原子结构元素周期表
考点一原子的组成、结构和性质
原子的构成
a) 原子由原子核和核外电子组成（原子核在原子的正中央，核外电子围绕他做高速不规则运动）；
b) 原子核由质子和中子组成。质子带一个单位的正电荷，中子不带电；他们相对质量都约为1（1H原子由一个质子组成，不含中子）；
c) 由于中子不带电，所以质子数等于核电核数等于核外电子数（在原子中）；
d) 质子决定元素种类，中子数目改变形成同位素；
e) 核外电子带一个单位的负电荷，我们需要知道其电子排布的规律，最外层电子数目决定元素的化学性质。
例题：
【练习】科学家最近制造出第112号新元素,其原子的质量数为277,这是迄今已知元素中最重的原子.关于该新元素的下列叙述正确的是（）
A 其原子核内中子数和质子数都是112
B 其原子核内中子数为165,核外电子数为112
C 其原子质量是12C原子质量的277倍
D 其原子质量与12C原子质量之比为277:12
【练习】136C -NMR（核磁共振）可以用于含碳化合物的结构分析。136C表示的碳原子（）
A 核外有13个电子，其中4个能参与成键
B 核内有6个质子，核外有7个电子
C 质量数为13，原子序数为6，核内有7个质子
D 质量数为13，原子序数为6，核内有7个中子
XAZ的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。
质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
核电荷数=元素的原子序数=质子数=核外电子数。
考点二、原子核外电子排布
1、电子层的物理意义
a电子层根据电子距离原子核平均距离的大小定义，电子离原子核的远近。
电子层的表示方法
电子层数 1 2 3 4 5 6 7
符号 K L M N O P Q
最多容纳电子数（2n2） 2 8 18 32 ……2n2
能量大小 K
2、核外电子的排布规律
a每个电子层最多能容纳2n2个电子
b最外层电子数不能超过8个（K层不能超过2个）
五、元素周期律元素周期表
第16课 元素周期律及其运用
考纲要求：
1 理解原子半径的周期性变化
2 理解元素主要化合价的周期性变化
3 掌握原子核外电子排布的周期性
知识解读：
一、 原子序数
人们按照核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这个编号叫做该元素的原子序数。在数值上：原子序数=核电荷数=质子数
二、 元素性质的周期性变化
1. 原子半径的周期性变化：元素的原子半径随着原子序数的递增呈周期性的变化
2.元素主要化合价的周期性变化：元素的化合价随着原子序数的递增呈周期性的变化
元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增呈周期性的变化
三、 原子核外电子排布的周期性
随着原子序数的递增，元素的最外层电子排布呈周期性的变化
第一学时 原子半径的周期性变化
基础重温获新知：
1、质量数=质子数+中子数
2、 同位数：具有相同质子数（核电荷数）、不同中子数的同一元素不同原子互称为同位数。
11H、21H、31H、H+的是（ ）
A 氢的五种同位素 B 31H 有2个中子
C 氢的五种同素异形体 D 氢元素的五种不同微粒
3、 微粒半径比较：
下列半径比较正确的是：（ ）
A Na+﹥Na B Na+﹤Mg2+﹤Al3+ C Cl-﹥Cl D F-﹥Cl-
4、 下列微粒半径之比小于1的是（ ）
A .Na/Na+ B. Cl-/F- C. K/Na D. F/N
5、 下列微粒中，半径最大的是：（ ）
A Na+ B Al3+ C Cl- D S2-
结论：同种元素：阳离子半径 ﹤相应元素的原子半径
阴离子半径﹥相应元素的原子半径
具有相同核外电子排布的阴阳离子，核电荷数越大，离子半径越小。
1 高中化学元素周期表
金属性、非金属性变化规律（对应还原性、氧化性）
1、同一周期，从左到右（0族除外）金属性减弱，非金属性增强；
2、同一主族，从上到下金属性增强，非金属性减弱。
金属性最强的位于左下角的铯，非金属性最强的是位于右上角的氟。
3、金属性越强，单质越容易跟水或酸反应置换出氢，对应的最高价氧化物水化物碱性越强；非金属性越强，跟氢气反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，对应的最高价氧化物水化物酸性越强。
4、金属活动性顺序表
钾钙钠镁铝锌铁锡铅氢铜汞银铂金。
5、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。
化合价规律
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）；
金属元素一般无负化合价；同一主族的元素的最高正价、最低负价均相同 （氟无正价，氧一般也可认为无正价）
2、关系式：（1）最高正化合价＋|最低负化合价|＝8；
（2）最高正化合价＝主族族序数＝最外层电子数＝主族价电子数。
半径大小规律
1、原子半径：同主族——从上到下逐渐增大；同周期——从左到右逐渐减小（0族除外）。短周期某些元素可参考课本低页表1－2 具体数据判断。
2、离子半径：同主族——同价离子从上到下逐渐增大；同周期——阴离子半径大于阳离子半径；
3、具有相同的电子层结构的离子——核电荷数越大，离子半径越小（不适合用于稀有气体）。
4、同种元素的各种微粒由于阴离子是电子最外层得到了电子 而阳离子是失去了电子所以,，核外电子数越多，半径越大；反之，核外电子数越少，半径越小（如Fe2＋>Fe3＋）。
5、电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较，如：比较Al 3＋ 与S 2－的半径大小，可找出与Al 3＋ 电子数相同，与S 2－同一主族元素的O 2－ 比较，Al 3＋
第二节 原子结构与元素周期表
一．课标解读：
⒈了解基态原子核外电子排布的三原则：①能量最低原则；②泡利不相容原理；③洪特规则；了解核外电子的排布顺序，并写出19—36号元素基态原子核外电子的排布。
⒉了解核外电子的排布规律与周期划分及族排布的关系，并解释它们之间的变化规律。
⒊了解原子半径的具体意义及其测定方法，并能够解释原子半径的周期性变化规律。
二．知识点精讲：
⒈核外电子的拍布原则：
① 能量最低原则：电子首先排布在能量最低的原子轨道上，形成稳定的结构。
泡利不相容原理：一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反，即一个原子中不会存在四个量子数完全相同的电子。
② 洪特规则：对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相平行。
⒉利用原子核外电子排布规则，排布基态原子的核外电子，应注意全充满、半充满、全空状态，体系的能量最低。
⒊鲍林近似能级图揭示了原子中电子排布与元素周期表中周期划分的内在联系。 ⒋核外电子排布与族的划分关系：主族元素价电子全部排在最外层的ns或np轨道上，且主族元素所有族的序数等于该族元素原子的价电子数。副族元素ⅢB—ⅦB价电子数仍然与族数相同。第Ⅷ族排布为（n-1）d6-8ns2ⅠB和ⅡB则在ns轨道上有一个或两个电子。
⒌原子半径的实质：㈠由固态单质的密度算出1mol原子的体积，再除以阿伏加德罗常数，得到一个原子在固态单质中平均占有的体积，进而得到其原子半径；㈡化合物中两个相邻原子的核间距的一半。
⒍原子半径的分类：㈠共价半径；㈡金属半径；㈢范德华半径
⒎随原子序数的递变，原子半径在同族及同周期存在规律性的变化：同主族随原子序数的增大，原子半径自上而下逐渐增大，同周期自左至右原子半径逐渐变小。
三．点题解悟：
例⒈下列原子的外围电子排步式中，哪一种状态的能量较低？
⑴氮原子：A.2s22px22py1 B.2s22px12py12pz1
