使元素构成了一个系统的体系
化学发展史上的重要里程碑之一
20世纪初，原子结构的奥秘被揭示
人们对元素周期表的认识更加完善
编排原则：按照元素的原子序数（即核内质子数）递增的顺序排列
结构特点：
横行（周期）：具有相同电子层数的元素排成一行
纵列（族）：具有相似化学性质的元素排成一列
定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律
表现：
原子半径的周期性变化
元素主要化合价的周期性变化
元素金属性和非金属性的周期性变化
定义：相邻原子或离子之间强烈的相互作用
类型：
共价键：原子间通过共用电子对形成的化学键
离子键：阴、阳离子间通过静电作用形成的化学键
金属键：金属阳离子与自由电子之间的相互作用
元素周期表是化学学习和研究的基础工具
原子结构与元素周期表之间有着密切的关系
元素周期律揭示了元素性质的周期性变化规律
化学键是理解物质构成和化学变化的关键
原子是构成物质的基本单位，它由以下部分组成：
原子核：位于原子的中心，由质子和中子组成，带有正电荷。
质子：带有正电荷的粒子，其数量决定了元素的种类（即原子序数）。
中子：不带电荷的粒子，与质子共同组成原子核。
原子核
质子
中子
核外电子
质量数(A)定义：质子数(Z) + 中子数(N)
质子和中子相对质量近似为1
原子质量主要集中在原子核上
电子在能量不同的区域内运动
电子层模型：洋葱式结构
电子层表示：n=1,2,3,4,5,6,7 或 K、L、M、N、O、P、Q
电子能量与距离原子核远近关系：离核近能量低，离核远能量高
电子一般先从内层排起，一层充满后再填充下一层
问题：每个电子层最多可以排布多少个电子？
主题：稀有气体元素原子电子层排布的规律
目标：发现并分析稀有气体元素原子电子层排布的特点
最外层电子容纳数
当K层为最外层时，最多能容纳的电子数？
除了K层，其他各层为最外层时，最多能容纳的电子数？
次外层电子容纳数
次外层最多能容纳的电子数是多少？
第n层电子容纳数归纳
你能归纳出第n层最多能容纳的电子数吗？
核外电子排布表示
根据所归纳的规律，用原子结构示意图表示核电荷数为1~20号元素原子的核外电子排布。
核心规律：原子核外第n层最多能容纳的电子数为2n^2
特别说明：
无论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只有8个（K层只有2个）。
原子最外电子层有8个电子（最外层为K层时，最多只有2个电子）的结构是相对稳定的结构。
原子光谱和理论分析的结果
元素周期表得到的启示
意义：
深化对原子结构和电子排布的理解
为进一步探索原子性质和化学反应提供基础
原子结构模型：科学家根据科学猜想和分析，揭示原子本质的认知模型。
认识历史：漫长且无止境。
特点：带正电荷的核位于原子中心，质量几乎等于原子的全部质量，电子绕核运转。
特点：电子在原子核外特定轨道上绕核做高速圆周运动。
特点：原子是坚实的、不可再分的实心球，构成物质的基本粒子。
特点：现代物质结构学说，电子在原子核外小空间内高速运动，无确定轨道。
特点：原子内正电荷平均分布，镶嵌许多电子，形成中性原子。
目前：科学家能利用电子显微镜和扫描隧道显微镜摄制原子图像。
未来：随着科技发展，人类对原子的认识将不断深化。
寻求元素及其化合物间的内在联系和规律性
1869年，门捷列夫制出第一张元素周期表
排序依据：相对原子质量
发展：空位被填满，形式更加完美
排序依据的变更：原子的核电荷数
定义：按元素在周期表中的顺序编号
与原子结构的关系：
原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数
横行（Period）排列：
电子层数目相同的元素
按原子序数递增的顺序从左到右排列
纵列（Group）排列：
不同横行中最外层电子数相同的元素
按电子层数递增的顺序由上而下排列
横行数量：7个
纵列数量：18个
特殊：8、9、10三个纵列共同组成第Ⅷ族
周期与族的定义：
每一个横行称为一个周期
每一个纵列称为一个族
观察对象：元素周期表是化学中用于组织和展示所有已知化学元素的一种表格，它按照元素的原子序数（即核内质子数）进行排序。
讨论内容：
周期序数与核外电子层数：
在元素周期表中，每一周期的元素具有相同的电子层数。
周期的序数正好等于该周期中元素原子核外的电子层数。例如，第一周期的元素（如氢和氦）只有一层电子，第二周期的元素（如锂到氮）有两层电子，以此类推。
问题：探讨周期序数与原子核外电子层数之间的内在联系。
发现：
周期长短与元素种类：
短周期：第一周期仅包含2种元素（氢和氦），第二和第三周期各包含8种元素。
长周期：从第四周期开始，每个周期包含的元素种类超过8种，这反映了随着电子层数的增加，可能的电子排布方式也增加，因此能够容纳更多的元素。
讨论内容：
主族与副族：
主族元素：族序数后标A，包括短周期和长周期元素。主族元素是构成有机化合物和许多无机化合物的基础。
副族元素：族序数后标B（第Ⅷ族除外），完全由长周期元素构成。副族元素通常具有特殊的催化性能和磁性。
0族元素：
特点：原子最外层电子数为8（氢为2），这使得它们非常稳定，不易与其他元素发生化学反应，化合价为0。0族元素包括氦、氖、氩等稀有气体。
特别名称的族：
第IA族：碱金属元素（氢除外），这些元素都是活泼的金属，能与水反应生成碱。
第ⅦA族：卤族元素，这些元素都是非金属，具有强烈的氧化性，能与其他元素形成盐。
基本信息：
原子序数：元素的唯一标识，等于其核内质子数。
元素符号：元素的简写表示，如H代表氢，He代表氦。
元素名称：元素的正式名称，如氢、氦、锂等。
相对原子质量：元素的平均原子质量与碳-12原子质量的1/12的比值。
其他信息：
质量数：某些方格中可能标注有质量数，表示该元素的一种特定同位素的原子核中的质子数与中子数之和。
定义：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
示例：H、H、H各为一种核素。
定义：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子。
示例：H、H、H互为同位素。
特性：
“同位”：在元素周期表中占有相同的位置。
中子数、质量数不同。
天然存在：许多元素都有同位素，且保持一定的比率。
人工制造：科学家利用核反应制造出多种同位素。
分类：
放射性同位素：具有放射性。
非放射性同位素：不具有放射性。
应用：
能源领域
农业：育种
医疗：诊断、治疗疾病
考古：测定文物年代
其他：金属探伤等
目标：了解放射性同位素在能源、农业、医疗、考古等方面的应用。
定义：利用现代科技手段分析古代遗存，结合考古学方法，探索人类历史。
重要性：拓展考古研究方法与领域，具有广阔的发展前景。
方法示例：C断代法
原理：利用死亡生物体中C不断衰变的原理。
应用：判断史前文物的绝对年代。
利用科技手段进行考古现场的勘探与分析。
对考古发现的各类遗存进行科学分析。
获奖：1960年诺贝尔化学奖
应用：考古工作者利用C衰变测定装置对文物进行年代测定和研究。
目的：分析古代人类的食物结构。
意义：研究当时的自然环境状况、社会生产力发展及社会文化风俗。
科技新成果的应用：不断拓展考古研究方法和研究领域。
展望：科技考古具有较好的发展前景。
元素种类不断增多
化学家开始分类整理，寻求系统体系
1789年，拉瓦锡《化学概要》提出首个元素分类表
1829年，德贝赖纳提出“三素组”概念，探寻元素性质规律
1867年开始触及元素分类规律性
1869年编制第一张元素周期表
1864年指出元素相对原子质量存在规律性
发表与门捷列夫相似的元素表，后发表更完整版本
维尔纳制成现代形式的元素周期表（1905年）
莫塞莱发现并证明周期表中元素的原子序数等于原子的核电荷数（1913年）
缺少稀有气体元素等
填补空白，丰富对元素周期表的理解
不断发展与完善，反映元素间的内在联系与规律
原子最外层电子数：< 4
化学反应中：易失去电子
性质：具有金属性
原子最外层电子数：≥ 4
化学反应中：易获得电子
性质：具有非金属性
原子结构与元素性质存在关联
同族元素间存在内在联系
分析原子结构
对比化学性质
研究结构与性质的关系
定义：一类化学性质非常活泼的金属
自然界中存在状态：化合态
核电荷数：从上到下依次增大
原子半径：从上到下依次增大
最外层电子排布：只有一层且只有一个电子
相似性原因：容易失去最外层电子
表现性质：强还原性
回忆第二章知识，总结钠的化学性质。
结合锂、钠、钾的原子结构特点，预测锂、钾可能具有的与钠相似的化学性质。
注意事项：不要近距离俯视坩埚和烧杯。
实验步骤：加热干燥的坩埚，切取绿豆大的钾，用镊子夹取并迅速投到热坩埚中，待钾熔化后撤掉酒精灯，观察现象。
实验现象记录。
实验步骤：在烧杯中加入水，滴入酚酞溶液，切取绿豆大的钾，用镊子夹取并投入水中，观察现象。
实验现象记录。
讨论并总结钠、钾的相似化学性质。
与最初根据原子结构特点进行的预测进行对比。
比较钾、钠与水反应的难易程度。
推断锂与水反应的难易程度。
通过比较碱金属与水反应的难易程度，发现与它们原子结构的关系。
推断碱金属元素化学性质的相似性和递变规律。
原因：原子最外层电子数相同，均为1个电子。
表现：
能与氧气等非金属单质反应。
能与水反应，生成对应碱和氢气。
反应产物中，碱金属元素的化合价均为+1价。
原因：随着核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大，原子核对最外层电子的引力减弱，失去电子能力增强。
表现：从锂到铯，金属性逐渐增强。反应剧烈程度递增，铷和铯遇空气或水会立即燃烧，甚至爆炸。
相似性：柔软，有延展性；密度小，熔点低；导热性和导电性好。
规律性：如表4-2所示，碱金属单质在颜色、熔点、沸点、密度等方面表现出一定的规律性。
在已有信息基础上，依据规律和方法对未知事物进行推测。
物质的组成、结构和反应规律等。
元素及其化合物的性质。
可能发生的化学反应。
依据元素“位置”“结构”与“性质”之间的内在联系进行评估。
钠与钾是IA族元素，都能与水反应；铷与钠、钾同族，预测铷也能与水反应。
定义：典型的非金属元素，自然界中以化合态存在。
在一定条件下，卤素单质能与氢气反应生成卤化氢。
氟与氢气反应
反应条件：暗处
反应特性：剧烈化合并发生爆炸
生成物：氟化氢（很稳定）
氯与氢气反应
反应条件：光照或点燃
反应特性：发生反应
生成物：氯化氢（较稳定）
溴与氢气反应
反应条件：加热至一定温度
反应特性：才能反应
生成物：溴化氢（不如氯化氢稳定）
碘与氢气反应
反应条件：不断加热
反应特性：缓慢反应；可逆反应
生成物：碘化氢（不稳定，易分解）
电子构型：氟、氯、溴、碘最外层均为7个电子。
化学性质：易与其他元素结合，获取1个电子形成负离子。
电子层数：从氟到碘，电子层数依次增多。
原子半径：依次增大，对外层电子束缚力减弱。
化学性质：反应活性逐渐降低，非金属性减弱。
趋势：F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂，逐渐变难。
趋势：HF > HCl > HBr > HI，逐渐减弱。
趋势：逐渐减弱，与氢气反应能力下降。
类似金属置换：活性较强的卤素置换出活性较弱的卤素。
反应式：2NaBr + Cl₂ = 2NaCl + Br₂
解释：氯气活性强于溴，可置换出溴化钠中的溴。
活性顺序：F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂，活性强的卤素可置换出活性弱的卤素。
实验步骤：
向盛有4 mL KBr溶液试管加1 mL氯水，振荡，观察颜色。
向盛有4 mL KI溶液试管加1 mL氯水，振荡，观察颜色。
化学方程式：
KBr溶液+氯水：Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂
KI溶液+氯水：Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂
结论：氯水能置换出Br₂和I₂，说明Cl₂氧化性强于Br₂和I₂。
实验步骤：向盛有4 mL KI溶液试管加1 mL溴水，振荡，观察颜色。
化学方程式：Br₂ + 2KI → 2KBr + I₂
结论：溴水能置换出I₂，说明Br₂氧化性强于I₂。
顺序：F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂
解释：随着核电荷数增加，卤素单质氧化性逐渐减弱。
碱金属：与氧气、水反应表现出相似性和递变性。
卤素：与氢气反应、卤素间置换反应表现出相似性和递变性。
解释：原子结构相似元素，化学性质相似且具递变性。
同主族元素：从上到下电子层数增多，原子半径增大。
金属性与非金属性：金属性增强，非金属性减弱。
得失电子能力：失电子能力增强，得电子能力减弱。
深入了解元素周期表的历史与发展
认识形式各异的元素周期表及其特点
加深对元素间关系及科学方法的认识
阅读教科书中的“科学史话——元素周期表的发展”
认识有代表性的元素周期表及其特点
收集形式各异的元素周期表
分类整理
选择2~3种元素周期表，分析其设计的依据和特点
根据元素知识和分类方法的认识
设计和制作元素周期表
说明设计依据和特点
通过了解元素周期表的发现和发展过程，总结启示
撰写研究报告
与同学交流心得和体会
展示自制的元素周期表
交流学习心得和体会
核心问题：根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，推测该周期元素金属性和非金属性的变化规律。
实验步骤：
取镁条，除去氧化膜，放入试管。
加入水，滴入酚酞，观察现象。
加热试管，观察现象。
比较：与钠和水的反应相比，镁和水的反应难易程度及生成物。
实验步骤：
向试管中加入AlCl₃溶液，滴加氨水至不再产生Al(OH)₃沉淀。
将Al(OH)₃沉淀分装，一支试管中滴加盐酸，另一支滴加NaOH溶液。
用MgCl₂溶液代替AlCl₃溶液重复上述实验，观察并比较现象。
两性氢氧化物：既能与酸反应，又能与强碱反应。
离子方程式：
Al(OH)₃ + 3H⁺ = Al³⁺ + 3H₂O
Al(OH)₃ + OH⁻ = [Al(OH)₄]⁻
说明：铝虽为金属，但表现出一定的非金属性。
实验与信息对比：比较实验结果与信息，得出结论。
推测验证：验证最初的推测是否一致。
原子结构与元素性质的关系：
同一周期，核外电子层数相同。
核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小。
失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
本质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
元素周期律的发现对化学发展的影响
元素周期表作为周期律的表现形式
周期表在学习、研究和应用化学中的作用
虚线左下方：金属元素
虚线右上方：非金属元素
最右纵列：稀有气体元素
分界线附近的元素：兼具金属性与非金属性
从上到下
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
从左到右
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
第2列（ⅡA）：金属性逐渐增强（如Be, Mg）
第13列（ⅢA）：金属到非金属的过渡（如B, Al）
第14列（ⅣA）：非金属到金属的过渡（如C, Si, Ge）
第15列（ⅤA）：非金属性逐渐增强（如N, P, As）
第16列（ⅥA）：非金属性逐渐增强（如O, S, Se, Te）
第17列（ⅦA）：非金属性逐渐增强（如F, Cl, Br, I）
第18列（0族）：稀有气体元素，非金属性
元素周期表反映了元素之间的内在联系
元素的金属性和非金属性在周期表中存在一定的递变规律
利用周期表可以预测和解释元素的性质和行为
最高正化合价等于族序数
族序数与最外层电子数相同
最高正化合价等于原子能失去或偏移的最外层电子数
负化合价等于达到8电子稳定结构所需电子数
最高正化合价与负化合价的绝对值之和等于8
预言11种当时尚未发现的元素
留下空位，如“类铝”（后被发现并命名为镓）
预测相对原子质量：72.64
氧化物：MO₂（GeO₂）
氯化物：MCl₄（GeCl₄）
预言锗的存在和性质
根据周期表位置推测原子结构和性质
研究元素性质的变化规律
周期表中位置靠近的元素性质相近
在金属与非金属分界处寻找半导体材料（如硅、锗、镓）
研制半导体器件（从锗到硅）
制造新品种农药（研究氟、氯、硫、磷、砷等元素）
在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素
耐高温、耐腐蚀的铱合金
用于制造发动机的火花塞
元素种类：一百多种
构成物质数量：已超过1亿种
问题：元素的原子之间如何形成如此丰富的物质？
离子键：带相反电荷离子之间的相互作用
以氯化钠为例
钠原子的最外电子层上的1个电子转移到氯原子的最外电子层上
形成带正电荷的钠离子和带负电荷的氯离子
带相反电荷的钠离子和氯离子，通过静电作用结合在一起
形成与单质钠和氯气性质完全不同的氯化钠
钠原子：需失去1个电子达到8电子稳定结构
氯原子：需获得1个电子达到8电子稳定结构
钠原子与氯原子的核外电子排布
钠与氯气反应
定义：由离子键构成的物质
举例：KCl、MgCl₂、CaCl₂、ZnSO₄、NaOH等
形成规律：活泼金属与活泼非金属形成离子化合物
定义：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子（价电子）的式子
举例：Na×、:Cl:、×Mg×、S·等
应用：表示离子化合物的形成过程，如氯化钠的形成过程可表示为Na+[:Cl:]⁻
氯分子形成：2个氯原子各提供1个电子，形成共用电子对，达到8电子稳定结构。
示意图：:Cl.+.Cl: → :Cl:Cl:
原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
示例：2个氢原子结合成氢分子，2个氯原子结合成氯分子。
示例：1个氢原子和1个氯原子结合成氯化氢分子。
共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物，如H2O、CO2等。
共价键形成的分子具有一定的空间结构，如CO2是直线形，H2O呈V形，CH4呈正四面体形等。
共价键使分子具有稳定性。
通过现代实验手段（如X射线衍射法等）可以测定某些分子的结构。
相邻原子之间强烈的相互作用。
与原子结构有关，主要通过原子的价电子的转移实现。
离子键
共价键
原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
非极性共价键
定义：同种原子形成，共用电子对不偏向任何一方，成键原子不显电性。
示例：H2、Cl2等单质分子中的共价键。
极性共价键
定义：不同种原子形成，共用电子对偏向吸引电子能力强的一方，成键原子显电性。
示例：HCl、H2O、CO2等化合物分子中的共价键。
分子具有一定的空间结构，如直线形、V形、正四面体形等。
可通过现代实验手段测定分子结构。
反应物中的原子重新组合为产物分子。
反应物分子内化学键的断裂。
产物分子中化学键的形成。
旧化学键（H2和Cl2中的化学键）断裂，生成H和Cl。
H和Cl结合成HCl，形成新化学键（H和Cl之间的共价键）。
分子间存在一种把分子聚集在一起的作用力，称为分子间作用力。
又称范德华力，由荷兰物理学家范德华最早研究。
比化学键弱得多。
对物质的熔点、沸点等有影响。
NH3、Cl2、CO2等气体在降低温度、增大压强时能凝结成液态或固态，是由于存在范德华力。
分子间形成的氢键也是一种分子间作用力。
比化学键弱，但比范德华力强。
对物质的性质有重要影响。
液态水中，存在几个水分子通过氢键结合而形成的缔合水分子(H2O)n。
固态水（冰）中，水分子间以氢键结合成排列规整的晶体。
造成冰的体积膨胀、密度减小，使冰浮在水面上。
在生命现象中起重要作用，如DNA的结构和生理活性都与氢键的作用有关。
族 → 元素周期表(位置) → 周期 → 元素的性质 → 原子核 → 原子结构 → 核外电子
根据元素在周期表中的位置和原子结构，可以分析、解释和预测元素的性质。
位置：族(IA)，周期(4)
结构：最外层电子数(1)，电子层数(4)
与已知同族元素钠相比
相同：最外层电子数相同
不同：比已知同族元素钠多（电子层数多）
相似性：活泼金属性
递变性
性质：单质更活泼
预测：能与O2、H2O反应，与钠相比，更易与O2、H2O反应，金属性增强……
定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。
体现：原子核外电子排布、原子半径、金属性、非金属性等的周期性变化。
实质：元素原子核外电子排布的周期性变化。
科学分类方法
“结构决定性质”的化学观念
论证事物变化中量变引起质变的规律性
揭示复杂表象中蕴含的规律等科学观念
IA至VIIA
①最外层电子数依次增多
②原子半径逐渐减小
③非金属性逐渐增强
2B至5金属Sb
③非金属性逐渐减弱
②原子半径逐渐增大
6Po至7（缺失元素符号，假设为Fr）
①最外层电子数依次增多（具体数值根据周期表填写）
②原子半径逐渐增大
③金属性逐渐增强
离子键 → 认识粒子间相互作用 → 化学键 → 共价键
化学键的断裂与形成 → 原子重新组合 → 物质变化
加深对同周期、同主族元素性质递变规律的认识。
体会元素周期表和元素周期律在学习元素化合物知识中的重要作用。
试管、试管夹、试管架、量筒、胶头滴管、酒精灯、白色点滴板、镊子、砂纸、火柴
镁条、新制的氯水、溴水、NaBr溶液、NaI溶液、MgCl₂溶液、AlCl₃溶液、1mol/L NaOH溶液、酚酞溶液
(1) 在点滴板的3个孔穴中分别滴入试剂并观察颜色变化
滴入试剂：NaBr溶液、NaI溶液、新制的氯水
操作：向NaBr溶液和NaI溶液中各滴入新制的氯水
记录：颜色变化及化学方程式
(2) 在点滴板的两个孔穴中分别滴入试剂并观察颜色变化
滴入试剂：NaI溶液、溴水
操作：向NaI溶液中滴入溴水
记录：颜色变化及化学方程式
(1) 通过钠、镁与水的反应比较金属性强弱
① 回忆钠与水反应的实验现象和化学方程式
② 设计实验比较镁、MgCl₂与热水的反应，观察并记录现象
(2) 设计实验通过MgCl₂、AlCl₃与碱的反应比较碱性强弱
操作：比较Mg(OH)₂、Al(OH)₃的碱性强弱
目的：说明镁和铝的金属性强弱
实验中所用的氯水为什么要用新制的？
通过实验能得出什么结论？对原子结构与元素性质的关系及元素周期律（表）有什么新的认识？