第4章 原子结构和化学键（复习课件） 化学沪科版2020必修第一册

第4章 原子结构和化学键 沪科版2020必修第一册 考点串讲 单元复习课件 原子结构 2 元素周期表和元素周期律 1 知识导航 核外电子排布 3 化学键 4 知识导航 明·复习目标 1.知道元素周期表的结构；结合有关数据和实验事实，认识同周期和同主族元素性质的递变规律。 2.了解构成原子的微粒；理解构成原子的微粒数之间的关系；知道元素、核素、同位素的含义；理解元素的相对原子质量。 3.了解核外电子运动的特点；理解核外电子排布的规律；学会书写原子和离子的结构示意图和电子式；运用原子结构解释元素性质的递变规律。 4.知道化学键的含义；理解离子键和共价键的形成；学会用电子式和结构式表示分子和离子；知道分子存在一定的空间结构。 原子结构和化学键 元素周期表和元素周期律 原子结构 元素周期表 元素周期律 原子的构成 核素 理·核心要点 化学键 离子键 共价键 元素周期表的应用 核外电子排布 结构示意图和电子式 相对原子质量 核外电子排布的规律 核外电子排布与元素周期律 01 元素周期表和元素周期律 考点1 元素周期表的结构 元素周期表和元素周期律 汇·考点梳理 1.周期 元素周期表有7个横行，每个横行各为一个周期，共7个周期 周期序数 名称 元素种数 原子的核外电子层数 同周期内元素原子序数的变化规律 常用名 又名 1 第一周期 短周期 2 1 从左到右，依次增大 2 第二周期 8 2 3 第三周期 8 3 4 第四周期 长周期 18 4 5 第五周期 18 5 6 第六周期 32 6 7 第七周期 32 7 考点1 元素周期表的结构 硫及其重要化合物的性质与转化 汇·考点梳理 2.族 元素周期表有18个纵列，除第8、9、10三个纵列称为第Ⅷ族外，其余每个纵列各为一族，共16个族 分类 构成元素 族序数 主族 短周期元素和长周期元素 族序数后标A，如ⅠA、ⅡA…… 副族 长周期元素 族序数后标B(除了第Ⅷ族)，如 ⅠB、ⅡB…… 0族 稀有气体元素 0 元素周期表和元素周期律 考点2 元素性质的递变规律 汇·考点梳理 内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。 实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。 1.同周期主族元素、同主族元素性质递变规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 最外层电子数 递增(除第一周期，均为1→8) 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小，r(阴离子)>r(阳离子) 逐渐增大 元素周期表和元素周期律 考点2 元素性质的递变规律 汇·考点梳理 化合价 最高正化合价由+1→+7(O、F除外) 最低负化合价=-(8-主族序数)(ⅣA~ⅦA族) 最高正化合价=主族序数(O、F除外) 性质 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱 阳离子氧化性逐渐减弱，阴离子还原性逐渐增强 气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 元素周期表和元素周期律 考点2 元素性质的递变规律 汇·考点梳理 2.微粒半径大小比较规律 (1)同周期主族元素——“序大径小”(从左到右，原子半径逐渐减小) 如第三周期中：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) (2)同主族元素——“序大径大”(从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大) 如：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)、r(F-)<r(Cl-)<r(Br-)<r(I-)。 (3)同元素 ①同种元素的原子与其简单离子比较——“阴大阳小” (阴离子半径大于原子半径，阳离子半径小于原子半径)如：r(Na+)<r(Na)、r(Cl-)>r(Cl) ②同种元素不同价态的阳离子比较——“数大径小”(带电荷数越多，离子半径越小) 如：r(Fe3+)<r(Fe2+) (4)同结构——“核大径小”(电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小) 如：r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。 元素周期表和元素周期律 考点2 元素性质的递变规律 硫及其重要化合物的性质与转化 汇·考点梳理 1、金属性强弱的判断依据： (1) 。 (2) 。 (3) 。 金属单质与水或者酸反应快慢 最高价氧化物的水化物的碱性强弱 金属与盐溶液发生的金属间的置换反应 2、非金属性强弱判断依据： (1) 。 (2) 。 (3) 。 (4) 。 非金属 单质与氢气反应的难易 气态氢化物的稳定性强弱 最高化氧化物的水化物的酸性强弱 非金属单质间的置换反应 3.金属性和非金属性强弱判断依据 元素周期表和元素周期律 【典例01-1】下列对于元素周朔表结构的叙述中正确的是 A．最外层电子数相同的元素都在同一族 B．目前元素周期表中有4个长周期 C．除第1周期外，其他周期均有18种元素 D．碱金属元素是指族的所有元素 B 析·典型范例 12 【典例01-2】下列关于元素周期表和元素周期律的说法正确的是 A．从氟到碘，其氢化物的稳定性逐渐增强 B．氧与硫为同主族元素，氧比硫的原子半径小，氧比硫的非金属性强 C．第三周期从钠到氯，氧化物的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 D．铝原子比钠原子失去电子数目多，还原性：Al>Na B 析·典型范例 13 【演练01】核反应不仅能发电也能制造元素。利用原子核间的撞击已制造出原子序数分别为113、115、117和118四种新元素，填补了目前元素周期表的空白，其中113号元素与A1元素处于同一主族。下列说法正确的是 A．四种元素均为主族元素 B．115号元素一定是处于周期表中的第15列 C．117号元素与F、Cl、Br、I均处于VIIA族 D．四种新元素位于元素周期表中的不同周期 练·技能实战 C 14 【演练02】元素周期表(律)可以指导人们进行推测和判断。下列推测不合理的是 A．若X+和Y2−的核外电子层结构相同，则原子序数：X＞Y B．由水溶液的酸性：HCl＞H2S，可推断元素的非金属性：Cl＞S C．Cs和Ba分别位于第六周期第IA和IIA族，则碱性：CsOH＞Ba(OH)2 D．IIA族元素依次为Be、Mg、Ca、Sr、Ba；MgSO4易溶于水，CaSO4微溶于水，则SrSO4可能难溶于水 练·技能实战 B 15 02 原子结构 汇·考点梳理 考点1 构成原子的微粒及微粒数之间的关系 原子结构 原子核 电子层=周期数 中子－决定元素的同位素 决定质量数 (近似原子量) 决定元素的性质 质子－决定元素种类 最外层电子数=主族序数 1.原子结构及原子核外电子排布规律 2.质量数 (1)定义：忽略电子的质量，将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数，用“A”表示。 (2)粒子之间的关系：质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) A——质量数 Z——核电荷数或质子数 n——离子所带的电荷数 b——化学式中原子的个数 核外电子 汇·考点梳理 考点2 元素、核素、同位素的概念与分析 氮及其重要化合物的性质与转化 元素 核素 同位素 同素异形体 本质 范畴 特性 决定因素 举例 质子数相同的一类原子 质子数、中子数都一定的原子 质子数相同、中子数不同的核素 同种元素形成的不同单质 同类原子 原子 原子 单质 只有种类，没有个数 化学反应中的最小微粒 化学性质几乎完全相同 元素相同 性质不同 质子数 质子数、中子数 质子数、中子数 组成元素、结构 H、C、O 三种元素 1H 1 1H 2 1H 3 三种核素 1H 1 1H 2 1H 3 互称同位素 O2、O3互为同素异形体 项目 内容 1.元素、核素、同位素、同素异形体的辨析 原子结构 汇·考点梳理 考点2 元素、核素、同位素的概念与分析 氮及其重要化合物的性质与转化 元素平均相对原子量:A=A1•x1+ A2•x2+ A3•x3…… 2.元素、核素、同位素的关系 元素 互为同位素 核素 核素 具有相同核电荷数的一类原子的总称，一种元素可有多种核素 具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子，表示方法：ZX A 质子数相同，中子数不同的同一元素的不同原子的互称 同位素的特征 同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大 性质异同 同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变 含量稳定 原子结构 汇·考点梳理 考点3 元素的相对原子质量——四种相对原子质量 1.原子的相对原子质量 2.原子的近似相对原子质量 已知：一个16O原子的质量为2.657×10-26 kg =原子的质量数(A) 16O相对原子质量= 1.993×10-26 kg 2.657×10-26 kg ×1/12 =15.9949 16O ：16 17O ：17 （精确值） （近似值） =质子数+中子数 使用范畴：原子 = 原子结构 汇·考点梳理 考点3 元素的相对原子质量 是该元素各种天然、稳定的核素的相对原子质量与其所占原子个数百分比(也称“丰度”)乘积之和。 即： Mr ＝Mr1·a%＋Mr2·b%＋Mr3·c%＋……  即：Mr ＝A1·a%＋A2·b%＋A3·c%＋…… 3. 元素的平均相对原子质量 4. 元素的近似相对原子质量 (A1、A2、A3……为质量数) 是按各种天然同位素原子所占百分比算出的平均值。 使用范畴：元素 原子结构 【典例02-1】某离子的原子核里有n个质子，该离子的电子层排布与氩原子相同，此离子所带的电荷可能是 A．+(n-18) B．-n C．-(n+18) D．+(18-n) A 析·典型范例 22 析·典型范例 【典例02-2】 B 23 【演练01】 B 练·技能实战 24 【演练02】某元素R有两种同位素，可分别表示为85R和87R，若元素R的近似相对原子质量85.5，则85R原子的质量分数为 A．75% B．74.6% C．25.4% D．67.8% B 练·技能实战 25 03 核外电子排布 汇·考点梳理 考点1 核外电子排布的规律 核外电子排布 含义 在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，人们把不同的区域简化为不连续的壳层，称之为电子层 表示 方法 n 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 离核远近 由近到远 能量高低 由低到高 1.核外电子排布 汇·考点梳理 考点1 核外电子排布的规律 2.原子核外电子排布规律 能量最低原理 核外电子总是尽可能地先排布在能量最低的电子层，然后再由内向外排布在能量逐步升高的电子层里，即按K→L→M→N……顺序排列 原子核外第n层最多容纳决定的电子数是2n2 最外层电子数最多是8个(K层是最外层时，最多为2个) 数量 规律 次外层最多能容纳的电子数为18个 决 定 三者相互联系，相互制约 核外电子排布 汇·考点梳理 考点2 原子和离子的结构示意图和电子式 1.原子结构示意图 用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。以钠原子为例： 核外电子排布 汇·考点梳理 考点2 原子和离子的结构示意图和电子式 2.离子结构示意图 ①当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构(电子层数相同，每层上所排的电子数也相同)。 如Mg： ②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。 如F： 核外电子排布 汇·考点梳理 考点3 元素位——构——性的关系 原子结构的周期性变化 元素性质的周期性变化 元素周期律 原子核外电子排布 原子半径 主要化合价 元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布呈周期性变化的必然结果 元素金属性和非金属性 内容 随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这一规律叫做元素周期律。 归纳 决定 实质 随着原子 序数的递增 呈周期性变化 元素的性质 内容 核外电子排布 汇·考点梳理 考点3 元素位——构——性的关系 “位置−结构−性质” 核外电子排布 【典例03-1】某元素的原子核外有三个电子层，M层的电子数是K层电子数的2倍，则该元素的符号是 A．Li B．Si C．Al D．K B 析·典型范例 33 【典例03-2】下图所示是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下列说法正确的是 A．X是第二周期第ⅡA族元素 B．原子半径：W>Z C．最高价氧化物的水化物的酸性：R>W D．单质的沸点：Y>R C 析·典型范例 34 【演练01】下列说法中正确的是 A．某微粒核外电子排布为2、8、8结构，则该微粒一定是氩原子 B．最外层电子达到稳定结构的微粒只能是稀有气体的原子 C．F－、Na＋、Al3＋是与氖原子具有相同电子层结构的离子 D．某元素原子的最外层只有2个电子，则该元素一定是金属元素 C 练·技能实战 35 【演练02】短周期主族元素A、B、C、D、E原子序数依次增大，A原子的质子数与电子层数相同，C是短周期主族元素中原子半径最大的元素，D原子的最外层电子数是最内层电子数的3倍，E与B属于同一主族，下列说法正确的是 A．气态氢化物的稳定性：B>E>D B．原子半径：r(B)<r(D)<r(E)<r(C) C．元素D在周期表中位于第3周期IVA族 D．A与E可形成离子化合物 A 练·技能实战 36 04 化学键 汇·考点梳理 考点1 离子键和共价键的形成 化学键 一定含有 有且只含有 阴、阳离子间 离子键 离子化合物 活泼金属元素与非金属元素、铵盐 原子间 共价键 共价单质或共价化合物 非金属元素之间少数不活泼金属元素与非金属元素（AlCl3等） 汇·考点梳理 考点1 离子键和共价键的形成 (1)三个“一定” ①离子化合物中一定含有 离子键 ②含有离子键的物质一定是离子化合物 ③离子化合物中一定含有阴离子和阳离子。 (2)两个“不一定” ①离子化合物中不一定含有金属元素，如NH4Cl、NH4NO3等； ②含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3。 化学键 汇·考点梳理 考点1 离子键和共价键的形成 (3)两个“一定” ①共价化合物中一定只含有共价键 ②共价化合物中一定不含有离子键（有离子一定为离子化合物） (4)两个“不一定” ①含共价键的物质不一定是共价化合物，也可能是单质。 如O2、N2、H2、Cl2等 ②含共价键的化合物不一定是共价化合物，也可能是离子化合物。 如NaOH、Na2O2、NH4Cl等 化学键 汇·考点梳理 考点1 离子键和共价键的形成 成键原子不显电性 一方显正电性，一方显负电性 同种元素 不同种元素 电子对有偏移 极性键 非极性键 共价键 类型 成键元素 成键特征 成键结果 电子对没有偏移 （1）F2 （2）O2 （3）NH3 （4）CH4 （5）SO2 非极性键 非极性键 极性键 极性键 极性键 化学键 汇·考点梳理 考点2 用电子式和结构式表示分子和离子 1.离子化合物形成过程的表示—电子式 在元素符号周围用小黑点(或×)表示原子的最外层电子的式子 ①原子的电子式 (原子的电子式) (化合物的电子式) ②阳离子的电子式 ③阴离子的电子式 ④离子化合物的电子式 化学键 汇·考点梳理 考点2 用电子式和结构式表示分子和离子 2.共价分子结构的表示方法——电子式与结构式 需要几个电子，就拿出几个电子来共用，共用部分放在二者之间。 O H H O H H N N N Cl-Cl 电子式 结构式 H-O-H N≡N 用一根短线表示一对共用电子对 化学键 【典例04-1】 C 析·典型范例 44 【典例04-2】 C 析·典型范例 45 【演练01】下列物质属于离子化合物的是 A．H2S B．HNO3 C．NaCl D．C2H6 C 练·技能实战 46 【演练02】下列有关化学用语错误的是 A．CH4分子结构模型： B．F-的结构示意图： C．HClO的结构式：H-O-Cl D．NaCl的形成过程： B 练·技能实战 47 感谢 您的聆听 THANKS 沪科版2020必修第一册 eq \o\al(A,Z)Xeq \o\al(n±,b) $