第四章 第一节 原子结构与元素周期表 知识清单-2026-2027学年高一上学期化学人教版必修第一册

本讲义聚焦原子结构与元素周期表核心知识，系统梳理核外电子排布规律、原子（离子）结构示意图，进而阐述元素周期表编排原则与结构特点，结合核素概念及同位素辨析，最终关联原子结构分析碱金属与卤族元素性质递变，构建“结构-位置-性质”学习支架。 该资料通过表格对比（如电子层容纳电子数、卤素物理性质）、实例计算（元素位置推断）及概念辨析（元素、核素、同位素），强化化学观念（结构决定性质）与科学思维（证据推理、模型建构）。例如碱金属最外层电子数相同导致性质相似，电子层数增多使金属性增强，助教师系统授课，学生可借表格实例巩固，查漏补缺。

必修一 第四章 第一节 原子结构与元素周期表 知识点总结 知识点一：原子结构 1、核外电子排布规律 （1） 电子总是按能量由低（离核近）到高（离核远）的顺序排布，这就是“能量最低原理”。 （2） 每层最多容纳2n2个电子（n为电子层） 电子层 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 最多容纳电子数 2 8 18 32 50 72 98 （3） 最外层电子数最多不超过8（若最外层是K层，最多不超过2） （4） 次外层电子数最多不超过18。 （5） 倒数第三层电子数最多不超过32。 说明：在电子排布时，上述规律都不能违背。如： L层 M层 N层 最多容纳电子数 8 18 32 作最外层时最多容纳电子数 8 8 8 作次外层时可容纳电子数 8 18 18 作倒数第三层时可容纳电子数 8 18 32 2、 原子（离子）结构的表示方式 （1） 原子结构示意图 ( 核电荷数 ) ( 电子层 ) ( M ) ( 该电子层的电子数 ) ( L ) ( K ) 原子核Na ( 原子核的电性 ) （2） 离子结构示意图 ①当主族元素原子失去电子，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子具有相同电子层结构的阳离子（电子层数相同，每层所排的电子数也相同）。如： 11Na+与10Ne具有相同的电子数和相同的电子排布。 ②非金属元素的原子得电子，形成和同周期稀有气体元素原子具有相同电子层结构的阴离子。 8O2-与10Ne具有相同的电子数和相同的电子排布。 知识点二：元素周期表 1、 编排原则 （1） 按原子序数递增的顺序从左到右排列（原子序数=质子数）； （2） 把电子层数相同的元素按最外层电子数递增的顺序从左到右排成一横行（周期序数=核外电子层数）； （3） 把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行（主族序数=最外层电子数）。 2、 结构特点 横的方面（7个横行）：7个周期（三短、三长、一不完全） ( 由 短周期和长周期共同 构成的族，共 8列 ) 7个主族：ⅠA族—ⅦA族 ( 纵的方面（ 18 个纵行、 16 个族） ) 0族：稀有气体元素 ( 仅由 长周期 构成的族，属于过渡元素，共 10列 ) ( 周期表 ) 7个副族：ⅠB族—ⅦB族 Ⅷ族：3个纵行 ( 斜的方面 ) 金属区（左下角，90多种） 非金属区（右上角，包括稀有气体元素共22种） ( 两系 ) 镧系：位于第六周期第ⅢB族 锕系：位于第七周期第ⅢB族 说明：①主族用罗马数字加“A”表示，如ⅠA族；副族用罗马数字加“B”表示，如ⅡB族；0族和Ⅷ族则不加“A”或“B”。 ②常见的特别名称：第ⅠA族（除氢外），碱金属元素；第ⅦA族，卤族元素；0族，稀有气体元素。 （1） 最外层电子数与族的关系 最外层电子数为1—2的元素；ⅠA族、ⅡA族、副族、0族（He）； 最外层电子数在3—7之间的元素一定是主族元素； 最外层电子数为8的元素：0族（He除外）。 （2） 同周期ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数之差 第2、3周期（短周期）相差1，如4Be与5B； 第4、5周期相差11（因增加了10种过渡元素），如20Ca与31Ga； 第6、7周期相差25（因增加了镧系或锕系，故增加14种元素），如56Ba与81Tl。 （3） 同主族相邻元素的原子序数之差 第ⅠA—第ⅡA族，下一周期元素的原子序数=上一周期元素的原子序数+上一周期元素的数目； 第ⅢA—第ⅦA族，下一周期元素的原子序数=上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目。 例如：假如与11Na同族下一周期元素是xK，Na所在周期有8种元素，所以有：x=11+8=19；假设与17Cl同族下一周期元素是yBr，Br所在的周期有18中元素，所以有：y=17+18=35。 注意： ①记忆元素符号和名称（横：前20号；纵：主族、0族），且按周期表的格式默写。 ②金属与非金属的分界线：B—Si—As—Te—At；Al—Ge—Sb—Po。 ③从元素Po（第六周期、第ⅥA族）开始之后的元素全是放射性元素。 补充知识： 1、用原子序数计算元素在周期表中的位置。 例1:85号元素。计算方法如下。 85-2-8-8-18-18-32=-1 推算过程：得数为负值，减几次就在第几周期；从右往左边去掉得数的绝对值即为族数。 由此得85号元素为第六周期，第ⅦA族元素。 例2:56号元素。计算方法如下。 56-2-8-8-18-18=2 推算过程：得数为正值，减几次就在下一个周期周期；从左往右边数到几即为族数。 由此得56号元素为第六周期，第ⅡA族元素。 练习：推算29号元素的位置。 2、用稀有气体推算元素位置 （1）每周期0族元素及其原子序数 周期 1 2 3 4 5 6 元素 氦He 氖Ne 氩Ar 氪Kr 氙Xe 氡Rn 元素原子序数 2 10 18 36 54 86 （2）方法：原子序数-最邻近的稀有气体元素的原子序数=ΔZ。 若ΔZ<0，则与稀有气体元素同周期， 族序数为8-|ΔZ| 若ΔZ>0，则与稀有气体元素下一周期， 族序数为ΔZ 例如：（1）35号元素（相邻近的是36Kr），则35-36=-1，故周期数为4，族序数为8-|-1|=7，即第4周期第ⅦA族，即溴元素； （2）87号元素（相邻近的是86Rn），则87-86=1，故周期数为7，族序数为1，即第7周期第ⅠA族，即钫元素。 知识点三：核素 1、 原子结构 ( 原子核 ) 质子（带正电） 原子 中子（不带电） 核外电子（带负电） 注意：绝大多数原子是由质子、中子、电子三种粒子构成的，但中没有中子，H+中没有电子。 （1）质量关系 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 由于原子的质量主要集中在原子核上，而质子和中子的相对质量都近似值为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫质量数。 （2）电量关系 原子：质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数 离子：离子电荷=质子数-核外电子数 阳离子：质子数（Z）=阳离子的核外电子数+阳离子的电荷数 阴离子：质子数（Z）=阴离子的核外电子数-阴离子的电荷数 （3） 元素符号周围数字的含义 元素化合价 质量数 离子所带电荷数 粒子个数← 质子数 分子中原子个数 元素符号 粒子 质量数 质子数 中子数 电子数 1 1 0 1 （即D） 2 1 1 1 27 13 14 10 3 1 2 0 17 8 9 10 18 9 9 10 18 11 7 10 2、 3、 核素和同位素 （1） 元素 元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称。如地壳中含量最多的前四种元素依次是氧、硅、铝、铁。元素只论种类，不论个数。 （2） 核素 具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫核素。如、、就是氢元素的三种不同核素。 （3） 同位素 ①定义：具有相同质子数、不同中子数的同一种元素的原子互称为同位素（同种元素，不同核素）。但不是所有元素都有同位素，如F、Na就没有同位素，就只有一种原子。 ②同位素的特征 a、在周期表中处于同一位置。如氕、氘、氚在周期表中都处于第一位。 b、使用同一元素符号。如16O、17O、18O，都是氧元素，符号都是“O”。只有氢的同位素可用不同的符号：（）、（）、（）。 c、某种元素，不论是游离态还是化合态，天然存在的各种同位素所占的比例一般是不变的。如在O2中，16O占氧原子总个数的比例为99.76%，在KClO3中，16O占氧原子总个数的比例也为99.76%。 d、同位素的化学性质几乎完全相同，因其核外电子排布相同。 e、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。 说明：化学变化，要么是离子之间重新组合——复分解反应，要么是得失电子——氧化还原反应，但原子核不发生变化，所以同位素之间的转化不是化学变化而是核反应。 f、同位素之间可形成不同的单质。如氢分子有六种：H2、D2、T2、HD、HT、DT。它们的物理性质（如密度）有所不同，但化学性质几乎完全相同。它们混在一起，仍然是纯净物。 g、同位素之间可形成不同的化合物。如水分子有：（普通的水）、D2O（重水）、T2O（超重水）等。H、D、T与16O、17O、18O可形成18种水分子，相对分子质量从18—24共七个数值。它们的物理性质（如密度）有所不同，但化学性质几乎完全相同。它们混在一起，仍然是纯净物。 ③同位素的用途 在考古工作中用于测定文物的年代；用于制造原子弹、核发电站；、用于制造氢弹；利用放射性同位素释放的射线育种、治疗癌症和肿瘤等。 （4） （5） 元素、同位素、核素的辨析 元素 原子 同位素 核素 H元素 有H、D、T三种原子 3种同位素 3种核素 共7种原子 即共7种核素 O元素 有16O、17O、18O三种原子 3种同位素 3种核素 Na元素 只有一种原子 没有同位素 1种核素 （6） （7） 相对原子量 ①原子（或核素）的相对原子量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，X原子的质量跟它相比所得的数值即为X的相对原子量。 ②元素的相对原子量：是该元素的各种核素的原子 数百分比与其相对原子量的乘积所得的平均值。 注意：①元素周期表中提供的就是元素的相对原子量，而不是核素的相对原子量。 ②某元素的一种核素的相对原子量不能替代该元素的相对原子量。 知识点四：原子结构与元素的性质 1、 碱金属元素 第ⅠA族（除氢）又叫碱金属元素，包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）。 （1） 碱金属元素的原子结构 相似性：最外层电子数都为1。 递变性：从Li到Cs，随着核电荷数的增加： ①电子层数逐渐增多；②原子半径逐渐增大。 （2） 碱金属的物理性质 Ⅰ、相似性 ①都具有金属的通性：金属光泽，良好的导电性、导热性、延展性。 ②都具有三大特性：轻（属于轻金属）、低（低熔、沸点）、软。 Ⅱ、递变性 ①密度逐渐增大。 Li是最轻的金属，比煤油还轻；Na、K比水轻，比煤油重；Rb、Cs比水重。 ②熔、沸点逐渐降低。 Li的熔点是碱金属中唯一高于100℃的；Na的熔点低于100℃；Cs能被人的体温熔化，是除Hg外熔点最低的金属。 （3） 碱金属的化学性质 Ⅰ、相似性 因碱金属最外层都只有1个电子，所以与金属Na相似，都很活泼，很易失电子，都可以与“非（非金属元素）、水、酸、盐”反应。（下列方程式中用M代表碱金属元素） ①与非金属：2M+Cl22MCl 2M+SM2S ②与水：2M+2H2O=2MOH+H2↑ ③与酸：2M+2H+=2M++H2↑ ④与盐：2M+CuSO4+2H2O=H2↑+Cu(OH)2↓+M2SO4 Ⅱ、递变性 从Li到Cs，因电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。所以在反应中： ①反应剧烈程度逐渐增大； ②与O2反应产物越来越复杂： 4Li+O2=2Li2O（加热或不加热，只有一种产物） 4Na+O2=2Na2O 2Na+O2Na2O2（两种产物） K、Rb、Cs与O2反应产物更复杂。 说明：从Li到Cs，随着核电荷数的增多，原子半径逐渐增大，决定了其金属性逐渐增强。 总结：碱金属性质 相似性：一态（存在：只有化合态）、一盖（保存：覆盖）、三特点（物理性质：轻、低、软）、 四处做还原（非、水、酸、盐） 递变性：还原性依次增强，Li<Na<K<Rb<Cs. 2、 卤族元素 第ⅦA族又叫卤族元素，包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）。 （1） 卤素的原子结构 相似性：最外层电子数都为7。 递变性：从F到I，随着核电荷数的增加： ①电子层数逐渐增多；②原子半径逐渐增大。 （2） 卤素单质的物理性质 F2 Cl2 Br2 I2 颜色 淡黄绿色 黄绿色 深红棕色 紫黑色 颜色→加深 密度 随着原子序数的增大，密度逐渐增大 熔沸点 随着原子序数的增大，熔、沸点逐渐升高，但熔沸点都较低 常温状态 气 气（易液化） 液（易挥发） 固（易升华，用于提纯） 保存 液化后保存于绿色钢瓶中 细口瓶中，水封、密闭、玻璃塞 广口瓶中，密闭 溶解性 水 可溶 溶 较难溶 有机溶剂 易溶 卤素单质在不同溶剂中的颜色 水 CCl4 Cl2 黄绿色 黄绿色 Br2 黄→橙 橙红或红棕 I2 深黄→褐 紫色→深紫 注意：①CCl4比水重，其余有机溶剂一般比水轻。 ②I2在水中溶解度小。配I2水时，是用KI溶液溶解I2（因形成I3-而使I2易溶于KI溶液）。 （3） 卤素单质的化学性质 Ⅰ、相似性 与Cl相似，因原子最外层都是7个电子，都易得1个电子形成8电子稳定结构，所以都是强氧化剂；又因单质中元素处于中间价，所以也可发生歧化反应。故卤素都可与“金（金属单质）、非（非金属单质）、水、碱、还（还原性化合物）”反应。（下列反应中用X2表示卤素单质） ①与金属单质 反应规律：金属单质+X2=高价金属卤化物 特殊：Fe+I2FeI2（不生成FeI3，此点反映了卤素单质的递变性） ②与非金属单质 如H2，见下表： 与H2反应 反应条件 形成HX的难易程度 氢化物稳定性 F2 H2+F2=2HF 黑暗 易 难 强 弱 Cl2 H2+Cl22HCl 点燃或光照 Br2 ( △ )H2+Br22HBr 加热 I2 H2+I2 2HI 不断加热且反应可逆 ③与水：X2+H2O=HX+HXO（X≠F） ④与碱：X2+2NaOH=NaX+NaXO+H2O（X≠F） ⑤与还原性化合物（X≠F） X2+H2S=2HX+S↓ X2+Na2S=2NaX+S↓ X2+2H2O+SO2=2HX+H2SO4 X2+Na2SO3+H2O=Na2SO4+2HX 2Fe2++X2（X≠I）=2Fe3++2X- Ⅱ、递变性 ①在上述反应中，从Cl到I，其单质参与反应从激烈到缓和。 ②从F到I，前面元素的单质可把后面的元素从其负价化合物中置换出单质。 Cl2+2Br-=Br2+2Cl- Cl2+2I-=I2+2Cl-（在CCl4层呈紫色） Br2+2I-=I2+2Br-（在CCl4层呈紫色） 总结：卤素单质的化学性质 相似性：金、非、水、碱、还（还原性化合物）。 递变性：非金属性依次减弱：F>Cl>Br>I，前者可把后者从其负价化合物中置换出来。 剧烈程度：从F2到I2，从剧烈到缓和。 拓展应用 拓展一：具有特殊结构的粒子 1、前18号元素原子的特殊结构 （1） 最外层电子数与次外层电子数相等的Be、Ar； 是次外层电子数2倍的是C； 是次外层电子数3倍的是O； 是次外层电子数4倍的是Ne； 是次外层电子数1/2倍的有Li、Si。 （2） 最外层电子数与次外层电子数之差的绝对值等于电子层数的是C、P。 （3） 最外层电子数是内层电子总数1/2倍的Li、P。 （4） 最外层电子数等于电子层数的有H、Be、Al； 是电子层数1/2倍的有Li； 是电子层数2倍的有He、C、S。 2、 稀有气体原子，与同周期的简单阴离子、下一周期的简单阳离子，常具有相同的核外电子排布；与同周期的氢化物分子具有相同的电子数。 3、 核外电子总数为2的粒子：共5种。阳离子有Li+、Be2+；阴离子有H-；分子有H2、He。 4、 核外电子总数为10的粒子（包括Ne，掌握15种） ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 与10Ne同周期的简单阴离子 7N3- 8O2- 9F- 相应的氢化物 CH4 NH3 H2O HF 相应氢化物+H+ NH4+ H3O+ 相应氢化物-H+ NH2- OH- 在10Ne下一周期的阳离子 Na+ Mg2+ Al3+ 说明：其中H3O+即水合氢离子。 5、 核外电子总数为18的粒子（包括Ar，掌握15种） ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 与18Ar同周期的简单阴离子 15P3- 16S2- 17Cl- 第三周期的氢化物 SiH4 PH3 H2S HCl 第三周期的氢化物-H+ HS- （第二周期氢化物-H）×2 C2H6 N2H4 H2O2 F2 在18Ar下一周期的阳离子 K+ Ca2+ 6、核外电子总数及质子总数均相同的离子：Na+、NH4+、H3O+；F-、OH- 拓展二：推断元素在周期表中的位置、属性及种类 关于主族元素在周期表中位置、属性及种类的推断方法可归纳如下： 1、推断元素在周期表中的位置 （1）利用原子结构与周期表的关系 ( 原子结构与周期表的关系为 ) 原子的电子层数=周期序数 原子的价电子数=族的序数 例如：某元素核外电子最外层有7个电子，有3层电子，则可推出该元素在第ⅦA族第三周期，是Cl。 （2）利用原子序数 记忆各周期的元素种数、最大原子序数（即稀有气体元素的原子序数）如下表： 周期序数 一 二 三 四 五 六 七 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 最大原子序数 2 10 18 36 54 86 118 若已知某原子序数x，用与x数值最近的稀有气体元素的原子序数进行比较，就可推出它在周期表中的位置。 2、 判断金属元素与非金属元素 方法一：依据金属、非金属分界线。 根据金属与非金属的分界线：B—Si—As—Te—At；Al—Ge—Sb—Po，来判断某元素是金属还是非金属元素。 周期表中应该有23种非金属元素，已发现的有22种，还有1种未发现，未发现的非金属元素应处在周期表中第七周期第0族。 方法二：依据经验规律。 若元素为第n周期，第mA族，当m≤n时，为金属元素；当m>n时为非金属元素（H除外）。通常，第n周期（n>1）有8-n种非金属元素。 3、推导元素种类的常用方法 方法一：利用族与周期的关系（20号以内的元素）。 （1） 主族序数与周期数相同的元素有H、Be、Al； （2） 主族序数是周期数2倍的元素有C、S；3倍的有O； （3） 周期数是主族序数2倍的元素有Li、Ca；3倍的有Na。 方法二：利用元素的特性。 （1） 不含中子的元素是H； （2） 不含电子的离子是H+； （3） 最轻的金属单质是Li、非金属单质是H2； （4） 其单质在常温下呈液态的非金属元素是Br； （5） 地壳中含量最高的非金属元素是O，金属元素是Al； （6） 其单质在空气中含量最大的元素是N； （7） 组成物质种类最多的元素是C；单质硬度最大的元素是C； （8） 最活泼的非金属元素是F、金属元素是Cs； （9） 含氢量最高的化合物是CH4； （10） 焰色反应呈黄色的是钠元素、呈紫色的是钾元素。 拓展三：“三素”与“同素异形体”的区别 1、 “三素”：元素、核素、同位素。 2、 （1）同素异形体：由同种元素形成的结构不同的单质，它们之间互称为同素异形体。如金刚石与石墨互称同素异形体，O2与O3互称同素异形体。 （2） 同素异形体的要点有三： ①只有一种元素； ②结构不同（指核外电子成键方式不同）； ③是单质。 3、 区别要诀：“三素”是原子，同素异形体是单质 说明：①因为有同位素，原子的种数（一千余种）大于有元素的种数（一百多种）； ②因为有同素异形体，单质的种数大于元素的种数。 例如：以下各组微粒之间的关系分别为： （1）1H、2H+、3H-都是氢元素。 （2） H2、H3互为同素异形体。 （3） HD、HT、DT、H2都是氢单质，是同位素单质，化学性质相同。 （4） D2、H2、T2同（3）。 （5） S2、S4、S6、S8互为同素异形体。 注意：都是单质，但不是同素异形体，异形即结构不同。在化学上，结构不同，指的是核外电子排布不同，或原子之间电子的结合方式不同，而的电子排布完全相同，所以二者虽都是单质，但不互为同素异形体，仍属同位素。 学科网（北京）股份有限公司 $