一、原子结构

原子的构成：原子由位于中心的原子核和核外电子构成，原子核由质子和中子组成。质子带一个单位正电荷，中子不带电，电子带一个单位负电荷。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，电子的质量很小，可忽略不计。

核素与同位素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素。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。例如，氢元素有三种同位素，分别是氕（\(^1_1H\)）、氘（\(^2_1H\)或D）、氚（\(^3_1H\)或T）。同位素的化学性质几乎完全相同，但物理性质有所不同。

核外电子排布规律：核外电子按照能量由低到高的顺序分层排布，离核越近的电子层能量越低。各电子层最多容纳的电子数为\(2n^2\)个（\(n\)为电子层数），最外层电子数不超过8个（\(K\)层为最外层时不超过2个），次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。

二、元素周期表

元素周期表的结构：元素周期表有7个横行，即7个周期，其中1、2、3周期为短周期，4、5、6周期为长周期，第7周期为不完全周期。元素周期表有18个纵行，分为16个族，其中7个主族、7个副族、1个第Ⅷ族和1个0族。主族元素的族序数等于其最外层电子数。

元素周期表与原子结构的关系：同一周期元素，电子层数相同，从左到右原子序数依次增大，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。同一主族元素，最外层电子数相同，从上到下电子层数逐渐增多，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。

三、元素周期律

原子半径的周期性变化：同一周期，从左到右原子半径逐渐减小；同一主族，从上到下原子半径逐渐增大。

元素主要化合价的周期性变化：最高正化合价：同一周期从左到右最高正化合价逐渐升高，主族元素最高正化合价等于其族序数（\(O\)、\(F\)除外）；最低负化合价：同一周期从左到右最低负化合价逐渐升高，最高正化合价与最低负化合价的绝对值之和为8（\(H\)除外）。

元素金属性和非金属性的周期性变化：金属性强弱的判断依据：单质与水或酸反应置换出氢的难易程度；最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。非金属性强弱的判断依据：单质与氢气化合的难易程度及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。同一周期，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

四、元素周期表和元素周期律的应用

预测元素的性质：根据元素在周期表中的位置，可以预测其原子结构、主要化合价、金属性或非金属性等性质。

比较元素的性质：可以比较不同元素的原子半径、金属性、非金属性等性质的强弱。

寻找新材料：在金属与非金属的分界线附近寻找半导体材料；在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

五、相关例题

已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其在周期表中的位置及性质：

若原子结构示意图为 +11 2 8 1，该元素为钠元素，位于第三周期第ⅠA族，是一种活泼的金属元素，具有强还原性，能与水剧烈反应生成氢氧化钠和氢气。

若原子结构示意图为 +17 2 8 7，该元素为氯元素，位于第三周期第ⅦA族，是一种活泼的非金属元素，具有强氧化性，能与氢气在光照或点燃条件下反应生成氯化氢。

根据元素周期律比较下列性质的大小：

原子半径：\(Na\gt Mg\gt Al\)，因为同一周期从左到右原子半径逐渐减小。

金属性：\(K\gt Na\gt Li\)，因为同一主族从上到下金属性逐渐增强。

非金属性：\(F\gt Cl\gt Br\)，因为同一主族从上到下非金属性逐渐减弱。

气态氢化物的稳定性：\(HF\gt HCl\gt HBr\)，因为非金属性越强，气态氢化物越稳定。

原子结构与元素周期表是高中化学的重要基础理论知识，对于理解元素及其化合物的性质、化学反应规律等都具有重要意义，在高考中也占有重要的地位。

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