原子结构与元素的性质
【知识解析】原子结构与元素的性质
原子结构与元素的性质知识衔接◆1．元素的化学性质是由元素原子的最外层电子数决定的。
2．1 碱金属元素碱金属元素是第ⅠA族除H之外的非常活泼的金属元素，在自然界中都以化合态存在，包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr），钫有放射性，中学阶段一般不讨论。
知识衔接◆钠元素的原子结构和性质钠原子最外层只有1个电子，易失去；钠是活泼金属，具有强还原性，易与O2、H2O等多种物质发生反应。
（1）碱金属元素的原子结构由表中信息分析可知：（2）碱金属单质的主要物理性质（3）教材P94·探究碱金属化学性质的比较①碱金属与氧气的反应K＋O2KO2（超氧化钾）2Na＋O2Na2O2钾的焰色钠的焰色总结◆相同条件下，碱金属从Li到Cs，与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂，说明金属越来越活泼。
名师提醒（1）做碱金属化学性质的比较实验时，碱金属一般取绿豆大小为宜。
若用量过多，实验时易发生危险。
在使用前，要用滤纸吸干钾、钠等金属表面的煤油。
未用完的钾、钠要放回原试剂瓶。
（2）碱金属在空气中加热与O2反应，Li与O2反应主要生成Li2O，Na与O2反应生成Na2O2，K与O2反应生成KO2，Rb和Cs遇空气立即燃烧，生成更复杂的产物。
改变反应条件，K 也能与O2反应生成K2O、K2O2。
②碱金属与水的反应总结◆相同条件下，碱金属从Li到Cs，与水反应越来越剧烈，说明金属越来越活泼，反应方程式可用通式表示：2R＋2H2O===2ROH＋H2↑。
名师提醒（1）碱金属单质与H2O反应生成强碱和H2，Li反应剧烈（但比Na弱），Rb和Cs遇H2O 立即燃烧、甚至会爆炸。
着火时，不能用水灭火，必须用干燥的沙土扑灭（2）由于Li、Na、K能与O2和H2O反应，故实验室中Na、K保存在煤油中，Li（密度比煤油的小）常保存在液体石蜡中。
（3）碱金属与盐溶液反应时，可以看作是碱金属先与H2O反应生成碱和H2，而非直接与盐发生置换反应。
原子结构与元素的性质
原子结构与元素的性质原子是构成所有物质的基本单位。
原子结构与元素的性质之间存在密切的关系。
原子结构包括原子的核和电子壳层，而元素的性质则取决于这些结构的特征。
在本文中，我将详细探讨原子结构与元素性质之间的关系。
原子结构可以通过元素的原子序数和质子数来描述。
原子的核心由质子和中子组成，质子带有正电荷，中子是中性的。
质子数决定了元素的原子序数，而中子的数量决定了元素的同位素。
原子核外围则是由电子壳层组成。
电子是带有负电荷的粒子，它们以不同的能级围绕核心转动，每个能级可以容纳一定数量的电子。
电子的数目与元素的原子序数相等。
原子结构对元素性质的影响主要体现在原子的化学性质和物理性质上。
原子的化学性质包括元素的化学反应性、反应类型和化学键的形成。
原子的物理性质则包括元素的物理状态、密度、熔点、沸点和电导率等。
首先，原子结构决定了元素的原子半径。
原子半径是指原子中心到电子壳层边界的距离。
随着原子核的电荷数增加，原子的半径减小。
这是因为质子带有正电荷，而电子带有负电荷，它们之间存在电磁力的相互作用。
根据库仑定律，质子和电子之间的排斥力越大，原子半径就越小。
其次，原子结构还决定了元素的化学反应性。
元素的化学反应性取决于电子结构中未填满的能级。
具有未填满能级的元素更容易发生化学反应，以获得稳定的电子结构。
例如，碱金属元素的电子结构中有一个未填满的s能级，因此它们很容易失去一个电子，与其他元素形成阳离子。
另外，原子结构也影响了元素的物理性质。
原子的物理性质主要由原子核和电子之间的相互作用力以及电子之间的相互作用力决定。
原子核和电子之间的相互作用力决定了原子的密度和硬度。
电子之间的相互作用力决定了原子的熔点和沸点。
还有一些元素的性质与原子的同位素有关。
同位素具有相同的质子数，但不同的中子数。
由于中子的数量不同，同位素的质量也会有所不同。
同位素的存在可以影响元素的物理性质，例如稳定同位素的存在可以提高元素的熔点和沸点。
原子结构与元素性质
第二节 原子结构与元素的性质一、元素周期表的编排原则1.将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。
2.把最外层电子数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。
二、周期表的结构周期：具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排成一个横行。
主族：由短周期和长周期元素共同构成的族。
副族：仅由长周期元素构成的族。
三、各周期元素数目与相应能级组的原子轨道关系周期 元素数目 相应能级组中原子轨道 电子最大容量一 2 1s 2二 8 2s 2p 8三 8 3s 3p 8四 18 4s 3d 4p 18五 18 5s 4d 5p 18六 32 6s 4f 5d 6p 32七 26(未完) 7s 5f 6d(未完) 未满四、原子结构与元素位置的关系1.核外电子排布与族序数之间的关系可以按照下列方法进行判断：按电子填充顺序由最后一个电子进入的情况决定，具体情况如下： (3)进入(n －1)d①(n －1)d 1～5为ⅢB ～ⅦB ⇒族数＝[(n －1)d ＋n s]电子数②(n －1)d 6～8为Ⅷ③(n －1)d 10为ⅠB 、ⅡB ⇒族数＝n s 的电子数④进入(n －2)f ⎩⎪⎨⎪⎧⎭⎪⎬⎪⎫4f ——La 系元素5f ——Ac 系元素ⅢB 2.纵列与族的关系纵列序数 1 2 3 45 6 7 8～10 族 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣBⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ族 纵列序数 11 12 13 1415 16 17 18 族 ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0族3.族序数与价电子数的关系(1)主族(ⅠA～ⅦA)和副族ⅠB、ⅡB的族序数＝原子最外层电子数(n s＋n p或n s)。
(2)副族ⅢB～ⅦB的族序数＝最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。
(3)零族：最外层电子数等于8或2。
(4)Ⅷ族：最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。
若之和分别为8、9、10，则分别是Ⅷ族第1、2、3列。
元素的原子结构及其化学性质
元素的原子结构及其化学性质元素是组成物质的基本单位，其原子结构和化学性质是研究化学的基础。
本文将详细介绍元素的原子结构及其化学性质。
一、原子结构原子是最小的物质单位，具有无限的分解能力。
在现代原子理论中，原子结构被分为三个组成部分：质子、中子和电子。
质子和中子位于原子核中心，占据原子的大部分质量，而电子则绕核旋转，占据大部分原子的体积。
原子核的电荷为正电荷，电子的电荷为负电荷，因此原子整体带有净电荷为0的性质。
元素的质子数为每种元素的唯一特征，称作原子序数。
原子序数为1的元素是氢（H），原子序数为2的元素是氦（He），以此类推。
元素的核外层的电子数，决定了元素的性质和化学反应能力。
原子的电子排布方式是按照“能量最低、能级最少”的原则排布，也称作能级填充原则。
二、周期表元素的周期性是指，在同一周期内，原子核内的质子数不断增加，电子数不断增加，外层电子在同一层次上填满，导致原子性质的周期性变化。
Dmitri Mendeleev将元素按照原子序数和化学性质排列，并形成了我们熟知的现代元素周期表。
周期表的竖列为元素的族，每个族的元素具有相似的物理和化学性质。
周期表的水平行被称为一周期，同时在相邻一周期内的元素具有相似的元素化学性质。
由此，周期表成为研究元素化学性质和性质周期性的基础。
三、元素的化学性质元素的化学性质包括元素的原子结构、元素的反应活性和元素的物理性质。
1. 元素的反应活性元素的反应活性是指元素自身或与其他物质发生反应的能力。
化学反应是通过原子的失去或获得电子实现的，因此，原子外层的电子数越少，该元素就越容易与其他元素反应形成化合物。
金属元素与非金属元素的反应活性是不同的。
金属元素在化学反应中，通常是丧失外层电子形成离子，再和其他原子形成化合物。
非金属元素则通常是在反应中获得一个或多个外层电子，形成阴离子或分子化合物。
元素的反应活性可以通过电位高低、键结构和化学结构等来指示。
2. 元素的物理性质元素的物理性质包括元素的密度、熔点、沸点和硬度等特征。
原子结构与元素的性质
原子结构与元素的性质原子结构是指原子内部的组成和排列方式。
了解原子结构对于理解元素的性质和元素间的相互作用具有重要意义。
本文将分别从电子结构、质子中子和核结构、元素周期表三个方面探讨原子结构与元素性质的关系。
电子结构是指原子中电子的组织和排列。
电子质量较小，带负电荷，存在于原子的能级中。
电子也分为主量子数、角量子数和磁量子数。
主量子数决定电子的能级，角量子数决定电子的角动量，磁量子数则决定电子的磁性。
电子的排布遵循泡利不相容原理、阴影填充原理和洪特规则。
波利不相容原理表明在同一原子中的任意两个电子不能拥有完全相同的四个量子数。
这是因为电子都带负电荷，如果它们有相同的量子数，则它们的相互斥力将会非常大，从而导致原子不稳定。
所以在每个轨道上的电子数是有限的。
阴影填充原理指出，当填充电子时，首先填充最低能量轨道。
每个轨道最多容纳2个电子，这两个电子的自旋方向相反。
洪特规则是指电子在能量相同的轨道上填充时，会尽可能地使轨道电子数最多。
这意味着电子首先会填充每个轨道的一个电子，然后再填充第二个电子。
不同原子的电子结构不同，这导致了元素在化学性质上的差异。
例如，原子中最外层的电子称为价电子，是决定元素化学性质的关键。
价电子的数量和分布将影响元素的化学反应性质、化合价、电负性等。
根据元素的周期性表现，我们可以发现元素的性质随着原子序数的增加而变化。
在原子的质子中子和核结构方面，质子和中子密集地集中在原子的中心，形成原子核。
质子质量为1，中子质量几乎与质子相同。
原子核的正电荷来自质子，负电荷则由电子提供并且平衡了正电荷。
原子核的电子数目和质子数目相等，使得原子整体电中性。
原子中子质子数目的差异决定了同位素。
中子数量的不同会影响原子的稳定性、核衰变和放射性。
原子核的结构对元素的性质也产生着重要影响。
质子和中子的数量不同会影响原子核的质量。
同位素之间的核能量差异导致了核反应和核能的应用。
例如，核裂变和核聚变是通过改变原子核的结构来释放巨大能量的反应。
原子结构与元素的性质关系
原子结构与元素的性质关系在科学领域中，原子结构与元素的性质之间存在着密切的关系。
原子结构是指元素中原子的组成方式，包括了原子的质子、中子和电子等组成部分。
而元素的性质则是指元素在化学反应中所表现出来的特征或行为。
一、原子结构的基本组成原子是构成物质的基本单位，它由中心的原子核和环绕核的电子云组成。
原子核是由带正电的质子和不带电的中子组成的。
质子的电荷为正，数量决定了元素的原子序数，而中子则决定了原子的质量数。
原子核的质量集中在中子和质子之间，而体积非常微小。
电子云则是由带负电的电子组成的，电子数量等于质子数量，使得原子整体呈电中性。
二、电子的能级分布电子云有不同的能级，数目多少由原子的电子层决定。
电子层是以固定的能量级别划分的，最内层能量最低，外层依次递增。
每个电子层都有一定的电子容纳数目，第一层最多容纳2个电子，第二层最多容纳8个电子，第三层最多容纳18个电子，依此类推。
电子的排布遵循普遍准则：填满低能级的电子层后再填高能级。
三、元素的性质与电子结构的关系元素的性质与其原子的电子结构密切相关。
以下通过几个方面来探讨。
1. 原子的尺寸原子的尺寸主要由其电子云的外延决定，是指从原子核到外层电子所在轨道的距离。
一般来说，原子越大，电子云外扩程度越大。
原子尺寸影响着元素的性质，如金属的导电性就与其较大的原子尺寸有关，因为原子尺寸大意味着留给电子移动的空间更多。
2. 原子的电离能和电子亲和能电离能是指从一个原子中移走一个电子所需的能量。
电子亲和能则是指一个原子从其它原子那里接收一个电子所释放的能量。
通常来说，元素的电离能和电子亲和能越大，其原子可以更容易地失去或获得电子。
例如，碱金属元素的电离能很低，容易失去电子形成阳离子，而卤素元素的电子亲和能很高，易于接受电子形成阴离子。
3. 原子的化合价原子的化合价是指一个原子在化学反应中与其他原子结合时提供或接受的电子数目。
元素的化合价与其电子云最外层的电子数目有关。
原子结构与元素的性质
原子结构与元素的性质一，原子结构与元素周期表元素周期系的一个周期：碱金属开始，稀有气体结束元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复元素周期系的周期并不是单调的，每一周期里的元素并不总是一样多，而是随周期序号的递增渐渐增多，同时，金属元素的数目也逐渐增多我们可以形象的把元素周期系的周期发展比喻为螺壳上的螺纹元素周期表的结构与原子结构的关系是最基本的化学知识之一二，元素周期律元素的性质随核电荷数的递增发生周期性的递变，称为元素周期律1，原子半径原子半径大小取于两个相反的因素：电子的能层数，核电荷数。
电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大；核电荷数越多，核对电子的引力也就越大，将使原子的半径缩小2，电离能第一电离能：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最低能量上述表述中的气态、基态、电中性、失去一个电子等都是保证最低能量的条件规律：同一周期元素的第一电离能从左到右依次增大同一主族元素的第一电离能从上到下依次下降3，电负性元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象的叫做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大以氟的电负性4.0作为相对标准，得出各元素的电负性（稀有气体未计）规律：一般来说，周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。
电负性可作为判断元素的金属性和非金属性强弱的尺度。
金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，电负性在1.8左右的元素，既有金属性，又有非金属性。
科学探究：对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的（在空气中燃烧的产物，氢氧化物的酸碱性，含氧酸酸性的强弱）锂、镁；铍、铝；硼、硅。
《原子结构与元素的性质》 讲义
《原子结构与元素的性质》讲义一、原子结构原子是化学变化中的最小粒子，但原子本身也具有复杂的结构。
原子由原子核和核外电子构成，原子核又由质子和中子组成。
质子带正电荷，中子不带电，电子带负电荷。
原子中质子数等于电子数，因此整个原子呈电中性。
原子核的体积很小，但却集中了原子的绝大部分质量。
核外电子在原子核外的空间里做高速运动。
电子在核外的运动状态并不是随意的，而是具有特定的分层排布规律。
我们可以用电子层来描述电子的运动区域，分别称为 K、L、M、N 等层。
电子在不同的电子层上具有不同的能量。
离原子核越近的电子层，电子的能量越低；离原子核越远的电子层，电子的能量越高。
二、原子核外电子排布电子在原子核外的排布遵循一定的规律。
首先，各电子层最多容纳的电子数为2n²个（n 为电子层数）。
例如，第一层最多容纳2 个电子，第二层最多容纳 8 个电子。
其次，最外层电子数不超过 8 个（当 K 层为最外层时，电子数不超过 2 个）。
原子为了达到稳定结构，会通过得失电子或形成共用电子对的方式来使最外层电子数达到 8 个（或 2 个）的稳定结构。
这种电子的得失或共用电子对的形成，决定了原子的化学性质。
例如，钠原子的核外电子排布为 2、8、1，最外层只有 1 个电子，容易失去这个电子形成带正电荷的钠离子；而氯原子的核外电子排布为 2、8、7，最外层有 7 个电子，容易得到 1 个电子形成带负电荷的氯离子。
三、元素周期表元素周期表是化学中非常重要的工具，它按照原子序数递增的顺序排列元素，同时将具有相似化学性质的元素放在同一纵行。
周期表共有 7 个横行，称为周期；18 个纵行，称为族。
同一周期的元素，电子层数相同，从左到右原子序数递增，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同一主族的元素，最外层电子数相同，从上到下电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
元素周期表中的元素性质呈现周期性的变化规律，这与原子结构的周期性变化密切相关。
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核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力 越大、越不易失去电子，电离能越大。
? 原子半径——（同族元素）原子半径越大、原
子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子， 电离能越小。
? 电子层结构——稳定的8电子结构（同周期末
层）电离能最大。
元素电离能在周期表中的变化规律
鲍林研鲍究林电负L.性Pa的uli手ng搞
1901-1994
电负性的规律
?同一周期，主族元素的电负性从左到 右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐 渐增强（非金属性，氧化性增强）。
?同一主族，元素的电负性从上到下呈 现减小的趋势，表明其吸引电子的能 力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。
电负性大小与金属、非金属的关系 电负性＜1.8 为金属
电负性≈1.8为“类金属”
电负性＞1.8 为非金属
以氟的电负性为4.0 和锂的电负性为1.0 作 为相对标准，得出了各元素的电负性。
电负性的大小可以作为判断金属性和非金 属性强弱的尺度。
二、元素周期律
（一）原子半径 1、影响因素:
原子半 取决于 径大小
2、规律：
(1)电子的能层数 (2)核电荷数
（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；反之，越小。
课堂练习
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.
K ＜Na ＜Mg
课堂练习
2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的
原子可能是 ( C )
A ns2np3
B ns2np5
C ns2np4
D ns2np6
课堂练习
3.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的 能量（KJ·mol-1）:
通因过为上首述先信失息去和的表电中子的是数能据量分最析高为的什电么子锂，原故子第失一电 离去能核较外小第，二以个后电再子失时去所电需子的都能是量能要级远较远低大的于电失子去，第所 需一要个的电能子量所多需；的同能时量失。去电子后，阳离子所带的正电 荷对电子的引力更强，从而电离能越来越大。
1.下列微粒中，半径大小排列顺序正
确的是( C )
A．K+＞Ca 2+＞Cl-＞S2-
B．Ca 2+＞K+＞S2-＞Cl-
C．Ca 2+＜K+＜Cl-＜S2-
D．S2-＜Cl-＜K+＜Ca 2+
课堂练习
2.具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C，
下列分析正确的是（ BC ）
A.原子序数关系：C＞B＞A B.微粒半径关系： Bn-＞ An+ C.C微粒是稀有气体元素的原子. D.原子半径关系是：A＜B＜C
（三）电负性 （阅读课本Ｐ18）
1、基本概念
化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生 的强烈的化学作用力，叫做化学键。
键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为 键合电子。
电负性：用来描述不同元素的原子对键合电 子的吸引力的大小电负性越大，对 键合电子的吸引力越大。（电负性 是相对值，没单位）
?为了比较元素的 原子吸引电子能力 的大小，美国化学 家鲍林于1932 年 首先提出了用电负 性来衡量元素在化 合物中吸引电子的 能力。经计算确定 氟的电负性为4.0 ， 锂的为1.0 ，并以 此为标准确定其它 与元素的电负性。
电 离 能 减 小 Cs
电离能增大 电离能减小
He 电 离 能 增 大
课堂练习
1.下列说法正确的是（ A ）
A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
反常现象
C.在所有元素中，氟的第一电离能最大.
最大的是稀有气体的元素： He
第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质
上节知识扫描 一、原子结构与元素周期表
1、原子的电子排布与周期的划分
周期序数=能层 2、数原子的电子排布与族的划分
主族元素：族序数=原子的最外层电子数 =价电子数
副族元素：大多数族次=（n-1)d+ns 的 电子数=价电子数
3、原子的电子构型和元素的分区
学与问 2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、 镁、铝的化合价有何关系？
因为首先失去的电子是能量最高的电子，故 第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较 低的电子，所需要的能量多；同时失去电子后， 阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而 电离能越来越大。
方法 ：看逐级电离能的突变。
影响电离能大小的因素
2、元素第一电离能的变化规律：
(1)同周期：
a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最
大的是稀有气体的元素；
b.第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素
第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？ ⅤA是半充满、ⅡA是全充满结构。
(2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。
3、电离能的意义：
（二）电离能（阅读课本Ｐ17）
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Ｉ 2。
思考与探究： 观察下图，总结第一电离能的变化律。
原子的第一电离能随核电荷 数递增有什么规律？（同周 期、同主族）
5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。
二、元素周期律
? 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。
包括：
原子半径 、元素的金属性和非金 属性、元素化合价、电离能和电负 性等的周期性的变化。
1.原子半径的周期性变化
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？
电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理 量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失 去电子，即元素在气态时的金属性越强。
学与问
1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？
碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
交流与讨论
化合价是元素 性质的一种体现。 思考：为什么钠元 素显＋1价，镁元 素显＋2价，铝元 素显＋3价？元素 化合价与原子结构 有什么关系？