第七章元素与元素性质的周期性
《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件
(2)试从原子结构角度解释同周期元素性质存在周期性变化的原 因。 提示:核外电子层数相同,随着原子序数(核电荷数)的递增,原子 核对核外电子的引力逐渐增强,原子半径逐渐减小,元素原子的 得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,最终导致元素的非 金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。
【案例示范】 【典例】(2017·全国卷Ⅱ)a、b、c、d为原子序数依 次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子 次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同 族,下列叙述正确的是 ( )
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
-.
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表:
原子 电子 最外层 序数 层数 电子数
1～2 1
3～ 10
_2_
1～2
_1_～__8_
原子半径的 变化(稀有气 体元素除外)
—
由_大__到_小__
最高或最 低化合价 的变化
+1→0
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【重点释疑】
项目
同周期(左→右)
原 核电荷数 逐渐增大 子 电子层数 相同 结 构 原子半径 逐渐减小
同主族(上→下) 逐渐增大 逐渐增多
③Al向(OAHl)(3O+H3)H3+沉=淀==中= 加Al入3++盐3H酸2O,发生反应的离子方程式: _________________________。
3.钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH 分类 强碱 碱性强弱 结论
元素周期表的周期性规律与元素性质变化
元素周期表的周期性规律与元素性质变化元素周期表是化学家们对元素进行分类、归纳和整理的重要工具，它展示了元素的周期性规律与性质变化。
通过仔细观察元素周期表，我们可以发现一些重要的规律，包括原子半径、电离能、电负性、金属性质等等。
本文将介绍这些规律及其对元素性质的影响，以便更好地理解元素周期表的意义。
1. 原子半径的周期性规律在元素周期表中，原子半径以递增和递减的方式呈现周期性变化。
具体来说，原子半径从左到右在周期表中递减，而在同一周期内，原子半径从上到下递增。
这种规律的原因主要取决于电子排布。
从左到右，原子核中的质子数量逐渐增加，增加的质子数吸引了更多的电子，使原子变得紧凑，半径变小。
而从上到下，新的能级不断添加，电子在更远离原子核的能级中排列，导致原子半径变大。
2. 电离能的周期性规律电离能指的是从一个原子中移除一个电子所需的能量。
同样地，电离能也呈现出周期性的变化。
从左到右，电离能逐渐增加，而从上到下，电离能逐渐减小。
这种规律主要取决于原子结构。
从左到右，原子核中的质子数量增加，原子的正电荷也增加，使得电子与原子核之间的吸引力增强，电离能增加。
而从上到下，原子半径增加，电子与原子核之间的距离增大，电离能减小。
3. 电负性的周期性规律电负性是一个元素在化学键中吸引和保留电子的能力。
元素周期表中，电负性也显示出周期性的规律。
从左到右，元素的电负性逐渐增加；而从上到下，电负性逐渐减小。
电负性的变化也与原子结构有关。
从左到右，原子核中的质子数量增加，电子在共享键中受到更强的引力，使元素的电负性增加。
而从上到下，原子半径增加，电子云变得更广泛稀疏，元素的电负性减小。
4. 金属性质的周期性规律元素周期表中，金属性质也呈现出一定的周期性规律。
金属通常位于元素周期表的左侧和中间区域，而非金属通常位于右侧。
这种规律与原子结构有关。
金属具有较低的电离能和较大的原子半径，有较强的导电性和热传导性。
非金属具有较高的电离能和较小的原子半径，通常是不良导体。
元素基本性质的周期性
只有当 时，对称性较高的半充满和全充满时，②占主导地位。
短周期：
从Na —— Cl, 7个元素，r下降了55 pm,相邻元素之间，平均下降值为55/6 = 9.16pm. (Ar为范德华半径，所以比较大）
长周期：
从Sc —— Ni, 8个元素，r下降了29 pm,相邻元素之间，平均下降值为29/7 = 4.14pm. (Cu, Zn, Ga为 结构，对外层电子斥力大，对核的屏蔽作用强，所以r不但没减小，反而有所增加。同样，Kr为范德华半径，所以比较大).
3)范德华半径:单原子分子(He, Ne等),原子间靠范德华力,即分子间作用力结合(未成键),在低温高压下形成晶体,核间距的一半为范德华半径。
2.原子半径在周期表中的变化规律
1)同周期中,从左——向右，分两个方面看:
①Z —增大，对电子吸引力增大，r —减小，
②Z —增大，电子增加，之间排斥力增大，r —增大。
首先,要明确:失去电子后, Z*增加, r减小,核对电子引力大,更不易失去电子,所以有: I1< I2< I3< I4….,即电离能逐级加大.
Li: I2/I1= 14.02倍,增大14倍,不易生成+2价离子,所以Li+容易形成
Be: I2/I1= 1.95倍, I3/I2= 8.45倍,所以Be2+容易形成.
注意:这是分子活泼性的比较,而不是原子活泼性的比较.首先看键能:
再看电子亲合能：
所以：
综合考虑: H5< H6, ,即氟的反应比氯的相应反应释放的能量大,所以, F2比Cl2更容易得到电子.
四电负性
电离能I:表示元素原子形成正离子的能力大小;
化学元素的周期表和性质
化学元素的周期表和性质化学元素是构成物质的基本单位，它们通过分类整理成为了一张被称为周期表的表格。
周期表以元素的原子序数递增的方式排列，同时将元素的性质也有序地展示出来。
本文将介绍周期表的结构以及其中所蕴含的化学元素的性质。
一、周期表的结构周期表是由俄罗斯化学家门捷列夫在1869年发现并提出的。
根据元素的原子序数递增排列，周期表被划分为若干个周期和列。
每个周期代表一层电子壳，而每个列则代表着具有相似性质的元素。
周期表上方的第一行为1A族，最左侧的元素是氢(H)。
第二行为2A族，最左侧的元素是锂(Li)。
在某些版本的周期表上，这两行被放在了表的一侧。
二、周期表中的性质1. 原子半径原子半径指的是元素中心原子到外层电子轨道的距离。
从周期表可以看出，元素的原子半径随着元素的周期递增而增加，而在同一周期中，从左到右原子半径递减。
这是因为原子核所吸引的电子数增加，导致电子与原子核之间的吸引力增强，电子轨道缩小。
2. 电负性电负性是指原子吸引电子的能力。
从周期表上可以看出，元素的电负性随着周期数的增加而增加，而在同一周期中，从左到右电负性也递增。
这是因为元素的电子层数增加，电子与原子核的距离增加，导致原子核对电子的吸引力减弱。
3. 金属性周期表中，元素可以分为金属、非金属和半金属三个大类。
金属位于周期表的左侧和中部，具有良好的导电性、热导性和延展性等特点。
非金属位于周期表的右侧，多为气体或者固体，其性质相对脆弱。
半金属位于金属和非金属的交界处，具有金属和非金属的部分性质。
4. 电离能电离能指的是将一个离子从一个中性原子中移除所需要的能量。
从周期表可以看出，元素的电离能随着周期数的增加而增加，而在同一周期中，从左到右电离能递增。
这是因为随着元素原子核附近电子层数的增加，电子与原子核之间的相互作用力增强，需要更多的能量才能够将电子移除。
5. 化合价化合价指的是元素在化合物中与其他元素结合时所具有的价态。
周期表可以提供元素化合价的一些基本规律。
元素性质的周期性变化的规律
元素性质的周期性变化的规律元素性质的周期性变化是指元素的一些物理和化学性质随着元素原子序数的增加而出现规律性变化的现象。
这一周期性的变化反映了元素内电子结构的变化。
本文将从周期表的发现开始，介绍元素性质周期性变化的规律、主要原因以及应用。
周期表的发现元素周期表是化学家门捷列夫于1869年提出的化学元素分类图表。
在这个表中，元素按照原子序数的递增排列，同时可以根据元素的周期性变化进行分组。
化学家门捷列夫根据元素的性质绘制了第一版的周期表，并发现了元素周期性变化的规律。
1.原子半径：随着元素原子序数的增加，原子半径呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小。
在同族内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增加。
2.电离能：电离能是指从一个原子或离子中移去一个电子所需要的能量。
随着元素原子序数的增加，第一电离能呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，第一电离能逐渐增加。
在同族内，随着原子序数的增加，第一电离能逐渐减小。
3.电负性：电负性是指元素吸引和结合电子的能力。
随着元素原子序数的增加，电负性呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的电负性逐渐增加。
在同族内，随着原子序数的增加，元素的电负性逐渐减小。
4.酸性：酸性是指物质在溶液中释放出H+离子的能力。
随着元素原子序数的增加，酸性呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的酸性逐渐减弱。
在同族内，随着原子序数的增加，元素的酸性逐渐增强。
5.金属性：金属性是指元素的物理和化学性质，如导电性、延展性和反射性等。
随着元素原子序数的增加，金属性呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐减弱。
在同族内，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐增强。
6.化合价：化合价是指一个原子和其他原子形成化合物时与其他原子相连的价数，即原子化学价。
随着元素原子序数的增加，化合价呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的最高可达价数逐渐增加。
《元素性质的周期性变化规律》元素周期律课件PPT
【名校课堂说课稿】《元素性质的周 期性变 化规律 》元素 周期律 课件PPT -最新 版本PPT 导学课 件
知识铺垫
新知预习
自主测试
课前篇自主预习
1.元素周期表中,第三周期主族元素的名称是钠、镁、铝、硅、 磷、硫、氯。
2.元素周期表中的周期数等于该周期元素原子的电子层数,主族 元素族序数等于原子的最外层电子数。同一主族自上而下,金属性 逐渐增强,非金属性逐渐减弱。
课前篇自主预习
知识铺垫
新知预习
自主测试
1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小,离子半径也逐渐减 小。 ( ) (2)第二周期元素从左到右,最高正价从+1递增到+7。 ( ) (3)元素的原子得电子越多,非金属性越强;失电子越多,金属性越 强。 ( ) (4)Al(OH)3为两性氢氧化物,与氨水、盐酸均可反应。 ( ) (5)AlCl3溶液中加足量氨水可生成Al(OH)3沉淀。 ( ) (6)元素的氧化物的水化物酸性越强,非金属性越强;碱性越强,金 属性越强。 ( ) (7)第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后,水溶液均为酸性。
() 答案(1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)× (7)×
【名校课堂说课稿】《元素性质的周 期性变 化规律 》元素 周期律 课件PPT -最新 版本PPT 导学课 件
【名校课堂说课稿】《元素性质的周 期性变 化规律 》元素 周期律 课件PPT -最新 版本PPT 导学课 件
知识铺垫
提示Na与冷水可剧烈反应,并放出大量热;Mg与冷水反应缓慢,而 与沸水可剧烈反应;Fe与冷水、沸水都不反应,但在高温下可与水 蒸气反应。
【名校课堂说课稿】《元素性质的周 期性变 化规律 》元素 周期律 课件PPT -最新 版本PPT 导学课 件
化学元素的周期性与元素化学性质的关系
化学元素的周期性与元素化学性质的关系化学元素是构成物质的基本单位，它们的周期性表现在元素周期表中。
元素周期表按照原子序数从小到大排列，而周期性就是指元素在这个排列中表现出的周期特征。
这种周期性与元素的化学性质密切相关，下面将详细探讨化学元素的周期性与元素化学性质的关系。
一、周期表的结构与周期性元素周期表分为周期和族两个维度。
周期是指元素从左到右按照原子序数增加排列的行，而族是指具有相似化学性质的元素在同一纵列上排列。
这种周期性的体现可以归结为电子排布规律和原子半径的变化。
1. 电子排布规律元素的周期性与电子的排布有着密切的关系。
元素电子排布遵循一定的规律，即填充轨道的顺序是按照一定的能级和自旋规则进行的。
周期表中的周期数代表着元素的电子能级，而元素的化学性质与其最外层电子有关。
同一周期的元素具有相似的外层电子构型，因而它们在化学性质上有相似的表现。
2. 原子半径的变化元素的原子半径是指元素中心核到最外层电子所在轨道最远的距离。
原子半径随着周期数增加而减小，在同一周期内，原子半径随着族数增加而增大。
这是因为，随着原子核电荷数增加，外层电子向原子核靠拢，导致原子半径减小。
这种周期性的变化也决定了元素的化学性质，原子半径的变化影响着元素的反应性、化合价以及电负性等。
二、周期性与元素的化学性质1. 反应性元素的反应性与其原子结构中的电子有关。
同一周期中，元素的电子组态相似，外层电子数相同，因此它们的反应性也相似。
例如，第一周期的元素都是碱金属，具有相似的化学性质，易于与非金属形成离子。
2. 化合价元素的化合价是指元素在化合物中的原子价数。
元素的化合价与元素的电子数密切相关。
同一周期中，原子层内的电子数相同，因此元素的化合价也相似。
例如，第一周期的元素氢、锂、钠等都只有一个外层电子，因此它们的化合价都是+1。
3. 原子价电子和电负性元素的原子价电子是指原子最外层能够参与化学反应的电子数。
同一周期中，原子价电子数相同，因此元素的元素化学性质也相似。
中级无机化学[第七章元素与元素性质的周期性]-山东大学期末考试知识点复习
![中级无机化学[第七章元素与元素性质的周期性]-山东大学期末考试知识点复习](https://img.taocdn.com/s3/m/a18e231311a6f524ccbff121dd36a32d7375c721.png)
第七章元素与元素性质的周期性1．周期表与元素周期表的分区：按原子最后一个电子占据的轨道,周期表中元素可分为5个区。
s区的价电子构型为ns1～2，p区的价电子构型为ns2np1～6,d区的价电子构型为(n-1）d1～9ns1～2，ds区的价电子构型为(n—1)d10ns1～2,f区的价电子构型为（n —2）f0～14(n—1)d0～2ns2。
构造原理:基态多电子原子的电子填充原子轨道的一般次序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p 构造原理的前提条件是连续轨道间具有较大的能级差，而电子间的排斥作用相对较小。
对于d区元素与f区元素，由于价轨道间能级差较小，当电子间排斥作用超过轨道间能级差时，原子的价电子构型就会出现提前到达全满、半满的不符合构造原理的特殊构型。
通常,亚层轨道为全满或半满时比较稳定。
2．原子性质的周期性（1)原子半径一般规律：同一族元素，从上到下原子半径依次增大；同一周期主族元素,从左到右原子半径依次减小.镧系收缩：从镧到镥，原子半径和三价离子半径逐渐减小。
镧系收缩造成镧系后第三系列过渡元素的原子半径比一般的增大幅度小，与第二系列过渡同一族元素的原子半径接近.d电子也具有较差的屏蔽效应，造成d区元素半径收缩.原子半径存在不同的类型，主要有金属半径、离子半径、共价半径、van der Waals半径,使用时需要注意。
(2）电离能元素第一电离能的一般规律：同一族元素，从上到下逐渐减小；同一周期元素，从左到右大体上依次增大。
元素第一电离能最小的元素为周期表左下角的Cs，元素第一电离能最大的元素为周期表右上角的He.该规律一般可用的变化规律来解释。
原子有效核电荷Zeff(3)电子亲和能电子亲和能的周期性变化比较复杂，变化趋势不很清晰。
粗略的规律为：同一周期元素,从左到右原子电子亲和能依次增大，这可用原子有效核电荷Z的变化规律来解释。
元素的周期性与化学性质
元素的周期性与化学性质在化学的奇妙世界中，元素的周期性是一个极其重要的概念，它就像一把神奇的钥匙，帮助我们打开理解化学性质的大门。
我们先来聊聊什么是元素的周期性。
简单来说，元素的周期性就是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现出周期性的变化规律。
这可不是随便说说的，而是经过无数科学家的努力和研究得出的结论。
当我们沿着元素周期表依次观察元素时，会发现很多有趣的现象。
比如，原子半径就是一个明显具有周期性变化的性质。
从左到右同一周期的元素，原子半径逐渐减小；从上到下同一族的元素，原子半径逐渐增大。
这是为什么呢？这是因为在同一周期中，随着质子数的增加，原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，使得原子半径逐渐缩小。
而在同一族中，电子层数增加，原子半径也就随之增大了。
元素的化合价也是呈现周期性变化的。
主族元素的最高正化合价等于它所在的族序数，而最低负化合价则等于族序数减去 8（氢元素除外）。
这种化合价的周期性变化，反映了元素原子在形成化合物时得失电子的能力。
再来看看元素的金属性和非金属性。
在周期表中，从左到右，元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
这对于判断元素的化学性质至关重要。
比如说，钠是一种典型的金属元素，具有很强的金属性。
它在化学反应中很容易失去电子，形成钠离子。
而氯则是一种典型的非金属元素，具有很强的非金属性，容易得到电子形成氯离子。
当钠和氯发生反应时，钠失去电子，氯得到电子，形成了氯化钠这种稳定的化合物。
元素的周期性还体现在电负性上。
电负性是衡量原子在化合物中吸引电子能力的一个指标。
电负性越大，原子吸引电子的能力越强。
在周期表中，电负性也呈现出明显的周期性变化。
元素的周期性对于我们理解和预测物质的化学性质有着巨大的帮助。
比如说，通过元素周期表，我们可以推测出一种未知元素可能具有的化学性质，从而为新物质的合成和研究提供指导。
在实际应用中，元素的周期性也发挥着重要的作用。
元素的周期性与性质规律
元素的周期性与性质规律元素是构成物质的基本单位，它们以多种形式存在于自然界中。
然而，元素并非孤立存在，它们之间存在着一定的周期性和规律性。
本文将探讨元素的周期性和性质规律，并分析背后的原因。
1. 周期表及元素周期律周期表是一种以元素相似性为基础的排列方式，将元素按递增的原子序数进行分类。
根据周期表，元素周期律可归纳为以下几个规律：1.1 周期性表现元素周期表呈现出周期性的特征，即元素的性质随着原子序数增加而定期重复。
例如，钠、铜、银等元素在有限周期内具有相似的化学性质。
1.2 周期表族别元素周期表还将元素按相似性分为不同的族别。
同一族别的元素在化学性质上有相似之处，如第一族的碱金属元素具有活泼的金属性质。
2. 元素周期性规律元素周期性的规律主要表现在物理性质、化学性质和原子结构等方面。
2.1 原子半径元素周期表中，从左到右，在同一周期内，原子半径逐渐减小。
这是因为原子核的正电荷逐渐增加，吸引外层电子向原子核靠拢。
2.2 电离能电离能是指从一个电离态转变为另一个电离态所需的能量。
在周期表中，从左到右，在同一周期内，电离能逐渐增加。
这是因为原子核的正电荷逐渐增加，外层电子与原子核的吸引力增强。
2.3 电负性电负性是元素吸引共用电子对的能力。
在周期表中，从左到右，在同一周期内，电负性逐渐增加。
这是由于原子核的吸引力增加，更强烈地吸引周围的电子。
2.4 金属性在周期表中，从左到右，在同一周期内，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
这是由于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。
3. 周期性规律背后的原因这些元素周期性规律的出现是由于原子结构和电子排布的变化所导致的。
3.1 原子核的正电荷原子核的正电荷随着原子序数的增加而增加，从而吸引外层电子向原子核靠拢，导致原子半径减小，电离能增加。
3.2 外层电子的屏蔽效应外层电子与原子核之间存在内层电子的屏蔽效应。
随着原子序数的增加，内层电子数量增多，屏蔽效应增强，减弱了原子核对外层电子的吸引力，导致电负性减小。
化学元素的周期性与性质
化学元素的周期性与性质化学元素是构成物质的基本单位，它们的周期性和性质之间存在着密切的联系。
本文将探讨化学元素的周期性规律及其对元素性质的影响。
一、元素周期表元素周期表是系统地排列了所有已知元素的表格。
它按照元素的原子序数，将元素分为多个周期和若干个族。
元素的周期数代表着原子核中的能量层次，而族数代表着元素的外层电子数。
元素周期表的排列方式体现了元素的周期性规律。
二、周期性规律1. 周期性趋势根据元素周期表的排列方式，我们可以发现元素的某些性质会随着原子序数的增加而呈现出周期性变化。
其中最显著的是电子云半径和电离能。
随着周期数的增加，元素的电子云半径逐渐变小。
这是因为原子核中的质子数量增加，电子层数也随之增加，导致电子云收缩。
另外，电子云半径的周期性变化也与原子核的吸引力有关。
相反，原子的电离能随周期数的增加而增加。
电离能是指从一个原子中移除一个电子所需要的能量。
当原子的电子层数增加时，外层电子与原子核之间的吸引力变弱，因此需要更多的能量才能将电子移除。
2. 族性趋势周期表中的族数代表着元素的外层电子数，不同族的元素具有相似的化学性质。
常见的族包括碱金属、碱土金属、过渡金属等。
碱金属是周期表中位于第一族的元素，它们的外层电子配置均是ns1。
这使得碱金属具有较低的电离能和较大的半径。
此外，碱金属还表现出强烈的还原性和与水反应产生氢气的性质。
碱土金属位于周期表的第二族，与碱金属相似，它们的外层电子配置为ns2。
碱土金属的性质包括较高的电离能和较小的原子半径，同时它们也是较强的还原剂。
过渡金属则是位于周期表中间的一系列元素。
它们的外层电子填充在d轨道中，因此具有较高的电离能和较小的原子半径。
过渡金属还具有多种氧化态和良好的催化性能，这使得它们在工业生产中具有广泛的应用。
三、周期性对元素性质的影响元素的周期性性质可以帮助我们推断和预测元素的化学行为和反应性。
例如，根据元素周期表的排列顺序，我们可以预测氢、锂、钠等元素具有类似的性质，因为它们都属于周期表中的第一周期元素。
元素与元素性质的周期性
第七章 元素与元素性质的周期性7.1 元素的起源与分布大多数科学家能够接受的元素起源的假设是：质子聚变和中子俘获是宇宙中形成化学元素的两个主要过程。
这种假设认为，宇宙中所有元素都起源于氢，它在非常高的温度下，发生聚变反应，形成较重的原子核，首先是氦，其次是轻元素（锂、硼、铍等），这一过程是质子聚变。
氦原子轰击轻元素的原子，就会产生中子，这些中子被轻元素的原子核俘获，就形成较重的元素，从碳、氮、铁一直到原子序数为82和83的铅和铋，这一过程是中子俘获。
这两种产生元素的过程仍在恒星内部继续进行。
元素在自然界的分布情况一般用其丰度表示。
一种元素的丰度是指它在自然界中的平均相对含量。
地壳元素的丰度又称为克拉克值，通常用质量百分比或原子百分比表示。
7.2周期表中元素的分区及各区元素的特征现代的化学元素周期律是19世纪俄国人门捷列夫发现的。
他将当时已知的63种元素以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一直行，这就是元素周期表的雏形。
虽然已有上百种各式各样的元素周期表被提出，但被化学家普遍接受的元素周期表是建立在以原子电子结构变化的规律的基础上。
该表有行列构成，左边是 s 区，中间是 d 区，右边是 p 区，而底下两行则是 f 区；与原子结构对应：同一行元素原子电子层数相同，同一列元素原子价电子结构相似。
元素起源与分布周期表中元素的分区电子构型构造原理电子构型的特例及其解释元素的性质周期性反常性氢和第2周期元素的特殊性对角线关系第四周期p 区元素性质变化的反常性惰性电子对效应第五、六周期重过渡元素的相似性1) s 区: , 最后的电子填在ns上, 包括IAIIA, 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属;2) p 区:, 最后的电子填在np上, 包括IIIA-VIIA以及0族元素, 为非金属和少数金属;3) d 区:, 最后的电子填在(n-1)d上, 包括IIIB-VIIB以及VIII族元素, 为过渡金属;4) ds区:, (n-1)d全充满, 最后的电子填在ns上, 包括IB-IIB, 过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属);5) f 区: , 包括镧系和锕系元素, 称为内过渡元素或内过渡系.7.3原子结构的周期性，构造原理，电子构型的特例及其解释在结构化学中，我们学过基态原子的电子构型可以借助所谓的“构造原理”来确定，在多电子原子中，相对轨道能量不再只是由主量子数n 值决定，而是由n+l 值确定。
元素性质的周期性变化规律-PPT课件
四种微粒半径的大小顺序应是S2->Cl->Na+>Al3+,B项正 确;C项中Na、Mg、Al、S原子的电子层数相同,核电荷 数越大者,其半径越小,故其半径大小顺序为Na>Mg>Al >S,C项错误;D项中粒子半径K+>Na+,D项错误。
【规律方法】“三看”法比较简单粒子的半径大小 (1)“一看”电子层数:当最外层电子数相同时,电子层数越多, 半径越大。 (2)“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径 越小。 (3)“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外 电子数越多,半径越大。
②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量,现象:_先__ _产__生__白__色__沉__淀__,_后__白__色__沉__淀__溶__解__,反应方程式: _A_l_C_l_3_+_3_N_a_O_H_=_=_=_=__3_N_a_C_l_+_A_l_(_O_H_)_3_↓__、_N_a_O_H_+_A_l_(_O_H_)_3 _=_=_=_=__N_a_A_l_O_2+_2__H_2O_
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 金属性:Na>Mg>Al
【情境·思考】 日常生活中常用到铝制品,如铝锅,但铝锅长时间盛放 酸性或碱性食物容易腐蚀。
(1)铝的金属性较活泼,易与O2等反应,但铝锅可长期使 用,试说明原因。 提示:铝与氧气反应,在铝锅表面生成致密的氧化物保 护膜,阻止铝与氧气继续反应,故铝锅可长期使用。
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
第七章 原子的壳层结构及 基态光谱项-精选文档
原子物理学(Atomic Physics)
3.玻尔对周期性的解释
尽管元素性质的周期性早在1869年就提出来 了，但是人们对此却无法给出一个满意的解释，直 到50年后的玻尔时代，才由玻尔给出了合理的物理 解释。玻尔在柯塞尔（电价理论的创始人）提出的 电子分布壳层模型的基础上， 1921年，玻尔发表 了“各元素的原子结构及其物理性质和化学性质” 的长篇演讲，阐述了光谱和原子结构理论的新发展， 诠释了元素周期表的形成.对周期表中从氢开始的各 种元素的原子结构作了说明，同时对周期表上的第 72号元素的性质作了预言．1922年，发现了这种 元素铪（hā），证实了玻尔预言的正确性．
Psz ms
原子物理学(Atomic Physics)
②．泡利原理的限制
在一个原子中，不可能有两个或两个 以上的电子具有完全相同的四个量子数。 或者说，原子中的每一个状态只能容纳 一个电子。 Pauli原理更一般的描述是，在费米 子（自旋为半整数的粒子）组成的系统 中不能有两个或多个粒子处于完全相同 的状态。
原子物理学(Atomic Physics)
③．壳层中所能容纳的最多电子数
（1）强磁场中
(n,l, m l ,m s)
当n,L一定时， 可取 m l (2L+1)个值，对每一 个m ， 可取二个值，所以 L支壳层内所能容 m l s 纳的最大电子数为
l 0 ,1 , 2 ,3 , 4 ,
N 2 ,6 ,1 0 ,1 4 ,1 8 , l
原子物理学(Atomic Physics)
原子物理学(Atomic Physics)
2．电子排列的壳层结构
不论在强磁场中还是弱磁场中，主量子数相 同的电子构成一个壳层；同一壳层内，相同L的 电子构成一个支壳层（一个壳层内有几个支壳 层），壳层和支壳层表示为： n= 1 2 3 4 5 6 7 … 壳层名称 K L M N O P Q … L= 0 1 2 3 4 5 6… 支壳层名称 s p d f g h i…
元素的周期性规律与性质
元素的周期性规律与性质元素是构成宇宙万物的基本物质单位，它们的周期性规律与性质的研究对于我们了解自然界的组成及其变化具有重要意义。
本文将探讨元素的周期性规律以及元素性质的相关内容。
一、周期表元素周期表是对元素进行分类和归纳的重要工具。
1869年，俄罗斯化学家门捷列夫提出了第一份元素周期表，他将已知的元素按照一定规律排列在表格中。
元素周期表以水平行为周期，垂直列为族。
周期表的特点是：1. 随着原子序数的增加，元素的性质呈现出周期性变化。
2. 同一水平行的元素具有相似的电子排布结构。
3. 同一族的元素具有相似的化学性质。
二、周期性规律1. 原子半径原子半径是指原子中心至最外层电子轨道边缘的距离。
根据元素周期表的布局，我们可以看到原子半径随着周期的增加而减小，原子半径在同一族元素中则呈现出随着周期数增加而增大的趋势。
2. 电离能电离能是指在气态下，从一个单一的原子中移走一个电子所需的能量。
根据元素周期表的布局，我们可以看到电离能随着周期的增加而增大，电离能在同一族元素中则呈现出随着周期数增加而减小的趋势。
3. 电负性电负性是一个量化描述原子吸引外层电子的能力的指标。
元素周期表显示，电负性随着周期的增加而增大。
在同一周期中，从左到右电负性增加，且从上到下电负性减小。
4. 金属性与非金属性金属是指在常温下具有良好导电性、热导性和延展性的元素。
而非金属则相反，它们通常是不良导电、不良热导和脆性的。
元素周期表的左边是金属性元素，右边是非金属性元素。
同一周期内，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
三、元素性质的规律1. 反应活性元素的反应活性通常随着周期数的增加而增强。
低周期数的元素在与其他元素发生化学反应时更容易失去或获得电子，因此它们具有较高的反应活性。
相反，高周期数的元素由于电子排布结构的稳定性，需要消耗更多的能量才能发生反应，因此具有较低的反应活性。
2. 氧化态氧化态是指元素在化合物中的电荷状态。
元素的性质和周期性规律
元素的性质和周期性规律元素是构成物质的基本单位，它们在化学反应和物质变化中起着重要的作用。
元素的性质和周期性规律是化学研究的基础，理解和掌握元素的性质和周期性规律对于理解和预测化学反应和物质变化具有重要意义。
本文将探讨元素的性质和周期性规律，并分析其应用。
1. 元素的性质元素的性质是描述元素在化学反应和物质变化中所表现出的特性。
元素的性质可以分为物理性质和化学性质两个方面。
1.1 物理性质物理性质是指在物质的外部条件下，不改变物质的化学组成的条件下，可以通过观察和测量直接获得的特性。
例如，元素的硬度、密度、熔点、沸点等都属于物理性质。
这些性质可以用于区分和鉴定不同的元素。
1.2 化学性质化学性质是指元素在化学反应和物质变化中所表现出的特性。
例如，元素的活性、价态、电负性等都属于化学性质。
化学性质可以通过参与化学反应和物质变化的实验来观察和测定。
2. 元素的周期性规律元素的周期性规律是指元素的性质在元素周期表中呈现出的定期循环变化。
元素周期表是按照元素的原子序数(即元素的原子核中的质子数)排列的表格，其中相邻元素的性质有着相似的特征。
元素周期表的排列方式反映了元素的周期性规律。
2.1 周期表的分组和周期元素周期表中的元素按照电子排布的方式分为7个水平行的周期和18个垂直列的分组。
每个周期代表了电子能级的增加，每个分组代表了元素的主要化学性质。
2.2 周期性规律元素周期性规律主要表现在以下几个方面：2.2.1 原子半径元素周期表中，从左到右，原子半径逐渐减小。
这是因为原子核中的质子数增加，电子数也增加，但位于同一层次的内层电子屏蔽作用增强，使原子半径减小。
2.2.2 电离能元素周期表中，从左到右，电离能逐渐增加。
这是因为原子半径的减小导致内层电子屏蔽效应减弱，使电子更难以从原子中去除。
2.2.3 电负性元素周期表中，从左到右，电负性逐渐增加。
这是因为原子半径减小，核电荷增加，吸引外层电子的能力增强。
《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件【优质课件】
钠
___钠__熔__成_小__球__,_浮__于_水__ ___面__,_四__处_游__动__,_有__“_嘶__ ___嘶__”__的_响__声__,_反__应_后__ ___溶__液_加__酚__酞__变_红__
__2_N_a_+_2_H_2O__=_=_==_ __2_N_a_OH_+_H_2_↑_
钠、镁均能与水反应,钠比镁活泼,金属性:Na>Mg。
2.两性氢氧化物
(1)概念:既能与强酸反应又能与强碱反应,且均生成盐
和水的氢氧化物。
(2)氢氧化铝的两性
产生白色沉淀
①向AlCl3溶液中加入过量氨水,现象:_____________,
反应方程式:_A_l_C_l_3_+_3_N_H_3·__H_2_O__=_=_=_=__3_N_H_4C_l_+_A_l_(_O_H_)__3↓__。
②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量,现象:_先__ _产__生__白__色__沉__淀__,_后__白__色__沉__淀__溶__解__,反应方程式: _A_l_C_l_3_+_3_N_a_OH__=_=_=_=__3_N_a_C_l_+_A_l_(_O_H_)__3↓__、_N_a_O_H_+_A_l_(_O_H_)_3 _=_=_=_=__N_a_A_l_O_2_+_2_H_2O_
逐渐增大
项目
同周期(左→右) 同主族(上→下)
化合价 性
最高正化合价由 +1→+7(O、F除外)
相同,最高正化合价 =主族序数(O、F除 外)
质
元素的金属 性和非金属 性
金属性逐渐减弱, 非金属性逐渐增强
元素与元素性质的周期性
d区 g区
f区
d区
163 164 165 166 167 168 p区
§7－３ 原子电子构型 一、核外电子排布三原则
• 能量最低原理：电子优先占用能量最低的轨道， 填满低能量轨道后，再填其余能量最低的轨道。
根据顺序图, 电子填入轨道时遵循下列次序：
1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
Atom Cr Mo Cu Ag Au
Energy level order [Ar] 3d 4 4s 2 [Kr] 4d 4 5s 2 [Ar] 3d 9 4s 2 [Kr] 4d 9 5s 2 [Xe] 4f 145d 9 6s 2
Spectrum experimental order [Ar] 3d 5 4s 1 [Kr] 4d 5 5s 1 [Ar] 3d 10 4s 1 [Kr] 4d 10 5s 1 [Xe] 4f 14 5d10 6s 1
• 争论：宇宙年龄、宇宙大小、宇宙膨胀速 度即所谓“哈勃常数”的取值不一致。
§7－2 现代周期表
一、门捷列夫周期表
德米特里·伊万诺维奇·门捷列夫生于一八三四年二月七日俄国 西伯利亚的托波尔斯克市。
在一八六九年二月十九日，他终于发现了原素 周期律。他的周期律说明：简单物体的性质， 以及元素化合物的形式和性质，都和元素原子 量的大小有周期性的依赖关系。门捷列夫在排 列元素表的过程中，又大胆指出，当时一些公 认的原子量不准确。如那时金的原子量公认为 169.2，按此在元素表中，金应排在锇、铱、 铂的前面，因为它们被公认的原子量分别为 198.6、6.7、196.7，而门捷列夫坚定地认为金 应排列在这三种元素的后面，原子量都应重新 测定。大家重测的结果，锇为190.9、铱为 193.1、铂为195.2，而金是197.2。实践证实了 门捷列夫的论断，也证明了周期律的正确性。
物质结构基础—元素性质的周期性(应用化学课件)
元素的金属性和非金属性
元素的金属性和非金属性
元素的金属性是指原子失去电子成为阳离子的能力，常用电离能 来衡量。
元素的非金属性是指原子得到电子成为阴离子的能力，常用电子 亲和能来衡量。
元素的电负性综合反映了原子得失电子的能力，故作为元素金属 性与非金属性统一衡量的尺度。
金属元素的电负性≤2.0，非金属元素的电负性≥2.0。
1932年鲍林首先提出电负性的概念，指定最活泼非金属元素 氟的电负性为4.0，然后计算出其他元素电负性的相对值。
元素电负性
说明：1.鲍林电负性值是一个相对值，本身没有单位。 2.由于定义及计算方法不同，目前有几套电负性数据，所以使
用时要用同一套数值来比较。
电负性变化规律：主族元素：1.同周期：从左到右，X渐增大。 2.同族：从上到下， X渐减小；
非键结合的相邻两原子核间距的一半，称该原子的范德华半径。 如Cl原子，其共价半径为99pm，范德华半径为180pm。
由于分子间力小于共价键，同一原子其范德华半径大于共价半径
原子半径有不同的定义： 共价半径
原子半径 金属半径 范德华半径
使用时应当注明，如不作注明，通常指共价半径。
2.原子半径变化的周期性 （1）主族：同一周期， 从左到右，有效核电荷数 明显增大，原子半径逐渐 减小。 同一族，从上到下，电子 层数增加，原子半径显著 增大。
元素的氧化数
七、元素的氧化数
元素的氧化数与原子的价层电子构型有关。由于元素价层电子构型周期 性的重复，所以元素的最高正氧化数也周期性地重复。
1、主族元素的氧化数 主族元素原子只有最外层是价电子，能参与成键，因此主族（F.O外）， 最高氧化数等于该原子的价电子总数，也等于它的族数。
主族 价层电 子构型 价电子 总数
- 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)。
• 4.地壳元素丰度的可能原因 • 在宇宙化学体系形成地球的演化（核化学）过 程中必然伴随着气态元素的逃逸，而地球原始的 化学演化（电子化学）具体表现为较轻易熔的碱 金属铝硅酸盐在地球表层富集，而较重的难熔镁、 铁硅酸盐和金属铁则向深部集中。 由此可见地壳元素的丰度取决于两个方面的原 因: 元素原子核的结构和稳定性；宇宙物质形成地 球的整个演化过程中物质的分异。
铬和钼的组态为(n-1)d5ns1,而不是(n-1)d4ns2,这被称为 “半满规则”——5个d轨道各有一个电子,且自旋平行。 但同族的钨却符合构造原理，不符合“半满规则”。 不过，某些镧系元素和锕系元素也符合“半满规 则”——以7个f轨道填满一半的(n-2)f7构型来代替(n-2)f8。 因此，总结更多实例，半满规则还是成立。
总之，现今地壳中元素丰度特征是由元素起源 直到太阳系、地球（地壳）的形成和存在至今这 一段漫长时期内元素演化历史的最终结果。
§7-2 现代元素周期表
• 7.2.1现代元素周期表 • 有各种各样的元素周期表(图) • 下面给出几种
Dimitri Mendeleev （门捷列夫）设计的元素周期表
Dr. Timmothy Stowe 的设计：电子层状
• 1.地壳中元素的相对平均含量是极不均一的。 • 丰度最大的元素是O为47%，与丰度最小的元素 Rn（6x10-16）相差达1017倍，相差十分悬殊。
地壳中丰度最大的九种元素O、Si、Al、Fe、Ca Na、K、Mg、Ti,占地壳总质量的98.13%；前十五种 元素占99.61%,其余元素仅占0.39%。 • 这表明，地壳中只有少数元素在数量上起决定作 用，而大部分元素处于从属地位。
• d区元素：它们的价层电子构型是(n－1)d1～9ns1～2， 最后1个电子基本都是填充在倒数的第二层(n－1)层d 轨道上的元素，位于长周期的中部。这些元素都是金 属，常有可变化的氧化值，称为过渡元素。它包括 ⅢB～Ⅷ族元素。ds区元素：价层电子构型是(n－ 1)d10ns1～2，即次外层d轨道是充满的，最外层轨道 上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区， 故称为ds区，它包括ⅠB和ⅡB族，处于周期表d区和p 区之间。它们都是金属，也属过渡元素。f区元素： 最后1个电子填充在f轨道上，价层电子构型是：（n －2）f 0～14ns2,或(n – 2)f 0～14(n－1)d 0～2ns2，它包 括镧系和锕系元素（各有14种元素），由于本区包括 的元素较多，故常将其列于周期表之下。它们的最外 层电子数目相同，次外层电子数目也大部分相同，只 有外数第三层的电子数目不同，所以每个系内各元素 的化学性质极为相似，都为金属，将它们称为内过渡 元素。
He
23
Ne
19
F
ç ë Ü µ À Ä /eV
15
H C Be B
Ar N O Kr Cl Br P S Zn Si Mg Al Na As Se Xe I Cd Te Pd Sb RhAg Sn MoRu Zr Tc Nb Y In Sr Rb Hg IrAu OsPt W TaRe Ce D TbyEr Nd Gd HoTm Yb LaPrPmmu SE Hf Ba Lu Cs Rn
Cs Fr 2.3 K Ba Ce Pr La Nd Pm Sm Eu Ra Ac Pa Th U Pu Np Am Cm Bk Cf No Es Fm Md Rb
1.8 Na Li Ca Sc Ti V
ì À ë ¶ £ ¹ µ ©¾ /©
Sr Y Zr Nb Mo Cr Ru Tc Rh In Pd Ag Sn Cd Sb Te I Xe
Emil Zmaczynski 的设计：金字塔式
Thoedor Benfey 的设计：螺旋型
现代元素周期表
7.2.2 元素的分区
• s区元素：最后1个电子填充在ns轨道上，价层电 子的构型是ns1或ns2，位于周期表的左侧，包括 ⅠA和ⅡA族，它们都是活泼金属，容易失去电子 形成+1 或+2价离子。p区元素：最后1个电子填 充在np轨道上，价层电子构型是ns2np1～6，位于 长周期表右侧，包括ⅢA～ⅦA族元素。大部分为 非金属。0族稀有气体也属于p区。s区和p区的共 同特点是：最后1个电子都排布在最外层，最外层 电子的总数等于该元素的族数。s区和p区就是按 族划分的周期表中的主族。
第七章 元素与元素性质的周期性
§7-1 元素的起源于分布
7.1.1 元素的起源 研究简史 元素起源是宇宙物质的形成 和演化问题的一个组成部分。元素起源 理论是在元素宇宙丰度的测定、现代核 结构理论和宇宙起源理论的基础上逐步 完善起来的。
• 1889年克拉克(F.W.Clrke)提出元素起源于原 始的“不可分原质”的近代设想。 • 1949年,伽莫夫(G.Gamow)等提出了宇宙起 源的大爆炸模型（Big Bang Cosmolog但是由于 不存在质量数为5和8的稳定核素，使得过程 不能跨越这两个质量间隙合成重于(He和Li) 的核素。
第五周期过渡金属原子的4d能级和5s能级的轨道能差别 较小，导致5s1构型比5s2构型的能量更低。第六周期，其 过渡金属的电子组态多数遵循构造原理，可归咎为6s能级 能量降低、稳定性增大，与这种现象相关的还有第6周期p 区元素的所谓“6s2惰性电子对效应”。 6s2惰性电子对效应：是因随核电荷增大，电子的速度 明显增大，这种效应对6s电子的影响尤为显著，这是由于 6s电子相对于5d电子有更强的钻穿效应，受到原子核的有 效吸引更大。 这种效应致使核外电子向原子核紧缩，整个原子的能量 下降。6s2惰性电子对效应对第六周期元素许多性质也有明 显影响，如原子半径、过渡后元素的低价稳定性、汞在常 温下呈液态等等。
就得到该原子的半径，对于异种原子（设为AB），只
要已知其中一种元素（如A）的原子半径，就可用核
间距（如A—B）求取另一种元素（如B）的原子半径。
2. 电离能 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基 态正离子所需要的能量叫做第一电离能。 一般用In作为电离能的符号，n=1，2，3，...分别 叫第一电离能、第二电离能、第三电离能，...。 实质上，电离能是原子或离子的能量与它失去电 子得到的产物的能量之差,如: A(g)→A+(g)+e I1 = DE = E(A+) – E(A) A+(g)→A2+(g)+e I2 = DE = E(A2+) – E(A+) 除氢原子和类氢原子外，所有多电子原子（或离 子）的电离能跟“离去电子”的“轨道能”并不恰 好相等。图：第一电离能的周期性
§7-3原子电子构型特例
7.3.1原子电子构型的特例
• 周期系中有约20个元素的基态电中性原子的电子组态（electron configuration，又叫构型或排布)不符合构造原理，常见元素是： • • 元素 按构造原理的组态 实测组态 • (24Cr) 1s22s22p63s23p63d44s2 1s22s22p63s23p63d54s1 • (29Cu) 1s22s22p63s23p63d94s2 1s22s22p63s23p63d104s1 • (42Mo) 1s22s22p63s23p63d104s2 4p64d45s2 • 1s22s22p63s23p63d104s2 4p64d55s1 • (47Ag) 1s22s22p63s23p63d104s2 4p6d95s2 • 1s22s22p63s23p63d104s2 4p6d105s1 • (79Au) 1s2·· 24p64d104f145s25p65d96s2 ·4s • 1s2· 4s24p64d104f145s25p65d106s1 · · • 详见教材p283表7-5
地壳中主要元素含量
• 2.地壳中元素丰度不是固定不变的，它是不 断变化的开放体系。 （1）地球表层H, He等气体元素逐渐脱 离地球重力场； （2）每天降落到地球表层的地外物质 102-105吨； （3）地壳与地幔的物质交换； （4）放射性元素衰变； （5）人为活动的干扰。
• 3.对比地壳、整个地球和太阳系元素丰度数据发 现，它们在元素丰度的排序上有很大的不 同。 太阳系： H>He>O>Ne>N>C>Si>Mg>Fe>S； 地球：Fe>O>Mg>Si>Ni>S>Ca>Al>Co>Na； 地壳：O>Si>Al>Fe>Ca>Na>K>Mg>Ti>H。 • 与太阳系或宇宙相比，地壳和地球都明显地贫H、 He、Ne、N等气体元素；而地壳与整个地球相比， 则明显贫Fe和Mg，同时富集Al、K和Na，这种差 异说明什么呢？
§7-4原子性质的周期性
元素周期系诸元素在性质上是如何相互联系的。下面讨论的 原子半径、离子半径、电离能、电子亲和能、电负性等概念被 总称“原子参数”，广泛用于说明元素的性质。 1.原子半径 原子的大小可以用“原子半径”来描述。原子半径的标度很 多，各种不同的标度，原子半径的定义不同，差别可能很大。 根据量子力学理论，1965年定义原子最外层原子轨道电荷密 度（即D函数）最大值所在球面为原子半径，用量子力学方法 计算得出一套所谓“轨道半径”的理论原子半径。
N
Ne Al
K
Ti Mn Ni Ga Se Rb Zr Tc Pd In Te Cs Ce Pm Gd Ho Yb Ta Os Au Pb At Ra Pa Pu Bk Fm ª Ô Ø ¨ Ë £ 1-102£ ©
我们通常是用实验方法测定原子形成各种分子或固
体后的核间距，对于同种原子，测得的核间距除以2，
• 核素的合成过程 宇宙中的元素通过宇宙核素合成、 恒星核素合成以及银河宇宙线与星际物质相互作用 生成。 宇宙核素合成 元素起源与宇宙起源密切相关。宇 宙大爆炸模型认为，宇宙起源于极热和密度很大的 原始火球，一次大爆炸使得宇宙不断膨胀，辐射温 度和物质密度不断降低，这个膨胀过程今天仍在继 续。 • 恒星核素合成 伴随恒星的演化，宇宙核素合成的 轻元素经由恒星核素合成过程，逐步生成宇宙的各 种重元素。