教材分析（必修一）：原子结构与元素周期表

教材分析（必修一）：原子结构与元素周期表

本文详细介绍了化学必修一教材中关于原子结构与元素周期表的核心内容。从原子的基本构成到元素周期表的结构，再到核素和同位素的性质，以及金属元素和卤族元素的化学性质，本文系统地梳理了化学基础理论的重要知识点，适合正在学习化学或对化学感兴趣的读者阅读。

一、原子结构

1. 原子的构成

原子由原子核（质子+中子）和核外电子构成。1个质子带1个正电荷，1个电子带1个负电荷，中子不带电荷。原子核内的质子数与原子核外的电子数相等，整个原子不带电荷。

2. 质子数、中子数、质量数的关系

• 什么是质量数：原子核内质子数和中子数的数目之和，符号为A。质子数的符号为Z，中子数的符号为N。质子数(Z)＋中子数(N)=质量数(A)。质子数=核电荷数=原子的核外电子数=原子序数。

• 用质量数表示粒子

• 23592U，表示元素铀的原子，左上角的235表示质量数，左下角的92表示质子数。此原子的中子数为235－92=143。

• 18O22－，表示元素氧的双原子阴离子，右上角的2－表示此离子带2个负电荷，右下角的2表示此离子由2个原子组成。此离子的质量数为18×2=36，质子数为8×2=16，中子数为36－16=20，电子数为8×2＋2=18。

3. 电子层

电子在能量不同的区域内运动，简化为不连续的壳层，叫电子层。

• 电子层从内向外用n=1，2，3，4，5，6，7……或K、L、M、N、O、P、Q……来表示。
• 不同层的电子的能量是不同的。内层上的电子的能量低，外层上的电子的能量高。
• 电子先从内层填充，充满后再填充外一层。

问题：每一层上最多能填充多少个电子？

根据稀有气体元素原子的电子层排布表分析：

• 第n层上最多容纳2n2个电子。
• 最外层最多容纳8个电子(K为最外层时最多容纳2个电子)
• 次外层最多容纳18个电子，倒数第三层最多容纳32个电子。

练习：画出Br、Cl－的原子结构示意图。

二、元素周期表

1. 1869年俄国化学家门捷列夫将元素按照相对原子质量从小到大依次排列，并把化学性质相似的元素放在一个纵列，制出了第一张元素周期表。

2. 在元素周期表中

原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

3. 研究元素周期表的结构：

• 横行：有7行。1个横行叫1个周期，共有7个周期。每个周期的元素数目：第一周期：2个。第二周期和第三周期：8个。第四周期和第五周期：18个。第六周期和第七周期：32个。短周期：第一、二、三周期。长周期：第四、五、六、七周期。
• 纵行：有18列。1个纵列叫1个族(8，9，10三个纵列共同组成第VII族)，共有16个族。画出各族的位置。主族：带A的族，共有7个主族，分别为IA族－VIA族，分布在第1、2、13、14－17列。副族：带B的族和VII族，共有8个副族。IB族－VIB族，分布在第11、12、3、4－7列。VII族：分布在第8、9、10列。0族：分布在第18列。包括稀有气体He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn、Og。元素最多的一列：第三列，有32个元素。

4. 同周期元素的原子在结构上的相似点？同主族元素的原子在结构上的相似点？

• 同周期元素的原子的核外电子层数相同。
• 同主族元素的原子的最外电子数相同。

5. 元素在元素周期表中的位置的表示方法

• (1)氧：第二周期第VIa族。
• (2)锰：第四周期第VIb族。
• (3)铁：第四周期第VII族。
• (4)氩：第三周期第0族。

6. 碱金属元素和卤族元素

• (1)碱金属元素：IA族中除H之外的元素，包括Li(锂)、Na(钠)、K(钾)、Rb(铷)、Cs(铯)、Fr(钫)
• (2)卤族元素：VIA族元素，包括F(氟)、Cl(氯)、Br(溴)、I(碘)、At(砹)、Ts(“石田”)

7. 需要熟练掌握前20号元素中每个元素的原子序数，在元素周期表中的位置，核外电子排布。

例如，O是8号元素，在第二周期VIA族，最外层电子数是次外层电子数的三倍。Si是14号元素，在第三周期IVA族，最外层电子数是次外层电子数的一半。

8. 主族元素的最高正价态或最低负价态与最外层电子数有关，也能提示它在哪一主族。

最高正价态=最外层电子数

最低负价态=最外层电子数－8

例如，C的最高正价态是＋4，C的最外层有4个电子，它在IVA族。Cl的最低负价态是－1，Cl的最外层有7个电子，它在VIA族。

三、核素

1. 什么是核素？

具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。如11H、21H、31H，是氢元素的三种核素，它们是氢元素的三种不同的原子。

• (1)元素与核素的区别是，元素是具有相同质子数的一类原子的总称。
• (2)同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素。天然存在的同位素，相互保持一定的比率。
• (3)元素的相对原子质量的计算用该元素各种核素所占的一定百分比计算出平均值。例如，氯在自然界中有两种同位素35Cl、37Cl，35Cl的相对原子质量是34.969，37Cl的相对原子质量是36.966，这两种氯原子在自然界所占的原子个数百分比分别是75.77%和24.23%，问氯元素的相对原子质量为多少?解：34.969×75.77%＋36.966×24.23%=35.453原子的近似相对原子质量：等于质量数。元素的近似相对原子质量：用各核素的质量数和对应的个数百分比求得。
• (4)氢的三种核素

2. 原子结构中质子、中子、电子的化学意义

质子数决定原子属于哪种元素。中子数和质子数一起决定元素的哪种核素。核外电子和质子数一起决定原子的化学性质。

3. 同位素的用途

4. 放射性同位素：

• (1)同位素中，有些有放射性，这样的同位素叫放射性同位素。
• (2)半衰期：放射性元素的原子核有半数发生衰变时所需要的时间。原子核的衰变规律是：N=N0×(1/2)t/TN0是指初始时刻(T=0)时的原子核数，t为衰变时间，T为半衰期，N是衰变后留下的原子核数。放射性元素的半衰期长短差别很大，短的远小于一秒，长的可达数百亿年。

5. 纯净物不区分核素。由H2、HD、D2、HT、DT、T2组成的气体还是氢气，还是纯净物，还是单质。由H2O、HDO、D2O、HTO、DTO、T2O组成的液体还是水，还是纯净物，还是化合物。

四、原子结构与元素的性质

研究的是原子结构与元素性质之间的关系。

1. 金属元素的原子的最外层电子一般少于4个，在化学反应中容易失去电子，具有金属性(还原性)。非金属元素的原子的最外层电子一般多于4个，在化学反应中容易得到电子，具有非金属性(氧化性)。

2. 碱金属元素

• (1)在自然界中都以化合态存在。
• (2)碱金属元素包括：Ia族，除H之外。有Li(锂)、Na(钠)、K(钾)、Rb(铷)、Cs(铯)、Fr(钫)
• (3)画出各原子结构示意图，并观察和【推理】碱金属元素在原子结构上相似的地方：最外层电子数都有1个，都容易失去电子，化学性质中显示为强还原性和强金属性。在原子结构上递变的地方：从上到下，核电荷数增加，电子层数递增，原子半径逐渐变大，失电子能力逐渐？，金属性(还原性)逐渐？(告诉学生：核电荷数的增加，使原子核对电子的作用力变大，会导致电子不易失去。而原子半径的增加，使原子核对电子的作用力减小，会导致电子容易失去。这对上面的失电子能力推理是一对矛盾，需要用实验来证明。下面的实验是证明实验。)
• (4)【实验】K的燃烧，K与水的反应。实验现象：K在空气中能燃烧且比Na更快速，K与水能反应且比Na更剧烈。【结论】①碱金属元素的化学性质相似，都与氧气、水反应，反应后都是＋1价。4L i＋O22L i2O(直接给出产物)2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑2K＋2H2O=2KOH＋H2↑②碱金属元素的化学性质具有递变性，从上到下，失电子能力变强，还原性和金属性都变强。(4)碱金属单质物理性质的相似性和规律性①都是银白色金属，都很软，都有延展性，导热性和导电性都很好，密度都比较小，熔点都比较低。②递变性：【看表总结】从上到下密度逐渐变大。从上到下熔沸点逐渐降低。(5)金属性强弱的判断方法①与水或酸反应生成氢气的难易程度：反应越容易，元素的金属性越强。与水反应：Li与水反应慢，Na与水反应较快，K与水反应更快，铷和铯遇水甚至会爆炸。②最高价氧化物的水化物(最高价氢氧化物)的碱性：氢氧化物的碱性越强，元素的金属性越强。氢氧化物的碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜rBOH＜CsOH。LiOH是强碱，溶于水。

3. 卤族元素

• (1)在自然界中都以化合态存在。
• (2)卤族元素包括VIA族。有F(氟)、Cl(氯)、Br(溴)、I(碘)、At(砹)、Ts(“石田”)
• (3)画出各原子结构示意图，并观察和【推理】卤族元素在原子结构上相似的地方：最外层电子数都有7个，都容易得到电子，化学性质中显示为强氧化性和强非金属性。在原子结构上递变的地方：从上到下，核电荷数增加，电子层数递增，原子半径逐渐变大，得电子能力逐渐减弱，氧化性逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。下面用资料和实验来验证。
• (4)【预测】与Cl2相比，F2与氢气的反应能力变强，Br2、I2与氢气的反应能力变弱。HF比HCl稳定性更强，HBr、HI的稳定性更差。【表格对比】卤素单质与氢气的反应条件及氢化物的稳定性【结论】①F2、Cl2、Br2、I2与H2反应的条件越来越高。HF、HCl、HBr、HI的稳定性越来越差。②卤族元素的化学性质相似，都与氢气反应，反应后都是－1价。
• (5)【实验】卤素单质间的置换反应①在KBr溶液、KI溶液中分别加入氯水现象：KBr溶液变为橙黄色，加入少量CCl4充分振荡后，CCl4变为橙红色。化学方程式为：2KBr＋Cl2=2KCl＋Br2KI溶液变为棕黄色，加入少量CCl4充分振荡后，CCl4变为紫色。化学方程式为：2KI＋Cl2=2KCl＋I2②在KI溶液中加入溴水KI溶液变为棕黄色，加入淀粉溶液，溶液变为蓝色。化学方程式为：2KI＋Br2=2KBr＋I2【结论】以上实验可以验证，卤素单质的氧化性：Cl2＞Br2＞I2。
• (6)非金属性强弱的判断方法①与氢气反应的难易程度：与氢气反应越容易，元素的非金属性越强。②最低价氢化物的稳定性：氢化物越稳定，元素的非金属性越强。③最高价氧化物的水化物(最高价含氧酸)的酸性：最高价含氧酸的酸性越强，非金属性越强。最高价含氧酸的酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4。(三者都是强酸)
• (7)卤化氢的酸性：氢化物的水溶液的酸性依次增强，HF＜HCl＜HBr＜HI。HF是弱酸，其它都是强酸。原因是卤化氢的稳定性越低，卤化氢越容易电离为离子。
• (8)卤素单质物理性质及规律性①F2是淡黄绿色气体，Cl2是黄绿色气体，Br2是深红棕色液体，I2是紫黑色固体。Br2易挥发，I2易升华。②规律性：从上到下密度逐渐变大。从上到下熔沸点逐渐升高。
• (9)溶液中Cl－、Br－、I－的检验方法：先滴加少量稀HNO3，再滴加几滴AgNO3。若有白色沉淀生成，则有Cl－。若有淡黄色沉淀生成，则有Br－。若有黄色沉淀生成，则有I－。