《元素周期表》(元素的性质与原子结构)
第一节 元素周期表(人教版)必修二
Page 29
卤素单质与水的反应
2F2＋2H2O = 4HF＋O2 （特例） Cl2 ＋H2O = HCl＋HClO
Br2＋ H2O = HBr＋HBrO
反 应 越 来 越 难 以 发 生
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卤素单质与金属的反应
与钠的反应 2Na+Cl2=2NaCl 与铁的反应 2Fe+3Cl2=2FeCl3 Fe+I2=FeI2 与铜的反应 Cu+Cl2=CuCl2 Cu+Br2=CuBr2
反应条件（F2 → I2）
所需条件越来越高。
生成的氢化物的稳定性（F2→I2）
氢化物的稳定性越来越差。
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氢化物性质的递变规律
• 酸性：HF<HCl<HBr<HI • 热稳定性： HF>HCl>HBr>HI • 沸点：HF>HI>HBr>HCl
• 还原性：HI>HBr>HCl>HF
Page 41
2.3 卤素单质的物理性质
溴的物理性质：
常温下，是深红棕色液体
易挥发，溴蒸气为红棕色，有刺激性气味
密度比水，大在水中的溶解度不大
溴的保存：
密闭保存，加水液封，盛溴的试剂瓶不可 选用橡胶塞。
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碘的物理性质： 碘是一种紫黑色固体 具升华性质，碘的蒸气呈紫色 固态物质不经过转变成液态而直接变成气态 的现象） 碘（I2）遇淀粉变蓝色 溴和碘易溶于有机溶剂
Page 23
碱金属物理性质的相似性与递变性
（1）相似性
①除Cs外，其余的都呈银白色； ②碱金属都比较柔软，有延展性； ③密度较小； ④熔、沸点较低； ⑤导热、导电的性能都很强。
元素周期表(带详细解析)
第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表重难点一元素周期表1．构成原子(离子)的微粒间关系(1)原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数(原子中)。
(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)。
(4)质子数(Z)＝阳离子的核外电子数＋阳离子的电荷数。
(5)质子数(Z)＝阴离子的核外电子数－阴离子的电荷数。
2．元素周期表的结构(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。
特别提醒族序数为Ⅱ、Ⅲ的地方是主族和副族的分界线，第一次分界时主族在副族的前面，第二次分界时副族在主族的前面。
“第一次”指ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ依次排列。
“第二次”指ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0依次排列。
重难点二 零族定位法确定元素的位置 1．2.比大小定周期比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的两种0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。
3．求差值定族数(1)若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA 族或ⅡA 族。
(2)若比相应的0族元素少1～5时，则应处在同周期的ⅢA ～ⅦA 族。
(3)若差其他数，则由相应差值找出相应的族。
重难点三 元素的性质与原子结构 1．碱金属单质的相似性和递变性 (1)相似性①与O 2反应生成相应的氧化物，如Li 2O 、Na 2O 等。
②与Cl 2反应生成RCl ，如NaCl 、KCl 等。
③与H 2O 反应，能置换出H 2O 中的氢，反应通式为2R ＋2H 2O===2ROH ＋H 2↑。
④与非氧化性酸反应，生成H 2，反应通式为2R ＋2H ＋===2R ＋＋H 2↑。
(R 表示碱金属元素)(2)递变性从Li 到Cs ，随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。
第二节 原子结构与元素的性质 元素周期表
问题与思考3：
1 2 3
按电子排布，可把周期表里的元素划分为哪 些区？各区包含哪些元素？
s
d
ⅢB--ⅦB、Ⅷ
p
ds
ⅠB ⅡB
4 ⅠA 5
ⅡA
ⅢA--ⅦA、
6 7
0族
f
镧系、锕系
问题与思考4：
1 2 3
各区元素的价电子构型如何？
s
p
4 ns1-2 5
6
d
(n-1)d1-8ns1-2 (个别例外)
ds
(n-1)d10ns1-2
ns2np1-6
7
f
(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2
问题与思考5：
如何根据原子的价电子构型判断元素在周期表中 位置？ 价电子 4s1 3d3 4s2 4d55s1 5d76s2 4s24p5 构型 第四周期 第四周期 第五周期 第六周期 第四周期 ⅦA族 ⅤB族 Ⅷ族 ⅥB族 位置 ⅠA族 位置 第五 第四 第七周 周期 周期 期 ⅡA 族 ⅥA 族 ⅣB 族 5s2 4s2 4p4 6d2 7s2 第六周 第五周 期 期 ⅡB族 ⅠB族 5d10 6s2 4d10 5s1
比较元素金属性强弱的方法
• (1)根据金属活动性顺序表判断。自左至右 金属活动性顺序表 金属性减弱，即失电子能力减弱，如： Zn>Cu。 • (2)根据元素周期表判断。同周期，从左至 比较它们在元素周期表中的位 右金属性减弱。同主族，自上而下金属性增 强。如：Na>Mg>Al ，Na<K。 置
• (3)根据元素的单质与水(或酸)反应置换出 氢的难易程度判断。置换反应越易发生的 单质与水（酸）反应 元素金属性越强。如钾与水比钠与水反应 剧烈，则K>Na(金属性)。 • (4)根据其最高价氧化物对应的水化物—— 氢氧化物碱性强弱的判断。碱性越强，元 最高价氧化物对应的水化物的 素的金属性越强。如： NaOH>Mg(OH)2>Al(OH) 碱性 3(碱性)，则 Na>Mg>Al(金属性)。
《元素周期表》PPT课件
63 95
64 96
65 97
元素周期表的整体结构
短周期（3个）：第1.2.3 周期 周期 （7个） 元素周期表 主族（7个）ⅠA ～ ⅦA 族 副族（7个）ⅠB ～ ⅦB 过 渡 元 素
长周期（3个）：第4.5.6周期
不完全周期（1个）：第7 周期
（16个） Ⅷ族 第8 9 10 三个纵列 零族 稀有气体元素
练习：
1、已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断 其位于第几周期，第几族？
电子层数 最外层电子数
决定 决定
周期序数 主族序数
４、下列各表为周期表的一部分（表 中为原子序数），其中正确的是（ D ） （A）
2 3 11 19 4
（B）
2 10 11 18 19
（C）
6 11 12 13 24
（D）
2）卤素单质与碱反应
X2+ 2NaOH = NaX+ NaXO+H2O
元素非金属性强弱判断依据：
1、单质与氢气生成气态氢化物的难易程度，化 合越容易，非金属性越强 2 形成气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，非 金属越强。 3、最高价氧化物的水化物的酸性强弱，酸性越强， 非金属性越强
4 非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐 溶液中置换出来
长周期（3个）：第4.5.6周期
不完全周期（1个）：第7 周期
类别
周期序 数 1 2 3 4
起止元 素 H—He Li—Ne Na—Ar K—Kr Rb—Xe
包括元素 种数 2 8 8 18 18
核外电子 层数 1 2 3 4 5
短周期
长周期
5
6
不完全 周期 7
Cs—Rn
高三化学 原子结构与元素的性质
6.电离能（I）
电离能 / (kJ.mol-1)
价电2子500 构He 型与电离能I1
O< N<F<NeNe < He
2000
S < P < Cl
全满
Ar
1500 H
N 半满 Kr
1000 Be Mg
He电离能最大
Ne
Xe
F
Be500 Li
Ca
C Na K
O Sr Na < ABla <Mg
主族元素(s,p区)：最外层电子 4、价电子 过渡元素(d,ds,f区)：
最外层电子+次外层(甚至倒数第三层)部分电子 5、原子半径 ：受Z、能层数及测定方法的影响
同周期(稀有气体除外)：左右递减 r大小比较 同族：上下递增
同元素：r- > r > r+ 同电子构型：Z越大，r越小
• 例1、已知某元素的原子序数是25，写 出该元素原子的价电子层结构式，并指 出该元素所属的周期和族。
化 最高价氧化物的水化物：同__周__期_碱__性__递__减__、__酸性递增
合 物
氢化物
由单质直接合成的条件：左_右__渐__易_、__上__下__渐难
稳定性：_左_右__渐__强__、__上_下__渐__弱___
电子构型与周期表
1s1———————————————1s2 2s1———————————————2p6 3s1———————————————3p6 4s1—3d184s2——3d104s1-2—4p1———4p6 5s1—4d185s2——4d105s1-2—5p1———5p6 6s1—5d1——4f114——5d10————— 6p6 7s1—6d1——5f114——6d27(to be continued)
元素的性质与周期表
元素的性质与周期表元素是构成物质的基本单位，它们拥有特定的性质和特征。
通过对元素性质的研究，科学家们发现了元素之间的规律，并总结出了周期表。
本文将探讨元素的性质以及周期表的基本结构和意义。
一、元素的性质1. 原子结构：元素由原子组成，原子由质子、中子和电子构成。
质子位于原子核中，负责携带正电荷；中子也位于原子核中，质量和质子相近，不带电荷；电子围绕原子核运动，带有负电荷。
2. 原子量和原子序数：原子量代表一个原子质量的大小，原子量的单位是原子质量单位（amu）；原子序数是元素在元素周期表中的顺序编号，也代表了元素中质子和电子的数量。
3. 电子层和能级：电子围绕原子核的轨道称为电子层，能级则是电子在电子层内分布的能力。
第一层能容纳2个电子，第二层能容纳8个电子，第三层能容纳18个电子。
4. 离子化倾向：元素的离子化倾向指的是元素失去或获取电子形成带电离子的能力。
离子化倾向较高的元素倾向于失去电子形成正离子，而离子化倾向较低的元素则倾向于获取电子形成负离子。
5. 化合价：元素的化合价是指元素形成化合物时所能与其他元素结合的能力。
元素的化合价决定了化合物中元素的比例和结构。
二、周期表的基本结构周期表是按照元素的原子序数排列的表格，以期望揭示出元素间的规律和周期性变化。
元素周期表的基本结构包括周期数、主族和过渡金属。
1. 周期数：元素周期表的纵向排列被称为周期数，每个周期数代表了一个电子层的填充情况。
一般来说，周期数越高，电子层数量越多。
2. 主族：主族是周期表中的垂直列，共有18个主族。
主族元素在化学性质上有一些共同特点，如原子结构、原子性质和化合价。
3. 过渡金属：过渡金属位于周期表的中间，它们是一类具有良好导电性和可变化化合价的金属元素。
三、周期表的意义周期表是化学研究中的基础工具，它意味着元素性质和规律的发现与总结。
具体来说，周期表的意义包括：1. 揭示元素之间的规律：周期表将元素按照一定的顺序排列，相邻元素之间往往具有相似的化学性质和反应规律。
《 元素周期表》课件
Cs 略带金属光泽， 1.879 柔软
熔点 /0C 180.5 97.81 63.65 38.89 28.40
沸点 /0C 1347 882.9 774 688 678.4
碱金属元素的性质与结构
相似性
递变性
名称
最外 层电 子数
物理 性质
化学 性质
电子 层数
密度Biblioteka 熔点沸点元素 性质
锂Li 钠Na
钾K 1
大段--入破时，只见吹笛人呼吸盘旋回转，指法粉碎如雨敲窗。再听笛声犹如千军万马撕杀奔吼，又如雨打沙滩辟 罗有声。游徒崾??馕豢腿死氪??ィ?哟瞬恢?侣洹?p>还有一次，李谟因故请假去越州。到了越州后，当地的达官名
素，推测砹或砹的化合物最不可能具有 士或设公宴、或设私宴请他，为的是能亲耳聆听到他吹奏的笛声。当时，正逢越州新有十几位生员考中了进士。这
A、砹化氢HAt很稳定 酒宴开始后，只见湖水澄碧、波光荡漾，芳草修林，景物非凡。李谟以手拂笛，立于船边。在桨声中，舟船渐
移湖心。此时轻云笼湖，微风拂浪，波澜陡起。李谟捧笛吹奏，笛声初发，风云齐开，水明林秀，上下澄碧，仿佛 如有鬼神之工使之如此!船上的宾客都赞叹不已，纷纷说：“就是敬天的神乐也没有这么大的神力啊!”独孤丈一言未 发。与会的人都脸现不快。李谟也认为这个老丈轻视自己，也怨愤不语。过了好一会儿，才又静思一曲吹奏出来。
铷Rb 铯Cs
单质
软 具有
白 轻
强还 逐
原性， 与大
渐
低
多数 非金
导 属、
增 多
水反
应
呈逐
增 大 趋
渐 降
势低
逐 渐 降 低
金 属 性 逐 渐 增 强
碱金属的原子结构示意图
选修3第一章第二节原子结构与元素的性质
第一章原子结构与性质
第二节 原子结构与 元素的性质
知识回顾：一、元素周期表的结构（由周期
与族构成）
第1周期(H--He)：2 种元素
短周期 第2周期(Li--Ne)：8 种元素
第3周期(Na--Ar)：8 种元素
周期
（横行）
第4周期(K--Kr)：18 种元素
长周期 第5周期(Rb--Xe)：18 种元素
1、影响因素:
原子半径 的大小
取决于
1、电子的能层数 2、核电荷数 3、核外电子数
2、规律：
（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。
（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。 （3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半 径越大。
（二）电离能
1、概念
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。 用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需 要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2
解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱 酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。
二、元素周期律
1．定义
元素的性质随（ 核电荷数）的递增发生周期
性的递变，称为元素的周期律。 2．实质
元素原子 核外电子排布 的周期性变化．
（一）原子半径
元素周期表中的 同周期主族元素从左 到右，原子半径的变 化趋势如何？应如何 理解这种趋势？周期 表中的同主族元素从 上到下，原子半径的 变化趋势如何？应如 何理解这种趋势？
3、为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上 角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常 被称为半金属或准金属。为什么？
(完整版)元素周期表详解
元素周期表中元素及其化合物的递变性规律1 原子半径（1）除第1 周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；（2 ）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
注意：原子半径在VIB 族及此后各副族元素中出现反常现象。
从钛至锆，其原子半径合乎规律地增加，这主要是增加电子层数造成的。
然而从锆至铪，尽管也增加了一个电子层，但半径反而减小了，这是与它们对应的前一族元素是钇至镧，原子半径也合乎规律地增加（电子层数增加）。
然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素，由于电子层数没有改变，随着有效核电荷数略有增加，原子半径依次收缩，这种现象称为“镧系收缩”。
镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响，出现了铪的原子半径反而比锆小的“反常”现象。
2 元素变化规律（1 ）除第一周期外，其余每个周期都是以金属元素开始逐渐过渡到非金属元素，最后一稀有气体元素结束。
（2 ）每一族的元素的化学性质相似3 元素化合价（1）除第1 周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1 递增到+7 ，非金属元素负价由碳族-4 递增到-1 （氟无正价，氧无+6 价，除外）；（2 ）同一主族的元素的最高正价、负价均相同（3）所有单质都显零价4 单质的熔点（1 ）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；（2 ）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增5 元素的金属性与非金属性（1 ）同一周期的元素电子层数相同。
因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；（2 ）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。
6 最高价氧化物和水化物的酸碱性元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。
原子结构和元素周期表
1.3 氢原子的结构
4dxy 等值线图
1.3 氢原子的结构
5. 原子轨道的轮廓图
将等值线图围绕对称轴 转动，即可得到原子轨 道的轮廓图。 把波函数的等值面和正负 粗略地在直角坐标系中表 达出来，称原子轨道等值 轮廓图或简称原子轨道图
1s
1.3 氢原子的结构
5. 原子轨道的轮廓图
2px
2pz
1.3 氢原子的结构
a）Pauli原理：一个原子轨迹只能容纳自旋相反的两个电子（波函 数反对称要求）； b）能量最低原理：在不违背Pauli原理的前提下，电子优先占据低 能量轨道；（体系总能量最低） c）Hund规则：能量相同的轨道，电子尽可能自旋平行地分占； （总自旋S最大） d）Hund规则的补充规则：对能量相同的轨道，全充满，半充满时 比较稳定。（电子云呈球形）
称为原子质量单位，记为1u。
原子量为X，实际质量为多少？
1.1 原子和元素
元素的原子量：设元素A有n种同位素，第i(i=1,2,…,n)个同位素的原子 量和丰度分别为 wi 和 f i ，则元素A原子量为
wA wi f i
n i 1
丰度：第i种同位素在该元素中所占的原子数百分比 例：氧元素的原子量：15.9994 同位素 丰度 质子量
1.3.2量子数的物理意义 2.轨道角动量量子数l: 亚能级 角动量 M l (l 1)
l 0,1,2,3,...,n 1
s, p, d , f , g , h,...,
1.3 氢原子的结构
1.3.2量子数的物理意义 3.磁量子数m:伸展方向 角动量在z方向的分量
M z m m 0,1,2,...,l
轨道全充满或半充满体系能量 最低，最外层(n-1)dx-1ns1或(n1)dxns0 Cr原子Z=24，Cr:[Ar](3d)5(4s)1 Cu原子Z=29， Cu:[Ar](3d)10(4s)1
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
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
《元素周期表》课件ppt课件
观察，可得 A是氮元素
B是 氧元素
C是
二、元素的性质与原子结构
1.碱金属元素
元素 元素 名称 符号
核电 荷数
最外层电子 电子
数
层数
原子结构
相同点
递变性
锂
碱
金 属
钠
元
素钾
铷
Li
3
Na
11
K
19
Rb
37
1
2
最
1
3
1
外 层 都 有
核电 原 电子 子 荷层 半 数数 径
1
4
个
逐逐 逐
电
渐渐 渐
子
增增 增
1
原子 序数
6
13 34 53 88
周期 2 3 4 5 7
族 IVA IIIA VIA VIIA IIA
课 堂 练
4.下列各表为周期表的一部分（表中为 原子序数），其中正确的是（D ）
习 （A）
（B）
234
2
11
10 11
19
（C） 6
18 19
（D） 67
11 12 13
14
24
31 32
课 堂 5、元素X的原子获得3个电子或元素Y的原 练 子失去2个电子后，它们的电子层结构与 习 氖原子的电子层结构相同。X、Y两种元
H、Be 、 Al
。
族序数等于周期序数2倍的元素
有： Ｃ S
。
周期序数＝族序数2倍的有： Li、Ｃa
。
课 堂 7. A、B、C是周期表中相邻的三种元素， 练 其中A、B是同周期，B、C是同主族。此三 习 种元素原子最外层电子数之和为17，质子数
元素周期表的结构与性质
元素周期表的结构与性质元素周期表是现代化学中最基本的工具之一，它反映着元素之间的关系，可以帮助我们更好地理解化学反应和物质性质。
本文将介绍元素周期表的结构和性质。
一、周期表的结构元素周期表是由俄国化学家季莫费耶夫 (D.I.Mendeleev) 和德国化学家洛塔尔·迈耶 (J.Lothe) 独立开发的，它们都是基于元素物理和化学性质的相似性来组织的。
周期表的主体是由元素原子序数排列而成，它从左到右，由上到下按照原子序数的递增顺序排列，即“周期表周期上元素原子序数递增，周期表周期内元素原子序数递减”的基本规律。
常规的元素周期表按原子序数分为7个周期，每个周期由两个元素逐渐加入，形成18个元素族（有时称为“栏”或“列”）。
从第1周期中的氢（H）到第7周期中的钅（原子序数118），这些元素的数量不断增加，有时会存在括号中。
在周期表中，水平行称为“周期”，由左到右逐渐加上元素；垂直栏称为“族”，元素具有类似的性质。
周期表的左侧通常由金属和金属化合物组成，右侧则主要由非金属元素组成。
中间从碳到锗的元素则有时被称为“半金属”，拥有一些金属和非金属元素的性质。
元素的周期相应地反映了元素的原子结构，其中第1周期中只含有一个电子壳层——K壳，而最后一个周期则具有七个电子壳层——K、L、M、N、O、P、Q层，这就意味着周期表的右下角元素具有较多的电子层和较强的金属和非金属元素性质。
二、元素周期表的核心元素周期表中最重要的发现之一是化学元素之间的周期性性质。
尤其是元素周期表上的族性质，使我们可以根据元素的周期位置，预测它们在反应和化学性质方面的规律。
根据元素周期表，我们可以得出以下推论：1.元素具有周期性的物理性质周期表上的元素根据它们的原子结构，拥有周期性的电离势、电子亲和能、原子半径、电负性等性质。
例如，周期表上的右侧元素通常比左侧元素拥有更高的电离势和电子亲和能，这表明它们对电子的吸引力更强，并且更加稳定，因此不容易与其他元素发生化学反应。
原子结构和元素周期表ppt课件
族 序 数
ⅠⅡ ⅢⅣⅤ Ⅵ A A BBB B
Ⅶ B
Ⅷ
ⅠⅡⅢⅣⅤⅥⅦ BBAAAAA
0
常见族的别名：
第ⅠA族（除氢外）：碱金属元素 第ⅦA族： 卤族元素 0族：稀有气体元素
（2）族的分类 18个纵行16个族
主族：由短周期元素和长周期元素共同构成（7个）
表示方法：ⅠA 、ⅡA 、ⅢA 、ⅣA 、ⅤA、 ⅥA、 ⅦA
原子结构与元素周期表
原子结构：
质子
电子
中子
质子 带正电荷
{ { 原子
原子核
（带正电荷）中子
不带电
（不带电） 核外电子 (带负电荷)
核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数
构成原子 的粒子
质量/kg
电子 9.109×10－31
质子 1.673×10－27
中子 1.675×10－27
相对质量
1/1836 （电子与质子质量之比）
与氩原子电子层结构相同的阳离子是：K+、Ca 2+ 与氩原子电子层结构相同的阴离子是：S2- 、Cl-
元素周期表：
门捷列夫 相对原子质量
相对原子质量
核电荷数
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
每一横行电子层数相同；每一纵行最外层电子数相同（除稀有气体元素） 编排原则：（1）按原子序数递增的顺序从左到右排列。 （2）将电子层数相同的元素排列成一个横行，即周期。 （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纵行， 即族。
原子结构与元素周期表解析原子结构与元素的性质
原子结构与元素周期表解析原子结构与元素的性质原子是构成物质的基本单元，它的结构对物质的性质具有重要影响。
元素周期表是综合总结了众多元素的性质，并将其有序排列的表格，通过分析元素周期表的结构可以深入理解原子结构与元素的性质。
一、原子结构的组成原子由电子、质子和中子组成。
电子是负电荷带电粒子，质子是正电荷带电粒子，中子则不带电荷。
原子结构的基本模型是以质子和中子组成的原子核，而电子则绕着原子核运动。
二、电子的能级和轨道电子在原子中的能量分布是通过能级和轨道来描述的。
能级即电子的能量状态，轨道则为电子在该能级状态下的运动路径。
能级和轨道的不同组合决定了原子的化学性质。
根据量子力学理论，原子的能级分为不同的壳层，分别用数字1、2、3等表示，数字越大表示能级越高。
每个能级又分为不同的轨道，如s、p、d、f等轨道。
s轨道为球形，最接近原子核；p轨道为双圆柱形，比s轨道远离原子核；d轨道为四叶草形，比p轨道再远离原子核；f轨道为八叶草形，比d轨道再远离原子核。
三、元素周期表的结构元素周期表按照原子的电子构型和化学性质进行排列，可以分为横行和竖列。
横行称为周期，竖列称为族。
周期表中每一个元素的位置由其原子核中的质子数（即原子序数）决定。
原子序数越大，元素的质子数越多。
原子序数为1的元素是氢，具有一个质子和一个电子。
原子序数为2的元素是氦，具有两个质子和两个电子。
以此类推。
周期表中的竖列是由元素的外层电子数来划分的。
具有相同外层电子数的元素具有相似的化学性质，因为外层电子决定着元素的化学反应。
四、原子结构与元素性质的关系原子的电子结构决定了元素的化学性质。
主要体现在以下几个方面：1. 电子的能级和轨道决定了元素的化合价。
能级较低的元素倾向于失去电子，形成正离子；能级较高的元素倾向于获得电子，形成负离子。
2. 原子的外层电子数决定了元素的周期性变化。
周期表中的元素在同一族中具有相似的外层电子数，从而具有相似的化学性质。
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响、红”现象
碱和氢 的递增，还
K 更剧烈，气体会燃烧，轻微爆炸 气 原性（金属 性）逐渐增
Rb
碱性逐渐
Cs 遇水燃烧，甚至爆炸 增强
强。
2M + 2H2O 2MOH + H2↑ (M=Li, Na, K, Rb, Cs)
(1)碱金属元素结构和化学性质的相似性和递变性
Li Na K Rb Cs
1.相似性： 最外层上都只 有一个电子 2.递变性： 核电荷数↑
教学重点 碱金属元素与卤族元素递变规律 教学难点 元素性质的递变规律与原子结构的关系
一。碱金属元素
Li Na K Rb Cs Fr
1.元素的原子结构和元素的性质之间有什么关系呢？
2.我们把ⅠA 族(除氢)称为碱金属，为什么要把它们 编在一个族呢？
1.碱金属元素
观察碱金属元素的原子结构示意图有何异同？
燃烧，较
不剧烈
Li2O
Na
加热
燃烧，剧烈
Na2O2
K
稍加热 燃烧，更剧 更复杂的氧
烈
化物KO2
Rb 接触空气不加 热
Cs 接触空气不 加热
剧烈 剧烈
更复杂的氧 化物
更复杂的氧 化物
结论
从Li到 Cs，随电 子层数的 递增，还 原性(金 属性)逐 渐增强.
(B)与水反应
请描述钠与水反应的实验操作及现象；
还原性：Li < Na < K < Rb < Cs 氧化性：Li +< Na+ < K+ < Rb+ < Cs+
易失难得
(1)碱金属单质的物理性质
阅读P7，试着归纳碱金属物理性质的相似性和递变性
Li
K
Rb
Cs
密度反常，比钠
最轻的金属， 保存在石蜡里
表1-1 碱金属的主要性质
的密度小
碱金属单 质
颜色和状态
金属 对应碱 性 的碱性
物理性质
密度 熔沸 点
Li
增
Na
K
增增 增
Rb 加 加 加
减 弱
增 强
增 强
大 (K 除
降 低
Cs
外)
二。卤族元素
.
18
结合下表，总结并推测卤族元素的原子结构和性质有什么相似性 和递变性？
元素 元素 核电荷 原子结构示意图 最外层 电子 原子半径
名称 符号 数
电子数 层数 (nm)
第一章 物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表 二。 元素的性质与原子结构
且末县中学：吾斯曼江·艾沙
.
1
教学目标
知识与技能 1.掌握碱金属元素、卤族元素的主要性质及其递变规律。 2.初步掌握主族元素原子结构与元素性质的内在联系。 过程与方法 1。归纳、总结碱金属元素和卤族元素的性质。 2。探究碱金属、卤族元素原子结构与性质的关系。 情感、态度与价值观 通过探究、分析、比较和归纳，培养学生的创造性思维。
钠、钾与水反 应的实验对比
钠
钾
与水反应 浮、熔、游、响、红 浮、熔、游、响、红，有 微弱爆炸
反应方程 2Na + 2H2O
式
2NaOH + H2↑
2K + 2H2O 2KOH + H2↑
(B)与水反应
元素
现象
产物
结论
Li 会反应，比Na缓慢
从Li到Cs，
Na 剧烈反应，有“浮、熔、游、 对应的 随电子层数
元素 元素 核电荷 原子结构示意图 名称 符号 数
锂 碱
Li
3
金 属
钠
Na
11
元
素钾
K 19
最外层 电子数
1
电子 原子半径 层数 (nm)
0.152
2
1
3
0.186
0.227
1
4
铷
Rb 37
0.248
1
5
铯
Cs 55
0.265
1
6
(1)碱金属原子结构
锂 钠 钾
原子结构的异同：
1.相同点：碱金属元素原子结构的 __最__外__层_电__子__数___相同，都为_1_个__， 都易失去电子，具有强还原性。
-219.6 -188.1
-101 -7.2
-34.6 58.78
113.5 184.4
熔沸点逐渐
升高
.
20
1.结构特点
①卤族元素位于周期表第__Ⅶ__A______族；
②相同点：最外层上都有__7______个电子；
③递变性：从F→I，核电荷数逐渐__增__多____，电子层数逐渐 _____增__多_____，原子半径逐渐____增__大______。
2．卤素单质的主要物理性质及递变规律
(1)颜色、状态
2.递变性：从Li 到Cs，碱金属元素的
铷
原子结构中，___电__子__层__数依次增多，
____原__子__半__径_依次增大。
铯
结构决定性质，可否从碱金属原子的结构角度推测其化学 性质如何？又是否完全相同？
+3 2 1 +11 2 8 1 +19 2 8 8 1 +37 2 8 18 8 1 +55 2 8 18 18 8 1
氟F
卤
9
族氯 元
Cl
17
素 溴 Br
35
碘I
53
7
2
0.071
7
3
0.099
7
4
0.114
7
5
0.133
.
19
资料卡片 卤素单质的物理性质
卤素单质
颜色和状态
F2
淡黄绿色，气体
Cl2 黄绿色，气体 Br2 深红棕色，液体
I2
紫黑色，固体
密度 (g.cm3)
1.69
3.214 3.119
4.93
熔点 沸点(℃) (℃)
失去1个电子
+1价阳离子 表现出还原性 可与非金属、水等反应
(2)碱金属单质的化学性质
(A)与氧气反应
钾与氧气的反应实验
现象
钠
钾
与氧气反应 剧烈燃烧，火焰呈 黄 色， 剧烈燃烧，火焰
生成 淡黄 色的固体
呈紫色
反应方程式
△ -1
2Na+O2
Na2O2
K+O2
△
-1 2
KO2
元素
条件
现象
产物
Li 加热
碱金属物理性质的递变规律
相似点 递变性
碱金属单质 颜色 硬度 密度
熔沸点 导电导热性 密度变化 熔沸点变化
Li
Na K Rb
Cs
均为银白色（Cs略带金色）
柔软 较小
较低
强 逐渐增大（K特殊）
逐渐降低
碱金属元素的递变规律
原子结构
碱金
属单 质
核电 荷数
Байду номын сангаас
电子 层数
原子 半径
核对最 外层电 子的吸
引力
化学性质
电子层数↑
化学性 质相似
1) 易失去电子，表 现出强还原性
2)化合物中均显+1价
原子半径↑ 核对最外层电子的引力↓ 失电子能力↑ 还原性↑ 金属性↑
牢记规律
在元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电 子层数依次_增__多___，原子半径逐渐_增__大___，失电子 能力逐渐__增__强__，金属性逐渐__增__强__。
Li 银白色，柔软
Na 银白色，柔软 K 银白色，柔软
Rb 银白色，柔软
Cs 略带金属光泽，柔软
密度 (g.cm3) 0.534
0.97 0.86
1.532
1.879
熔点 (℃) 180.5
97.81 63.65
38.89
28.40
沸点(℃)
1347 882.9 774 688 678.4
熔沸点逐渐 降低