发布时间 : 星期一 文章高中化学 第三册 第九章 初识元素周期律 9.1 元素周期律学案 沪科版更新完毕开始阅读c35b1f336429647d27284b73f242336c1fb9305b
元素周期律
决定原子种类 中子N（不带电荷） 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 (A电子数（Z个）： ZX)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。
决定
排布规律 → 电子层数 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 质子(Z个) ——决定元素种类 原子核 ——决定同位素种类 中子(A-Z)个 A
原子(ZX)
——最外层电子数决定元素的化学性质 核外电子(Z个)
1.微粒间数目关系
质子数（Z）= 核电荷数 = 原子数序
原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。 质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N） 中性原子：质子数 = 核外电子数
阳 离 子：质子数 = 核外电子数 ＋ 所带电荷数 阴 离 子：质子数 = 核外电子数 － 所带电荷数 2．原子表达式及其含义
A
Z ±b c±
X d
A 表示X原子的质量数；Z 表示元素X的质子数； d 表示微粒中X原子的个数；c± 表示微粒所带的电荷数；±b 表示微粒中X元素的化合价。 3.原子结构的特殊性（1~18号元素）
1．原子核中没有中子的原子：1 1H。
2．最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。①最外层电子数与次外层电子数相等：
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Be、18Ar； ②最外层电子数是次外层电子数2倍：6C；③最外层电子数是次外层电子数3
倍：8O；④最外层电子数是次外层电子数4倍：10Ne；⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍：3Li、14Si。
3．电子层数与最外层电子数相等：1H、4Be、13Al。
1
4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be。 5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li、14Si 6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li、15P。 4.1~20号元素组成的微粒的结构特点
(1)．常见的等电子体
+
-2+
①2个电子的微粒。分子：He、H2；离子：Li、H、Be。
②10个电子的微粒。分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4；离子：Na、 Mg、Al、
-
NH+ 4、H3O、N、O、F、OH、NH2等。
+2+3+
+3-2---
③18个电子的微粒。分子：Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4（联氨）、C2H6（CH3CH3）、CH3NH2、CH3OH、CH3F、NH2OH（羟氨）；离子：K、Ca、Cl、S、HS、P、O2- 2等。
(2)．等质子数的微粒
分子。14个质子：N2、CO、C2H2；16个质子：S、O2。
+ 离子。9个质子：F、OH、NH- 2；11个质子：Na、H3O、NH4；17个质子：HS、Cl。
+2+-2--3-
--++--
(3)．等式量的微粒
式量为28：N2、CO、C2H4；式量为46：CH3CH2OH、HCOOH；式量为98：H3PO4、H2SO4；式量为32：S、O2；式量为100：CaCO3、KHCO3、Mg3N2。
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： ①、原子最外层电子数呈周期性变化
元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化
③、元素主要化合价呈周期性变化
④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化
①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；
具编体元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 排表元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成依现据形一个纵行。
式①、短周期（一、二、三周期）
三七周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 长主周期表结构 ③、不完全周期（第七周期）三 七短副①、主族（ⅠA～ⅦA共7个）一零
和 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7不个）全八③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体）
同周期同主族元素性质的递变规律
①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径
性质递变 ③、主要化合价
④、金属性与非金属性
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⑤、气态氢化物的稳定性
⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性
元素周期律及其实质
1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。 2．实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化
3．具体实例：以第3周期或第VIIA族为例，随着原子序数的递增 元素性质 最外层电子数 原子半径 同周期元素（左→右） 逐渐增多（1e→8e） 逐渐减小（稀有气体最大） 最高正价：+1→+7； 主要化合价 最低负价 -4 → -1； 最低负价＝主族序数－8 得失电子能力 元素的金属性和非金属性 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 非金属气态氢化物稳定性
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 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 -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> +2+3+Na>Mg>Al 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 2+3+ Fe>Fe>Fe ①与水反应置换氢的难易 越易，金属性越强。 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 越强，金属性越强 金属性强弱 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） 3 ——同主族元素（上→下） 相同 逐渐增大 最高正价相同； 最低负价相同（除F、O外） 最高正价＝主族序数 失能增；得能减。 金属性逐渐增强； 非金属性逐渐减弱。 碱性逐渐增强； 酸性逐渐减弱。 逐渐减弱 失能减；得能增。 金属性逐渐减弱； 非金属性逐渐增强。 碱性逐渐减弱； 酸性逐渐增强。 逐渐增强 ④互相置换反应金属性较强的金属可以把金属性较弱的 金属从其盐溶液中置换出来 依据： ⑤原电池反应中正负极 负极金属的金属性强于正极 金属。 H2化合的难易及氢化物的稳定性 越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。 元素的 非金属性强弱 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 酸性越强，则 非金属性越强。 金属性或非金属 ③单质的氧化性或离子的还原性 阴离子还原 性越弱，则非金属性越强。 性强弱的判断 ④互相置换反应 非金属性强的元素可以把非金 属性弱的元素从其盐中置换出来 ①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al; 非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Si 规律： ②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如： Li K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au 12-27 定义：以C原子质量的1/12（约1.66×10kg）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（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。 -26 如：一个Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10kg。 12 核素的相对原子质量：各核素的质量与C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， 3537 相对原子质量 诸量比较： 如Cl为34.969,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：3537 Cl为35,Cl为37。 元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子 百分比算出的平均值。如： 3537 Ar(Cl)=Ar(Cl)×a% + Ar(Cl)×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： ①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。 ②、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 ①、结构上，质子数相同而中子数不同； 特点： ②、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； ③、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 4