第四章 原子结构与元素周期律 1

第一节 原子的组成 2

1 原子是物质进行化学反应的基本微粒 2 在一般化学反应中（非核反应）原子的一切性质、变化只与核外电子的运动有关，原子核不发生变化。 3 原子结构是指核外电子的数目、排布、能量及其运动状态。 4 世界由物质构成，物质的分子是由原子构成。

一、原子的组成 ？ 原子的构成、原子核的构成是怎样的? 电 子

结论 原子由原子核和核外电子组成, 原子核又是由质子和中子组成的. 原子 原子核 核外电子 质子 中子 {

？ 质子、中子、电子的电性和电量怎样？ 1个质子带一个单位正电荷 中子不带电 1个电子带一个单位负电荷

= = 思考 交流 质子数 1、核电荷数有什么决定？ 2、原子带电吗？ 3、核电荷数与质子数、核外电子数的关系？ 不带电，显中性 思考 交流 质子数 1、核电荷数有什么决定？ 2、原子带电吗？ 3、核电荷数与质子数、核外电子数的关系？ 不带电，显中性 = = 核电荷数 核内质子数 核外电子数

= = = 核电荷数 核内质子数 核外电子数 原子序数 (Z) 质子－决定元素种类 核电荷数 核内质子数 核外电子数 = 原子序数 (Z)

原子的直径为10-10m，原子核直径更小，电子直径也很小。 原子核半径是原子半径的万分之一，体积占原子体积的几千亿分之一。 所以原子的体积主要由电子运动所占的空间决定。

构成原子的粒子及其性质 复习 粒子种类 电性 质量(kg) 质子 1个单位正电荷 1.6726×10-27 中子 不带电 1.6749×10-27 电子 1个单位负电荷 质子质量的1/1836 复习 1、质子带正电，中子不带电，电子带负电。 2、质子和中子的质量很小，但比电子大很多。 3、中子不带电，所以原子核的电性由质子决定， 因此原子核带正电，数目跟质子相等。

思考 交流 原子的质量 = 原子核子质 量 + 电子的质量 = 中子的质量 + 质子的质量+电子的质量 思考 交流 （1）原子的质量主要是由哪些微粒决定？（2）忽略电子质量，质子与中子的相对质量取近似值，原子的相对质量与质子数、中子数有什么关系？ 原子的质量 = 原子核子质 量 + 电子的质量 = 中子的质量 + 质子的质量+电子的质量 ≈中子的质量 + 质子的质量=原子核的质量

结论 原子的质量 = 质子的质量 + 中子的质量 将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数，用A表示。 原子的质量主要集中在原子核，原子核的质量由质子和中子的质量决定； 原子的质量 = 质子的质量 + 中子的质量 将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数，用A表示。

观察表格 ，思考下列问题 原子种类 质子数 中子数 核外电子数 氢 1 碳 6 氧 8 钠 11 12 镁 氯 17 18 铁 26 30

2、所有原子都是由质子、中子、电子构成的吗？ 1、不同种原子之间有哪些区别？ 不同原子的质子数、电子数不同，中子数可能相同 2、所有原子都是由质子、中子、电子构成的吗？ 氢原子的中子数为0，因此，不是所有的原子都有中子。 3、质子、中子、电子在数量上有什么关系？ 质子数一定等于电子数，但不一定等于中子数。 4、原子本身带电吗？为什么？ 质子和电子数目相等、电性相反，互相抵消 ，所以原子不带电

质量数（A）＝ 质子数（Z）＋ 中子数（N） 因为一个质子和一个中子的相对质量取近似整数值为1，所以原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值就是原子核内的质子数和中子数。 结论 质量数（A）＝ 质子数（Z）＋ 中子数（N） 质子数（Z）＝ 质量数（A） — 中子数（N） 中子数（N）＝ 质量数（A） — 质子数（Z）

例题1： 例题2： 已知某氧原子的核内的中子数为7，其质量数为多少？ 解： 已知 质子数（Z）= 8 中子数(N)= 7 则 质量数（A）= Z + N = 8 + 7 = 15 例题2： 已知某原子的核内的中子数为12，其质量数为25，则核内质子数为多少？ 解： 已知 质量数（A）= 25 中子数(N)= 12 则 质子数（Z）= A － N = 25 －12 = 13

原子的表示方法 X A Z —元素符号 质量数 — 核电荷数（质子数） — 含义：代表一个质量数为A，质子数为Z的原子。 6 14 C 例：

质子（Z个） （+） 元素种类 决定 原子核 （+） 中子（A-Z个） 原子 （不带电） 核外电子（Z个） （—） 决定 元素的化学性质

练习 1.原子是由居于原子中心、带______的原子核和核外带______ 的电子构成，原子核是由_______和______构成。由于它们所带的电荷_______ ，电性_____，所以整个原子______（填显或不显）电性。 2、能保持物质的化学性质的最小粒子是_____；化学变化中的最小粒子是______；原子中带正电荷的粒子是_ _________；不显电性的粒子是 、质量最小的粒子是_____；决定原子质量大小的粒子是________。 3、据报道，1994年12月科学家发现了一种新元素，它的原子核内有质子111个，中子161个，则该元素核外电子数是_____ 正电 负电 质子 中子 相等 相反 不显 分子 原子 质子和原子核 中子 电子 原子核 111

完成下表 原子种类 质子数 中子数 核外电子数 核电荷数 质量数 相对原子 质量 氢 碳 氧 钠 镁 氯 铁 1 1 1 1 1.001 6 1 1 1 1.001 6 6 6 6 12 12.01 8 8 8 8 16 16.00 11 12 11 11 23 22.99 12 12 12 12 24.31 24 17 18 17 17 35 35.45 26 30 26 26 56 55.85

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第四章 原子结构与元素周期律 1

原子与离子的关系： 阳离子 失电子 原子 离子 阴离子 得电子

粒子中的质子数与核外电子数的关系： ①中性原子： 质子数=核外电子数 ②带正电的阳离子： 质子数>核外电子数 质子数-电荷数=核外电子数 ③带负电的阴离子： 质子数<核外电子数 质子数 + 电荷数=核外电子数

例： 硫的二价阴离子的核外电子数是18，中子数为17，那么它的质量数是多少？ ( 33 ) 解：因为 S2- 的核外电子数是18，即硫原子得 ( 33 ) 解：因为 S2- 的核外电子数是18，即硫原子得 到 2 个电子后，是18，那么硫原子的核外 电子数是16，则16+17=33。

[练习填表] 微粒 质量数 质子数 中子数 电子数 氯原子 35 17 18 17 钠离子 23 11 12 10 硫离子 32 16 16 18 45 35 Br 80 35 80 35

化合价 质量数 离子电荷 - 2 O 16 2- 8 2 质子数 原子个数 数字的位置不同，所表示的意义就不同。

X e A Z c+ - +d A、Z、c、d、e各代表什么？ A——代表质量数； Z——代表核电荷数（质子数） c——代表离子所带的电荷数 请指出Al、Al3+中所含的质子数和电子数。

例题2：某微粒用 Xn-表示。下列 关于该粒子的叙述中正确的是（ ） A 所含的质子数=A-n B 所含中子数=A-Z C 所含电子数=Z-n D 质量数=A+Z 解析：原子组成符号中，X代表元素符号，左上角A为质量数，左下角为质子数，A=Z+N。

某元素的某种离子X2-核外共有a个电子，核内有b个中子，表示该X原子的下列符号中正确的是 例 某元素的某种离子X2-核外共有a个电子，核内有b个中子，表示该X原子的下列符号中正确的是

[练习] 元素B的核电荷数为Z，已知Bn-和Am+有相同的核外电子数，则A元素的原子序数为多少（用Z、n、m 表示）。 Z + n = Z’ - m Z’ = Z + n + m

二、同位素 H元素的三种原子 氚 氘 氕 质子 中子 电子 思考：1、用 ZX 表示这三种原子 2、氕,氘,氚的原子结构有什么异同? A

1H 2H 3H 1 元素、核素、同位素及同素异型体关系： (1)元素: (2)核素: (3)同位素: 具有相同质子数(核电荷数)的同一类原子的总称 (1)元素: 具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子 (2)核素: (3)同位素: 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素 (4)同素异形体：同一元素形成的不同单质互称 元素 核素1 …… 核素n 三者关系: (同位素)

同位素实际指的是同一元素的不同原子， 不同在于中子数不同，但核电荷数相同，核外电子 排布相同，其原子、单质、元素及其化合物的化 学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差 异。 同一种元素可能有若干种同位素，即有若干种不同的原子。至今发现了109种元素，但不是只发现了109种原子。

（D）凡是核外电子数相同的微粒必定属于同一元素 1、下列各组物质中，互为同位素的是（ ） （A）O2、O3 、O4 （B）H2、D2、T2 （C）H2O、D2O、 T2O （D）20Ca 和20Ca 2、下列说法正确的是 （A）同种元素的质子数必定相同（ ） （B）不同元素原子的质量数必定不同 （C）原子核都是由质子和中子构成的 （D）凡是核外电子数相同的微粒必定属于同一元素 40 42

D D 以下互为同位素的是( ) A、金刚石与石墨 B、D2与H2 C、19X 与 20Y D、17Cl与 17Cl 以下互为同位素的是( ) A、金刚石与石墨 B、D2与H2 C、19X 与 20Y D、17Cl与 17Cl D 下列叙述错误的是( ) A、13C和14C属于同一种元素，它们互为同位素 B、1H和2H是不同的核素，它们的质子数相等 C、14C和14N的质量数相等，它们的中子数不等 D、6Li和7Li的电子数相等，中子数也相等 D

同 位 素 几 个 实 例 8O 8O 8O 同位素却有1800 余种。 1 2 3 氢元素 氢 重氢 超重氢 铀元素 碳元素 氯元素 同 位 素 许多元素都有同位素， 目前发现100多种元素， 同位素却有1800 余种。 几 个 实 例 1 2 3 氢元素 氢 重氢 超重氢 铀元素 碳元素 氯元素 氧元素 同位素 元素 1H氕(H) 1 1H氘(D) 2 1H氚(T) 3 92U 234 92U 235 92U 238 6C 12 6C 13 6C 14 17 Cl 17Cl 35 37 8O 8O 8O 18 16 17

质子：决定元素的种类，与中子共 同决定原子的相对原子质量 电子：最外层电子数决定元素的 化学性质 中子：决定原子的种类，与质子 共同决定原子的相对原子质量

丰度 某元素的各种同位素在自然界中原子间的相对质量分数是不变的。这个相对质量分数就叫“丰度”。 相对原子质量： 按天然同位素原子的质量和相对 相对原子质量： 按天然同位素原子的质量和相对 质量分数计算出来的平均值。如 果计算时没告诉原子的质量，也 可近似的用质量数代替。

例题： 氯元素含 17Cl和17Cl两种同位素： 同位素 相对原子质量 丰度 34.969 75.77% 36.966 24.23% 35 37 同位素 相对原子质量 丰度 17Cl 34.969 75.77% 36.966 24.23% 35 37 天然氯元素两种同位素的平均原子量为： 34.969×75.77% + 36.966×24.23% = 35.453 氯元素的相对原子质量为35.453

习题： 本章练习册第一节

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第四章 原子结构与元素周期律 1

第二节 核外电子的运动状态 2

一、电子云 1、核外电子的运动特征点 ⑴电子的质量极微小（9.10910-31kg）； ⑵电子绕核运动是在原子这样极其微小的空间（原子的直径约10-10m）中进行； ⑶电子绕核作高速运动（运动的速度接近光速，约为108m/s）

电子在核外空间各区域出现的概率不同，但却有规律可循。 因此，电子绕核运动没有确定的轨道， 不能精确测定或计算电子在任一时刻所在的位置，也不能描绘出其运动轨迹，我们只能指出它在核外空间某处出现机会的多少，即数学上的概率。 电子在核外空间各区域出现的概率不同，但却有规律可循。 这是核外电子运动的根本特征。 完全不同于宏观世界物体如行星、炮弹、尘粒等的运动状况。

2、那么核外电子运动的规律是什么呢？ 为了研究问题的简单性，科学上常采用这样一种方法。当有多个变量需要研究时，我们通常使其中最简单的一个变量成为我们首先的研究对象。在这里，核外电子可能有很多，那我们就首先来研究一下：核外只有一个电子的情形-----氢原子核外电子的运动规律。

氢原子电子云的形成

核外电子的运动规律： 原子核外电子运动没有确定的轨道，但有确定的运动规律。人们常用一种能够表示电子在一定时间内在核外空间各处出现机会的模型来描述电子在核外的运动。其运动状况可用电子云来形象地表述。 电子云密集的地方电子出现的机会多；电子云稀疏的地方，电子出现的机会较少。

电子云释疑： 电子云中的每一个黑点不表示电子，而表示电子瞬间出现在某位置时的痕迹，小黑点的疏密表示电子出现机会的多少。 电子云：高速运动的电子在核外空间一定范围内出现，好象带负电荷的“云雾”罩在原子核周围，人们形象地称之为电子云。 电子云中的每一个黑点不表示电子，而表示电子瞬间出现在某位置时的痕迹，小黑点的疏密表示电子出现机会的多少。

氢原子的电子云的特征： 1. 氢原子的电子云呈球形对称，而多电子 原子的电子云则比较复杂。 1. 氢原子的电子云呈球形对称，而多电子 原子的电子云则比较复杂。 2. 电子云图上的一个小黑点， 并不表示一个电子，而是表示 电子在某一时刻曾在此处出现一次。

3.小黑点的疏密表示电子在核外空间单位体积内出现的机会的多少。 离核近的地方，小黑点密即电子云密度大， 电子出现的机会多， 也就是说电子出现的几率高； 离核远的地方，小黑点疏即电子云密度小， 电子出现的机会少， 也就是说电子出现的几率低； 因此，电子云并不表示电子的实际运动轨迹, 而是 表示电子出现在各点的几率高低。

3、电子云的表示方法： （1）电子云的示意图 原子核位于中心，小黑点表示电子在核外空间各区域出现机会的多少。

（2）电子云界面图 用界面把电子出现概率大于90%的区域表示出来的一种方法。

问题探究： （试判断下列说法的正误） 电子云是笼罩在原子核外的云雾； 小黑点多的区域表示电子多； 小黑点疏的区域表示电子出现的机会少； 电子云是用高速照相机拍摄的照片。

这是单电子结构。如果是多电子结构的原子，其核外电子又是怎样运动的呢？既然有多个电子，那么它们在原子核外的位置及分布又是怎样的呢？

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第四章 原子结构与元素周期律 1

第二节 核外电子的运动状态 2

二、核外电子的运动状态 1、电子层 ⑴核外电子受力分析：在含多个电子的原子中，一方面每个电子和核之间因带异性电荷而有吸引力，这个吸引力倾向于把电子尽可能拉得靠近核；另一方面，电子与电子之间带同性电荷而相互排斥，这个排斥力要迫使电子彼此尽可能远离。当吸引和排斥达成平衡时，核外电子就分布在离核不同的区域里运动，有不同的能量。离核远的电子能量高。

⑵在含有多个电子的原子里，电子的能量是 不同的。有些电子能量较低，在离核较近的区域里运动；有些电子能量较高，在离核较远的区域里运动。 科学上把能量不同的电子的运动区域称为电子层,用n表示。把能量最低、离核最近的电子，称其运动在第一电子层上；能量稍高、运动在离核稍远的电子，称其运动在第二电子层上；有里向外，依次类推，叫三、四、五、六、七层。 也可把它们依次叫K、L、M、N、O、P、Q层。

总结： 电子按能量高低在核外分层排布。 1 2 3 4 5 6 7 K L M N O P Q 由内到外，能量逐渐升高

电子层数（n）：n=1，2，3，4，5，6，7 K，L，M，N，O，P，Q n越大，电子离核越远，其能量也越高 ⑶核外电子是分层排布的。 ⑷电子一般总是尽先排布在能量较低的电子层里，即最先排布K层；当K层排满后，再排布L层；当L层排满后，再排布M层；……（能量最低原理） ⑸各电子层最多能容纳的电子数为 2n2

结论 ⑹最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层时不能超过 2 ）。 ⑺次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层电子数不能超过 32 。 注意：以上几条规律是相互联系的，不能孤立地理解。 结论 电子层是确定核外电子运动能量的主要因素。

原子核外电子的运动与排布

原子核外电子的运动与排布

原子核外电子的运动与排布

原子核外电子的运动与排布

原子核外电子的运动与排布

原子核外电子的运动与排布

原子核外电子的运动与排布

原子核外电子的运动与排布

2 8 5 + 15 原子结构示意图 第3层 第2层 原子核 第1层 K层 L层 M层 为了形象地表示原子的结构，人们就创造了“原子结构示意图”这种特殊的图形。 第3层 第2层 原子核 第1层 + 2 8 5 15 原子核带正电 质子数 K层 L层 M层

判断下列示意图是否正确？为什么？ +12 2 10 +19 2 8 9 +54 2 8 18 20 6 +3 1 2

2、电子亚层和电子云的形状 思考 交流 同一电子层中，电子的能量不尽相同，电子云的形状也不同，所以，一个电子层又分为若干亚层。 各亚层分别用s、p、d、f 表示。 思考 交流 每个电子层有多少电子亚层呢？

亚层和层的关系 总结： n 1 2 3 4 5 6 7 字母 K L M N O P Q 亚层数 s s p s p d s p d f 亚层符号 s s p s p d s p d f 总结： 前四个电子层中，电子亚层的数目等于电子层的序数，后三电子层不变，都是四个亚层。

各亚层的电子云形状 s 亚层电子云： 以原子核为中心的球壳体。 p 亚层电子云： 为哑铃形。 d f 亚层电子云复杂，不做介绍

s

亚层能量大小 写法： n 1 2 3 4 5 6 7 字母 K L M N O P Q 亚层数 s s p s p d s p d f 亚层符号 s s p s p d s p d f 各层都有s亚层，有些层有相同的p 、d、 f 亚层，如何区分不同层的相同亚层呢？ 写法： 在亚层前加上电子层序数。如1s、3s、5f、4d、7p、2p、3d等。

？ ？ 答案： 答案： 同一层的不同亚层其能量是否相同？如5s、5p、5d、5f 其能量是不是一样？ 同一层的不同亚层其能量不相同； 对任何相同的层，则有 ns < np< nd < nf 不同层的亚层其能量是否相同？ ？ 不同层的亚层其能量是不相同，具体大小比较我们下节课再讲，大家翻下书看有没有答案。 答案：

例： 原子中各亚层的能量不同，有大有小，象阶梯样一级一级的，所以一个亚层也称为一个能级。 1s、2p、3d、7s、5f、3s等都是原子的一个能级。

3、电子云的伸展方向 在一定的电子层中，具有一定形状和伸展方向的电子云所占有的原子空间称为原子轨道。 比较 伸展方向 能量是否相同 轨道数 s 球形对称，一个伸展方向 相同 1 p 三个伸展方向 px py pz 相同 px=py=pz 3 d 5个伸展方向 5 f 7个伸展方向 7 亚层

? 各电子层的原子轨道数有多少呢？ 电子层 亚层 原子轨道数 1 2 3 4 n s s、p s、p、d s、p、d、f 1=12 1+3=4=22 1+3+5=9=32 1+3+5+7=16=42 n 2

总结： 1、同一亚层不同伸展方向的电子云能量 相同。 1、同一亚层不同伸展方向的电子云能量 相同。 2、s、p、d、f 对应的轨道数刚好为奇数 1、3、5、7 2、s、p、d、f 对应的轨道数刚好为奇数 1、3、5、7 3、一个轨道可以用一个小方框表示。即 □ 表示一个轨道。

4、电子的自旋 原子中的电子在绕核运动的同时，还存在本身的自旋运动。 电子自旋方向只有两种，即顺时针方向和逆时针方向。用“↑” 和 “↓” 来表示。

综述： 描述原子核外电子的运动状态： 电子层 电子亚层 电子云的伸展方向 电子的自旋方向

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第四章 原子结构与元素周期律 1

第三节 核外电子的排布 2

原子核外电子的排布所遵循的原理： 1、能量最低原理 电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道 2、泡利不相容原理 每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子 3、洪特规则 在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨 道，且自旋状态相同

一、能量最低原理 多电子原子处于基态时，核外电子的分布在不违反泡利原理前提下，总是尽先分布在能量较低的轨道，以使原子处于能量最低状态。 电子层 K、L、M、N、O、P、Q 能 量 电子亚层 按下列近似能级图考虑

能 量 E 7p 7s 5f 6d 近似能级组 组数 7s,5f,6d,7p 7 6s,4f,5d,6p 6 5s,4d,5p 5 3s,3p 3 2s,2p 2 1s 1 6p 6s 4f 5d 能 量 E 5s 5p 4d 4s 3d 4p 3s 3p 2s 2p 1s 多电子原子的近似能级图

由图可见： 亚层相同时，能级高低由电子层来决定: 如：E1s<E22s<E3s…… E2p<E3p<E4p…… E3d<E4d<E5d…… 同一电子层中，亚层不同时，随亚层增大，E增大: 如：Ens<Enp<Enp<Enf. 电子层和亚层均不同时，出现能级交错： 如：E4s<E3d<E4p……

E1s< E2s< E2p< E3s< 电子排布填充顺序： E1s< E2s< E2p< E3s< E3p <E4s< E3d< E4p< E5s< E4d< E5p< E6s< E4f< E5d< E6p<…… 电子填入轨道顺序助记图

二、泡利不相容原理 在同一原子中，不可能有两个电子处于完全相同的运动状态。即每一个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。

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第四章 原子结构与元素周期律 1

第三节 核外电子的排布 2

核外电子排布的表示方法 1、原子结构示意图 2 +8 O 6 Na +11 2 8 1 2 +17 Cl 8 7 2 +13 Al 8 3

2、电子轨道表示式 例如氢原子（1H）的轨道表示式为 例如氦原子（2He）的轨道表示式为 例如氯原子（17Cl）的轨道表示式为 1s 2s 2p 3s 3p

48号元素： 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s2 25号元素： 35Br Hg：(80) 3、电子排布式 48号元素： 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s2 25号元素： 1s22s22p63s23p63d54s2 35Br [Ar]3d104s24p5 Hg：(80) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p64d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 25Mn： 1s22s22p63s23p63d54s2

三、洪德规则 原子在同一亚层的等价轨道（能量相同的轨道）上分布电子时，尽可能单独分布在不同的轨道，而且自旋方向相同。这种分布时，原子的能量较低，体系稳定。

例 6C 1s22s22p2 所以碳原子的轨道表示式为 7N 1s22s22p3 8O 1s22s22p4 Px Py Pz 1s 2s

9F 1s22s22p5 10Ne 1s22s22p6 16S 1s22s22p63s23p4 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s

洪德规则特例 特殊规律——全充满，半充满规则： 对同一电子亚层，当电子分布为 全充满（P6、d10、f14） 半充满（P3、d5、f7） 原子结构较稳定、能量较低。

例： 元素 按构造原理的组态 实测组态 (24Cr) 1s22s22p63s23p63d44s2 1s22s22p63s23p63d54s1 元素 按构造原理的组态 实测组态　 (24Cr) 1s22s22p63s23p63d44s2 1s22s22p63s23p63d54s1 (29Cu) 1s22s22p63s23p63d94s2 1s22s22p63s23p63d104s1 (42Mo) 1s22s22p63s23p63d104s24p64d45s2 1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s1 (47Ag) 1s22s22p63s23p63d104s24p64d95s2　 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 (79Au) 1s2···4s24p64d104f145s25p65d96s1　 1s2···4s24p64d104f145s25p65d106s1

离子的电子分布式 正离子：原子变成正离子时依次从最外层失去电子。 Pb2+：1s22s22p63p63d104s24p64d104f145s25p65d106s2 外层电子分布式：5s25p65d106s2 电子构型：18＋2电子构型。 47Ag＋：1s22s22p63s23p63d104s24p64d10 外层电子分布式:4s24p64d10 电子构型:18电子构型 2)负离子： 如16s：1s22s22p63s23p4 s2－：1s22s22p63s23p6 外层电子分布式：3s23p6 电子构型：8电子构型

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第四章 原子结构与元素周期律 1

第四节 元素周期律及元素周期表 2

一、元素周期律 随着原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化的规律。 元素性质的周期性变化主要体现在原子半径、元素的主要化合价 、元素的金属性及非金属性的周期性变化等方面。 引起元素性质周期性变化的原因： 是由于原子结构的周期性变化，即原子最外层电子数的周期性变化。

根据元素周期律，把元素以表格的形式排列起来，就构成了元素周期表。 二、元素周期表 根据元素周期律，把元素以表格的形式排列起来，就构成了元素周期表。 编排原则： ⑴ 按原子序数的递增顺序从左到右排列 ⑵ 将电子层数相同的元素排列成一个横行 ⑶ 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。

1、周期 定义：具有相同电子层数目的各种元素， 按照原子序数递增的顺序从左到右 排列的一个横行，称为一个周期。 　 ② 　关系：周期序数=原子的电子层数

例 ？ 17Cl 第三周期 1s22s22p63s23p5 30Zn 第四周期 1s22s22p63s23p63d104s2 第五周期 原子序数为51的原子处于哪个周期呢？ 2 +51 8 18 5 第五周期

短周期 周期 长周期 不完全周期 第1周期：2 种元素 第2周期：8 种元素 第3周期：8 种元素 第4周期：18 种元素 第5周期：18 种元素 第6周期：32 种元素 （横向） 镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素 不完全周期 第7周期：26种元素 锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素

B

? 各周期元素的数目和电子数之间有关系吗？ 周期 电子层数 元素数目 相应能级组 相应能级组所能容纳的电子总数 第1周期 1 2 1s 第2周期 8 2s 2p 第3周期 3 3s 3p 第4周期 4 18 4s 3d 4p 第5周期 5 5s 4d 5p 第6周期 6 32 6s 4f 5d 6p 第7周期 7 28(32) 7s 5f 6d 7p

各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。 结论 各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。

2、族 ① 定义： 18个纵行，16个族。 主族： 按电子填充顺序，最后一个电子 填入到最外层的s或p轨道 填入到次外层的d轨道或倒数 ① 定义： 18个纵行，16个族。 　 主族： 按电子填充顺序，最后一个电子 填入到最外层的s或p轨道 ③副族： 按电子填充顺序，最后一个电子 填入到次外层的d轨道或倒数 第三层f轨道 ④关系： 主族序数=最外层电子数 主族元素的最高化合价=它的族序数

族 主族： 副族： ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA ，ⅧA（稀有气体元素，也称零族） 共八个主族 （纵行） ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB，ⅧB（三个纵行(8、9、10）， 位于Ⅶ B 与ⅠB中间 ） 共八个副族

注意 B

B

B

过渡元素 副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。

例1、已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。 解：∵原子序数为25．∴该元素核外有25e-， 其排布式为[Ar]3d54s2， 最高能级组数为4，其中有7个价电子， 故该元素是第四周期ⅦB族。

例2、已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基态原子的电子排布式、元素名称、元素符号和原子序数。 解：∵位于第五周期， ∴价电子是第五能级组， 即5s4d5p， 又∵是ⅥA族，∴价电子排布为5s25p4， 这时4d必是全充满的， ∴电子排布式[Kr]4d105s25p4 碲，Te，原子序数是52。

练习： 1.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。 第四周期，ⅦB族。 2.试确定32号元素在周期表中的位置。 1s22s22p63s23p63d104s2 4p2 第四周期，ⅣA族 3.判断处于第三周期，ⅣA族元素的价层 电子结构、原子序数。 [Ne]3s23p2，第14号元素

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第四章 原子结构与元素周期律 1

第五节 原子的电子层结构与元素性质 2

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。 随元素原子序数的递增，元素原子半径、 元素周期律的实质： 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。 随元素原子序数的递增，元素原子半径、 元素的金属性、非金属性、元素主要化合价 、电离能、电负性等都呈周期性变化。

一、原子半径 讨论: 原子半径的大小取决于哪些因素？ 这些因素怎样影响原子半径？

最外层达到稳定状态（即最外层达到8个电子的稳定状态）原子半径也比较大。 总结: 电子层结构（电子层数） 核电荷数 原子半径 核外电子数 电子层越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大；而核电荷数越大，核对电子的引力也就越大，将使原子的半径缩小。这两个因素综合的结果使各种原子的半径发生周期性的递变。 最外层达到稳定状态（即最外层达到8个电子的稳定状态）原子半径也比较大。

元素原子半径的数值图

元素原子半径的变化示意图

原子半径的递变规律 在周期表中，同一主族的元素，从上到下，原子半径依次增大，同一周期的主族元素，从左到右原子半径依次减小 原子半径逐渐变小 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 周期 1 2 3 4 5 6 7 原子半径逐渐变小 原子半径逐渐增大 在周期表中，同一主族的元素，从上到下，原子半径依次增大，同一周期的主族元素，从左到右原子半径依次减小

注意 副族元素在电子层增多的同时，核电荷数增加显著，原子半径变化不显著。

判断的依据 电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。 核电荷数: 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多，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 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--<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：F-> Na+>Mg2+>Al3+ 5、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+ 具体规律

二、电离能 定义： 元素的气态原子失去电子成为气态阳离子所需要的能量称为电离能。 符号： I 单位： KJ·mol-1

气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的能量 叫元素的第一电离能，用I1表示。 +1 价气态阳离子再失去 1 个电子成为 +2 价气态阳离子所消耗的能量称为元素的第二电离能。 随着原子失去电子的增多，所形成的阳离子的正电荷越来越多，对电子的吸引力增强，使电子很难失去。因此，同一元素的各级电离能依次增大 通常所说的电离能是指第一电离能

元素的第一电离能大小与原子失去电子能力有何关系？ 衡量气态原子失去电子的难易程度。 第一电离能越小，越易失去电子，金属性越强 第一电离能越大，越难失去电子，金属性越弱

由于出于亚层轨道全空，半充满情况，所以出现元素第一电离能产生起伏。例:IB<IBe , Be Mg 元素的第一电离能与原子序数的关系

规律： 从上图可见，每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，最后一个元素(稀有气体)的第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变小(如He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn的第一电离能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能也依次下降)。

总结变化规律 同周期从左到右第一电离能逐渐 的 同主族从上到下第一电离能逐渐_______ 增大 减小

气态电中性基态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需最低能量叫第一电离能，用I1 表示。依次类推可得：从+1价气态 离子中再失去一个电子，形成+2价气态 离子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2 表示‥‥‥ 同一种元素的逐级电离能大小关系： I1<I2<I3<I4<I5

三、电负性 1、定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电 负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 2、规定： 氟原子的电负性约为 4.0, 以此为标准，确定其他元素的电负性。 3、意义： 用于表示原子在化合物中吸引电子的能力， 电负性越大，表示该原子在化合物中吸引电子的能力越强 电负性越小，表示该原子在化合物中吸引电子的能力越小 过渡元素的电负性没有明显的变化规律，可不考虑。

元素的电负性

二、元素电负性的递变规律： ［归纳与整理］ 1、随着原子序数的递增，元素的电负性 由___到____，呈现周期性变化。 电负性增大 小 大 　2、同一周期从左到右，各 元素电负性逐渐 ____。 电负性增大 电负性减小 增大 3、同一主族从上到下，元素 　　电负性呈现_____趋势 。 减小 4、电负性最大的元素是___， 电负性最小的元素是___。 F Cs 电负性减小

4、元素电负性用途 （1） 判断元素为金属元素还是非金属元素。一般认为： 电负性 >2.0 非金属元素　电负性 <2.0 金属元素　　 注：两者之间没有严格的界限，2.0只是经验判断不是绝对的,电负性在2.0左右元素的介于金属与非金属之间,可做半导体材料。 （2）判断元素的金属性和非金属性的强弱。 　　元素的电负性越大，非金属性也越强，反之，元素的电负性越小，金属性越强。 （3）确定化学键的类型 一般认为，｜ χA﹣χB |>1.7时，形成的化学键为离子键。 　　　　　　 ｜ χA﹣χB | < 1.7时，形成的化学键为共价键。　 （4）判断化合物中元素化合价的正负。 若元素A、B形成的化合物中， χA> χB ，则A呈负价，B呈正价

电负性接近2.0，所以接近两性化合物

1、比较下列各组元素电负性的大小以及非金属性的强弱。并总结出其中的规律。 例题 1、比较下列各组元素电负性的大小以及非金属性的强弱。并总结出其中的规律。 (1) Al、Si、P ； (2) F、Cl、Br ； (3) Na、K、Cs 。 Al<Si<P F>Cl>Br Na>K>Cs

大 强 负 小 弱 正 CH4 NaH NF3 SO2 H2S ICl Na N H H I S 2、电负性的数值能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值 的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值；电负性数值 的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值。请指出下列化合物中化合价为正值的元素。 大 强 负 小 弱 正 CH4 NaH NF3 SO2 H2S ICl Na N H H I S

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第四章 原子结构与元素周期律 1

第五节 原子的电子层结构与元素性质 2

四、元素的金属性与非金属性 金属性：元素的原子失去电子而显正价的能 力。也称还原性 非金属性：元素的原子得到电子而显负价的能 力。也称氧化性

？ 影响元素原子得到电子或失去电子的难易程度的因素： 核电荷的多少 原子半径的大小 原子的电子构型（ 特别是价电子构型） 总结：一般情况，核电荷越少、半径越大、价电子 数越少，就越容易失去电子，金属性越强； 反之，则非金属性越强。

例： 价电子： 指原子核外电子中能与其他原子相互作 用形成化学键，即参与成键的电子或跟元素化合价 有关的电子。 价电子构型： 价电子所处的能级称为价电子层或价电子构型。 　主族元素的价电子就是主族元素原子的最外层电子；　　 　过渡元素的价电子不仅是最外层电子，次外层电子及某些元素的倒数第三层电子也可成为价电子。 1s22s22p63s1 价电子数为最外层的1个电子，价电子构型就为3S1。 Na : 例： 1s22s22p63s23p63d54s1，价电子数为最外层1个还有次外层上的5个，总共为6个。价电子构型就为3d53S1。 Cr :

元素的金属性与非金属性 判断依据 ①与水反应置换氢的难易 金属性强弱 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 非金属性强弱 ①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 ③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） ④互相置换反应 ⑤原电池反应中正负极 ①与H2化合的难易及氢化物的稳定性 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 ③单质的氧化性或离子的还原性 判断依据

非金属性依次增强 金属性依次增强 非金属性依次增强 金属性依次增强 金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au

非金属性依次增强 非金属性依次增强 金属性依次增强 得电子能力依次增大 原子半径依次减小 得电子能力依次增大 失电子能力依次增大 原子半径依次增大 原子半径依次减小 原子半径依次增大 失电子能力依次增大 金属性依次增强

钠、镁和水的反应 以第三周期为例，看看元素化学性质递变规律： 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2  Na Mg Al Si P S Cl Ar 钠、镁和水的反应 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2  金属性 Na>Mg

向盛有已擦去表面氧化膜的镁条和铝片的试管中，各加入2mL 1mol/L的盐酸。 镁、铝和盐酸的反应

镁、铝和盐酸的反应 Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2  金属性 Mg > Al

金属性 Na > Mg > Al 原子序数 11 12 13 元素符号 Na Mg Al 单质与水(或酸)反应情况 氢氧化物 碱性强弱 冷水剧烈 热水较快盐酸剧烈 盐酸较快 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 强碱 中强碱 两性 金属性 Na > Mg > Al

取少量1mol/L AlCl3溶液注入试管中，加入3mol/L的NaOH 溶液至产生大量Al(OH)3白色絮状沉淀为止。 AlCl3 溶液和NaOH溶液的反应

将Al(OH)3沉淀分盛在两只试管中，然后在两只试管中分别加入3mol/L HCl溶液和3mol/L NaOH溶液。 稀硫酸 HCl Al(OH)3 NaOH Al(OH)3 和酸、碱的反应

两性氢氧化物 Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O 碱 Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O 酸 Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O Al(OH)3 + OH– = AlO2– + 2H2O 既能跟酸反应，又能跟碱反应的氢氧化物，叫作两性氢氧化物。 Al(OH)3是两性氢氧化物

非金属性 Si < P < S < Cl 原子序数 14 15 16 17 元素符号 Si P S Cl 单质与H2化合的难易 气态氢化物的稳定性 最高价氧化物对应水化物的酸性 光照或点燃爆炸化合 高温 磷蒸气 加热 很不稳定 SiH4 不稳定 PH3 不很稳定 H2S 稳 定 HCl H4SiO4 极弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 最强酸 非金属性 Si < P < S < Cl

元素 14Si 15P 16S 17Cl 硅、磷、硫、氯元素的气态氢化物 化合条件 稳定性 SiH4 PH3 H2S HCl 高温下少量反应 氢化物化学式 元素 14Si 15P 16S 17Cl 化合条件 稳定性 SiH4 PH3 H2S HCl 高温下少量反应 磷蒸气，困难 加热反应 光照或点燃化合 很不稳定 不稳定 较不稳定 稳定

稀有气体元素 原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18 元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar 单质和水(或酸）反应情况 冷水剧烈 热水较快 盐酸剧烈 盐酸较快 稀有气体元素 高温 磷蒸气与H2能反应 须加热 光照或点燃爆炸化合 非金属单质与氢气反应 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 金属性和非金属性递变 NaOH 强碱 Mg(OH)2 中强碱 Al(OH)3 两性氢 氧化物 H4SiO4 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 最强酸 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

元素周期表中元素性质的递变规律 元素性质 最外层电子数 原子半径 最高价氧化物对应水化物酸碱性 非金属元素气态氢化物的稳定性 同周期元素（左→右） 同主族元素 （上→下） 最外层电子数 逐渐增多（1e→8e） 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 最高价氧化物对应水化物酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强 非金属元素气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强

两性化合物 非金属 B 金属 181

五、元素的化合价 元素最高化合价和最低化合价的递变规律。

1 1 2 +1 0 +1 +5 2 1 8 - 4 - 1 +1 +7 3 1 8 - 4 - 1 原子序数 电子层数 最外层电子数 最高或最低化合价的变化 1~2 1 3~10 11~18 1 2 +1 0 +1 +5 2 1 8 - 4 - 1 +1 +7 3 1 8 - 4 - 1

11~17号元素的最高正化合价、最低负化合价与最外层电子数有何关系？ 最低负化合价数 = 8 – 最外层电子数 最高正价== 最外层电子数 11~17号元素的最高正化合价、最低负化合价与最外层电子数有何关系？ 11 12 13 14 15 16 17 18 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 原子序数 元素 名称 元素 符号 电子排布 化合价 Na Mg Al Si P S Cl Ar 2, 8, 1 2, 8, 2 2, 8, 3 2, 8, 4 2, 8,5 2, 8, 6 2, 8, 7 2, 8, 8 + 1 + 2 + 3 + 4 - 4 + 5 - 3 - 2 - 1 +6 +7

最高正价:+1→+7;最低负价:-4→-1 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 最高正价 +1 +2 +3 +4 +5 +6 -3 -2 -1 化合价变化 最高价氧化物 的通式 R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7 的水化合物通式 ROH R(OH)2 H3RO3 R(OH)3 H4RO4 H3RO4 H2RO4 HRO4 气态氢化物通式 RH4 RH3 H2R HR 最高正价:+1→+7;最低负价:-4→-1

副族元素的其化合价较复杂，就再详细讲解了。

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第四章 原子结构与元素周期律 1

核组成符号 AZX 一、原子结构 1、原子组成 质子：Z 个 中子：A-Z 个 核外电子：Z个 微粒 质量 相对质量 电性 意义 微粒 质量 相对质量 电性 意义 质子 1.6726×10-27kg 1.007 一个单位正电荷 决定元素的种类 中子 1.6743 ×10-27kg 1.008 呈电中性 决定同位素和质量数 电子 9.1095×10-31kg 1/1836 一个单位负电荷 价电子决定元素化性

两个关系式 原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数 （阴、阳离子=？） 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）

{ { } 一、元素： 二、原子的构成: 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 具有相同核电荷数（即核内质子数）的一类原子的总称。 决定 元素种类 { 质子 } 决定 原子 { 原子核 原子(核素)种类 中子 决定 核外电子 元素的化学性质 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数

B B 例1（99）“铱星”计划中的铱的一种同位素是19177Ir其核内中子数是 A. 77 B. 114 C. 191 D. 268 例2(99s)12553I可治疗肿瘤，其核内中子数与核外电子数之差是 　　A.72 　　 B.19 　　 C.53 　　 D.125 B 例3核内中子数为N的R2+离子，质量数为A，则n g它的氧化物中所含电子的物质的量(mol) A.n(A-N+8)/(A+16) B.n(A-N+10)/(A+16) C.(A-N+2) D.n(A-N+6)/A 氧化物为RO,质子数=A-N+8;式量=A+16；选A

㈠元素： 2、元素、核素、同位素 具有相同核电荷数(质子数)的同一类原子叫做元素。 ①决定元素的种类的因素：质子数。 ②“同一类”包括质子数相同的各种不同原子，以及各种状况下的原子或离子(即游离态和化合态) 如：H、D（2 1H）、T（3 1H）、H＋、H－等都称为氢元素。 ③元素为宏观概念，只论种类不论个数，元素组成物质，不能说元素组成分子。

㈢同位素：同一元素的不同核素之间互称为同位素。 如： 1 1H、2 1H、3 1H三种核素均是氢的同位素。 特点： a．决定同位素种类的因素是中子数。 b．同位素在周期表中位于同一位置，具有相同的元素符号。 c．许多元素，具有多种同位素，因此原子的种类大大超过元素的种类。 d．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。 e．同位素的质量数不同，物理性质不同；核外电子数相同，化学性质相同。同位素的不同原子构成的单质是化学性质几乎相同的不同单质。(如H2、D2、HD)

下列各量各由什么决定? ①元素种类：质子数， ②同位素：质子数、中子数， ③原子种类：质子数和中子数， ④质量数：质子数和中子数。 ㈡核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫核素。如：1 1H、2 1H、3 1H就各为一种核素。 下列各量各由什么决定? ①元素种类：质子数， ②同位素：质子数、中子数， ③原子种类：质子数和中子数， ④质量数：质子数和中子数。

〔例1〕已知铱有两种同位素191Ir和193Ir，而铱的平均原子量为192.22，则两种同位素的原子个数比是 A.39:61 B. 61:39 C.1:1 D.39:11 例．硼有两种天然同位素10B、11B，硼元素的相对原子质量10.80，则对硼元素中10B质量分数的判断正确的是（　 ） 　　A．20%　　 B．略大于20%　 C．略小于20%　　 D．80%

有关微粒 Cl-,回答下列问题： ①所含质子数17;中子数18;电子数18;质量数35； ②该微粒的结构示意图； +17 2 8 8 ③它与Cl-之间的关系是互为同位素； ④它的半径比 Cl原子的半径大； ⑤已知Cl元素的相对原子质量为35.5,可知35Cl、 37Cl原子在自然界的原子百分组成之比是3∶1。

共48 种 〔例2〕由1H、2H、3H、16O、18O等核素可构成 多少种分子？ H2：6； O2：3； O3：6； H2O：12； H2O2：21

〔例3〕已知氯元素只有两种天然同位素：35Cl和37Cl，氯元素的相对原子质量为35. 5，则46 〔例3〕已知氯元素只有两种天然同位素：35Cl和37Cl，氯元素的相对原子质量为35.5，则46.8gNaCl晶体中含35Cl－的质量为多少克？ 35x＋37（1－x）＝35.5 X＝75% 46.8 58.5 ×75% ×35＝21（g）

〔例4〕下列说法中不正确的是（ ） ╳ ╳ ╳ ╳ ①质子数相同的微粒一定属于同一种元素 ②同位素的性质几乎相同 〔例4〕下列说法中不正确的是（ ） ╳ ①质子数相同的微粒一定属于同一种元素 ②同位素的性质几乎相同 ╳ ③质子数相同，电子数也相同的微粒，不可能是一种分子和一种离子 ④电子数相同的微粒不一定是同一种元素 ╳ ⑤一种元素只能有一种质量数 ╳ ⑥某种元素的相对原子质量取整数，就是其质量数。 A.②④⑤⑥ B. ①②④⑤ C. ①②⑤⑥ D. ③④⑤⑥

1．某元素X构成的双原子单质分子有三种，其相对分子质量分别为70、72、74，在天然单质中，此三种单质的物质的量之比为9∶6∶1，由此推断以下结论中，正确的是( ) A．元素X有三种同位素 B．其中一种同位素质量数为36 C．质量数为35的同位素原子的质量分数为75% D．元素单质X2的平均相对分子质量为71

【解析】 若元素X有两种同位素aX、bX，则构成的双原子分子单质有：aXaX、aXbX、bXbX三种。若a＜b，则2a=70，2b=74，求得两种同位素的质量数分别为35、37。由三种单质的物质的量之比为9∶6∶1，可求X2的平均相对分子质量为：(70×9+72×6+74×1)/(9+6+1)=71，所以，X的相对原子质量为71/2=35.5。由十字交叉法求得 35X的物质的量分数为75%。

2．某元素原子的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数是最外层电子数的3倍，该元素的原子序数为 。 【解析】 核电荷数=质子数=Z，元素原子的电子层数为x，最外层电子数为y，依题意：Z=5x，Z=3y，则5x=3y，x=3y/5。因原子的最外层电子数不超过8，即y为1～8的正整数，仅当y=5时，x=3合理，故该元素的电荷数为15。

3.13C-NMR(核磁共振)、15N-NMR可用于测定蛋白质、核酸等生物大分子的空间结构，KurtWuthrich等为此获得2002年度诺贝尔化学奖。下面有关13C、15N叙述正确的是( ) A．13C与15N有相同的中子数 B．13C与C60互为同素异形体 C．15N与14N互为同位素 D．15N的核外电子数与中子数相同

【解析】 A项中子数分别为7、8；同素异形体指的是单质，B项显然错误；D项电子数为7而中子数为8。 【答案】C 【解题回顾】 由所给的同位素符号，判断原子中各微粒数目是高考每年必考的热点知识。只要掌握换符号A、Z、X的意义即可。

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第四章 原子结构与元素周期律 1

3、原子核外电子 核外电子运动状态 1）电子云：电子在核外空间一定范围内出现，好象带负电荷的云雾笼罩原子核周围，人们形象地称它为电子云。 概念：能量高低不同和离核远近不同的空间区域 符号： K L M N O P Q 电子层数： 1 2 3 4 5 6 7 能量： 低—————————高 离核距离：近—————————远 2）电子层 记忆

二原理 1）最大容纳原理：每个电子层最多容纳2n2个电子。 2）能量最低原理：电子在填入电子层时，先占能量低的电子层后占能量高的电子层。

核外电子排布规律 1）每个电子层最多排2n2个电子 2）最外层 8个电子，次外层 18个电子，倒第三层 32 3）先占内层，后占外层 要求：主族元素和第四周期元素原子结构简图会写 方法：记住每周期稀有气体的结构简图 IA IIA外延；IIIA~IIVA内推

三、核外电子的排布规律及表示方法 1、核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里往外，依次排布在能量较高的电子层里（这就是能量最低原理）。 2、各电子层最多能容纳的电子数为 2n2

注意：以上四条规律是相互联系的，不能孤 3、最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层时不能超过 2 ）。 4、次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层电子数不能超过 32 。 注意：以上四条规律是相互联系的，不能孤 立地理解。

3. 核外电子三特征： ①质量小(9.1×10-31kg) ②运动空间小(直径10-10m) ③高速运动 电子排布三规律： ①能量最低原理 ②每层最多排电子2n2 ③最外层电子数不超过8个

例1.A元素原子的L层比B元素原子的L层少3个电子，B元素原子核外电子总数比A元素原子核外电子总数多5个，则A、B两元素形成的化合物可表示为( ) A. A3B2 B.A2B3 C.AB3 D.AB2

例2.设X、Y、Z代表三种元素，已知： Cl O KClO4 ① X+和Y-两种离子具有相同的电子层结构 ② Z元素原子核内质子数比Y元素原子核内质子数少9个 ③ Y和Z两种元素可以形成4核42个电子的负一价阴离子 据此，请填空： Cl O （1）元素Y是 ，元素Z是 ； （2）由元素X、Y、Z三种元素所形成的含68个电子的盐类化合物的化学式为 。 KClO4

10电子微粒小结 分子 离子 Ne H2O HF NH3 CH4 N3-、O2-、F- H3O+ OH- NH4+ NH2- 单 核 双核 单 核 双核 三核 四核 五核 分子 离子 Ne H2O HF NH3 CH4 N3-、O2-、F- Na+、Mg2+、Al3+ H3O+ OH- NH4+ NH2-

18电子微粒小结 分子 离子 F2 多核 ：N2H4、C2H6、CH3OH、CH3-NH2 、 HFO等 HCl PH3 Ar H2S 单 核 双核 三核 四核 五核 分子 离子 HCl PH3 Ar H2S SiH4 H2O2 F2 P3-、S2-、Cl- K+、Ca2+、 H3S+ HS- PH2- PH4+ 多核 ：N2H4、C2H6、CH3OH、CH3-NH2 、 HFO等

AD 例： 氯只有和两各稳定同位素，它们在氯气中的原子数之比为3：1。则分子量为70、72、74的氯气分子数之比可能是 A．5:2:1 B.5:2:2 C.9:3:1 D.9:3:2 AD

已知碳元素有两种常见的同位素12C、13C，氧有三种同位素16O、17O、18O。由这五种微粒构成的CO2分子中，其式量可能有( ) A．6种 B．10种 C．11种 D．12种 【解析】 常规思路是根据排列组合，可形成12种CO2分子，易错选答案D，如果心细，还可以发现，这12种CO2分子的相对分子质量有重复，逐个排除重复数目，最后筛选出答案A，即便得出正确答案，耗时也较多，且极易出错。 【答案】 A

【解题回顾】 进一步分析会发现，形成的CO2相对分子质量最大的为49（13C18O2），最小的为44（12C16O2），显然从44～49最多有6种相对分子质量，故应选A。

X元素组成三种气态单质,都是双原子分子,它们的相对分子质量分别为32、34、36。今有这三种单质的混合气体,分子数之比为15∶4∶1。下列说法正确的是 ( ) A. 若该容器中的X2全部转化成同素异形体X3,则X3的分子有4种 B. 质量数为16的同位素的原子物质的量分数为85% C. 此容器内混合气体的平均相对分子质量为34 D. 该元素所含三种同位素的原子数之比为15∶4∶1

【解析】 X同位素有二种：16X和18X，A中化学方程式为：316X18X＝16X16X18X +18X18X16X，另有16X3、18X3。所以A正确；由16X2、16X18X、18X2的分子数比为15∶4∶1，得质量数为16的同位素的原子物质的量分数为（15×2+4×1）/（15+4+1）×2=85%。B正确；混合气体的相对分子质量为：（32×15+34×4+36×1）/（15+4+1）=32.6。D显然错误（应为二种同位素）。 【答案】AB 【解题回顾】 X元素形成三种单质，其同位素为两种。防止误认为同位素也为三种，如同位素为三种，则形成的双原子单质为六种。

（2000年上海市高考题）氯只有 35Cl和 37Cl两种稳定同位素，它们在氯气中的原子个数之比 35Cl∶ 37Cl为3∶1。则相对分子质量为70、72、74的氯气分子数之比可能是( ) A. 5∶2∶1 B. 5∶2∶2 C. 9∶3∶1 D. 9∶3∶2

【解析】相对分子质量为70、72、74的氯气分子，显然是35Cl2、35Cl37Cl、37Cl2三种，对照选项，如35Cl和37Cl原子个数之比为3∶1即可。 A 5 2 1 (5×2+2)∶(2+1×2)=12∶4 =3∶1 B 5 2 2 (5×2+2)∶(2+2×2)=12∶6≠2∶1 C 9 3 1 (9×2+3)∶(3+1×2)= 21∶5≠3∶1 D 9 3 2 (9×2+3)∶(3+2×2)= 21∶7=3∶1

【答案】A、D 【解题回顾】 首先要搞清相对分子质量70、72、74的氯气分子，其质量数的计算取其最大值和最小值各除以2得35与37，再推出三种分子分别为35Cl2、35Cl37Cl、37Cl2。最后按照选项验证35Cl和37Cl原子个数之比是否为3∶1。

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第四章 原子结构与元素周期律 1

二、元素周期律： 元素周期律的本质： 1、原子核外电子排布的周期性变化 2、原子半径的周期性变化 1869年，门捷列夫最先提出。 最外层电子数：从1→ 8的周期性变化（第一周期例外） 2、原子半径的周期性变化 同周期元素，随原子序数的递增，原子半径减小，到稀有气体原子半径又突然增大 1869年，门捷列夫最先提出。 3、元素主要化合价的周期性变化 正价：+1 → +7；负价：-4 → -1 4、元素金属性和非金属性的周期性变化 元素周期律的本质： 原子核外电子排布的周期性变化

判断金属性和非金属性的依据 同条件下与水或酸，越易越强。 最高价氧化物所对应的水化物的碱性，越强越强 证明金属性 相互置换 电化学：原电池的负极，电解时后还原金属性强 证明金属性 最高价氧化物所对应的水化物的酸性，越强越强 与H2反应的条件和生成氢化物的稳定性 相互置换 电解时后氧化的非金属性强 证明非金属性

C 例：X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是（ ） A、 X原子的电子层数比Y原子的电子层数多 B、 X的氢化物沸点比Y的氢化物的沸点低 C、 X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定 D、 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。 C

微粒半径大小的比较 原子半径 概念：成键原子核间距离的一半。 变化规律： 与离子半径关系：原子半径<相应的阴离子半径 原子 半径>相应的阳离子半径 意义：原子半径的大小可判断得失电子的难易，大易失

微粒半径大小的比较 比较微粒大小的依据（三看） 一看电子层数：电子层数越多半径越大 Na>Na+ F＞Cl＞Br＞I 二看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大半径越小。 S2->Cl->Ar>K+>Ca2+; O2->F->Ne>Na+>Mg2+>Al3+ H－＞He＞Li+ 三看电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半径越大。 Cl－＞Cl; 　　Fe＞Fe2+＞Fe3+

例1下列化合物中阳离子与阴离子半径比最小的是 A. NaF B. MgI2 C.BaI2 D.KBr 例2下列各分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是 A. BeCl2 B. PCl3 C. PCl5 D. N2 B.D 例3下列各分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是 A.光气(COCl2) B.六氟化硫 C.二氟化氙 D.三氟化硼 A. 用排除法

C 已知短周期元素的离子。aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是 A.原子半径 A＞B＞D＞C B.原子序数 d＞c＞b＞a C.离子半径 C＞D＞B＞A D.单质的还原性 A＞B＞D＞C C

三、元素周期表的结构 （一）、编排的原则 1.按原子序数递增的顺序从左到右排列 2.将电子层数相同元素排成一个横行（7） 3.把最外电子数相同的元素排成一个纵行（18）

（二）、构造 2 18 8 18 26 8 32 注意：周期序数由电子层层数决定；主族序数由最外层电子数决定。 第七周期： 第一周期： 第二周期： 第三周期： 第四周期： 第五周期： 第六周期： 2 18 短周期 长周期 不完全周期 8 18 26 8 32 族：7个主族(A);7个副族(B);0族；VⅢ族 注意：周期序数由电子层层数决定；主族序数由最外层电子数决定。

C 根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述不正确的是 A.K层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的K层电子数相等 B.L层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等 C.L层电子为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等 D.M层电子为奇数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等 C

（三）、元素分类 金属元素：最外层电子数一般小于4个 非金属元素：最外层电子数一般大于4个，而He除外。 非金属元素位于元素周期表的右上方：16 + 6 = 22 金属元素位于元素周期表的左下方：112 – 22 = 90 过渡元素：第Ⅷ 族和全部副族元素 （过渡金属）

1、元素的金属性和非金属性没有严格的界限；位于分界线附近的元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性 2、室温：以气态存在的单质共11种, N2、O2、H2、F2、Cl2、He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn；以液态存在的二种, Br2、Hg(金属) 3、由于电子层结构和性质相似，镧系元素(第六周期、ⅢB):57-71，15种元素，锕系元素(第七周期、ⅢB):89-103,15种元素。

内容 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 电子层数 相同（等于周期序数） 逐渐增加 最外电子数 逐渐增加（1~8） 相同（等于族序数） 最高正价 +1~~+7 等于族序数 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阴阳离子半径均渐小 阴阳离子半径均渐大 得电子能力（氧化性） 逐渐增强 逐渐减弱 失电子能力（还原性） 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物水化物酸碱性 碱性渐弱酸性渐强 碱性渐强酸性渐弱 气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱

同周期元素性质变化规律 族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 最外电子数 1 2 3 4 5 6 7 最外电子数 1 2 3 4 5 6 7 原子半径 大—————————————————————小 得(失)电子能力 弱（强）————————————————强（弱） 氧化(还原)性 弱（强）————————————————强（弱） 最高正价 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 对应氧化物 R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7 对应水化物 ROH R(OH)2 R(OH)3 H4RO4 H3RO4 H2RO4 HRO4 酸碱性 碱性渐弱， 酸性渐强 最低负价 -4 -3 -2 -1 对应氢化物 RH4 RH3 H2R HR 稳定性 逐渐增强 溶于水酸碱性 碱性渐弱，酸性渐强

假定元素的种类是有限的，那么周期表也是有限的。根据元素周期律作出一些假说和预测： 1、预测第八、第九周期若排满可含有 种元素 50 2、由周期表中每周期非金属元素的种类，预测周期表中应该有 种非金属元素，还有 种未发现，未发现的非金属元素应处在周期表中 周期 族。 23 1 七 3、由每周期最后一种金属元素出现的族序数，预测元素周期表中的原子序数最大的金属将在第 周期， 族。周期表中元素在填满 周期后将结束，故最后一种元素的序数是 。 八 八 168

BC 下列叙述正确的是 A．同周期元素的原子半径为ⅦA族的为最大 B．在周期表中零族元素的单质全部是气体 D．所有主族元素的原子形成单原子离子时的最高价数都和它的族数相等

AD 例：下列说法中错误的是 A.原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数 B.元素周期表中从IIIB族到IIB族 10个纵行的元素都是金属元素 C.除氦外的稀有气体原子的最外层电子数都是8 D.同一元素的各种同位素的物理性质、化学性质均相同

周期表中左右相邻两主族元素 原子序数间的关系 例：已知A为ⅡA元素，B为ⅢA元素，它们的原子序数分别为 a、b ，若A、B为同一周期元素，则a和b的关系如何？ ⅡA（aM） ⅢA（bN） 2 4Be 5B 3 12Mg 13Al 4 20Ca 31Ga 5 38Sr 49In 6 56Ba 81Tl b = a +1 b = a +11 b = a +25

周期表中上下相邻两元素 原子序数间的关系 BCD B 例：同主族两种元素原子的核外电子数的差值可能为 A．6 B．18 C．26 D．36 例：周期表中A、B、C、D、E五种主族元素，A、B、C三种元素在同一周期，且彼此相邻，原子序数A<B<C，D、B、E在同一主族，且彼此相邻，电子层数D<B<E。若B元素的原子序数为Z，则5种元素的核电荷数之和不可能为 ( ) B A.5Z B.5Z+18 C.5Z+10 D.5Z+14

例：A、B、C是周期表中相邻的3种元素，其中A、B同周期，B、C同主族，此3种元素原子最外层电子数之和为17，质子数总和为31，则A、B、C是 。 A为N; B为O; C为S A B C

最外层电子数规律总结 1 ~ 7 个 1 ~ 2 个 金属元素 一般：少于4个 元素 非金属元素 一般：多于4个 惰性气体元素 8个(He为2个) 主族元素 1 ~ 7 个 元素 副族及Ⅷ族元素 1 ~ 2 个 惰性气体元素 8个(He为2个)

次外层电子数规律总结 (1). 2个 (2). 8个 (3). 18个 (4). 9~17个 第二周期：Li、Be、B、C、N、O、F、Ne 8种 (2). 8个 第三周期：Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl、Ar 8种 第四、五、六、七周期中的ⅠA、ⅡA共8 种元素 (K、Rb、Cs、Fr 、Ca、Sr、Ba、Ra) (3). 18个 第四、五、六、七周期中的ⅢA~ⅦA及 ○族共18 种元素 第ⅠB、ⅡB族 8种元素及钯(46Pd) (4). 9~17个 第ⅢB~ⅦB及Ⅷ族

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