第五章%20原子结构和元素周期率

写顺序。注 意 原因：如3d能量高于4s，但当4s填充电子后，又因核与电子所组成的力场发生变化，4s能量反会升高，则失电子时，应先失去外层的4s电子，后失去3d电子，所以按电子层 n 值大小顺序书写电子结构式。null(2)电子结构式全排法— 所有能级均写出,体现排布全貌。在亚层(轨道)符号的右上角用数字注明排列的电子数，例如3s2、2p4、3d5等。 简排法—“原子实”用稀有气体代替,使用较方便；内层已达到稀有气体的电子层写成“原子芯”（原子实），并以稀有气体符号加方括号表示。铁原子：[Ar]3d64s2。 价电子：主族： ns、np电子；副族：(n-1)d 、ns电子。 (镧系、锕系元素除外）轨道表示式：一个圆圈或一个小方格表示一个原子轨道，在它们的下面注明该轨道及填充的电子数，用向上或向下的箭头表示电子的自旋状态。null基态原子——当原子中的电子按照上述三原则并根据鲍林能级图排布时，该原子处于最低能量状态，称为基态原子。比基态能量更高的状态，称为激发态，具有激发态结构的原子，称为激发态原子。显然，任何原子的基态结构只有一种，而激发态结构却可有多种。如： H：基态： 1s1； 激发态：2s1、 2p 1、3s1 ……. （3）基态原子的电子结构：null 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 [Ar] 3d 104s1 17Cl 1s22s22p63s23p5 [Ne] 3s23p5 19K 1s22s22p63s23p64s1 [Ar] 4s1 35Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5 [Ar] 3d104s2 4p5练习：写出29Cu;17Cl;19K;35Br的电子排布式离子的电子排布：原子由外向内层失电子，如： 26Fe [Ar] 3d 64s2 ； Fe2+ [Ar] 3d 6； Fe3+ [Ar] 3d 5null能级组 1 2 3 4 5 6 7 周期 一 二 三 四 五 六 七 轨道数 1 4 4 9 9 16 16 电子数 2 8 8 18 18 32 32 元素数 2 8 8 18 18 32 32 * 周期 特短 短 短 长 长 特长 不满 7个能级组对应元素周期表的7个周期1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p5.3.3 元素周期表1.元素的周期：null2.元素的族：周期表中将性质相似的元素排成纵行，称为族。共有8个主族（A族）和8个副族（B族）；第ⅧA族为稀有气体；第ⅧB族或Ⅷ族共有三个纵行，所以共有18个纵行，用罗马数字表示。null3.元素的分区根据原子的价电子构型把周期表分成五个区：s、p、d、ds、f区null区 价电子构型 族 s ns1-2 ⅠA、ⅡA p ns2np1~6 ⅢA~ⅧA d (n-1)d1~9ns1-2 ⅢB~ⅧB [特殊元素Pd 4d10] ds (n-1)d10ns1-2 ⅠB、ⅡB f (n-2)f1~14(n-1)d0~2ns2 镧系、锕系元素null例1：已知某元素在周期表中位于第四周期ⅡB族, 问该元素位于哪个区？写出其价层电子构型？基态原子的电子结构式？元素的名称及符号？原子序数？解：（1）位于ds区；（2）外层电子构型3d104s2； （3）电子结构式[Ar] 3d104s2； （4）元素名称是锌，符号Zn; （5）原子序数是30。null例2：已知某元素外层电子构型3S23P6，问该元素处于哪一周期哪一族？位于哪个区？电子层结构式？元素名称及符号？原子序数？解：（1）第三周期零族；（2）P区； （3）电子结构式[Ne] 3s23p6； （4）元素名称是氩，符号Ar; （5）原子序数是18。null解:42号元素电子排布式： 1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s1 或[Kr] 4d55s1例3： 42 、 28号元素价电子构型，在周期表中周期、族、区？最高正价？金属还是非金属？42号元素是第五周期、ⅥB族，d区元素，最高正价为+6，是金属元素。价电子构型：4d55s128号:1s22s22p63s23p63d84s2 [Ar] 3d84s2 第四周期, 第ⅧB族, d区,+3,金属null§5-4 元素基本性质的周期性核电荷数的递增，原子的电子层结构呈现周期性变化，这导致元素的一些性质也呈现周期性变化。如：原子半径、电离能、电子亲合能和电负性等也必然呈现周期性变化。null5.4.1 原子半径原子半径: 假定原子呈球形对称，原子半径指相邻两原子核间距离的一半。1.分类：根据两原子间作用力的不同可分为共价半径、金属半径和范德华半径。共价半径：同种元素的两个原子以共价键结合成分子时，其核间距的一半为共价半径（一般用在非金属元素） 金属半径：金属晶格中，金属元素紧密堆积，相邻两金属原子间距离的一半。 范德华半径：稀有气体中，稀有气体组成的分子晶体中，相邻两个原子核间距离的一半。null 同一元素原子：共价半径＜金属半径＜范德华半径null2.原子半径在周期表中的变化规律上 下 r 增大null5.4.2 电离能1.定义：使基态的气态原子失去电子生成气态阳离子，所需要的能量称为电离能。单位是kJ·mol-12.分类：第一电离能I1：基态的气态原子失去一个电子成为气态+1价阳离子所需要的能量。A(g) → A+(g) + e I1第二电离能I2：由元素气态+1价离子再失去一个电子成为+2价离子所需要的能量。以次类推，第三、第四电离能… 。A+(g) → A2+(g) + e I2一般的有：I1第二周期反常:ⅡA、ⅤA原子半径小，电子云密度高，所以当结合1个电子形成负 离子时，由于电子之间的斥力使放出的能量减少。nullnull2.意义: 电负性越大，分子中原子吸引电子的能力越强，越容易得到电子，元素的非金属性越强；电负性越小，分子中原子吸引电子的能力越弱，元素的金属性越强。5.4.4 电负性 x1.定义：分子中原子对成键电子的吸引能力,称为元素电负性。3.在元素周期表中的变化规律：①对主族元素来说，同一周期从左到右， 电负性 逐渐增强，因此稀有气体的电负性是同周期元素中最高的。②对主族元素来说，同一主族元素，从上到下电负性逐渐减小。nullnullx=2.0，为半金属，兼有金属性及非金属性。 4.电负性用途：x 2.0，为金属，最活泼的金属在周期表左下方Cs,Fr(x=0.7)x  2.0,为非金属，最活泼的非金属在周期表右上方F(x=4.0)①用以衡量元素的金属性和非金属性强弱。以x =2.0为分界点②电负性数据是研究化学键性质的重要参数。 电负性差值大的元素之间的化学键以离子键为主； 电负性相同或相近的非金属元素以共价键结合； 电负性相同或相近的金属元素以金属键结合。null 规律： r 减小、I1增大、 E1增大、 x增大 同周期,稀有气体的电负性最大; 稀有气体中Ne的电负性最大. r增大、 I1减小、E1减小、 x减小null 例1：关于Si和P二元素，不正确 的是： ( ) A、最外层电子的有效核电荷：P > Si B、原子半径：Si > P C、第一电子亲合能 | E1|：P > Si D、第一电离能： P > S解： 14Si （3s23p2） 15P （3s23p3） 14Si 得电子半满，故更易得电子、放出能量更多、 | E1|大。Cnull练习1：判断下列各对原子（或离子）半径大小(1)H与He(2)Ca与Sr(3)Na与Al练习2：第二周期各对元素的电离能如下，错误的是（ ）(A) LiC>N>O>F (B)F>Cl>Br>I (C)Si>P>S>Cl (D)Te>Se>S>O B