大学化学原子结构和元素周期系
原子的结构和周期表
原子的结构和周期表原子是构成物质的基本单位。
为了更好地理解原子的结构和性质，科学家们发展了一个非常重要的工具，即周期表。
本文将深入探讨原子的结构和周期表的特点，以及它们在化学研究和应用中的重要性。
一、原子的结构原子由三个基本粒子组成：质子、中子和电子。
质子和中子位于原子核中心，质子带有正电荷，而中子则没有电荷。
电子以轨道的形式绕原子核运动，每个电子带有负电荷。
原子的质量数由质子和中子的数量之和决定，而原子的电荷数由质子和电子的数量之差决定。
对于稳定的原子，质子和电子的数量一定是相等的，因此原子是电中性的。
原子的结构可以用原子模型来描述。
最简单的原子模型是Rutherford模型，他提出了原子核的概念，并认为电子在空间中绕原子核轨道运动。
然而，根据量子力学的理论，使用波函数来描述电子的运动更为准确和全面。
二、原子的元素根据原子核中质子的数量，每种元素拥有不同的原子序数。
原子序数决定了元素在周期表中的位置。
周期表按照原子序数的增加顺序排列，每个元素都有其特定的原子序数、原子符号和原子质量。
周期表的布局遵循一定的规则。
主要被分为周期和族。
周期是指横向的行数，而族是指纵向的列数。
周期表中的元素根据原子结构的相似性进行分类，相似的元素位于同一族或同一侧。
三、周期表的特点周期表的主要特点有以下几个方面：1. 阶梯状分布：从周期表可以清晰地看出，从左上到右下有一条倾斜的分界线，被称为金属和非金属的分界线。
金属通常位于分界线的左侧，而非金属位于分界线的右侧。
这种分布方式反映了不同元素的化学性质和反应特点。
2. 周期性特征：周期表中的元素按照原子序数自然排列，从左到右和从上到下都显示出周期性的特征。
同一周期中的元素有着相似的化学性质和反应规律。
周期表的周期性特征为科学家们预测元素的性质和研究化学反应提供了重要的线索。
3. 原子半径的变化：在周期表中，原子半径随着周期数的增加而减小，而在同一周期中，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大。
第一章 原子结构和元素周期系
第一章 原子结构和元素周期系1、原子核外电子运动有什么特性？解：原子核外电子的运动和光子的运动一样，具有波粒二象性。
不能同时准确测定它的位置和速度，即服从测不准关系，因而电子的运动不遵循经典力学，无确定的运动轨道，而是服从量子力学，需用统计规律来描述。
也就是说量子力学研究的只是电子在核外空间某地方出现的可能性，即出现的几率大小。
2、氢光谱为什么可以得到线状光谱？谱线的波长与能级间能量差有什么关系？求电子从第四轨道跳回第二轨道时，H β谱线之长。
解：在通常情况下，氢原子的电子在特定的稳定轨道上运动不会放出能量。
因此在通常条件下氢原子是不会发光的。
但是当氢原子受到激发（如在高温或电场下）时，核外电子获得能量就可以从较底的能级跃迁到较高的能级，电子处于激发态，处于激发态的电子不稳定，它会迅速地跳回到能量较底的能级，并将多余的能量以光的形式放出，放出光的频率（或波长）大小决定于电子跃迁时两个能级的能量差，即：νh E E E =-=∆21由于轨道能量的量子化，即不连续的，所以激发态的电子由较高能级跳回到较低能级时，放出光的频率（或波长）也是不连续的，这是氢原子光谱是线状光谱的原因。
谱线的波长和能量的关系为：hE E C 12-＝＝νλ＝3.289×1015(222111n n -)电子从第四轨道跳回第二轨道时，H B 谱线的波长为：114221510167.6)4121(10289.3-⨯=-⨯=S ννλC =nm m ss m 4861086.410167.6103711418=⨯=⋅⨯⋅⨯=---λ 3、当氢原子的一个电子从第二能级跃迁至第一能级，发射出光子的的波长为121.6nm ，当电子从第三能级跃迁至第二能级，发射出光子的的波长为656.3nm 。
试通过计算回答：(1) 哪一种光子的能量大？(2) 求氢原子中电子的第三与第二能级的能量差，以及第二与第一能级的能量差。
解：(1) 由于能量与波长有如下关系λνλνhCE h E C =∴==， 由此可知：波长越短，能量越高，因此电子从第二能级跃迁到第一能级发射出的光子能量大。
原子结构与元素周期表
原子结构与元素周期表原子结构是研究物质世界最基本单位的科学分支。
元素周期表则是化学界最重要的工具之一，用于系统地组织和分类所有已知的化学元素。
本文将探索原子结构和元素周期表的相关内容。
一、原子结构原子是物质的最基本单位，由质子、中子和电子组成。
质子带正电荷，中子不带电，电子带负电荷。
原子的核心由质子和中子组成，而电子则以云状分布在核外。
原子序数（也称为质子数）决定了一个元素的性质。
例如，氢原子具有一个质子，氧原子具有八个质子。
质子数不变的情况下，中子数可以有所变化，形成同一元素的不同同位素。
电子数与质子数相等，保持原子处于电中性。
原子的大小可以通过半径来衡量。
原子半径可以分为共价半径和离子半径，共价半径用于描述共价键中的原子间距离，离子半径用于描述形成离子的原子的半径。
原子半径的大小与元素的位置有关，随着原子序数的增加，原子半径一般会逐渐增加。
原子核的质子和中子总质量决定了元素的相对原子质量。
相对原子质量用于比较不同元素原子质量的大小，并通常以国际单位制下的原子质量单位表示。
二、元素周期表元素周期表是一种组织和分类元素的表格。
它按原子序数的增加顺序排列元素，并将具有相似化学性质的元素放在同一垂直列中。
元素周期表的发展可以追溯到1869年，由俄国化学家门捷列夫首次提出，现代周期表则由亨利·莫西莫等科学家在此基础上进行了进一步的完善和扩展。
元素周期表主要由元素符号、原子序数、相对原子质量和分类周期数等信息组成。
元素的符号通常由一个或两个字母组成，以简洁的方式代表元素的名称。
原子序数表示元素核中质子的数量，也对应了元素在周期表中的位置。
相对原子质量用于比较同一元素不同同位素的质量大小。
分类周期数将元素划分为不同的周期和组，揭示了元素之间的重要关系。
根据元素周期表的布局，我们可以得到许多有关元素特性的信息。
在周期表的水平行中，原子半径一般随着原子序数的增加而减小。
在垂直列中，原子半径通常随着周期数的增加而增加。
原子结构和元素周期性
电子构型与元素性质的关系
价电子构型对元素化学性质的影响
价电子构型决定了元素的氧化态和化学键的类型，从而影响元素的化学性质。例 如，第VIII族元素具有相同的价电子构型，它们的化学性质相似。
内层电子构型对元素物理性质的影响
内层电子构型决定了元素原子的半径、电离能、电子亲和能等物理性质。例如， 稀有气体元素的内层电子构型相同，它们的原子半径、电离能、电子亲和能等物 理性质相近。
原子结构和元素周期性
目录
• 原子结构 • 元素周期表 • 原子结构与元素性质的关系 • 元素周期表的应用 • 现代原子结构理论的发展
01 原子结构
原子的构成
01
原子由原子核和核外电子组成。
02
原子核由质子和中子组成，质子数决定了元素的种类，中子 数决定了同位素。
03
核外电子围绕原子核运动，其数量和轨道决定了原子的化学 性质。
金属性与非金属性
金属性和非金属性是指元素在化学反应中表现出的性质。金属性元素倾向于失去电子， 而非金属性元素倾向于获得电子。
在元素周期表中，金属性和非金属性的变化呈现出周期性的规律。从左到右，金属性逐 渐减弱，非金属性逐渐增强；从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
金属性和非金属性的变化规律对于预测元素在化学反应中的行为和化合物的形成具有重 要意义，特别是在酸碱反应和氧化还原反应中。
元素周期表在材料科学中有广泛的应 用，例如合金设计、新型材料的合成 等。
通过元素周期表，科学家可以预测不 同元素组合可能产生的性质，从而指 导材料的设计和优化。
化学反应机理的研究
元素周期表中的元素性质可以用来研究化学反应机理，例如反应速率、反应活化能等。
通过比较不同元素在周期表中的位置和它们在化学反应中的表现，可以深入理解化学反应的本质和规 律。
原子结构与元素周期表
原子结构与元素周期表原子是构成物质的基本单位，它由质子、中子和电子组成。
通过研究原子的结构和性质，科学家们建立了元素周期表，对于研究化学和物理学等领域具有重要意义。
一、原子结构原子的结构主要由质子、中子和电子组成。
质子带有正电荷，中子没有电荷，而电子带有负电荷。
质子和中子集中在原子核中，而电子以轨道的形式绕原子核运动。
原子的质量数等于质子数加上中子数。
原子的原子序数等于质子数，决定了一个元素的化学性质。
原子核的直径约为10^-15米，而电子的轨道比较稀疏，整个原子的直径约为10^-10米。
二、元素周期表元素周期表是根据元素原子序数的大小和元素性质的周期性变化而建立的表格。
元素周期表按照一定的规律排列，左侧是金属元素，右侧是非金属元素，中间是过渡金属元素。
元素周期表中的每一个元素都有自己的原子序数、元素符号和原子质量。
原子序数从左到右递增，元素符号用来表示元素的化学符号，原子质量表示元素中质子和中子的总质量。
元素周期表为我们提供了对元素性质的了解和分类。
根据元素周期表的排列规律，我们可以推测元素的化学性质、电子排布、反应性等。
三、元素周期表的分类元素周期表可以按照元素的性质进行分类。
根据元素的电子排布，我们可以将元素分为主族元素、过渡元素和稀有气体元素。
1. 主族元素主族元素是指元素周期表中的1A到8A族元素。
这些元素的电子排布都符合最稳定的气体——氦气的电子排布。
主族元素具有相似的化学性质，例如1A族的元素都是碱金属，非常活泼。
2. 过渡元素过渡元素位于元素周期表的3B到12B族。
这些元素在化学性质上介于主族元素和稀有气体元素之间。
过渡元素具有较高的熔点和沸点，可以形成多种形态和价态。
3. 稀有气体元素稀有气体元素位于元素周期表的18族，包括氦、氖、氩、氪、氙和氡。
这些元素具有非常稳定的电子排布，不易发生化学反应。
稀有气体元素在工业和科学实验中具有重要的应用价值。
四、元素周期表的应用元素周期表不仅是化学研究的重要工具，也具有广泛的应用价值。
原子结构与元素周期表
原子结构与元素周期表元素周期表是化学家们用来分类和组织元素的一种工具。
它以一种系统的方式展示了所有已知元素的信息，帮助我们更好地理解原子结构和元素的特性。
本文将从原子结构的基本概念开始介绍，并深入探讨元素周期表的构造和用途。
一、原子结构原子是构成所有物质的基本单位，由带正电荷的原子核和绕核运动的电子组成。
原子核由质子和中子组成，而电子则绕着核心以轨道运动。
质子带正电荷，中子带无电荷，电子带负电荷。
原子的质量主要由质子和中子决定，而原子的化学性质则由电子的分布和排列决定。
二、元素周期表的构造元素周期表按照原子序数的大小，从左上角到右下角，以周期为单位排列元素。
每个周期中，原子序数递增，原子结构和元素特性也会发生变化。
在元素周期表中，元素按照一定规则分配到行（周期）和列（族）中。
元素周期表按照元素的性质将元素分为金属、非金属和类金属。
金属元素位于周期表的左侧和中间部分，它们通常具有良好的导电性和热传导性。
非金属元素位于周期表的右上方，它们通常呈现出不良的导电性和脆性。
类金属元素位于周期表的中间位置，它们的性质介于金属和非金属之间。
周期表中的每一横行被称为一个周期，每一纵列被称为一个族。
周期数表示元素的主量子数，决定了元素的电子层排布。
族数表示元素的最外层电子的数目和化学性质。
周期表中的元素按照原子序数递增排列，每一个元素都有一个对应的原子符号和原子序数，例如氢的原子符号是H，原子序数为1。
三、元素周期表的用途元素周期表是研究化学和理解元素特性的重要工具。
它可以帮助我们预测元素的性质，并找到元素之间的相似性和规律。
以下是元素周期表的一些常见用途：1. 预测元素的性质：通过元素周期表，我们可以推测元素的电子结构和化学性质。
例如，位于同一族的元素通常具有类似的化学性质。
2. 周期性规律：元素周期表展示了元素性质的周期规律。
根据周期表，我们可以发现元素的化学性质和原子结构之间的关系，比如原子半径、电离能和电负性等的变化规律。
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。
大学无机化学经典课件：原子结构
L
M
N
O
P…
35
2. 角量子数（l）： 确定电子运动空间
形状的量子数 l 的取值 ：0，1 ，2，3，…，n-1
n
l
1
2
3
4
…
n
0,
0， 1，
0， 1，
0
电子亚 层符号
0， 1
1， 2
2， 3
2，…,n-1
s
s， p
s， p，d
s， p，d, f
36
l =0， s 亚层， 球形
l =1， p 亚层， 亚铃型
粒子具有波粒二象性的假设。并预言了高速运动的电子的
物质波的波长
= h / P = h / mv
1927年，Davissson和Germer应用Ni晶体进行电子衍 射实验，证实电子具有波动性。
二、 波函数与原子轨道
1.
海森堡的测不准关系 ：
测不准原理说明了微观粒子运动有其特殊的
规律，不能用经典力学处理微观粒子的运动，而 这种特殊的规律是由微粒自身的本质所决定的。
率成正比
11
E = h
式中 E 为光子的能量， 为光子的频率，h 为 Planck
常数，其值为 6.62610-34 Js。物质以光的形式吸收或放
出的能量只能是光量子能量的整数倍。 电量的最小单位是一个电子的电量。 电量是量子化的。量子化是微观领域的重要特征，后面我
我们将以上的说法概括为一句话，在微观领域中能量、
为自然数，且 n – 1 l
由解得的 R ( r )、 ( ) 和 ( ) 即可求得波函数
( r，， ) = R ( r ) ( ) ( )
34
大学无机化学知识点总结
大学无机化学知识点总结
一、原子结构和元素周期律
1. 原子结构概述：原子的组成、原子核和电子的性质。
2. 元素周期律：周期表的组成、周期和族的特点。
二、化学键和化合价
1. 化学键：离子键、共价键和金属键的概念和特点。
2. 化合价：原子的单、双、三、四价以及过渡元素的化合价。
三、晶体结构和晶格常数
1. 晶体结构：离子晶体和共价晶体的结构特点。
2. 晶格常数：晶体的晶胞、晶格常数和晶面的表示方法。
四、溶液与溶解度
1. 溶液的概念和组成：溶剂和溶质的概念。
2. 溶解度：溶解度与温度、压力和溶剂种类的关系。
五、配位化合物
1. 配位数和配位键的概念。
2. 配位化合物的命名规则和结构特点。
六、酸碱理论
1. 酸和碱的定义和性质。
2. 酸碱中和反应和酸碱指示剂的使用。
七、化学反应和化学平衡
1. 化学反应的速率和平衡状态。
2. 化学平衡的平衡常数和影响平衡的因素。
八、电化学
1. 电解和电解质的概念。
2. 电池的构成和电动势的计算。
以上是大学无机化学的主要知识点总结，希望对您有所帮助。
如需了解更多详细内容，请参考相关教材或课程资料。
原创2：1.2.1 原子结构与元素周期表
化学 · 选修 3《物质结构与性质》
原子结构与元素周期表
原子结构与元素周期表
知识回第顾3 页
原子结构与元素周期表
第4 页
■元素周期表的结构 短周期
第1周期(H--He)：2 种元素 第2周期(Li--Ne)：8 种元素 第3周期(Na--Ar)：8 种元素
第4周期(K--Kr)：18 种元素
1
Ⅱ
A
ⅢⅣⅤⅥⅦ AAAAA
2
3ⅢⅣⅤⅥⅦⅧ Ⅰ Ⅱ NhomakorabeaBB B B B
BB
4
s区
p区
5 6
d区
ds区
7
镧系
f区
锕系
最区 后的 填名 充称 的来 能自 级按 符照 号构
造 原 理
原子结构与元素周期表
问题导学第 13 页
四、原子的电子排布与元素的分区
s 区元素：最外层电子排布是ns1和ns2。IA和 IIA族元素。除H外，其 余为活泼金属。 P 区元素：最外层电子排布从ns2np1~ns2np6的元素。即IIIA~VIIA族、 零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区。 d 区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层电子数皆为1~2个，均为 金属元素，性质相似。
1、元素周期系的形成 随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现__碱__金__属____，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8个电子，出 现___稀__有__气__体____；这样形成一个__周__期___，循环往复形成周期系。 2、形成原因：_原__子__核__外__电__子__排__布____的周期性重复。
原子结构与元素周期表
问题导学第 15 页
为什么s区、d区、ds区的元素都是金属元素（除H外) ？
原子结构及元素周期表
原子结构及元素周期表原子结构是指原子的组成和构造，了解原子结构对于理解元素周期表及化学反应至关重要。
本文将介绍原子结构的基本知识，并探讨元素周期表的构成和应用。
一、原子结构原子是物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
质子带有正电荷，中子不带电，电子带有负电荷。
原子的核心由质子和中子组成，电子绕核心运动。
原子的质量数等于质子和中子的数量之和，原子的电荷数等于质子的数量减去电子的数量。
原子中质子数和电子数相等，因此原子是电中性的。
二、元素周期表的构成元素周期表是对所有已知元素按一定规律排列的表格。
元素周期表按照原子序数（质子数）的顺序排列，将具有相似化学性质的元素放在同一垂直列中。
元素周期表的每个水平行称为一个周期，每个垂直列称为一个族。
周期表中的元素按照金属性和非金属性分成两部分，金属性元素在左侧，非金属性元素在右侧。
三、元素周期表的应用1. 元素周期表可以提供元素的基本信息。
周期表上标注了每个元素的符号、原子序数、原子质量等重要数据，这些信息对于化学实验和研究都是十分重要的参考。
2. 元素周期表可以预测元素的性质。
根据元素在周期表中所处的位置和周期表规律，可以推测元素的原子半径、电负性、离子化倾向等性质，为化学实验和反应提供指导。
3. 元素周期表有助于研究元素化合物和反应。
分析元素周期表中元素的位置和性质，可以预测元素之间的化学反应、氧化还原反应等，并进行相关实验验证。
4. 元素周期表的发展推动了新元素的发现。
周期表的存在和规律使科学家能够预测某些未被发现的元素的存在和性质，从而推动新元素的发现和研究。
总结：原子结构是指原子的组成和构造，包括质子、中子和电子。
元素周期表是对所有已知元素按照原子序数的顺序排列的表格，可以提供元素的基本信息、预测元素的性质、研究元素化合物和反应，以及推动新元素的发现和研究。
了解原子结构和元素周期表对于深入理解化学和开展科学研究具有重要意义。
【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。
大学化学教案：原子结构与元素周期表
大学化学教案：原子结构与元素周期表1. 前言本教案旨在介绍和讲解大学化学中的原子结构和元素周期表的基础知识。
通过对原子结构和元素周期表的深入理解，提供给学生们在化学领域进一步探索和学习的基础。
2. 原子结构2.1 原子概述•定义原子及其特征；•介绍原子的组成部分：质子、中子和电子；•讲解质量数、原子序数、核电荷等重要概念。
2.2 质子、中子和电子2.2.1 质子•解释质子的性质；•探讨质子在原子核中的作用。
2.2.2 中子•阐述中子的性质；•讲解中子在原子核中的作用。
2.2.3 电子•简述电子的性质；•解释电荷、云模型以及泡利不相容原理。
2.3 原子模型2.3.1 德布罗意波动方程式•引出德布罗意波动方程式；•解释德布罗意波长的概念。
2.3.2 单电子原子模型•描述单电子原子模型；•讲解玻尔模型和量子数等核心概念；•探讨光谱线以及玻尔频率条件。
2.3.3 多电子原子模型•引入多电子原子模型；•解释轨道、能级、自旋以及洪特规则等关键概念。
3. 元素周期表3.1 元素周期表概述•消息元素周期表的起源与历史；•探究元素周期表的重要性和分类方式。
3.2 元素周期表的结构与特点3.2.1 周期和族•解释周期和组的概念；•揭示元素周期表中各个周期和族的特点和规律。
3.2.2 主要区域•分析主要区域，包括s、p、d、f区域；•阐述每个区域内元素的特点和重要性。
3.3 周期趋势与族间变化3.3.1 原子半径、离化能和电负性•讲解原子半径、离化能和电负性的概念；•揭示元素周期表中原子半径、离化能和电负性的变化规律。
3.3.2 电子亲和能和金属非金属特点•探究电子亲和能和金属非金属特点；•讲解元素周期表中电子亲和能和金属非金属特点的变化趋势。
4. 实验案例提供一些实验案例，通过实验展示原子结构与元素周期表的应用和相关实际问题的解决方法。
5. 总结总结本教案涵盖内容并强调原子结构及元素周期表的重要性。
鼓励学生进一步学习与研究化学领域，加深对化学知识的理解。
原子结构与元素周期表的关系
原子结构与元素周期表的关系原子结构和元素周期表是物质世界中两个重要的概念，它们之间存在着密切的关系。
本文将探讨原子结构和元素周期表之间的相互作用，并讨论它们对我们理解化学行为和元素性质的重要性。
一、原子结构的基本组成原子是物质最基本的单位，由电子、质子和中子组成。
电子带负电荷，质子带正电荷，而中子是中性粒子。
质子和中子共同组成了原子的核，而电子则环绕在核的外部，形成了电子云。
原子的整体电荷是中性的，因为正电荷和负电荷相互抵消。
二、元素周期表的基本结构元素周期表是化学中一个非常基础和重要的工具，它按照原子序数的大小将元素排列起来。
元素周期表通常分为横行和纵列，横行称为周期，纵列称为族。
周期数代表电子层的数量，而族数则表示元素的性质。
元素周期表上的元素按照原子序数从小到大排列，具有相似的化学性质的元素通常位于同一族中。
三、原子结构对元素周期表的解释原子结构对元素周期表的排列和属性具有重要的解释作用。
首先，原子结构中的电子层数决定了元素周期表中元素的周期数。
每个周期中的元素具有相同的外层电子数，这决定了它们的化学性质的相似性。
另外，原子结构中的质子数也决定了元素的原子序数，从而决定了元素在周期表中的位置。
四、元素周期表对原子结构的预测和解释元素周期表不仅仅是对已知元素的整理，它还为我们预测和解释元素的性质提供了便利。
通过观察元素周期表中相邻元素的性质变化，我们可以预测其他未知元素的性质。
例如，氧和硫属于同一族，因此可以推测未知元素硒的化学性质与氧和硫类似。
元素周期表还可以解释元素的周期性趋势，如电离能和原子半径的变化规律。
五、原子结构和元素周期表的应用原子结构和元素周期表的研究对于理解和应用化学和材料科学具有重要意义。
通过了解元素的周期性趋势，我们可以预测化学反应的可能结果。
此外，我们可以利用元素周期表的分组特性，设计和合成新的材料，并研究它们的性质和应用。
结论原子结构和元素周期表是研究物质世界中元素和化学行为的基础。
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1课时 原子结构与元素周期表
第二节原子结构与元素的性质第1课时原子结构与元素周期表[素养发展目标]1．认识元素周期表的多样化，促进学生对元素周期系本质的理解。
2．通过辨识原子结构及价层电子排布与元素在周期表中的位置之间的关系，形成“结构决定性质”的观念。
知识点一元素周期系与元素周期表1．元素周期律、元素周期系和元素周期表元素周期律表述为元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。
元素周期系是元素按其原子核电荷数递增排列的序列。
元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
2．构造原理与元素周期表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。
周期新增电子填入能级顺序从开始到结束递增的核电荷数(或电子数)周期中所含元素种数一1s 2 2二2s→2p 8 8三3s→3p 8 8四4s→3d→4p 18 18五5s→4d→5p 18 18六6s→4f→5d→6p 32 32七7s→5f→6d→7p 32 32(1)主族元素的价层电子排布式、价层电子数列数 1 2 13 14 15 16 17 族序数ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价层电子排布式n s1n s2n s2n p1n s2n p2n s2n p3n s2n p4n s2n p5价层电子数 1 2 3 4 5 6 7 结论：对于主族元素，价层电子数与族序数相同。
(2)副族元素的价层电子排布式、价层电子数(以第四周期为例)列数 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 副族元素21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn族序数ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅧⅠB ⅡB 价层电子排布式3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d64s23d74s23d84s23d104s13d104s1价层电子数3 4 5 6 7 8 9 10 11 12结论：第ⅢB～ⅦB族元素的价层电子数与族序数相同，第ⅠB族、ⅡB族元素的价层电子数与族序数不同，第Ⅷ族元素的价层电子数与族序数有的相同、有的不同。
原子结构与元素周期表
原子结构与元素周期表在我们的日常生活中，我们常常听到“原子”和“元素周期表”这些词汇，它们是化学学科中非常重要的概念。
本文将深入探讨原子结构，介绍元素周期表的基本知识，并探讨它们之间的关系。
一、原子结构原子是物质的基本单位，是构成物质的最小单元。
原子由质子、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。
质子和中子构成原子的核心，而电子则绕着核心的轨道运动。
原子的核心中的质子数量称为原子核电荷数，记作Z。
原子核电荷数决定了原子的化学性质。
而核心中的质子和中子的总数称为原子的质量数，记作A。
原子的质量数取决于核中质子和中子的数量。
一个基本的原子结构可以用符号表示为A-Z，其中A为质量数，Z 为原子核电荷数。
例如，氢（H）原子的符号为1-1，即质量数为1，原子核电荷数为1。
二、元素周期表的组成元素周期表是一种以元素的化学性质为基础的分类表。
它按照化学性质和原子结构将元素进行分类。
元素周期表的基本构成包括元素符号、元素原子序数、元素原子质量三个要素。
1. 元素符号：元素符号是用来代表元素的独特标记。
例如，氢元素的符号是H，氧元素的符号是O。
元素符号通常由拉丁文的元素名称的第一个或前两个字母组成。
2. 元素原子序数：元素原子序数是元素周期表中元素的主要顺序标识，也被称为元素的序号。
原子序数通常用字母Z表示。
元素周期表中元素按照原子序数的递增顺序排列。
3. 元素原子质量：元素原子质量是元素原子的质量数。
它代表了元素原子相对于碳-12同位素的质量。
元素原子质量通常以A标记。
三、原子结构与元素周期表的关系元素周期表的排列是根据元素原子的结构和化学性质进行的。
原子的结构决定了元素的化学性质，在元素周期表中，由于原子结构的相似性，具有相似性质的元素会被排列在同一列中。
例如，在元素周期表的第一周期中，只有两个元素氢和氦。
这是因为氢和氦的原子结构类似，都只有一个电子在最外层轨道。
由于原子结构的相似性，它们具有相似的化学性质。
原子结构和元素周期系
•磁量子数 mi=0，1，2，3，……， li，共可取(2li+1)个数值。
三个量子数旳组合方式决定了波函数旳体现式。 每一组（n ，li ，m） 相应于一种波函数(n，li，m) ， 并称之为原子轨道。
n相同旳原子轨道归为一种主层。 如，n=1，第一主层，有一种原子轨道；
第1章 原子构造
1.1 核外电子旳运动状态 1.2 原子核外电子排布和元素周期系 1.3 原子构造与元素旳性质
1.1.1氢原子光谱和玻尔模型
1.连续光谱——连续分布旳带状光谱。 如白光经分光镜后得到旳光谱
2.氢原子光谱
紫外区 H∞
可见光区
Hδ
Hγ
Hβ
λ /nm
364.6
397.0 410.2 434.0 486.1
（3）图中旳正、负号不是指电荷旳正、负号，而是 代表了原子轨道旳对称性。
3.概率密度与电子云 （1）概率密度 电子在核外空间某处单位体积内出现旳概率， 称为概率密度。
概率=概率密度 体积
概率密度和||2成正比旳。 可用||2来表达概率密度旳大小。
（2） 电子云 用小黑点图来形象地描述原子核外电子运动旳
n=2，第二主层，有4个原子轨道……
n， li值相同旳原子轨道归为一种亚层。 如，1s亚层，1个轨道；
2p亚层，3个轨道； 3d亚层，5个轨道……
三个量子数组合允许旳状态
n
li
m
1
0
0
2
0
0
2
1 +1
2
1
0
2
1 -1
3
0
0
3
1 +1
原子结构与元素周期表
(5)典型非金属元素的价电子数有什么特点。 提示 一般典型非金属元素的价电子数大于或等于4个(注：H、B除外)。
4.写出13Al、24Cr、26Fe、29Cu、30Zn、33As等元素原子的核外电子排布式，
解析 符合题意的元素为N，其价电子的轨道表示式为
。
123456
元素 Li Na Be Mg 沸点/℃ 1 341 881.4 2 467 1 100
b.锂和镁在氧气中燃烧时只生成对应的氧化物，并且Li2O和MgO与水反 应都十分缓慢。 4Li＋O2=点==燃==2Li2O、2Mg＋O2=点==燃==2MgO 。
c.锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物难溶于水，附着 于金属表面阻碍反应的进行。 d.锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物Li3N和Mg3N2。 e.锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。
解析 d区为ⅢB～ⅦB族(不包括镧系、锕系)、Ⅷ族，族序数最大且原子 序数最小的元素为Fe，其常见离子为Fe2＋、Fe3＋，电子排布式分别为 1s22s22p63s23p63d6、1s22s22p63s23p63d5，由离子的电子排布式可知Fe3＋的 3d能级为半充满状态，其稳定性大于Fe2＋。
123456
(3)元素周期表中的第11列铜、银、金和第12列锌、镉、汞为什么称为ds区？ 提示 第11列铜、银、金和第12列锌、镉、汞，由于该区开始的第11列 铜、银、金按构造原理进行电子排布时，电子排布式中最后两个能级的 电子排布应为(n－1)d9ns2，而事实上却是(n－1)d10ns1，可理解为先填满 了(n－1)d能级而后再填充ns能级，因而得名ds区。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
N.Bohr ，1885~1962
h 2π 的整倍数，即： mvr
h n 2
式中m为电子的质量；v 是电子运动的速度；r是轨道的半径； h 是普朗克常数；n 是量子数。这些符合量子化条件的轨道称 为稳定轨道，具有固定的能量E，电子在稳定轨道上运动时，不放出能量。
玻尔假说（玻尔理论 1913）
连续光谱
Na
H
Hg
11
(2)氢原子光谱
12
(2)氢原子光谱
线状光谱
13
(2)氢原子光谱
14
(2)氢原子光谱
氢原子光谱特征：
◆ 氢原子光谱是不连续的线状光谱，从红外 到紫外区呈现多条具有特征波长的谱线。
◆ 从长波（红外区）到短波（紫外区），谱线 间的距离越来越小，表明n 值越来越大，波长 越来越短，频率越来越高，能量也越来越高。
● 玻尔理论解释不了多电子原子的光谱和氢光谱的精细结
构等问题；
玻尔理论的意义与局限性
波尔理论成功地解释了氢原子光谱，并 提出了原子能级和主量子数n等概念。
在解决核外电子的运动时 成功引入了量子化的观念
同时又应用了“轨道” 等经典概念和有关牛顿 力学规律
除了氢原子光谱外，波尔理论不能说明 多电子原子的光谱，也不能解释原子如 何形成分子的化学键本质
33Leabharlann 粒二象性是否只有微观物体才具有？微观粒子电子 m 9.10 1031 kg, v 106 ~ 107 m.s 1
6 1 10 m h 10 m s , 7.36 10 由 m 107 m s 1 , 7.36 10 9 m
微粒运动的波动性
21
1-3 波尔模型波粒二象性 —— 赖以 建立现代模型的量子力学概念
22
玻尔假说（玻尔理论 1913）
丹麦物理学家玻尔将卢瑟福的原 子行星模型与普朗克量子论巧妙地结 合，提出了著名的玻尔假说: ● 原子中的电子只能在符合一定量子 化条件的固定的轨道上绕核运动；
电子在一个轨道中运动的角动量mvr 必须是
B 1 1 吸收或发生辐射的频率 v 2 2 n h 1 n2
式中：a0＝0.053 nm，通常称为玻尔半径；
n
n ＝1,2,3,4…且n1<n2；
B＝13.06 eV或2.179×10-18 J
26
玻尔假说（玻尔理论 1913）
玻尔假说成功之处：
◆ 激发态原子为什么会发射出光射线；
● 所有原子中都有一个极小的核，即 原子核；
● 原子核几乎集中了原子全部的质量， 带有Z 个正电荷； ● 另有Z 个电子在原子核外像行星绕 着太阳旋转一样绕核运动；
卢瑟福 Ernest Rutherford 1871~1937
9
经典物理学概念面临的窘境（1）
在对粒子散射实验结果的解释上，新模型的成功是显而易
n=3 时， r3=33 ×52.9pm， E3 = -1312.17/33 kJ· -1 mol
从距核最近的一条轨道算起, n值分别等于1,2,3,4, 5,6,7,根据假定条件算得n=1时允许轨道的半径为53 pm, 这就是著名的玻尔半径。
有关波尔定律的相关公式
轨道半径 r a 0n 2 轨道能量 E B 1 2
15
描述微观物体运动规律
的需求呼唤物理学新概
念的诞生！
16
(3)普朗克的量子论（1900）
德国物理学家普朗克， 第一个冲破经典物理学中能
量连续变化的框框，首先在
物理学中引入了“量子”的 概念，提出了著名的、当时 被誉为物理学上一次革命的 量子化理论。
普朗克
M. Planck，1858~1947
17
X射线、放射性、电子
原子中的基本粒子:
电子
原子
原子核
质子
中子
4
原子
构成自然界中各种元素的基本单位，具有该元素的 化学性质，并能在化学反应中保持； 由带正电荷的原子核（由质子和中子构成，决定元 素的化学性质，并在化学反应中保持不变）和在原 子核的库仑场中运动的带负电的电子（化学反应中 其数目及运动状态均可能发生变化）组成。
1892~1987
h h P mv
式中 m为电子的质量， h为普朗克常数，P 为电子的动量，v为电 子的速度，这种波称为物质波，亦称为德布罗意波。
电子波动性的证明（1）
1927年，电子衍射的实验证实了德布罗意的预言，电 子不仅是一种具有一定质量，高速运动的带电粒子，而且 还能呈现波动性。
29
1-4 原子结构的波动力学模型
(1) 微观粒子的波粒二象性
(2) 海森堡不确定原理
30
◆ (1)电子的波粒二象性
1924年法国年轻的物理学家德布 罗意在光的波粒二象性启发下，大胆 地提出了“物质波”的假设，预言电 子等微粒会像光一样发生衍射，显示 具有波动性。
并根据波粒二象性的关系式预言了高速 运动的电子的波长 λ 公式： 德布罗意 Louis de Broglie
◆ 电子的质量m= 9.110×10-31kg，原子半径的数量级为10-8 cm，那么位置的不确定值Δx 至少要达到10-9cm 才近乎合理， 这时其速度的不确定情况为：
h v ≥ =6.626×10-34/(2×3.14×9.110×10-31×10-9×10-2) 2m x = 1.157×10 7 m·-1 s 37
E2 E1 v h
式中E2为电子处于激发态时的能量；E1为电子处于低能级时的能量； v为光的频率；h为普朗克常数;
玻尔假说（玻尔理论 1913）
玻尔根据经典力学原理和量子化条件，计算了电子运 动的轨道半径 r 和电子的能量 E，推求出氢原子核外电子 运动的轨道半径和能量： 当 n=1 时， r1=12×52.9pm， E1= -1312.17/12 kJ· -1 mol n=2 时， r2=22×52.9pm， E2 = -1312.17/22 kJ· -1 mol
5
电子在原子核外是怎样运动的呢？
6
1-2 氢原子结构的量子力学模型
(1) 卢瑟福的原子行星模型 (2) 氢原子光谱 (3) 普朗克的量子论 (4) 爱因斯坦的光子学说
7
(1)卢瑟福的原子行星模型（1911）
8
(1)卢瑟福的原子行星模型（1911）
英国物理学家卢瑟福根据 粒子 散射的实验，提出了原子行星模型：
电子波动性的证明（2）
得出的结论：
波动性是与微粒行为的统计性规律在一起的。在底片 上衍射强度大的地方（明处），也就是波强度大的地 方，一定是电子在该处单位微体积内出现的机会多 （概率密大），衍射强度小的地方（暗处），也就是 波强度小的地方，一定是电子在该处单位微体积内出 现的机会少（概率密度小）。由此可以认为：具有波 动性的微观粒子（包括电子在内）虽然没有确定的运 动轨迹，但在空间某处波的强度与该处粒子出现的概 率密度成正比。
爱因斯坦
A.Einstein ，1879~1955
所以，光子的能量越高（即波长越短），转移给电子的 能量也越高，电子的速度就越大。而光子的数目越多（即光 越强），释放出电子的数目也就越多。光电效应说明了光不 仅具有波动性，而且具有粒子性。 19
(4)爱因斯坦的光子学说（1905）
爱因斯坦用两个公式把表征光的波动性的物 理量(λ和v)和表征光的粒子性的物理量(E和p)定
● 电子在离核越远的轨道上运动，其能量越大。通常电子 保持在能量最低的状态即基态，基态是最稳定的状态。当 原子从外界获得能量时，电子可以跃迁到离核较远的较高 能量的轨道上去，这时电子所处状态称为激发态。 ● 处于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨道 上，这时会以光子形式释放出光能，光的频率决定于两条 轨道之间的能量之差：
m 为粒子的质量；h为普朗克常数；
(2)海森堡不确定原理
◆ 质量m=10g的宏观物体子弹，它的位置能准确测到Δx = 0.01cm，那么此时其速度不确定情况为：
h = 6.626×10-34/(2×3.14×10×10-3×0.01×10-2) v ≥ 2m x = 1.054×10-28 m·-1 s
(3)普朗克的量子论（1900）
经典物理学中的一些物理量，如时间、速度、长度、 面积等的变化是连续的，没有一个最小单位，无限可分；
有些物理量的变化是有最小单位的，例如电量，电量
变化的最小单位是1个电子的电量，即1.602×10-19C，电量 的改变不能小于1个电子的电量，只能是这个数的整倍数来 增减，这是不连续的意思。
见的，至少要点中的前两点是如此。问题出在第三点，尽管卢 瑟夫正确地认识到核外电子必须处于运动状态，但将电子与核 的关系比作行星与太阳的关系却是一幅令人生疑的图像 。
根据当时的物理学概念，带电
微粒在力场中运动时总要产生电磁
辐射并逐渐失去能量，运动着的电 子轨道会越来越小，最终将与原子
核相撞并导致原子毁灭。由于原子
第一章 原子结构和元素周期系
化学运动的实质是由于原子核外电子运动状态 发生变化。为了了解和掌握化学运动的变化规 律，我们必须掌握如何从微观的角度研究物质 的结构及性质的关系的理论及方法，必须了解 原子的结构及原子是如何构成性质迥异的不同 物质。本章主要讨论原子的基本结构及原子结 构 与 元 素 基 本 性 质 的 递 变 规 律 。
宏观粒子子弹
m 1.0 102 kg, v 1.0 103 m.s 1
6.6 1035 m
34
波粒二象性是否只有微观物体才具有？
显然，包括宏观物体如运动着的垒球和枪弹 等都可按德布罗依公式计算它们的波长。由于 宏观物体的波长极短以致无法测量，所以宏观 物体的波长就难以察觉，主要表现为粒性，服 从经典力学的运动规律。只有象电子、原子等 质量极小的微粒才具有与 x射线数量级相近的 波长才符合德布罗依公式，然而如此短的波长 在一般条件下仍不易显现出来。