125,B,B,元素： 具有质子数相同中子数不同的同一类原子叫做元素。,核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫核素。如：1 1H、2 1H、3 1H就各为一种核素。 同位素：同一元素的不同核素之间互称为同位素。,如：1 1H、2 1H、3 1H三种核素均是氢的同位素,2、元素、核素、同位素,元素： 决定元素的种类的因素：质子数。 “同一类”包括质子数相同的各种不同原子，以及各种状况下的原子或离子(即游离态和化合态)
3、如：H、D（2 1H）、T（3 1H）、H、H等都称为氢元素。 元素为宏观概念，只论种类不论个数，元素组成物质，不能说元素组成分子。,同位素：同一元素的不同核素之间互称为同位素。 如： 1 1H、2 1H、3 1H三种核素均是氢的同位素。 特点： a决定同位素种类的因素是中子数。 b同位素在周期表中位于同一位置，具有相同的元素符号。 c许多元素，具有多种同位素，因此原子的种类大大超过元素的种类。 d天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。 e同位素的质量数不同，物理性质不同；核外电子数相同，化学性质相同。同位素的不同原子构成的单质是化学性质几乎
4、相同的不同单质。(如H2、D2、HD),相对原子质量 1、核素的相对原子质量 公式 相对原子质量= 2、元素的相对原子质量 是按各种天然同位素原子丰度算出来的平均值,34.9690.7577+36.966 0.2423=35.453 M1M1%+MnMn%=M元素,例3已知氯元素只有两种天然同位素：35Cl和37Cl，氯元素的相对原子质量为35.5，则46.8gNaCl晶体中含35Cl的质量为多少克？,35x37（1x）35.5,X75%,例4下列说法中不正确的是（ ）,A. B. C. D. ,质子数相同的微粒一定属于同一种元素,同位素的性质几乎相同,质子数相同，电子数也相同的微粒，不可能是
5、一种分子和一种离子,电子数相同的微粒不一定是同一种元素,一种元素只能有一种质量数,某种元素的相对原子质量取整数，就是其质量数。,C,例： 氯只有两个稳定同位素，它们在氯气中的原子数之比为3：1。则分子量为70、72、74的氯气分子数之比可能是 A5:2:1 B.5:2:2 C.9:3:1 D.9:3:2,AD,例1已知铱有两种同位素191Ir和193Ir，而铱的平均原子量为192.22，则两种同位素的原子个数比是 A.39:61 B. 61:39 C.1:1 D.39:11,A 191x+193(1-x)=192.22 (或用十字交叉法),例硼有两种天然同位素10B、11B，硼元素的相对原子质
6、量10.80，则对硼元素中10B质量分数的判断正确的是（ ） A20% B略大于20% C略小于20% D80%,C,3、原子核外电子,核外电子运动状态,1）电子云：电子在核外空间一定范围内出现，好象带负电荷的云雾笼罩原子核周围，人们形象地称它为电子云。,2）电子层,概念：能量高低不同和离核远近不同的空间区域 符号： K L M N O P Q 电子层数： 1 2 3 4 5 6 7 能量： 低高 离核距离：近远,记忆,二原理 1）最大容纳原理：每个电子层最多容纳2n2个电子。 2）能量最低原理：电子在填入电子层时，先占能量低的电子 层后占能量高的电子层。,核外电子排布规律,1）每个电子层最多
7、排2n2个电子 2）最外层 8个电子，次外层 18个电子，倒第三层 32 3）先占内层，后占外层 要求：主族元素和第四周期元素原子结构简图会写 方法：记住每周期稀有气体的结构简图 IA IIA外延；IIIAIIVA内推,例1.A元素原子的L层比B元素原子的L层少3个电子，B元素原子核外电子总数比A元素原子核外电子总数多5个，则A、B两元素形成的化合物可表示为( ),A. A3B2 B.A2B3 C.AB3 D.AB2,B,例2.设X、Y、Z代表三种元素，已知：, X+和Y-两种离子具有相同的电子层结构, Z元素原子核内质子数比Y元素原子核内质子数少9个, Y和Z两种元素可以形成4核42个电子的
8、负一价阴离子,据此，请填空：,（1）元素Y是 ，元素Z是 ；,（2）由元素X、Y、Z三种元素所形成的含68个电子的盐类化合物的化学式为 。,Cl,O,KClO4,10电子微粒小结,Ne,HF,H2O,NH3,CH4,N3-、O2-、F- Na+、Mg2+、Al3+,OH-,NH2-,H3O+,NH4+,18电子微粒小结,Ar,HCl,H2S,PH3,SiH4,P3-、S2-、Cl- K+、Ca2+、,HS-,PH2-,H3S+,PH4+,F2,H2O2,多核 ：N2H4、C2H6、CH3OH、CH3-NH2 、 HFO等,二、元素周期律：,1、原子核外电子排布的周期性变化,最外层电子数：从1
9、8的周期性变化（第一周期例外）,2、原子半径的周期性变化,同周期元素，随原子序数的递增，原子半径减小，到稀有气体原子半径又突然增大,3、元素主要化合价的周期性变化,正价：+1 +7；负价：-4 -1,元素周期律的本质：,原子核外电子排布的周期性变化,1869年，门捷列夫最先提出。,4、元素金属性和非金属性的周期性变化,同周期元素性质变化规律,族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 最外电子数 1 2 3 4 5 6 7 原子半径 大小 得(失)电子能力 弱（强）强（弱） 氧化(还原)性 弱（强）强（弱） 最高正价 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 对应氧化物 R2O
10、 RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7 对应水化物 ROH R(OH)2 R(OH)3 H4RO4 H3RO4 H2RO4 HRO4 酸碱性 碱性渐弱， 酸性渐强 最低负价 -4 -3 -2 -1 对应氢化物 RH4 RH3 H2R HR 稳定性 逐渐增强 溶于水酸碱性 碱性渐弱，酸性渐强,内容 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 电子层数 相同（等于周期序数） 逐渐增加 最外电子数 逐渐增加（18） 相同（等于族序数） 最高正价 +1+7 等于族序数 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阴阳离子半径均渐小 阴阳离子半径均渐大 得电子能力（氧化性） 逐渐增强 逐渐减弱 失
11、电子能力（还原性） 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物水化物酸碱性 碱性渐弱酸性渐强 碱性渐强酸性渐弱 气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱,判断金属性和非金属性的依据,证明金属性,同条件下与水或酸反应，越易越强。 最高价氧化物所对应的水化物的碱性，越强金属性越强 相互置换 电化学：原电池的负极，电解时后还原金属性强,证明非金属性,最高价氧化物所对应的水化物的酸性越强非金属性越强 与H2反应的条件和生成氢化物的稳定性 相互置换 电解时后氧化的非金属性强,例：X、Y是元素周期表A族中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是（ ）
12、A、 X原子的电子层数比Y原子的电子层数多 B、 X的氢化物沸点比Y的氢化物的沸点低 C、 X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定 D、 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。,C,例2下列推断正确的是( ) A.根据同浓度的两元素含氧酸钠盐(正盐)溶液的碱性强弱,可判断该两元素非金属性的强弱 B.根据同主族两非金属元素氢化物沸点高低,可判断该两元素非金属性的强弱 C.根据相同条件下两主族金属单质与水反应的难易,可判断两元素金属性的强弱 D.根据两主族金属原子最外层电子数的多少,可判断两元素金属性的强弱,答案：C,解析：元素非金属性的强弱与最高价含氧酸的酸性对应,A错;氢化物沸点高低与元素的非金
13、属性强弱没有必然联系,B错;当电子层数相同时,才可以根据最外层电子数的多少判断金属性的强弱,D错,变式2 下列叙述正确的是( ) A.A族元素的金属性比A族元素的金属性强 B.A族元素的氢化物中,稳定性最好的其沸点也最高 C.同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强 D.第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小,B,解析:本题考查元素周期律,元素性质的递变,同一周期A族元素的金属性比A族元素的金属性强,但不同周期不能确定,A错;A族中的氢化物中,H2O的稳定性最好,H2O中由于存在氢键而使它的沸点最高,B正确;同周期非金属最高价氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强,C选项中少了最高价,故C错;第三周期元素的原子半径从左到右逐渐减小,但离子半径不符合此规律,故D错,微粒半径大小的比较,原子半径,概念：成键原子核间距离的一半。,变化规律：,与离子半径关系：原子半径相应的阳离子半径,意义：原子半径的大小可判断得失电子的难易，大易失,微粒
