原子结构元素周期律1
原子结构元素周期律知识总结
原子结构元素周期律知识总结一、原子结构1．几个量的关系(X)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数阳离子：核外电子数=质子数—所带电荷数阴离子：核外电子数=质子数+所带电荷数2．同位素（1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。
（2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；3．核外电子排布规律(1).核外电子是由里向外，分层排布的。
(2).各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个（第一层为最外层不超过2个），次外层电子数不得超过18个，。
(3).以上几点互相联系。
二、元素周期律和周期表1．几个量的关系周期数=电子层数主族序数=最外层电子数=最高正价数 |最高正价|+|负价|=8O、F无最高正价，金属无负价2．周期表中部分规律总结(1).最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He除外)。
(2).在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差分别有以下三种情况：①第2、3周期(短周期)元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差25。
(3).同主族相邻元素的原子序数差别有以下二种情况：①第ⅠA、ⅡA族，上一周期元素的原子序数+该周期元素的数目=下一同期元素的原子序数；②第ⅢA～ⅦA族，上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目=下一周期元素的原子序数。
4概念：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
本质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
（1）、半径（除稀有气体外）同周期元素原子从左到右逐渐减少，同主族元素原子从上到下逐渐增大。
（2）不同电子层数的粒子，电子层数多半径大。
（3）相同核外电子排布的粒子，核电荷数大半径小。
（4）同种元素的原子阴离子半径大于原子半径，原子半径大于阳离子半径。
第一章 原子结构与元素周期表的总结
第一章原子结构与元素周期表的总结
1、原子的质量集中在原子核
将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值叫质量数。
质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N)
2、原子的体积由核外电子的运动区域所决定。
(原子核半径是原子半径的万分之一，体积占原子体积的几千亿分之一）
3、电量关系
（1)原子（电中性）：原子序数= 核电荷数=质子数=电子数
(2)阳离子：质子数= 核外电子数 + 带电荷数
（3）阴离子：质子数= 核外电子数—带电荷数
4、元素周期律：
元素性质随元素原子序数的递增而呈现周期性变化，这个规律叫做元素周期律。
本质原因:元素原子核外电子排布的周期性变化。
5、周期律小结：
1、原子半径
同周期(稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子半径递减；
同主族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增.
2、化合价
同周期中，从左到右,随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到
+7价），第一周期除外，第二周期的Ｏ、Ｆ元素除外；
最低负化合价递增（从-4价到—1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合
价，故从ⅣＡ族开始.
元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 。
3、元素的金属性和非金属性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增,元素的金属性递减，非金属性递增；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减。
高一化学物质结构元素周期律
3.元素、核素、同位素 书P4 元素： 具有相同质子数（核电荷数）的同一类原子的总称。 质子数（或核电荷数） 决定元素种类的是_______________
核素： 具有一定数目的质子和一定数目的中子 的一种原子。 决定核素（原子）种类的是质子数和中子数 _______________
同位素： 质子数相同而中子数不同的同一元素的 不同核素互称为同位素。(对于原子来说) 判断条件：①质子数相同 ②中子数不同 ③同一元素的原子
根据以根据以上数据，磷原子的半径可能是（ B
）
A. 0.080nm B. 0.110nm C. 0.120nm D. 0.070nm 第四 2、 34号元素是第__________ 周期元素；族序数是
ⅥA +6价 。 _______; 最高正价是________
H2A 若用A表示该元素，其气态氢化物的化学式是________ 。
练：
下列各组物质中，互为同位素的是（ห้องสมุดไป่ตู้（A）O2、、O3 、O4 ） D
40 42 （C）H2O、D2O、 T2O （D） 20Ca 和20 Ca
（B）H2、D2、T2
下列各组中属于同位素关系的是（ A ） 39 A. 40 K 与 19 B.T2O与H2O K
19
C.
40 19 K
与
40 20 Ca
元素周期表的结构
短 周 期
周 期
长 周 期
第1周期：2 种元素 第2周期：8 种元素 第3周期：8 种元素 第4周期：18 种元素 第5周期：18 种元素 第6周期：32 种元素
镧系元素：共15 种元素 锕系元素：共15 种元素
不完全周期 第7周期
周期序数 = 电子层数
《原子结构与元素周期律》知识总结
电第一章 原子结构与元素周期律第一节原子结构有关原子结构的知识是自然科学的重要基础知识之一。
原子是构成物质的一种基本微粒，物质的组成、性质和变化都与原子结构密切相关。
1、原子核核素§1原子的组成及微粒间的关系构成原子或离子微粒间的数量关系： 1质子数Z ＋中子数N ＝质量数A ＝原子的近似相对原子质量质量关系2原子的核外电子数＝核内质子数＝核电荷数3阳离子核外电子数＝核内质子数－阳离子所带电荷数 4阴离子核外电子数＝核内质子数＋阴离子所带电荷数 元素、核素、同位素)(X A Z 原子原质子：相对原子质量为1，1个质子带1中子：相对质量为1，不带电核处电子：质量忽略不计，1个电子例如：氢元素有、、三种不同的核素，它们之间互称同位素。
放射性同位素的应用：1、作为放射源和同位素示踪。
2、用H11H1１于疾病诊断和治疗。
§2核外电子排布：如：53号元素碘的电子排布为，2-8-18-18-7元素的化学性质与原子最外层电子排布的关系：如：钠原子最外层只有1个电子，容易失去这个电子而达到稳定结构，因此钠元素在化合物中通常显1价；氯原子最外层有7个电子，只需得到1个电子便可达到稳定结构，因此氯元素在化合物中可显-1价。
第2节元素周期律和元素周期表 §1元素周期律外层电子数从1~8）。
（2）原子半径呈周期性变化（由大~小，稀有气体除外）。
（3）元素的主要化合价呈周期性变化（正化价从1~7，负化合价从-4~-1）。
元素周期律的实质元素原子的核外电子排布呈周期性变化§2元素周期表排列原则（1）按原子序数递增的顺序从左到右排列 （2）将电子层数相同的元素排成一个横行（1横称为1个周期） （3）把最外层电子数相同的无素（个别除外）排成一个纵列（1个纵列称为1个族）元素周期表元素周期律 原子半径比较方法：（1）电子层数越多，半径越大；电子层数越少，半径越小（即周期越大，半径越大）（2）当电子层结构同时，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大，如：F －＞Na ＋＞Ｍg 2（3）对于同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。
第一章 物质结构元素周期律(知识点总结)
Z 第一章物质结构元素周期律班级姓名一、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（A X）原子序数=质子数= 核电荷数=原子的核外电子数核外电子（Z个）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2n2；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 Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷(质子)数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
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)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．．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．．（注意：周期序数＝原子的电子层数；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）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期：第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：7个主族族副族：7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行（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。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电．．．．．．．．．．子排布的周期性变化．．．．．．．．．的必然结果。
2.同周期元素性质递变规律（从左到右）：电子层数相同，最外层电子数依次增加，原子半径依次减小，金属性减弱，非金属性增强，与H2的化合由难到易，氢化物的稳定性由弱到强。
高一化学元素周期律
NaOH Na × + ··O··+ × H → Na+[ ·O···H]-
··
· · ×
×
H2O2
2H
×
+2
··O·· ··
→
H
×···O······O··×·
H
3、一些重要物质的分子式
H︰H H
H︰‥‥N︰H H
‥ H︰O︰
‥ H
‥
‥
〔 H︰N︰H 〕+〔︰Cl︰〕—
3、元素周期表的结构 (1)周期：由电子层数决定：7个横行为7个周期
各周期稀有气体电子排布：
1 2种元素 2 8 种元素 3 8种元素 4 18种元素 5 18种元素 6 32种元素 7 28种元素
短周期
He 2 Ne 2 8
Ar 2 8 8
长周期
Kr 2 8 18 8 Xe 2 8 18 18 8
14Si：最外层电子数是次外层的一半，最内层的 两倍；地壳中含量排第二位；SiO2唯一原子晶 体氧化物(中学)；气态氢化物SiH4；含氧酸 H4SiO4、H2SiO3(比碳酸弱)；SiO2是硅酸盐水泥、 玻璃的主要成分。 15P：最外层比次外层少3个电子；PH3鬼火燃烧； P4白磷分子晶体键角60°；含氧酸有二：H3PO4、 HPO3等，磷酸盐有三种形式；磷酸通常为固体； 式量为98。
质
液导电，无 无延展性， 无延展性， 延展性不挥 易挥发升华，不挥发不升
延展性，有金 属光泽
发，易溶于 部分溶于水 华，不溶于
水
任何溶剂
原子量(相对原子质量)
1.国际定义 以1个碳—12原子的质量的1/12为标准，其它原 子的质量与它比较所得的数值即是该原子的相 对原子质量。 该值为“某原子的相对原子质量”，即“同位 素 的相对原子质量”。
原子结构 元素周期律
1、下列化合物中阳离子与阴离子半径比最小的是 A. NaF B. MgI2 C. BaI2 D. KBr B 2、下列各分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是 A. BeCl2 B. PCl3 C. PCl5 D. H2O B 8电子稳定结构：化合价的绝对值+最外层电子数 = 8 _ _ 3+ + 2 3、已知1—18号元素的离子 aW 、bX 、CY 、dZ 都 具有相同的电子层结构，则： Z< Y<W<X ⑴原子半径由小到大的顺序 ； _ 3+ + 2_ W <X < Z < Y 离子半径由小到大的顺序是 。 C<d<b<a ； ⑵质子数a、b、c、d由小到大的顺序____________ 原子最外层电子数由小到大的顺序 X < W < Y < Z 。 ⑶离子氧化性、还原性的关系是 Y Z 氧化性 W3+ > X+ ； 还原性 Y2- > Z- 。 X w
例1、X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。下列叙述 中能说明X的非金属性比Y强的是（ C ） A、 X原子的电子层数比Y原子的电子层数多 B、 X的氢化物沸点比Y的氢化物的沸点低 C、 X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定 D、 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。 例2、下列叙述正确的是（ C ） A、同一主族元素，原子半径越大，单质熔点一定越高。 B、ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子。 C、同周期元素中，ⅦA族元素的原子半径最小。 D、所有主族元素的原子，形成单原子离子时的化合价 和它的族序数相等。 一般来说，同主族金属元素单质的熔沸点降低，非 金属元素单质的熔沸点升高。同周期金属元素单质的熔 沸点升高，非金属元素单质的熔沸点降低。
第1讲-原子结构和元素周期律
第1讲原子结构和元素周期律重点：原子核外电子的填充规律及元素周期表难点：从经典物理思维到微观粒子运动规律新思维的转化人类认识原子结构的简单历史人类的认识总是由浅至深，由表观至本质逐渐深入的。
化学是在分子、原子、离子等层次上研究物质的组成、结构、性能、相互变化及变化过程中能量关系的科学，也就是说是在研究分子分割为原子层次上的运动规律。
人类对分子、原子的认识在近一两百年逐渐由一些经验定律发展成为现代的科学理论模型。
有关原子结构的研究主题体现在：原子是由什么组成的？它们是怎样组成原子的？人类认识原子结构的发展历程可概括如下：(1) 1803年，道尔顿提出了原子的“刚球模型”。
他认为一切物质是由不可再分割的原子组成的。
同种类原子完全相同，不同种类原子不同。
(2) 1898年，汤姆逊提出了原子的“浸入模型”。
电子发现后，他提出电子浸于“均匀分布的正电性球体”的原子模型。
(3) 1911年，卢瑟福提出了原子的“含核模型”。
α－粒子散射实验发现原子中正电荷不是“均匀分布”的。
他提出“原子中正电荷密集在一个很小的、坚实的、叫做原子核的区域内。
围绕着它作高速运动的电子的数目等于核的正电荷数。
”(4) 1913年，玻尔提出了原子的“行星式原子模型”。
在含核原子模型及普朗克量子论的基础上，引入量子化条件成功解释了氢原子光谱的规律性，提出“核外电子在固定轨道上绕核运动”的原子行星模型。
(5) 1926年，薛定谔提出了原子的“原子波动力学模型”。
在核外电子运动波粒二象性的基础上，融合玻尔固定能级思想、海森堡测不准原理、德布罗依电子波动性的创见，提出：“电子是围绕着原子核的三维波”。
1.1 氢原子光谱和玻尔理论本课程不系统地、定量地介绍量子化学。
原子的化学性质和电子在原子核外怎样运动密切相关，本节重点就电子不同于宏观物体的主要特点如：(1)量子化特性；(2)波粒二象性的主要实验依据和重要结论作一简单介绍。
1.1.1 氢原子光谱连续光谱：太阳光或白炽灯发出的白光，通过玻璃三棱镜时，所含不同波长的光可折射成红、橙、黄、绿、青、蓝、紫等没有明显分界线的光谱，这类光谱称为连续光谱。
原子1
各 E4s相。应的轨道能量愈高。例如，E2s＜E3s＜
• ③ 当两者都不相同时，轨道能量有交错
现象。即(n-1)d轨道能量大于ns轨道的能 量。在同一周期中，各元素随着原子序 数递增，核外电子的填充次序为：ns， （n-l）d，np。
(n-1)d ＞ ns n≥3 (n-2)f ＞ ns n≥4
2.计算公式：某原子的相对原子质量
=—某—原子—的实—际质—量 — 碳原子质量 × 1/12
标准=1.993×10-26Kg×1/12=1.66×10-27Kg
1.6726×10-27Kg
质子的相对质量=
≈1
1.6606×10-27Kg
1.6749×10-27Kg
中子的相对质量=
≈1
1.6606×10-27Kg
一 原子轨道的能级 (一)单电子原子轨道能级
E n = - ─z─2 ×2.18×10-18 J n2
(二)多电子原子轨道能级
1.鲍林能级图
6p
5d
6s
4f
5p 5s
4d
4p 能量 4s
3d
4 3 2 1
原子轨道能量的高低为：
• ① 当同一电子层，不同亚层时，轨道的能 量次序为s＜p＜d＜f。例如，E3s＜E3p＜E3d。
2.角量子数(电子亚层)l 角量子数l同一电子层中电子的能量还有微小的 差别，电子云的形状也不同。电子层分成一个 或几个电子亚层。
取值为:0,1···(n-1),每一电子层中所包含的电子亚 层数不超过其电子层数。用符号s(l=0)-球型、 p(l=1)-亚铃型、d(l=2)-花瓣型、f(l=3)等表示。 在同一电子层里，亚层电子的能量是按ns、np、 nd、nf的顺序依次增大的。
原子结构与元素周期表(1)
第二节 原子结构与元素周期表[目标要求]1．掌握原子结构与元素周期表的关系。
2．知道元素周期表的应用价值和元素周期表的分区。
[基础落实] 一、元素周期系1．碱金属元素基态原子的核外电子排布2.(1)周期系的形成随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现____________，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到____个电子，出现____________；形成一个周期，循环往复形成周期系。
(2)原因：____________________的周期性变化。
二、元素周期表1．周期(1)定义：__________________________的元素按照________________排列成的一个横行。
(2)每周期—⎪⎪⎪⎪――→元素 族 族――→最外层电子 n s 2n p 6(第一周期从1s 11s 2)(3)各周期元素的数目从第一到第七周期种类数分别为____、____、____、____、____、____、____。
2．族(1)周期表中，有____个纵列。
除____________三个纵列叫第Ⅷ族外，其余15个纵列每一个纵列标作一族，每个纵列的各元素的价电子总数________。
(2)纵列与族的关系3.(1)按电子排布，可把周期表里的元素划分成____个区，除____区外，区的名称来自构造原理________填入电子的________符号。
(2)元素周期表可分为____个族，其中s区包括______________族和He，p区包括____________________________，d区包括ⅢB～ⅦB及Ⅷ族，ds区包括_________族。
三、金属元素与非金属元素在元素周期表中的位置1．表中分界线金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性强的元素处于元素周期表的________位置。
第一章 原子结构与元素周期律 知识点
第一章原子结构元素周期律考点一、原子结构核外电子排布一、原子构成1．构成原子的微粒及其作用原子（A Z XZ 个）——决定元素的种类[（A －Z ）个]在质子数确定后决定原子种类同位素Z 个）——最外层电子数决定元素的化学性质2．质量数(1)概念：将原子核中质子数和中子数之和称为质量数，常用A 表示。
(2)质量数为A ，质子数为Z 的X 原子可表示为A Z X 。
如：146C 的质量数为14，质子数为6，中子数为8。
2311Na ＋的质量数为23，质子数为11，核外电子数为10。
3．微粒之间的关系(1)原子中：质子数(Z )＝核电荷数＝核外电子数(2)质量数(A )＝质子数(Z )＋中子数(N )。
(3)阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数。
(4)阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。
4．【拓展】微粒符号周围数字的含义二、元素、核素、同位素1．元素、核素、同位素的关系【特别提醒】1.同位素的研究对象是原子；不同核素之间的转化属于核反应，不属于化学反应。
2.同位素的“六同”：同一元素，质子数相同，核电荷数相同，和外电子数相同，在元素周期表中位置相同，化学性质相同。
“三不同”：中子数不同，质量数不同，物理性质不同。
3．氢元素的三种核素11H ：用字母H 表示，名称为氕，不含中子；21H ：用字母D 表示，名称为氘或重氢，含有1个中子；31H ：用字母T 表示，名称为氚或超重氢，含有2个中子。
4．几种重要核素的用途核素23592U 146C 21H 31H用途核燃料考古断代制氢弹三、核外电子排布1.核外电子排布规律2．核外电子排布的表示方法——原子或离子结构示意图(1)原子结构示意图：(2)离子结构示意图：如Cl－：、Na＋：。
3．核外电子排布与元素性质的关系(1)金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。
“”(2)非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易得到电子，活泼非金属原子易形成阴离子，表现出氧化性，在化合物中主要显负化合价。
《无机化学》课件第一章
第一节 原子的组成与核外电子排布
电子云的角度分布图是通过将|Ψ|2的角度分布部分，即|Y|2随 θ、Φ的变化作图而得到的(空间)图像，它形象地显示出在原子核 不同角度与电子出现的概率密度大小的关系。图1-1(b)是电子云的 角度分布剖面图。电子云的角度分布剖面图与相应的原子轨道角 度分布剖面图基本相似，但有以下不同之处：原子轨道角度分布 图带有正、负号，而电子云的角度分布图均为正值(习惯不标出正 号)；电子云的角度分布图比相应的原子轨道角度分布要“瘦”些， 这是因为Y值一般是小于1的，所以|Y|2的值就更小些。
第一节 原子的组成与核外电子排布
五、 多电子原子结构
多电子原子指原子核外电子数大于1的原子(即除H以外 的其他元素的原子)。在多电子原子结构中，核外电子是如何 分布的呢？要了解多电子中电子分布的规律，首先要知道原 子能级的相对高低。原子轨道能级的相对高低是根据光谱实 验归纳得到的。H原子轨道的能量取决于主量子数n，在多电 子原子中，轨道的能量除取决于主量子数n外，还与角量子 数l有关，总规律如下:
无机化学
第一章 原子结构和元素周期律
原子的组成与核外电子排布 元素周期律与元素周期表 元素基本性质的周期性
第一节 原子的组成与核外电子排布
一、 原子的组成
在20世纪30年代，人们已经认识到原子是由处于原子中 心的带正电荷的原子核和核外带负电荷的电子构成的。由于原 子核跟核外电子的电量相同，电性相反，所以原子呈电中性。 原子很小，半径约为10-10m；原子核更小，它的体积约为原 子体积的1/1012。如果把原子比喻成一座庞大的体育场，则原 子核只相当于体育场中央的一只蚂蚁。因此原子内部有相当大 的空间，电子就在这个空间内绕着原子核作高速运动。
第一节 原子的组成与核外电子排布
原子结构与元素周期律知识点
原子结构与元素周期律知识点一、原子结构1.原子的组成原子是最基本的化学单位，它由质子、中子和电子组成。
质子带有正电荷，中子不带电荷，电子带有负电荷。
质子和中子集中在原子核中，而电子则围绕原子核运动。
2.元素的定义元素是由具有相同原子序数的原子组成的物质。
原子序数是元素的核外电子数目，也是元素在元素周期表中的位置。
3.原子的大小原子的大小可以通过原子的半径来表示。
原子半径通常用皮克米（pm）来表示，1pm=1×10^-12m。
原子的半径随着元素的原子序数增加而增加。
4.原子的质量原子的质量可以通过原子的相对原子质量来表示。
相对原子质量是以碳-12同位素为标准进行比较的，碳-12同位素的相对原子质量为12、相对原子质量可以通过元素周期表上的数值来获得。
5.原子核原子核是原子的中心部分，其中包含了质子和中子。
原子核的直径约为1×10^-15m，而整个原子的直径约为1×10^-10m，因此原子核只占据原子体积的很小一部分。
6.原子的电子排布原子的电子排布遵循能量最低原理，即通过填充电子能级和轨道来达到最低能量状态。
根据泡利不相容原理，每个轨道最多只能容纳2个电子，且这两个电子的自旋必须相反。
7.原子的电子壳层和能级原子的电子分布在不同的壳层和能级上。
壳层按主量子数来编号，第一个壳层为K壳，第二个壳层为L壳，依次类推。
能级是指在同一个壳层上，不同轨道的电子所具有的能量。
8.原子的价电子价电子是原子中最外层的电子，它决定了原子的化学性质。
元素周期表中的元素按照价电子数目的增加顺序排列。
二、元素周期律1.元素周期表的构成元素周期表是一种将元素按照原子序数和化学性质的周期性排列的表格。
它由原子序数递增的一系列水平行（周期）和垂直列（族）组成。
2.元素周期表的分区元素周期表可以分为s区、p区、d区和f区。
s区包含1个周期，p区包含6个周期，d区包含10个周期，f区包含14个周期。
3.元素周期表的主族和过渡元素元素周期表中的1A-2A和3A-8A族元素称为主族元素，它们的电子配置在外层壳层上有相似的组成。
原子结构与元素周期表 (1)
A、ⅢB~ⅦB ，电子总数为3~7 B、 Ⅷ ，电子总数为8~10 C、 ⅠB和ⅡB，电子总数为11~12
课堂练习
4、已知某元素的原子序数是25，写出该元
素原子的价电子层结构式，并指出该元素所 属的周期和族。
其排布式为[Ar]3d54s2， 由于最高能级组数为4，其中有7个价电 子，故该元素是第四周期ⅦB族。
二、原子结构和元素周期表
构造原理： 1s；2s 2p；3s 3p；4s 3d 4p；5s 4d 5p; 6s 4f 5d 6p；7s 5f 6d 请同学们写出ⅠA和零族的简化电子排布式
周期
ⅠA
零族
能级组 1s
元素 数目
一
二
三
四
五
六
1s1 [He]2s1 [Ne]3s1 [Ar]4s1 [Kr]5s1 [Xe]6s1
1s2
[He]2s22p6
[Ne]3s23p6
[Ar]3d104s24p6
2
2s2p
3s3p
8
8
4s3d4p
5s4d5p
18
18
[Kr]4d105s25p6
[Xe]4f145d106s26p6
…
6s4f5d7p
…
32
七 [Rn]7s1
1、周期的划分
1）除第一周期外, 各周期均以填充 s 轨道的元素开始, 并以填充满p 轨道的元素告终.（第一周期除外） 1s1 2s1 3s1 4s1 5s1 6s1
第VIII 族：三个纵行(8、9、10），位于Ⅶ B 与
ⅠB中间 零族： 稀有气体元素
主族序数=最外层电子数=价电子数 =最高正价数
元素周期表的结构： 七主七副七周期， Ⅷ族零族镧锕系。
原子结构与元素周期表 (1)讲解
ds区元素
ⅠB和ⅡB族
价层电子构型是(n－1)d10ns1～2，即次
外层d轨道是充满的，最外层轨道上有1～ 2个电子。它们既不同于s区，也不同于d 区，故称为ds区，它包括ⅠB和ⅡB族， 处于周期表d区和p区之间。它们都是金属， 也属过渡元素。
f区元素
镧系和锕系元素
最后1个电子填充在f轨道上，价电子构型
金属，容易失去电子形成+1 或+2价离子。
元
外围电子排布
周素
期 数 ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ ０族
目
ⅦＡ
１2
1S1
1S2
２8
２S1－2
2S22p1 －5 2S22p6
３ 18 ３S1－2
3S23p1 －5 3S23p6
４ 18 ５ 32 ６ 32
４S1－2 ５S1－2 ６S1－2
３d1－9 4s2 4d1-9 5s2
p区
S区
d区
ds区
下午12时23分
f区
小结
各区元素特点
包括元素 价电子排布 化学性质
s区 ⅠA、ⅡA族
ns1、ns2
活泼金属（H除外）
p区 ⅢA～ⅦA族和0族元素 ns2np1～6
大多为非金属
d区 ⅢB～ⅦB族和Ⅷ族 (n－1)d1～ ds ⅠB、ⅡB族 1(n0n－s11～)2d10ns1～2 区 镧系和锕系
金属 0 2 3 14 15 30 ？
元素 数目
31
由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填 充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不 是单调的，每一周期里元素的数目不总是一 样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。 因而，我们可以把元素周期系的周期发展形 象的比喻成螺壳上的螺旋。
物质结构 元素周期律
物质结构元素周期律一、原子结构：1.原子的组成1个单位正电荷，决定元素的种类）原子核原子中子（不带电荷，决定核素的种类）核外电子（带1个单位负电荷，决定元素的化学性质）2.数量关系（1）数量关系：核内质子数＝核外电子数（2）电性关系：原子：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数阳离子：核外电子数＝核内质子数－电荷数阴离子：核外电子数＝核内质子数＋电荷数（3）质量关系：质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）3．核外电子排布规律电子由内向外按能量由低到高分层排布，第n层最多容纳的电子数为,最外层电子数≤。
（K层为最外层不超过个）。
次外层电子数≤，倒数第三层电子数≤。
题型一：构成原子的微粒间的关系：例1 下列关于原子的几种叙述中，不正确的是（）A、18O与19F具有相同的中子数B、16O与17O具有相同的电子数C、12C与13C具有相同的质量数D、15N与14N具有相同的质子数3、核素和同位素区别(1)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
如1H(H)、2H(D)、3H(T)就各为一种核素。
(2)同位素：同一元素的不同核素之间互称同位素。
160、17O、180是氧元素的三种核素，互为同位素。
(3)元素、核素、同位素之间的关系如右图所示。
(4)同位素的特点：同一种元素的不同核素，其原子、单质及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。
题型二：同位素例2 下列各组微粒属同位素的是（）①1602和1802，②H2和D2，③168O和1880，④1H2180和2H216O，⑤3517Cl和3717ClA、①②B、③⑤C、④D、②③二、元素周期表1.元素周期表的结构七主、七副、八和零；三长、三短、一不完全。
2.、元素周期表与原子结构的关系a.原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数b.周期序数=电子层数c.主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数d.|最高正价数|+|负价数|=8三、元素周期律1.概念：元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律2.本质：核外电子排布的周期性变化4.原因：(1)同周期元素：同周期，电子层数相同，即原子序数越大，原子半径越，核对电子的引力越，原子失电子能力越，得电子能力越，金属性越、非金属性越。
【知识解析】原子结构与元素周期表
原子结构与元素周期表1 元素周期律、元素周期系和元素周期表温故（1）原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。
（2）原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数注意门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号。
（1）元素周期律①定义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律。
②实质：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。
（2）元素周期系①含义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。
②特点注意根据元素原子核电荷数递增把元素分成若干序列，这样的排列形式必须遵循元素周期律，因而不能轻易改变，故元素周期系只有一种。
（3）元素周期表元素周期表是呈现元素周期系的表格。
元素周期系与元素周期表的关系如下：注意从1869年门捷列夫制作出历史上第一张元素周期表至今，人们根据元素周期系绘制出的元素周期表有几十种（如教材中介绍的几种形式及教材最后给出的最常见的元素周期表）。
2 构造原理与元素周期表温故元素周期表的结构（1）原子核外电子排布与周期的关系①根据构造原理得出的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。
名师提醒（1）元素周期表中每个周期包含的元素数与由构造原理得出的核外电子排布密切相关，所以构造原理及核外电子排布规律能够很好地解释许多宏观、微观的事实。
（2）各周期元素原子的核外电子排布都是从n s1开始、以n p6结束（第一周期除外），中间按照构造原理依次排满各能级。
（3）第四、五周期的元素数均为18，原因是电子在排满该层的s能级后，电子依次进入次外层的d能级（最多可容纳10个电子），当d能级排满后，电子再进入p能级。
同理可解释第六、七周期的元素数均为32，镧系和锕系中的14种元素即倒数第三层f能级所能容纳的最多电子数。
（4）构造原理解释了副族、第Ⅷ族元素都是金属元素及它们的最外层电子数不超过2，即为n s1～2（Pd例外），主族元素原子的价层电子即最外层电子，而副族和第Ⅷ族元素原子的价层电子包括最外层电子、次外层d能级的电子、甚至倒数第三层f能级的电子。
元素周期律
小结： 小结：元素周期律
三、元素及化合物的周期性变化 1、原子半径 、 2、单质熔点 、 3、元素的金属性与非金属 、 4、最高价氧化物的水化物的酸碱性 、 5、元素的化合价 、 6、非金属气态氢化物 、 7、单质的氧化性、还原性 、单质的氧化性、
• 四、由一种元素的原子序数推另一元素的原子序 数时常见类型 • AB型：NaCl、HCl、MgO、CO、NO、 型 、 、 、 、 、 NaH…… • A2B型：Na2S、H2O、N2O…… 型 、 、 • AB2型：CaCl2、CO2、NO2、OF2、 型 、 、 、 、 ）、（FeS2）…… （CaC2）、（ ）、（ ） • A2B2型：H2O2、Na2O2、C2H2…… 型 、 、 • A2B3型：Al2O3、Al2S3、N2O3、B2O3…… 型 、 、 、 • A3B2型：Mg3N2…… 型 • AB3型：AlCl3、BF3、PCl3…… 型 、 、
原子半 取决于 径大小
2、规律： 规律：
(1)电子的能层数 (1)电子的能层数 (2)核电荷数 (2)核电荷数
（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。 电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。 （2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。 电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。 （3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子 电子层、核电荷数都相同时,电子数越多， 半径越大；反之，越小。 半径越大；反之，越小。
1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束 、每一周期元素都是从碱金属开始， 2、 半径：K+>Cl、 半径： 3、酸性 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2 碱性： 、 4、第一周期有 ×12=2，第二周期有 ×22=8，则第五 、第一周期有2× ， 第二周期有2× ， 周期有2× 种元素。 周期有 ×52=50种元素。 种元素
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1．下列关于铝及含铝物质的说法正确的是A．27Al的中子数为13 B．单质铝可用作半导体材料C．原子半径：r(Si) > r(Al) D．Al(OH)3能与NaOH溶液反应2．2019年为国际化学元素周期表（Lv）是116号主族元素，其原子核外最外层电子数是6。
下列说法不正确．．．的是A．Lv位于第七周期第VIA族B．Lv在同主族元素中金属性最弱C．Lv的同位素原子具有相同的电子数D．中子数为177的Lv核素符号为3．2019年科学家们合成了具有半导体特性的环状C18分子，其合成方法的示意图如下：下列说法不正确．．．的是A．C与O同属第二周期元素，原子半径C＞O B．非金属性C＜O，故C24O6中O显负价C．C22O4分子中含有极性键和非极性键D．C18与C60、金刚石互为同位素4．下列说法正确的是A．HCl的电子式为H︰ClB．Na2O2只含有离子键C．质量数为12的C原子符号为12CD．用电子式表示KBr的形成过程：5．下列关于元素周期表应用的说法正确的是A．为元素性质的系统研究提供指导，为新元素的发现提供线B．在金属与非金属的交界处，寻找可做催化剂的合金材料C．在IA、IIA族元素中，寻找制造农药的主要元素D．在过渡元素中，可以找到半导体材料6．短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中Y原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。
下列说法正确的是A．Y和Z的最高正化合价相同B．气态氢化物的热稳定：XH3＜H2Y＜H2ZC．原子半径的大小：r(W)＞r(Y)＞r(Z) D．W的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的强7．元素周期表隐含着许多信息和规律。
以下所涉及的元素均为中学化学中常见的短周期元素，其原子半径及主要化合价列表如下，其中R2Q2用于呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源。
下列说法正确的是A．T、Z的最高价氧化物对应水化物的酸性T < ZB．R、X、Y的单质失去电子能力最强的是XC．M与Q形成的是离子化合物D．M、Q、Z都在第2周期8．以下有关原子结构及元素周期表的叙述正确的是A．第IA族元素钫的两种核素：221Fr比223Fr少2个质子B．第三周期金属元素的离子半径：r(Na+) < r(Mg2+) < r(Al3+)C．第ⅦA族元素从上到下，单质与氢气化合越来越容易D．通常可在周期表的过渡元素中寻找化学反应的催化剂9. ①~⑥是周期表中第二、三周期的元素，它们的主要化合价和原子半径如下表所示：下列说法中不正确．．．的是A．①的单质加热时能与氧气化合B．②的单质常温下可与水剧烈反应C．③与⑥可以形成离子化合物D．非金属性④> ⑤10．元素X、Y、Z、M、W在周期表中的位置如下图所示。
下列说法不正确．．．的是A．原子半径：X>Y>ZB．酸性：HZO4＞HWO4＞H2MO4C．YO2是太阳能转换为电能的常用材料D．常在过渡元素中寻找催化剂11．右图是元素周期表的一部分，下列关系判断正确的是A. 原子半径：Y > X > WB. 氢化物的沸点：W > X > YC. 氢化物的稳定性：R > Y > XD. 简单阴离子的还原性：Y > R > Z12．X、Y、Z、M、R为五种短周期元素，其原子半径和最外层电子数之间的关系如下图所示。
下列说法不正确．．．的是A．简单阳离子半径：X< R B．最高价含氧酸的酸性：Z < YC．M的氢化物常温常压下为气体D．X与Y可以形成正四面体结构的分子13. A、B、D、E、G是原子序数依次增大的五种短周期元素。
A与E同主族，A、B和E的原子最外层电子数之和为19，B与G的单质都能与H2反应生成“HX”（X代表B或G）型氢化物，D为同周期主族元素中原子半径最大的元素。
（1）B在元素周期表中的位置是。
（2）D的两种常见氧化物中均含有（填“离子键”或“共价键”）。
（3）E最高价氧化物对应水化物的浓溶液和木炭共热，反应的化学方程式为。
（4）实验室常用二氧化锰制备G的单质，化学方程式为。
（5）共价键的极性随共用电子对偏移程度的增大而增强，A和E所形成氢化物中，共价键极性的强弱顺序为> (用化学式表示)。
（6）用原子结构解释“B、G单质都能与H2反应生成HX型氢化物”的原因：。
14．“氮的固定”对保障人类生存具有重大意义。
一种新型合成氨的原理如图所示：（1）N2的电子式：。
（2）Li3N中含有的化学键类型是。
（3）热稳定性：NH3H2O（填“＞”或“＜”）。
（4）NH3、H2O分子中化学键极性更强的是，从原子结构角度解释原因：。
（5）写出右图所示过程的总反应方程式：。
15．R、W、X、Y、M是原子序数依次增大的五种主族元素。
R最常见同位素的原子核中不含中子。
W与可形成两种稳定的化合物：WX和WX2。
工业革命以来，人类使用的化石燃料在燃烧过程中将大量WX2排入大气，在一定程度导致地球表面平均温度升高。
Y与X是同一主族的元素，且在元素周期表中与X相邻。
（1）W的原子结构示意图是。
（2）WX 2的电子式是。
（3）R2X、R2Y中，稳定性较高的是（填化学式），请从原子结构的角度解释其原因：。
（4）Se与Y是同一主族的元素，且在元素周期表中与Y相邻。
①根据元素周期律，下列推断正确的是（填字母序号）。
a．Se的最高正化合价为+7价b．H2Se的还原性比H2Y强c．H2SeO3的酸性比H2YO4 强d．SeO2在一定条件下可与NaOH溶液反应②室温下向SeO2固体表面吹入NH3，可得到两种单质和H2O，该反应的化学方程式为。
（5）科研人员从矿石中分离出一种氧化物，化学式可表示为M2O3。
为确定M元素的种类，进行了一系列实验，结果如下：①M的相对原子质量介于和Rb（铷）之间；②0.01 mol M2O3在碱性溶液中与n充分反应可得到M的简单氢化物，反应完全时，被M2O3氧化的n为0.06 mol；综合以上信息推断，M可能位于元素周期表第族。
16. A、D、E、W是中学常见的四种元素，原子序数依次增大，A的原子最外层电子数是次外层的2倍，D的氧化物属于两性氧化物，D、E位于同周期，A、D、E的原子最外层电子数之和为14，W是人体必需的微量元素，缺乏W会导致贫血症状。
（1）A在元素周期表中的位置是。
（2）下列事实能用元素周期律解释的是（填字母序号）。
a．D的最高价氧化物对应水化物的碱性弱于Mg(OH)2b．E的气态氢化物的稳定性小于HFc．WE3的溶液可用于刻蚀铜制的印刷电路板（3）E的单质可以从NaBr溶液中置换出Br2单质，从原子结构的角度解释其原因是。
（4）①工业上用电解法制备D的单质，反应的化学方程式为。
②家用“管道通”的有效成分是烧碱和D的单质，使用时需加入一定量的水，此时发生反应的化学方程式为。
（5）W的单质可用于处理酸性废水中的NO3-，使其转换为NH4+，同时生成有磁性的W的氧化物X，再进行后续处理。
①上述反应的离子方程式为。
②D的单质与X在高温下反应的化学方程式为。
17．W、X、Y、Z是原子序数依次增大的四种短周期元素。
W的气态氢化物能使紫色石蕊溶液变蓝，W和X两种元素的最高价氧化物的水化物均能与Y的氢氧化物发生反应，W、X、Y、Z的最外层电子数之和为16。
（1）W单质的电子式是。
（2）请用化学用语解释W的气态氢化物能使紫色石蕊溶液变蓝的原因：。
（3）已知As元素的原子序数为33，与W在同一主族，As在元素周期表中的位置是。
（4）W的最高价氧化物的水化物与Y的氢氧化物发生反应的离子方程式是。
（5）X与Z的单质之间发生反应的化学方程式是。
（6）已知Q与Z是位于相邻周期的同主族元素。
某温度下，两种元素的气态单质与H2发生化合反应生成气态氢化物的平衡常数分别为K Q = 5.6×107，K Z = 9.7×1012。
Q的元素符号是，理由是。
答案1.D2.B3.D4.D5.A6.D7.A8.D9.D10.C11.D12.B（2）离子键（3）2H 2SO 4(浓) + C === CO 2↑ + 2SO 2↑ + 2H 2O（4）Cl 2 + 2OH - === ClO - + Cl - + H 2O （5）H 2O H 2S（6）氟和氯同在VIIA 族，其原子最外层电子数均为．．．．．．．．．．7．，均可与氢原子共用一对电子形成共价键 14. （1）（2）离子键 （3）＜ （4）H —O ；N 和O 电子层数相同，核电荷数N ＜O ，原子半径N ＞O ，吸引电子能力N ＜O（5）2N 2＋6H 2O ======= 4NH 3＋3O 2 15.（1） （1分） （2）（3）H 2O （1分）氧原子与硫原子最外层电子数相同，电子层数S>O ，原子半径S>O ，得电子能力S<O ，元素的非金属性S<O ，因此，H 2S 的稳定性弱于H 2O（4）① bd ② 3SeO 2 + 4NH 3 === 3Se + 2N 2 + 6H 2O （5）V A16. （1）第二周期，第IV A 族 （2）ab（3）Cl （可用E 代替）和Br 同主族，最外层均为7个电子，电子层数、原子半径Br 大于Cl ，核对最外层电子的引力Br 小于Cl ，原子得电子能力Br 小于Cl ，元素的非金属性Br 弱于Cl ，单质的氧化性Br 2弱于Cl 2。
（4）① 2Al 2O 3（熔融）4Al + 3O 2↑（不写冰晶石不扣分）② 2Al +2 NaOH + 2 H 2O2NaAlO 2 + 3H 2↑ （5）① 3Fe + NO 3- + 2H + + H 2OFe 3O 4 + NH 4+②8Al+ 3Fe 3O 44Al 2O 3+ 9Fe17.（1）（1分）（2）NH 3 + H 2O NH 3·H 2O NH 4+ + OH -（3）第四周期 第V A 族一定条件Δ电解冰晶石高温（4）3H+ + Al(OH)3 === Al3+ + 3H2O点燃（5）2Na + Cl2 === 2NaCl（6）Br （1分）理由：由K Q< K Z可知Q的气态氢化物的稳定性弱于Z，故Q的非金属性弱于Z。