化學(xué)培優(yōu)教程物質(zhì)結(jié)構(gòu)一(共10頁)

1、物質(zhì)(wzh)結(jié)構(gòu)（1）元素(yun s)周期律一、元素周期表 1、元素(yun s)周期表的結(jié)構(gòu)：（1）排列原則：按原子序數(shù)遞增順序從左到右排列；將電子層數(shù)相同的元素排列成一個橫行；把最外層電子數(shù)相同的元素排列成一列（按電子層遞增順序）。（2）周期和族：周期分類及各周期包含元素的種數(shù)。周期一二三四五六七元素種數(shù)288181832周期分類短周期長周期主族和副族對比；主族副族定義長短周期共同組成僅由長周期組成表示IA IIAIB IIB個數(shù)7個7個還有一個第0族和一個族。2、元素在元素周期表中的位置：（1）周期數(shù)等于原子核外電子層數(shù)，主族的族序數(shù)等于最外層電子數(shù)；（2）同族元素的原子序數(shù)符合“左

2、上右下”的原則。3、元素周期表的分區(qū)：s 區(qū)p區(qū)d 區(qū)ds區(qū)f區(qū)1)s區(qū)元素：最后一個電子填充在s能級上的元素，包括IA族堿金屬和A族堿土金屬元素。結(jié)構(gòu)特點為：ns1和ns2。它們?nèi)菀资?個或2個價電子形成M+或M2+離子,是活潑的金屬。2)p區(qū)元素：最后一個電子填充在p能級上的元素稱為p區(qū)元素。包括A一A各族和零族元素。除氦氣外它們的結(jié)構(gòu)特點為：ns2np1-8。其中大部分是非金屬。3)d區(qū)元素：最后一個電子填充在d能級上的元素稱為d區(qū)元素。包括BB各副族和第族元素，結(jié)構(gòu)的特點為（n-1）d1-8ns1-2（有半充滿和全充滿等部分特例）；。它們都是過渡元素。每種元素都有多種氧化數(shù)。4)ds

3、區(qū)元素：最后一個(y )電子填充在d能級并且達(dá)到d10狀態(tài)的元素(yun s)稱為ds區(qū)元素。包括IB族和B族元素(yun s)。結(jié)構(gòu)特點為：（n-1）d10ns1-2。通常也把它們算作過渡元素。5)f區(qū)元素：最后一個電子填充在f能級的元素稱為f區(qū)元素。包括鑭系元素和錒系元素，結(jié)構(gòu)特點為：（n-2）f1-14（n-1）d0-2ns2。這些元素由于最外電子層和次外電子層幾乎相同，只是倒數(shù)第三電子層不同，所以每系各元素的化學(xué)性質(zhì)極為相似。未成對電子數(shù)最多的為64Gd釓（4f75d16s2）和96Cm鋦（5f76d17s2）。4、金屬和非金屬的分界線：金屬和非金屬的分界線有兩條。根據(jù)這一規(guī)律，可推測

4、最多有23種非金屬，目前已發(fā)現(xiàn)22種。例1近幾十年發(fā)展起來的關(guān)于超重元素核穩(wěn)定性理論認(rèn)為：當(dāng)原子核中質(zhì)子和中子數(shù)目達(dá)到某一“幻數(shù)”(奇異的、有魔力的數(shù))時，這個核將是特別穩(wěn)定的。在周期表中鈾以前的元素中具有2、8、20、28、50、82個質(zhì)子或中子的核是特別穩(wěn)定的，中子數(shù)126也是一個重要的幻數(shù)。氦、氧、鈣、鉛的質(zhì)子數(shù)和中子數(shù)都是幻數(shù)，具有這種雙幻數(shù)的原子核更為穩(wěn)定。科學(xué)家們用計算機算出下一個具有雙幻數(shù)的元素將是含114個質(zhì)子和184個中子的第114號元素X(稱為超重元素)。若已知原子結(jié)構(gòu)規(guī)律不發(fā)生變化，該元素X就是第_周期第_族元素，其最高氧化物的分子式為_，再下一個具有雙幻數(shù)的超重元素是質(zhì)

5、子數(shù)為164、中子數(shù)為318的164號元素Y，它應(yīng)是第_周期第_族元素。 例22006年3月有人預(yù)言，未知超重元素第126號元素有可能與氟形成穩(wěn)定的化合物。按元素周期系的已知規(guī)律，該元素應(yīng)位于第 周期，它未填滿電子的能級應(yīng)是 ，在該能級上有 個電子，而這個能級總共可填充 個電子。例3迄今已合成的最重元素是112號，它是用高能原子轟擊的靶子，使鋅核與鉛核熔合而得?？茖W(xué)家通過該放射性元素的一系列衰變的產(chǎn)物確定了它的存在，總共只檢出一個原子。該原子每次衰變都放出一個高能粒子，最后得到比較穩(wěn)定的第100號元素鐨的含153個中子的同位素。（1）112號是第幾周期第幾族元素？（2）它是金屬還是非金屬？（3

6、）你認(rèn)為它的最高氧化態(tài)至少可以達(dá)到多少？（4）寫出合成112元素的反應(yīng)式（注反應(yīng)式中的核素要用諸如31H、等帶上下標(biāo)的符號來表示，112號元素符號未定，可用M表示）。 例41999年是人造元素豐收年，一年間得到第114、116和118號三個新元素。按已知的原子結(jié)構(gòu)規(guī)律，118號元素應(yīng)是第 周期第 族元素，它的單質(zhì)在常溫常壓下最可能呈現(xiàn)的狀態(tài)是 （氣、液、固選一填入）態(tài)。近日傳聞俄國合成了第166號元素，若已知原子結(jié)構(gòu)規(guī)律不變，該元素應(yīng)是第 周期第 族元素。（5分） 例5有人(yu rn)建議根據(jù)“最高價陽離子”電子(dinz)排布的相似性和差異性來分主副族。例如：S、Cr規(guī)定為A族；Se規(guī)定(

7、gudng)為B族。1寫出S、Cr、Se最高價陽離子的電子構(gòu)型；2周期數(shù)和每周期元素個數(shù)是否發(fā)生變化；3新舊周期表中哪些族的元素是統(tǒng)一的（即完全相同）4不同的新的主、副族元素在原周期表的基礎(chǔ)上做怎樣的變動？二、元素周期律1、隨著原子序數(shù)的遞增，原子核外的電子排布呈周期性的變化： 第一周期 H He 最外層電子數(shù) 1 2 第二周期 Li Ne 最外層電子數(shù) 1 8 第三周期 Na Ar 最外層電子數(shù) 1 8 第四周期 K Kr 最外層電子數(shù) 1 82、電離能 氣態(tài)原子失去一個電子成為一價氣態(tài)陽離子所需的最低能量稱為原子的第一電離能(I1)，即 A(g) = A+(g)+e- H=I1氣態(tài)A+失去

8、一個電子成二價氣態(tài)正離子A2+所需的能量為第二電離能(I2)，依次類推。原子的電離能用來衡量一個原子丟失電子的難易程度，電離能特別是第一電離能反映了單個原子失去電子能力的大小。元素的原子電離能越小，說明它越容易失去電子，其金屬性越強。 電離能數(shù)值的大小，主要取決于原子的核電荷數(shù)、原子半徑以及原子的電子層結(jié)構(gòu)。因此在周期表中，各元素的電離能，特別是第一電離勢I1必然也呈周期性變化。一般說來，同一周期的元素電子層數(shù)相同，從左到右核電荷數(shù)增大，原子半徑減小，核對外層電子的引力增大， 因此越靠右的元素，越不易失去電子，電離能也就越大。對于同一族來說，最外層的電子數(shù)相同，但自上而下，電子層數(shù)增多，原子半

9、徑增大起主要作用，半徑 越大，核對外層電子的引力越小，越容易失去電子，電離能就越小。因此元素第一電離能的周期性變化也是原子電子層結(jié)構(gòu)周期性變化的必然結(jié)果。 (1) 稀有氣體的電離能總是處于極大值，而堿金屬處于極小值。這是由于稀有氣體原子的電子層成全充滿，從全充滿的電子層移去一個電子是很困難的。(2) 除過渡金屬元素外，同一周期元素的I1，基本上隨著原子序數(shù)的增加而增加，例如HHe、LiNe、NaAr、KKr等等。而同一族元素隨原子序數(shù)的增加，I1趨于減小，因此周期表左下角的堿金屬的第一電離能最小，最容易丟失電子成正離子，金屬性最強。周期表右上角的稀有氣體元素的I1最大，最不易丟失電子。 (3)

10、 過渡金屬元素的第一電離能不規(guī)則地隨原子序數(shù)的增加而增加。(4) 同一周期中，第一電離能的變化具有起伏(qf)性，如第二周期由LiNe并非單調(diào)(dndio)上升，Be、N、Ne都較相鄰兩元素為高，這是由于能量相同的軌道電子填充出現(xiàn)(chxin)全滿，半滿或全空等情況。Li的第一電離能最低，由Li到Be隨核電荷升高電離能升高，這是由于Be為2s2電子組態(tài)。B失去一個電子可得2s22p0的結(jié)構(gòu)，所以B的第一電離能反而比Be低；氮原子有較高的電離能，因它為半充滿的2p3的結(jié)構(gòu)；氧原子的電離能又低于氮原子，因失去一個電子可得半充滿的2p3組態(tài)，Ne為2s22p6的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，在這一周期中電離能最高。下圖

11、表示原子的I1，和I2與原子序數(shù)Z的關(guān)系。由圖中I1I2的曲線可見電離能具有明顯的周期性。同一周期元素的I2的變化規(guī)律中，也有半充滿和全充滿的現(xiàn)象出現(xiàn)。它們分別出現(xiàn)在A、A和A。對于多電子原子來說，各級電離能的大小順序是I1I2I3，這是因為離子的電荷正值越大，離子半徑越小，失去電子越困難，需要的能量越高。堿金屬最外層只有一個電子，很易失去。但若再電離第二個電子就困難了，所以堿金屬容易形成一價正離子。堿土金屬的I1比堿金屬稍大一些，I2仍比較小，其原因和堿金屬的I1較小一樣，因此堿土金屬較易成二價正離子。 同一元素的各級I的數(shù)值，若出現(xiàn)“層”的變化，則相差較大。在MgO中，Mg和O的氧化數(shù)的確

12、定，除可用I討論以外，還可由晶格能的大小討論確定。3、電子親合能 氣態(tài)原子獲得一個電子成為一價負(fù)離子時所放出的能量稱為電子親和能，常用E表示，即 A(g)+e-= A-(g) H=-E電子親合能的大小涉及(i)核的吸引和(ii)核外電子相斥兩個因素。原子半徑減小，核的吸引力增大，但電子云密度也大，電子間排斥力增強。一般說來，電子親合能隨原子半徑減小而增大，在同一周期中，從左到右電子親和能增大；在同一族中，從上到下電子親和能減小。但同一周期和同一族元素都沒有嚴(yán)格的單調(diào)變化規(guī)律。由于負(fù)離子的有效核電荷較原子少，電子(dinz)親和能的絕對數(shù)值一般約比電離能小一個數(shù)量級，加之?dāng)?shù)據(jù)測定的可靠性較差，重

13、要性不如電離能。 (1) 同一周期(zhuq)從左到右，隨原子序數(shù)的增大，電子親合能E的總趨勢是增大的，但是當(dāng)中性原子具有穩(wěn)定的半充滿或全充滿的電子構(gòu)型時，該元素的電子親合能明顯(mngxin)變小。例如Be、N、Ne、Ca、Mn、Zn、As、Kr，它們的第一電子親合能都明顯變小。這是由于要在半充滿或全充滿的電子構(gòu)型上增加一個電子是不容易的。 (2) 同一主族從上到下，一般來說電子親合能E變小，這可以從半徑的變化上來解釋，但半徑太小時，E1反而變小，例如：E1(F) = 322kJmol1，E1(Cl) = 348.7kJmol1，所以第一電子親合能最大的元素是Cl，同理，O、N分別比S、P小

14、。(3) 同一副族元素從上到下，電子親合能大體上是增加的。4、電負(fù)性“電負(fù)性”概念由Pauling提出，用以量度原子對成鍵電子吸引能力的相對大小。(1) 同一周期的元素由左向右隨著族次增加，電負(fù)性增加。對第二周期元素，原子序數(shù)每增加一個，電負(fù)性值約增加0.5。同一族元素，其電負(fù)性隨著周期的增加而減小，因此，電負(fù)性大的元素集中在周期表的右上角，而小的分布于左下角。Pauling指定F的電負(fù)性為4.0左右，這樣，2.0就是金屬與非金屬的分界線。元素HLiBeBCNOF電負(fù)性2.11.01.52.02.53.03.54.0元素NaMgAlSiPSClK電負(fù)性0.91.21.51.82.12.53.0

15、0.8 (2)當(dāng)A和B兩種原子結(jié)合成雙原子分子AB時，若A的電負(fù)性大，則生成分子的極性是A原子帶有較多的負(fù)電荷，B原子帶有較多的正電荷；分子的極性愈大，離子鍵成分愈高，因此電負(fù)性也可看作是原子形成負(fù)離子傾向相對大小的量度。 電負(fù)性差別大的元素之間的化合物以離子鍵為主，電負(fù)性相近的非金屬元素相互以共價鍵結(jié)合，金屬元素相互以金屬鍵結(jié)合。一般認(rèn)為：如果兩個成鍵元素原子間的電負(fù)性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素原子間的電負(fù)性差小于1.7，它們之間通常形成共價鍵。電負(fù)性的另一標(biāo)準(zhǔn)為阿羅萊周電負(fù)性，它被簡單地認(rèn)為是I1和A的平均值。例6 下列化學(xué)鍵中碳的正電性最強的是（） ACF

16、BC一O CCSi DCCl 例7下表是一些氣態(tài)(qti)原子失去核外不同電子所需的能量(kJmol1)：鋰XY失去第一個電子519502580失去第二個電子7 2964 5701 820失去第三個電子11 7996 9202 750失去第四個電子9 55011 600通過(tnggu)上述信息和表中的數(shù)據(jù)分析為什么鋰原子失去核外第二個電子時所需的能量要遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于失去第一個電子所需的能量_。表中X可能為以上13種元素中的(填寫字母(zm)_元素。用元素符號表示X和j形成化合物的化學(xué)式_。Y是周期表中_族元素。以上13種元素中，_(填寫字母)元素原子失去核外第一個電子需要的能量最多。三、元素基本性

17、質(zhì)的周期性 1、原子半徑一般將原子半徑分為三種：共價半徑、金屬半徑、范德華半徑。同種元素的兩個原子以共價單鍵連接時(如H2等)，它們核間距離的一半叫做原子的共價半徑。如果把金屬晶體看成是由球狀的金屬原子堆積而成的，假定相鄰的兩個原子彼此是互相接觸的，則它們的核間距離(d)的一半就是該原子的金屬半徑。例如測得金屬鈉晶體中鈉原子之間的核間距離d372Pm，所以鈉原子的金屬半徑r(Na)186Pm。由于原子之間形成共價鍵時總會發(fā)生原子軌道的重疊，所以對于同一元素的原子，一般原子的金屬半徑比它的單鍵共價半徑大10一15。例如：鈉原子在形成氣態(tài)雙原子分子時的單鍵共價半徑為154Pm。因此在使用原子半徑數(shù)

18、據(jù)作比較時，應(yīng)采用同一套數(shù)據(jù)。當(dāng)兩個原子之間沒有形成化學(xué)鍵而只靠分子間的作用力(范德華力)互相接近則兩個原子的核間距離的一半就叫范德華半徑。例如稀有氣體在低溫下形成單原子分子的分子晶體，原子之間沒有化學(xué)健形成，而只有范德華作用力，因此稀有氣體的原子半徑不是共價半徑而是范德華半徑。一般范德華半徑比同種元素的單鍵共價半徑大。一般情況下，以單鍵共價半徑作為原子半徑，但稀有氣體的原子半徑為范德華半徑。原子半徑在周期和族中呈現(xiàn)一定的變化規(guī)律：（1）、同周期主族元素：從左到右，原子半徑依次減小。（2）、同周期過渡元素：從左到右，原子半徑依次減小的趨勢減緩，這是電子進入（n-1）d軌道，屏蔽作用增強。（3）

19、、同周期鑭系和錒系元素：從左到右，原子半徑依次減小的趨勢更緩，這是電子進入（n-2）f軌道，屏蔽作用更強。（4）、同主族，從上到下，原子或同價態(tài)離子半徑(l z bn jn)均增大。（5）、陽離子半徑小于對應(yīng)(duyng)的原子半徑，陰離子半徑大于對應(yīng)的原子半徑，如r(Na)r(Na)，r(S)r(Cl)r(K)r(Ca2)。（7）、不同價態(tài)的同種元素的離子，核外電子多的半徑大，如r(Fe2)r(Fe3)，r(Cu)r(Cu2)。（8）、La系收縮結(jié)果使鑭系以后的元素（第三過渡元素）原子半徑與上一周期相應(yīng)的同族元素（第二過渡元素）原子半徑非常接近，鑭系內(nèi)的元素之間也有類似的情況。故性質(zhì)相似，難

20、分離，自然界共生。2、元素的主要化合價周期表中，同周期的主族元素從左到右，最高正化合價從17(第二周期到5，O和F除外)；最低負(fù)化合價從41；除最高正化合價和最低負(fù)化合價以外，還有中間價。利用化合價判斷原子最外層電子數(shù)時, 一定要根據(jù)它的最高正價和最低負(fù)價。如H2S2O8中H為+1價、S呈最高的+6價，則O的化合價應(yīng)為6個-2價、2個-1價，即H2S2O8中有一個過氧鍵。除最高正價外和最低負(fù)價外,大多數(shù)元素還有其它中間價態(tài)。 常見元素的主要化合價如下表：元素 = 1 * ROMAN IA = 2 * ROMAN IIA = 3 * ROMAN IIIA = 4 * ROMAN IVA = 5

21、* ROMAN VA = 6 * ROMAN VIA = 7 * ROMAN VIIA最外層電子數(shù)1234567最高正價+1+2+3+4+5+6（氧無）+7（氟無）負(fù)價氫-1無無-4-3-2-1中間變價無無+1+2+1至+4+2、+4（氧-1）+1、+3、+5注意6s2惰性電子對效應(yīng)：Hg22+、Tl+、Pb2+的特殊穩(wěn)定性、Tl3+、PbO2、BiO43-的強氧化性都與此有關(guān)。3、元素的性質(zhì)（1）金屬性和非金屬性元素的金屬性是指其失去電子的能力，也就是還原性，元素的非金屬性是指其得到電子的能力，也就是氧化性。元素的金屬性和非金屬性的強弱(qin ru)可從以下三個方面進行判斷：在元素周期表中

22、的位置：同周期從左至右金屬性減弱、非金屬性增強(zngqing)；同主族從上到下金屬性增強、非金屬性減弱。這一結(jié)果使元素周期表右上角三角區(qū)域(qy)的元素主要呈現(xiàn)出非金屬性。由于元素的金屬性和非金屬性之間并沒有嚴(yán)格的界線，處于非金屬三角區(qū)邊緣的元素既能表現(xiàn)出一定的非金屬性，又能表現(xiàn)出一定的金屬性，因此，這些元素常被稱為半金屬或準(zhǔn)金屬。原子核對最外層電子的引力大小：同周期從左至右原子半徑減小、核電荷數(shù)增加，原子核對最外層電子的引力增加，得電子時更易得、失電子時更難失；同主族從上到下，原子半徑增大，原子核對最外層電子的引力減小，得電子時更難得、失電子時更易失。元素的化學(xué)性質(zhì)：元素的金屬性強弱：從其

23、單質(zhì)與水（或酸）反應(yīng)置換出氫的難易程度，以及它們的最高價氧化物的水化物氫氧化物的堿性強弱來比較。也可以用金屬元素之間的相互置換進行判斷。元素的非金屬性強弱：從其最高價氧化物的水化物的酸性強弱，或與氫氣反應(yīng)生成氣態(tài)氫化物的難易程度以及氫化物的穩(wěn)定性來推斷。也可以用非金屬元素之間的相互置換進行判斷。注意：用非金屬元素之間的相互置換判斷元素非金屬的強弱時，要注意只有呈負(fù)價之間的置換才能表現(xiàn)它的非金屬性強弱，若是正價之間的置換表現(xiàn)的是它們的還原性，不能由此推斷它們非金屬性的強弱。（2）對角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素(如下圖)的有些性質(zhì)是相似的(如硼和硅的含氧酸鹽都能形成玻璃且

24、互熔)，被稱為“對角線規(guī)則”。查閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產(chǎn)物，鈹和鋁的氫氧化物的酸堿性以及硼和硅的含氧酸酸性的強弱，說明對角線規(guī)則，并用這些元素的電負(fù)性解釋對角線規(guī)則。對角線規(guī)則可用電負(fù)性的大小進行解釋：鋰的電負(fù)性：1.0 鎂的電負(fù)性：1.2 。鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒，不形成過氧化物，只生成正常氧化物；鈹?shù)碾娯?fù)性：1.5 鋁的電負(fù)性 ：1.5 ，兩者的氫氧化物都是兩性氫氧化物；硼的電負(fù)性：2.0 硅的電負(fù)性： 1.8 ，兩者的含氧酸酸性的強度很接近。例8下列氧化物按其形成的含氧酸酸性遞增順序排列的是A.SiO2CO2SO3P2O5B.SiO2CO2P2O5SO3C.CO2SiO2P2

25、O5SO3D.CO2P2O5SO3SiO2 例9右圖中曲線表示(biosh)原子序數(shù)在前20號中的某些連續(xù)的元素單質(zhì)(dnzh)沸點的變化規(guī)律(原子序數(shù)按遞增順序連續(xù)(linx)排列)，其中A點表示的元素是( )ASi BA1 CCl DS 例10下列各組元素性質(zhì)的遞變情況錯誤的是A.Li、Be、B原子最外層電子數(shù)依次增多 B.P、C、Cl元素最高正價依次升高C.N、O、F電負(fù)性依次增大D.Na、K、Rb第一電離能逐漸增大 例11判斷半徑大小并說明原因：(1)Sr與Ba(2)Ca與Sc (3)Ni與Cu (4)S2與S(5)Na與Al3 (6)Sn2與Pb2 (7)Fe2與Fe3 例12在周期表中，同一主族元素化學(xué)性質(zhì)相似。目前也發(fā)現(xiàn)有些元素的化學(xué)性質(zhì)和它在周期表中左上方或右下方的另一主族元素性質(zhì)相似，這稱為對角線規(guī)則。據(jù)此請