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原子结构 元素周期律一、知识讲解1. 原子的构成几个量的关系(X) 质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) 质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数离子电荷数=质子数-核外电子数(2)相对原子质量 ①原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。 ②元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。(3)核外电子排布规律 ①核外电子是由里向外，分层排布的。 ②各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。(4)同位素 ①同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。②特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。注：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。(5)微粒半径大小比较规律 ①同周期元素(稀有气体除外)的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。 ②同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。 ③电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。 ④同种元素的微粒半径：阳离子原子阴离子。 ⑤稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。 ⑥电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径，但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。2. 元素周期表 ①七主七副零和八三长三短一不全短周期（一、二、三周期）周期（7个横行） ②长周期（四、五、六周期）周期表结构 ③不完全周期（第七周期）①主族（ⅠA～ⅦA共7个） 族（18个纵行） ②副族（ⅠB～ⅦB共7个）③Ⅷ族（8、9、10纵行）④零族（稀有气体）排列原则按原子序数递增的顺序从左到右排列将电子层数相同的元素排成一个横行把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行周期表中部分规律总结①周期数=电子层数，主族数=最外层电子数=最高正价数，最高正价+最低负价 = 8②最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体 (He除外) ③在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差别有以下三种情况：第1～3周期(短周期)元素原子序数相差1；第4、5周期相差11；第6、7周期相差15。④元素周期表中金属和非金属之间有一分界线，分界线右上方的元素为非金属元素，分界线左下方的元素为金属元素(H除外)，分界线两边的元素一般既有金属性，也有非金属性⑤对角线规则：沿周期表中金属与非金属分界线方向对角(左上角与右下角)的两主族元素性质相似，这一规律以第二、三周期元素间尤为明显。3. 元素周期律(1)原子最外层电子数元素排列呈周期性变化原子序数电子层数最外层电子数1～21个由1～2个达到稳定结构3～102个由1～8个达到稳定结构11～183个由1～8个达到稳定结构19，20～31，364个由1～8个达到稳定结构37，38～49，545个由1～8个达到稳定结构55，56～81，866个由1～8个达到稳定结构87～887个(2)原子半径呈周期性变化同一周期：电子层数相同，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小（除稀有气体外）同一主族: 最外层电子数相同，随电子层数递增，原子半径逐渐增加(3)元素主要化合价呈周期性变化原子序数主要化合价的变化1～2＋1 03～10＋1＋5－4－1 011～18＋1＋7－4－1 0结论：随着原子序数的递增，元素主要化合价呈现周期性的变化。 注: ①元素重要化合价的变化中O一般无正价，F无正价，最高正价与最低负价的关系；②最高正化合价＋|最低负化合价|＝8（仅适用于非金属元素）③金属无负价④有些非金属有多种化合价，如：C元素有＋2，＋4，－4价（在有机物中也可以有－3，－2，－1价）；S元素有＋4，＋6，－2价；Cl元素有－1，＋1，＋3，＋5，＋7价；N元素有－3，＋1，＋2，＋3，＋4，＋5价。(4)元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①元素的金属性：指元素气态原子失去电子的能力电子层数相同，随着原子序数的递增，原子半径递减，核对核外电子的引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。元素金属性强弱判断的实验依据：a.金属单质跟水或酸反应置换出氢气的难易程度：越容易则金属性越强b.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性越强， c.金属单质间的置换反应：依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙，