4.1 原子结构与元素周期表 课件 -2025-2026学年高一上学期化学人教版必修第一册

该高中化学课件围绕原子结构、核外电子排布、元素周期表、核素及同主族元素性质展开，以原子结构模型演变史导入，通过“认识阶段”启示科学发展规律，衔接原子组成、电子层规律，用表格、练习题和思考问题搭建学习支架。 其亮点在于结合科学史培养科学态度与责任，通过碱金属与水反应、卤族置换反应等实验分析及“四素”对比表格发展科学思维与探究能力，以“结构决定性质”化学观念贯穿，助力学生构建知识网络，教师可借多样化活动提升教学效率。

人教版化学必修一 高一化学备课组 第四章 物质结构 元素周期律 第1节 原子结构与元素周期表 原子结构模型的发展 人类对原子的认识在不断的深化 臆想、臆测 假说、模型 实验、模型 利用仪器 原子结构模型的演变过程对我们有何启示？ 人类对原子的认识 ①化学认识发展的形式与科学认识发展的形式一样,都是继承、积累、突破和革命。②实验方法是科学研究的一种重要方法,实验手段的不断进步是化学发展的一个关键。③科学研究、科学发现是无止境的。 道尔顿实心球式模型(1803年)→汤姆生葡萄干面包式原子模型(1904)→卢瑟福行星运转式原子模型(1911年)→玻尔轨道式原子模型(1913年)→近代量子力学电子云式模型(1926－1935年)。 一、原子结构 原子（0） 核外电子(-)(带1个单位负电荷，质量可忽略不计) 原子核(+) 中子(相对质量近似为1，不带电) 质子(相对质量近似为1，带1个单位正电荷) 质量数（A)=质子数(Z)+中子数(N) 质子 电子 中子 原子核 （原子）核电荷数=质子数=核外电子数 1、构成原子的粒子 2、质量数 粒子种类 质 量 相对质量(碳12质量的1/12) 质子 1.6726×10-27 kg　　 1.007 中子 1.6749×10-27 kg 1.008　 电子 质子质量的1/1836 1/1836 质量数是将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的数值。 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 结论：电子的质量很小，原子的质量主要集中在原子核上,质子和中子的相对质量都近似为1。 分析下列表格，你可以得出什么结论？ X A Z —— 元素符号 质量数 —— 质子数 —— 【思考1】填写下列表格并思考离子的核外电子数、质子数、电荷数之间的关系。 粒子符号 质子数(Z) 质量数(A) 中子数(N) 电荷数 核外电子数 11 23 ____ ____ ____ 17 37 ____ ____ ____ 12 20 10 18 1 1 结论：阳离子中核外电子数＝ － ； 阴离子中核外电子数＝ ＋ 。 质子数 电荷数 质子数 电荷数 能量最低原理:在多电子的原子中，电子的能量是不同的。在离核较近的区域运动的电子能量较低，在离核较远的区域运动的电子能量较高，原子核外的电子总是尽可能地先从内层排起，当内层填充满再填充下一层。 1 2 3 4 5 6 7 K L M N O P Q 3.电子层：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，称为电子层。 “数”每层能容纳多的电子数 2 32 8 18 “找”最外层、次外层、倒数第三层最多能容纳的电子数规律 最外层电子数目最多不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个)。 倒数第三层不超过32个电子。 次外层最多能容纳的电子数不超过18个。 原子核外电子分层排布规律 电子层（n） 1 2 3 4 5 6 7 名称 容纳电子 规律 K L M N O P Q 2 8 18 32 2n2 各电子层最多容纳2n2个电子。 50 4.原子核外电子的排布规律（87页：思考与讨论） 注：以上规律是相互联系的，不能孤立地机械地套用。 (1)能量最低原理:电子总是尽可能地先从内层排起，当内层填充满再填充下一层。 (2)各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层)； (3)最外层电子数不超过8个(K层是最外层时，最多不超过2个)； (4)次外层电子数目不超过18个； (5)倒数第三层不超过32个。 12 课堂练习：不符合原子核外电子排布基本规律的是(　　) A．核外电子总是优先排在能量最低的电子层上 B．K层是能量最低的电子层 C．N电子层为次外层时，最多可容纳的电子数为18 D．各电子层(n)最多可容纳的电子数为n2 D Cl +17 2 8 7 5.核外电子排布的表示方法-原子结构示意图 粒子符号 原子核 核内质子数或核电荷数 电子层 电子层上的电子数 试一试：画出34、37、53号元素的原子结构示意图 Rb I Se 注意：原子结构示意图中质子数等于核外电子数,而离子结构示意图中质子数与核外电子数不相等。 ②离子结构示意图 画出Na+ 、Cl-的结构示意图 阴离子的核外电子数＝质子数+电荷数 阳离子的核外电子数＝质子数-电荷数 试画出1~20元素的原子结构示意图 思考2：M层最多可容纳18个电子为什么K的原子结构示意图不是 而是 ? 由于L电子层能量比M层低,故电子先排满L层后再排M层;因此,当M层上有电子时,L层上一定排布8个电子。 若钾原子的M层排布9个电子,此时M层就成为最外层,这和电子排布规律中的“最外层上排布的电子数不能超过8个”相矛盾,不符合电子排布的规律,即M层不是最外层时可排18个电子,而它作为最外层时最多只能排8个电子。 思考1：当M层上有电子时,L层上的电子是否已排满? 说明原子核外电子分层排布规律不是独立存在的，而是互相制约着 ⑴最外层有1个电子的元素： ⑵最外层有２个电子的元素： ⑶最外层等于次外层电子数的元素: ⑷最外层电子数是次外层电子数２倍的元素： ⑸最外层电子数是次外层电子数３倍的元素： ⑹最外层电子数是次外层电子数４倍的元素： ⑺与氩原子电子层结构相同的阳离子是: 与氩原子电子层结构相同的阴离子是: H、Li、Na He、Be Mg Be、Ar C O Ne K+；Ca2+ S2- ；Cl- 总结：１至１８号原子结构的特殊性 寻找“10电子”微粒和“18电子”微粒的方法 (1)“10电子”微粒 (2)“18电子”微粒 视频：门捷列夫与元素周期表 1、元素周期表的发展 按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。 （1）第一张元素周期表 ①时间： ②绘制者： ③排序依据： ④结构特点： ⑤意义： 俄国化学家——门捷列夫 1869年 揭示了化学元素的内在联系——里程碑 （2）现行元素周期表 ①排序依据： ②原子序数： 原子的核电荷数 将化学性质相似的元素放在一个纵行 相对原子质量由小到大的顺序排列 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 二、元素周期表 （1）顺序:按照原子序数递增的顺序从左到右排列 （2）横行:电子层数相同的元素，排在同一横行 （3）纵行:把不同横行中，最外层电子数相同的元素，按照电子层数递增的顺序从上到下排列成一个纵行。 2、周期表的编排原则 7个横行 7个周期 短周期 长周期 周期数 元素种类 1 23 4567 288 18 18 32 32 周期数=原子的电子层数 末位 原子序数 2 10 18 36 54 86 118 电子层数 1 23 4567 3、元素周期表结构 （1）周期 18纵行 16族 （2）族 7个主族 8个副族 1个0族 第Ⅷ族 （第1、2列 13~17列） （第3~7列 11、12列 ） （第18列） （第8、9、10列） ⅠA～ⅡA ⅢB～ⅦB、ⅠBⅡB 每一纵行对应的族 ⅢA～ⅦA 纵行 1 2 3 4 5 6 7 8、9、10 11 12 13 14 15 16 17 18 族 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 主族数=最外层电子数 变化 主族 主族 副族 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 0族 Ⅷ族 过渡元素（过渡金属元素） 碱金属（除H） 卤族 稀有气体 碱土金属 碳族 氮族 氧族 常见族的别称 族 别称 第ⅠA族(除 外) 元素 第ⅦA族 元素 0族 稀有气体元素 氢 碱金属 卤族 4、确定元素在周期表中的位置 （1）元素在周期表中位置的表示方法： 第 （数字）周期 第 （罗马数字A/B）族 （2）确定元素在周期表中的位置的方法 其在元素周期表中的位置： 第三周期第VIA族 其元素符号为： S 。 ①已知原子结构：本方法常用于确定主族元素位置。 周期序数= 主族序数= ②已知原子序数—“0族定位法”：由末位原子序数确定周期和族。 周期序数               末位原子序数               例题：写出原子序数为16,34,53,88,115这几种元素，在元素周期表中的位置。 （3）确定元素M在周期表中的原子序数 17 M 53 20 M 56 ①同一周期相邻的主族元素原子序数可能相差几？ 1、11、25 ②同一纵行相邻的元素原子序数可能相差几？ 2、8、18、32 第IIA、ΠIA族元素，同一周期相邻的主族元素原子序数的差值等于： 若为第四或五周期，相差11； 若为第六或七周期，相差25. 其他情况，均相差1. 第IA、ΠA族元素（左），同一纵行相邻的元素原子序数的差值等于上一周期元素所在周期的元素个数。 第IIIB~VIIA族元素 （右），同一纵行相邻的元素原子序数的差值等于下一周期元素所在周期的元素个数。 计算方法：左上右下 （1）元素： 具有相同核电荷数(质子数)的同一类原子。 1.元素、核素、同位素的概念 原子 原子核 核外电子(带负电) 质子(Z 正电) 中子(N 不带电) { { X →决定元素种类 →决定化学性质 →决定核素种类 三、核素 （2）核素：具有一定数目的质子和一定数目中子的一种原子。 （3）同位素: 把质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。 （即同一元素的不同核素互称为同位素。） 31 氢元素的原子核 氢原子名称和简称 原子符号（ ） 质子数 中子数 1 0 氕（H） 　　 1 1 氘（D） 　　 1 2 氚（T） 　　 2、核素：具有一定数目的质子和一定数目中子的一种原子。 氢的三种核素： 3、同位素 把原子里具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素。 特点： ①同位素在元素周期表中占据同一位置，使用同一元素符号。但氢的同位素一般可用不同的符号来表示，如H、D、T。 ②同位素间的化学性质几乎相同，原因是核外电子排布相同；物理性质不同。 ③同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化，是核反应。 ④天然存在的同位素，原子个数百分比（丰度）保持一定的比率。 ①考古： 在考古工作中用于测定一些文物的年代。 ②核燃料： 用于制造原子弹、核电站发电等。 ③制造氢弹： 用于制造氢弹。 ④育种、临床治癌：利用放射性同位素的射线杀伤癌细胞或阻止癌细胞分裂。 ⑤示踪原子:可以了解到化学反应过程中,原子的去向， 同位素的用途： 同素异形体 同种元素形成的不同单质之间的相互称谓。如O2与O3。 注意：同位素是指同一元素的不同“ 原子 ”间的关系，同素异形体是指同种元素的不同“ 单质 ”间的关系。 元素 核素 同位素 同素异形体 本质 范畴 特性 决定因素 举例 质子数相同的一类原子 质子数、中子数都一定的原子 质子数相同、中子数不同的核素 同种元素形成的不同单质 同类原子 原子 原子 单质 只有种类，没有个数 化学反应中的最小微粒 化学性质几乎完全相同 元素相同 性质不同 质子数 质子数、中子数 质子数、中子数 组成元素、结构 H、C、O 三种元素 1H 1 1H 2 1H 3 三种核素 1H 1 1H 2 1H 3 互称同位素 O2、O3互为同素异形体 项目 内容 “四素”的区别 4、原子的表示方法 阳离子的核外电子数＝质子数－所带的电荷数； 阴离子的核外电子数＝质子数＋所带的电荷数。 5.相对原子质量： （1）核素（原子）的相对原子质量 = 一个原子的质量 一个12C原子质量的1/12 （2）元素的相对原子质量：元素的各种核素原子所占的一定百分比算出的平均值。 符号 核素的相对原子质量 在自然界中各核素的原子百分比 35Cl 34.969 75.77% 37Cl 36.966 24.23% 氯元素的相对原子质量为：Ar(Cl)=34.969×75.77%+36.966×24.23%=35.453 （元素周期表中的相对原子质量） 四、原子结构与元素的性质 1、碱金属 ⑴碱金属的原子结构 元素名称 元素符号 核电荷数 原子结构示意图 最外层电子数 电子层数 原子半径 nm 碱 金 属 元 素 锂 0.152 钠 0.186 钾 0.227 铷 0.248 铯 0.265 Na K Rb Li Cs 3 11 19 37 55 1 1 1 1 1 2 3 4 5 6 相似性：原子最外层电子数相同， 都为1。 递变性：从Li到Cs，核电荷数逐渐增大，电子层数依次增多，原子半径依次增大。　　 推测化学性质！ 碱金属的位置 钾 钠 与氧气反应 根据实验现象填写下表： 比钠更剧烈，紫色火焰 剧烈燃烧，黄色火焰,生成淡黄色固体 钠在空气中的燃烧 钾在空气中的燃烧 ①与O2反应： (2)碱金属的化学性质 4 Li + O2 △ 2 Li2O（注意：不是生成过氧化锂） 铷、铯等在空气中燃烧生成更复杂的氧化物。 2Na + O2 △ Na2O2 K + O2 △ KO2（超氧化钾） 钠 钾 与水反应 （绿豆大小） 反应比钠更剧烈，反应放出的热使生成的氢气燃烧，并有轻微爆炸声 浮、熔、游、响、红 钾与水反应 钠与水反应 2Na＋2H2O=2NaOH ＋H2↑ 2K＋2H2O=2KOH ＋H2↑ 通式：2R +2H2O = 2ROH + H2↑ ②与水反应 浮、熔、游、爆、红 结构 性质 相 似 性 递 变 性 相似性：碱金属均能与O2、H2O 等氧化剂反应。 递变性：从Li到Cs，反应越来越剧烈；与氧气反应产物不同。　　 碱金属的化学性质： 决 定 最外层只有一个电子 从Li→Cs，电子层数增多、原子半径增大 还原性（金属性）逐渐增强，与O2、H2O等反应越来越剧烈。 单质都是强还原剂；都能与O2、Cl2 、 H2O 、酸等反应。 碱金属的原子结构与化学性质的关系： 元素金属性强弱判断依据(记！) ①金属单质与水或酸反应置换出氢气越容易,元素金属性越强。 ②最高价氧化物的水化物的碱性越强,元素金属性越强。 ③根据金属活动性顺序判断:排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。 ④金属阳离子的氧化性越强,则对应金属元素的金属性越弱。 ⑤根据物质间的置换反应来判断，金属性(还原性) ：还原剂>还原产物 ⑥同一主族，从上到下：原子的金属性逐渐增强 ⑦同一周期，从左到右：原子的金属性逐渐减弱 碱金属单质 颜色和状态 密度 g·㎝-3 熔点 ℃ 沸点 ℃ Li 银白色，柔软 0.534 180.5 1347 Na 银白色，柔软 0.97 97.81 882.9 K 银白色，柔软 0.86 63.65 774 Rb 银白色，柔软 1.532 38.89 688 Cs 略带金色光泽，柔软 1.879 28.40 678.4 (3)碱金属的物理性质 物理性质 相 似 性 递变性 颜色 硬度 密度 熔沸点 导电导热性 密度变化 熔沸点变化 Li Na K Rb Cs 银白色（Cs略带金色光泽） 较小 较小 较低 很好 逐渐增大（K、Na反常） 单质的熔沸点逐渐降低 碱金属常保持于煤油或石蜡油（锂只能储存在石蜡油）中 单质 颜色状态 （常态） 密度 熔点 （℃） 沸点 （℃） F2 淡黄绿色气体 1.69g/l -219.6 -188.1 Cl2 黄绿色气体 3.214g/l -101 -34.6 Br2 深红棕色液体 3.12g/cm3 -7.2 58.78 I2 紫黑色固体 4.93g/cm3 113.5 184.4 相似性： 递变性： 颜色逐渐加深， 状态：g→l→s， 密度逐渐增大， 熔沸点逐渐升高(与碱金属相反) （1）卤族元素的物理性质 都是双原子分子，均有色、有毒、易溶于有机溶剂。 在水中的颜色 在有机溶剂（苯、CCl4、汽油）中的颜色 / / 浅黄绿色 黄绿色 橙色 橙红色 棕黄色 紫色或紫红色 注：Br2是唯一一种在常温常压下为液态的非金属单质，易挥发，保存时用“水封”。 I2易升华，密封保存。能使淀粉变蓝。 2、卤族元素 （2）卤族结构 思考与讨论：根据卤族元素的原子结构，试推测一下F、Cl、Br、I在化学性质上表现的相似性和递变性。 Cl 相似性 最外层7个电子 易得1个电子，具有氧化性 递变性 核电荷数递增 电子层数递增 原子半径依次增大 得到电子能力逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱 非金属性逐渐减弱 原子结构 化学性质 HF很稳定 H2+F2=2HF 冷暗处爆炸 F2 HCl较稳定 H2+Cl2 ＝ 2HCl 光照或点燃 Cl2 HBr不如HCl稳定 加热至500℃ Br2 HI不稳定 持续加热 I2 生成氢化物的 稳定性 化学方程式 反应条件 单质 生成氢化物的稳定性逐渐减弱 ①与氢气的反应 F2 Cl2 Br2 I2 与H2反应逐渐变难 H2+I2 2HI △ H2+Br2 ＝ 2HBr △ △或光照 卤素的非金属性逐渐减弱 （3）卤素元素的化学性质： ②卤素单质间的置换反应 实验4-1 现象 化学方程式 实验结论 向KBr溶液中加入氯水 向KI溶液中加入氯水 向KI溶液中加入溴水 液体变成橙色 2KBr+Cl2=2KCl+Br2 2KI+Cl2=2KCl+I2 2KI+Br2=2KBr+I2 非金属性： Cl2＞Br2＞I2 2Br-+Cl2=2Cl-+Br2 液体变成棕色 液体变成褐色 2I-+Cl2=2Cl-+I2 2I-+Br2=2Br-+I2 相似性：卤素单质均能与H2等还原剂反应，并能发生置换反应。 卤素元素的化学性质： 递变性：从F2到I2 ……… 氧化性逐渐减弱，F2> Cl2 > Br2 > I2 离子的还原性逐渐增强，F - < Cl - < Br - < I - 氢化物的稳定性逐渐减弱：HF> HCl> HBr > HI 最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱：HClO4> HBrO4 > HIO4 氢化物酸性逐渐增强：HF <HCl<HBr <HI ①与H2化合越容易，非金属性越强 ②形成气态氢化物越稳定，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 ⑥同主族从上到下非金属性逐渐减弱。 ④非金属阴离子还原性越强，其非金属性越弱 ⑤非金属单质间的置换反应判断,氧化性：氧化剂>氧化产物 元素非金属性强弱判断依据(记！) ⑦同周期从左到右，非金属性逐渐增强； 同一主族元素， 无论是金属还是非金属在性质方面都具有一定的相似性和递变性。 失电子的能力逐渐增强，得电子的能力逐渐减弱 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 通过对同主族元素（IA、VIIA）的分析，可得以下结论： 核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大 周期表中金属性最强的元素是？非金属性最强的元素是？ 1.金属性强弱的判断方法 金属性是指金属元素原子在化学反应中失电子的能力，通常用如下两种方法判断其强弱： (1)根据金属单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度判断，置换出氢气越容易，则元素的金属性越强。 (2)根据金属元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱判断，碱性越强，则元素的金属性越强。 元素金属性、非金属性强弱的比较 2.非金属性强弱的判断方法 非金属性是指非金属元素原子得电子的能力，通常用如下两种方法判断： (1)根据非金属单质与H2化合的难易程度、生成气态氢化物的稳定性判断，越易化合，生成的气态氢化物越稳定，则元素的非金属性越强。 (2)根据非金属元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱判断，酸性越强，则元素的非金属性越强。 提示　不一定，如HClO为弱酸，H2SO4为强酸，但非金属性：Cl>S。比较元素的非金属性强弱，应比较元素对应的最高价含氧酸的酸性强弱，酸性越强，则非金属性越强。 【思考】　元素的非金属性越强，其含氧酸的酸性越强吗？为什么？ 3.其他判断方法 (1)根据置换反应，金属性较强的金属单质可以置换金属性较弱的金属单质；非金属性较强的非金属单质可以置换非金属性较弱的非金属单质。 (2)根据离子的氧化性或还原性强弱，金属单质的还原性越强，则简单阳离子的氧化性越弱；非金属单质的氧化性越强，对应简单阴离子的还原性越弱。 EVCapture4.1.9软件录制 Lavf57.25.100 本视频由湖南一唯信息科技开发的EV录屏软件录制，www.ieway.cn (1)eq \o\al(18, 8)O核内的质子数为___，中子数为___；核外电子数为__。 (2)eq \o\al(23,11)Na＋核内的质子数为__，中子数为__；核外电子数为__。 (3)eq \o\al(35,17)Cl－核内的质子数为__，中子数为__；核外电子数为__。 eq \a\vs4\al(8) 10 eq \a\vs4\al(8) 11 12 10 17 18 18 Na＋ Cl－ $