原子结构与元素周期律知识点

1、学习必备欢迎下载第一章 : 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

2、原子的结构、性质、位置之间的关系。教学过程 :中子 N（不带电荷）决定原子种类同位素（核素）原子核 质量数（ A=N+Z）近似相对原子质量质子 Z（带正电荷） 核电荷数元素 元素符号原子结构：最外层电子数决定主族元素的决定原子呈电中性(AZ X)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。排布规律电子层数决定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：、原子最外层电子数呈周期性变化元素周期律、原子半径呈周期性变化、元

3、素主要化合价呈周期性变化、元素的金属性与非金属性呈周期性变化具、按原子序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和编 体排列原则、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表排 表、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。依 现据 形、短周期（一、二、三周期）式周期（ 7 个横行） 、长周期（四、五、六周期）周期表结构、不完全周期（第七周期）、主族（ A A 共 7 个）元素周期表族（ 18 个纵行）、副族（ B B 共 7 个）、族（ 8、9、 10 纵行）、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律、核电荷数，电子层结构，最外层电子数、原子半径三七长主三七短副一零不和全八学习必备

4、欢迎下载性质递变、主要化合价、金属性与非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物的水化物酸碱性电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。判断的依据核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。微粒半径的比较1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs具体规律：3 、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F- <Cl- <Br-

5、 <I -4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：-> Na+2+3+F>Mg >Al5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+ >Fe3+与水反应置换氢的难易最高价氧化物的水化物碱性强弱金属性强弱单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）互相置换反应依据：原电池反应中正负极与 H2 化合的难易及氢化物的稳定性元素的非金属性强弱最高价氧化物的水化物酸性强弱金属性或非金属单质的氧化性或离子的还原性性强弱的判断互相置换反应、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al ;

6、非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如： Si<P<S<Cl 。规律： 、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Li<Na<K<Rb<Cs ; 非金属性，随荷电荷数的增加而减小，如： F>Cl>Br>I 。、金属活动性顺序表： K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au定义：以 12C 原子质量的 1/12 （约 1.66 × 10-27 kg）作为标准， 其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制

7、 （ SI ）单位为一，符号为1（单位 1 一般不写）原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。如：一个 Cl 2 分子的 m(Cl 2 )=2.657 ×10-26 kg。核素的相对原子质量：各核素的质量与12C 的质量的 1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量，相对原子质量诸量比较：如 35Cl 为 34.969,37 Cl 为 36.966 。（原子量）核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该核素的质量数相等。如：35Cl 为 35, 37 Cl 为 37。元素的相对原子质量：是按该元素各种

8、天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)=Ar( 35Cl) ×a% + Ar(37Cl) ×b%元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其丰度的乘积之和。注意：、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。定义：核电荷数相同，中子数不同的核素，互称为同位素。（即：同种元素的不同原子或核素）同位素、结构上，质子数相同而中子数不同；特点：、性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同；、存在上，在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素的原子（

9、个数不是质量）百分含量一般是不变的（即丰度一定）。1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。N、O、F 与 H 之间（ NH 3、H2O）学习必备欢迎下载、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键离子键、存在：离子化合物（NaCl 、NaOH 、 Na2O2 等）；离子晶体。、定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。、存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如：NaOH、Na 2O2）；共价键分子、原子、离子晶体。不同原子间2、分类共用电子对是否偏移极性键共价化合物存在分子的极性化学键非极性键非金属单质、分类：相同原子间共用电子对的来源双方提供：共价键（孤对电子 ）单方提供：配

10、位键如： NH4+、H3O+金属键：金属阳离子与自由电子之间的相互作用。存在于金属单质、金属晶体中。键能分子的稳定性3、键参数键长决定决定分子的空间构型分子的极性键角4、表示方式：电子式、结构式、结构简式（后两者适用于共价键）定义：把分子聚集在一起的作用力分子间作用力（范德瓦尔斯力）：影响因素：大小与相对分子质量有关。作用：对物质的熔点、沸点等有影响。、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。分子间相互作用、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。、氢键的形成及表示方式：F- H···F-H ··· F

11、- H···代表氢键。氢键OOHHHHO分子极性固体物质HH、说明：氢键是一种分子间静电作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强；是一种较强的分子间作用力。定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合）的分子。非极性分子双原子分子：只含非极性键的双原子分子如：O2、 H2、Cl 2 等。举例：只含非极性键的多原子分子如：O3、 P4 等多原子分子：含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子如： CO 2、 CS2（直线型）、 CH4、 CCl4（正四面体型）极性分子：定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（正负电荷中心不能重合）的

12、。举例双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl 、NO 、CO 等多原子分子：含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子如： NH3(三角锥型 )、H 2O（折线型或 V 型）、H 2O2非晶体离子晶体构成晶体粒子种类分子晶体晶体：粒子之间的相互作用原子晶体金属晶体构成微粒：离子微粒之间的相互作用：离子键学习必备欢迎下载举例： CaF2、KNO 3、 CsCl、NaCl 、Na2O 等NaCl 型晶体：每个 Na+同时吸引6 个 Cl-离子，每个 Cl -同结构特点时吸引 6 个 Na+； Na+与 Cl -以离子键结合，个数比为1：1。微粒空间排列特点：CsCl 型晶体：每个Cs+同

13、时吸引8 个 Cl -离子，每个 Cl - 同时吸引8 个 Cs+；Cs+ 与 Cl -以离子键结合，个数比为1：1。离子晶体：说明：离子晶体中不存在单个分子，化学式表示离子个数比的式子。、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；性质特点 、离子晶体固态时一般不导电，但在受热熔化或溶于水时可以导电；、溶解性：（参见溶解性表）晶体晶胞中微粒个数的计算：顶点，占1/8；棱上，占 1/4；面心，占 1/2；体心，占 1分子晶体：、构成微粒：分子结构特点、微粒之间的相互作用：分子间作用力、空间排列： （CO2 如右图）、举例： SO2、 S、 CO2、 Cl2 等、硬度小，熔点和沸点低，分子间作用力越大

14、，熔沸点越高；性质特点、固态及熔化状态时均不导电；、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非极性物质一般易溶于非极性分子溶剂，极性分子易溶于极性分子溶剂。构成微粒：原子微粒之间的相互作用：共价键举例： SiC、 Si、 SiO2、 C(金刚石 ) 等、金刚石：（最小的环为非平面6 元环）结构特点每个 C 被相邻 4 个碳包围，处于4 个 C 原子的中心微粒空间排列特点：原子晶体：、 SiO2 相当于金刚石晶体中C 换成 Si，Si 与 Si 间间插 O说明：原子晶体中不存在单个分子，化学式表示原子个数比的式子。、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；性质特点、一般不导电；、溶解性：难溶于一般的溶剂。

15、、构成微粒：金属阳离子，自由电子；结构特点、微粒之间的相互作用：金属键、空间排列：金属晶体：、举例： Cu、 Au、 Na 等、良好的导电性；性质特点、良好的导热性；、良好的延展性和具有金属光泽。、层状结构结构：、层内C C 之间为共价键；层与层之间为分子间作用力；过渡型晶体（石墨） ：、空间排列：（如图）性质：熔沸点高；容易滑动；硬度小；能导电。学习必备欢迎下载常考知识点 :知识点一 .元素、核素、同位素、质量数练习1HDTT2D2（ 1）以上总共有种元素，有种核素， D 的质量数为。（ 2） H 和 D 互为 - 。练习 21996 年科学家在宇宙中发现了H3 分子 H3 和 H2 属于(

16、)A同位素B同素异形体C同分异构体D同一物质知识点二 . 原子核外电子排布规律的初步知识（ 1）核外电子分层排布电子层序号1234567电子层符号KLMNOPQ电子能量电子离核由近 到远，电子能量由低 到高（ 2）原子核外电子排布规律：1）电子总是从能量最低的电子层排起, 然后由里往外排2）各层最多容纳2n 2 个电子（ n 为电子层数）3）最外层不超过8 个（ K 层 2 个）次外层不超过18 个。练习 3下列说法中正确的是()A两个质子数和电子数都相同的微粒，一定是同一种元素的原子B原子的最外层有1-2个电子的元素都是活泼的金属元素C原子核外每个电子层最多容纳的电子数是2n2 个D 同一元

17、素的各种同位素的物理性质、化学性质都相同练习 4在原子的第n 电子层中，当它属于最外层电子层时，最多容纳的电子数目与n-1 层相同，当它属于次外层时，最多容纳的电子数比 n+1 层最多容纳的电子数多10 个电子，则此电子层是()AK层BL层CM层DN层知识点三 . 原子结构与元素性质的关系（1 18 原子结构示意图）（ 1）原子结构 原子是化学变化中的最小微粒。原子核质子带电情况：原子不带电 ：中子 不带电，质子 带正电，电子 带负电原子组成中子质子数 =核电荷数 =原子序数 =核外电子数核外电子相对原子质量 ( 近似 )= 质量数原子表示方法：AZXA：质量数 Z：质子数N：中子数 A= Z

18、+N（ 2）原子结构与元素性质的关系决定元素的化学性质的是: 最外层电子数练习 5 下列粒子在化学反应中容易得到电子的是()ABCD40练习 6 下列关于 19 K 的说法错误的是（）A原子核内有21 个中子B 质量数为40学习必备欢迎下载C核外电子数为19D中子数为19知识点四元素周期表的结构元周期(7素周期族(18表个横行 ) 个纵行， 0短周期 ( 第 1 、 2、3 周期，元素种类分别为2 、 8、8 )长周期 ( 第 4 、 5、6、7周期，元素种类分别为18 、18 、32 .)不完全周期 ( 第 7周期，若排满为32 )主族 ( 7 个)( IA VIIA )16个族) 副族(7

19、个)(IBVIIB)族( 稀有气体族：He、 Ne、 Ar、 Kr 、Xe、Rn)族(8 ，9，10 列)周期表中的一些等量关系：A. 原子序数=B. 周期序数C. 主族序数D、最高正化合价最低负化合价8O 、F 无最高正价，金属无负价练习 7：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+2 B.x+4 C.x+8D.x+18练习 8 右图是周期表中短周期的一部分，A、B、C 三种元素的原子核外电子数之和等于B 的质量数， B 元素的原子核内质子数等于中子数，下列叙述正确的是（）A B 为第二周期的元素ACBC 为 VA族元素C 三种元素都为非金

20、属元素BDB 是化学性质最活泼的非金属知识点五 元素周期律概念：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。本质：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。1、半径（除稀有气体外）同周期元素原子从左到右逐渐减少，同主族元素原子从上到下逐渐增大。原子半径： Na ClLi Na2 不同电子层数的粒子，电子层数多半径大。3 相同核外电子排布的粒子，核电荷数大半径小。4 同种元素的原子阴离子半径大于原子半径，原子半径大于阳离子半径。练习 9K +Na +S2- Ca 2+Na+Na S2-S练习 10按半径从小到大排列（ 1） K、Na、Cl（2）

21、F - 、 Na+、Mg2+、 Al 3+（3）Cl - 、 Cl练习 11具有相同电子结构的三种微粒X+、Y 、Z ，下列分析不正确的是）A最外层电子数： X>Y>ZB微粒半径： Y > X +C Z 一定是一种稀有气体元素的原子D原子半径的关系是X>Y金属性和非金属性a. 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。b. 同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。元素的金属性判断a.单质与水或酸反应置换氢的难易b.最高价氧化物的水化物（氢氧化物）的碱性强弱c.单质的还原性的强弱非金属性强弱判断学习必备欢迎下载a. 单质与氢气化合生成

22、气态氢化物的难易程度以及气态氢化物的稳定性b. 最高价氧化物的水化物（酸）的酸性强弱c. 单质的氧化性的强弱练习 12 金属性最强的在周期表的左下角是;非金属性最强的在周期表的右上角是练习 13 HF、 H O、CH、 SiH四种气态氢化物按稳定性由弱到强排列正确的是（）244ACH H OHFSiH4BSiH HFCH HO42442CSiH4CH4 H2OHFD H2OCH4 HF SiH4练习14 下列元素中，金属性最强的是（）A钾B钠C镁D铝练习15 下列物质中，酸性最强的是（）AH4SiO4B H3 PO4CH2 SO4DHClO43、主要化合价（最高化合价和最低化合价）练习16 下列各组原子序数表示的两种元素，能形成AB2 型离子化合物的是()A.12和 17B.13和 16C.11和 17D.6和8练习17 同周期X、 Y、 Z 三种元素，已知最高价氧化物的水化物的酸性：H3 XO4<H2YO4<HZO4，则下列判断正确的是()A、非金属性强弱为：X>Y>ZB、气态氢化物的稳定性由强到弱为X、Y、ZC、原子半径大小是：X<Y<ZD、对应阴离子的还原性按X、Y、Z 顺序减弱练习 18 下表是元素周期表的一