物质结构 元素周期律
一、原子结构
1. 原子结构
核电荷数 = 质子数 = 核外电子数；质子数（Z）+ 中子数（N）= 质量数（A）
AZX的意义：表示一个质量数为A、质子数为Z的原子。
2. 原子结构理论的发展:
经历了以下五个发展阶段：
① 古希腊哲学家德谟克利特提出古典原子论，认为物质本源是原子和虚空，原子在虚空中处于永恒运动之
中，物质是由原子构成的，物质只能分割到原子；
② 1803年英国化学家道尔顿家建立了原子学说；(认为原子是不可再分的实心球)
...........这一发现使化学开始成为一门科学
③ 1903年汤姆逊发现了电子建立了“葡萄干布丁”模型；（原子仍是实心球，电子象葡萄干一样嵌在球上）
④ 1911年英国物理学家卢瑟福根据α粒子散射实验提出原子结构的核式（行星式）模型；
⑤ 1913年丹麦科学家玻尔建立了核外电子分层排布的原子结构模型；
...........玻尔首次将量子化概念应用到原子结构中
20世纪20年代建立了现代量子力学模型。
3. 元 素、核 素和同位素
1）元 素：具有相同质子数（核电荷数）的同一类原子的总称。
2）核 素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
3）同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素互为同位素。
同位素的物理性质不同，但化学性质几乎完全相同。不同同位素构成的化合物是不同的化合物，其物理
性质不同，化学性质几乎相同。
质子数决定元素的种类，质子数和中子数决定核素的种类。
说明：①三者的研究对象都是原子②同一元素的不同核素之间互称为同位素
③同种元素可以有多种核素（同位素）所以元素的种数远少于原子的种数。
4）同素异形体：是相同元素组成，不同形态的单质。
如碳元素就有金刚石、石墨、无定形碳等同素异形体。同素异形体由于结构不同，彼此间物理性质有差异；
但由于是同种元素形成的单质，所以化学性质相似。同素异形体的形成方式有三种： 组成分子的原子数目不同，例如：氧气O2和臭氧O3，红磷：P，白磷：P4
晶格中原子的排列方式不同，例如：金刚石、石墨、C60
晶格中分子排列的方式不同，例如：正交硫和单斜硫, (正交硫稳定)，分子式均为S8
4. 原子核外电子的排布
电子在原子核外排布时，总是尽量先排在离核最近（能量最低）的电子层里，然后由里向外，依次排布在能
量较高的电子层里，核外电子是分层排布。电子做高速运动，接近光速
在化学上，各电子层的层序数n依次为1、2、3、4、5、6、7，分别称为K、L、M、N、O、P、Q电子层。
（1）各电子层最多容纳的电子数为2n2个(n为电子层序数)。
（2） 最外层电子数都不超过8个（K层不超过2个）。
（3）各稀有气体元素的原子中最外层所容纳的电子数是8（氦除外）。
( 4 ) 各元素原子次外层所容纳的电子数最多是18，倒数第三层电子数不超过32个。
5. 几种常见的相对原子质量
1）元素的相对原子质量：已知某元素的各种同位素的相对原子质量，及在自然界中各同位素的原子百分数，
就可以利用下式求出该元素的相对原子质量。 =A1×a1%+A2×a2%+……
2）元素的近似相对原子质量：将上式中的Ar用质量数A代替进行计算。
3）元素的一种同位素的相对原子质量（原子的相对原子质量）：以一种碳原子（核内有6个质子和6个中子
的碳原子）的质量的1/12（约1.66 × 10－27千克）作为标准，其他原子的质量跟它比较所得的数值，就是
这种原子的相对原子质量。
4）原子的近似相对原子质量（即质量数）
5. 现代测定相对原子质量的方法主要有化学方法和物理方法（质谱法）。
化学方法：是先制备该元素的纯卤化物，采用银作二级基准分析卤化物纯度，再向一定量的卤化物样品溶
液中加入等量的硝酸银，用重量法测定卤化银的重量，然后通过当量求出相对原子质量。
质谱法：是通过测定同位素的相对原子质量，然后根据其在自然界的丰度（即原子百分数）计算得到的。
它所使用的仪器叫质谱仪。这种方法的最大优点是精度高，现代相对原子质量几乎都是由质谱法测定的。
在质谱仪中，被测样品（气体和固体的蒸汽）中的元素经阴极射线的作用产生带正电荷的离子，正离子先
后通过电场和磁场后，发生偏转。无论正离子速度的大小，只要其电荷与质量之比（e/m，简称荷质比）相
同的离子就会收敛在一处，在照相板上留下痕迹；不同e/m的正离子将收敛在不同位置，从而形成相应的
线条。将这些线条的位置与12C原子质谱上的谱线和相应的质量标度比较可求得这些离子即元素的相对质
量。同时，用电流检示计通过测定离子流的强度求出这些元素的相对丰度，进而便可算出该元素的相对原
子质量。
二、元素周期表
1. 原子序数：把不同的元素按核电荷数由小到大的顺序对其进行编号，这种编号叫~
2. 元素周期表
（1）周期：把电子层数相同的各种元素按照原子序数递增的顺序从左到右排成横行。
由短周期元素和长周期元素共同构成的族，叫做主族；完全由长周期元素构成的族， 叫做副族。
**同周期相邻元素原子序数差：ⅢA族与ⅡA族，从第二周期到第七周期依次为1, 1, 11, 11, 25, 25
**同主族相邻元素原子序数差：ⅠA族、ⅡA族元素：相差上一周期所含元素种数
ⅢA族~ⅦA族、0族：相差下一周期所含元素种数
3. 确定元素在周期表中的位置
1）根据元素的原子序数，与0族元素的序数比较大小确定
0族元素的序数：1-He，10-Ne，18-Ar，36-Kr，54-Xe，86-Rn
①根据元素的原子序数，找出与其相邻的0族元素，若其原子序数小于0族元素的原子序数，则该元素与相邻的0族元素处于同一周期
②若该元素原子序数比相应0族元素多1或2，则该元素处于ⅠA或ⅡA
③若该元素原子序数比相应0族元素少1~5时，则该元素处于同一周期ⅦA~ⅤA
④若预测新元素的位置，可与118号元素按照上法推测
2）周期表中特殊位置的元素
族序数等于周期数的元素：H、Be、Al；族序数等于周期数2倍的元素：C、S；
族序数等于周期数3倍的元素：O； 周期数是族序数2倍的元素：Li；
周期数是族序数3倍的元素是：Na； 最高正价不等于族序数的元素是：O、F。
3）元素性质、存在、用途的特殊性
形成化合物种类最多的元素，或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C；
空气中含量最多的元素，或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N；
常温下呈液态的非金属单质元素是：Br；
最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是：Be、Al；
元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起化合反应的元素是：N；，
元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起氧化还原反应的元素是：S；
元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素是：S。
4. 重水
重水的一个分子是由两个重氢原子和一个氧原子组成，其分子式为D2O，相对分子质量是20，重水在自然
界中分布较少，在普通水中约含重水0.015%。由于含量少，制备难，它比黄金还贵重。重水外观上和普通
水相似，是无色、无臭无味的液体。密度比普通水大，熔点、沸点比普通水高。由于重水分子量大，运动
速度慢，所以在高山上的冰雪中，特别是在南极的冰雪中重水含量微乎其微，水的密度最小，是地球上最
轻的水。重水在尖端科技中有十分重要的用途。原子能发电站的心脏是原子反应堆，为了控制原子反应堆
中核裂变反应的正常进行，需要用重水做中子的减速剂。电解重水可以得到重氢，重氢是制氢弹的原料，
我国已于1967年6月17日成功地爆炸了第一颗氢弹，大长了中国人民的志气。更重要的是重氢进行核聚
变反应时，可放出巨大的能量，而且不会污染环境。有人计算推测，如果将海水中的重氢都用于热核反应
发电，其总能量相当于全部海洋都变成了石油。
重水虽然在尖端技术上是宝贵的资源，但对人却是有害的。人是不能饮用重水的，微生物、鱼类在纯重水
或含重水较多的水中，只要数小时就会死亡。相反，含重水特别少的轻水，如雪水，却能刺激生物生长。
3、元素周期律
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. 元素的金属性和非金属性
（1）电子层数越多 → 原子半径越 大 → 核对电子引力越 弱 → 原子失电子能力越 强 → 得电子能力越
弱 → 金属性越 强 、非金属性越 弱 。
（2）电子层数相同，质子数越多（即原子序数越大）→ 原子半径越 小 → 核对电子的引力越 强 → 原子
失电子能力越 弱 → 得电子能力越 强 → 金属性越 弱 、非金属性越 强 。
原子半径变化规律：
同一周期，从左到右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减少，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。
因此，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
在同一主族的元素中，由于从上到下电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电
子能力逐渐减弱。所以元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
在周期表中，钫（Fr)元素的原子半径最大，氟（F）元素的原子半径最小，由于钫及其后面的元素均是放射
性元素，在自然界稳定存在的元素当中，铯（Cs）的金属性是最强的。
（3）判断元素金属性强弱的依据：
元素金属性和非金属性强弱的判断方法
1）.单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易；
2）.最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。
金属性 Na＞Mg＞Al 碱性强弱 NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
（4）判断元素非金属性强弱的依据：
1）.跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性；
2）.元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱。
非金属性 Si＜P＜S＜Cl 氢化物稳定性 SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
酸性强弱顺序 H4SiO4＞H3PO4＞H2SO4＞HClO4
1.稳定性强弱：HF ＞ HCl ＞ HBr ＞ HI NH3 ＜ HF NH3 ＞ PH3
2.碱性强弱：KOH ＞ NaOH ＞ Mg(OH)2
3.酸性强弱：HClO4 ＞ HBrO4 HNO3 ＞ H3PO4
2. 元素化合价
元素的化合价与原子的电子层结构，特别是与最外电子层中电子的数目有密切关系，因此，元素原子的最
外电子层中的电子，也叫做价电子。
主族序数 = 最外层电子数 = 主族元素最高正价数
其中，有个别元素比较特殊，如氧元素的化合价一般是－2价，而氟元素没有正化合价，即氟元素无最高价
氧化物及其水合物。
非金属元素的｜最高正价｜+｜最低负价｜=8，金属元素只有正化合价而无负价
例: 若短周期中的两种元素可以形成原子个数比为2∶3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是
A.1 B.3 C.5 D.6
解析：规律性：根据价偶序偶，价奇序奇规律，在短周期元素化合物X2Y3或X3Y2中，价数之差属于奇偶数之差，不可能是偶数；原子序数之差也不可能是偶数，只有D项符合。
元素的主要化合价及实例
3. 随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。
1）. 当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大。
本文来源：https://www.2haoxitong.net/k/doc/c8c9b6da1b37f111f18583d049649b6649d70958.html
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