第10章原子结构和元素周期律

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基础化学原理第十章

第10章原子结构与元素周期律内容提要本章的重点是认识核外电子的运动状态，核外电子周期性排布以及与元素周期表的关系。

首先应把注意力集中于弄清核外电子的运动状态的描述方法，了解微观粒子运动的基本属性，清楚对氢原子和类氢离子的核外单电子进行量子力学处理基本方法中涉及的概念和意义。

在弄清上述概念的基础上，要掌握四个量子数、核外电子周期性排布以及与元素周期表的关系，正确认识元素的周期性变化规律（如原子半径、电离能、电子亲和能和电负性）。

1．量子力学对氢原子的处理 1）波粒二象性微观粒子的运动既有波动性又有粒子性，常称为波粒二象性（量子化特征）。

与波动性有关的物理量（波长λ）和与微粒性有关的物理量（动量p ）可以通过普朗克常数（h ）联系起来，这就是著名的德布罗依关系式h/p h/mv ==λ。

具有波动性的粒子不能同时具有确定的坐标与动量，即∆⋅∆x p ≥4h/π。

这一关系称为海森堡不确定性原理（或测不准原理）。

1905年，爱因斯坦（Einstein ）提出了著名的爱因斯坦方程E =hc/λ，为近代量子论奠定了基础。

2）波函数既然电子在原子核外运动服从量子力学规律，就必须解决如何描述其运动状态的问题，这就是著名的薛定谔方程。

该方程的每一个合理的解Ψ，都以波函数表示粒子运动的某一状态，并有对应于这个稳定状态的总能量E 。

在球坐标中波函数表达为Ψ n,l,m (r ,θ, φ)，还可分解成径向部分R n , l ( r ) 和角度部分 Y l ,m (θ, φ)。

3）几率密度2ψ和电子云波函数Ψ本身並无具体的物理意义，仅表示薛定谔方程的解，但2ψ却给出了明确的物理意义：2ψ表示在空间任意小体积元（d V ）中电子出现的概率，即概率密度，其空间图像称为电子云。

4）波函数的有关图形表示原子轨道的角度分布是以Y (θ, φ) 随θ, φ变化的图形，2Y随θ, φ变化的图形称为电子云角度分布图；以4πr2R2 (r) 对r作图，则表示在半径r与r + d r之间的薄层球壳内电子出现概率与半径r之间的关系。

原子结构和元素周期律—元素周期表(无机化学课件)

课程小结
本节重点
一、周期表的结构周期（横行）结构：三长、三短、一不全。族（纵行）结构：七主、七副、零和Ⅷ族。
二、原子结构与元素在周期表中位置的关系 a.周期序数＝电子层数 b.主族序数＝最外层电子数
无机化学
˝
元素周期表
案例导入
插入二维动画（待制作）
元素周期表是怎么来的？
目录
CONTENTS
01 元素周期表
02 元素周期表的结构及特点
01
元素周期表
一、元素周期表
定义：把电子层数相同的各元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；把不同行中外层电子数相同的元素，按电子层递增的顺序由上而下排成纵列，就可以得到一张表格，叫元素周期表。元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
02
元素周期表的结构及特点
二、元素周期表的结构及特点
二、元素周期表的结构及特点
1 周期（横行）具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行。
短周期长周期
不完全周期
1
1
2K 2
234
5
6
7
8
9
10
L K
8 2
3 11 12
M 18
13 14 15 16 17 18 L 8
k
2
4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
二、元素周期表的结构及特点
族的分类包含元素
表示个数
主族
副族
长、短周期元素 ⅠA,ⅡA等
长周期元素 ⅠB,ⅡB等
7
7
零族
Ⅷ族
稀有气体元素 8、9、10纵行

原子结构与元素周期律教案

原子结构与元素周期律教案教学目的：1.让学生了解原子结构的基本知识，包括原子核和核外电子的分布和组成，以及原子能级的概念和排列规律。

2.让学生掌握元素周期律的基本概念和原理，包括原子序数、电子排布式、元素符号和相对原子质量的记忆和应用。

3.培养学生的科学素养和探究精神，让学生通过自主学习、合作学习、探究学习等方式，提高学习能力和综合素质。

教学重点：1.原子结构和元素周期律的基本概念和原理。

2.元素周期律的应用和实际意义。

教学难点：1.原子结构和元素周期律的理解和应用。

2.元素周期表的结构和记忆方法。

教学方法：1.讲授法：通过讲解原子结构和元素周期律的基本概念和原理，让学生了解相关知识。

2.探究法：通过探究元素周期律的应用和实际意义，培养学生的探究精神和创新能力。

3.练习法：通过练习元素周期表的使用和记忆方法，让学生掌握相关知识。

教学过程：1.导入新课：通过引导学生回顾初中所学的化学知识和相关实验操作，导入本课的主题——原子结构和元素周期律。

2.讲解概念：通过讲解原子结构和元素周期律的基本概念和原理，让学生了解相关知识。

包括原子核和核外电子的分布和组成，以及原子能级的概念和排列规律等。

3.探究应用：通过探究元素周期律的应用和实际意义，培养学生的探究精神和创新能力。

包括元素周期表的结构和记忆方法，以及元素周期律在化学反应、材料科学等领域中的应用等。

4.课堂练习：通过练习元素周期表的使用和记忆方法，让学生掌握相关知识。

包括填写元素周期表中的空格、记忆元素符号和相对原子质量等。

5.小结与作业：通过总结本课的知识点和重点难点，布置相关作业，巩固学生的学习成果。

教学评价：1.通过课堂表现、回答问题、小组讨论等方式评价学生的学习状态和学习效果。

2.通过作业、测试等方式评价学生对本课知识点的掌握程度和应用能力。

原子结构与元素周期律教学课件(中职).

1
0
1
H 氢 Li 锂 Na 钠 K 钾 Rb 铷 Cs 铯 Fr 钫
Ⅶ A F 氟 Cl 氯 Br 溴 I 碘 At 砹
He 氦 Ne 氖 Ar 氩 Kr 氪 Xe 氙 Rn 氡
2 3
5 6 7
镧系锕系
Hf 铪 Rf * Ce 铈 Th 钍
Ta 钽 Db * Pr 镨 Pa 镤
W 钨 Sg * Nd 钕 U 铀
15P
16S
17Cl
18Ar
+13 2 8 3 +14 2 8 4 +15 2 8 5 +16 2 8 6
+17 2 8 7 +18 2 8 8
三.同位素
元素和同位素元素是具有相同核电荷数(即质子数)的一类原子的总称。也就是说，同种元素原子核中的质子数是相同的。
质子数相同，而中子数不同的同种元素的不同原子，叫
Al
Al 3
32 16
S 2
二、核外电子的排布规律
1.电子层
• 电子在原子核外的很小的空间做高速运动。在含有多个电子的原子里，电子的能量并不相同，能量低的电子在离核近的区域运动；能量高的电子在离核远的区域运动。因此
把这些“区域”叫做电子层。
二、核外电子的排布规律
• 在原子核外有能量互不相同的多个电子层。其能量由内到外依次增高，常用n表示从内到外的电子层。电子层(n) 1 K 2 L 3 M 4 N 5 O 6 P 7 Q
+7 2 5
+8 2 6
+9 2 7
+10 2 8
1 +1
2 +2
3 +3
4 +4 -4

原子结构与元素周期律(精)

第10章原子结构与元素周期律思考题1．量子力学原子模型是如何描述核外电子运动状态的？解：用四个量子数：主量子数——描述原子轨道的能级；角量子数——描述原子轨道的形状, 并与主量子数共同决定原子轨道的能级；磁量子数——描述原子轨道的伸展方向；自旋量子数——描述电子的自旋方向。

2．区别下列概念：（1）Ψ与∣Ψ∣2，（2）电子云和原子轨道，（3）几率和几率密度。

解：（1）Ψ是量子力学中用来描述原子中电子运动状态的波函数，是薛定谔方程的解；∣Ψ∣2反映了电子在核外空间出现的几率密度。

（2）∣Ψ∣2 在空间分布的形象化描述叫电子云，而原子轨道与波函数Ψ为同义词。

（3）∣Ψ∣2表示原子核外空间某点附近单位体积内电子出现的几率，即称几率密度，而某一微小体积dV内电子出现的几率为∣Ψ∣2·dV。

3．比较波函数角度分布图与电子云角度分布图，它们有哪些不同之处？解：不同之处为（1）原子轨道的角度分布一般都有正负号之分，而电子云角度分布图均为正值，因为Y 平方后便无正负号了。

（2）除s轨道的电子云以外，电子云角度分布图比原子轨道的角度分布图要稍“瘦”一些，这是因为︱Y︱≤ 1，除1不变外，其平方后Y2的其他值更小。

4．科顿原子轨道能级图与鲍林近似能级图的主要区别是什么？解：Pauling近似能级图是按能级高低顺序排列的，把能量相近的能级组成能级组，依1、2、3…能级组的顺序，能量依次增高。

按照科顿能级图中各轨道能量高低的顺序来填充电子，所得结果与光谱实验得到的各元素原子中电子排布情况大致相符合。

科顿的原子轨道能级图指出了原子轨道能量与原子序数的关系，定性地表明了原子序数改变时，原子轨道能量的相对变化。

从科顿原子轨道能级图中可看出：原子轨道的能量随原子序数的增大而降低，不同原子轨道能量下降的幅度不同，因而产生能级交错现象。

但氢原子轨道是简并的，即氢原子轨道的能量只与主量子数n有关，与角量子数l无关。

5．判断题：（1）当原子中电子从高能级跃迁至低能级时，两能级间的能量相差越大，则辐射出的电磁波波长越大。

《物质结构-元素周期律》知识点总结

物质结构元素周期律1．原子结构[核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数注意：(1) 阴离子:核外电子数＝质子数＋所带的电荷数阳离子:核外电子数＝质子数－所带的电荷数(2）“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1．[质量数］用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数．说明（1）质量数（A）、质子数（Z)、中子数(N）的关系：A＝Z + N．(2)符号A Z X的意义:表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数（质子数)为Z的一个原子．例如，23Na中,Na11原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12．[原子核外电子运动的特征］（1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道,不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少．(2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小,表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少．（3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称.在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小．［原子核外电子的排布规律](2）能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后,才依次进入能量较高的电子层中．因此,电子在排布时的次序为:K→L→M……（3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子（n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子．(4）原子最外层中有8个电子（最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等,均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的．2．元素周期律[原子序数］按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数．原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数［元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律］对于电子层数相同(同周期）的元素，随着原子序数的递增：(1）最外层电子数从1个递增至8个（K层为最外层时，从1个递增至2个）而呈现周期性变化．（2)元素原子半径从大至小而呈现周期性变化(注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同,而在该周期中是最大的)．(3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价)，负价从－4价递增至－1价再至0价而呈周期性变化．［元素金属性、非金属性强弱的判断依据］元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水（或酸)反应置换出氢的难易程度．金属单质跟水(或酸）反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物-—氢氧化物的碱性强弱．氢氧化物的碱性越强,对应金属元素的金属性越强，反之越弱．③还原性越强的金属元素原子,对应的金属元素的金属性越强,反之越弱．（金属的相互置换）元素非金属性强弱的判断依据：①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越容易（或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物（即最高价含氧酸）的酸性强弱．最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强,反之越弱．③氧化性越强的非金属元素单质,对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．（非金属相互置换）[两性氧化物] 既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物．如A12O3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2O A12O3+2OH－＝2A1O2－+H2O［两性氢氧化物］既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物．如A1(OH)3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：Al（OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2O A1（OH)3+OH－＝A1O2－+2H2O［原子序数为11—17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律]［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，这个规律叫做元素周期律．3．元素周期表［元素周期表］把电子层数相同的各种元素，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层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表．[周期]具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做一个周期．(1）元素周期表中共有7个周期,其分类如下：短周期(3个）：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素周期(7个)长周期（3个）：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素不完全周期：第七周期,共26种元素（1999年又发现了114、116、118号三种元素）（2）某主族元素的电子层数＝该元素所在的周期数．(3）第六周期中的57号元素镧（La)到71号元素镥（Lu）共15种元素,因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素．(4）第七周期中的89号元素锕(Ac）到103号元素铹（Lr)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似,总称锕系元素．在锕系元素中,92号元素铀（U)以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素．［族]在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族．(1)周期表中共有18个纵行、16个族．分类如下:①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族,叫做主族．用符号“A”表示．主族有7个，分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行)．②只含有短周期元素的族，叫做副族．用符号“B"表示．副族有7个，分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族（分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行）．③在周期表中,第8、9、10纵行共12种元素，叫做Ⅷ族．④稀有气体元素的化学性质很稳定,在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族（位于周期表中从左往右的第18纵行）．(2）在元素周期表的中部，从ⅢB到ⅡB共10个纵列，包括第Ⅷ族和全部副族元素,统称为过渡元素．因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属．(3）某主族元素所在的族序数:该元素的最外层电子数＝该元素的最高正价数［原子序数与化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系］（1）原子序数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族．如氯元素的原子序数为17,而其化合价有－1、+1、+3、+5、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第ⅦA族．（2）原子序数为偶数的元素，其化合价通常为偶数,原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族．如硫元素的原子序数为16，而其化合价有－2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第ⅥA族．［元素性质与元素在周期表中位置的关系](1）元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：（2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱,得电子能力增强．a．金属性减弱、非金属性增强；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难；c．非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强）；d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱．②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大,失电子能力增强，得电子能力减弱．a．金属性增强、非金属性减弱;b．金属单质与酸（或水)反应置换氢由难到易。

高中化学：物质结构元素周期律知识点

高中化学：物质结构元素周期律知识点一. 原子结构1. 原子核的构成核电荷数(Z) == 核内质子数 == 核外电子数 == 原子序数2. 质量数：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）==近似原子量3. 原子构成4. 表示方法二. 元素、核素、同位素、同素异形体的区别和联系1. 区别2. 联系【名师点睛】(1) 在辨析核素和同素异形体时，通常只根据二者研究范畴不同即可作出判断。

(2) 同种元素可以有多种不同的同位素原子，所以元素的种类数目远少于原子种类的数目。

(3) 自然界中，元素的各种同位素的含量基本保持不变。

三. “10电子”、“18电子”的微粒小结1. “10电子”微粒2. “18电子”微粒四. 元素周期表的结构1. 周期2. 族3. 过渡元素元素周期表中从ⅢB到ⅡB共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。

特别提醒元素周期表中主、副族的分界线：(1) 第ⅡA族与第ⅢB族之间，即第2、3列之间；(2) 第ⅡB族与第ⅢA族之间，即第12、13列之间。

五. 元素周期表的应用1. 元素周期表在元素推断中的应用(1) 利用元素的位置与原子结构的关系推断。

等式一：周期序数＝电子层数；等式二：主族序数＝最外层电子数；等式三：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。

(2) 利用短周期中族序数与周期数的关系推断。

(3) 定位法：利用离子电子层结构相同的“阴上阳下”推断具有相同电子层结构的离子，如a X(n＋1)＋、b Y n＋、c Z(n＋1)－、d M n－的电子层结构相同，在周期表中位置关系为则它们的原子序数关系为a＞b＞d＞c。

2. 元素原子序数差的确定方法(1) 同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差。

(2) 同主族相邻两元素原子序数的差值情况。

①若为ⅠA、ⅡA族元素，则原子序数的差值等于上周期元素所在周期的元素种类数。

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。

原子结构和元素周期律

第一章物质及其变化第一节物质的聚集状态体系：被研究的对象，例如一个烧杯中的溶液一、物质的聚集状态：各种物质总是以一定的聚集状态存在的气、液、固为三种聚集状态，各具特征，在一定条件下可相互转化。

1、气体（g）：扩散性和可压缩性2、液体（l）：流动性、无固定形状、一定条件下有一定体积3、固体（s）：具有一定体积、一定形状及一定程度的刚性。

二、物质的聚集状态和相：相：在体系中任何具有相同的物理性质和化学性质的部分称为相。

相与相之间有界面隔开。

g-s，l-s，s-s一般为两相g-g混合物为一相l-l混合物：一相：如5%HCl溶液，HCl以分子或离子形式分散在水中两相：如油和水组成的体系，O/W，O以较多分子聚成粒子，以一定的界面和周围的水分开，是不连续的相，W是连续相。

g-L混合物：也存在如上关系：H2S溶于水为一相S-S混合物制成合金时为一相。

物质的聚集状态或相可以相互变化，亦可共存。

如：S-L相平衡这一点温度即为凝固点。

气体的存在状态主要决定于四个因素：P、V、T、n，而几乎与它们的化学组成无关。

反映这四个物理量之间关系的式子叫气体状态方程式。

理想气体：分子间完全没有作用力，分子只是一个几何点，没有体积。

实际上所碰到的气体都是真实气体，只有在温度不太低，压力不太高时，实际气体的存在状态才接近于理想气体，可以用理想气体的定律进行计算。

三、理想气体状态方程：R：常数，可由实验测得：1 mol气体在273.15K（0℃），101.325kPa下测得其体积22.4×10-3m3这是理想气体的状态方程式，而实际上气体分子本身必然占有体积，分子之间也具有引力，因此应用该方程进行计算时，不可避免地存在偏差。

对于常温常压下的气体，这种偏差很小，随着温度的降低和压力的增大，偏差逐渐增大。

四、混合气体分压定律：1、混合气体分压定律：1801年，由Dalton（道尔顿）总结实验结果提出，因此又称为Dalton分压定律。

原子核外电子排布和元素周期律

原子核外电子排布和元素周期律首先，我们来了解一下原子的结构。

原子是由质子、中子和电子组成的。

质子和中子位于原子核中心，质子的电荷为正，中子的电荷为中性。

电子则围绕原子核的轨道上运动，电子的电荷为负。

原子核外电子排布描述了电子如何分布在原子的不同能级（轨道）上。

根据能级理论，电子可以处于不同的能级和亚能级上。

其中，第一能级最靠近原子核，能级数越高，离原子核越远。

每个能级最多容纳2n^2个电子，其中n为能级数。

例如，第一能级最多容纳2个电子，第二能级最多容纳8个电子。

根据电子能级的规律，我们可以了解到元素周期表的排布方式。

元素周期表是将化学元素按照原子序数的增序排列的表格。

元素周期表可以分为周期和族两个方向。

元素周期表的周期是指元素周期性质的变化规律。

周期表中的每一个周期代表着一个能级。

在同一个周期中，元素的最外层电子壳的能级相同，受到的核吸引力相近，因此具有类似的化学性质。

元素周期表的周期依次为K、L、M、N、O等，对应着原子的能级。

元素周期表的族是指元素的主族和次族。

主族元素是指位于周期表左边的元素，它们具有相似的化学性质。

主族元素的最外层电子壳填满的电子数都相同。

例如，第一族（碱金属）的元素最外层电子壳只填满了一个电子，第二族（碱土金属）的元素最外层电子壳填满了两个电子。

次族元素是指位于周期表右边的元素，它们具有相似的化学性质。

次族元素的最外层电子壳填满的电子数也相同。

例如，第十六族（卤族）的元素最外层电子壳填满了六个电子。

元素周期表的排列方式和周期性质的变化规律可以总结为以下几点：1.周期性：在元素周期表中，各周期的化学性质有规律地变化。

例如，金属元素通常位于周期表左侧，具有良好的导电性和热导性，而非金属元素通常位于周期表右侧，具有较差的导电性。

2.原子半径：随着周期数的增加，原子半径逐渐增大。

这是因为随着电子层数的增加，电子对原子核的屏蔽作用增强，电子云的尺寸增大。

3.电离能：随着周期数的增加，元素的电离能逐渐增大。

原子结构与元素周期律

原子结构与元素周期律原子结构指的是原子的组成和结构。

根据量子力学理论，原子由电子、质子和中子组成。

质子和中子集中在原子核中，而电子则存在于原子的外层。

电子以特定的轨道围绕着原子核运动，这些轨道又被称为电子壳。

每个电子壳能够容纳不同数量的电子，其中第一电子壳最多容纳2个电子，第二电子壳最多容纳8个电子，而后续的电子壳分别容纳最多18个、32个和50个电子。

这是因为电子的分布满足一定的能级规则，即每个电子壳的能级比前一个电子壳的能级高。

元素周期律是研究和分类元素的规律性表达方式。

元素周期表是根据元素的原子序数和化学性质编排的表格。

元素周期表的主体是按照原子序数递增排列的，每个元素的原子序数代表了其原子核中的质子数。

现在的元素周期表是按照门捷列夫周期定律、贝尔定律和气体化学定律编撰的。

门捷列夫周期定律是指元素的性质会随着原子序数的增加而循环性地变化。

贝尔定律则是指元素的化学性质主要取决于其原子外层电子的数目。

基于这些定律和规律，元素周期表将元素分成了相应的周期和族。

元素周期表的周期是指元素周期表中的横行，也称为周期。

一共有7个周期，每个周期中的元素具有相似的化学性质。

元素周期表中的族则是指元素周期表中的竖列，也称为族。

元素周期表中的元素周期和族数共同描述了元素的化学性质，周期性地变化。

对于周期表上的每个元素，都有相应的元素符号、原子序数、相对原子质量和周期表中的位置。

元素周期表的开创者是俄国化学家门捷列夫，他在19世纪初首次提出了元素周期定律，并将元素按照这个定律排列在一张表上。

随着现代化学的发展，元素周期表逐渐完善，并逐渐扩展。

如今的元素周期表已经包含了118个元素，其中92个是自然界存在的元素，剩下的是由科学家们在实验室中合成的人工合成元素。

总结起来，原子结构和元素周期律是化学中两个重要的概念。

原子结构指的是原子的组成和结构，包括质子、中子和电子的分布。

元素周期律则是描述和分类元素的规律性表达方式，根据原子序数和周期规律将元素排列在一个表格里，以反映元素的周期性变化。

原子结构与元素周期表

科学探究（教材p14)
1. 横行七个周期；2，8，8，18，18，32种；每一周期开头第一个元素的最外层的排布通式为ns1，结尾元素的
电子排布式为ns2np6;第一周期只有一个1s能级，其结尾元素的电子排布式为1s2，跟其他周期的结尾元素的原子电子排布式不同。
2.纵列 ➢18个纵列； ➢除零族元素中He（2s2）与其它稀有气体ns2np6不同外，其余相等。
原子结构与元素周期表
交流讨论：
(1)什么是元素周期律？ (2)元素的性质包括哪些方面？ (3)元素性质周期性变化的根本原因是什么？
周期 2 3 4
一、原子结构与元素周期表
ⅠA
ⅦA
Li [He] 2s1
F [He] 2s22p5
Na [Ne]3s1
Cl [Ne]3s [Ar]4s24p5
▪ds区元素：d能级填满并且最后一个电子填充在s能级上的元素。结构特点：（n-1）d10ns1-2，包括 ⅠB族和ⅡB族。
▪f区元素：最后一个电子填充在f能级上的元素。包括镧系和锕系。d区、ds区和f区元素称过渡元素。
再见
4. 族
元素周期表可分为7主族，7副族，0族和一个第Ⅷ族；副族元素介于s区元素（主要是金属元素）和 p区（主要是非金属）元素之间，处于由金属向非金属过渡的区域，因此，把副族元素又称为过渡元素
5
• 这是由元素的价电子层结构和元素周期表中元素性质的递变规律决定的。同周期元素从左到右非金属性增强，同主族从上到下非金属性减弱，结果使元素周期表右上方三角区内的元素主要呈现出非金属性。
（1）1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 （2）[Ar]3d10 4s1 2．由下列元素在周期表中的位置，给出其原子的价电子层构型

_《无机化学》(理论篇)(第四版)电子教案[4页]

无机化学（理论篇）
（第四版）
电子教案
主编：王宝仁
大连理工大学出版社
LO学反应速率和化学平衡第4章酸碱平衡与酸碱滴定法第5章沉淀溶解平衡与沉淀滴定法第6章原子结构与元素周期律第7章分子结构与晶体类型第8章氧化还原平衡与氧化还原滴定法第9章配位平衡和配位滴定法第10章非金属元素第11章金属元素
无机化学（理论篇）（第四版）
前言
本光盘是为王宝仁主编的新世纪高职高专化工类课程规划教材《无机化学》（理论篇）（第四版）一书配套使用的多媒体电子教案。
光盘内容紧扣教材，主要包括绪论、化学基本概念和理想气体定律、化学反应速率和化学平衡、酸碱平衡和酸碱滴定法、沉淀溶解平衡和沉淀滴定法、原子结构与元素周期律、分子结构与晶体类型、氧化还原平衡和氧化还原滴定法、配位平衡和配位滴定法、非金属元素、金属元素。
E-mail联系地址：wbr88686@ 编者
2013年12月
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无机化学（理论篇）（第四版）
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光盘由王宝仁组织研制。制作过程中得到了大连理工大学出版社的大力支持和帮助，在此表示诚挚的谢意。
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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。

物质结构和元素周期律：元素周期律

元素周期律【学习目标】1.了解原子核外电子能量高低与分层排布的关系。

2.了解原子核外电子的排布规律。

3.能结合有关数据和实验事实认识元素周期律。

4.了解原子结构与元素性质的关系。

5.了解元素周期表和元素周期律的应用。

6.了解元素周期表中金属元素、非金属元素的分区。

7.了解元素化合价与元素在周期表中的位置关系。

【自主学习】一、原子核外电子的排布1.电子层的划分(1)核外电子的能量及运动区域。

(2)电子层及其与能量的关系。

2.核外电子的排布规律电子总是尽可能先从内层排起,当一层充满后再填充下一层。

二、元素周期律1.元素原子结构的周期性变化(1)元素原子核外电子排布的周期性变化。

(2)元素原子半径的周期性变化。

2.元素性质的周期性变化(1)元素化合价的周期性变化。

(2)元素金属性与非金属性的周期性变化。

①Na、Mg、Al金属性强弱比较:②Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较:③同周期元素性质的递变规律:随着原子序数的递增：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。

3.元素周期律(1)内容:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。

(2)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。

三、元素的金属性和非金属性自主思考：1.什么元素(放射性元素除外)的金属性最强?什么元素的非金属性最强?分别位于元素周期表中的什么位置?提示:铯的金属性最强,氟的非金属性最强,分别位于元素周期表的左下角和右上角。

四、元素的化合价与元素在周期表中的位置之间的关系1.主族元素最高正化合价=族序数=最外层电子(价电子)数。

2.非金属元素的化合价(1)最高正价等于原子所能失去或偏移的最外层电子数。

(2)最低负价等于使它达到8电子稳定结构所需得到的电子数。

(3)最高正价与最低负价绝对值之和等于8。

自主思考：2.某元素的最高正价、最低负价与最外层电子数之间存在什么规律?提示:最高正价=最外层电子数;最低负价=最外层电子数-8。

基本理论原子结构元素周期表LX

数字的位置不同，所表示的意义就不同
概念辨析:元素、核素、同位素

元素:具有相同核电核数（质子数）的同一类原子的总称。核素：具有一定质子数和一定中子数的同一种原子的总称。同位素：质子数相同、质量数（或中子数）不同的核素互称。
思考：决定元素种类、核素（原子）种类的因素分别是？元素有112种，则核素有几种？

金属性比较规律
位置(同行、同列）规律：同行序数越小、同列序数越大元素金属性越强单质的还原性（金属间的置换反应、与水置换出氢气的难易、与酸置换出氢气的难易等）规律：单质还原性越强元素金属性越强阳离子的氧化性规律：阳离子氧化性越弱元素金属性越强最高价氧化物对应水化物的碱性规律：最高价氧化物对应水化物碱性越强元素金属性越强。。。。。。。。。。。
核外电子排布
化合价、原子半径
检测回顾
知识小结
1规律——元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。 4变化 ——元素性质的周期性变化主要体现在核外电子排布、原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性及非金属性的周期性变化等方面。
实质：原子最外层电子数的周期性变化。
同周期、同主族元素的递变规律
n＝m+12
n＝m+26
合作探究
2、同主族相邻元素A、B的位置关系如图所示，其中A所在周期共有m种元素，B所在周期共有n 种元素。（1）两种元素的原子序数之差为 A
—
Bபைடு நூலகம்
m\n
。
（2）若A、B分别是第二、三周期的元素，则两种元素的原子序数之差为 8 。
判断

下列说法中错误的是
AD
A.原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数

原子结构和元素周期律

原子结构和元素周期律原子结构和元素周期律是化学中非常重要的概念，对理解物质的性质和化学反应机理具有关键作用。

在现代原子理论中，原子被认为是由电子、质子和中子组成的。

元素周期表是将所有已知元素按照一定规律排列的表格，可以反映出元素之间的相似性和周期性规律。

首先，我们来了解原子结构。

原子是物质的最小单位，由电子、质子和中子组成。

电子是带负电荷的基本粒子，质子是带正电荷的基本粒子，中子是不带电荷的基本粒子。

在原子的中心核内，质子和中子集中存在，而电子则绕着核的轨道上运动。

原子的质量主要集中在核内，而体积主要由电子轨道决定，整体呈现出一种空心球的结构。

原子中的电子有不同的能级，能级越低，电子越稳定。

最靠近原子核的第一能级只能容纳2个电子，第二能级能够容纳8个电子，第三能级能够容纳18个电子，以此类推。

根据原子轨道的不同形状，可以有s轨道、p轨道、d轨道和f轨道等。

每个能级上都有不同数量和不同形状的轨道。

元素周期表是将元素按照一定规律排列的表格。

最早的元素周期表是由俄罗斯化学家门捷列夫在19世纪中叶提出的。

现在使用的国际标准元素周期表是根据元素的原子序数（元素中质子的数目）进行排列的。

元素周期表主要由若干周期和若干族组成。

周期表中的周期是指元素按照原子序数递增的顺序分成的若干行，每一行被称为一个周期。

一般来说，从左到右，周期中的元素的原子半径逐渐减小，原子电荷逐渐增加，而从上到下，周期中的元素的原子半径逐渐增大，原子电荷也逐渐增加。

元素周期表中的周期性规律是指周期表中的元素随着原子序数的增加，性质和反应规律呈现出周期性的变化。

周期表中的族是指元素按照元素化学性质相似原则划分的列。

周期表中共有18个族，其中，第1族至第2族为主族元素，第3族至第12族为d区过渡元素，第13族至第18族为p区过渡元素。

族内元素的化学性质相似，拥有相同的化学价态和类似的反应性质。

元素周期表的布局有很多重要的特征和规律。

在周期表的左侧，主要是金属元素，具有良好的导电性、热导性和延展性。

第10章 原子结构和元素周期律

基础化学原理第十章

原子结构和元素周期律—元素周期表(无机化学课件)

原子结构与元素周期律教案

原子结构与元素周期律教学课件(中职).

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高中化学：物质结构 元素周期律知识点

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