新课标化学（医药卫生类）教学资源-教学课件-主题一原子结构与化学键课件-中职《化学（医药卫生类）》同步教学(高教版)

主题一 原子结构与化学键 化 学 （医药卫生类） （中等职业学校公共基础课程教材） “十四五”职业教育国家规划教材 配套电子演示文稿 在色彩斑斓、千变万化的宏观世界中蕴藏着成千上万种物质，如此数量庞大、种类繁多的物质仅由 100 多种元素的原子通过不同的结合方式和不同的组合构成。 让我们走进物质的微观世界，探索物质的微观结构。 《天问》是屈原，也是古代人类对天地、自然和人世等一切事物或现象的发问。 《天问》 天何所沓， 十二焉分？ 日月安属， 列星安陈？ 屈原 主题一 原子结构与化学键 1.认识原子的结构和组成，了解1～20号元素的原子核外电子排布，了解分子、晶体的形成和化学键的概念，知道离子化合物和共价化合物，理解化学键断裂和形成是化学反应中物质变化的实质，了解氧化还原反应的概念。能从宏观现象与微观结构相结合的角度分析实际问题。 2.能用变化的观念与平衡的思想分析元素性质呈周期性变化的规律及其根本原因，了解元素周期表的结构和元素在元素周期表中的位置，总结同周期、同主族元素性质的递变规律。 学习要求 主题一 原子结构与化学键 3.能描述Na、Mg、Al金属性和Cl、Br、I非金属性及相关反应现象，推断元素性质的递变规律。发展认知规律、总结规律的能力。 4.设计实验方案，探究周期元素性质的递变规律。初步形成解释、发现、分析、推理、总结等实验探究方法，初步树立创新意识和自主探究意识。 5.通过对门捷列夫等科学家生平事迹的了解，学习他们探索未知、崇尚真理、严谨求实的科学精神，提升社会责任感。 学习要求 主题一 原子结构与化学键 第一节 原子结构 第二节 元素周期律 第三节 化学键 主题一 原子结构与化学键 情境与问题 你知道构成硅、氯化钠、水等物质的微粒分别是什么吗？ 硅 氯化钠 水 第一节 原子结构 一、原子的构成 硅原子图像 硅的原子结构示意图 今天，借助扫描隧道显微镜等先进的观测仪器，人们对原子结构的认识产生了质的飞跃。 第一节 原子结构 原子 原子核 核外电子 质子 中子 原子的中心是带正电荷的原子核，核外是带负电荷的电子，电子在核外做高速运动。 原子的构成 第一节 原子结构 一、原子的构成 原子的大小 第一节 原子结构 一、原子的构成 注意：原子内部绝大部分是“空”的。核外电子就在这个空间里做高速运动。 原子的大小 第一节 原子结构 一、原子的构成 + _ 原子的电性 + _ 电子带一个单位负电荷 质子带一个单位正电荷 中子不带电荷 原子呈电中性 第一节 原子结构 一、原子的构成 原子核所带的电荷称为核电荷数，符号为Z。 原子序数 = 核电荷数 = 核内质子数 + 核外电子数 按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，所得的序号称为该元素的原子序数。 原子的电性 第一节 原子结构 一、原子的构成 当原子得到或失去电子成为离子后，核外电子数不再等于核内质子数。 10 13 13 13 核外电子数 粒子种类 质子数 例：填表 原子的电性 第一节 原子结构 一、原子的构成 原子的质量 _ + 质子质量=1.672 6×10-27 kg 中子质量=1.674 8×10-27 kg， 电子质量仅为质子质量的1/1 836 注意：原子的质量主要集中在原子核内。 第一节 原子结构 一、原子的构成 质子和中子的相对质量分别为1.007和1.008，近似值为整数1。 将原子核内所有的质子和中子的相对质量相加，所得的数值称为原子质量数。 质量数（A）＝ 质子数（Z）＋ 中子数（N） 原子的质量 第一节 原子结构 一、原子的构成 原子 原子核 核外电子 质子 中子 Z个 （A - Z）= N个 Z个 质量数（A）＝ 质子数（Z）＋ 中子数（N） 第一节 原子结构 一、原子的构成 X A Z 中子数： N = A－Z 质量数 质子数 元素符号 原子构成的表示方法： 第一节 原子结构 一、原子的构成 说出下列原子的质量数、质子数和中子数？ 答： 质量数=35 质子数=17 中子数为=35-17=18 质量数=12 质子数=6 中子数=13-6=7 第一节 原子结构 一、原子的构成 原子核由 构成，每个质子带 电荷，中子是 的。因此，原子的核电荷数等于核内 数。核外的每个电子带 电荷，核外电子所带的负电荷数与原子核所带的正电荷数 ，即核外电子数等于 数，整个原子为电 。 ① ② ④ ③ ⑦ ⑤ ⑥ ①质子和中子 ②一个单位正 ⑧ ③电中性 ④质子 ⑤一个单位负 ⑥相等 ⑦核电荷数 ⑧中性 第一节 原子结构 一、原子的构成 按 给元素编号，所得的序号称为该元素的 数。有此可得：元素的原子序数= 数= _____数= 数。 ①核电荷数由小到大的顺序 ②原子序数 ③核电荷数 ④质子 ① ② ④ ③ ⑤ ⑤核外电子 第一节 原子结构 一、原子的构成 氢元素有3种不同的原子： 超重氢 氚（chuān） T 普通氢 氕（piē） H 重氢 氘（dāo） D 第一节 原子结构 二、同位素及其应用 3 1 2 1 或T 氚（chuān） 2 1 1 1 或D 氘（dāo） 1 1 0 1 或H 氕（piē） 中子数 质子数 质量数 核电荷数 原子核 符号 原子名称 氢元素有3种不同的原子： 这种质子数相同，而中子数不同的同种元素的不同原子互称为该元素的同位素。 第一节 原子结构 二、同位素及其应用 碳元素也有3种同位素： 质子数：6 中子数：7 质子数：6 中子数：6 质子数：6 中子数：8 第一节 原子结构 二、同位素及其应用 在自然界的各种矿物质资源和化合物中，同一元素的各种同位素按一定比例存在。 同位素的物理性质有差异，但化学性质几乎完全相同。 第一节 原子结构 二、同位素及其应用 能自发地放射出肉眼看不见的α、β或γ射线的同位素称为放射性同位素。 不能放出射线的同位素称为稳定同位素。 稳定同位素和放射性同位素。 第一节 原子结构 二、同位素及其应用 用人工方法制造出的放射性同位素称为人造放射性同位素。 稳定同位素 放射性同位素 第一节 原子结构 二、同位素及其应用 利用放射性同位素的能量，可以为人造心脏提供能源。 利用放射性同位素的杀伤力，可以治疗癌症、灭菌消毒。 利用对放射性同位素的检测，可以诊断疾病、研究药物作用的机制、吸收和代谢等。 拓展延伸 第一节 原子结构 二、同位素及其应用 拓展延伸——放射性同位素的医学应用 常被用于“放疗”，“放疗”就是以放射性同位素为放射源，用高能γ射线体外照射，杀伤人体内的病变细胞以治疗癌症。 拓展延伸——放射性同位素的医学应用 拓展延伸 国产医用电子 直线加速器 第一节 原子结构 二、同位素及其应用 又如，人体甲状腺的工作需要碘，碘被吸收后会聚集在甲状腺内．给人注射碘的放射性同位素 ，然后定时用探测 器测量甲状腺及邻近组织的放射强度，有助于诊断甲状腺的器质性和功能性疾病。 拓展延伸 第一节 原子结构 二、同位素及其应用 拓展延伸——放射性同位素的医学应用 放射性同位素在医药方面的应用得到迅速发展，放射性同位素扫描已成为脑、肝、肾、肺等病变的一种安全简便的诊断手段。 拓展延伸 第一节 原子结构 二、同位素及其应用 拓展延伸——放射性同位素的医学应用 质子数相同，而中子数不同的同种元素的不同原子称为该元素的 。其中若能自发地放射出肉眼看不见的α、β或γ射线的称为 ，不能放出射线的称为 。人工方法制造出的放射性同位素称为 。 ① ② ④ ③ ①同位素 ②放射性同位素 ③稳定同位素 ④人造放射性同位素 第一节 原子结构 二、同位素及其应用 原子核 n = 1 n = 2 电子层n 2 3 4 5 6 7 K L M N O P Q 第一节 原子结构 三、原子核外电子的排布 1. 从内向外，各电子层中最多容纳的电子数目为2n2个： 第1层最多为2个，第2层最多为8个，第3层最多为18个。 3. 以上规律是相互联系的，不能孤立地运用。 2.从外向内，各电子层最多容纳的电子数目为： 最外层容纳的电子数目不超过8个，次外层的电子数目不超过18个，倒数第3层的电子数目不超过32个。 第一节 原子结构 三、原子核外电子的排布 讨论：11Na的核外电子排布 11Na 原子核内有11个质子 原子核外有11个电子 11Na +11 2 8 1 第一节 原子结构 三、原子核外电子的排布 例：画出8O 、 17Cl核外电子排布的示意图。 8O 17Cl +8 +17 2 8 7 2 6 第一节 原子结构 三、原子核外电子的排布 1H 2He 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 19K 20Ca 2 7 +9 2 8 1 +11 2 8 +10 2 6 +8 2 5 +7 2 4 +6 2 3 +5 2 2 +4 2 1 +3 2 8 2 +12 2 8 3 +13 2 8 4 +14 2 8 5 +15 2 8 6 +16 2 8 7 +17 2 8 8 +18 1 +1 2 +2 2 8 8 1 +19 2 8 8 2 +20 1～20号元素原子核外电子的排布 第一节 原子结构 三、原子核外电子的排布 (1)各电子层中容纳的电子数目最多为 个。 即：第1层最多为 个， 第2层最多为 个， 第3层最多为 个； (2)最外层容纳的电子数目不超过 个； (3) ① ② ④ ③ ①2n2 ②2 ④18 ⑤8 ⑤ ⑥ ⑦ ③8 ⑥18 ⑦32 1. 在同一个原子里，原子核外电子排布的规律可归纳如下： 次外层的电子数目不超过 个，倒数第3层的电子数目不超过 个。 第一节 原子结构 三、原子核外电子的排布 拓展延伸 存在于人体中的元素多种多样。通常把人体中含量高于0.01%的元素称为常量元素，共11种： O、C、H、N、 Ca、P、S、K、 Na、Cl、Mg 第一节 原子结构 拓展延伸——微量元素 拓展延伸 把人体中含量低于0.01%的元素称为微量元素，以下列举17种人体必需的微量元素，它们是维持人 体正常生理活动必不可少的元素。 Fe、I、Cu、Zn、Mn、Co、 Cr、Mo、Ni、V、Se、As、 F、Sn、B、Si、Li 第一节 原子结构 拓展延伸——微量元素 必需微量元素在体内的含量虽然微不足道，但对人体的生长、发育、衰老、疾病乃至死亡都有十分重要的影响。 但即使是必需微量元素，它们在体内也不是越多越好，摄入过量有害健康。 人体中必需的微量元素关键在于平衡和齐全。 拓展延伸 第一节 原子结构 拓展延伸——微量元素 1. 北京周口店出土的“山顶洞人”过去一直被认为距今十万年左右，经定年技术检测，实际应该为距今约3万年。测定年代的可靠性已经被对已知年代的生物样品（如树木年轮）的测定所证实，并在考古学、人类学、地质学等领域中得到广泛的应用。请说出原子的质子数、中子数和质量数，并查阅资料，用文字描述146C发挥示踪作用的一项具体实例。 第一节 原子结构 思考与应用 2. 放射性同位素在医学上应用广泛，在营养学、药理学和临床医学等方面均有贡献。利用放射性同位素的杀伤力，可以治疗癌症，如医生用各种放射源、、等杀伤人体内的病变细胞，治疗癌症如白血病等。分析、这三种元素的原子的质子数、中子数和电子数。 第一节 原子结构 思考与应用 化学元素周期表是科学界最重要的成就之一，在化学的发展史上具有里程碑意义。什么是元素周期表？它蕴含了哪些重要的科学知识呢？ 第二节 元素周期律 情境与问题 为了研究方便，科学家们把元素按照核电荷数由小到大的顺序编号，这个序号称为元素的原子序数。原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系： 原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数 第二节 元素周期律 一、元素周期表 按原子序数递增的顺序从左到右排成横行、将横行中原子最外层电子数目相同的元素按电子层数递增的顺序由上到下排成纵列的规律进行制表，得到的就是元素周期表。 第二节 元素周期律 一、元素周期表 横行称为周期 纵列称为族 4s 4s1 外围电子的构型 原子相对质量 原子序数 19 K 钾 39.098 3 394041 元素符号(红色指放射性元素) 元素名称(注*的是人造元素) 放射性同位素的质量数 稳定同位素的质量数(底线指丰度最大的同位素) 1.周期 1 2 3 4 5 6 7 第1、2、3周期称为短周期。 第4、5、6、7周期称为长周期。 周期序数 = 电子层数。 周期表的横行称为周期，共7个周期。 第二节 元素周期律 一、元素周期表 元素周期表中有7个横行， 1个横行为1个周期，共7个周期。 元素的周期序数 = 元素原子的电子层数 第二节 元素周期律 一、元素周期表 1.周期 1 2 3 4 5 6 7 元素周期表中最后的两个横行分别包括镧系(57~71)和锕系(89~103)，是第6和第7周期的一部分。 第二节 元素周期律 一、元素周期表 1.周期 ⅦA ⅥA ⅤA ⅣA ⅢA Ⅰ A Ⅱ A ⅢB ⅣB ⅦB ⅥB ⅤB ⅠB ⅡB Ⅷ 0 第二节 元素周期律 一、元素周期表 2.族 元素周期表共有18个纵行，其中铁、钴、镍三个纵行合并为第Ⅷ族，其余每个纵行为一个族，因此共有16个族。 主族的符号为“A”，副族的符号为“B”。 1个0族 元素周期表共有16个族 7个副族(ⅠB～ⅦB ) 1个Ⅷ族 7个主族(ⅠA～ⅦA ) 2.族 第二节 元素周期律 一、元素周期表 元素周期表的7个主族，用“A”表示，分别从ⅠA～ⅦA，它们都有简称： ⅠA——碱金属元素(除氢) ⅡA——碱土金属元素 ⅢA——硼族元素 ⅣA——碳族元素 ⅤA——氮族元素 ⅥA——氧族元素 ⅦA——卤族元素 2.族 第二节 元素周期律 一、元素周期表 由短周期元素和长周期元素共同构成的族叫主族。 零族元素具有8电子稳定结构（氦的K层为2个电子稳定结构）。 主族元素的族序数和核外电子排布的关系： 主族元素族序数 = 最外层电子数 2.族 第二节 元素周期律 一、元素周期表 周期序数 = 电子层数 对主族元素：族序数 = 最外层电子数 对零族元素：最外层电子排布满足稳定结构 归纳与总结 元素原子核外电子的排布决定了元素在周期表中的位置。 第二节 元素周期律 一、元素周期表 例1 画出7N的原子结构示意图，推测该元素在元素周期表中的位置。 7N的电子层数为2，最外层的电子数为5，因此N位于元素周期表第二周期ⅤA族。 解： 根据题意，7N的原子核内有7个质子，核外有7个电子。 7N的结构示意图为： 2 5 +7 第二节 元素周期律 一、元素周期表 解：根据题意，该元素原子核外的电子层数为3，最外层有7电子。因此，第1、2层已充满电子，分别为2个和8个。 例2 某元素位于元素周期表第三周期ⅦA族，请画出该元素原子的结构示意图。 2 8 7 +17 该元素的结构示意图为： 这是17号元素Cl。 第二节 元素周期律 一、元素周期表 元素周期表中有 个横行，1个横行为1个周期，共 个周期，依次用 等表示。同一周期的元素具有相同的 数，周期的序数即为元素原子具有的 数。 ① ② ④ ③ ①7 ②7 ④电子层 ⑤电子层 ⑤ ③1、2、3、4、5、6、7 例3 填空 第二节 元素周期律 一、元素周期表 元素周期表中有 个纵列，除第8、9、10的3个纵列合并为1个族外，其余15个纵列各为1个族，这样元素周期表中共有 个族。其中，有 个主族，主族也可称 族；有 个副族，副族也可称 族。主族元素的族序数即为元素原子 的电子数 ① ② ④ ③ ①18 ②16 ④A ⑤7 ⑤ ⑥ ③7 ⑥B ⑦最外层 ⑦ 例4 填空 第二节 元素周期律 一、元素周期表 例5 判断12Mg、18Ar元素在周期表中的位置？ 12Mg的位置是第3周期ⅡA。 18Ar的位置是第3周期0族。 解：这2种元素的核外电子排布示意图如下： 2 8 2 +12 2 8 8 +18 第二节 元素周期律 一、元素周期表 这是3～10号元素的核外电子排布： 10Ne 9F 8O 7N 6C 5B 4Be 3Li 最外层 电子数 电子层数 电子排布 元素 1.同周期元素，电子层数相同，均为2层。 2 2 2 2 2 2 2 2 2.最外层电子数从1个逐步递增至8电子稳定结构。 1 2 3 4 5 6 7 8 2 7 +9 2 8 +10 2 6 +8 2 5 +7 2 4 +6 2 3 +5 2 2 +4 2 1 +3 第二节 元素周期律 二、元素周期律 这是11～18号元素的核外电子排布： 18Ar 17Cl 16S 15P 14Si 13Al 12Mg 11Na 最外层 电子数 电子层数 电子排布 元素 1.同周期元素，电子层数相同，均为3层。 3 3 3 3 3 3 3 3 2.最外层电子数从1个逐步递增至8电子稳定结构。 1 2 3 4 5 6 7 8 2 8 1 +11 2 8 2 +12 2 8 3 +13 2 8 4 +14 2 8 5 +15 2 8 6 +16 2 8 7 +17 2 8 8 +18 第二节 元素周期律 二、元素周期律 随着原子序数的递增，元素原子核外电子的排布呈现周期性变化。 按照结构决定性质的规律，元素原子核外电子排布的周期性变化必然导致元素性质的周期性变化。 1.特点 2.推断 第二节 元素周期律 二、元素周期律 1.原子半径表现出周期性变化 18Ar 10Ne 0.099 17Cl 0.071 9F 0.102 16S 0.074 8O 0.110 15P 0.075 7N 0.117 14 Si 0.077 6C 0.143 13Al 0.082 5B 0.160 12Mg 0.089 4Be 0.186 11Na 0.152 3Li 特 点 示意图 原子半径/nm 元 素 特 点 示意图 原子半径/nm 元 素 从Li到F的原子半径逐渐变小 从Na到Cl的原子半径逐渐变小 第二节 元素周期律 二、元素周期律 特点 随着原子序数的递增，元素的原子半径也呈现周期性变化。 1.原子半径表现出周期性变化 第二节 元素周期律 二、元素周期律 元素的主要化合价有最高正化合价和最低负化合价。 当主族元素原子通过失去最外层全部电子成为稳定结构时，显示元素的最高正化合价。 当主族元素原子通过得到电子成为稳定结构时，显示元素的最低负化合价。 2.元素主要化合价的周期性变化 第二节 元素周期律 二、元素周期律 元素的最高正化合价 = 元素原子最外层电子数 = 元素族的序数 元素的最低负化合价 = 元素原子最外层电子数 - 8 2.元素主要化合价的周期性变化 第二节 元素周期律 二、元素周期律 +5 +4 +3 +2 +1 -1 -2 -4 -3 0 10Ne 9F 8O 7N 6C 5B 4Be 3Li 化合价 最外层 电子数 电子排布 元 素 8 7 6 5 4 3 2 1 2 7 +9 2 8 +10 2 6 +8 2 5 +7 2 4 +6 2 3 +5 2 2 +4 2 1 +3 3～10号元素的元素最高正化合价和负化合价 2.元素主要化合价的周期性变化 第二节 元素周期律 二、元素周期律 0 +7 +6 +5 +4 +3 +2 +1 -3 -4 -2 -1 化合价 最外层 电子数 电子排布 18Ar 17Cl 16S 15P 14 Si 13Al 12Mg 11Na 元素 8 7 6 5 4 3 2 1 2 8 1 +11 2 8 2 +12 2 8 3 +13 2 8 4 +14 2 8 5 +15 2 8 6 +16 2 8 7 +17 2 8 8 +18 2.元素主要化合价的周期性变化 11～18号元素的元素最高正化合价和负化合价 第二节 元素周期律 二、元素周期律 随着原子序数的递增，元素最高正化合价和负化合价呈周期性变化。 元素趋向于达到8电子稳定结构（氦为2电子稳定结构）。 2.元素主要化合价的周期性变化 特点 第二节 元素周期律 二、元素周期律 元素的非金属性是指原子得到电子形成阴离子的性质，原子越容易得到电子，生成的阴离子越稳定，该元素的非金属性越强。 元素的金属性是指原子失去电子形成阳离子的性质，原子越容易失去电子，生成的阳离子越稳定，该元素的金属性越强。 3.元素金属性和非金属性的周期性变化 第二节 元素周期律 二、元素周期律 10Ne 9F 8O 7N 6C 5B 4Be 3Li 单质性质 得失电 子趋向 最外层 电 子数 电子排布 元 素 8 稳定结构 稀有气体 容易失去1个电子 活 泼 金 属 1 能够失去2个电子 金 属 2 能够失去3个电子 不活泼 非金属 3 可以得到4个电子 不活泼 非金属 4 能够得到3个电子 活 泼 非金属 5 较易得到2个电子 很活泼 非金属 6 容易得到1个电子 最活泼 非金属 7 2 7 +9 2 8 +10 2 6 +8 2 5 +7 2 4 +6 2 3 +5 2 2 +4 2 1 +3 3.元素金属性和非金属性的周期性变化 第二节 元素周期律 二、元素周期律 18Ar 17Cl 16S 15P 14 Si 13Al 12Mg 11Na 单质性质 得失电 子 趋向 最外层 电 子数 电子排布 元 素 8 稳定结构 稀有气体 极易失去1个电子 很活泼金 属 1 容易失去2个电子 活泼金属 2 能够失去3个电子 两性元素 3 可以得到4个电子 不活泼非金属 4 能够得到3个电子 非金属 5 较易得到2个电子 较活泼非金属 6 容易得到1个电子 很活泼 非金属 7 2 8 1 +11 2 8 2 +12 2 8 3 +13 2 8 4 +14 2 8 5 +15 2 8 6 +16 2 8 7 +17 2 8 8 +18 3.元素金属性和非金属性的周期性变化 第二节 元素周期律 二、元素周期律 随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈现周期性变化。 特点 3.元素金属性和非金属性的周期性变化 第二节 元素周期律 二、元素周期律 结论 按照结构决定性质的规律，元素原子核外电子排布的周期性变化导致元素的原子半径、化合价、元素的金属性和非金属性都呈现了周期性变化。 第二节 元素周期律 二、元素周期律 元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化规律，称为元素周期律。 元素周期律揭示了原子结构和元素性质的内在联系，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。 定义 第二节 元素周期律 二、元素周期律 以第3周期主族元素为例： ⅠA Ⅱ A ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA Ⅶ A 0 3 11Na 钠 12Mg 镁 13Al 铝 14Si 硅 15P 磷 16 S 硫 17Cl 氯 18Ar 氩 1.同周期中主族元素性质的递变规律 第二节 元素周期律 三、元素周期表中主族元素性质的递变规律 观察与认知 镁和盐酸的反应 1.同周期中主族元素性质的递变规律 铝和盐酸的反应 观察实验，比较镁和铝的金属活动性： 第二节 元素周期律 三、元素周期表中主族元素性质的递变规律 镁与盐酸反应剧烈，说明镁置换氢气的能力强于铝，可以判断镁的金属性强于铝。 MgCl2 + H2↑ Mg + 2HCl 2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2↑ 实验结果表明，镁和铝都能与盐酸反应，放出气体。镁、铝与盐酸反应的化学方程式为： 1.同周期中主族元素性质的递变规律 第二节 元素周期律 三、元素周期表中主族元素性质的递变规律 单击此处编辑母版文本样式 第二级 第三级 第四级 第五级 钠、镁与水反应时有何现象发生？哪个金属与水反应更加剧烈？ 镁和水的反应 1.同周期中主族元素性质的递变规律 钠和水的反应 观察实验，比较钠和镁的金属活动性： 第二节 元素周期律 三、元素周期表中主族元素性质的递变规律 实验结果表明，钠与水剧烈反应，放出气体；而镁与水在加热条件下才能发生明显反应，有少量气体产生。钠、镁与水反应的化学方程式为： 钠与水反应剧烈，说明钠置换氢的能力强于镁，即钠的金属性比镁强。 Mg + 2H2O Mg(OH) 2 + H2↑ 2Na + 2H2O 2NaOH + H2↑ 1.同周期中主族元素性质的递变规律 第二节 元素周期律 三、元素周期表中主族元素性质的递变规律 金属钠、镁、铝，三者的金属性依次减弱。 实验结论 大量实验可以证明：同一周期的主族元素，从左到右，随着元素原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 小结 1.同周期中主族元素性质的递变规律 第二节 元素周期律 三、元素周期表中主族元素性质的递变规律 At 砹 I 碘 Br 溴 Cl 氯 F 氟 ⅦA 6 5 4 3 2 以第ⅦA主族元素为例： 2. 同主族中元素性质的递变规律 第二节 元素周期律 三、元素周期表中主族元素性质的递变规律 观察与讨论 2. 同主族中元素性质的递变规律 卤素单质的氧化性比较 第二节 元素周期律 三、元素周期表中主族元素性质的递变规律 反应的化学方程式分别为： 2NaCl + Br2 2KCl + I2 2KBr + I2 Cl2 + 2NaBr Cl2 + 2KI Br2 + 2KI 上述反应均为置换反应。较活泼的非金属可以置换活泼性较弱的非金属。 2. 同主族中元素性质的递变规律 第二节 元素周期律 三、元素周期表中主族元素性质的递变规律 氯、溴、碘的非金属性依次减弱。 实验结论 大量实验可以证明：同一主族的元素，从上到下，随着元素原子序数的递增，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 小结 2. 同主族中元素性质的递变规律 第二节 元素周期律 三、元素周期表中主族元素性质的递变规律 汇总 同一主族的元素，从上到下，随着元素原子序数的递增，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 同一周期的主族元素，从左到右，随着元素原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 。 2. 同主族中元素性质的递变规律 第二节 元素周期律 三、元素周期表中主族元素性质的递变规律 1 2 3 4 5 6 7 金属 非金属 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 第二节 元素周期律 三、元素周期表中主族元素性质的递变规律 元素在元素周期表中的位置，反映了元素的原子结构与元素性质。根据元素在元素周期表中的位置，可以推测其原子结构与元素性质。 第二节 元素周期律 四、元素周期律和元素周期表的应用 例1 根据氟原子9F的结构示意图： ，判断氟元素在周期表中的位置，推测其最高正化合价和最低负化合价，判断是金属元素还是非金属元素。 2 7 +9 解：根据氟原子的结构示意图，可以得出：氟元素位于元素周期表第三周期ⅦA族。 氯元素原子最外层有7个电子，很容易得到1个电子，所以氟元素最低负化合价为-1价，氯为最活泼的非金属性元素，没有正价。 第二节 元素周期律 四、元素周期律和元素周期表的应用 例2 已知镁元素位于元素周期表第三周期ⅡA族，钙元素位于元素周期表第四周期ⅡA族。分别画出镁元素、钙元素的原子结构示意图，并比较两者的金属性强弱。 解：原子结构示意图分别为： ， 。 2 8 2 +12 2 8 8 2 +20 镁和钙原子的最外层电子数均为2，所以镁和钙都是活泼的金属元素。又因为镁和钙为同主族元素，钙位于镁的下面。根据同主族元素，从上到下，金属性逐渐增强的规律，得出钙的金属性比镁强 第二节 元素周期律 四、元素周期律和元素周期表的应用 写出11Na和17Cl的电子排布式，判断其周期表中位置，指出其金属性或非金属性强弱？ 钠是第3周期ⅠA族元素，是活泼金属。氯是第3周期Ⅶ A族元素，是活泼非金属。 解： 11Na和17Cl的电子排布式分别为： 和 。 2 8 1 +11 2 8 7 +17 练习 第二节 元素周期律 四、元素周期律和元素周期表的应用 在前人探索的基础上，门捷列夫通过顽强的努力和探索，于1869年发现了元素周期律并完成了第一张元素周期表。 第二节 元素周期律 四、元素周期律和元素周期表的应用 根据元素周期律，门捷列夫还预言了一些元素。他的预言与尔后实践的结果取得了惊人的一致。 Ga 例如，1875年法国化学家布瓦博德朗发现一种新元素——镓，测得镓的密度是4.7 g/cm3。不久他收到了门捷列夫的来信， 信中指出镓的密度应该是5.9～6.0 g/cm3。当时布瓦博德朗很疑惑，他是唯一手里掌握金属镓的人，门捷列夫是怎样知道它的密度的呢？ 经过重新测定，镓的密度确实为5.9 g/cm3 。事实证明了门捷列夫这一理论的巨大意义。 第二节 元素周期律 四、元素周期律和元素周期表的应用 20世纪以来，随着原子结构理论的发展，为元素周期律和元素周期表提供了坚实的理论依据，元素周期律和元素周期表的发现对人们学习化学、认识元素的性质和变化规律、开展科学研究都具有极其重要的指导意义。 第二节 元素周期律 四、元素周期律和元素周期表的应用 稀土元素被视为工业“维生素”，从手机、电脑、风力发电、核磁共振到精确制导导弹、火箭卫星，现实中处处都有稀土元素的影子。 稀土元素提炼和加工难度极大。我国 “稀土之父”徐光宪院士研发的稀土提纯， 使我国稀土分离技术达到国际先进水平， 确立了我国在全球稀土工业的地位。 徐光宪（右2） 拓展延伸 第二节 元素周期律 拓展延伸——稀土元素的研究与应用 超导体——在极低温度下几乎没有电阻的材料。自20世纪80年代以来，陶瓷领域里的进步导致了新的高温超导体的出现。这种超导体可以在大约 -140 ℃的温度下运转，因此 可用于超快速计算机电路和高 速磁悬浮列车等多种用途。 拓展延伸 时速600公里的 中国磁悬浮列车 第二节 元素周期律 拓展延伸——超导材料的研究与应用 1. 硼和铝是生活中十分常见且用途广泛的元素。柔软的硼基玻璃纤维用于制造液晶电视和笔记本电脑的液晶显示屏；铝合金既轻又坚固，常用来制造飞机的机身。元素的用途是由性质决定的，性质又由结构决定。请画出硼、铝元素的原子结构示意图，并推测它们在周期表中的位置。 （1）硼 （2）铝 第二节 元素周期律 思考与应用 2. 元素在周期表中的位置反映出该元素的结构。对照元素周期表，找出地壳中含量最大的四种元素在周期表中的位置，判断它们是否属于主族元素，并画出其中主族元素的原子结构示意图。 第二节 元素周期律 思考与应用 金属钠在氯气中燃烧生成氯化钠，而 氯化钠即使加热到 801℃高温也只能熔化 但不会分解；氢气在氧气中燃烧生成水， 而水只有在温度超过 1 000℃或通电情况 下才能分解，其中的原因是什么呢？ 第三节 化学键 情境与问题 元素周期律的学习，认识了原子结构决定元素性质的规律。那么原子结构对原子形成物质方式有何影响呢？如活泼的金属元素钠与活泼的非金属元素氯原子是如何形成氯化钠的呢？非金属元素氢与非金属元素氧又是如何形成水的呢？这就是在化学键一节中要讨论的问题。 第三节 化学键 化学上将分子（或晶体）中相邻原子之间强烈的相互作用称为化学键。 化学键 离子键 共价键 金属键 　　本节主要介绍离子键和共价键。 第三节 化学键 在氯化钠中，化学键是典型的离子键。已经知道，钠在氯气中燃烧生成氯化钠。 2Na+Cl2 2NaCl 燃烧 第三节 化学键 一、离子键 11Na 17Cl 2 8 1 +11 7 8 2 +17 电子转移 失去电子 2 8 +11 Na+ Na+ 得到电子 8 8 2 +17 离子键的形成过程 第三节 化学键 一、离子键 1.定义 阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键称为离子键。 2.形成条件 (1)活泼的金属与活泼的非金属。 　　(2)成键粒子是阳离子、阴离子。 　　(3)离子键可以在原子与原子之间形成，也可以在原子与基团或基团与基团之间形成，如NaOH等。 第三节 化学键 一、离子键 在化学反应中，主族元素一般都是用原子的最外层电子参与反应。为了描述方便，通常采用电子式来表示原子最外层的电子。 用元素符号表示原子核和内层电子，并在元素符号周围用“·”或“ × ”表示原子最外层的电子。 第三节 化学键 一、离子键 　　第11～18号元素原子的电子式如下： 第三节 化学键 一、离子键 用电子式表示NaCl中离子键的形成过程： 用电子式表示Na2O中离子键的形成过程： O 或者 × × - + + ] Cl [ Na Cl Na O Na Na + + 2Na + 第三节 化学键 一、离子键 以离子键结合形成的化合物称为离子化合物。 NaCl是典型的离子化合物。 NaCl的晶体结构如下 ： NaCl的晶体结构 第三节 化学键 一、离子键 离子化合物大多为晶体，具有较高的熔点和沸点，易溶于水。 氯化钠晶体 硫酸铜晶体 第三节 化学键 一、离子键 活泼的金属与活泼的非金属化合时易形成离子键。如果是非金属之间相互结合，情况又是怎样的呢？ 第三节 化学键 二、共价键 所以只能采取每个H原子各提供1个电子，组成1个电子对，使每个H原子的最外层电子都达到2电子稳定结构。 以氢气的形成为例：当2个H原子相互作用时，不可 能发生电子的得失。 H H ·· 共用电子对 共价键的形成过程 H· + ·H 第三节 化学键 二、共价键 这种由2个原子各提供1个电子形成的电子对，称为共用电子对。分子中原子间通过共用电子对形成的化学键称为共价键。 氢分子中共价键的形成过程可用电子式表示为： H· + · H H H ·· 共用电子对也可用短线“－”表示，这样的表达式称为结构式。例如： H—H 第三节 化学键 二、共价键 H2 Cl2 HCl H—H Cl—Cl H—Cl Cl H H H ·· Cl Cl 分子式 比例模型 电子式 结构式 第三节 化学键 二、共价键 用电子式表示H2、Cl2、HCl中共价键的形成过程： Cl + · · · · · · · · · · · · · · · · · · · · · · · · · · · · Cl Cl Cl 第三节 化学键 二、共价键 全部以共价键结合形成的化合物称为共价化合物，例如： N2 NH3 H2S 酒精 葡萄糖 甲烷 在一些化合物中，可以同时存在着离子键和共价键，例如： NaOH ] H O [ Na - + 第三节 化学键 二、共价键 用电子式表示H2O分子中共价键的形成过程： 练习 H2O分子的结构式和比例模型： H O H 2H O + 第三节 化学键 二、共价键 练习 名词解释：1. 化学键 2. 离子键 3. 共价键 分子中原子间通过共用电子对形成的化学键称为共价键。 化学上将分子中相邻原子(或离子)间存在的较强烈的相互作用称为化学键。 阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键称为离子键。 第三节 化学键 配位键是一种特殊的共价键，它和普通共价键在形成时有如下区别： A原子和B原子之间 形成普通共价键 A原子和B原子之间 形成配位键 拓展延伸 第三节 化学键 拓展延伸——配位键 B A · · B A · · 拓展延伸——配位键 拓展延伸 由一个原子单独供给电子对为两个原子共用而形成的共价键，称为配位键 。 铵离子 中存在配位键： + H+ N H H H H · · · · · 配位键的形成 第三节 化学键 配位键常用“→”表示配位键，箭头方向由提供电子对的原子指向接受电子对的原子。 N H H H H 拓展延伸 第三节 化学键 拓展延伸——配位键 配位键是常见化学键，很多物质中存在配位键，例如： 硫酸 铵离子 叶绿素（存在于绿色植物中） 血红素（存在于人血中） 顺铂（一种抗癌新药） 拓展延伸 第三节 化学键 拓展延伸——配位键 1. 硫化氢气体是鸡蛋腐败后散发出的臭鸡蛋味的气体；而硫化钾常用于医药领域中。请依据化学键形成的基本原理以及氢、硫、钾原子的结构特点，分析硫化氢、硫化钾中存在的化学键。 第三节 化学键 思考与应用 2. 在H2SO4、N2、H2S、MgO、SO3、Na2SO4、KOH、NH4Cl、乙醇等物质中，属于离子化合物的是 ，属于共价化合物的是 。 第三节 化学键 思考与应用 3. 离子键、共价键、离子化合物、共价化合物等概念，有区别又有联系。请仔细思考下列说法是否正确。 （1）含共价键的化合物一定是共价化合物。 （2）含离子键的化合物一定是离子化合物。 （3）离子化合物中只有离子键。 （4）离子化合物中可能含共价键。 （5）共价化合物中可能含离子键。 第三节 化学键 思考与应用 $$