1-36号元素原子和离子结构示意图模板
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1-105号原子结构示意图
碳C
+6 )2)4
镨 Pr +59 )2)8)18)21)8)2
氮N
+7 )2)5
钕 Nd +60 )2)8)18)22)8)2
氧O
+8 )2)6
钷 Pm +61 )2)8)18)23)8)2
氟F
+9 )2)7
钐 Sm +62 )2)8)18)24)8)2
氖 Ne +10 )2)8
铕 Eu +63 )2)8)18)25)8)2
钒 V +23 )2)8)11)2
锇 Os +76 )2)8)18)32)14)2
铬 Cr +24 )2)8)13)1
铱 Ir &5 )2)8)13)2
铂 Pt +78 )2)8)18)32)17)1
铁 Fe +26 )2)8)14)2
金 Au +79 )2)8)18)32)18)1
镓 Ga +31 )2)8)18)3
钋 Po +84 )2)8)18)32)18)6
锗 Ge +32 )2)8)18)4
砹 At +85 )2)8)18)32)18)7
砷 As +33 )2)8)18)5
氡 Rn +86 )2)8)18)32)18)8
硒 Se +34 )2)8)18)6
钫 Fr +87 )2)8)18)32)18)8)1
碘I
+53 )2)8)18)18)7 钅杜 Db +105 )2)8)18)32)32)11)2
溴 Br +35 )2)8)18)7
镭 Ra +88 )2)8)18)32)18)8)2
1-20号元素原子结构示意图
1～20号元素 原子结构示意图
氢 氦
He 4
锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖
i Be B C N O F Ne
7 9 11 12 14 16 19 20
钠 镁
铝 硅 磷 硫 氯 氩
Na Mg Al Si P S Cl Ar
23 24 27 28 31 32 35.5 40
其它常用元素
钾 钙 锰 铁 铜 锌 银 碘 钡 元素名称
K Ca Mn Fe Cu Zn Ag I Ba 元素符号
9 40 55 56 64 65 108 127 137 相对原子质量 化合价口决：
-1 +1 +1 +1 +1 -2 +2 +2 +2 +2 Cl H Na K Ag O Mg Ca Ba Zn 一价氯． 氢 钠 钾 银， 二价氧． 镁 钙 钡 锌；
+3 +4 +5 +5 -2 +4 +6 Al Si N P S S S
三铝 四硅 五氮磷， 二 四 六 硫都齐见，
+2 +3 +2 +4 +2 +2 Fe Fe C C Cu Hg
二三铁，二四碳， 铜 汞二价最常见； 0 莫忘单质为零价。
NO 3- OH - CO 32- SO 42- 负一硝酸 氢氧根， 负二碳酸 硫酸根；
PO 43- NH 4+
负三只有磷酸根， 正一价的是铵根。
注意：化合物中正负化合价代数和为零。
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况进行编辑修改.再次谢谢大家下载.翱翔在知识的海洋吧.。
1-36号元素轨道图
dz2
价键法（VB法）价键理论一： １、要点： ⑴、共价键的形成条件：①、先决条件： 原子具有未成对电子；②、配对电子参与 成键的原子轨道要满足对称匹配、能量相 近以及最大重叠的原则；③、两原子具有 成单的自旋相反的电子配对，服从保里不 相容原理。 ⑵、共价键的本质：是由于原子相互接近 时轨道重叠，原子间通过共用自旋相反的 电子使能量降低而成键。 ⑶、共价键的特征：①、饱和性，一个原 子有几个未成对电子（包括激发后形成的 未成对电子），便和几个自旋相反的电子 配对成键；而未成对电子数是有限的，故 形成化学键的数目是有限的。②、根据原 子轨道最大重叠原理，原子轨道沿其角度 分布最大值方向重叠，即共价键具有一定 的方向性。 ⑷、共价键的类型：单键、双键和叁键。
1-36号元素原子的电子排布式和轨道表示式
原子 元素 序数 名称
1 氢H
原子结构 示意图
电子排布式
1s1
轨道表示式 (电子排布图)
2013/9/12
2 氦 He
1s2
3 锂 Li 4 铍 Be 5 硼 Be 6 碳C 7 氮N 8 氧O
1s22s2 1s22s2 1s22s22p1 1s22s22p2 1s22s22p3 1s22s22p4
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叫第一电离能。 符号：“I1”，单位：Kj/mol^-1。 “气态”、“电中性”、“基态” 是保证最低能量的条件。
[规律] 1.总体上金属元素第一电离能较 小非金属元素第一电离能较大. 2.同周期元素第一电离能从左到 右有增大的趋势 3.同主族元素第一电离能从上到 下逐渐减小
35 溴 Br
1s22s22p63s23p63d104s24p5
物质结构
二、原子结构与元素的性质 1．周期表的分区的依据：（主要依据最后填入电子的能级的符号） 区名称与族序数的关系： S 区：IA IIA；d 区：IIIB~VIIB,VIII；p 区：IIIA~VIIA,0 族；
ds 区：IB IIB；f 区：镧系和锕系。 2．元素结构与性质呈周期性变化
⑴ 原子核外电子排布的递变规律 ⑵原子半径的递变规律 ⑶金属性和非金属性的递变规律 ※金属性强弱的判断依据： ①与水或酸反应置换出氢气的难易程度 ②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性强弱 ③对应单质的还原性。 ※ 非金属性强弱的判断依据： ①与氢气化合的难易程度 ②气态氢化物稳定性 ③最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性越强 ④对应单质的氧化性。 ⑷元素的第一电离能的递变规律 同主族元素从上向下第一电离能逐渐减小； 同周期元素从左向右第一电离能有逐渐增大的趋势；除了 IIA 族和 VA 族元素比同周期 的后一元素具有更大的第一电离能；原因： IIA 族元素原子外围电子在同一能级上全．充．满．，原子能量较低，因此具有较大的第一电 离能；
SO3
1
三角锥形
NH3、H3O＋
AB4
0
sp3
正四面体
CH4、CCl4
键的极性(不同元素形成的共价键为极性共价键)，分子的极性可结合空间构型加以判断。
7．求算σ键、π键的数目
(单键必为σ键，双键和三键中均只有一个σ键，其余为π键；所以某原子所成σ键数等
于该原子所连原子数，所以解答相关问题务必看清是求某个分子中键数还是求算一定物质的
可根据书本公式。
空间构型的判断(可参考下表加以判断)：
粒子 组成
孤对电子 中心原子的 粒子的空间构型
的对数 杂化方式
实例
0
ds 区：IB IIB；f 区：镧系和锕系。 2．元素结构与性质呈周期性变化
⑴ 原子核外电子排布的递变规律 ⑵原子半径的递变规律 ⑶金属性和非金属性的递变规律 ※金属性强弱的判断依据： ①与水或酸反应置换出氢气的难易程度 ②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性强弱 ③对应单质的还原性。 ※ 非金属性强弱的判断依据： ①与氢气化合的难易程度 ②气态氢化物稳定性 ③最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性越强 ④对应单质的氧化性。 ⑷元素的第一电离能的递变规律 同主族元素从上向下第一电离能逐渐减小； 同周期元素从左向右第一电离能有逐渐增大的趋势；除了 IIA 族和 VA 族元素比同周期 的后一元素具有更大的第一电离能；原因： IIA 族元素原子外围电子在同一能级上全．充．满．，原子能量较低，因此具有较大的第一电 离能；
SO3
1
三角锥形
NH3、H3O＋
AB4
0
sp3
正四面体
CH4、CCl4
键的极性(不同元素形成的共价键为极性共价键)，分子的极性可结合空间构型加以判断。
7．求算σ键、π键的数目
(单键必为σ键，双键和三键中均只有一个σ键，其余为π键；所以某原子所成σ键数等
于该原子所连原子数，所以解答相关问题务必看清是求某个分子中键数还是求算一定物质的
可根据书本公式。
空间构型的判断(可参考下表加以判断)：
粒子 组成
孤对电子 中心原子的 粒子的空间构型
的对数 杂化方式
实例
0
原子结构和元素周期表ppt课件
（2）最外层电子数是次外层电子数的一半元素：Li、Si （3）最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar （4）最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C （5）最外层电子数是次外层电子数3倍的元素：O （6）最外层电子数是次外层电子数4倍的元素：Ne （7）最外层电子数等于电子层数的元素：H、Be、Al 1至20号元素中，
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。
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。
20～36元素的原子结构示意图
20～36元素的原子结构示意图
20号后元素的原子结构如下图所示，准确的模型图请查看中国国家数字图书馆中的《原子结构示意图》。
网上查不到的专业知识，可以尝试在中国国家数字图书馆内查询相关的书籍或期刊论文。
1、截图一，20~26，53~59元素的原子结构图
2、截图二，27~33，60~66元素的原子结构图
3、截图三，67~73，101~107元素的原子结构图
4、截图四，74~80，108~114元素的原子结构图
5、截图五，81~87，115~118元素的原子结构图
6、截图六，87~93元素的原子结构图
7、截图七，94~100元素的原子结构图
扩展资料：
原子结构规律：
1、各电子层最多容纳的电子数目是2n²。
2、最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。
3、次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。
核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外依次排布在能量逐步升高的电子层里。
电子排布式、电子排布图、原子结构示意图比较大全
族IA IIA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0周期表中纵列数第1列第2列第3列第4列第5列第6列第7列第8列第9列第10列第11列第12列第13列第14列第15列第16列第17列第18列第一周期（1-2号）原子序数元素符号名称1 H 氢2 He 氦2种元素电子排布式 1s 11s 2电子排布图原子结构示意图第二周期（3-10号）原子序数元素符号名称3 Li 锂4 Be 铍5 B 硼6 C 碳7 N 氮8 O 氧9 F 氟10 Ne 氖8种元素电子排布式 1s 22s 1 1s 22s 21s 22s 22p 11s 22s 22p 21s 22s 22p 31s 22s 22p 41s 22s 22p 51s 22s 22p 6电子排布图原子结构示意图第三周期（11-18号）原子序数元素符号名称11 Na 钠12 Mg 镁13 Al 铝14 Si 硅15 P 磷16 S 硫17 Cl 氯18 Ar 氩8种元素电子排布式1s 22s 22p 63s 11s 22s 22p 63s 21s 22s 22p 63s 23p 11s 22s 22p 63s 23p 21s 22s 22p 63s 23p 31s 22s 22p 63s 23p 41s 22s 22p 63s 23p 51s 22s 22p 63s 23p 6电子排布图原子结构示意图第四周期18种（19-36号）原子序数元素符号名称19 K 钾20 Ca 钙21 Sc 钪22 Ti 钛23 V 钒24 Cr 铬25 Mn 锰26 Fe 铁27 Co 钴28 Ni 镍29 Cu 铜30 Zn 锌31 Ga 镓32 Ge 锗33 As 砷34 Se 硒35 Br 溴36 Kr 氪电子排布式【Ar 】4s 11s 22s 22p 63s 23p 64s 21s 22s 22p 63s 23p 63d 14s2【Ar 】3d 24s 21s 22s 22p 63s 23p 63d 34s21s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1【Ar 】3d 24s 21s 22s 22p 63s 23p 63d 64s2【Ar 】3d 74s 21s 22s 22p 63s 23p 63d 84s21s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 11s 22s 22p 63s 23p 63d 104s21s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 24p 11s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 24p2【Ar 】3d 104s 24p 31s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 24p4【Ar 】3d 104s 24p 5【Ar 】3d 104s 24p 6第五周期18种37-54号价电子排布式4s 14s 23d 14s 23d 24s 23d 34s 23d 54s 13d 54s 23d 64s 23d 74s 23d 84s 23d104s 13d 104s 24s 24p 14s 24p 24s 24p 34s 24p 44s 24p 54s 24p 6第六周期32种55-86号 镧系电子排布图价电子排布图第七周期？种满32种87-满118号锕系原子结构示意图共价键分类s-s σ键s-p σ键p-p σ键p-p Π键分子或离子CO 2SO 2 CO 32-CH 4NH 4+ 中心原子杂化轨道类型spsp2sp3a 64+2=65-1=4x 234H 2O NH 3b221sp3sp3中心原子上的孤对电子数0100分子或离子的价层电子对数2334VSEPR模型名称直线形平面三角形平面三角形正四面体形正四面体形分子或离子的立体构型名称直线形V形平面三角形正四面体形正四面体形形成配合物的条件：①配位体有孤电子对；②中心原子有空轨道。
1-36号元素轨道图
杂化的规律： 杂化前后轨道数目不变，空间取向改变 ； 杂化轨道能与周围原子形成更强的σ键，或安排 孤对电子，而不会以空的杂化轨道存在。 杂化后轨道伸展方向、形状发生改变，成键能 力增强，成键能力大小顺序（s成分越多
成键能力越强）sp<sp2<sp3<dsp2<sp3d<sp3d2
杂化轨道的特点: ①、所组成的几个杂化轨道具有相同的能量； ②、形成的杂化轨道数目等于原有的原子轨 道数目；③、杂化轨道的空间伸展方向一定 （亦即，杂化轨道的方向不是任意的，杂化 轨道之间有一定的夹角）；④、杂化轨道的 成分：每个杂化轨道的成分之和为１；每个 参加杂化的原子轨道，在所有杂化轨道中的 成分之和为１（单位轨道的贡献）。
能量最低原理： 核外电子在运动时，总是优先占据能 量更低的轨道，使整个体系处于能量最 低的状态。 泡利不相容原理: 同一轨道上最多容纳两个自旋相反的 电子。该原理有两个推论：
①若两电子处于同一轨道，其自旋方 向一定不同；
②若两个电子自旋相同，它们一定不 在同一轨道；
③每个轨道最多容纳两个电子。
洪德规则:电子在简并轨道上排 布时，将尽可能分占不同的轨
原子p轨道
乙烯的分子 结构。
乙烯分子比例模型
核外电子排布的一般规律： (1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电 子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升 高的电子层(能量最低原理)。 (2)原子核外各电子层最多容纳2个电子。 (3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最 外层时不能超过2个电子 (4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外 层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能 超过32个。
1-36号元素原子的电子排布式和轨道表示式
原子 元素 序数 名称
成键能力越强）sp<sp2<sp3<dsp2<sp3d<sp3d2
杂化轨道的特点: ①、所组成的几个杂化轨道具有相同的能量； ②、形成的杂化轨道数目等于原有的原子轨 道数目；③、杂化轨道的空间伸展方向一定 （亦即，杂化轨道的方向不是任意的，杂化 轨道之间有一定的夹角）；④、杂化轨道的 成分：每个杂化轨道的成分之和为１；每个 参加杂化的原子轨道，在所有杂化轨道中的 成分之和为１（单位轨道的贡献）。
能量最低原理： 核外电子在运动时，总是优先占据能 量更低的轨道，使整个体系处于能量最 低的状态。 泡利不相容原理: 同一轨道上最多容纳两个自旋相反的 电子。该原理有两个推论：
①若两电子处于同一轨道，其自旋方 向一定不同；
②若两个电子自旋相同，它们一定不 在同一轨道；
③每个轨道最多容纳两个电子。
洪德规则:电子在简并轨道上排 布时，将尽可能分占不同的轨
原子p轨道
乙烯的分子 结构。
乙烯分子比例模型
核外电子排布的一般规律： (1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电 子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升 高的电子层(能量最低原理)。 (2)原子核外各电子层最多容纳2个电子。 (3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最 外层时不能超过2个电子 (4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外 层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能 超过32个。
1-36号元素原子的电子排布式和轨道表示式
原子 元素 序数 名称