原子结构,元素周期律
高二化学关于原子结构与元素周期律的总结
高二化学关于原子结构与元素周期律的总结在高二化学的学习中，原子结构与元素周期律是非常重要的知识板块。
它不仅是理解化学物质性质和化学反应的基础，还为我们探索物质世界的奥秘提供了有力的工具。
首先，让我们来了解一下原子结构。
原子是由位于中心的原子核和核外电子组成的。
原子核带正电荷，由质子和中子构成，其中质子带正电，中子不带电。
而核外电子则带负电，围绕着原子核做高速运动。
原子的质子数决定了它的元素种类，也就是元素的原子序数。
例如，氢原子的质子数为 1，氧原子的质子数为 8。
质子数相同但中子数不同的原子被称为同位素。
电子在原子核外的排布遵循一定的规律。
电子处于不同的能层和能级中，能层从内到外分别为 K、L、M、N 等，能级则有 s、p、d、f 等。
每个能层所能容纳的电子数是有一定限制的，比如第一层最多容纳 2个电子，第二层最多容纳 8 个电子。
在了解了原子结构的基础上，我们再来看看元素周期律。
元素周期表是元素周期律的直观体现，它按照原子序数递增的顺序排列。
元素周期律中，原子半径呈现出一定的变化规律。
同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小；同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大。
这是因为同一周期中，随着质子数的增加，原子核对外层电子的吸引力增强，导致原子半径减小；而同一主族中，电子层数增加，原子半径也就随之增大。
元素的化合价也是一个重要的规律。
主族元素的最高正化合价等于其最外层电子数，而最低负化合价则等于最外层电子数减去 8（氢元素除外）。
元素的金属性和非金属性也有周期性的变化。
同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
例如，在第三周期中，钠的金属性最强，氯的非金属性最强。
元素周期律的这些规律对于我们预测元素的性质、理解化合物的形成以及化学反应的发生都有着重要的意义。
比如说，我们知道了元素的金属性和非金属性的强弱，就能够推测出它们在化学反应中的表现。
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》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》原子结构与元素周期表课件 图文
年代 1911年
模型
卢瑟福 原子 模型
观点或理论
在原子的中心有一个带正电 荷的核,它的质量几乎等于 原子的全部质量,电子在它 的周围沿着不同的轨道运转, 就像行星环绕太阳运转一样。
年代 1913年
模型
玻尔原子 模型
1926～ 1935年
电子云 模型
观点或理论
电子在原子核外空间的一定 轨道上绕核做高速圆周运动。
(8)内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。 (9)电子层数与最外层电子数相等的原子有H、Be、Al 。 (10)电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li。 (11)最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。 (12)最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。
【迁移·应用】 1.(2019·南京师大附中高一检测)下列各原子结构示 意图中所表示的核外电子排布正确的是 ( )
【解析】选D。A原子的M层比B原子的M层少3个电子,B 原子的L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍,说明A、B 为第二、第三周期元素;L层最多排8个电子,B原子的L 层电子数恰为A原子L层电子数的2倍,说明B原子的L层 有8个电子,A原子的L层有4个电子,故A是碳原子;A原子 的M层比B原子的M层少3个电子,故B为铝原子。
2.用A+、B-、C2-、D、E、F和G分别表示含有18个电子 的七种微粒(离子或分子),请回答: (1)A元素是________,B元素是________,C元素是 ________(用元素符号表示)。 (2)D是由两种元素组成的双原子分子,其分子式是 ________。
知识点 核外电子的分层排布 【重点释疑】 1.原子核外电子排布规律及其之间的关系
2.原子核外电子排布的表示方法 (1)原子结构示意图。
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。
高中化学必修2 第1章 原子结构与元素周期律 思维导图
普通高中化学
必修2（第1章原子结构与元素周期律）
思维导图
史学强
你是否发现笔记记得越多，思维也越混乱？你是否经常为琐事缠身而苦无分身之术？你是否总是感叹一天的时间太少？思维导图来了！它可以“解救”你！
思维导图是一种终极的思维工具，由英国“记忆之父”东尼·博赞发明，并在全球得到广泛推广，已成为21世纪风靡全球的思维工具，到目前已被世界上2.5亿人所使用。
思维导图注重开发人的左、右脑，运用线条、符号、词汇和图像，把一长串枯燥的信息变成彩色的、容易记忆的、有高度组织性的图，它绘制起来非常简单，而且十分有趣！它可以帮助人们改善思维，提高记忆力和办事效率。
原子结构与元素周期律
1-1原子结构
1-2元素周期律和元素周期表
1-3元素周期表的应用。
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。
无机化学大学课件第一章原子结构和元素周期律
• 意义：n 是决定电子层能量高低的主要因素，
n=1表示离核最近，能量最低的第一电子层；n=2表示离核
次近的能量次低的第二电子层，依此类推。能量越低，受核束 缚越大，能量越低。
(2) 角量子数(l)或副量子数(azimuthal quantum number)
电子绕核运动时，不仅具有一定的能量，而且也具有一定
电子层结构的特征，并结合原子参数熟悉元素性质周 期性的变化规律。
图1 道尔顿原子模型
§1.1 原子的含核模型
1. “枣糕模型”： 1903年W.汤姆生(1824~1907)提出， 原子是一个球体，正电荷均匀分布在整个球内，电子 则镶在球里，原子受到激发后，电子振动，产生光谱。
图2 汤姆生原子模型
r,q,R rQ qF
r,q,R rYq,
•
解薛定谔方程时，为了方便起见，将直角坐标x,y,z变
换 成 球 极 坐 标 r,q,f ， 这 样 (x,y,z) 就 变 成 了 (r,q,f)=
R(r)Q(q)F(f) ， 将 与 角 度 有 关 的 函 数 合 并 为 Y(q,f) ， 则
要的，或者说，四个量子数确定了，核外电子的运动状态就确
定了。
• (1) 主量子数(n)(principle quantum number)
•
它是用来描述原子中电子出现概率最大区域离核远近的参
数，或者说，它是确定电子层数的。
n 的取值为：1， 2， 3， 4…n等正整数，表示电子层数。
光谱学上常用K，L，M，N…表示电子层数。
数E 就是粒子处在该定态时的总能量。
Figure 9 pherical polar coordinates(r,θ,φ) and Cartesian axes(x, y, z).
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
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
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
第一章原子结构与元素周期律元素周期律和元素周期表(共三课时)
以18号元素核外 分析归纳 最外层电子数随原子序数
电子排布为例 递增呈周期性变化
决定 ①元素原子半径的周期性变化 总结归纳 元素周期律
②元素主要化合价的周期性变化 元素周期律实质
【点评】结合学生已有的原子结构知识，让学生填写并记住每个周期所含元素的种数，有助于推断原子序数一定的元素在周期表中的位置。
【阅读、思考】在周期表中有两个特殊的位置，镧系和锕系，阅读课文P14倒数第二段，说出这些元素在周期表中什么位置？结构上有何特点？
【总结陈述】在第六周期中，从57号镧（La）到71号元素镥（Lu），共15种元素，它们的最外层和次外层电子层结构及元素的化学性质十分相似，这15种元素总称为镧系元素。排在周期表第六行，第三列。
【达标检测】
1、元素周期律的内容和实质是什么？
2、下列元素原子半径最大的是
A、Li B、F C、Na D、Cl
3、下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是
A、Li Na K B、Ba2+ Ca2+ Mg2+ C、Ca2+ K+ Cl- D、N O F
【小结、板书】随着原子序数的递增，元素的原子最外层电子排布呈现周期性变化。
并且有下列规律：电子层数相同的元素的原子随原子序数的增加，半径逐渐减小。
【讲述】稀有气体元素的原子半径教材中没有列出，它跟邻近的非金属元素的原子相比显得特别大，这是由于测定稀有气体元素的原子半径的根据与其它元素的原子半径不同。
【点评】利用质疑，引入新课题，可激发学生的学习兴趣，有助于学生明确学习目的。
【板书】第二节 元素周期律和元素周期表
一、 元素周期律
【交流与研讨】（1）分组填写教材P11页表中所缺的内容；
- 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)。
原子结构元素周期律（高考题汇编）
1．HBr分子的电子式为（）
2．下列化合物，按其品体的熔点由高到低排列正确的是（）
A．SiO2CaCl CBr4 CF2B．SiO2 CsCl CF4 CBr4
C．CsCl SiO2CBr4 CF4 D．CF4 CBr4 CsCl SiO2
3．下列各组给定原子序数的元素，不能
．．形成原子数之比为1∶1稳定化合物的是（）A．3和17 B．1和8 C．1和6 D．7和12
4.下列叙述中正确的是（）
A．NH3、CO、CO2都是极性分子
B．CH4、CCl4都是含有极性键的非极性分子
C．HF、HCl、HBr、Hl的稳定性依次增强
D．CS2、H2O、C2H2都是直线型分子
5.2007年诺贝尔化学奖得主Gerhard Ertl对金属Pt表面催化CO氧化反应的模型进行了
深入研究。
下列关于202
78
Pt的说法正确的是（）
A．202
78Pt和198
78
Pt的质子数相同，互称为同位素
B．202
78Pt和198
78
Pt的中子数相同，互称为同位素
C．202
78Pt和198
78
Pt的核外电子数相同，是同一种核素
D．202
78Pt和198
78
Pt的质量数不同，不能互称为同位素
6.元素X、Y和Z可结合形成化合物XYZ3；X、Y和Z的原子序数之和为26；Y和Z在同
一周期。
下列有关推测正确的是（）
A．XYZ3是一种可溶于水的酸，且X与Y可形成共价化合物XY
B．XYZ3是一种微溶于水的盐，且X与Z可形成离子化合物XZ
C．XYZ3是一种易溶于水的盐，且Y与Z可形成离子化合物YZ
D．XYZ3是一种离子化合物，且Y与Z可形成离子化合物YZ3
7.根据元素周期表1—20号元素的性质和递变规律，回答下列问题。
(1)属于金属元素的有________种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有
___________(填两种化合物的化学式)。
(2)属于稀有气体的是___________(填元素符号，下同)；
(3)形成化合物种类最多的两种元素是____________________；
(4)第三周期中，原子半径最大的是(稀有气体除外)______________；
(5)推测Si、N最简单氢化物的稳定性_________大于_________(填化学式)。
8.下列排列顺序正确的是（）
①热稳定性：H2O＞HF＞H2S ②原子半径：Na＞Mg＞O
③酸性：H3PO4＞H2SO4＞HClO4④结合质子能力：OH-＞CH3COO-＞Cl-
A．①③B．②④C．①④D．②③
9.下列说法正确的是（）
A ．SiH 4比CH 4稳定
B ．O 2-半径比F -的小
C ．Na 和Cs 属于第ⅠA 族元素，Cs 失电子能力比Na 的强
D ．P 和As 属于第ⅤA 族元素，H 3PO 4酸性比H 3AsO 4的弱
10.在2008年初我国南方遭遇的冰雪灾害中，使用了一种融雪剂，其主要成分的化学式为XY 2，X 、Y 为周期表前20号元素，其阳离子和阴离子的电子层结构相同，且1 molXY 2含有54 mol 电子。
(1）该融雪剂的化学式是 ；X 与氢元素形成的化合物的电子式是 。
(2）元素D 、E 原子的最外层电子数是其电子层数的2倍，D 与Y 相邻，则D 的离子结构
示意图是 ；D 与E 能形成一种非极性分子，该分子的结构式为 ；D 所在族元素的氢化物中，沸点最低的是 。
(3）元素W 与Y 同周期，其单质是原子晶体；元素Z 的单质分子Z 2中有3个共价健；W
与Z 能形成一种新型无机非金属材料，其化学式是 .
(4）元素R 与Y 同主族，其氢化物能用于刻蚀玻璃，R 2与NaOH 溶液反应的产物之一是OR 2，
该反应的离子方程式为 。
答案：（1）CaCl 2。
(2)
S=C=S ；H 2S 。
(3)Si 3N 4。
(4)2F 2+2OH —=2F —
+OF 2+H 2O 。
11.对于ⅣA 族元素，下列叙述中不正确的是( )
A ．SiO 2和CO 2中Si 和O ，C 和O 之间都是共价键
B ．
C 、Si 、Ge 的最外层电子数都是4，次外层电子数都是8
C ．CO 2和SiO 2都是酸性氧化物，在一定条件下都能和氧化钙反应
D ．该族元素的主要化合价是－4和＋2
12.某元素的一种同位素X 的原子质量数为A ，含N 个中子，它与1
H 原子组成H m X 分子，
在agH m X 中所含质子的物质的量是( )
A ．a A ＋m
(A －N ＋m)mol B ．a A (A －N)mol C ．a A ＋m (A －N)mol D ．a A (A －N ＋m)mol 13.下列有关原子结构和元素周期律的表述正确的是（ ）
①原子序数为15的元素的最高化合价为＋3
②ⅦA 族元素是同周期中非金属性最强的元素
③第二周期ⅣA 族元素的原子核电荷数和中子数一定为6
④原子序数为12的元素位于元素周期表的第三周期ⅡA 族
A ．①②
B ．①③
C ．②④
D ．③④
14.根据表1信息，判断以下叙述正确的是（ ）
A．氢化物的沸点为H2T＜H2R B．单质与稀盐酸反应的速率为L＜Q C．M与T形成的化合物具有两性D．L2＋与R2－的核外电子数相等
15.下列叙述正确的是（）
A．1个甘氨酸分子中存在9对共用电子
B．PCl3和了BCl3分子中所有原子的最外层都达到8电子稳定结构
C．H2S和CS2分子都是含极性键的极性分子
D．熔点由高到低的顺序是：金刚石＞碳化硅＞晶体硅
16.W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同一短同期元素，W、X是金属元素，Y、Z是非金
属元素。
(1）W、X各自的最高价氧化物对应的水化物可以反应生盐和水，该反应的离子方程式为____________________。
(2）W与Y 可形成化合物W2Y，该化合物的电子式为______________。
(3）X的硝酸盐水溶液显______性，用离子方程式解释原因___________________________________________。
(4）Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中，发生反应的化学方程式为____________________________。
(5）比较Y、Z气态氢化物的稳定性_____＞_______（用分子式表示）
(6）W、X、Y、Z四种元素简单离子的离子半径由大到小的顺序是：_____＞_____＞______＞______。
(7）Z的最高价氧化物为无色液体，0.25 mol该物质与一定量水混合得到一种稀溶液，并放出QkJ的热量。
写出该反应的热化学方程式：_______________________。
答案：（1）Al(OH)3+OH-＝AlO2-+2H2O。
(2）
(3）酸Al3++3H 2O Al(OH)3+3H+。
(4）SO2+Cl2+2H2O＝H2SO4+ 2HCl。
(5）HC l＞H2S。
(6）Cl2O7（l）+H2O（l）＝2HClO4(aq)；△H＝-4QkJmol-1。
17.X、Y均为元素周期表中前20号元素，其简单离子的电子层结构相同，下列说法正确的
是( )
A．由m X a＋与n Y b－得，m＋a=n－b
B．X2－的还原性一定大于Y－
C．X、Y一定不是同周期元素
D．若X的原子半径大于Y，则气态氢化物的稳定性H m X一定大于H n Y
18.四种短周期元素的性质或结构信息如下表，请根据信息回答下列问题：
(1）B元素在周期表中的位置是_________________________，写出A原子的电子排布式
__________________。
(2）写出C单质与水反应的化学方程式____________________________________________。
A与C形成的化合物溶于水后，溶液的pH__________7（填“大于”、“等于”或“小于”）。
(3）D元素最高价氧化物晶体的硬度________（填“大”、“小”），其理由是____________________________。
(4）A、B两元素非金属性较强的是（写元素符号）__________。
写出能证明这一结论的一个实验事实_____________________________________________________。
19.元素A～D是元素周期表中短周期的四种元素，请根据表中的信息回答下列问题。
(1）上表中与A属于同一周期的元素是_____________，写出D离子的电子排布式______________________。
(2）D和C形成的化合物属于_________晶体。
写出C单质与水反应的化学方程式_________________________。
(3）对元素B的单质或化合物描述正确的是_________。
a、B元素的最高正价为+6
b、常温、常压下单质难溶于水
c、单质分子中含有18个电子
d、在一定条件下镁条能与单质B反应
(4）A和D两元素金属性较强的是（写元素符号）_____。
写出能证明该结论的一个实验事实________________。