第一章 物质结构 元素周期律总复习(课件)
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总结:
碱金属的原子结构
Li Na K Rb Cs
1.相似性:
最外层上都只 有一个电子
化学性质相似
1) 都易失电子表现强还 原性
2) 化合物中均为+1价
核电荷数
2.递变性: 电子层数
原子半径
核对最 外层电 子的引 力
失电 子能 力
还原 性
金 属 性
(电子层数的影响大于核电荷数的影响)
很好 逐渐增大（K特殊） 单质的熔沸点逐渐降低
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通过比较碱金属单质与氧气、水的反应， 我们可以看出，元素性质与原子结构有密 切关系，主要与原子核外电子的排布，特 别是 最外层电子数 有关。原子结构相 似的一族元素，它们在化学性质上表现出
相似性 和递变性 。
在元素周期表中，同主族元素从上到下原 子核外电子层数依次 增多 ，原子半径逐 渐 增大 ，失电子能力逐渐 增强 ，金 属性逐渐 增强 。
通过大量实验和研究,人们得出了如下结论:
碱金属元素原子的最外层都有１个电子，它们的化学性
质彼此相似 ，它们都能与 水 等非金属单质以及氧气 反应,表现出金属性（还原性）.
4Li＋O2=2Li2O
2Na＋O2=Na2O2 2Na＋2H2O=2NaOH ＋H2↑
2K＋2H2O=2KOH ＋H2↑
上述反应的产物中，碱金属元素的化合价都是 +1 。
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卤族元素： 氟（F）
F +9 2 7
氯（Cl）
Cl + 1 7 2 8 7
溴（Br）
Br +35 2 8 18 7
碘（I）
I +53 2 8 1818 7
人教新课标必修2第一章 物质结构 元素周期律(期中复习)
第一章 物质结构 元素周期律一、原子结构质子（Z 个）原子核注意：中子（N 个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.原子（AZ X ）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z 个）★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n 2；③最外层电子数不超过8个（K 层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
(对于原子来说)例如：求M Z X n+ MZ Xn －的核外电子数，中子数。
元素的相对原子质量的计算公式。
二、元素周期表1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．。
（周期序数＝原子的电子层数） ③把最外层电子数相同．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．。
主族序数＝原子最外层电子数 2.结构特点：核外电子层数 元素种类第一周期 1 2种元素短周期 第二周期2 8种元素周期 第三周期 3 8种元素元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素 素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素 周 长周期 第六周期 6 32种元素期 第七周期 7 未填满（已有26种元素） 表 主族：ⅠA ～ⅦA 共7个主族族 副族：ⅢB ～ⅦB 、ⅠB ～ⅡB ，共7个副族 （18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB 和ⅠB 之间 （16个族） 零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
无机化学 第一章
• ——即每个质子或每个中子相对质量为1。电子 的质量忽略不计。（每个质子或中子的质量
约为碳原子（C）的质量的1/12）
• 二、同位素 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子
互称为同位素。如：c, H, U都具有同位素。 三、原子核外电子的运动状态 核外电子（质量极小，体积极小，运动速率极大） 绕原子核做高速运转。原子在核外空间一定范围内经 常出现，就好像一团带负电的云雾笼罩在原子核周围， 形象的称为电子云。把电子出现几率相等的地方连起 来，作为电子云的界面，这个界面所包括的空间范围 称为原子轨道。
• 主族序数等于元素原子的最外层电子数。 • 由稀有气体元素构成的族称为0族。 • （二） 元素周期表中元素性质的递变规律 • 1、同周期元素性质的递变规律 同一周期，从左到右，半径递减，金属性递 减，非金属性递增。 • 2、同主族元素性质的递变规律 同一主族，从上到下，半径递增，金属性递 增，非金属性递减。 原子半径的增加，使得原子对最外层电子的吸 引力下降。 主族元素的最高正化合价等于它所在族的序数
• 1、周期 元素周期表有7个横行，每1个横行表示 一个周期，每横行的序数就是该周期元素的 电子层数 1、2、3周期元素数目比较少， 称为短周期。第4、5周期里每周期各有18种 元素，第6周期里有32种元素，称为长周期。 第7周期目前有26种元素，未填满，称不完 全周期。 • 2、族 周期表中有18个纵行，除8、9、10这3个 纵行合称为Ⅷ族外，其余15个纵行每个纵行 称为一族，族数用罗马数字表示，由短周期 和长周期元素共同构成的族称为主族。
• 3、元素主要化合价的周期性变化 同一周期，从左到右，从最高化合价+1依次 递变到+7，非金属元素的负化合价-4依次递变到-1 价。周期性变化。
第一章 物质结构 元素周期律_课件
元素周期律
一. 原子核外电子的排布
1. 电子层－表示运动着的电子离核远近及能量高低
含多个电子的原子中， 电子是分层排布的。能量较 低的电子运动在离核较近的 区域，能量较高的电子运动 在离核较远的区域。
电子层数( n )
电子层符号
内层
1 K
2 L
3 M
4 N
5 O
6 P
外层
7 Q
能量由低到高
2.核外电子分层排布的一般规律
（主族）最外层电子数 = 最高正价 最外层电子数－8 = 负价
表中位置
同位－化学性质相同
元素性质
同主族
相似性 递变性
同周期
递变性
“元素之最”
最活泼的非金属： F 最活泼的金属： Fr(Cs) 最轻的金属： Li 最重的金属： Os(锇22.6) 最硬的金属： Cr 最轻的单质为： H2 最高熔点的单质： 石墨(3650) 最低熔点的单质： He(-272.2) 最稳定的气态氢化物： HF 最强的含氧酸： HClO4 最强的碱： FrOH(C OH)
五、元素周期律和元素周期表的意义
1、对化学的学习和研究起指导作用
(1)发现新元素并预测它们的性质
(2)一定区域内寻找新物质
2、对实际生产的指导作用
●
半导体材料－金属非金属分界线附近(Si、Ge、Se、Ga）
●耐高温耐腐蚀材料－过渡元素 ●催化剂－Ⅷ族 ●农药－右上角（F、Cl、S、P)
3、学习上的指导作用——位、构、性关系
达稳定结构表现金属性。
非金属元素的原子最外层电子数一般多于4，易得电子
达稳定结构表现非金属性
元素失电子的性质－金属性 元素得电子得性质－非金属性
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一. 原子核外电子的排布
1. 电子层－表示运动着的电子离核远近及能量高低
含多个电子的原子中， 电子是分层排布的。能量较 低的电子运动在离核较近的 区域，能量较高的电子运动 在离核较远的区域。
电子层数( n )
电子层符号
内层
1 K
2 L
3 M
4 N
5 O
6 P
外层
7 Q
能量由低到高
2.核外电子分层排布的一般规律
（主族）最外层电子数 = 最高正价 最外层电子数－8 = 负价
表中位置
同位－化学性质相同
元素性质
同主族
相似性 递变性
同周期
递变性
“元素之最”
最活泼的非金属： F 最活泼的金属： Fr(Cs) 最轻的金属： Li 最重的金属： Os(锇22.6) 最硬的金属： Cr 最轻的单质为： H2 最高熔点的单质： 石墨(3650) 最低熔点的单质： He(-272.2) 最稳定的气态氢化物： HF 最强的含氧酸： HClO4 最强的碱： FrOH(C OH)
五、元素周期律和元素周期表的意义
1、对化学的学习和研究起指导作用
(1)发现新元素并预测它们的性质
(2)一定区域内寻找新物质
2、对实际生产的指导作用
●
半导体材料－金属非金属分界线附近(Si、Ge、Se、Ga）
●耐高温耐腐蚀材料－过渡元素 ●催化剂－Ⅷ族 ●农药－右上角（F、Cl、S、P)
3、学习上的指导作用——位、构、性关系
达稳定结构表现金属性。
非金属元素的原子最外层电子数一般多于4，易得电子
达稳定结构表现非金属性
元素失电子的性质－金属性 元素得电子得性质－非金属性
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《元素周期表》(元素周期表的结构) ppt课件
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5．甲、乙是周期表中同主族相邻元素，若甲的原子序数为
x，则乙的原子序数不可能是( B )
A．x＋2
B．x＋4
C．x＋8
D．x＋18
解析：同一主族相邻两元素的原子序数可以相差2(H和Li)、
8(如O和S)、18(如Cl和Br)，但不能相差4。
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6．我国的纳米技术研究能力已跻身于世界前列，曾制得一种氮
(1)表中所列元素，属于短周期元素的有_7_______种，属于主 族元素的有____6____种；g元素位于第____三____周期 _____0_________族。 (2)元素f是第_三_______周期第__Ⅵ__A____族元素。
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ⅡA
2
8
8
ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB
18
18
32
0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
Ⅷ ⅠB ⅡB
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阅读教材第四、五页，思考并填空：
二、现行元素周期表
1．原子序数 (1)含义：按照元素在_元__素__周__期__表__中的顺序给元素的编号。
(2)原子序数与原子结构的关系 原子序数＝_核__电__荷__数___＝__质__子__数_____＝__核__外__电__子__数______。
顺序由上而下排成纵行。
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根据元素周期律，把已知的一百多种元
素中 电子层数目相同 的各种元素，按原 子序数递增的顺序从左到右排成 横行 ，
再把不同横行中最外电子层的电子数相同 的元素按电子层数递增的顺序由上而下排
成 纵行 ，这样得到的一个表，叫做元素周
期表。
12
人教版高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律第一章复习和总结(含答案)
本章重点掌握以下几点：1．元素周期表的结构；2．元素、核素、同位素的辨别；3．核外电子排布规律；4．原子、离子、分子中基本构成微粒间的关系；5．元素周期律及其实质；6．化学键中的相关概念；7．电子式的书写。
要点一、元素周期表１．元素周期表的结构(“七横十八纵”)2．几种关系(1)电子层数=周期数(2)最外层电子数=主族序数=最高正化合价(除F、O)(3)质子数=原子序数(4)∣最高正价∣+∣最低负价∣=8(对非金属元素而言，但对H不适用)注意：O无最高正价(+6)，F无正价例题：原子序数为x的元素位于周期表中的ⅡA族，则原子序数为x+1的元素不可能为() A．ⅢA族B．IA族C．镧系元素D．ⅢB族要点二、元素、核素、同位素例题： 是( ) A ．氢的五种同位素 B ．五种氢元素C ．氢的五种同素异形体D ．氢元素的五种不同微粒 要点三、原子核外电子排布规律 1．在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层。
2．原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子。
3．原子最外层电子数目不超过8个(K 层为最外层时不能超过2个电子)。
4．次外层电子数目不能超过18个(K 层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
注意：以上规律既相互联系，又互相制约，不能孤立片面的理解。
如M 层为最外层的时候，最多为8个，而不是18个。
H 2H +H 112H 13H 1、、、、要点四、核外电子数相等的微粒例题：两种微粒的质子数和电子数均相等，下列关于两种微粒间关系的说法错误的是( ) A ．它们可能是不同的分子 B ．它们可能是不同的离子 C ．它们可能互为同位素D ．它们可能是分子和离子 要点五、元素周期律元素周期表中主族元素性质的递变规律要点六、比较元素的金属性强弱和非金属性强弱的一般方法金属性比较本质原子越易失电子、金属性越强判断依据1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。
第一章 物质结构 元素周期律 章末归纳整合课件(人教版必修2)
A ZX
(
)
表示质量数为 A， 质子数为 Z 的一种 X 原子； 质量数(A) ( )
＝质子数(Z)＋中子数(N)。
易错自查
技能突破
实验展台
高考视窗
3．质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位 素。168O、188O 两种原子即两种核素互称氧元素的同位素。 ( ) 4．在多电子原子中，原子核外各电子层最多容纳的电子数为 2n2 个，最外层电子数不超过 8 个(K 层为最外层时不超过 2 个)， 次外层电子数不超过 18 个，倒数第三层电子数不超过 32 个。 ( )
最高正价＝原子的最外层电子数，B的次外层电子数为 2，
B 核外共有 2 ＋ 4 ＝ 6 个电子， B 为 6 号元素碳； A 、 C 原子的核外 次外层电子数为8，则A、C原子核外电子数分别为2＋8＋1＝11 和2＋8＋5＝15，所以A为11号元素钠，C为15号元素磷；在1～ 18号元素中，最高价为＋7价的只有氯元素(F无正价)，而HClO4 是已知含氧酸中最强的酸，故D为氯元素。
8．随着原子序数的递增，元素原子半径、主要化合价(最高正 化合价或最低负化合价)、元素的金属性和非金属性都呈周 期性变化。这一规律就是元素周期律。其根本原因是随着 原子序数的递增，元素原子的核外电子层排布(对于主族元 素来说，是原子的最外层电子数)呈现周期性变化。 (
易错自查 技能突破 实验展台
)
高考视窗
＋ ＋ ＋
越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故 KOH ＞ Ba(OH)2＞NaOH，D 说法正确。 答案 D
易错自查
技能突破
实验展台
高考视窗
元素“位、构、性”三者关系及推断技巧
1．元素“位、构、性”三者之间的关系 元素在元素周期表中的位置、元素的原子结构以及元素 的性质特别是化学性质之间存在下列关系：
(
)
表示质量数为 A， 质子数为 Z 的一种 X 原子； 质量数(A) ( )
＝质子数(Z)＋中子数(N)。
易错自查
技能突破
实验展台
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3．质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位 素。168O、188O 两种原子即两种核素互称氧元素的同位素。 ( ) 4．在多电子原子中，原子核外各电子层最多容纳的电子数为 2n2 个，最外层电子数不超过 8 个(K 层为最外层时不超过 2 个)， 次外层电子数不超过 18 个，倒数第三层电子数不超过 32 个。 ( )
最高正价＝原子的最外层电子数，B的次外层电子数为 2，
B 核外共有 2 ＋ 4 ＝ 6 个电子， B 为 6 号元素碳； A 、 C 原子的核外 次外层电子数为8，则A、C原子核外电子数分别为2＋8＋1＝11 和2＋8＋5＝15，所以A为11号元素钠，C为15号元素磷；在1～ 18号元素中，最高价为＋7价的只有氯元素(F无正价)，而HClO4 是已知含氧酸中最强的酸，故D为氯元素。
8．随着原子序数的递增，元素原子半径、主要化合价(最高正 化合价或最低负化合价)、元素的金属性和非金属性都呈周 期性变化。这一规律就是元素周期律。其根本原因是随着 原子序数的递增，元素原子的核外电子层排布(对于主族元 素来说，是原子的最外层电子数)呈现周期性变化。 (
易错自查 技能突破 实验展台
)
高考视窗
＋ ＋ ＋
越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故 KOH ＞ Ba(OH)2＞NaOH，D 说法正确。 答案 D
易错自查
技能突破
实验展台
高考视窗
元素“位、构、性”三者关系及推断技巧
1．元素“位、构、性”三者之间的关系 元素在元素周期表中的位置、元素的原子结构以及元素 的性质特别是化学性质之间存在下列关系：
物质结构 元素周期律单元复习20130413
第一章 《物质结构元素周期律》单元复习
一．原子结构
1.原子的构成
（1）原子
（2） 的含义：代表一个质量数为A，质子数为Z，中子数为（A-Z）的原子。
（3）质量数（A） 质子数（Z） 中子数（N）
（4）质量数数值上近似等于相对原子质量，也近似等于原子的摩尔质量
（5）在原子（ ）中：质子数（Z） 核电荷数 核外电子数 原子序数
（6）在阳离子（ ）中：核外电子数=Z－n
（7）在阴离子( )中：核外电子数=Z+m
2．核外电子排布的规律
（1）分层排布：
①编号：KLMNOPQ……
②层序：1234567……
（2）原子核外电子的排布规律：
①每层最多容纳2n2个电子(n表示第几层)。
②最外电子层不能超过8个（K层为最外层时不能超过2个），
O
H H
⑤、说明：氢键是一种分子间静电作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强；是一种较强的分子间作用力。
⑥、含氢键的三种氢化物：NH3、H2O、HF
作用：对物质的熔点、沸点等有影响。
①、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。
6.分子间作用力②、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间（NH3、H2O）
③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。
④、氢键的形成及表示方式：F-—H···F-—H···F-—H···←代表氢键。
OO
氢键H H H H
1)氟化氢2）氨气3）二氧化碳4）水5）甲烷6）次氯酸7）过氧化氢
3.极性键和非极性键
（2）极性键形成的一般条件：不同种原子间形成的共价键。
（3）非极性键形成的一般条件：同种原子间形成的共价键。
5.化学反应的本质是：旧化学键的断开，新化学键的形成
一．原子结构
1.原子的构成
（1）原子
（2） 的含义：代表一个质量数为A，质子数为Z，中子数为（A-Z）的原子。
（3）质量数（A） 质子数（Z） 中子数（N）
（4）质量数数值上近似等于相对原子质量，也近似等于原子的摩尔质量
（5）在原子（ ）中：质子数（Z） 核电荷数 核外电子数 原子序数
（6）在阳离子（ ）中：核外电子数=Z－n
（7）在阴离子( )中：核外电子数=Z+m
2．核外电子排布的规律
（1）分层排布：
①编号：KLMNOPQ……
②层序：1234567……
（2）原子核外电子的排布规律：
①每层最多容纳2n2个电子(n表示第几层)。
②最外电子层不能超过8个（K层为最外层时不能超过2个），
O
H H
⑤、说明：氢键是一种分子间静电作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强；是一种较强的分子间作用力。
⑥、含氢键的三种氢化物：NH3、H2O、HF
作用：对物质的熔点、沸点等有影响。
①、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。
6.分子间作用力②、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间（NH3、H2O）
③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。
④、氢键的形成及表示方式：F-—H···F-—H···F-—H···←代表氢键。
OO
氢键H H H H
1)氟化氢2）氨气3）二氧化碳4）水5）甲烷6）次氯酸7）过氧化氢
3.极性键和非极性键
（2）极性键形成的一般条件：不同种原子间形成的共价键。
（3）非极性键形成的一般条件：同种原子间形成的共价键。
5.化学反应的本质是：旧化学键的断开，新化学键的形成
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共价键 非极性键
化学反应的实质：
旧化学键断裂，新化学键形成的过程。
离子键
1、定义：带相反电荷离子之间的相互作 用称为离子键。
2、形成元素：一般由活泼金属（ⅠA、 ⅡA）与活泼非金属(ⅥA 、 ⅦA)组成。
3、离子化合物：由离子键构成的化合 物叫做离子化合物。
例如：NaCl、KCl、NH4Cl、NaOH等。
定于核电荷数，核电荷数(原子序数)越大， 核对电子吸引力越强，则原子半径越小。
(3)同周期元素随原子序数递增，主要化合价呈 周期性变化；
最高正价：+1～+7 最低负价：由－4～－1
3、元素性质呈周期性变化的根本原因是 元素原子的核外电子排列呈周期性变化
4、同周期、同主族元素结构、性质的递 变规律及金属元素、非金属元素的分区：
化合物的判别
⑴只要有阴阳离子，即可判断为离子化合物；
强碱：NaOH等；大多数盐：NaCl、BaSO4等; 氧化物：Na2O等；另外：Mg3N2、NaH、
Na2O2等; ⑵非金属元素间形成的化合物为共价化合物。 另外，部分金属元素元素原子与非金属元素原 子, 如AlCl3 ;BeCl2 ； 注意：NH4+的盐除外。
共价键 1、定义：原子间通过共用电子对所形 成的相互作用。
2、形成元素： 1）同种或不同种非金属元素结合； 2)部分金属元素元素原子与非金属元素, 如AlCl3 ;BeCl2 ； 3、共价化合物：以共用电子对形成分子 的化合物。 4、共价键的存在：HCl、H2等，一些 离子化合物中，如NaOH、Na2O2等。
分界线左边是金属元素，分界线右边 是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体 元素。见下图：
注意：金属性、非金属性是元素的性质
元素的金属性和非金属性判断依据
“越易越强、越强越强”
元素金属性强弱的判断依据： 1) 单质跟水或酸起反应置换出氢的难易； 2) 元素氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。 元素非金属性强弱的判断依据： 1) 最高价氧化物的水化物的酸性强弱； 2) 单质与氢气生成氢化物的难易或生成氢化物的
电子层里（这就是电能子量层最的低代原号理）。 n
2、各电子层最多能容纳的电子数为 2n2
123 4567
3、最外层电子数不能序超号过 8（当K层为最外层
时不能超过 2 ）。各
KLM NOPQ
电4子、数次不外能层超电过子3数电 子2 。不与能的原超距子过离核18 ，倒从数小第到三大层
注意：以上四条层规律是能相量互联系的从，低不到能高孤
＊核素：把具有一定数目的质子和一定 数目的中子的一种原子叫做核素。
＊同位素：质子数相同而中子数不同的同 一种元素的不同原子互称为同位素。 （同一种元素的不同核素互称为同位素）
如：1H、2H、3H；12C、14C
三、核外电子的排布规律及表示方法
1、核外电子总是尽先排布在能量最低的电子
层里，然后由里往外，依次排布在能量较高的
立地理解。
四、元素周期表和元素周期律
1、元素周期表的结构 （1）7个周期 周期序数＝电子层数
第1周期 2种元素 三个短周期 第2周期 8种元素
第3周期 8种元素 第4周期 18种元素
三个长周期 第5周期 18种元素
第6周期 32种元素 一个不完全周期：第七周期，应有32种元素，
现有26种元素。
（2）16个族 七个主族（A） ：由长周期和短周期元素组 成，IA~VIIA 位于第1、2、13、14、15、 16、17纵行[来源:] 七个副族（B） ：仅由长周期元素组成， IB~VIIB位于第11、12、3、4、5、6、7纵行 一个第Ⅷ族：位于第8、9、10三个纵行
性质
氟
氯 溴 碘
7
单质 的熔, 沸点 较低, 颜色 较深
单质 具有 强的 氧化
性
逐 渐 增 多
逐 渐 升 高
非 逐逐金 渐渐属 升增性 高大逐
渐 减 弱
五、化学键
定义：相邻的两个或多个原子(或离子)
之间强烈的相互作用叫做化学键。[来源:]
离子键和共价键通称为化学键。
离子键
化学键
极性键
Fr Ra
原子半径的递变规律
族 周期
IA
IIA
IIIA IVA
VA VIA VIIA
1
原子半径逐渐变小
2
3
原 子
在周期表中，同一主族
半 的元素，从下到上，同
4 5
径 逐 渐
一周期的主族元素，从 左到右原子半径依次减
6
变 小
小
7
碱金属元素的性质
名相
似
形递
变
性
称 最外层 物 理 化 学 电 子 熔 点 沸 点 密 度 化 学
稳定性。
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2 3 4 5
金 属 性 逐 渐 增 强
B
非金属区
Al Si
Ge As
金属区 Sb Te
非零
金
属 性
族
逐
渐 增
元
强
6
Po At 素
7
金属性逐渐增强
元素周期表和元素周期律的应用
1.元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系
第一章 [来源:学科网ZXXK]
物质结构 元素周期律
知识结构
一、元素：具有相同核电荷数（即核内质子数）
的一类原子的总称。
{ { } 二、原子的构成: 决定 质子 原子核
元素 种类
原子
中子
决定 原子(核
素)种类
核外电子 决定
元素的化学性质
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
电子数 性 质 性 质 层 数
性质
锂 钠 钾 铷 铯
单
银白, 质
软,轻. 都
1
低(熔 点).
具 有 强
略带
的 还
逐 渐 增 多
金色 原
逐 渐 降 低
逐 渐 降 低
逐 渐 增 大
金 属 性 逐 渐 增 强
性
卤素的性质
名
相似形
递变性
称 最外层 物理 化学 电子 熔点 沸点 密度 化学
电子数 性质 性质 层数
（3）｜最高正价｜+｜最低负价｜= 8
（4）特殊：氧元素的化合价一般是 -2 价，而氟元素 无 正 化合价。金属 元素只有正化合价而无负价。
粒子半径比较
1、电子层数、核电荷数均不同，电子 层数越多，半径越大。（例如：Na<K）
2、电子层数相同，核电荷数不同时， 核电荷数大的半径反而小。（例如： Na>Mg、Na+>Mg2+）
3、当核电荷数相同、电子层数也相同 的时候，核外电子数越多，半径越大。 （例如：Cl<Cl-）
原子半径示意图
H
He
Li Be B
CN
OF N
e
N M Al Si P
S Cl Ar
a
g
K
Ca Ga
Ge As Se
Br Kr
Rb
Sr
In Sn Sb Te
I
Xe
Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn
元素金属性和非金属性的递变 (见课本17页) (1)同一周期从左到右元素的金属性逐渐 减弱，非金属性逐 渐 增强 (不包括稀有气体元素)。 (2)同一主族从上到下元素的金属性逐渐增强 ，非金属性 逐渐 减弱 (不包括稀有气体元素)。
2.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。
（1）价电子： 最外层电子 （2）主族序数= 最外层电子数=主族元素最高正化合价数
A Z
X
－表示核电荷数(质子数)为Ｚ，质量数为
Ａ的一个X原子
X a +d c-+-
be
a、b、c、d、e各代表什么？
a——代表质量数；
b——代表核电荷数(质子数) ；
c——代表离子的电荷数；
d——代表化合价；
e ——代表原子个数
＊质量数：忽略电子的质量，将核内所 有质子和中子的相对质量取近似值加起 来，该数值即为质量数。 质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）
一个0族：稀有气体元素族，位于第18纵行
主பைடு நூலகம்序数＝最外层电子数＝最高正价数
主族序数＝主族元素的最高正价数 ＝8－最低负价数
2、元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈
周期性变化的规律叫做元素周期律。
(1)同周期元素随原子序数递增，核外电子排列 呈周期性变化；
(2)同周期元素随原子序数递增，原子半径减小； 原因：同周期元素电子层数相同，原子半径决
分子结构和化学键
用电子式表示离子键、共价键的形成过程
.＋
2＋
H.
H × ×H
离子键和共价键的比较
离子键
共价键
成键微粒 阴、阳离子
原子
成键本质 静电作用
表示方法 Na+ [：C·l·：]··
成键元素 活泼金属与活 泼非金属元素
共用电子对
·· ··
H
C··l ··
同种或不同种
非金属元素
存在
只存在于离 非金属 单质、共价化合 子化合物中 物及部分离子化合物中
5、共价键可分为极性键和非极性键。 如：H—Cl、H—F键等为极性键；H—
H、Cl—Cl键等为非极性键。
电子式：
元素符号周围用“•”或“×”来表示原
子的最外层电子（价电子）的式子叫做电
子式。
H︰H
H︰‥‥NH︰H
Na+ [：C·l·：]··
H︰‥‥OH︰