原子结构、元素周期律
【本讲教育信息】
一. 教学内容：
原子结构、元素周期律
二. 教学目标：
了解元素、核素和同位素的含义。知道原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系；
了解1～18号元素的原子核外电子排布，能用原子结构示意图表示原子和简单离子的结构；
了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用；
认识元素周期律的本质。掌握同一周期、同一主族元素的原子结构与元素性质递变规律的关系；
了解原子结构、元素在周期表中的位置及其性质递变的规律。
三. 教学重点、难点：
1～18号元素的原子核外电子排布，能用原子结构示意图表示原子和简单离子的结构；
元素周期律的本质。掌握同一周期、同一主族元素的原子结构与元素性质递变规律的关系；
四. 教学过程：
（一）原子结构：
原子的组成
［说明］
1、与原子结构有关的量之间的计算关系式：
（1）质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数
（2）质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
2、人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素。同一元素的不同核素之间互称同位素。同位素所研究的对象是微观粒子。
同位素的特征：
（1）同一元素的各种同位素质量数不同，但化学性质几乎完全相同。
（2）在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。
3、能层与能级：
按核外电子能量的的差异将其分成不同的能层（用符号n表示）；各能层最多容纳的电子数为2n2，对于同一能层里能量不同的电子，还可将其分成不同的能级（l）。各能层所包
处于能量最低状态的就是基态，不符合排布规律的当然其能量也不处于最低态，这时原子的核外电子排布当然就不是基态而是激发态。如：C的核外电子排布如果是 1s22s12p3就不是基态而是激发态。因为基态应该是1s22s22p2。
5、核外电子排布规律：
①构造原理：随着原子序数的递增，绝大多数元素的基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f……；构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
②能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量低的能级里，然后排布在能量较高的能级里。
③泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个自旋方向相反的电子。
④洪特规则：
a：电子排布在同一能级不同轨道时，电子总是尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同；
b：有少数元素的气态基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满、半充满和全空状态时，体系的能量最低，原子较稳定。此为洪特规则的特例。
6、原子结构的表示方法：
（1）原子结构示意图：表示原子的核电荷数和核外电子在各电子层上排布的图示；
（2）电子式：用“”或“”在元素符号周围表示最外层电子的图示；
（3）电子排布式：用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数。如：铬原子的电子排布式可写成：1s22s22p63s23p63d54s1，也可写成：[Ar]3d54s1
（4）轨道表达式：每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，按照能量由低到高的顺序由下而上所表示的电子排布图。如：
7、光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→基态）能量，产生不同的光谱—原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
（二）元素周期律与元素周期表：
1、元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。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，这就是元素周期律的实质。
2、元素周期表是元素周期律的具体表现形式。在元素周期表中，把电子层数即能层相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成一个横行，称为周期；再把最外层电子数相同的元素从上往下排成一个纵行，称为族。元素周期表共分为七个周期，18个纵行，分为七个主族，七个副族，3个第Ⅷ族和1个0族。
在元素周期表中，我们也可以按照元素原子基态的电子排布式最后一个电子所处的能级对元素周期表进行分区：
3、原子结构与元素周期表关系的规律：
（1）电子层数＝能层数＝周期数（电子层数决定周期数）
（2）最外层电子数＝主族数＝最高正价数＝价电子数
（3）负价绝对值＝8—主族数（限ⅣA－ⅦA）
（4）原子半径越大，失电子越易，还原性越强，金属性越强，形成的最高价氧化物的对应水化物的碱性越强，其离子的氧化性越弱；原子半径越小，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，形成最高价氧化物的对应水化物的酸性越强，其离子的还原性越弱。
4、粒子半径大小比较的规律
（1）同一主族各元素，原子半径大小看电子层数；
（2）同一周期各元素，原子半径随原子序数递增而递减，阴离子半径一定大于阳离子半径；
（3）阴离子半径大于相应原子半径，阳离子半径小于相应原子半径；
（4）核外电子排布相同的离子，原子序数愈小，离子半径愈大。
5、电离能是指气态基态原子或离子失去电子所需要的能量，常用符号I表示，单位：kJ。电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。
6、电负性是指元素的原子吸引电子的能力标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。
［说明］
3、元素金属性或非金属性强弱的实验标志：
（1）金属性强弱：
①单质与水或酸反应置换出H2的难易；
②元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；
③单质的还原性强弱或离子的氧化性强弱；
④原电池反应中的正负极；
⑤与同氧化剂反应时放出能量的高低。
（2）非金属性强弱：
①单质与H2化合生成气态氢化物的难易；
②生成气态氢化物的稳定性；
③元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱；
④单质的氧化性强弱或简单离子的还原性强弱；
⑤与同还原剂反应时放出能量的高低
4、电负性X 相差很大的元素相互化合通常形成离子键 。电负性相差不大的两种非金属元素相互化合时，通常形成极性键，电负性相同的元素相互化合时，通常形成非极性键。电负性相差越大的元素形成共价键时，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。一般，ΔX ＞1.7，形成离子键；ΔX ＜1.7，形成共价键。
5、元素的电离能和电负性都可以用来判断元素的金属性或非金属性的相对强弱。
6、对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。如：锂与镁、铍与铝等。它们的电负性相差不大，性质较为相似。
【典型例题】
例1. 氯的原子序数为17，35
Cl 是氯的一种同位素，下列说法正确的是
A. 35
Cl 原子所含质子数为18
B. 1/18 mol 的H 35Cl 分子所含中子数约为6.02×1023
C. 3.5 g 的35
Cl 2气体的体积为2.24 L D. 35Cl 2气体的摩尔质量为70 g·mol －1
解析：本题信息是氯的同位素：35Cl 。则由此可得：质子数＝17，中子数＝18，35
Cl 2的质量数总和为70，但相对原子质量却不一定是70，因此，其摩尔质量也不一定为1mol g 70-?，而3.5g 35
Cl 2气体的物质的量应近似为0.05mol ，体积约为1.12L 。在H 35
Cl 分子中质子和中
子总数均为18，故1/18 mol 的H 35Cl 分子所含中子数为N A ，约为6.02×1023
。综上所述，本题的答案为：B
答案：B
例2. 已知A 为ⅡA 族元素，B 为ⅢA 族元素，它们的原子序数分别为m 和n ，且A 、B 为同一周期元素。下列关系式错误的是
A. n ＝m ＋1
B. n ＝m ＋11
C. n ＝m ＋25
D. n ＝m ＋10
解析：本题的信息是A 为ⅡA 族元素，B 为ⅢA 族元素。根据元素周期表的结构：
第ⅡA 族与ⅢA 族元素既可能相邻，也可能相隔过渡元素。即同周期第ⅡA 族与ⅢA 族元素原子序数间既可以相差1，也可以相差11、25等，因此原子序数间的相互关系可以是：n ＝m ＋1、n ＝m ＋11、n ＝m ＋25等。故本题答案为D
答案：D
例3. A 、B 、C 、D 、E 代表5种元素。请填空：
（1）A 元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为_______；
（2）B 元素的负一价离子和C 元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B 的元素负一价离子的电子式为 ，C 元素正一价离子的结构示意图为 ；
（3）D 元素的正三价离子的3d 能级为半充满，D 的元素符号为 ，其基态原子的电子排布式为 。
（4）E 元素基态原子的M 层全充满，N 层没有成对电子，只有一个未成对电子，E 的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为 。
解析：在主族元素中，第ⅠA、ⅢA、ⅦA族元素原子最外层中有1个不成对电子，而ⅣA、ⅥA族元素原子最外层有2个不成对电子，ⅤA族元素原子最外层有3个不成对电子，则根据题给信息（1）可知，该元素为N元素；由题给信息（2）：B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，从而说明B为氯元素，其电子排布式为1s22s22p63s23p5；C为K元素。由题给信息（3）：D元素的正三价离子的3d能级为半充满，说明其核电荷数为26，属于Fe元素，其基态原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d64s2。由题给信息（4）：E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子得出：该元素的M层填充了18个电子，N层上只有1个电子，则该元素为Cu，电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1。
答案：（1）N；（2）B为Cl，C为K；（电子式与原子结构示意图略）；
（3）D的元素符号为Fe，电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2；
（4）E元素为Cu，电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1。
例4. X、Y两元素的原子分别获得两个电子而形成稀有气体原子的电子结构时，X放出的能量大于Y放出的能量；Z、W两元素的原子分别失去一个电子而形成稀有气体原子的电子层结构时；W吸收的能量小于Z吸收的能量，则X、Y和Z、W分别形成的化合物中，是离子化合物的可能性最大的是
A. Z2X
B. Z2Y
C. W2X
D. W2Y
解析：活泼的金属和活泼的非金属容易形成离子化合物。则根据题给信息：X、Y得电子后，X放出的能量大说明 X活泼。W、Z失电子后，W吸收的能量小，说明W活泼。所以应该是X和W容易形成离子化合物。因此，本题答案是C
答案：C
例5. 居里夫人发现的镭是主族元素，镭原子核外有7个电子层，最外层有2个电子。下列有关它的描述中错误的是
A. 在化合物中呈现＋2价
B. 氢氧化物呈两性
C. 原子半径在本族元素中最大
D. 单质与水反应能放出氢气
解析：本题信息为：镭是主族元素，核外有7个电子层，最外层有2个电子。则说明镭的性质与镁的性质相似，都显＋2价，都能与水反应放出H2，但原子半径更大、密度更大、熔沸点更低、金属性更强、最高价氧化物对应的水化物碱性更强、与水反应更剧烈，同时镭还是一种放射性元素。综上所述，本题的答案为：B
答案：B
例6. 1932年美国化学家鲍林（L.Pauling）首先提出了电负性的概念。电负性（用X表
请仔细分析，回答下列有关问题：
（1）预测周期表中电负性最大的元素应为__________；估计钙元素的电负性的取值范围：__________＜X＜__________。
（2）根据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化的规律是____________ ______________________________；简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系______________________________________________________________。
（3）经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlBr3中形成的化学键的类型为________，其理由是____________________________________________________。
解析：（1）根据题给信息可知：元素的非金属性越强，元素的电负性越大，则元素的电负性最大的元素应为F，同时根据同周期以及同主族元素的性质递变规律，可知：钙元素的电负性小于Mg但大于K，故0.8＜X＜1.2。
（2）由表中信息可知：同主族元素的电负性按原子序数递增的顺序依次减小，同周期元素的电负性按原子序数递增的顺序依次增大，说明元素的电负性与元素的金属性和非金属性之间的关系为：金属性越大，电负性越小；非金属性越大，电负性越大。
（3）根据信息：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。查表可得：Al与Br的电负性的差值小于Cl 与Al的电负性的差值，即小于1.5，说明AlBr3中形成的化学键的类型为共价键。
答案：（1）F、0.8＜X＜1.2
（2）同主族元素的电负性按原子序数递增的顺序依次减小，元素的金属性越大，电负性越小；非金属性越大，电负性越大。
（3）共价键，理由是：Al与Br的电负性的差值小于Cl与Al的电负性的差值，即小于1.5，按照题给信息，所形成的化学键为共价键。
第2课时核外电子排布与元素周期表、原子半径 [学习目标定位] 1.了解核外电子排布规律与元素周期表中周期、族划分的关系，并能解释它们之间的变化规律。2.了解原子半径的意义及其测定方法，知道原子半径与原子核外电子排布的关系，并能解释原子半径在周期表中的变化规律。 一、核外电子排布与元素周期表 1．原子核外电子排布与周期的划分 (1)填写下表： (2)观察分析上表，讨论原子核外电子排布与周期划分的本质联系。 ①根据能级能量的差异，可将能量相近的能级分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。 ②每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的电子层数等于元素的周期序数。
③一个能级组最多容纳的电子数等于对应的周期所含的元素种数。 2．原子核外电子排布与族的划分 (1)将下列各主族元素的价电子数、价电子排布式填入表中： (2)以第4周期副族元素为例，填写下表： (3)依据上述表格，分析讨论族的划分与原子核外电子排布的关系。 族的划分依据与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。 ①同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在最外层的n s或n s n p轨道上。族序数与价电子数相同。 ②稀有气体的价电子排布为1s2或n s2n p6。 ③过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵行原子的价电子排布基本相同。价电子排布式为(n－1)d1～10n s1～2，第ⅢB～ⅦB族的族序数与价电子数相同，第ⅠB、ⅡB族的族序数＝n s轨道上的电子数，第Ⅷ族的价电子数分别为8、9、10。 3．原子核外电子排布与区的划分
(1)最外层电子排布与周期表的关系 ①原子的电子层数＝能级中最高能层序数＝周期序数 ②主族元素原子的最外层电子数＝主族元素原子的价电子数＝主族序数 (2)对价电子认识的误区提醒 ①价电子不一定是最外层电子，只有主族元素的价电子才是最外层电子。对于过渡元素还包括部分内层电子。 ②元素的价电子数不一定等于其所在族的族序数。这只对主族元素成立，对部分过渡元素是不成立的。 ③同一族元素的价电子排布不一定相同，如过渡元素中的镧系元素和锕系元素就不相同，在第Ⅷ族中部分元素的价电子排布也不相同。 例
第9章原子结构与元素周期律 1．根据玻尔理论，计算氢原子第五个玻尔轨道半径（nm）及电子在此轨道上的能量。 解：(1)根据rn=a0n2 r5=53pm×25= 53×10-3nm×25= nm (2) 根据En=－Ｂ/2n E5= －52=－25=－ 答: 第五个玻尔轨道半径为 nm，此轨道上的能量为－。 2．计算氢原子电子由n=4能级跃迁到n=3能级时发射光的频率和波长。 解：（1）根据 E（辐射）=ΔE＝E4－E3 ＝×１０-18 J（（1/3）2－（1/4）2）= ×１０-18 J（1/9-1/16）=×１０-18 J×= 根据E（辐射）＝hν ν= E（辐射）/h= ×10-19J /6．626X10–34 = s-1 （2）法1：根据E（辐射）＝hν= hC/λ λ= hC/ E（辐射）= 6．626X10 –34×3×１０8×10-19J=×10-6m。 法2：根据ν= C/λ，λ= C/ν=3×１０8 s-1=×10-6m。 答：频率为 s-1，波长为×10-6m。 3．将锂在火焰上燃烧放出红光，波长 =，这是Li原子由电子组态1s22p1→1s22s1跃迁时产生的。试计算该红光的频率、波数以及以KJ·mol-1为单位符号的能量。解：（1）频率ν= C/λ=3×１０8×10-9 m/nm=×1014 s-1； （2）波数ν=1/λ=1/×10-9 m/nm=×106 m-1 (3) 能量E（辐射）＝hν=6．626X10 –34××1014 s-1=×10-19 J ×10-19 J××1023mol-1×10-3KJ/J= KJ mol-1 答: 频率为×1014 s-1,波数为×106 m-1，能量为 KJ mol-1。 4．计算下列粒子的德布罗意波的波长：（已知电子的速度为v=×106m.s－1）（1）质量为10－10kg，运动速度为·s－1的尘埃; （2）动能为的自由电子； （3）动能为300eV的自由电子。 解：λ＝ h/ m v=6．626X10–34 10－10kg×·s－1=×10-22 m (单位运算：λ＝ h/ m v = =
元素周期表中的规律 一、元素周期表 1、周期表结构 横行——周期：共七个周期，三短三长一不完全。 各周期分别有2，8，8，18，18，32，26种元素。前三个周期为短周期，第四至第六这三个周期为长周期，第七周期还没有排满，为不完全周期。 纵行——族：七主七副一零一VIII，共16族，18列。要记住零族元素的原子序数以便迅速由原子序数确定元素名称。 周期：一二三四五六七 元素种类：28818183226 零族：2He10Ne 18Ar 36Kr54Xe86Rn 二、元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.原子结构与元素周期表的关系 电子层数= 周期数 主族元素最外层电子数= 主族序数= 最高正化合价 由上述关系，就可以由原子结构找出元素在周期表中的位置，也可以由位置确定原子结构。 2、规律性
由此可见，金属性最强的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考虑），非金属性最强的元素在右上角即F。对角线附近的元素不是典型的金属元素或典型的非金属元素。 3、元素周期表中之最 原子半径最小的原子：H原子 质量最轻的元素：H元素； 非金属性最强的元素：F 金属性最强的元素：Cs（不考虑Fr） 最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸：HClO4 最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：CsOH 形成化合物最多的元素：C元素 所含元素种类最多的族：ⅢB 地壳中含量最高的元素：O元素，其次是Si元素 地壳中含量最高的金属元素：Al元素，其次是Fe元素 含H质量分数最高的气态氢化物：CH4 与水反应最剧烈的金属元素：Cs元素 与水反应最剧烈的非金属元素：F元素 常温下为液态的非金属单质是Br2，金属单质是Hg …… 4、特殊性
第一章物质结构元素周期律 一、原子结构 1、原子组成微粒 2、基本关系 数量关系：质子数=核电荷数=核外电子数（原子） 质量关系：质量数=质子数+中子数 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 Q ★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布： H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 3.元素、核素、同位素 元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。 核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 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) 4、微粒半径大小的比较 一看层二看核三看价 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．．。（周期序数＝原子的电子层数） 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．．。 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） 第五周期 5 18种元素 周 长周期 第六周期 6 32种元素 期 第七周期 7 未填满（已有26种元素） 表 主族：ⅠA ～ⅦA 共7个主族 族 副族：ⅢB ～ⅦB 、ⅠB ～ⅡB ，共7个副族 （18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB 和ⅠB 之间 （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
第一章:原子结构与元素周期律 教案编写日期:2012-2-16 课程授课日期: 应到人数: 实到人数: 教学目标: 过程与方法： 通过亲自编排元素周期表培养学生的抽象思维能力和逻辑思维能力；通过对元素原子结构、位置间的关系的推导，培养学生的分析和推理能力。 通过对元素周期律和元素周期表的关系的认识，渗透运用辩证唯物主义观点分析现象和本质的关系。 情感态度价值观： 通过学生亲自编排元素周期表培养学生的求实、严谨和创新的优良品质；提高学生的学习兴趣 教学方法：通过元素周期表是元素周期律的具体表现形式的教学，进行“抽象和具体”这一科学方法的指导。 教学重难点：同周期、同主族性质的递变规律；元素原子的结构、性质、位置之间的关系。 教学过程: 中子N （核素） 原子核 质子Z → 元素符号 原子结构 ： 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）： 化学性质及最高正价和族序数 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） A ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 决定 编排依据 具 体 表 现 形式 X) (A Z 七 主 七 副零和八 三长三短一不全
元素周期表的规律 一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。 二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价） 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 三、元素的金属性和非金属性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减； 四、单质及简单离子的氧化性与还原性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。 五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性 同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）； 同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。 元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。 六、单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。 七、气态氢化物的稳定性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。 此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 同一族的元素性质相近。 以上规律不适用于稀有气体。 八、位置规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的族数等于最外层电子数。 九、阴阳离子的半径大小辨别规律 三看： 一看电子层数，电子层数越多，半径越大， 二看原子序数，当电子层数相同时，原子序数越大半径反而越小 三看最外层电子数，当电子层数和原子序数相同时最外层电子书越多半径越小 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)、r(Na+ ) >r(Mg2+ )>r(Al3+ )、r(O2- ) >r(F-) r(S2—)>r(Cl—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)> r(F—)> r（Na+）> r（Mg2+）> r（Al3+） r(Na+ )
第九章
首 页 基本要求
原子结构和元素周期律
重点难点 讲授学时 内容提要
1
基本要求
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1.1 了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型；电子的波粒二象性、测不准原理；了解了解元素和健康的 关系。 1.2 熟悉原子轨道和概率密度的观念；熟悉原子轨道的角度分布图、径向分布函数图的意义和特征；熟 悉电子组态与元素周期表的关系，有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 1.3 掌握 n、l、m、s 4 个量子数的意义、取值规律及其与电子运动状态的关系；掌握基态原子电子组态 书写的三条原则，正确书写基态原子电子组态和价层电子组态。
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重点难点
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2.1 重点 2.1.1 原子轨道、概率密度的观念；n、l、m、s 4 个量子数；电子组态和价层电子组态。熟悉的意义和 特征；熟悉电子组态与元素周期表的关系，有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 2.1.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图；了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型；了解了解元 素和健康的关系。 2.1.3 电子组态的书写、与元素周期表的关系；元素性质的变化规律。 2.2 难点 2.2.1 电子的波粒二象性、测不准原理；波函数和原子轨道。 2.2.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图。 2.2.3 熟悉电子组态与元素周期表的关系。
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讲授学时
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建议 4～6 学时
1
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内容提要
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第一节
第二节
第三节
第四节
第五节
4.1 第一节 氢原子的结构 4.1.1 氢光谱和氢原子的玻尔模型 α 粒子散射实验提供了原子结构的有核模型，但卢瑟福模型没有解决原子核外的空间如何被电子所 占有问题。 量子力学基于两点认识原子结构：一是量子化现象，二是测不准原理。 普朗克提出，热物体吸收或释放能量不连续，称量子化的。 氢原子的线状光谱也表现了原子辐射能量的量子化。 玻尔假定： 电子沿着固定轨道绕核旋转； 当电子在这些轨道上跃迁时就吸收或辐射一定能量的光子。 轨道能量为
E??
4.1.2 电子的波粒二象性
RH ， n=1,2,3,4,… n2
波粒二象性是指物质既有波动性又有粒子性的特性。光子的波粒二象性关系式 λ=h/mc= h/p 德布罗意的微观粒子波粒二象性关系式
??
h h ? p mv
微观粒子的波动性和粒子性通过普朗克常量 h 联系和统一起来。 微观粒子的波动性被电子衍射实验证实。电子束的衍射现象必须用统计性来理解。衍射中电子穿越 晶体投射到照相底片上， 图像上亮斑强度大的地方电子出现的概率大； 电子出现少的地方亮斑强度就弱。 所以，电子波是概率波，反映电子在空间某区域出现的概率。 4.1.3 测不准原理 海森堡指出，无法同时确定微观粒子的位置和动量，它的位置越准确，动量（或速度）就越不准确； 反之，它的动量越准确，位置就越不准确： △x· △px≥h/4π 式中△x 为坐标上粒子在 x 方向的位置误差，△px 为动量在 x 方向的误差。 测不准原理表明微观粒子不存在确定的运动轨迹，可以用量子力学来描述它在空间出现的概率及其 它全部特征。
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第10章原子结构与元素周期律 思考题 1．量子力学原子模型是如何描述核外电子运动状态的？ 解：用四个量子数：主量子数——描述原子轨道的能级； 角量子数——描述原子轨道的形状, 并与主量子数共同决定原子轨道的能级； 磁量子数——描述原子轨道的伸展方向； 自旋量子数——描述电子的自旋方向。 2．区别下列概念：（1）Ψ与∣Ψ∣2，（2）电子云和原子轨道，（3）几率和几率密度。解：（1）Ψ是量子力学中用来描述原子中电子运动状态的波函数，是薛定谔方程的解； ∣Ψ∣2反映了电子在核外空间出现的几率密度。 （2）∣Ψ∣2 在空间分布的形象化描述叫电子云，而原子轨道与波函数Ψ为同义词。 （3）∣Ψ∣2表示原子核外空间某点附近单位体积内电子出现的几率，即称几率密度，而某一微小体积dV内电子出现的几率为∣Ψ∣2·dV。 3．比较波函数角度分布图与电子云角度分布图，它们有哪些不同之处？ 解：不同之处为 （1）原子轨道的角度分布一般都有正负号之分，而电子云角度分布图均为正值，因为Y 平方后便无正负号了。 （2）除s轨道的电子云以外，电子云角度分布图比原子轨道的角度分布图要稍“瘦”一些，这是因为︱Y︱≤ 1，除1不变外，其平方后Y2的其他值更小。 4．科顿原子轨道能级图与鲍林近似能级图的主要区别是什么？ 解：Pauling近似能级图是按能级高低顺序排列的，把能量相近的能级组成能级组，依1、2、3…能级组的顺序，能量依次增高。按照科顿能级图中各轨道能量高低的顺序来填充电子，所得结果与光谱实验得到的各元素原子中电子排布情况大致相符合。 科顿的原子轨道能级图指出了原子轨道能量与原子序数的关系，定性地表明了原子序数改变时，原子轨道能量的相对变化。从科顿原子轨道能级图中可看出：原子轨道的能量随原子序数的增大而降低，不同原子轨道能量下降的幅度不同，因而产生能级交错现象。但氢原子轨道是简并的，即氢原子轨道的能量只与主量子数n有关，与角量子数l无关。 5．判断题： （1）当原子中电子从高能级跃迁至低能级时，两能级间的能量相差越大，则辐射出的电磁波波长越大。
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（）
化学元素周期表规律 (一)元素周期律和元素周期表 1.元素周期律及其应用 (1)发生周期性变化的性质 原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。 (2)元素周期律的实质 元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。 2.比较金属性、非金属性强弱的依据 (1)金属性强弱的依据 1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。 2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。 3/金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。 4/金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。 (2)非金属性强弱的依据 1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。
2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。 3/非金属单质问的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。 如Br2 + 2KI == 2KBr + I2 4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。 3.常见元素化合价的一些规律 (1)金属元素无负价。金属单质只有还原性。 (2)氟、氧一般无正价。 (3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数;元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|=8。 (4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。 若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO;若原子最外层电子数为偶数，则 正常化合价为一系列连续的偶数。 4.原子结构、元素性质及元素在周期表中位置的关系1/原子半径越大，最外层电子数越少，失电子越易，还原性越强，金属性越强。 2/原子半径越小，最外层电子数越多，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强。 3/在周期表中，左下方元素的金属性大于右上方元素;左下方元素的非金属性小于右上方元素。
物质结构与元素周期律 一、原子的构成 1、原子： 2、两个关系式： （1）核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数＝原子序数。 （2）质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）。 【例 1】某元素的一种核素X的原子质量数为A，含N个中子，它与1H原子组成H m X分子，在a g H m X分子中含质子的物质的量是() 二、核外电子排布 1、电子运动特点：①较小空间；②高速；③无确定轨道。 2、电子云：表示电子在核外单位体积内出现几率的大小，而非表示核外电子的多少。 3、电子层：根据电子能量高低及其运动区域不同，将核外空间分成个电子层。 表示：层数 1 2 3 4 5 6 7 符号K L M N O P Q n值越大，电子运动离核越远，电子能量越高。电子层实际上并不存在。 4、能量最低原理：电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后排布在能量稍 高的电子层，即电子由内而外逐层排布。 5、排布规律：①各电子层最多容纳的电子数目是个。 ②最外层电子数不超过个。（K层为最外层时不超过2个） ③次外层电子数不超过个，倒数第三层电子数不超过32个。 6、表示方法： ①原子、离子结构示意图。 ②原子、离子的电子式。
三、电子式的书写 【例 2】下列化学用语中，书写错误的是( )
根据元素周期律，把相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行， 这样得到的表就叫做元素周期表。 1、编排依据 （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，得到。 （3）把最外层电子数相同的元素排成一个纵行，得到。 2、结构 短周期：1、2、3 周期（7个横行）长周期：4、5、6 不完全周期：7 7个主族：ⅠA～ⅦA 族（18个纵行）7个副族：ⅠB～ⅦB 16个族第Ⅷ族 零族（稀有气体） 【例 3】甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是() A．x＋2B．x＋4 C．x＋8 D．x＋18 【例 4】若甲、乙分别是同一周期的ⅡA和ⅢA元素，原子序数分别为m和n，则下列关于m 和n的关系不正确的是 ( ) A．n＝m＋1 B．n＝m＋18 C．n＝m＋25 D．n＝m＋11 【例 5】下列叙述中正确的是() A．除零族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数 B．除短周期外，其他周期均有18种元素 C．副族元素中没有非金属元素 D．碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素
第1节原子结构与性质 考点2 原子结构与元素性质 [课标要求]考察高中生物质结构与性质的必备知识，分析与推测的关键能力，宏观辨识与微观探析的核心素养。 1.认识元素周期表与原子结构之间的关系，原子结构与元素性质，如原子半径、金属性与非金属性、第一电离能、电负性随元素周期表的周期性变化。 2.了解电离能、电负性的含义，并能用以用规范语言解释电离能大小原因。 3.了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。 [命题预测]高考中对本部分知识点的考查为：对元素性质的考查，通常是比较元素金属性、非金属性、第一电离能、电负性的大小，并从原子结构角度解释原因。 高考真题： （2）Li及其周期表中相邻元素的第一电离能（I1）如表所示。I1(Li)> I1(Na)，原因是_________。I1(Be)> I1(B)> I1(Li)，原因是________。【2020 ?全国卷Ⅰ?35（2）】 （3）CaTiO3的晶胞如图（a）所示，其组成元素的电负性大小顺序是__________；【2020 ?全国卷Ⅱ?35（3）】 13.W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，四种元素的核外电子总数满足X+Y=W+Z；化合物XW3与WZ相遇会产生白烟。下列叙述正确的是 A．非金属性：W> X>Y> Z B．原子半径：Z>Y>X>W C．元素X的含氧酸均为强酸D．Y的氧化物水化物为强碱 【2020 ?全国卷Ⅲ?13】 H、B、N中，原子半径最大的是______。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素______的相似。【2020 ?全国卷Ⅲ?35（1）】 知识梳理 1、原子结构与周期表的关系 用实线画出元素周期表的基本框架，并标明周期数与族序数，金属与非金属的交界线，镧系与锕系的位置。
化学元素周期表的规律总结？比如金属性非金属性等 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。 2 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 3 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 4 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。 5 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。 6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
原子结构与元素周期律单元测试 （时间：60分钟满分：100分） 可能用到的相对原子质量：H-1 C-12 N-14 O-16 S-32 Cl-35.5 Ca-40 Mn-55 Fe-56 Cu-64 Ba-137 一、选择题（本题包括10小题，每小题5分，共50分。每小题只有一个选项符合题意）1．下列说法正确的是() A．所含质子数和电子数相等的微粒一定是原子 B．两种微粒如果核外电子排布相同，化学性质就一定相同 C．质量数相同的原子其化学性质一定相同 D．具有相同核电荷数的原子或单核离子一定是同种元素 2. 下列结构示意图所代表的微粒中，最难发生化学反应的是() A ． B ． C ． D ． 3．一定量的锎(252 98Cf)是医学上常用作治疗恶性肿瘤的中子源，1 mg(252 98Cf)每秒约放出2.34×109个中子。下列有关锎的说法错误的是() A．(252 98Cf)原子中，中子数为154 B．锎元素的相对原子质量为252 C．(252 98Cf)原子中，电子数为98 D．(252 98Cf)原子中，质子数为98 4．最新科技报道，美国夏威夷联合天文中心的科学家发现了新型氢微粒，这种新微粒是由3个氢原子核(只含质子)和2个电子构成的。对于这种微粒，下列说法中正确的是() A．是氢的一种新的同素异形体B．是氢的一种新的同位素 C．它比一个普通H2分子多一个氢原子核D．它的组成可用H3—表示 5．下列说法正确的是() A ．某单核微粒的核外电子排布为，则该微粒一定是氩原子 B．原子最外层只有1个电子的元素一定是金属元素 C．N H＋4与H3O＋具有相同的质子数和电子数 D．最外层电子数是次外层电子数2倍的元素原子容易失去电子成为阳离子 6．下列叙述正确的是() A．在多电子原子里，能量高的电子通常在离核近的区域内运动 B．核外电子总是尽先排在能量低的电子层上 C．6Li和7Li的电子数相等，中子数也相等 D．微粒的最外层只能是8个电子才稳定 7．下列事实一般不能用于判断金属性强弱的是() A．金属间发生的置换反应 B．1 mol金属单质在反应中失去电子的多少 C．金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 D．金属元素的单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度 8．如图为元素周期表前4周期一部分，且X、Y、Z、R和W为主族元素。下列说法中正确的是() A．五种元素一定都是非金属元素 B．五种元素的原子最外层电子数一定都大于2 C．X的氢化物的沸点一定比Z的氢化物高D．R的最高价氧化物对应水化物一定是强酸 X Y Z R W
第九章原子结构和元素周期律 §本章摘要§1.微观粒子运动的特殊性 微观粒子的波粒二象性测不准原理微观粒子运动的统计性规律 2.核外电子运动状态的描述 薛定谔方程用四个量子数描述电子的运动状态几率和几率密度径向分布和角度分布 3.核外电子排布和元素周期律 多电子原子的能级核外电子排布原则元素周期表科顿（F. A. Cotton) 轨道能级图斯蕾特（Slater) 规则 4.元素基本性质的周期性 原子半径电离能电子亲合能E电负性 , , 射线 粒子散射实验 的质能联系公式 E = m
, : , : , h = 6.626 与相关 速度方程:所以 如果位置测不准量为x, 量为p, 原子半径为m, 大测不准量为x 10m, 量v. 9.11x Kg. 2m =0.01Kg, x = m, v :
第九章原子结构和元素周期律 §本章摘要§1.微观粒子运动的特殊性 微观粒子的波粒二象性测不准原理微观粒子运动的统计性规律 2.核外电子运动状态的描述 薛定谔方程用四个量子数描述电子的运动状态几率和几率密度径向分布和角度分布
3.核外电子排布和元素周期律 多电子原子的能级核外电子排布原则元素周期表科顿（F. A. Cotton) 轨道能级图斯蕾特（Slater) 规则 4.元素基本性质的周期性 原子半径电离能电子亲合能E电负性 波函数是核外电子出现区域的函数。 为一个二阶偏微分方程：此方程= f(x, y, z) ： V = - (), 则可求解出和 r,,,
数的下标 波函数的下标 对于单电子体系, H 或, 角动量， P = mv, (KJ.)，
1元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.1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。1.2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 1.3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 1.4元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 1.5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。 1.6非金属气态氢化物
元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 1.7单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 2.推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数； （3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。
"（夺冠方略）2013-2014高中化学 1.2.2 核外电子排布与元素周期表、原子半 径知能巩固提升鲁科版选修3 " 一、选择题 1.在元素周期表中，原子最外电子层只有2个电子的元素是( ) A.一定是金属元素 B.一定是稀有气体元素 C.一定是过渡元素 D.无法判断是哪一类元素 2.某元素位于周期表中第4周期ⅤA族，则该元素的名称和价电子排布式均正确的是( ) A.砷，4s24p3 B.溴，4s24p5 C.磷，4s24p3 D.锑，5s25p3 3.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是( ) A.1s22s22p63s23p3 B.1s22s22p3 C.1s22s22p5 D.1s22s22p63s23p4 4.具有下列结构的原子，一定是主族元素的是( ) ①最外层有3个电子的元素 ②最外层电子排布为ns2的原子 ③最外层有3个未成对电子的原子 ④次外层没有未成对电子的原子 A.①② B.②③ C.③④ D.①③ 5.(2012·衡水高二检测)元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示： 已知Y元素原子的价电子排布为ns(n-1)np(n＋1)，则下列说法不正确的是( ) A.Y元素原子的价电子排布为4s24p4
B.Y元素在周期表的第3周期ⅥA族 C.X元素所在周期中所含非金属元素最多 D.Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3 6.具有相同电子层结构的三种微粒A n+、B n-和C，下列分析正确的是( ) A.原子序数关系：C>B>A B.微粒半径关系：r(B n-) 第一章物质及其变化 第一节物质的聚集状态 体系：被研究的对象，例如一个烧杯中的溶液 一、物质的聚集状态： 各种物质总是以一定的聚集状态存在的 气、液、固为三种聚集状态，各具特征，在一定条件下可相互转化。 1、气体（g）：扩散性和可压缩性 2、液体（l）：流动性、无固定形状、一定条件下有一定体积 3、固体（s）：具有一定体积、一定形状及一定程度的刚性。 二、物质的聚集状态和相： 相：在体系中任何具有相同的物理性质和化学性质的部分称为相。 相与相之间有界面隔开。 g-s，l-s，s-s一般为两相 g-g混合物为一相 l-l混合物： 一相：如5%HCl溶液，HCl以分子或离子形式分散在水中 两相：如油和水组成的体系，O/W，O以较多分子聚成粒子，以一定的界面和周围的水分开，是不连续的相，W是连续相。 g-L混合物：也存在如上关系：H2S溶于水为一相 S-S混合物制成合金时为一相。 物质的聚集状态或相可以相互变化，亦可共存。 如： S-L相平衡这一点温度即为凝固点。 气体的存在状态主要决定于四个因素：P、V、T、n，而几乎与它们的化学组成无关。反映这四个物理量之间关系的式子叫气体状态方程式。 理想气体：分子间完全没有作用力，分子只是一个几何点，没有体积。 实际上所碰到的气体都是真实气体，只有在温度不太低，压力不太高时，实际气体的存在状态才接近于理想气体，可以用理想气体的定律进行计算。 三、理想气体状态方程： R：常数，可由实验测得： 1 mol气体在273.15K（0℃），101.325kPa下测得其体积22.4×10-3m3 这是理想气体的状态方程式，而实际上气体分子本身必然占有体积，分子之间也具有引力，因此应用该方程进行计算时，不可避免地存在偏差。对于常温常压下的气体，这种偏差很小，随着温度的降低和压力的增大，偏差逐渐增大。 四、混合气体分压定律： 1、混合气体分压定律： 1801年，由Dalton（道尔顿）总结实验结果提出，因此又称为Dalton分压定律。 两种或两种以上不会发生化学反应的气体混合，混合气体的总压力等于各组分气体的分压力之和。 A、容器中注入30mL N2，压力为300mmHg B、容器中注入20mL O2，压力为200mmHg C、容器中注入30mL N2 + 20mL O2，压力为500mmHg 即：P总= ∑Pi Pi：分压力（简称分压），气体混合物中各组分气体的压力，等于该气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。 理想气体定律同样适用于混合气体： PiV = niRT ， P总V = n总RT ====> ∑PiV = ∑niRT Pi：分压； V：总体积 2、分压的计算： P总可通过压力表测出，Pi则很难被直接测出，可通过分析、计算求得： PiV = niRT （1） P总V = n总RT （2） 由（1）÷（2），得： Pi / P总 = ni / n总 = Xi（摩尔分数） ∴Pi = Xi P总 计算分压的关键在于如何求得组分气体的摩尔分数。 求混合气体的摩尔分数，常用的方法是通过混合气体进行气体分析，测得各组分气体的体积分数：Vi / V总。 例1-1： 已知在250℃时PCl5能全部气化，并部分离解为PCl3和Cl2。现将2.98gPCl5置于1.00L容器中，在250℃时全部气化后，测定其总压力为113.4kPa。其中有哪几种气体？它们的分压各是多少？原子结构和元素周期律
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