原子结构及元素周期律
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。
第一章 物质结构元素周期律(知识点总结)
Z 第一章物质结构元素周期律班级姓名一、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=质子数= 核电荷数=原子的核外电子数核外电子（Z个）2.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(质子)数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
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．．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．．（注意：周期序数＝原子的电子层数；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）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期：第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：7个主族族副族：7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行（16个族）零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电．．．．．．．．．．子排布的周期性变化．．．．．．．．．的必然结果。
2.同周期元素性质递变规律（从左到右）：电子层数相同，最外层电子数依次增加，原子半径依次减小，金属性减弱，非金属性增强，与H2的化合由难到易，氢化物的稳定性由弱到强。
《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。
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。