原子序数=核电荷数核电荷数
高二人教版化学选修三教案集：1.专题 原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数及其关系
〖专题〗 原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数及其关系（1） 理解原子的组成及核素、同位素的概念（2） 掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。
（3） 了解质量数,同位素的相对原子质量,元素的相对原子质量的区别与联系.1.原子结构原子核(1)组成： 原子(A Z X) 核外电子数Z 个(2)符号：A Z X c d 的含义，代表一个质量数为A,质子数为Z 的原子.2．几个量的关系（X A Z ）质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ）质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数离子电荷数=质子数-核外电子数3．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；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。
注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H 2O 和D 2O 是两种不同的物质。
4．相对原子质量（1）原子的相对原子质量：以一个12C 原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。
它是相对质量，单位为1，可忽略不写。
（2）元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。
元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。
1. 原子结构及离子结构中各种基本微粒间的关系中子数(A-Z)个质子数Z 个2.同位素及相对原子质量1．原子的构成一般原子都是由质子和中子组成的原子核及核外电(1子构成。
氢原子H)子。
特殊，原子核内没有中决定元素种类的微粒是质子数，与中子数和核外电子数无关。
决定原子种类的微粒是质子数和中子数，与核外电子数无关。
不少于元素有天然同位素存在，故原子种类多于元素种类数。
2．与质量有关的概念易于混淆，要掌握好它们之间的区别。
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相加所得的数值叫质量数。
元素周期表
三、元素周期律： 元素周期律：
元素的性质 性质随着 元素的性质随着 1、原子核外电子排布的周期性变化
元素原子序数的 最外层电子数：从1→ 8的周期性变化（第一周期例外） 最外层电子数： 8的周期性变化（第一周期例外） 的周期性变化 递增而呈周期性 2、原子半径的周期性变化 的变化
同周期元素，随原子序数的递增，原子半径减小， 同周期元素，随原子序数的递增，原子半径减小，到稀有 气体原子半径又突然增大
同周期（从左到右） 同周期（从左到右） 相同（等于周期序数） 相同（等于周期序数） 逐渐增加（ 逐渐增加（1~8） ） +1~~+7 逐渐减小 阴阳离子半径均渐小 逐渐增强 逐渐减弱 逐渐减弱 逐渐增强
同主族（从上到下） 同主族（从上到下） 逐渐增加 相同（等于族序数） 相同（等于族序数） 等于族序数 逐渐增大 阴阳离子半径均渐大 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐增强 逐渐减弱 碱性渐强酸性渐弱 逐渐减弱 逐渐增强
5.核外电子排布规律： 5.核外电子排布规律： 核外电子排布规律
（1）每个电子层最多容纳的电子数为2n2个。 每个电子层最多容纳的电子数为2n （2）最外层不超过8个（若最外层为K层则不超 最外层不超过8 若最外层为K ）；次外层不超过18个 若次外层为L 次外层不超过18 过2个）；次外层不超过18个（若次外层为L层 则不超过8 ）；倒数第三层不超过32个 倒数第三层不超过32 则不超过8个）；倒数第三层不超过32个。 （3）能量最低原理
HCl H2S PH2PH3
H2O2
F2
HS-
SiH4
H3S+ PH4+
多核 ：N2H4、C2H6、CH3OH、CH3-NH2 、 、 HFO等 等
（4）、前18号元素的原子结构的特殊性 ） 号元素的原子结构的特殊性
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。
高中化学之元素周期律知识点
高中化学之元素周期律知识点一、原子序数1、原子序数的编排原则按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
2、原子序数与原子中各组成粒子数的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数二、元素周期律我们知道：一切客观事物本来是互相联系的和具有内部规律的，所以，各元素间也应存在着相互联系及内部规律。
1．核外电子排布的周期性从3－18号元素，随着原子序数递增，最外层电子数从1个递增至8个，达到稀有气体元素原子的稳定结构，然后又重复出现原子最外层电子数从1个递增至8个的变化。
18号以后的元素，尽管情况比较复杂，但每隔一定数目的元素，也会出现原子最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。
可见，随原子序数递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。
2．原子半径的周期性变化从3－9号元素，随原子序数递增，原子半径由大渐小，经过稀有气体元素Ne后，从11－18号元素又重复出现上述变化。
如果把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，我们会发现随着原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。
注意：①原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。
②稀有气体元素原子半径的测定方法与其它原子半径的测定方法不同，所以稀有气体的原子半径与其他原子的原子半径没有可比性。
一般不比较稀有气体与其它原子半径的大小。
③粒子半径大小比较的一般规律：电子层数越多，半径越大，电子层数越少，半径越小；当电子层结构相同时，核电荷数大的半径小，核电荷数小的半径大；对于同种元素的各种粒子半径，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。
例如，粒子半径：H－＞H＞H＋；Fe3＋＜Fe2＋。
3．元素主要化合价的周期性变化从3－9号元素看，元素化合价的最高正价与最外层电子数相同（O、F不显正价）；其最高正价随着原子序数的递增由＋1价递增至＋7价；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
从11－17号元素，也有上述相同的变化，即：元素化合价的最高正价与最外层电子数相同；其最高正价随着原子序数的递增重复出现由＋1价递增至＋7价的变化；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数关系式1
课堂练习： 1.据报道，上海某医院正在研究用放射性的一
125 种碘 I 治疗肿瘤。该碘原子的核内的中子 53
数与核外电子数之差是 A、72 B、19
B
D、125
C、53
2.某二价阴离子，核外有18个电子，质 量数为32，则其中子数为： C
A、12 B、14 C、16 D、18
3.
13 C-NMR （核磁共振）可以用于含碳化合物 6 13
认识原子核
复习:
1.元素化合价与最外层电子数的关系
①最外层电子数﹤4时，容易失去电子
原子
（正化合价＝最外层电子数） ②最外层电子数≥4时，容易得到电子 （负化合价＝最外层电子数－8）
关系：元素化合价在数值上等于原子失去 或得到的电子数目（失为正，得为负）
2、核外电子的排布规律（以1～20号元素为例）
原子核带正电。
（2）“极少数的α粒子被原子核反弹，而大 部分能按直线前进”说明什么？
原子内有较大的空间，原子核很小。
若将原 子比做一个 庞大的体育 场，而原子 核只相当于 一只蚂蚁。
关系式1：（电性关系） 核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数
P31表1-7 已知一个质子的质量为1.673×10-27Kg，一个中子的 质量为1.675×10-27Kg，一个电子的质量为9.109 ×10-31Kg,一个12C原子的质量的1/12为1.661×1027Kg，求质子、中子、电子的相对质量。 构成原子的 微粒 电子 原子核
的结构分析， C 表示的碳原子
6
D
A、核外有13个电子 B、核内有6个质子，核外有7个电子
C、质量数为13，质子数为6，核外有7个电子
D、质量数为13，质子数为6，核内有7个中子
核外电子排布规律公式
核外电子排布规律公式核外电子排布规律是最外层(除K层为2外)电子最多不超过8个，次外层电子数最多不超过18个，倒数第3层不超过32个，每层电子的容纳数，最多不超过2n2。
对于某元素原子的核外电子排布情况，先确定该原子的核外电子数（即原子序数、质子数、核电荷数），如24号元素铬，其原子核外总共有24个电子，然后将这24个电子从能量最低的1s亚层依次往能量较高的亚层上排布，只有前面的亚层填满后，才去填充后面的亚层，每一个亚层上最多能够排布的电子数为：s亚层2个，p亚层6个，d亚层10个，f亚层14个。
根据原子轨道能级的相对高低，可划分为若干个电子层，同一电子层又可以划分为若干个电子亚层。
电子层排布公式为np>（n－1）d>（n－2）f>ns。
电子层排布公式：E1s<E2s<E2p<E3s<E3p<E4s<E3d<E4p<E5s<E4d<E5p<E6s<E4f <E5d；规则E：np>（n－1）d>（n－2）f>ns根据这个排电子所在的原子轨道离核越近，电子受原子核吸收力越大，电子的能量越低。
反之，离核越远的轨道，电子的能量越高，这说明电子在不同的原子轨道上运动时其能量可能有所不同。
原子中电子所处的不同能量状态称原子轨道的能级。
原子核外电子层最多排布电子的公式是2x(n的平方) 最外层不超过8个,次外层不超过18个，第三层排8个后就要排第四层,第四层排2个后又倒装第三层,各层都装满是 2 8 18 32 50 18 8。
根据洪特规则，d亚层处于半充满时较为稳定，故其排布式应为：1s（2）2s（2）2p（6）3s（2）3p（6）4s（1）3d（5）。
按照人们的习惯“每一个电子层不分隔开来”，改写成1s（2）2s（2）2p（6）3s（2）3p（6）3d（5）4s（1）即可。
原子结构元素周期表知识点
第一章 物质结构 元素周期表一、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=核电荷数=质子数=原子的核外电子数Z核外电子（Z个）★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P SCl Ar K Ca2.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：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
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。
（周期序数＝原子的电子层数）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。
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） 第五周期 5 18种元素周 长周期 第六周期 6 32种元素期 第七周期 7 未填满（已有26种元素）表 主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族 副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族） 零族：稀有气体三、化学键化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
键，可能有共价键）共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。
原子离子
原子结构了解元素、核素和同位素的含义。
了解原子构成。
了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数及它们之间的关系。
了解原子的核外电子排布。
考点一 原子结构1．原子的构成2．构成原子的各粒子间关系(1)质子数＝核电荷数＝原子序数＝核外电子数。
(2)离子电荷数＝质子数－核外电子数。
(3)质量数(A )＝质子数(Z )＋中子数(N )。
3．元素、核素、同位素4．相对原子质量(1)定义：以12C 原子质量的1/12作为标准，其他原子的质量跟它比较所得的值。
(2)几种相对原子质量比较①核素的相对原子质量：各核素的质量与12C 的质量的1/12 的比值。
一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量，如35Cl 为34.969,37Cl 为36.966。
②元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。
如：A r (Cl)＝A r (35Cl)a %＋A r (37Cl)b %。
注意：(1)核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。
(2)通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。
1.A ZX ±xn ±m 中各字母的含义是什么？2．目前在元素周期表中已经发现112种元素，是不是意味着发现了112种原子？ 3．若两种粒子的质子数和核外电子数分别相等，二者性质相同吗？命题角度一 物质中各粒子之间的数量关系[典例1] 某元素的一个原子形成的离子可表示为b a X n －，下列说法正确的是( ) A.b a X n －含有的中子数为a ＋b B.b a X n －含有的电子数为a －n C ．X 原子的质量数为a ＋b ＋n D ．X 原子的质量约为 b6.02×1023 g1．下列各微粒：①H 3O ＋、NH ＋4、Na ＋；②OH －、NH －2、F －、③O 2－2、Na ＋、Mg 2＋；④CH 4、NH 3、H 2O 具有相同质子数和电子数的一组是( )A ．①②③B ．①②④C ．②③④D ．①③④命题角度二 元素、 核素、同位素的概念辨析[典例2] 用A.质子数、B.中子数、C.核外电子数、D.最外层电子数、E.电子层数填写下列各空格。
原子结构元素周期表知识点
第一章物质结构元素周期表一、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.）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z个）★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.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：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
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．．。
（周期序数＝原子的电子层数）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．．。
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）第五周期 5 18种元素周长周期第六周期 6 32种元素期第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体三、化学键化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。
（只有共价键）极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。
第一节元素周期表
例：Cl元素相对原子质量的计算 同位素的相对原 同位素 子质量(Mi)
35 17 37 17
丰度(ai) 75.77%
24.23%
Cl Cl
34.969
36.966
Cl元素相对原子质量=M1×a1 + M2×a2
= 34.969×75.77% + 36.966×24.23% = 35.453 Cl元素近似相对原子质量= A1×a1 + A2×a2 = 35×75.77% + 37×24.23% = 35.485
Rb
Cs
与H2O反应
剧烈， 生成H2
更剧烈， 轻微的爆 遇水立即 遇水立即 炸，生成 燃烧，爆 燃烧，爆 生成H2 H2 炸 炸
结论
同一主族，自上而下，金属性增强。
（2）递变性：与氧气、与水反应的剧烈程度有所不 同；在同一族中，自上而下反应的剧烈程度逐渐增大 .
③碱金属物理性质
元素 名称 锂 钠 钾 铷 铯 元素 符号 核电 荷数 颜色和状态 密度 g/cm3 0.534 0.97 0.86 1.532 1.879 熔点 O C 沸点 O C
随着核电荷数的增加，原子半径 递增 试从卤素的原子结构讨论它们的化学性质
②卤素的化学性质
1)卤素与金属反应
2Na+X2=2NaX
X=F、Cl、Br、I
2)卤素与氢气反应
名称
F2 Cl2 Br2 I2
反应条件
冷暗处爆炸 光照或点燃 高温 高温、持续加热 缓慢进行
方程式
H2+F2====2HF H2+Cl2=====2HCl H2+Br2======2HBr H2+I2======2HI
原子结构
色，生成 的固体
浮
在水面上、 成 银白色、在水面上 四处 游 、滴入酚酞 溶液呈 红 色
熔
根据实验可知钠与钾的性质有相似性和不同性。
钠与钾都能与氧气、水发生反应，但反应的剧 烈程度不同
钾的金属性大于钠
金 属 性 逐 渐 增 强
总结：
0
非 金 属 性 逐 渐 增 强
族Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ Ⅴ Ⅵ Ⅶ 周 A A A A A A A 期 1 非金属性逐渐增强 金 2 属 B 性 逐 Al Si 3 渐 增 Ge As 强 4 Te Sb 5 Po At 6 金属性逐渐增强 7
金属性增强 非金属性减弱来自得电子能力减弱失电子能力增强
在小烧杯中放入一些水，然后取绿豆大的 钾，吸干表面的煤油，投入到小烧杯中， 观察现象。
钠、钾化学性质比较
钠
与氧气 反应 与水反 应（绿 豆大一 块） 燃烧，火焰呈
黄 淡黄色
钾
剧烈燃烧，火焰 呈紫 色 在水面上、 成银白色、在水面 上四处 游 、滴入酚 酞溶液呈 红 色， 有微弱爆炸
元素的性质
综上所述，元素的性质随着原子序数的递 增呈现周期性变化，这个规律称为元素周 期律。
复 习
1.
2. 3. 4.
什么是元素周期律？ 元素的性质随着元素原子序数的递增而 呈周期性变化的规律叫元素周期律。 主要包括： 核外电子排布呈周期性变化 原子半径呈周期性变化 元素主要化合价呈周期性变化 金属性与非金属性周期性出现
问题：对照 周期表找电 负性最小和 最大的元素
（二）元素性质递变规律 2、金属性和非金属性递变规律
同周期 ：(从左到右) 电子层数相同 失电子能力减弱 核电荷数递增 得电子能力增强 原子半径减小
第一章1元素周期表
（4）碱金属的物理性质
元 素 名 称 锂 钠 钾 铷 铯 元 素 符 号 Li Na K Rb Cs 核 电 核 数 3 11 19 37 55 颜色和状态 密度 3 （g/cm ） 熔点 。 ( C) 沸点 。 （ C）
银白色，柔软 银白色，柔软 银白色，柔软 银白色，柔软 略带金色光 泽，柔软
出氢的难易程度。置换出氢越容易，则金
属性越强。
已知金属A可与冷水反应，金属 B和热水才能反应，金属C和水不能 反应，判断金属A、B、C金属性强 弱如何？
金属性
A〉 B〉 C
元素金属性强弱判断依据：
a、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的 难易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。
b、根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱 性强弱。碱性越强，则原金属元素的金属性越 强。
化学必修2 第一章 物质结构 元素周期律
1
元素周期表（3课时）
德米特里·门捷列夫，19世 纪俄国化学家，他发现了元素周 期律，并就此发表了世界上第一 份元素周期表。1907年2月2日， 这位享有世界盛誉的俄国化学家 因心肌梗塞与世长辞，那一天距 离他的73岁生日只有六天。他的 名著、伴随着元素周期律而诞生 的《化学原理》，在十九世纪后 期和二十世纪初，被国际化学界 公认为标准著作，前后共出了八 版，影响了一代又一代的化学家。
已知NaOH为强碱、Mg(OH)2为中 强碱、 Al(OH)3为两性氢氧化物， 则Na、Mg、Al的金属性强弱顺序 如何？
金属性
Na〉Mg〉Al
元素金属性强弱判断依据：
a、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的 难易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。
第一节元素周期表
归纳：碱金属的主要物理性质
相似性： 1) 银白色有金属光泽(铯略带金色) 2) 较柔软,有延展性 3) 密度小 4) 熔点低（均小于200℃） 5) 导电、导热
递变性： 随着核电荷数的增加：
• 密度增大 (但K 反常) • 熔、沸点逐渐降低
2、卤族元素
（1）物理性质
物理性质
随原子序数的递增： 1．颜 色： 颜色逐渐加深 2．状 态： 气态~液态~固态 3．熔沸点： 逐渐升高 4．密 度： 逐渐增大
（2）原子结构
（3）化学性质
①卤素单质与氢气反应
卤素单质与氢气反应 剧烈程度：F2>Cl2>Br2>I2 生成氢化物稳定性：
HF>HCl>HBr>HI
②卤素单质间的置换反应
颜色
溶于水
溶于CCl4
Cl2
黄绿色
黄绿色
黄绿色
Br2
深红棕色 橙黄色
橙红色
I2
紫黑色
褐色
紫红色
实验1—1
实验
现象
化学方程式
57
6 55 56 - 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
71
7 87 88 89103
104
105
106
107
108
109
110
111
112
过渡元素
镧 系 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
碳有两个电子层，位于第二周期，镁有三个电子层， 位于第三周期；溴有四个电子层，位于第四周期。
（2）族（16个） 七个主族 七个副族 一个第Ⅷ族(3个纵行) 一个0族
钠的核电荷数
钠的核电荷数钠是一种常见的金属元素，化学符号为Na，原子序数为11。
它的核电荷数是指钠原子核中所带的正电荷数目，也是钠原子中电子云中所包围的电子数目的相反数。
钠原子的核电荷数可以通过计算得出。
钠原子的核电荷数等于钠原子的原子序数减去钠原子的电子数目。
钠原子的原子序数为11，因此其核电荷数为+11。
钠原子的电子数目等于其原子序数减去其电荷数，由于钠是一种单负电荷的离子，其电荷数为-1，因此钠原子的电子数目为11-(-1)=12。
钠原子的核电荷数对于钠原子的化学性质和物理性质具有重要影响。
由于钠原子的核电荷数为+11，因此钠原子核中带有11个正电荷，这些正电荷对外部电子云产生吸引力。
钠原子的电子云中包围着12个电子，其中11个电子与核中的11个正电荷相互吸引，形成稳定的原子结构。
由于钠原子的电子云中存在一个多余的电子，这个多余的电子容易被其他物质中的离子或分子吸引而脱离钠原子，从而发生化学反应。
这也是钠在化学反应中常常失去一个电子并形成单正离子Na+的原因之一。
除了对化学性质和物理性质产生影响外，钠原子的核电荷数还对钠原子的结构和稳定性产生影响。
由于核电荷数为+11，因此钠原子核中带有11个正电荷，这些正电荷与核外的12个电子产生静电吸引力，维持了钠原子的结构稳定。
如果钠原子的核电荷数发生改变，例如增加或减少了正电荷数目，那么将会破坏静电平衡，导致钠原子结构的不稳定。
总之，钠的核电荷数为+11，这是由于钠原子核中带有11个正电荷。
核电荷数对于钠原子的化学性质、物理性质、结构和稳定性都具有重要影响。
了解和研究钠的核电荷数对于深入理解钠的性质和应用具有重要意义。
质子数,中子数,电子数
质子数=原子序数（就是元素序号）=核外电子数，中子数=质量数-质子数【1】氧元素是第二周期的元素，所以氧原子只有2个电子层内从层2个，外层6个，共8个电子；而氧原子的质子数也是8个。
符合核外电子数=质子数，所以氧原子本身是电中性的，不带电荷。
【2】事实上所有的原子都是电中性的，都符合【质子数】=【原子序数】=【核电荷数】=【核外电子数】【3】【4】【2】每种物质中的原子的核外电子数一定是等于该原子的质子数，但是这并不是说这种结构是稳定的结构，这只是元素原子的一个特性。
比如Na原子就非常不稳定，很容易失去一个电子变成Na+，带一个正电荷，达到稳定结构。
注意此时带电荷是因为变成了离子。
对于未失去电子的Na原子来说，还是符合核外电子数=质子数相对原子质量不等于质量数；同一种元素具有不同的核素，所以有不同的质量数；元素的相对原子质量是指该元素所对应的各种同位素的相对原子质量与该同位素的丰度乘积之和。
核素符号，用来表示核素的符号，由元素符号、质量数（左上角）、质子数（左下角）共同构成。
为什么质量数约等于相对原子质量因为在质量上质子的质量约等于中子的质量约等于 1电子质量是质子质量的百万分之一忽略不计所以质量数约等于相对原子质量质量数是质子数加中子数（实际是中子和质子的质量和，质子的相对质量为，中子为，所以可以看做个数）相对原子质量是整个原子质量（包括质子中子和电子），电子的质量小，可以忽略。
相对原子质量是精确的，质量数是粗略的元素周期表排列规律主族元素越是向右非金属性越强，越是向上金属性越强。
同主族元素，随着周期数的增加，分子量越来越大，半径越来越大，金属性越来越强。
同周期元素，随着原子系数数的增加，分子量越来越大，半径越来越小，非金属性越来越强。
最后一列上都是稀有气体，化学性质稳定。
根据各周期内所含元素种数的不同，将只有2种元素的第1周期和各有8种元素的第2、3周期命名为“短周期”，第4、5、6周期命名为“长周期”，其中4、5周期各有18种元素，第6周期有32种元素，第7周期现有26种元素，由于第七周期尚未填满，所以又叫“未完成周期”（”不完全周期”）。
根据化学式的有关计算
人体缺乏维生素C（简写“VC”）就会患坏血病，哥伦 布探险时的许多船员就因此而死亡。右图所示为某种 “维生素C”说明书的一部分。请你回答： （1）“VC”中含有 种元素， 每个“VC”分子中有 个原子； 维生素C（白色） （2）若正常成人每天对“VC” 化学式：C6H8O6 每片100mg，含VC10% 的最低需要量为60mg。 一日**次，每次2片 ①当“VC”完全来自右图的 饭后服用 “维生素C”，则每天至少服 若发黄请勿食用！ 用 次； ②当“VC”完全来自某种新 鲜蔬菜（每1000g这种蔬菜含“VC”120mg），则每天至 少应食用这种蔬菜 g。 （3）“VC”受热时易被破坏，那么在烹调新鲜蔬菜时 要减少“VC”的损失，应采取的措施之一
3.世界卫生组织把铝列为食品污染源之一，成人每日摄入 铝元素的量应控制在0.004g以下。一般地，每270g油条中 含0.9g明矾。（明矾的化学式为：KAl(SO4)2· 2O,其相 12H 对分子质量为474）。 ⑪人从食物中摄入的铝指的是 A 。 A.铝元素 B.铝单质 C.铝合金 D.明矾 ⑫明矾中铝元素的质量分数为 5.7% 。 ⑬如果某人一天吃了30g油条，通过计 算说明其摄入的铝的量是否超过安全 摄入量？ ⑭为降低铝的摄入量，请你提两条合理的建议 ① 减少铝制餐具的使用 ， ② 少喝铝制易拉罐盛装的饮料 。
4.根据化学式可计算出物质中某元素的质量分 数 该元素的相对原子质量×原子个数
某元素的质量分数=
相对分子质量
×100%
16 如：①水中氧元素的质量分数= 1×2+16 ×素的质量分数 =
14×2 ×100% =35% 14+1×4+14+16×3
原子序数等于什么又等于什么
原子序数等于什么又等于什么：
原子序数等于核电荷数,又等于核外电子数。
原子序数是指元素在周期表中的序号。
数值上等于原子核的核电荷数（即质子数）或中性原子的核外电子数。
例如碳的原子序数是6，它的核电荷数(质子数)或核外电子数也是6。
原子序数的符号是Z。
在元素周期表中，原子序数在数值上一定=该元素原子核内的质子数=该元素原子的核外电子数=该元素原子的核电荷数；与原子核内的中子数、该元素的相对原子质量、该元素离子的核外电子数不相等；。
质子数和中子数
质子数和中子数
元素的质子数就是原子序数或核电荷数，中子数就是相对原子质量减去质子数。
原子
核（atomiucleus），简称“核”，位于原子的核心部分，由质子和中子两种微粒构成。
一个原子是由原子核和核外电子所组成，质子和中子构成了一个原子的原子核。
其中，质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数；
质子数（z）=阳离子的核外电子数+阳离子的电荷数；
质子数（z）=阴离子的核外电子数-阴离子的电荷数；
质量数（a）=质子数（z）+中子数（n）。
比如，氧元素的原子序数为8，相对原子质量为16，所以氧原子的质子数就是8，氧
原子核外电子数就是8，中子数为16-8=8。
原子核中的质子和中子的特性有：
1、质子比中子稍轻，质子属重子类，由两个上夸克和一个下夸克通过胶子在弱相互
作用下形成。
原子核中的质子数目同意其化学性质和它属何种化学元素。
2、虽然原子的化学性质是由核内的质子数目确定的，但是如果没有中子，由于带正
电荷质子间的排斥力（质子带正电，中子不带电），就不可能构成除只有一个质子的氢之
外的其他元素。
3、中子就是由两个下夸克和一个上夸克共同组成。
4、原子核内的中子是稳定的。
由于中子不带电，所以容易打进原子核内，引起各种
核反应。
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⑵Hn RO m酸性 ⑶单质还原性（或离子氧化性） ⑷置换反应
讨论及小结：
周期表之最
非金属性最强的元素是F 稳定性最强的气态氢化物是HF
酸性最强的最高价氧化物的水化物是HClO4
熱穩定性逐漸增強
熱 穩 定 性 逐 漸 減 弱 熱 穩 定 性 逐 漸 增 強
B
C Si
N P As
O S Se Te
F Cl Br I At
熱穩定性逐漸減弱
元素的金屬性和非金屬性遞變小結
非金屬性逐漸增強
H
金 屬 性 逐 漸 增 強 非 金 屬 性 逐 漸 增 強
Li K
Be Ca
B Al Ga
C Si Ge
已知下列元素的原子结构示意图，判断它们的金属性与非 金属性强弱，按由强到弱的顺序排列出来。
O +8 2 6
Li +3 2 1
F +9 2 7 N +7 2 5
B +5 2 3 C +6 2 4
Be +4 2 2
电子层数相同，原子序数越大
金属性减弱
非金属性增强 原子序数＝核电荷数 核电荷数：F>O>N>C>B>Be>Li
性
元素金属性 和 非金 属性 主要化合价
质 最高价氧化物对应 的水化物的酸碱性 非金属气态氢化物 稳定性
单质的氧化还原性
还原性减弱 氧化性增强
还原性增强 氧化性减弱
四. 同位數
复习：
元素的定义： 元素是具有相同核电荷数(即核内质子) 一类原子的总称。
想一想：同种元素的中子数是不是都 相同？
氫元素 (H) 核電荷數(質子核Z)為1,
NH3____ > PH3
< H2SO4 ， HClO4—— > HBrO4 H3PO4——
> > KOH____NaOH____Mg(OH) 2
⑴单质与水或非氧化性酸反应难易 金属性强弱
⑵M(OH)m 的碱性
⑶单质的还原性（或离子的氧化性） ⑷置换反应 ⑴与氢气反应生成气态氢化物的难易或稳定性
非金属性强弱
外电 子吸引力越强 ___ 2. 电子层数越多
失电子能力减弱 ___
得电子能力增强 ___
金属性减弱 ____
非金属性增强 ____
原子半径越大 ___
原子核对核外电子吸引力____ 越弱
失电子能力增强 ____ 得电子能力减弱 ____
金属性增强 ____ 非金属性减弱 ____
质子数 3. 原子序数＝核电荷数＝________ 电子层数 周期序数＝__________ 最外层电子数 主族族序数＝______________ lt
金属性:Li>Be>B>C>N>O>F 非金属性:F>O>N>C>B>Be>Li
同一周期从左到右的元素金属性渐弱，非金属性渐强
已知下列元素的原子结构示意图，判断它们的金属性与 非金属性强弱，按由强到弱的顺序排列出来
Rb +37 2 818 81 Na +11 2 8 1 Cs +55 2 8 18 8 1
4、同位素举例及应用
(1)H的三种同位素：
2 H 1 3 1H 是制造氢弹的材料。 1 H 1 2 H 1 3 1H
238 234 235 (2)U的三种同位素： 92 U 92 U 92 U 235 92 U 是造原子弹及核反应堆的材料。
(3)C的三种同位素：
12 6C
12 6C
13 6
14 C 6
N P As
O S Se
F Cl Br
Na Mg
Rb
Cs
Sr
Ba
In
Tl
Sn
Pb
Sb
Bi
Te
Po
I
At
金屬性逐漸增強
三. 元素化合价与元素在周期表中的位置的关系
主族序数＝最外层电子数＝主族元素最高正价
金属：只有正价 非金属：|最高正价|＋|最低正价|＝8
周期表中的位置 原 子 结 构 核电荷数
同周期（从左到右） 依次增大
第五章 物质结构 元素周期表
第三节
元素周期表
二 元素的性质与元素在周期表中的位置的关系
1.元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系 ⑴ 同一周期从左到右的元素金属性渐弱，非金属性渐强 ⑵ 同一主族从上到下的元素金属性渐强，非金属性渐弱 ⑶ 金属、非金属分界线附近的元素同时表现出一定的金 1
C
是原子量的标准
练习1：
1 H 1 2 H 1 3 1H
H+、H2是（ D ）
A、氢的5种同位素 B、5种氢元素 C、氢的五种同素异形体 D、氢元素的5种不同微粒
同素异形体是指同一种元素形成的多 种不同单质
例如: 金剛石和石墨
复习练习
1. 电子层数相同，原子序数越大 原子半径1 2 H 1
1
3 1H
2
氕 H 氢
氘 D 重氢
氚 T 超重氢
★2、同位素： 质子数相同而中子数不同的同一元素 的不同原子，互称同位素。 ★3、同位素的性质： (1)同一元素的各种同位素虽然质量数 不同，但它们的化学性质几乎完全相同。
(2)天然存在的某种元素里，各种同位素 所占的原子个数百分比一般是不变的。
同主族（从上到下） 逐渐增大
电子层数
最外层电子数 原子半径
原子核對電子吸引 能力
相同
依次增多 依次减小
依次增多
相同 依次增大
增強
金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 最高正价+1 +7 负价-4 -1 碱性减弱 酸性增强 逐渐增强
減弱
金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 最高正、负价数相同 最高正价＝主族序数 碱性增强 酸性减弱 逐渐减弱
Li +3 2 1
K +19 2 8 8 1
金属性增强 电子层数越多 非金属性减弱 金属性: Cs>Rb>K>Na>Li 非金属性:Li>Na>K>Rb>Cs
电子层数：Cs>Rb>K>Na>Li
同一主族从上到下的元素金属性渐强，非金属性渐弱
练 习
> 2S， 稳定性强弱：HCl___H
酸性强弱： 碱性强弱：
鹼 性 增 強
酸 性 增 強
IVA
VA
VIA
VIIA
Li Li2O
3 Na Na2O NaOH
4 K K2O KOH
Cl2O7 HClO4
Br2O7 HBrO4 I2O7 HIO4
Cl
Br I
5 Rb Rb2O RbOH
6 Cs Cs2O CsOH
At2O7 HAtO4
At
元素氣態氫化物的熱穩定性
属性和非金属性
2 3
元素金属性和非金属性的递变
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 1 2 3 4 5 6 7
非金属性逐渐增强
0
B
金 属 性 逐 渐 增 强
Al
Si Ge
As Sb
Te Po At
非 金 属 性 逐 渐 增 强
1
金属性逐渐增强
2
同一主族元素最高價氧化物對應水化物的酸鹼性
IA 2 IIA IIIA LiOH