識(shí)記整理 第一章2 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

1、.第1章 原子構(gòu)造與性質(zhì)第二節(jié) 原子構(gòu)造與元素性質(zhì)商洛中學(xué)：雷建鋒 識(shí)記整理：1。每一周期第一周期除外都是從堿金屬元素開場(chǎng)到稀有氣體元素完畢，外圍電子排布從ns1ns2np62。各區(qū)元素原子的外圍電子排布，s區(qū)：ns1-2； p區(qū)：ns2np1-6;d區(qū): n-1d1-9ns1-2; ds 區(qū): n-1d10ns1-2；f區(qū)：鑭系，錒系。3。原子的電子層數(shù)=能級(jí)中最高能層序數(shù)=周期序數(shù)，主族元素原子的外圍電子數(shù)=該元素在周期表中的主族序數(shù)，主族元素的最高正價(jià)=主族序數(shù)O、F除外，B-B元素的最高正價(jià)=副族序數(shù)。4。隨著核電荷數(shù)的遞增，同周期從左向右原子半徑逐漸減小，同主族從上到下原子半徑逐漸增

2、大。5。氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)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。同族元素從上到下第一電離能變小，同周期元素從左向右第一電離能呈增大趨勢(shì)，但A與A、VA與A之間出現(xiàn)反常6. 電離能應(yīng)用及遞變規(guī)律1第一電離能同周期從左往右，第一電離能呈增大的趨勢(shì)同族從上到下，第一電離能呈增大趨勢(shì)。2第一電離能越小，越易失電子，金屬的活潑性就越強(qiáng)。3氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)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用I1表示，從一價(jià)氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個(gè)電子所需消耗的能量叫做第二電離能用I2表示，依次類推，可得到I3、I4、I5同一種元素的逐級(jí)電離能的大小關(guān)系：I1<

3、;I2<I3<I4<I5即一個(gè)原子的逐級(jí)電離能是逐漸增大的。4判斷元素的最高正價(jià)：Na的I1比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個(gè)電子比失去第二電子容易得多，所以Na容易失去一個(gè)電子形成+1價(jià)離子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去兩個(gè)電子形成十2價(jià)離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三個(gè)電子形成+3價(jià)離子。而電離能的突躍變化，說明核外電子是分能層排布的。7。電負(fù)性即不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。同周期從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大；同主族從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。8。離子半徑大小比較的規(guī)律

4、：1同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價(jià)陽離子大于高價(jià)陽離子。如rO2-> rO, rFe>rFe2+ >rFe3+2電子層構(gòu)造一樣的離子，核電荷數(shù)越大，半徑越小序大徑小。如rO2->rF->rNa+>rMg2+>rA13+3帶一樣電荷的離子，電子層數(shù)越多，半徑越大序大徑大。如rLi+<rNa+<rK+<rRb+<rCs+。4核電荷數(shù)、電子層數(shù)均不同的離子可選一種離子參照比較。如比較rK+與rMg2+可選rNa+為參照：rK+>rNa+>rMg2+9。比較粒子半徑大小的方法1“一看層：先看電子層數(shù)

5、，電子層數(shù)越多，一般微粒半徑越大2“二看核：假設(shè)電子層數(shù)一樣，那么看核電荷數(shù)核電荷數(shù)越大微粒半徑越小。3“三看電子：假設(shè)電子層數(shù)、核電荷數(shù)均一樣那么看核外電子數(shù)，電子數(shù)多的半徑大。10.電負(fù)性應(yīng)用歸納1判斷金屬性或非金屬性的相對(duì)強(qiáng)弱金屬元素的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬元素的電負(fù)性一般大于1.8，位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬的電負(fù)性那么在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑2判斷元素的化合價(jià)的正負(fù)電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的才能弱，元素的化合價(jià)為正值；電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的才能強(qiáng)，元素的化合價(jià)為負(fù)值。3