原子结构与元素周期律
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。
《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。
原子结构与元素周期律的关系
原子结构与元素周期律的关系（1）“位、构、性”之间的关系：（2）“位、构、性”关系的应用：1）元素原子的核外电子排布，决定元素在周期表中的位置，也决定了元素的性质；2）元素在周期表中的位置，以及元素的性质，可以反映原子的核外电子排布；3）根据元素周期律中元素的性质递变规律，可以从元素的性质推断元素的位置；4）根据元素在周期表中的位置，根据元素周期律，可以推测元素的性质．【命题方向】本考点主要考察位构性的关系及其应用，在高考中通常以综合题推断题的形式出现，需要重点掌握．题型一：“位、构、性”的关系典例1：（2014•滨州一模）短周期元素甲、乙、丙、丁的原子序数依次增大，甲和乙形成的气态化合物的水溶液呈碱性，乙位于第VA族，甲和丙同主族，丁原子最外层电子数与电子层数相等，则（）A．原子半径：丙＞乙＞丁B．单质的还原性：丁＞丙＞甲C．甲、乙、丙的氧化物均为共价化合物D．乙、丙、丁的最高价氧化物对应的水化物能相互反应分析：短周期元素甲乙丙丁的原子序数依次增大，甲和乙形成的气态氢化物的水溶液呈碱性，则甲为H，乙位于第VA族，乙为N；甲和丙同主族，丙为Na；丁的最外层电子数和电子层数相等，则丁在第三周期第ⅢA族，即丁为Al，以此来解答．解答：短周期元素甲乙丙丁的原子序数依次增大，甲和乙形成的气态氢化物的水溶液呈碱性，则甲为H，乙位于第VA族，乙为N；甲和丙同主族，丙为Na；丁的最外层电子数和电子层数相等，则丁在第三周期第ⅢA族，即丁为Al，A、同周期原子半径从左向右减小，电子层越多，半径越大，则原子半径为丙＞丁＞乙，故A错误；B、金属性越强，单质的还原性越强，则单质的还原性丙＞丁＞甲，故B错误；C、甲、乙的氧化物为共价化合物，丙的氧化物为离子化合物，故C错误；D、乙、丙、丁的最高价氧化物对应的水化物分别为硝酸、氢氧化钠、氢氧化铝，氢氧化铝为两性氢氧化物，能相互反应，故D正确．故选D．点评：本题考查元素周期律及元素对应的单质、化合物的性质，元素的推断是解答本题的关键，注意氨气的水溶液为碱性是解答本题的突破口，难度不大．题型二：“位、构、性”关系的应用﹣﹣元素的推断典例2：（2014•番禺区一模）短周期元素X、Y、W、Q在元素周期表中的相对位置如图所示．常温下，Al能溶于W的最高价氧化物的水化物的稀溶液，却不溶于其浓溶液．下列说法正确的是（）X YW QA．Y的最高化合价为+6B．离子半径：W＞Q＞Y＞XC．氢化物的沸点：Y＞Q D．最高价氧化物的水化物的酸性：W＞Q分析：短周期元素X、Y、W、Q，常温下，Al能溶于W的最髙价氧化物的水化物的稀溶液，却不溶于其浓溶液．则W为S元素，由元素周期表中的相对位置可知，X为N元素、Y为O元素、Q为Cl元素，据此解答．解答：短周期元素X、Y、W、Q，常温下，Al能溶于W的最高价氧化物的水化物的稀溶液，却不溶于其浓溶液．则W为S元素，由元素周期表中的相对位置可知，X为N元素、Y为O元素、Q为Cl元素，A．Y为O元素，没有+6价，故A错误；B．电子层越多离子半径越大，电子层结构相同核电荷数越大离子半径越小，故离子半径S2﹣＞Cl﹣＞N3﹣＞O2﹣，故B错误；C．水分子之间存在氢键，常温下为液体，HCl常温下为气体，故水的沸点更高，故C正确；D．非金属性Cl＞S，故最高价氧化物的水化物的酸性：HClO4＞H2SO4，故D错误，故选C．点评：本题考查结构位置性质关系应用，难度不大，注意把握周期表的结构，注意主族元素化合价与族序数关系及元素化合价特殊性．【解题思路点拨】平时做注意积累元素相关的知识有利用快速做题．。
第三章-原子结构和元素周期律
v = ————
E2 – E1
h
; E = – —————— J
2.179 ×10-18
n2
v = —————— —— – ——
2.179 ×10-18
h
n12
n22
1
1
—————— = 3.289×1015 s-1
*
第三章 原子结构
3.1 微观粒子的运动规律
3.2 原子的量子力学模型
3.3 原子核外电子排布和元素周期系
3.4 元素基本性质的周期性
p47页
3.0 氢原子光谱和玻尔理论
*
3.0 氢原子光谱和玻尔理论 p47-49页
氢原子光谱
什么是 线状光谱？
当气体或蒸气用火焰、电弧等方法灼热时, 发出由不同波长组成的光, 通过棱镜分光后, 得到不同波长的谱线称为线状光谱, 又称原子光谱。不同元素的原子光谱图不同。
根据 x · p ≥ h/2 ，则有:
*
3.2 原子的量子力学模型
3.2.1 波函数和原子轨道
3.2.2 电子云和几率密度
3.2.3 原子轨道及电子云的角度分布图
3.2.4 四个量子数
p59-80页
*
3.2.1 波函数和原子轨道 p59页
薛定锷方程(描述微观粒子运动的波动方程)
o
x
2.179 ×10-18
h
与前面“里德堡常数”比较: R = 3.289×1015 s-1 (实验值)
(计算值)
玻尔氢原子结构理论成功地解释了氢原子光谱的规律性, 但是用于解释多电子原子光谱或磁场内的光谱却遇到了困难, 其主要原因是没有完全冲破经典物理的束缚, 后来, 微观粒子二象性的发现, 导致了现代原子结构理论的产生。
原子结构和元素周期律单元小结
范 围 宏观概念，如 举 碳元素、硫元 素 例
性质通过存 特 在形式---单 征 质、化合物 体现
微观概念，如 微观概念，如 宏观概念，如金 氢元素的三种 11H、21H、31H 刚石与石墨；O2 与O3；红磷与白 核素 互为同位素 1 H、2 H、3 H 磷；晶体硅与无 1 1 1 定性硅化Βιβλιοθήκη 几乎相同，不完全周期 第7周期
三长三短一不全
周期序数 = 电子层数
ⅠA
1 H Ⅱ He A 2 Li Be B
元素周期表的编制原则 92U B C
C 金属 N O F
元素周期表 He
铀
Ne
○
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
He
N O F Ne 如何编排才合理？ 非金属
Na Mg Mg Ⅲ Al Si P S Cl Ar Al Si P SB Ⅶ Cl 3 Na B Ⅳ B Ⅴ B Ⅵ B Ar Ⅷ ⅠB ⅡB 根据元素周期律，把已知的一百多种元 Ca Ti Ni 电子层数目相同 4 K K素中 Ca Sc Sc Ti V V Cr Cr Mn Mn Fe Fe Co Co 的各种元素，按原子 Ni Cu Cu Zn Zn Ga Ga Ge Ge As As Se Se Br Br Kr Kr
物性不同；天然
存在的各种同位 素所占的原子百
不同核素的 质量不同
化性相似，但 物性相差很大
分数一般不变
4、核外电子排布
（1）、排布规律 ①、电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。 ②、每个电子层最多只能排布2n2个电子。 ③、最外层最多只能容纳8个电子，K层为最外层 时，最多只能容纳2个电子。 ④、次外层最多不超过18个电子，倒数第三层不超 过32个电子。
原子结构与元素周期律的深入理解
原子结构与元素周期律的深入理解原子结构与元素周期律是化学领域中两个基础概念，对于理解化学现象和性质具有重要的意义。
本文将从原子结构和元素周期律的角度对这两个概念进行深入理解和探讨。
一、原子结构的基本组成原子结构的基本组成由原子核和电子云两部分构成。
原子核位于原子的中心，由质子和中子组成。
质子带有正电荷，中子不带电荷。
电子云则包围着原子核，其中电子带有负电荷。
原子核中的质子数量决定了原子的原子序数，也即元素的周期表位置。
中子的数量可以变化，称为同位素。
电子的数量则与质子数量相等，保持了原子整体电荷的中性。
二、电子的能级和轨道电子云可以分为不同能级，每个能级可以容纳一定数量的电子。
在基态下，电子首先填充低能级，然后逐渐填充高能级。
根据能级理论，第一能级最低，依次为第二、第三能级等等。
每个能级又可进一步细分为不同的轨道。
最常见的是s、p、d和f轨道。
s轨道是最基础的轨道，可以容纳最多两个电子。
p轨道可以容纳最多六个电子，分为三个组合，即px、py和pz。
d轨道可以容纳最多十个电子，分为五个组合，而f轨道可以容纳最多十四个电子，分为七个组合。
三、电子的填充规则根据泡利不相容原理，即每个轨道最多只能容纳两个电子，并且电子的自旋方向相反。
在填充电子时，按照能级由低到高的顺序填充。
在同一能级下，先填充s轨道，再填充p轨道，依次类推。
四、元素周期表的构成与特点元素周期表是根据原子的原子序数和性质将元素有序地排列而成的表格。
根据周期表的特点，我们可以发现以下规律：1. 周期性规律：元素周期表中，横向排列的行称为“周期”，纵向排列的列称为“族”。
元素周期性地重复出现在周期表中。
这意味着具有相似化学性质的元素往往出现在同一族中。
例如，第一周期中的元素都是最简单的元素，而第二周期中的元素具有相似的化学性质。
2. 周期性趋势：在周期表中，原子序数逐渐增加，而元素的性质也呈现出周期性的变化。
这些性质包括原子半径、离子半径、电离能和电负性等。
高中化学《第一章 原子结构与元素周期律》知识总结
煌敦市安放阳光实验学校第二中学高一化学《第一章原子结构与元素周期律》知识总结必修2
一原子结构：
原子的构成：
相关知识点：原子的构成、核素、同位素、质量数、原子核外电子排布、10电子微粒、18电子微粒
2. 元素周期表和周期律
二、元素周期律与元素周期表
相关知识点：元素周期律、粒子半径大小比较、元素周期表结构、位-构-性关系。
（1）元素周期表的结构
A. 周期序数＝电子层数
B. 原子序数＝质子数
C. 主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数
D. 主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数
E. 周期表结构
（2）元素周期律（）
A. 元素的金属性和非金属性强弱的比较（难点）
a. 单质与水或酸反置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳性
b. 最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱
c. 单质的还原性或氧化性的强弱
（注意：单质与相离子的性质的变化规律相反）B. 元素性质随周期和族的变化规律
a. 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱
b. 同一周期，从左到右，元素的非金属性逐渐增强
c. 同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强
d. 同一主族，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱
C. 第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质）
D. 微粒半径大小的比较规律：
a. 原子与原子
b. 原子与其离子
c. 电子层结构相同的离子
（3）元素周期律的用（重难点）
A. “位，构，性”三者之间的关系
a. 原子结构决元素在元素周期表中的位置
b. 原子结构决元素的化学性质
c. 以位置推测原子结构和元素性质
B. 预测元素及其性质。
原子结构与元素周期律的关系
原子结构与元素周期律的关系
（纵）族
原
位
子
置
序
数 （横）周期
结 构 性质
最外层电子数 电子层数
相似性
递变性
原子结构与元素周期律的关系
1.主要化合价
2.最高价氧化物及其水 化物的组成
3.氢化物组成
1.金属性与非金属性
2.“最高价氧化物的水化 物”的酸碱性
3.氢化物的稳定性
原子结构与元素周期律的关系
知识点——原子结构与 元素周期律的关系
原子结构与元素周期律的关系
概念： 元素的性质（原子半径、主要化合价）随着
元 原子序数的 递增而呈周期性的变化
素 规律：原子半径同周期从左到右渐小，同族从上到下
周 渐大。
期
主要化合价：+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0
律
-4 -3 -2 -1
原因：核外电子排布随着原子序数的递增而呈周期性 的变化 (1~8)
质 找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料：
过渡元素 Fe Ni Pt Pd Rh
原子结构与元素周期律的关系
1.下面的判断，错误的是（ AD ） A.稳定性：HF<HCl<HBr<HI B.砹是一种固体，HAt很不稳定，AgAt是难溶于 水且感光性很强的固体 C.硫酸锶（SrSO4）是一种难溶于水的白色固体 D.硒化氢（H2Se）是比H2S稳定的气体
比
最高价氧化物的水化物的酸碱性
较
KOH>NaOH>LiOH
或 推 断 一
氢化物的稳定性 CH4>SiH4 比较同周期元素及其化合物的性质
碱性: NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 稳定性: HF>H2O>NH3
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。
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。
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。
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原子的结构和元素周期表
原子的结构和元素周期表原子是构成物质的基本单位，是化学反应的基础。
了解原子的结构对于理解化学性质和反应机制非常重要。
本文将介绍原子的结构以及元素周期表的重要性和应用。
一、原子的结构原子由核和电子构成。
核包含着质子和中子，而电子则绕核运动。
质子具有正电荷，中子没有电荷，电子具有负电荷。
质子和中子构成了原子的核，而电子则分布在核的周围的能级上。
原子的质子数就是它的原子序数，通常用字母Z表示。
例如，氢的原子序数是1，氧的原子序数是8。
质子数决定了原子的化学性质和元素的种类。
电子的数目与原子的质子数相等，因此正常情况下原子是电中性的。
电子分布在以核为中心的能级上，不同的能级容纳的电子数有限，一般来说，第1能级最多容纳2个电子，第2能级最多容纳8个电子，第3能级最多容纳18个电子。
二、元素周期表元素周期表是根据原子的质子数和电子排布规律组织的表格。
它将元素按照原子序数的增加顺序排列，相邻的元素具有相似的化学性质。
元素周期表的每一行称为一个周期，目前总共有7个周期。
周期的长度是根据电子能级的填充顺序决定的。
每一个周期的结束都意味着一个新的能级开始填充电子。
元素周期表的每一列称为一个族，目前总共有18个族。
族决定了元素的主要化学性质，一般来说，同一族的元素具有相似的化学反应和化合价。
周期表上的元素用符号表示，例如氢元素的符号是H，氧元素的符号是O。
每个元素的方格中通常还包含了元素的名字和相对原子质量。
三、元素周期表的重要性和应用元素周期表是化学研究和应用的基础。
它提供了化学元素的有序排列，可以帮助我们更好地了解元素的性质和规律。
通过元素周期表，我们可以快速了解元素的基本性质，包括原子半径、电负性、离子化能和电子亲和能等。
这些性质有助于我们预测和解释化学反应的过程和结果。
元素周期表还对于研究元素的同位素、同系物和同族反应具有重要意义。
通过周期表，我们可以找到同一族的元素，从而推断它们在反应中的相似性和差异性。
此外，元素周期表还指导着我们对新元素的发现和研究。
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。
元素的原子结构及周期性
元素的原子结构及周期性元素是物质的基本构成单元，由相同类型的原子组成。
每个元素都具有其独特的原子结构和周期性特征。
本文将围绕元素的原子结构和周期性进行论述。
一、原子结构原子是构成物质的最小单位，由带正电荷的质子、中性的中子和带负电荷的电子组成。
原子结构包括原子核和电子云两个主要组成部分。
1.1 原子核原子核位于原子的中心，由质子和中子组成。
质子带正电荷，中子不带电荷。
原子核的质量主要由质子和中子的质量之和决定，而原子的化学性质主要由原子核的质子数量（即原子序数）决定。
1.2 电子云电子云环绕着原子核，呈现三维的空间分布。
电子具有负电荷，其数量与质子数量相等，使整个原子呈中性。
电子云由不同能级和轨道构成，每个能级最多容纳一定数量的电子。
能级从内到外依次增加，呈现分层排布的特点。
二、周期表周期表是元素的一种分类和排列方式，根据原子结构和周期性特征对元素进行归类。
元素周期表由化学家门捷列夫于1869年首次提出，现代的周期表则是根据元素的原子序数进行排列。
2.1 族/群周期表中，元素按照相似的化学性质分为不同的族或群。
主要的族包括有1A族到8A族，也称为1-18族；辅助的族包括3B族到2B族，1B族和2B族。
这些族的命名遵循IUPAC规范。
2.2 周期周期表中，元素按照原子序数从小到大排列，形成水平的周期。
一个周期包括7个能级，分别是1到7能级。
水平周期的元素具有相似的大小和电子结构。
2.3 主族和过渡族元素主族元素是周期表中IA到VIIA族的元素，这些元素的化学性质主要由最外层的电子数决定。
过渡族元素是周期表中IB到VIIIB族的元素，这些元素的化学性质主要由最外层和倒数第二层的电子数决定。
三、周期性规律周期表中元素的排列显示出一定的周期性规律，这些规律被称为周期性。
最早被发现和研究的周期性规律有以下三个：原子半径的周期性、电离能的周期性和电极电势的周期性。
3.1 原子半径的周期性原子半径是指原子核和最外层电子之间的距离。
原子结构和元素周期律(最终版)
（2）
在一定
的轨道上运动的 电子具有一定的 能量 E , E 只能 取某些由量子化 条件决定的数值, 而不能一节
核外电子运动状态及特性
一、氢光谱和氢原子的 Bohr 理论 （一）氢光谱
原子光谱 （线光谱 line spectrum） 氢原子光谱
（二）氢原子的 Bohr 理论
1905年，Ensternd的光子学说 光是由光子组成的粒子流，每个光子的能量 E = hν= hc /λ 1913年，丹麦Bohr的“定态原子模型”
（1） 核外电子在一定轨道上运动, 在这些轨道
上运动的电子不放出也不吸收能量。电子所处
的状态称为“定态” 。能量最低的定态为“基
态”, 能量较高的定态为“激发态” 。
电子衍射实验
由该实验计算出的电子波的波长与 de Broglie关系式计算出的波长一致。
electron diffraction
[例9-1] (1)电子在1V电压下的速度为5.9×105m· s-1, 电子的质量m = 9.1×10-31kg, h为6.626 ×10-34 J· s, 电子波的波长是多少？ (2)质量1.0×10-8kg的沙粒以1.0×10-2m· s-1的 速度运动, 波长是多少？ 解： (1) 1J = 1kg· m 2· s-2, h = 6.626×10-34 kg· m 2· s-1 根据德布罗意关系式
34
6.626 10 kg m s 31 5 1 9.1 10 kg 5.9 10 m s
h λ mv 2 1
12 10 m 1200pm
超过了质量数量级 10
6.626 1034 kg m 2 s 1 (2) 6.6 10 24 m 1.0 10 8 kg 1.0 10 2 m s 1
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。
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长度相当于多少个波长），RH 称为里德堡常数，其值为 1.097105 cm-1，n1 和 n2 为正整数，且 n2 n1。后来在紫 外区发现的 Lyman 线系，在近红外区发现的 Paschen 线
系和在远红外区发现的 Bracket 线系等谱线的波数也都很
好地符合 Rydberg 公式。
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将分别给出这几条谱线的波长。可见区的这几条谱线被命
名为 Balmer 线系。
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12
1913 年瑞典物理学家 Rydberg 找出了能概括谱线的 波数之间普遍联系的经验公式
11 σ= RH ( - )
n12 n22
（6－2）
式（6－2）称为 Rydberg 公式，式中σ为波数（指 1 cm的
• 化学反应只是改变了原子的结合方式，是使反应前
的物质变成了反应后的物质可编。辑ppt
3
Dalton 的原子论解释了一些化学现象，极大地推动 了化学的发展，特别是他提出了原子量的概念，为化学进 入定量阶段奠定了基础。
但是这一理论不能解释同位素的发现，没有说明原子 与分子的区别，不能阐明原子的结构与组成。
英国物理学家 G. J. Mosley 在 1913 年证实了原子核 的正电荷数等于核外电子数，也等于该原子在元素周期表 中的原子序数。
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8
虽然早在 1886 年德国科学家 E. Goldstein 在高压放 电实验中发现了带正电粒子的射线，直到 1920 年人们才 将带正电荷的氢原子核称为质子。
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14
6－1－3 玻尔理论
1900 年，德国科学家 Planck 提出了著名的量子论。 Planck 认为在微观领域能量是不连续的，物质吸收或放 出的能量总是一个最小的能量单位的整倍数。这个最小的 能量单位称为能量子。
1905 年瑞士科学家 Einstein 在解释光电效应时，提 出了光子论。Einstein 认为能量以光的形式传播时，其最 小单位称为光量子，也叫光子。光子能量的大小与光的频
图 6－1 氢原子光谱实验示氢原子光谱的特点是在可见区有四条比较明显的谱线， 通常用 H，H，H，H 来表示，见图 6－2。
图 6－2 氢原子的线状光谱
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11
1883 年瑞士物理学家 Balmer 提出了下式
n2 =B
n2 -4
（6－1）
作为 H，H，H，H 四条谱线的波长通式。式中 为波 长，B 为常数，当 n 分别等于3，4，5，6 时，式（6－1）
1932 年英国物理学家 J. Chadwick 进一步发现穿透性 很强但不带电荷的粒子流，即中子。后来在雾室中证明， 中子也是原子核的组成粒子之一。由此，才真正形成了经 典的原子模型。
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9
6－1－2 氢原子光谱
用如图 6－1 所示的实验装置，可以得到氢的线状光 谱，这是最简单的一种原子光谱。
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4
19 世纪末和 20 世纪初，在电子、质子、放射性等一 批重大发现的基础上，建立了现代原子结构模型。
虽然人类很早就从自然现象中了解了电的性质，但对 电的本质认识是从 18 世纪末叶对真空放电技术的研究开 始的。
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5
1879 年，英国物理学家 W.Crookes 发现了阴极射线。 随后，在 1897 年英国物理学家 J. J. Thomson 进行了测定 阴极射线荷质比的低压气体放电实验，证实阴极射线就是 带负电荷的电子流，并得到电子的荷质比
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2
直到 18 世纪末和 19 世纪初，随着质量守恒定律、当 量定律、倍比定律等的发现，人们对原子的概念有了新的 认识。1805 年，英国化学家 J. Dalton 提出了化学原子论。 其主要观点为:
• 每一种元素有一种原子；
• 同种元素的原子质量相同，不同种元素的原子质量 不相同； • 物质的最小单位是原子，原子不能再分；一种原子 不会转变成为另一种原子；
第 6章 原子结构与元素周期律
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1
6－1 近代原子结构理论的确立 6－1－1 原子结构模型
古希腊哲学家 Democritus 在公元前 5 世纪指出，每 一种物质是由一种原子构成的；原子是物质最小的、不可 再分的、永存不变的微粒。 原子 atom 一词源于希腊语， 原义是“不可再分的部分”。
1896 年法国物理学家 A. H. Becquerel 对几十种荧光
物质进行实验，意外地发现了铀的化合物放射出一种新型
射线。法国化学家 M. S. Curie以铀的放射性为基础进行
研究，陆续发现了放射性元素镭、钋等，发现了放射过程
中的α 粒子、β 粒子和γ 射线。
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7
1911 年，Rutherford 根据α粒子散射的实验，提出了 新的原子模型，称为原子行星模型或核型原子模型。该模 型认为原子中有一个极小的核，称为原子核，它几乎集中 了原子的全部质量，带有若干个正电荷。而数量和核电荷 相等的电子在原子核外绕核运动，就像行星绕太阳旋转一 样，是一个相对永恒的体系。
e∕m = 1.7588×108 Cg-1。
1909年美国科学家 R. A. Millikan 通过他的有名的油 滴实验，测出了一个电子的电量为 1.602×10-19 C，通过 电子的荷质比得到电子的质量 m = 9.11×10-28 g。
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6
放射性的发现是 19 世纪末自然科学的另一重大发现。 1895 年德国的物理学家 W. C. Rongen 首先发现了 X－射 线。这种射线最初是由真空放电管中高能量的阴极射线撞 击玻璃管壁而产生的，用高速电子流轰击阳极靶也可产生 X射线。X-射线能穿过一定厚度的物质，能使荧光物质发 光，感光材料感光，空气电离等。
13
任何原子被激发时，都可以给出原子光谱，而且每种 原子都有自己的特征光谱。这使人们意识到原子光谱与原 子结构之间势必存在着一定的关系。当人们试图利用 Rutherford 的有核原子模型从理论上解释氢原子光谱时， 这一原子模型受到了强烈的挑战。
1913 年，丹麦物理学家 Bohr 提出了新的原子结构理 论，解释了当时的氢原子线状光谱，既说明了谱线产生的 原因，也说明了谱线的波数所表现出的规律性。