知識講解原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)基礎(chǔ)

1、原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)編稿：宋杰審稿：于冬梅【學(xué)習(xí)目標(biāo)】1、進(jìn)一步認(rèn)識周期表中原子結(jié)構(gòu)和位置、價態(tài)、元素數(shù)目等之間的關(guān)系；2、知道外圍電子排布和價電子層的涵義，認(rèn)識周期表中各區(qū)、周期、族元素的原子核外電子排布的規(guī)律；3、掌握原子半徑的變化規(guī)律；4、了解元素電離能的涵義，能應(yīng)用元素的電離能說明元素的某些性質(zhì)、主族元素電離能的變化與核外電子排布的關(guān)系；5、了解元素電負(fù)性的涵義，能應(yīng)用元素的電負(fù)性說明元素的某些性質(zhì)，根據(jù)元素的電負(fù)性資料，解釋元 素的對角線”規(guī)則；6、認(rèn)識原子結(jié)構(gòu)與元素周期系的關(guān)系，形成有關(guān)物質(zhì)結(jié)構(gòu)的基本觀念，認(rèn)識物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之間的關(guān) 系，提高分析問題和解決問題的能力?！疽c梳理】

2、【高清課堂：原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)#原子結(jié)構(gòu)與周期表】 要點一：原子結(jié)構(gòu)與周期表1、元素周期系：（元素的原子核外電子的排布發(fā)生周期性的重復(fù)的結(jié)果）隨著元素原子的核電荷數(shù)遞增，每到出現(xiàn)堿金屬，就開始建立一個新的電子層，隨后最外層上的電子逐漸 增多，最后達(dá)到8個電子，出現(xiàn)稀有氣體。然后又開始由堿金屬到稀有氣體，這就是元素周期系中的一個個周 期。這也是原子核外電子排布規(guī)律中為什么最外層的電子數(shù)不超過8個電子的原因。2、元素周期表：（體現(xiàn)元素原子結(jié)構(gòu)、元素性質(zhì)的周期性變化）元素周期表的結(jié)構(gòu)三個短周期7個橫行：三個長周期 | 一個不完全周期元素周期表的結(jié)構(gòu),主族舊個縱行J 副族I第VKI族及零假在第一周期中元素

3、只有一個電子層即第一個能層，而第一能層只有一個能級， 該能級最多只容納 2個電子,所以第一周期只有兩種元素。因此元素周期系的發(fā)展就像螺殼上的螺紋一樣螺旋上升的。、原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置關(guān)系（元素在周期表中的位置由原子結(jié)構(gòu)決定）原子核外電子層數(shù)決定元素所在的周期：周期序數(shù)=原子核外電子層數(shù)；原子的價電子總數(shù)決定元素所在的族，周期表上的外圍電子排布稱為價電子層”，這是由于這些能級上的電子數(shù)可在化學(xué)反應(yīng)中發(fā)生變化，濟(jì)電子”即與元素化合價有關(guān)的電子，元素周期表的每個縱列的價電子層上電子總數(shù)相同，對于主族元素，價電子指的就是最外層電子，所以：主族元素其族序數(shù)=價電子數(shù)=最外層電子數(shù)。而副族元素的

4、族序數(shù)不等于其最外層電子數(shù)，其族序數(shù)跟核外電子的排布有關(guān)。要點詮釋：價電子數(shù)與族序數(shù)的關(guān)系S區(qū)元素價電子特征排布為n S12,價電子數(shù)等于族序數(shù)。d區(qū)元素價電子排布特征為（n -1） d1-10ns12, 價電子總數(shù)等于副族序數(shù)； ds區(qū)元素特征電子排布為（n-1）d10ns12,價電子總數(shù)等于所在的列序數(shù)；p區(qū)元素特征電子排布為ns2np16;價電子總數(shù)等于主族序數(shù)。外圍電子總數(shù)決定排在哪一族如：29CU 3d104s1 , 10+1=11尾數(shù)是1所以，是 舊。、元素周期表的分區(qū)按電子排布，可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)：s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)、p區(qū)、f區(qū):s區(qū)p區(qū)d區(qū)ds區(qū)f區(qū)縱列數(shù)1-2 1

5、13-183-1011112 :族IA、IIAIIIA-VIIAIIIB-VIIB VIII 1舊、IIB例系、舸系是否都是金屬除H外否（非金屬兀素所在區(qū)域）是（又稱過渡兀素）是【小結(jié)】元素的性質(zhì)隨核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的變化o【高清課堂：原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)#元素周期律】要點二：元素周期律1、原子半徑?jīng)Q定原子半徑大小的因素原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：一是電子的能層數(shù)，另一個是核電荷數(shù)。電子層數(shù)越多，電子間的排斥將使原子半徑增大；而當(dāng)電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引力也越大，將使原子半徑 縮小。電子能層數(shù)：電子能層數(shù)越多，原子半徑越大核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，原子半徑越小on t

6、l原子半徑的變化規(guī)律。QQQQnSnSbQQQQO11HiBt。Fr Ra同周期：從左到右，原子半徑逐漸減小同周期元素原子具有相同的電子能層，但隨著核電荷數(shù)增多，原子核對核外電子的吸引力變大，從而使原 子半徑減小同主族：從上到下，原子半徑逐漸增大同主族元素自上到下，原子具有的電子能層數(shù)增多，使原子半徑增大，雖然自上到下核電荷數(shù)也增多可使 原子半徑減小，但由于核電荷數(shù)的增多使核對核外電子的吸引比不上由于能層的增多使得電子負(fù)電排斥來得 大，所以最終結(jié)果原子半徑增大?！拘〗Y(jié)】在同周期中影響原子半徑的主要因素是核電荷數(shù)的多少，而同主族中影響原子半徑的主要因素是 能層數(shù)的多少要點詮釋：原子的核外電子排布

7、與元素周期律的關(guān)系在原子里，原子核位于整個原子的中心，電子在核外繞核作高速運動，因為電子在離核不同的區(qū)域中運動，我們可以看作電子是在核外分層排布的。按核外電子排布的3條原則將所有原子的核外電子排布在該原子核的周圍，發(fā)現(xiàn)核外電子排布遵守下列規(guī)律：原子核外的電子盡可能分布在能量較低的電子層上（離核較近）；若電子層數(shù)是n,這層的電子數(shù)目最多是2n2個；無論是第幾層，如果作為最外電子層時，那么這層的電子數(shù)不能超過8個，如果作為倒數(shù)第二層（次外層），那么這層的電子數(shù)便不能超過18個。這一結(jié)果決定了元素原子核外電子排布的周期性變化規(guī)律，按最外層電子排布相同進(jìn)行歸類，將周期表中同一列的元素劃分為一族；按 核

8、外電子排布的周期性變化來進(jìn)行劃分周期。如：第一周期中含有的元素種類數(shù)為2,是由1s12決定的第二周期中含有的元素種類數(shù)為8,是由2s122p06決定的第三周期中含有的元素種類數(shù)為8,是由3s123p06決定的第四周期中元素的種類數(shù)為18,是由4s123dO104p°6決定的由此可見，元素原子核外電子排布的規(guī)律是元素周期表劃分的主要依據(jù)，是元素性質(zhì)周期性變化的根本所在。對于同族元素而言，從上至下，隨著電子層數(shù)增加，原子半徑越來越大，原子核對最外層電子的吸引力越來越小，最外層電子越來越容易失去，即金屬性越來越強(qiáng)；對于同周期元素而言，隨著核電荷數(shù)的增加，原子核對外層電子的吸引力越來越強(qiáng)，使

9、原子半徑逐漸減小，金屬性越來越差，非金屬性越來越強(qiáng)。因此，在元素周期表中非金屬主要集中在右上三角區(qū)內(nèi)，處于非金屬三角區(qū)邊緣的元素常被稱為半金屬或準(zhǔn)金屬。2、電離能：（可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度）概念：氣態(tài)中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。注意：上述表述中的 氣態(tài)“基態(tài)“電中性”失去一個電子”等都是保證 最低能量”的條件，缺一不可。第一電離能的變化規(guī)律：隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化同周期：隨著原子序數(shù)的增加，元素的第一電離能逐漸增大對于同一周期的元素， 隨著核電荷數(shù)的增加， 原子半徑逐漸變?。ㄏ∮袣怏w除外，稀有氣體原子半

10、徑比同周 期的鹵族元素原子半徑大 ），原子核對核外電子的吸引越來越強(qiáng)，元素的原子越來越難失去電子，因此元素的第一電離能呈遞增趨勢。同周期內(nèi)，堿金屬的第一電離能最小，稀有氣體的第一電離能最大。同主族：隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能逐漸減小同一主族元素，從上到下，隨著核電荷數(shù)的增加，電子能層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大，原子核對核 外電子的吸引越來越弱，元素的原子越來越容易失去電子，故同一主族，隨著電子層數(shù)的增加，元素的第一電 離能逐漸減小。影響電離能的因素核電荷數(shù)原子半徑原子的電子構(gòu)型（當(dāng)元素具有全充滿，半充滿的電子構(gòu)型時，穩(wěn)定性高，電離能大）【小結(jié)】第一電離能數(shù)值越小，原子越易失去一個電

11、子，金屬性越強(qiáng)，第一電離能數(shù)值越小大，原子越難 失去一個電子，非金屬性越強(qiáng) 要點詮釋：核外電子排布、元素的性質(zhì)與電離能的關(guān)系第一電離能與原子的核外電子排布的關(guān)系對于同一周期的元素從左到右第一電離能并不是呈直線上升，有些元素原子的電離能出現(xiàn)反常，這是什么 原因造成的呢？第一電離能的變化與元素原子的核外電子排布有關(guān)，通常情況下，當(dāng)原子核外的電子排布的能量相等的軌 道上形成全空，半滿，全滿的結(jié)構(gòu)時，原子的能量較低，原子較穩(wěn)定，則該原子比較難失去電子，故第一電離 能較大。在元素周期表中第IIA族與第VA族元素出現(xiàn)反常。比如 Be的價電子排布為2s2,是全充滿結(jié)構(gòu)，比較穩(wěn) 定，而B的價電子排布為2s22

12、p1,不如Be穩(wěn)定，因此失去第一個電子 B比Be容易，第一電離能小。鎂的第一 電離能比鋁的大，磷的第一電離能比硫的大，Mg： 1s22s22p63s2 P：1s22s22p63s23p3。那是因為鎂原子、磷原子最外層能級中，電子處于半滿或全滿狀態(tài)，相對比較穩(wěn)定，失電子較難。如此相同觀點可以解釋N的第一電離能大于O, Mg的第一電離能大于 Al。第一電離能與金屬的活潑性的聯(lián)系第一電離能數(shù)值越小，原子越易失去一個電子，金屬性越強(qiáng)。比如堿金屬的第一電離能均較小，易失去一 個電子，故堿金屬都較活潑。電離能與元素化合價的關(guān)系氣態(tài)原子失去一個電子生成 +1價氣態(tài)陽離子所需要的能量叫做第一電離能，常用符11

13、表示。由+1價氣態(tài)陽離子再失去一個電子形成 +2價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第二電離能，常用符I2表示。依次還有第三、第四電離能等。原子的逐級電離能是越來越大的，原因是離子的電荷正值越來越大，離子半徑越來越小，所以失 去這些電子逐漸變難，需要的能量也就越來越高。NaMgAl各級電離能(kJ/mol)496738578456214151817691277332745 195431054011575133531363014830 n1661017995183762011421703 123293 1從表中可以看出鈉的第一電離能較小而第二電離能突躍地升高，表明鈉失去一個電子后，不易失去第二個電子，所

14、以鈉通常顯+1價；而鎂的第一、二電離能均較低，第三電離能突躍升高，說明鎂易失去2個電子，第三個電子難失去，故顯 +2價；同理，鋁的第一、二、三電離能均較低，說明鋁較易失去三個電子，顯 +3價, 而第四電離能突躍升高，說明鋁難失去第四個電子。3、電負(fù)性：(可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的依據(jù))概念：用于描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小，電負(fù)性越大的原子對鍵合電子的吸引力越大。其中鍵合電子指原子中用于形成化學(xué)鍵的電子。元素的電負(fù)性變化規(guī)律：隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化【小結(jié)】電負(fù)性越大，對電子吸引能力越強(qiáng)，越容易得電子，元素的非金屬性越強(qiáng)。要點詮釋：元素的性質(zhì)與電負(fù)性的關(guān)

15、系：元素的電負(fù)性與元素的金屬性和非金屬性的關(guān)系電負(fù)性數(shù)值越大，元素的非金屬性越強(qiáng)，金屬性越弱；電負(fù)性數(shù)值越小，元素的金屬性越強(qiáng)，非金屬性越 弱。一般來說電負(fù)性大于1.8的元素為非金屬元素。電負(fù)性最大的元素為氟，電負(fù)性最小的為葩，而當(dāng)元素的電負(fù)性在1.8左右時，該元素一般既有金屬性又有非金屬性。電負(fù)性與化合物類型的關(guān)系一般認(rèn)為：如果兩個成鍵元素間的電負(fù)性差值大于 1.7,他們之間容易形成離子鍵，相應(yīng)的化合物為離子化 合物，如果兩個成鍵元素間的電負(fù)性差值小于1.7,那么他們之間通常形成共價鍵，相應(yīng)的化合物為共價化合物。電負(fù)性與元素的化合價的關(guān)系在化合物中，電負(fù)性數(shù)值較小的元素的化合物中吸引鍵合電子

16、的能力較弱，元素的化合價為正價，電負(fù)性 數(shù)值較大的元素在化合物中吸引鍵合電子的能力較強(qiáng)，元素的化合價為負(fù)值。由于氟是所有元素中電負(fù)性數(shù)值 最大的元素，所以在氟的化合物中，氟一定顯示負(fù)價，沒有正價。對角線規(guī)則在元素周期表中，某些元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，被稱為對角線規(guī)則。鋰、鎂在空氣中燃燒產(chǎn)物都是堿性氧化物，B和Al的氫氧化物都是兩性氫氧化物，硼和硅的含氧酸均為弱酸，由此可以看出對角線規(guī)則是合理的。這是因為這些處于對角線的元素的電負(fù)性數(shù)值相差不大，得失電子的 能力相差不大，故性質(zhì)相似，值得注意的是，并不是所有處于對角線的元素的性質(zhì)都相似的。要點三：關(guān)于微粒半徑大小比較的方法1、同

17、周期元素的原子（稀有氣體除外），隨核電荷數(shù)的增加，半徑逐漸減小例如，Na >Mg > Al > Si > P > S > Cl2、同主族元素的原子，隨核電荷數(shù)的增加，半徑逐漸增大例如，半徑：Li v Na vK v Rb v Cs半徑：F vCl v Br v I3、帶相等電荷數(shù)的同主族元素的離子，隨核電荷數(shù)的增加，半徑逐漸增大例如，半徑：Li+ <Na+ v K+ v Rb+ < Cs+F- vCl- v Br- v I-4、同種元素的原子或單核離子，化合價越高，半徑越小例如，半徑：Fe3+vFe2+vFe5、具有相同電子層結(jié)構(gòu)的原子或離子，核

18、電荷數(shù)越大，半徑越小例如，半徑：S2->Cl->K+>Ca2+【典型例題】類型一：原子結(jié)構(gòu)、元素所在周期表中的位置與元素的性質(zhì)的關(guān)系例題1元素的原子結(jié)構(gòu)決定其性質(zhì)和在周期表中的位置。下列說法正確的是（）A.按電子排布，可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)，Zn元素屬于d區(qū)B.多電子原子中，在離核較近的區(qū)域內(nèi)運動的電子能量較高C. P、S、Cl的第一電離能、電負(fù)性和最高價氧化物對應(yīng)的水化物的酸性均依次增大或增強(qiáng)D.某同學(xué)給出的Fe原子的3d能級電子排布圖為： ".I巾,此排布圖違反了洪特規(guī)則【思路點撥】仔細(xì)挖掘原子結(jié)構(gòu)的信息才能更好地掌握原子結(jié)構(gòu)與其性質(zhì)的關(guān)系，在掌握元素周

19、期律的同 時更好記住一些個例?！敬鸢浮緿【解析】Zn為ds區(qū)元素，A項錯誤；多電子原子中，離核越近的電子能量越低，B項錯誤；P原子的3P軌道處于半滿狀態(tài)，導(dǎo)致其第一電離能大于 s原子，C項錯誤；根據(jù)洪特規(guī)則電子的自旋發(fā)現(xiàn)應(yīng)該相同，故D正確?！究偨Y(jié)升華】 核外電子排布與族的劃分：主族與0族元素價電子全部排布在最外層的ns或np軌道（I n A族元素價電子主要填充 ns軌道，為s區(qū)；出A0族元素價電子主要填充 nsnp軌道，為p區(qū)元素），價電子數(shù)即為主族序數(shù)。過渡元素：價電子排布為（n-1）d110ns2。由于電子相對于n A族主要填充內(nèi)層，對物質(zhì)性質(zhì)影響較小，故 過渡元素均為金屬，性質(zhì)變化跨度相

20、對較?。磺页鯞VHB族的價電子數(shù)目仍然與族序數(shù)相同。I Bn B族的ns軌道分別為1個或2個電子。 舉一反三：【變式1】前四周期元素中，基態(tài)原子中未成對電子數(shù)與其所在周期數(shù)相同的元素種類數(shù)為（）A . 3種 B.4種C.5種 D.6種答案：5種類型二：原子或離子半徑大小的比較例題2判斷半徑大小并說明原因：1） Sr 與 Ba2） Ca 與 Sc【思路點撥】 原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：一是電子的能層數(shù)，另一個是核電荷數(shù)。電子層數(shù)越多，原子半徑越大；電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小?！敬鸢浮浚?） Ba > Sr（2） Ca> Sc【解析】Sr與Ba屬于同一主族元素

21、，并且同族元素Ba比Sr多一電子層，所以 Ba> SrCa與Sc屬于同周期元素，并且 Sc核電荷數(shù)多，所以 Ca>Sc【總結(jié)升華】 同周期中，從左向右，分兩個方面看：核電荷數(shù)增大，對核外電子吸引力增大，原子半徑減小， 核外電子數(shù)增加，之間排斥力增大，原子半徑增大。這是一對矛盾，應(yīng)以為主。同族中半徑變化，自上而下： 核電荷數(shù)增大，對電子吸引力增大，原子半徑減小，核外電子數(shù)增多,電子層增加，原子半徑增大。這是一對矛盾，應(yīng)以為主舉一反三：【變式1】下列元素原子半徑排列順序正確的是（）A、Mg >B>Si>ArB、Ar >Mg>Si >BC、Si>

22、Mg>B >ArD、B >Mg >Si>Ar【答案】B 先比較電子層數(shù)，B元素原子半徑最小，再比較核電荷數(shù) 類型三：主族元素電離能的變化與核外電子排布的關(guān)系例題3比較硼、氮、氧第一電離能大小，并說明理由【思路點撥】 判斷第一電離能大小的方法，可以根據(jù)元素所在周期表中的相對位置，同周期、同主族變化規(guī)律來比較，另外特別注意第一電離能的變化與元素原子的核外電子排布有密切關(guān)系，有些元素原子的電離 能出現(xiàn)反常?！敬鸢浮康谝浑婋x能：N>O>B【解析】 硼：電子結(jié)構(gòu)為：He2s2p1，失去2p1的一個電子，達(dá)到2s2全充滿的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，所以，Ii比較小。 N氮:電子結(jié)構(gòu)為：He 2s2p3, 2p3為半充滿結(jié)構(gòu)，比較穩(wěn)定，不易失去其上的電子， Ii突然增大。O氧:電子結(jié)構(gòu)為：He 2s 2p4,失去2p4的一個電子，即可達(dá)到2p3半充滿穩(wěn)定結(jié)構(gòu)， 所以Ii有所降低。（反 而小于氮的第一電離能）【總結(jié)升華】 從光譜實驗結(jié)果