第一章原子結構與性質

第一節原子結構一、能層與能級1、能層(1)含義：根據核外電子的不同，將核外電子分為不同的能層(電子層)。(2)序號及符號：能層序號一、二、三、四、五、六、七……分別用K、L、M、N、O、P、Q……表示，其中每層所容納的電子數最多為個。(3)能量關系：能層越高，電子的能量越高，能量的高低順序為<E(L)<<￡(N)<E(O)<E(P)。2、能級(1)含義：根據多電子原子的同一能層的電子的 也可能不同，將它們分為不同。(2)表示方法：分別用相應能層的和字母s、p、d、f等表示，如n能層的能級按能量由 到的排列順序為“s、理、詛、〃f等。3、能層、能級與最多容納的電子數能層(〃)―■二二四五六七符號KLMNoPQ能級1s2s2p3s3P3d4s4p4d4f5s最多電子數22626102610142 281832 2〃2由上表可知：(1)能層序數該能層所包含的能級數，如第三能層有個能級。(2)s、p、d、f各能級可容納的最多電子數分別為、、、的2倍。(3)原子核外電子的每一能層最多可容納的電子數是(〃為能層的序數)。二、基態與激發態原子光譜1、基態原子與激發態原子(1)基態原子：處于狀態的原子。(2)激發態原子：基態原子能量，它的電子會躍遷到能級，變成態原子。2、光譜(1)光譜的成因及分類|形成吸.光譜I修成發射光漕I (2)光譜分析：在現代化學中，常利用原子光譜上的來鑒定

元素，稱為光譜分析。三、構造原理與電子排布式1、構造原理(1)含義以事實為基礎，從氫開始，隨核電荷數遞增，新增電子填入的順序稱為構造原理。(2)不意圖每個小圈表示一個能級各圓圈間連接線的方向表示隨核電荷數遞增而增加的電廣填入能級的順序(2)不意圖每個小圈表示一個能級各圓圈間連接線的方向表示隨核電荷數遞增而增加的電廣填入能級的順序每一行對應一個能層2、電子排布式將 上所容納的電子數標在該能級符號,并按照能層從左到右的順序排列的式子。如氮原子的電子排布式為:|能層昌ls22s22p,能級上容納' K 電字數例：根據構造原理，寫出下列基態原子的核外電子排布式①2He：;②8。：；@ioNe：；@14Si：；@i8Ar：；⑥19K：;?21SC：:⑧26Fe：o四、電子云與原子軌道1、概率密度1913年，提出氫原子模型，電子在 上繞核運行。量子力學指出，一定空間運動狀態的電子在核外空間各處都可能出現，但出現的不同，可用概率密度S)表示，即p=g尸表示電子在某處出現的；V表示該處的體積)。

2、電子云(1)定義：處于一定空間的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述。，表示(2)含義：用單位體積內小黑點的疏密程度表示電子在原子核外出現概率大小，小黑點越—概率密度越，表示(3)形狀(1)概念：量子力學把電子在原子核外的一個稱為一個原子軌道。(2)形狀①s電子的原子軌道呈 形，能層序數越,原子軌道的半徑越序數越序數越能級符號nsnp〃dnf軌道數目13574、原子軌道與能層序數的關系(1)不同能層的同種能級的原子軌道形狀，只是半徑o能層序數〃越.原子軌道的半徑越。如：它們互相同一原子的s電子的電子云輪廓圖 (2)S能級只有1個原子軌道。p能級有3個原子軌道,它們互相垂直，分別以p.r、P「pz表示。在同一能層中pcRv、pz的能量 ?

⑶原子軌道數與能層序數5）的關系：原子軌道數目=。五、泡利原理、洪特規則、能量最低原理（-）原子核外電子的排布規則1、泡利原理：在一個原子軌道里，最多只能容納個電子，它們的自旋,常用上下箭頭（T和1）表示自旋相反的.2、電子排布的軌道表示式（電子排布圖）8。的軌道表示式如下：（）叵o?」山Is2s2p例：根據上面回答下列問題：（1）簡并軌道：相同的原子軌道。（2）電子對：同一個原子軌道中，自旋方向的一對電子。（3）單電子：軌道中若只有一個電子，則該電子稱為單電子。（4）自旋平行：的單電子稱為自旋平行。（5）在氧原子中，有對電子對，有個單電子。（6）在氧原子中，有種空間運動狀態，有種運動狀態不同的電子。3、洪特規則（1）內容：基態原子中，填入的電子總是先單獨分占，且自旋平行。⑵特例：在簡并軌道上的電子排布處于全充滿、半充滿和全空狀態時，具有的能量和 的穩定性。'全充滿：p6、dQf14相對穩定的狀態，全空：P°、d。、f?、半充滿：p\d\0如：24Cr的電子排布式為為半充滿狀態，易錯寫為Is22s22P63s23P63d44s2。4、能量最低原理⑴內容：在構建基態原子時，電子將盡可能地占據的原子軌道，使整個原子的能量最（2）因素：整個原子的能量由（2）因素：整個原子的能量由和 三個因素共同決定O注意：書寫軌道表示式時，常出現的錯誤及正確書寫?田國王□（違背能量最低原理）一回田二.回（違背泡利原理） -同?it”?i（違背洪特規則）（二）核外電子的表示方法?1”“i（違背洪特規則）（二）核外電子的表示方法電子排布式與軌道表示式的比較

電子排布式含義用數字在能級符號右上角標明該能級上排布的 ,這就是電子排布式意義能直觀反映出核外的電子層、能級及各能級上的電子數實例K： 簡化電子排布式含義為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內層電子達到稀有氣體原子結構的部分以相應稀有氣體元素符號外加 表示意義避免書寫電子排布式過于繁瑣實例K： 軌道表示式含義每個方框代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個 意義能直觀反映出電子的排布情況及電子的 狀態實例Is2s 2p 3s 3p國也11"舊用lulHI11Al：熟記第四周期未成對電子數規律未成對電子數及其占據的原子軌道元素符號及價電子排布14sK：4sleu： 3dSc：3dzs24pGa：4s24p1,Br： 23dTi：3d24s2,Ni： 4PGe：4524P2,Se：4s24P“33dV；3d34s2,Co： 4pAs：4s24P343dFe： 53dMn：3d54s263d和4sCr：3d54sl第二節原子結構與元素的性質一、原子結構與元素周期表(-)元素周期律、元素周期系和元素周期表1、元素周期律：元素的性質隨元素原子的遞增發生 遞變。2、元素周期系：元素按其原子遞增排列的序列。3、元素周期表：的表格，元素周期系只有一個，元素周期表多種多樣。4、三張有重要歷史意義的周期表(1)門捷列夫周期表：門捷列夫周期表又稱周期表，重要特征是從第 周期開始每個周期截成截，第族分族,第族稱為過渡元素。(2)維爾納周期表維爾納周期表是,每個周期一行，各族元素、過渡金屬、稀有氣體、錮系和銅系，各有各的位置，同族元素,它確定了前個周期的元素種類。(3)玻爾元素周期表玻爾元素周期表特別重要之處是把21?28、39?46等元素用框起，這說明他已經認識到，這些框內元素的原子新增加的是填入的，他已經用原子結構解釋元素周期系了，玻爾元素周期表確定了第周期為種元素。(二)構造原理與元素周期表1、元素周期表的基本結構(1)周期元素種數的確定第一周期從開始，以結束，只有兩種元素。其余各周期總是從能級開始，以結束，從ns能級開始以〃p結束遞增的(或電子數)就等于每個周期里的元素數目。周期?〃P電子數元素數目-'1S1~2——二2sL22PL6 —一3sL23PL6——四4sl23dLi04PL6——五5sr24d',05pR6——六6sL24Pl454LIO6P「6——七7sL25Pl46d「107P「6——(2)元素周期表的形成若以一個方格代表一種元素，每個排一個橫排，并按s、p、d、f分段，左側對齊，可得到如下元素周期表：單獨列出，將與p段末端對齊，則得到書末的元素周期表:

2、元素周期表探究2、元素周期表探究(1)元素周期表的結構周期：7個共7個橫行?元素周期表周期：7個共7個橫行?元素周期表4長周期：4個第四、五、六、七周期”主族：7個IA?VDA族族：16個共18個縱列＜副族：7個IHB?族：16個共18個縱列＜W族：1個第8、9、10縱列、。族：1個稀有氣體元素(2)元素周期表的分區①根據核外電子的排布分區按電子排布式中最后填入電子的符號可將元素周期表分為s、p、d、f4個區，而IB、IIB族這2個縱行的元素的核外電子因先填滿了能級而后再填充迫能級而得名 區。5個區的位置關系如下圖所示。ill 萬IIL-\l\A\A\lA\llA勿勿lOBABVfflIBdsHB 亙區區②根據元素的金屬性和非金屬性分區金屬元素區勿勿lOBABVfflIBdsHB 亙區區②根據元素的金屬性和非金屬性分區金屬元素區(1)在元素周期表中，某些(1)在元素周期表中，某些3、元素的對角線規則族元素與其右下方的族元素(如圖)的有些性質是相似的(如鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過氧化物)，這種相似性被稱為“ '實例分析:(2)處于“對角線”位置的元素，它們的實例分析:(2)處于“對角線”位置的元素，它們的具有相似性。①鋰和鎂的相似性A、鋰與鎂的沸點較為接近:元素LiNaBeMg沸點/℃1341881.424671100B、鋰和鎂在氧氣中時只生成對應的氧化物，并且LizO和MgO與水反應都十分緩慢。占燃 點燃4Li+O2^^2Li2O,2Mg+O2^^=2MgO。C、鋰和鎂與水的反應都十分緩慢，并且生成的氫氧化物溶于水，附著于金屬表面阻礙反應的進行。D、鋰和鎂都能直接與氮氣反應生成相應的氮化物Li3N和Mg3N2.E、鋰和鎂的氫氧化物在加熱時，可分解為U2O、H2O和MgO、H2OoF、在堿金屬的氟化物、碳酸鹽和磷酸鹽中，只有鋰鹽是溶于水的，相應的鎂鹽也 溶于水。②被和鋁的相似性A、鉞與鋁都可與酸、堿反應放出,并且被在濃硝酸中也發生 化。B、二者的氧化物和氫氧化物都既能溶于強酸又能溶于強堿溶液：A1(OH)3+3HC1=,Al(OH)3+NaOH=；Be(OH)2+2HCl=,Be(OH)2+2NaOH=?C、二者的氧化物AI2O3和BeO的熔點和硬度都很高。D,BeCb和A1CL都是共價化合物，易o③硼和硅的相似性A、自然界中B與Si均以化合物的形式存在。B,B與Si的單質都易與強堿反應，且不與稀酸反應：2B+2KOH+2H2。=,Si+2KOH+H2O=.C、硼烷和硅烷的穩定性都比較差，且都易。D、硼和硅的鹵化物的熔、沸點比較低，易揮發，易水解。解題技巧：根據原子結構特征判斷元素在元素周期表中的位置

|一|11人~\]1人(外圍電子數=族序數)元素的分區“S-〃pl_6fp區一1—0族（排滿）（IB：（n—Dd^ws1（〃一1）4°7小?2fds區f111B：（H-l）d10ns2rIIIB?\UB（外圍電電子排布式啰耳價電子排布式逑至一（“一Ddl~9"Sj2fd區—1子數=族序數）I\n電子排布式啰耳價電子排布式逑至二、元素周期律(―)原子半徑1、影響原子半徑大小的因素(1)電子的能層數：電子的能層越多，電子之間的作用使原子半徑 。(2)核電荷數：核電荷數越,核對電子的吸引作用就越，使原子半徑o2、原子半徑的遞變規律(I)同周期：從左至右，核電荷數越,半徑越。(2)同主族：從上到下，核電荷數越,半徑越 。3、原子或離子半徑的比較方法(1)同種元素的離子半徑：陰離子于原子，原子于陽離子，低價陽離子于高價陽離子。例如：r(Cl)>r(Cl).r(Fe)>r(Fe2)>rCFe3)?(2)能層結構相同的離子：核電荷數越,半徑越?例如：r(O2")>r(F")>r(Na+)>r(Mg2+)>r(AI3+)o(3)帶相同電荷的離子：能層數越,半徑越。例如：r(Li+)<r(Na+)<7<K')r(Rb+)<r(Cs+),?O2-)V?S2-)(Se2-)<r(Te2-)?(4)核電荷數、能層數均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較MK/)與4Mg2+),可選r(Na+)為參照，r(K)r(Na)r(Mg2*)?解題技巧：粒子半徑比較的一般思路(1)“一層”：先看能層數，能層數越，一般微粒半徑越o(2)“二核"：若能層數相同，則看核電荷數，核電荷數越,微粒半徑越.(3)“三電子”：若能層數、核電荷數均相同，則看核外電子數，電子數的半徑。(二)元素的電離能1>元素第一電離能的概念與意義(1)概念①第一電離能：電中性原子失去一個電子轉化為 正離子所需要的叫做第一電離能，符號：.②逐級電離能：氣態基態價正離子再一個電子成為氣態基態價正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會更加,因此同一原子的各級電離能之間存在如下關系：……(2)意義：可以衡量元素的原子一個電子的程度。第一電離能數值越,原子越失去一個電子；第一電離能數值越,原子越失去一個電子。2、元素第一電離能變化規律第一電離能/(kJ-mo-)02468101214161820222426283032343638525456原.了.序數([)每個周期的第一種元素的第一電離能,最后一種元素的第一電離能,即一般來說，隨著核電荷數的遞增，元素的第一電離能呈 趨勢。(2)同一族，從上到下第一電離能逐漸o3、電離能的應用(1)根據電離能數據，確定元素原子核外電子的排布及元素的化合價。如Li：/|?/2＜小表明Li原子核外的個電子排布在兩個能層上(K、L能層)，且最外層上只有一個電子，易失去形成陽離子。(2)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱：A越,元素的非金屬性越；小越小，元素的金屬性越注意：電離能的影響因素及特例(1)電離能數值的大小主要取決于原子的、原子半徑及原子的電子構型。(2)具有全充滿、半充滿及全空的電子構型的元素穩定性較高，其電離能數值 ,如稀有氣體的電離能在同周期元素中，N為半充滿、Mg為全充滿狀態，其電離能均比同周期相鄰元素大。一般情況，第一電離能：IIAIIIA,VAVlAo解題技巧：電離能的應用(1)根據電離能數據，確定元素在化合物中的化合價，如K： 表明K原子易失去一個電子形成+1價陽離子。(2)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱：4越,元素的非金屬性越；九越,元素的金屬性越o

(三)電負性1、有關概念與意義(1)鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成的電子稱為o(2)電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子的大小。電負性越的原子，對鍵合電子的吸引力越。(3)電負性大小的標準：以氟的電負性為和鋰的電負性為作為相對標準。2、遞變規律(1)同周期，自左到右，元素的電負性逐漸,元素的非金屬性逐漸、金屬性逐漸.(2)同主族，自上到下，元素的電負性逐漸,元素的金屬性逐漸、非金屬性逐漸.3、應用(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強弱①金屬的電負性一般 1.8,非金屬的電負性一般1.8,而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如錯、睇等)的電負性則在 左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。②金屬元素的電負性,金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性,非金屬元素越活潑。(2)判斷元素的化合價①電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力,元素的化合價為。②電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力,元素的化合價為=(3)判斷化合物的類型兩成鍵元素間電負性差值大于17.通常形成離子鍵,相應的化合物為兩成鍵元素間電負性差值如H的電負性為2.1,C1的電負性為3.0,C1如H的電負性為2.1,C1的電負性為3.0,C1的電負性與H的電負性之差為3.0—2.1=0.9<1.7,故HC1為共價化合物；如A1的電負性為1.5,C1的電負性與A1的電負性之差為3.0—1.5=1.5<1.7,因此A1CL為共價化合物；同理，BeCL也是共價化合物。注意：電負性之差大于1.7的元素不一定都形成離子化合物，如F的電負性與H的電負性之差為1.9,但HF為共價化合物。(四)元素周期律的綜合應用1、同周期、同主族元素性質的遞變規律性質同一周期(從左到右)同一主族(從上到下)核外電子的排布能層數——最外層電子數1-2或8—

金屬性——非金屬性——單質的氧化性、還原性氧化性——還原性——最高價氧化物對應水化物的酸堿性酸性——堿性——氣態氫化物的穩定性——第一電離能 (但HA>H1A,VA>VIA)—電負性——電負性、第一電離能與金屬性和非金屬性的關系非金屬性逐漸增強第一電離能、電負性逐漸增大第稀有氣體元素

非金屬性逐漸增強一電離能電負性增大-財第一電離能、電負性逐漸增大第稀有氣體元素

非金屬性逐漸增強一電離能電負性增大-財J漸工逐第一電離能、電負性減小金屈性逐漸增強金屬性逐漸增強金屬性逐漸增強注意：第一電離能：1IA>IIIA,VA>VIA.第一章原子結構與性質第一節原子結構一、能層與能級1、能層(1)含義：根據核外電子的能量不同,將核外電子分為不同的能層(電子層)。(2)序號及符號：能層序號一、二、三、四、五、六、七……分別用K、L、M、N、O、P、Q……表示，其中每層所容納的電子數最多為2療個。(3)能量關系：能層越高，電子的能量越高，能量的高低順序為￡(K)<E(L)<E(M)<E(N)<E(O)VE(P)<￡(0).2、能級(1)含義：根據多電子原子的同一能層的電子的能量也可能不同,將它們分為不同能級。(2)表示方法：分別用相應能層的序數和字母s、p、d、f等表示，如〃能層的能級按能量由低到高的排列順序為〃s、迎、nd,nf等。3,能層、能級與最多容納的電子數能層(〃)―■二二四五六七符號KLMNoPQ能級1s2s2p3s3P3d4s4p4d4f5s最多電子數226261026101422818322/由上表可知：(1)能層序數等于該能層所包含的能級數,如第三能層有個能級。(2)s、p、d、f各能級可容納的最多電子數分別為」_、」、_匚、7的2倍。(3)原子核外電子的每一能層最多可容納的電子數是，為能層的序數)。二、基態與激發態原子光譜1基態原子與激發態原子(1)基態原子：處于最低能量狀態的原子。(2)激發態原子：基態原子吸收能量,它的電子會躍遷到較高能級,變成激發態原子。2、光譜(1)光譜的成因及分類|形成吸.光譜II形成發新光周 (2)光譜分析：在現代化學中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。三、構造原理與電子排布式I、構造原理⑴含義以光譜學事實為基礎,從氫開始，隨核電荷數遞增，新增電子填入能級的順序稱為構造原理。(2)示意圖將能級上所容納的電子數標在該能級符號右上角，并按照能層從左到右的順序排列的式子。如氮原子的電子排布式為：|能層'IsZ%，rJ能級上容納 K、加電字數威］ 例：根據構造原理，寫出下列基態原子的核外電子排布式TOC\o"1-5"\h\z①2He： Is?；②8。： Is22s22d」 ：(3)ioNe： Is22s22P6 :④ii： 卜入”二味23P2；(DisAr： Is22s63s々I/1:⑥i<)K： Is22s22p63s23P64sl:?2iSc：」s22s22P63s23P63dl4s2 ；⑧26Fe： 1S22s22P63s23P63d64s2 。四、電子云與原子軌道1、概率密度1913年，玻爾提出氫原子模型,電子在線性軌道上繞核運行。量子力學指出，一定空間運動狀態的電子在核外空間各處都可能出現，但出現的概率不同,可用概率密度⑺表示，即2=$P表示電子在某處出現的概率；V表示該處的體積)。

2、電子云(1)定義：處于一定空間運動狀態的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述。(2)含義：用單位體積內小黑點的疏密程度表示電子在原子核外出現概率大小，小黑點越密，表示概率密度越大。(3)形狀原子軌道(3)形狀原子軌道(I)概念：量子力學把電子在原子核外的一個空間運動狀態稱為一個原子軌道。⑵形狀①s電子的原子軌道呈球形,能層序數越大，原子軌道的半徑越大。②D電子的原子軌道呈一啞鈴②D電子的原子軌道呈一啞鈴形,能層序數越大，原子軌道的半徑越大。能級符號nsnpndnf軌道數目13574、原子軌道與能層序數的關系(I)不同能層的同種能級的原子軌道形狀相同，只是半徑不同,能層序數"越大，原子軌道的半徑越大。如：Is2s 3s 4s同一原子的，電子的電子云輪廓圖 (2)s能級只有1個原子軌道。p能級有3個原子軌道，它們互相垂直，分別以p.x、p.y、pz表示。在同一能層中px、py＞等的能量相同。⑶原子軌道數與能層序數5)的關系：原子軌道數目=n2o五、泡利原理、洪特規則、能量最低原理(-)原子核外電子的排布規則1、泡利原理：在一個原子軌道里，最多只能容納2個電子,它們的自旋相反，常用上下箭頭(T和1)表示自旋相反的電子。2、電子排布的軌道表示式(電子排布圖)8。的軌道表示式如下：O叵叵＜」山Is2s2p例：根據上面回答下列問題：(1)簡并軌道：能量相同的原子軌道。(2)電子對：同一個原子軌道中，自旋方向相反的一對電子。(3)單電子： -個原子軌道中若只有一個電子,則該電子稱為單電子。(4)自旋平行：箭頭同向的單電子稱為自旋平行。(5)在氧原子中，有3對電子對,有2個單電子。(6)在氧原子中，有5種空間運動狀態,有8種運動狀態不同的電子。3、洪特規則(1)內容：基態原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占,且自旋平行。(2)特例：在簡并軌道上的電子排布處于全充滿、半充滿和全空狀態時，具有較低的能量和較大的穩定性。'全充滿：p6、dQf14相對穩定的狀態，全空：P°、d。、f?、半充滿：p\d\0如：aCr的電子排布式為為2s22P63s23P63d儀1,為半充滿狀態，易錯寫為Is22s22P63s23P63d44s2。4、能量最低原理(1)內容：在構建基態原子時，電子將盡可能地占據能量最低的原子軌道,使整個原子的能量最低。(2)因素：整個原子的能量由核電荷數、電子數和電子狀態三個因素共同決定。注意：書寫軌道表示式時，常出現的錯誤及正確書寫?rnititii(違背能量最低原理)一周.回(違背泡利原理) ?QJ]?it”?i(違背洪特規則)-_____斤日_)?皿口(違背洪特規則)一^f1 (二)核外電子的表示方法電子排布式與軌道表示式的比較

電子排布式含義用數字在能級符號右上角標明該能級上排布的血巡，這就是電子排布式意義能直觀反映出核外的電子層、能級及各能級上的電子數實例K： Is22s22P63s23P64sl簡化電子排布式含義為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內層電子達到稀有氣體原子結構的部分以相應稀有氣體元素符號外加方括號表示意義避免書寫電子排布式過于繁瑣實例K： fAr14sl軌道表示式含義每個方框代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子意義能直觀反映出電子的排布情況及電子的「I旋狀態實例Is2s 2p 3s 3p向向山面:lulHI11Al：熟記第四周期未成對電子數規律未成對電子數及其占據的原子軌道元素符號及價電子排布14sK：4s'.Cu： 3d。4sl3dSc：3d'4s24pGa：4s24PlBr： 4s24P523dTi：3d24s2,Ni： 3d84s24pGe：4524P2,Se：4s24P“33dV：3d34s2,Co： 3d74s24pAs：4s24P343dFe： 3d64s253dMn：3d54s263d和4sCr：3d54sl第二節原子結構與元素的性質一、原子結構與元素周期表(-)元素周期律、元素周期系和元素周期表1、元素周期律：元素的性質隨元素原子的核電荷數遞增發生周期性遞變。2、元素周期系：元素按其原子核電荷數遞增排列的序列。3、元素周期表：呈現周期系的表格,元素周期系只有一個，元素周期表多種多樣。4、三張有重要歷史意義的周期表(1)門捷列夫周期表：門捷列夫周期表又稱周期表，重要特征是從第四周期開始每個周期截成兩截，第1?7族分主副族,第_A_族稱為過渡元素。(2)維爾納周期表維爾納周期表是特長式周期表，每個周期一行，各族元素、過渡金屬、稀有氣體、翎系和鋼系，各有各的位置，同族元素上下對齊，它確定了前五個周期的元素種類。(3)玻爾元素周期表玻爾元素周期表特別重要之處是把21?28、39?46等元素用方框框起,這說明他已經認識到，這些框內元素的原子新增加的電子是填入內層軌道的,他已經用原子結構解釋元素周期系了，玻爾元素周期表確定了第六周期為32種元素。(二)構造原理與元素周期表1、元素周期表的基本結構(1)周期元素種數的確定第一周期從」艮_開始，以Is?結束,只有兩種元素。其余各周期總是從ns能級開始,以nD結束,從ns能級開始以np結束遞增的核電荷數(或電子數)就等于每個周期里的元素數目。周期MS?〃p電子數元素數目—■ls''222二2s「22p「688三3sL23PL688四4s「23d「r。4PL61818五5sL24dLi05PL61818六6sL24f「I45d「io6P「63232七7s「25?146dL叼p「63232(2)元素周期表的形成

2、元素周期表探究(1)元素周期表的結構周期：7個共7個橫行短周期：3個第一、二、三周期長周期：2、元素周期表探究(1)元素周期表的結構周期：7個共7個橫行短周期：3個第一、二、三周期長周期：4個第四、五、六、七周期元素周期表＜族：16個共18個縱列＜"主族：7個IA?VI1A族副族：7個mB?vhb族,Ib~iib^vm族：1個第8、9、10縱列lo族：1個稀有氣體元素(2)元素周期表的分區①根據核外電子的排布分區按電子排布式中最后填入電子的能級符號可將元素周期表分為s、p、d、f4個區，而IB、HB族這2個縱行的元素的核外電子因先填滿了正出貴能級而后再填充也能級而得名上區。5個區的位置關系如②根據元素的金屬性和非金屬性分區IIIIIIIIIIIIIIII3、元素的對角線規則(1)在元素周期表中，某些族元素與其右下方的族元素(如圖)的有些性質是相似的(如鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過氧化物)，這種相似性被稱為“對角線規則LiBe<WBv、Mg、AlySi(2)處于“對角線”位置的元素，它們的性質具有相似性。實例分析：①鋰和鎂的相似性A、鋰與鎂的沸點較為接近：元素LiNaBeMg沸點/c1341881.424671100B、鋰和鎂在氧氣中—時只生成對應的氧化物，并且Li?。和MgO與水反應都十分緩慢。占燃 占燃4Li+Ch三二2Li2。、2Mg+Ch二二2MgO。C、鋰和鎂與水的反應都十分緩慢，并且生成的氫氧化物難溶于水,附著于金屬表面阻礙反應的進行。D、鋰和鎂都能直接與氮氣反應生成相應的氮化物Li3N和Mg3N2.E、鋰和鎂的氫氧化物在加熱時，可分解為Li?。、H2O和MgO、H2OoF、在堿金屬的氟化物、碳酸鹽和磷酸鹽中，只有鋰鹽是難溶于水的,相應的鎂鹽也」^溶于水。②被和鋁的相似性A、鉞與鋁都可與酸、堿反應放出氫氣，并且鍍在濃硝酸中也發生一鈍化。B、二者的氧化物和氫氧化物都既能溶于強酸又能溶于強堿溶液：A1(OH)3+3HC1=AlCb+3H2。 ,A1(OH)3+NaOH= NaAQ+ZHzO:Be(OH)2+2HC1=BeCh+ZFW，Be(OH)2+2NaOH=NazBeCh+ZH)。。C、二者的氧化物AI2O3和BeO的熔點和硬度都很高。D、BeCL和A1CL都是共價化合物，易升華。③硼和硅的相似性A、自然界中B與Si均以化合物的形式存在。B、B與Si的單質都易與強堿反應，且不與稀酸反應：2B+2KOH+2H,O=2KBCh+3H2T,Si+2KOH+H,O= QSiCh+ZH2t 。C、硼烷和硅烷的穩定性都比較差，且都易水解。D、硼和硅的鹵化物的熔、沸點比較低，易揮發，易水解。解題技巧：根據原子結構特征判斷元素在元素周期表中的位置電子排布式啰耳價電子排布式逑至7JS2，中,?6元素的分區|一川人~\1|電子排布式啰耳價電子排布式逑至7JS2，中,?6元素的分區|一川人~\1|人(外圍電子數=族序數)P區一'—0族(排滿)(n-Dd10^1-2-ds區f(7i-l)d'-9IIIB?\口B(外圍電子數=族序數)zjs1〃S-二、元素周期律(―)原子半徑1、影響原子半徑大小的因素(1)電子的能層數：電子的能層越多，電子之間的排斥作用使原子半徑增大。(2)核電荷數：核電荷數越大，核對電子的吸引作用就越大，使原子半徑減小。2、原子半徑的遞變規律(1)同周期：從左至右，核電荷數越大，半徑越小。(2)同主族：從上到下，核電荷數越大，半徑越大。3、原子或離子半徑的比較方法(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子,原子大于陽離子,低價陽離子——于高價陽離子。例如：r(C\~)>r(C\),r(Fe)>r(Fe2+)>/tFe3+)o(2)能層結構相同的離子：核電荷數越瓦，半徑越小。例如：^02")>z<F")>r(Na+)>r(Mg2+)>7tAP+)o(3)帶相同電荷的離子：能層數越多，半徑越大。例如：r(Li+)<r(Na*)</<K+)^ztRb+)<rtCs+),/YO2^<r(S2~)<(Se2")<r(Te2-k(4)核電荷數、能層數均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較可K+)與4Mg2+),可選*Na+)為參照，”K+)>kNa+)>*Mg2+)。解題技巧：粒子半徑比較的一般思路(1)“一層”：先看能層數，能層數越多，一般微粒半徑越大。(2)“二核"：若能層數相同，則看核電荷數，核電荷數越大，微粒半徑越小。(3)“三電子”：若能層數、核電荷數均相同，則看核外電子數，電子數多的半徑大。(二)元素的電離能1、元素第一電離能的概念與意義⑴概念①第一電離能：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能行叫做第一電離能，符號：_J1o②逐級電離能：氣態基態一價正離子再失去一個電子成為氣態基態二價正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會更加困難，因此同一原子的各級電離能之間存在如下關系： (2)意義：可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。第一電離能數值越二L，原子越容易失去一個電子；第一電離能數值越.大，原子越難失去一個電子。2、元素第一電離能變化規律第一電離能/(kJmoL)02468101214161820222426283032343638525456原子序數每個周期的第一種元素的第一電離能_^4,最后一種元素的第一電離能最大，即一般來說，隨著核電荷數的遞增，元素的第一電離能呈_增大趨勢。(2)同一族，從上到下第一電離能逐漸減小。3、電離能的應用(1)根據電離能數據，確定元素原子核外電子的排布及元素的化合價。如Li：h?I2<l3,表明Li原子核外的一個電子排布在兩個能層上(K、L能層)，且最外層上只有一個電子，易失去一個電子