2020年高中化学竞赛辅导(一)原子结构 元素周期律

专题元素周期律学习目标1.掌握元素周期律；2.了解金属、非金属在周期表中的位置及其性质的递变规律；3.由元素周期律和元素周期表的关系，了解元素周期表的应用。

新授课一、元素周期律1、元素原子结构及化合价的变化(以第三周期元素为例)规律:同一周期元素，随着原子序数的递增，原子的最外层电子数呈现由的周期性变化(第一周期除外)，主族元素原子的最高正价呈现由到的周期性变化，最低负价呈现由的周期性变化(第一周期除外)。

【注意】F无正价，O无最高正价2．元素原子半径的周期性变化规律：同一周期元素，随着原子序数的递增，原子半径呈现由的周期性变化(稀有气体除外)（同主族，随着原子序数的递增，原子半径由）。

注：微粒半径大小的比较方法：一看电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。

二看核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

三看核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

微粒半径由电子层数和核电荷数决定。

电子层数越多，则半径越__ __，核电荷数越多，对核外电子吸引力越_ _，微粒半径越，比较时应把二者综合考虑.(1)原子半径的比较①同一周期电子层数相同，随着原子序数递增，主族元素原子半径____________例如：r(Na) r(Mg) r(Al) r(Si) r(P) r(S) r(Cl)②同一主族，随着______递增，原子半径__________例如：r(Li) r(Na) r(K) r(Rb) r(Cs)(2)离子半径的比较①同种元素,电子数越多，半径例如：r(Cl－) r(Cl)，r(Fe) r(Fe2＋) r(Fe3＋)②电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径_________即。

例如：r(O2－) r(F－) r(Na＋) r(Mg2＋) r(Al3＋)例如:第三周期离子半径大小比较:3、第三周期元素的金属性、非金属性的变化规律实验2: 实验完成后,用2 mL 1 mol·L-1的MgCl2溶液代替AlCl3溶液进行上述实验①钠、镁、铝置换出水(或酸)中的2时，由易到难的顺序为②钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为结论：钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为（2）Si、P、S、Cl非金属性强弱比较①硅、磷、硫、氯单质与氢气化合条件由易到难②硅、磷、硫、氯最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱结论：硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱4．元素周期律：元素的随着的递增而呈变化的规律。

高一化学竞赛辅导元素周期律质子：带正电荷，决定元素种类，核电荷数，原子序数，相对原子质量。

中子：不带电，决定核素、同位素及相对原子质量。

电子：带负电荷，外围决定化学性质。

同位素说明：a.同一元素的各种同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质几乎完全相同。

b. 同位素的不同原子（即核素）构成的单质（或化合物）是化学性质几乎相同而物理性质不同的不同种单质（或化合物）。

c. 天然存在的某种元素里，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。

d. 使用同一元素符号。

同位素是同种元素的不同种原子；同素异形体是同种元素构成的不同种单质。

e. 在周期表中处于同一位置。

同位素原子间质子数相同，中子数、质量数不同。

原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数①原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。

②惰性气体原子半径的测量方法与其它原子半径的测定方法不同，所以惰性气体的原子半径与其他原子的原子半径没有可比性。

一般不比较惰性气体与其它原子半径的大小。

③粒子半径大小比较的一般规律：电子层数越多，半径越大，电子层数越少，半径越小；当电子层结构相同时，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大；对于同种元素的各种粒子半径，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。

例如，半径H－＞H＞H＋；Fe3＋＜Fe2＋。

①氧元素无最高正价，氟元素无正价，金属元素无负价，单质及稀有气体元素一般为零价。

②元素的最高正价＝最外层电子数③只有非金属才有负价，且∣负价数值∣＋∣正价数值∣＝8。

1．金属性强弱判断：（1）与H2O（或酸）反应置换出氢的难易程度：金属越容易把水或酸中的H＋置换成H2，则金属性越强；（2）金属最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：金属的最高价氧化物的水化物碱性越强，则金属性越强。

2．非金属性强弱判断：（1）与H2生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性：非金属越容易与H2化合或与H2生成的气态氢化物越稳定，则非金属性越强。

物质结构、元素周期律（一）原子结构1．原子（A Z X）中有质子（带正电）：Z个，中子（不显电性）：（A—Z）个，电子（带负电）：Z个。

2．原子中各微粒间的关系：①A=N+Z（A：质量数，N：中子数，Z：质量数）②Z=核电荷数=核外电子数=原子序数③M Z ≈ M N≈1836 M eˉ（质量关系）3．原子中各微粒的作用（1）原子核几乎集中源自的全部质量，但其体积却占整个体积的千亿分之一。

其中质子、中子通过强烈的相互作用集合在一起，使原子核十分“坚固”，在化学反应时不会发生变化。

另外原子核中蕴含着巨大的能量——原子能（即核能）。

（2）质子带一个单位正电荷。

质量为1.6726×10-27kg，相对质量1.007。

质子数决定元素的种类。

（3）中子不带电荷。

质量为1.6748×10-27kg，相对质量1.008。

中子数决定同位素的种类。

（4）电子带1个单位负电荷。

质量很小，约为11836×1.6726×10-27kg。

与原子的化学性质密切相关，特别是最外层电数数及排布决定了原子的化学性质。

4．原子核外电子排布规律（1）能量最低原理：核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里，即依次：K→L→M→N→O→P→Q顺序排列。

（2）各电子层最多容纳电子数为2n2个，即K层2个，L层8个，M层18个，N层32个等。

（3）最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个【注意】以上三条规律是相互联系的，不能孤立理解其中某条。

如M层不是最外层时，其电子数最多为18个，当其是最外层时，其中的电子数最多为8个。

（二）元素周期律、元素周期表1．原子序数：人们按电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。

（原子序数=质子数=核电荷数）2．元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律。

具体内容如下：随着原子序数的递增，①原子核外电子层排布的周期性变化：最外层电子数从1→8个的周期性变化。

高一化学竞赛辅导元素周期律质子：带正电荷，决定元素种类，核电荷数，原子序数，相对原子质量。

中子：不带电，决定核素、同位素及相对原子质量。

电子：带负电荷，外围决定化学性质。

同位素说明：a.同一元素的各种同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质几乎完全相同。

b. 同位素的不同原子（即核素）构成的单质（或化合物）是化学性质几乎相同而物理性质不同的不同种单质（或化合物）。

c. 天然存在的某种元素里，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。

d. 使用同一元素符号。

同位素是同种元素的不同种原子；同素异形体是同种元素构成的不同种单质。

e. 在周期表中处于同一位置。

同位素原子间质子数相同，中子数、质量数不同。

原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数①原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。

②惰性气体原子半径的测量方法与其它原子半径的测定方法不同，所以惰性气体的原子半径与其他原子的原子半径没有可比性。

一般不比较惰性气体与其它原子半径的大小。

③粒子半径大小比较的一般规律：电子层数越多，半径越大，电子层数越少，半径越小；当电子层结构相同时，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大；对于同种元素的各种粒子半径，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。

例如，半径H－＞H＞H＋；Fe3＋＜Fe2＋。

①氧元素无最高正价，氟元素无正价，金属元素无负价，单质及稀有气体元素一般为零价。

②元素的最高正价＝最外层电子数③只有非金属才有负价，且∣负价数值∣＋∣正价数值∣＝8。

1．金属性强弱判断：（1）与H2O（或酸）反应置换出氢的难易程度：金属越容易把水或酸中的H＋置换成H2，则金属性越强；（2）金属最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：金属的最高价氧化物的水化物碱性越强，则金属性越强。

2．非金属性强弱判断：（1）与H2生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性：非金属越容易与H2化合或与H2生成的气态氢化物越稳定，则非金属性越强。

物质结构---第一部分原子结构元素周期系1．原子结构核外电子的运动状态: 用s、p、d等表示基态构型（包括中性原子、正离子和负离子）核外电子排布。

电离能、电子亲合能、电负性。

2．元素周期律与元素周期系周期。

1~18族。

主族与副族。

过渡元素。

主、副族同族元素从上到下性质变化一般规律；同周期元素从左到右性质变化一般规律。

原子半径和离子半径。

s、p、d、ds、f区元素的基本化学性质和一原子的电子构型。

元素在周期表中的位置与核外电子结构（电子层数、价电子层与价电子数）的关系。

最高氧化态与族序数的关系。

对角线规则。

金属与非金属在周期表中的位置。

半金属（类金属）。

主、副族的重要而常见元素的名称、符号及在周期表中的位置、常见氧化态及其主要形体。

铂系元素的概念。

第一节核外电子的运动一、原子核外电子的运动状态（一）核外电子的运动特点：；；。

（二）核外电子的运动表示电子云是描述电子在核外空间运动的一种图象，它从统计的概念出发对核外电子出现的几率密度作形象化的图示。

二、原于核外电子的排布（一）多电子原子的电子排布---1．依据：、。

2．图示（二）核外电子排布的原理1．能量最低原理：2．保里不相容原理：3．洪特（Hund）规则：电子将尽可能多分占不同的简并轨道，且自旋平行。

及Hund特例：简并轨道全充满,半充满,全空,能量相对较低,较稳定。

[例外] Nb、Ru、Rh、W、Pt（三）能级顺序——近似能级图1. 能级交错现象；2. 能级组：能量相近的能级划分为一组；3. 徐光宪先生 n+0.7规则：4. 近似能级图——电子填充顺序（四）核外电子排布的表示方法：有关概念：基态、激发态；原子、离子；“原子实”——希有气体结构；“价电子构型”1．轨道表示式：2．电子排布式：4．原子结构和元素在周期表中位置的关系。

①元素的周期数原子最外层的n数值即为该元素的所在周期数。

一个能级组相当于一个周期，周期有长短之分。

短周期(能级组内仅含有s、p能级)。