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一、原子结构,1、原子的构成,2、原子核外电子排布,二、元素周期律和元素周期表,1、元素周期律,2、元素周期表,（1）周期表的结构,（2）原子结构、元素性质与元素在周期表中位置的关系,三、化学键,物质结构元素周期律复习课,相对质量为约为1,带1个单位正电荷,质子数=核电荷数=原子序数=核外电子数,相对质量为约为1,不显电性,质量仅为质子质量的1/1836,带1个单位负电荷,元素的化学性质主要决定于原子的价电子数（最外层电子数）,质量关系：A=Z+N,重要的等量关系：,电量关系：,一、原子结构,同位素：凡具有相同质子数和不同中子数的同一元素的不同原子互称同位素。,核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。,注意：,1、同位素的特征自然界中同位素原子百分比保持不变。化学性质相同。,2、几种相对原子质量的关系。,讨论1：（13海南）重水(D2O)是重要的核工业原料，下列说法错误的是（）A氘(D)原子核外有1个电子BH2O与D2O互称同素异形体C1H与D互称同位素D1H18O与D216O的相对分子质量相同,讨论2：,B,B,1、各电子层最多容纳的电子数为2n2(KLMNOPQ),2、最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）,3、次外层电子数不超过18个,核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。离核越近能量越低。,练习：请画出54号元素Xe的原子结构示意图。,核外电子排布的一般规律：,一低四不超,（1）核外电子总数为10个电子的微粒阳离子：阴离子：分子：,Na+Mg2+Al3+NH4+H3O+,N3O2FOH,HFH2ONH3CH4Ne,K+Ca2+,S2ClHS,HClH2SPH3SiH4Ar,核外电子数相同的微粒,F2H2O2N2H4C2H6等,（2）核外电子总数为18个电子的微粒阳离子：阴离子：分子：,二、元素周期律和元素周期表,核外电子排布的周期性,元素性质的周期性,决定,注意：A、主族元素的化合价判断B、微粒半径比较C、金属性与非金属性强弱的判断,D、周期表的结构,E、原子结构、元素性质与元素在周期表中位置的关系,比较微粒半径大小的规律,同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小,同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大,同种元素的微粒：价态越低，微粒半径越大即：阳离子AlSi,LiNaKF-Na+Mg2+Al3+,(第二周期阴离子）,(第三周期阳离子）,Fe+3Fe2+FeH+Mg非金属性FClBr最高价氧化物的水化物的酸碱性KOHNaOHLiOH氢化物的稳定性CH4SiH4比较同周期元素及其化合物的性质碱性:NaOHMg(OH)2Al(OH)3稳定性:HFH2ONH3比较不同周期元素的性质（先找出与其同周期元素参照）推断一些未知元素及其化合物的性质,例如：Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，则Be(OH)2更难溶,例如：金属性MgAl可知碱性Ca(OH)2Al(OH)3,相邻的原子之间的强烈相互作用。,三、化学键,阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键,阴、阳离子,得失电子,离子化合物如NaCl、铵盐,离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强（离子化合物的熔沸点越高）,原子间通过共用电子对所形成的化学键。,原子,电子对共用,非金属单质：H2共价化合物：HCl某些离子化合物,通常原子半径越小，共用电子对越多，共价键越强，形成的单质或化合物越稳定,极性键和非极性键,定义,由离子键构成的化合物,由共用电子对形成分子的化合物,结构粒子,阴、阳离子,原子,化学键类型,一定含有离子键，可能含有共价键,只含共价键,与物质类别的关系,强碱绝大多数盐活泼金属氧化物,所有的酸弱碱气态氢化物非金属氧化物极少数盐,D,讨论1：下列说法正确的是（）A.两种元素组成的分子中一定只有极性键B.只要有键的断裂必然有化学反应发生非金属元素组成的化合物一定是共价化合物D.含有阴离子的化合物一定含有阳离子,2、,课后作业,1、复习第一章，完善小结；2、活页P1214章末检测题（一）3、活页P15114题,
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