第7章 s区和p区元素
(ⅠA): ns1
(ІІA): ns2
电金原 离属子 能性半 、、径 电还增 负原大 性性 减增 小强
lithium
sodium potassium rubidium
caesium
beryllium
magnesium calcium strontium barium
francium
radium
原子半径减小 金属性、还原性减弱 电离能、电负性增大
2KO2 2H2O 2KOH H2O2 O2
● 与CO2的作用 Li2O + CO2
Li2CO3
2 Na2O2 + 2CO2
2 Na2CO3 + O2(g)
4 KO2 + 2 CO2
2 K2CO3 + 3 O2(g)
● 与矿石一起熔融分解矿物
2(FeO Cr2O3 ) 7Na2O2 熔融Fe2O3 4Na2CrO4 3H2O
4Sb 2S5
24OH-
3SbO
34
5SbS34-
12H 2O
Sb 2S5 3S2- 2SbS34-
876 962
离子性增强
(2) 颜色：一般无色或白色 (3) 溶 解 度：碱金属盐类一般易溶于水；碱 土金属盐类除卤化物、硝酸盐外多数溶解度 较小。
7.2 卤素的化合物
第七主族元素（包括氟、氯、溴、碘和砹）总称 为卤素，其中砹是放射性的元素。外层电子结构 ns2np5，其电负性较大，极易获得一个电子变成－1 价的阴离子。卤素能与活泼的金属结合生成离子化 合物，还几乎能与所有的非金属结合成共价化合物。 F是电负性最大的元素，其在化合物中只有－1价， 而其它卤素除有－1价外，还有＋1，＋3，＋5和＋ 7价。
氧化碱溶（Na2S2） SnS Na 2S2 Na 2SnS3 As 2S3 3Na2S2 2Na3AsS4 S
Sb2S3 3Na2S2 2Na3SbS4 S
碱溶（用 NaOH 或 Na2S ）
SnS2
As2S3 As2S5 Sb 2S3 Sb 2S5
2SnS 2
6OH-
2SnO
23
元素 Li 颜色 深红
波长/nm 670.8
Na K Rb 黄 紫 红紫
589.2 766.5 780.0
Cs 蓝
455.5
Ca Sr Ba 橙红 深红 绿
714.9 687.8 553.5
7.1.1 氧化物
(1) 多样性
正常氧化物(O2-) 过氧化物(O22-) 超氧化物(O2-)
1s 2 2s 2 2 p8 KK(σ 2s )2 (σ * 2s )2 (σ 2 p )2 ( 2 p )4 (π * 2 p )4
第7章 s区和p区元素
7.1 碱金属和碱土金属的化合物 7.2 卤素的化合物 7.3 氧族元素的化合物 7.4 氮族元素的化合物 7.5 碳族和硼族元素的化合物
S区元素在周期表中的位置
p区元素在周 期表中的位置
7.1 碱金属和碱土金属的化合物
碱金属 (alkalin metals) 碱土金属 (alkalin earth metals)
7.3.1 过氧化氢 俗称双氧水，用途最广的过氧化物。 结构
H 95o52’
O
96Oo52'
96o52’ H
93o51’
H
H 孤对电子
1. 弱酸性
H2O2
HO2– + H+ ,
K1 = 2.2 × 10–12, K2 ≈ 10－25
H2O2 + Ba(OH)2
BaO2 + 2 H2O
2.不稳定性（由于分子中的特殊过氧键引起） 高纯 H2O2 在不太高的温度下还是相当稳ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ的，
氢氟酸能与二氧化硅或硅酸盐反应，生成气态 的四氟化硅。
7.2.2 卤化物 除了氮、氖和氩，周期表中所有元素都能生成
卤化物。关于卤化物的离子型和共价型的变化， 请大家自己看书。
已知弱碱性的金属卤化物遇水能发生水解，非 金属的卤化物溶于水时，也能发生强烈的水解， 水解产物往往是卤素原子与水中的氢结合成氢卤 酸，另一些原子与水中的氢氧根结合成含氧酸。
● 介质：在碱性介质中的分解速率远比在酸性介质中快.
为了阻止分解，常采取的防范措施：市售约为 30 % 水溶液，用棕色瓶装，放置在避光及阴凉处，有 时加入少量酸 Na2SnO3 或 Na4P2O7 作稳定剂 。
3. 氧化还原性 有关的电势图如下
E
θ A
/V
O2
0.682V n =1
H2O2
1.77V n =1
K O2 KO2
2KNO3 10K 6K2O N2
MCO 3 MO CO 2 (g)
(3) 化学性质
● 与 H2O 的作用 (生成对应的碱)：
M 2IO H 2O 2MOH (Li Cs剧烈程度 )
MIIO H2O M(OH)2 (BeO除外)
Na 2O2 2H2O 2NaOH H2O2
生成的氢气能自燃.
Li
Na
K
●碱土金属被水氧化的反应为:
M(s) + 2 H2O (l)→ M+(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g) 钙、锶、钡与水的反应远不如相邻碱金属那
样剧烈，镁和铍在水和空气中因生成致密的氧
化物保护膜而显得十分稳定.
Ca
(3) 焰色反应 (flame reaction) 碱金属和碱土金属的化合物在无色火焰中燃烧时， 会呈现出一定的颜色，称为焰色反应 (flame reaction). 可以用来鉴定化合物中某元素的存在，特别是在野外.
卤素结合电子的能力很强，都是强氧化剂，氟是 最强的氧化剂。
7.2.1 氢卤酸 卤素与氢直接化合生成卤化氢HX，卤化氢的
水溶液叫做氢卤酸，氢卤酸能离解出氢离子和卤 素离子，因而酸性和卤素离子的还原性是其主要 特征。
氢卤酸的还原能力依次增强，HF最弱，HI最强； 除氢氟酸外都是强酸，其他的依次（HCl，HBr， HI）增强。
例如 90 % H2O2 在 325 K 时每小时仅分解 0.001 %. 它的分解与外界条件有密切关系：
● 温度： 2H2O2(l) > 426 K 2H2O(l) + O2(g) , DrHm= - 195.9 kJ•mol-1
● 杂质：重金属离子Fe2+、Cu2+等以及有机物的混入； ● 光照：波长为 320~380 nm 的光可促使分解；
氢氧化物碱性的强弱以及是否具有两性按照离 子势（Φ）的数据判断，Φ是离子的电荷Z与离子 半径r的比值，即Φ＝Z/r。
Φ值越大，静电引力越强，碱以酸式离解为主， 相反则以碱式离解为主：
ROH ROH
R＋＋OH－，碱式离解 RO－＋H＋，酸式离解
0.22 0.22 0.32
金属氢氧化物是碱性 金属氢氧化物是两性
（不溶于水）
（可溶于水）
MnO2 Na 2O2 熔融 Na 2MnO4
（不溶于水）
（可溶于水）
熔矿时要使用铁或镍制坩埚，陶瓷、石英和铂制坩 埚容易被腐蚀. 熔融的 Na2O2 与棉花、硫粉、铝粉等 还原性物质会爆炸,使用时要倍加小心。
7.1.2 氢氧化物
氢氧化物的强碱性是碱金属和碱土金属性质的重 要特点。碱金属氢氧化物易溶于水，在水中全部离 解而形成强碱，CsOH是最强的碱。碱土金属氢氧 化物的碱性弱于碱金属氢氧化物的碱性。
2 Na2CrO4 + 4 H2O
H2O2 + PbS(黑)
PbSO4 (白) + H2O
● 用作还原剂
5 H2O2 + 2 MnO-4 + 6 H3O+
2 Mn2+ + 5 O2 + 14 H2O
7.3.2. 金属硫化物 颜色：(大多数为黑色，少数需要特殊记忆)
SnS 棕，SnS2 黄，As2S3 黄，As2S5 黄，Sb2S3橙， Sb2S5橙，MnS 肉，ZnS 白，CdS 黄 易水解, 最易水解的：Cr2S3，Al2S3
Li2O BeO
Na2O2 MgO
KO2 CaO
RbO2 SrO
CsO2 Ba2O2
Li2O Gc2-706-18.12
Na2O2
镁 带 的 燃 烧
KO2
(2) 与水作用 ●碱金属被水氧化的反应为:
2 M(s) + 2 H2O (l) → 2 M+(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g) 钠和钠下方的同族元素与水反应十分激烈，过程中
0.32 金属氢氧化物是酸性
7.1.3盐类化合物 重要盐类：卤化物、硝酸盐、硫酸盐、碳酸盐
(1) 键型和晶型：绝大多数是离子型晶体，但锂和铍 的某些盐有一定的共价性.由于Be2+极化力强， BeCl2的共价性非常明显.
BeCl2 MgCl2 CaCl2 SrCl2 BaCl2
熔点 / ℃ 405 714 782
SnS
23
3H 2O
SnS 2
S2-
SnS
23
As 2S3
6OH-
AsO
33
AsS
33
3H 2O
As 2S3
3S2-
2AsS
23
4As 2S5
24OH-
3AsO
34
5AsS
34
12H 2O
As 2S5
3S2-
2AsS
34
Sb 2S3
6OH-
SbO
33
SbS33-
3H 2O
Sb 2S3 3S2- 2SbS33-
SnS
4HCl
SnCl
24
元素知识
s区元素的单质均为金属晶体；p区元素的中间部分，其单质的晶体结构较为复杂，有的为原子晶体，有的是过渡型(链状或层状)晶体，有的为分子晶体。
周期系最右方的非金属和稀有气体则全部为分子晶体。
总的来看，同一周期元素的单质，从左到右，一般由典型的金属晶体经过原子晶体、层状晶体或链状晶体等，最后过渡到分子晶体。
同一族元素单质由上而下，常由分子晶体或原子晶体过渡到金属晶体。
副族元素单质均为金属晶体.表9-5 主族及零族元素单质的晶体类型ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 零一H2分子晶体He分子晶体二Li金属晶体Be金属晶体B原子晶体C金刚石原子晶体石墨片状结构晶体富勒烯碳原子簇分子晶体N2分子晶体O2分子晶体F2分子晶体Ne分子晶体三Na金属晶体Mg金属晶体Al金属晶体Si原子晶体P白磷为分子晶体黑磷为层状结构晶体S斜方硫、单斜硫为分子晶体弹性硫为链状结构晶体Cl2分子晶体Ar分子晶体四K金属晶体Ca金属晶体Ga金属晶体Ge原子晶体As黑砷为分子晶体灰砷为层状结构晶体Se红硒为分子晶体灰硒为链状结构晶体Br2分子晶体Kr分子晶体五Rb金属晶体Sr金属晶体In金属晶体Sn灰锡为原子晶体白锡为金属结构晶体Sb黑锑为分子晶体灰锑为层状结构晶体Te灰碲链状结构晶体I2分子晶体Xe分子晶体六Cs金属晶体Ba金属晶体Tl金属晶体Pb金属晶体Bi层状结构晶体(近于金属晶体)Po金属晶体At金属晶体(具有某些金属性)Rn分子晶体单质的晶体结构和物理性质表9-5列出了主族及零族元素单质的晶体类型。
可以看出：s区元素的单质均为金属晶体；p区元素的中间部分，其单质的晶体结构较为复杂，有的为原子晶体，有的是过渡型(链状或层状)晶体，有的为分子晶体。
周期系最右方的非金属和稀有气体则全部为分子晶体。
总的来看，同一周期元素的单质，从左到右，一般由典型的金属晶体经过原子晶体、层状晶体或链状晶体等，最后过渡到分子晶体。
同一族元素单质由上而下，常由分子晶体或原子晶体过渡到金属晶体。
高中化学-s区和p区元素
s区和p区元素化学引言Introduction of the Chemistry of s and p Elements周期系中的主族元素（the elements in the main subgroups）即为s区和p区元素。
每一周期（period）以两种s区元素开始，后面是六种p区元素（第一周期例外，只有两种元素）。
一、原子半径（Atomic Radii）、电离势（Ionization Energy）、电子亲和能（Electron Affinity）和电负性（Electronegativity）的周期性变化（见第七章）二、s和p区元素的氧化态（Oxidation State of s and p Element）1．外层s和p轨道之间的能量差The Energy Difference (eV) of the Outer s and p Orbital in the Main Subgroups 2nd period Li Be B C N O F Ne1.92.8 4.6 5.3 6.0 14.9 20.4 26.83rd period Na Mg Al Si P S Cl Ar2.1 2.7 4.5 5.2 5.6 9.8 11.6 12.54th period K Ca Ga Ge As Se Br Kr-- 5.9 6.7 6.8 10.4 12.0 13.25th periodIn Sn Sb Te I Xe 5.2 5.8 6.6 8.8 10.1 - 6th periodTl Pb Bi Po At Rn(7)(9)(10)(12)(16)-(1) 同一周期元素的最高氧化态的稳定性从左到右降低，这是由于s 和p 轨道之间的能级差增大，因此失去n s 2电子的机会减少，例如第三周期：ΔE 3s ～3p ：Si(5.2eV)，P(5.6eV)，S(9.8eV)，Cl(11.6eV)∴ ----4243444ClO SO O P SiO 、、、的稳定性从左到右降低(2) ΔE 3s ～3p ＜ΔE 4s ～4p ＞ΔE 5s ～5p 可以解释实验上发现如下稳定性序列：PCl 5＞AsCl 5＜SbCl 5，SF 6＞SeF 6＜TeF 6，-4ClO ＞-4BrO ＜-4IO(3) ΔE 6s ～6p 的值特别大，所以6s 2电子很难参与形成化学键，这种效应称为“6s 2惰性电子对效应”（inert 6s pair effect ）2．通常周期系中奇数族元素的氧化数为奇数，偶数族元素的氧化数为偶数+3+5+7+1, 1En sn pEn sn p+4+6+2, 2三、s 和p 区元素的配位数（Coordination Numbers of s and p Elements ）1．Fluoro and oxy complexes of selected elements) 2nd period -24BeF-4BF4CF +4NF3rd period -36AlF -26SiF -6PF 6SF+6ClF4th period -36GaF -26GeF-6AsF6SeF2nd period -33BO-23CO -3NO3rd period -44SiO -34PO-24SO-4ClO4th period -44GeO -34AsO -24SeO -4BrO5th period-86SnO-76SbO-66TeO-56IO-46XeO主族元素从上到下，配位数增大；同种元素与不同配体配位，配体体积越小，配位数越大。
无机化学s区和p区元素
概述
共性： (1) 热稳定性 含氧酸稳定性差，大多只能存在于水溶 液中，至今未制得游离纯酸。 (2) 氧化性 对同一元素不同氧化态而言，低氧化态的 氧化能力强（需要断的Cl-O键少）。 ① 在酸性介质中的氧化性一般都远大于的碱性介质中 的氧化性，说明含氧酸的氧化性强于盐。 ② 许多中间氧化数的物质如XO-、X2， 存在歧化反应 的可能性。 （3）酸性 HClO是很弱的酸，HClO3是强酸，接近于 盐酸和硝酸，HClO4是已知含氧酸中最强的酸。
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浓硫酸配成稀硫酸时,应将浓硫酸慢慢倒入水中，并不断搅
拌。 冷浓硫酸不与铁、铝等金属作用，这是因为在冷的浓硫酸 中，铁、铝表面生成一层致密的保护膜保护了金属，使之 不与硫酸继续反应，这种现象称为钝化，所以可用铁、铝 制的器皿盛放浓硫酸。 稀硫酸基本无氧化性、吸水性和脱水性。 大多数硫酸盐为无色结晶，易溶于水，但PbSO4，BaSO4， SrSO4和CaSO4微溶于水，其中BaSO4溶 解度最小。
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氧化还原性
θ /V A
O2
0.682V n 1
H 2 O2
1.229V n=2
1.77V n 1
H2 O
氧化性强，还原性弱，是一种“清洁的”氧化剂和还原剂 。 过氧化氢的使用依赖于其氧化性，不同浓度的过氧化氢 具有不同的用途：一般药用双氧水的浓度为 3% ，美容用品 中双氧水的浓度为 3 （ 6） % ，试剂级双氧水的浓度为 30% ，浓度在 90% 以上的双氧水可用于火箭燃料的氧化剂，若 90%以上浓度的双氧水遇热或受到震动就会发生爆炸。 过氧化氢：漂白剂、消毒剂、氧化剂
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7.3.5 浓硫酸
《原子物理学》(褚圣麟)第七章 原子的壳层结构
第7章 原子的壳层结构
第7章 原子的壳层结构
１．按周期表排列的 元素，原子序数＝核 外电子数＝质子数或 原子核的电荷数。
５．每个周期从金属 元素开始到惰性气体 为止。表中左下部大 半是金属，右上半部 分是非金属。
２．共有七个周期，每 个周期元素２、８、８、 １8、１８、３２、２8。
３．有过渡族 元素和稀土元 素。 ４．竖的称为 列或族，有８ 个主族和８个 副族。
第7章 原子的壳层结构
1.泡利不相容原理
这是一条实验规律,它的内容是:在同一个原子中,一个 被(n, ,m,ms)四个量子数表征的态中只能有一个电子；或 者说, 同一个原子中,不可能有两个或两个以上的电子处在 同一个状态；也可以说，不可能有两个或两个以上的电子 具有完全相同的四个量子数。 推论:1. 一个原子中,n, ,m ,ms这四个量子数完全相同 的电子只能有一个。 2.具有相同量子数n, ,m 的电子最多能有两个 ,它们的 第四个量子数ms分别为 1 。
第7章 原子的壳层结构
推论：
原子中各状态能量高低次序
（1） 原子能量的主要部 分： E n 能量越低。 （2 ）
Rhc n
2
Z
2
，n 越小，
考虑内层电子对原子核的屏蔽作用： E nl
Rhc n
2
Z
*2
E是的函数： 减小 ，Z*增加，所以，同一主壳层中 （n相同而不同）E(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)
第7章 原子的壳层结构
原子处于基态时，核外电子的排布情况 第一周期 1.H 2.He 1s1 1s2
第7章 原子的壳层结构
第二周期
1s 2s 2p
电子排布
电子排布本页我们将了解使用s、p、d标记书写电子排布式的方法。
在阅读本页之前你必须知道一些关于原子轨域的简单内容(原子轨域的名称和它们间能量的高低)。
如果你希望了解单离子(Cl-, Ca2+ , Cr3+等)电子排布式的书写，请点击页面的底部的链接。
重要! 如果你尚未阅读原子轨域这一章，建议你在继续本章内容之前，先了解原子轨域的相关内容。
原子的电子排布轨域填充与元素周期的关系大部分A'level教纲只要求书写从氢(H)到氪(Kr)的电子排布式, 但也有要求从氢写到钡(Ba)的教纲。
钡之后的镧系元素将出现f轨域——这超出了A'level的范围。
除了查阅教纲之外，你还可以看一看以前的试卷，以判断你会遇到哪些题目。
上图是简化后的元素周期表，本页将详细说明表中元素电子排布式的书写方法、演示几个大原子电子排布式的书写。
重要! 如果你需要查阅教学大纲(英文原站)，请点击此链接。
第一周期氢唯一的电子位于1s轨域——1s1，氦的第一能级是满的——1s2.第二周期接着是向第二能级填充电子，元素表的第二周期由此开始。
2s轨域的能量低于2p轨域，因此锂的电子将进入2s 轨域。
锂的电子排布为1s22s1。
铍向同一轨域填入第二个电子——1s22s2。
然后轮到2p轨域的填充。
因为所有2p轨域的能量相同，所以电子将尽可能单独的进入轨域。
B 1s22s22px1C 1s22s22px 12py1N 1s22s22px 12py12pz1注意: 我们在这里使用粗体字是为了使轨域的变化醒目，当我们在书写电子排布式时不用将其描粗。
空轨域被占光后，电子只好挤在一起了。
O 1s22s22px 22py12pz1F 1s22s22px 22py22pz1Ne 1s22s22px 22py22pz2随着电子数量的不断增加，电子排布式的书写将变得越来越繁琐。
因此，你需要熟悉二种简写方式。
简写方式1: 能量相同的轨域统一只用一个符号表示。
元素化学—p区元素及其重要化合物
磷的含氧酸及其盐
磷酸盐
溶解性: 所有的磷酸二氢盐都易溶于水，而磷酸氢盐和正盐除了K+、 Na+、NH4+离子的盐外，一般不溶于水。 水解性: Na3PO4水解呈较强的碱性pH＞12 ；Na2HPO4水溶液呈弱 碱性pH= 9～10，而NaH2PO4的水溶液呈弱酸性pH= 4～5。
磷的含氧酸及其盐
分析上常用此反 应检定溶液中有
无 Mn2+ 离子
基 础 化 学
卤族元素
周期表中元素的分区
IA
0
1
IIA
IIIA IVA VA VIA VIIA
2
3
IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB
(3) 活泼性在Cu之后：
2AgNO3
2Ag + 2NO2 + O2
NO3-、NO2- 的鉴定
NO2-的鉴定 Fe2++NO2-+HAc → Fe3++NO +H2O+2Ac[Fe(H2O)6]2++NO → [Fe(NO)(H2O)5]2+ (棕色) + H2O
NO3-、NO2- 的鉴定
NO3-的鉴定 3Fe2++NO3-+4H+ → 3Fe3++NO +2H2O [Fe(H2O)6]2++NO → [Fe(NO)(H2O)5]2+ (棕色) + H2O
亚硝酸盐比较稳定，特别是碱 金属和碱土金属亚硝酸盐。
2HNO2 N2O3 + H2O NO + NO2 + H2O
蓝色
棕色
s区和p区元素总结
2-
H＋
Sn
β - H 2SnO 3 (s,白)
不溶于酸或碱
15
8. 如何制备硫代锡酸盐？如何区别SnS和PbS?
SnS S 2 SnS 3
区 元 素 复 习
S
2 2
SnS 2 S
2
SnS 3
2
9. 如何配置SnCl2溶液？ 称取SnCl2固体，加入少量盐酸；加水稀释至刻度， 加Sn粒保护。 2 Sn H 2O Cl Sn(OH )Cl H 10. 如何鉴定Sn2+ 溶液？
(2)NO中含有微量的NO2;
2NO2 2NaOH NaNO3 NaNO2 H 2 O
无 机 化 学 电 子 教 案
(3)溶液中微量的NH4+离子。 用热的硝酸和盐酸的混合物氧化NH4+离子成N2 或NOx。 或者 NH NO2 N 2 2 H 2O 4
18
Sn Sn
2 2
无 机 化 学 电 子 教 案
2HgCl Hg 2 Cl
3
2
4Cl 4Cl
-
Hg 2 Cl 2 (s, 白 ) SnCl 2Hg(l, 黑 ) SnCl
26
26
-
2
Sn
2
2 Fe
3
Sn
4
2Fe
2-
2
9
6.指出 BF3的大π键类型，BF3水解产物与BCl3水解 产物有何不同？比较BF3、 BCl3、 BBr3的Lewis酸性。
区 元 素 复 习
S
BF3为
，
从BF3到BBr3的大π键越来越弱，因此酸性越来越
元素周期表的分区
5、f区： 包括镧系与锕系；
价电子层(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2
说明： 由于最外层电子数基本相同，
(n-1)d电子数也基本相同，一般是(n2)f的电子数不同，因此镧系元素化 学性质相似；锕系元素化学性质也相 似。
小结：原子的电子构型和元素的分区
②价电子总数=副族序数;
若价电子总数为8、9、10，则为Ⅷ族。
注意：有元素在d区但并不符合(n-1)d1-
9ns1-2规则，如：46Pd 4d10。
说明： 核外电子的排布规律只是经验总结，并不是
所有元素都一定符合。
4、ds区： 含ⅠB与ⅡB共两族两列； 价电子层为 (n-1)d10ns1或2
特点： ①价电子总数=所在的列序数
S 区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元 素。 除H外，其余为活泼金属。
p区元素：最外层电子构型从ns2np1~ns2np6的元素。 即IIIA~VIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元 素都在p区。 d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层电 子数皆为1~2个，均为金属元素，性质相似。 ds区元素:包括IB族和IIB族元素，最外层电子数 皆为1~2个，均为金属元素 。
②除H外，都是金属元素
2、p区：含ⅢA至ⅦA及零族共六族六列；
价电子层为ns2 np1-6(n≥2) ,
特点：①价电子总数=主族序数（零族除外）
②以非金属元素为ⅢB至ⅦB和Ⅷ族共六族八列
(镧系和锕系属f区)； 价电子层为(n-1)d1-9ns1-2
特点：①均为金属元素；
元素周期表的分区
元素周期表的五个分区
ⅠA
中级无机化学[第七章元素与元素性质的周期性]-山东大学期末考试知识点复习
第七章元素与元素性质的周期性1．周期表与元素周期表的分区：按原子最后一个电子占据的轨道,周期表中元素可分为5个区。
s区的价电子构型为ns1～2，p区的价电子构型为ns2np1～6,d区的价电子构型为(n-1）d1～9ns1～2，ds区的价电子构型为(n—1)d10ns1～2,f区的价电子构型为（n —2）f0～14(n—1)d0～2ns2。
构造原理:基态多电子原子的电子填充原子轨道的一般次序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p 构造原理的前提条件是连续轨道间具有较大的能级差，而电子间的排斥作用相对较小。
对于d区元素与f区元素，由于价轨道间能级差较小，当电子间排斥作用超过轨道间能级差时，原子的价电子构型就会出现提前到达全满、半满的不符合构造原理的特殊构型。
通常,亚层轨道为全满或半满时比较稳定。
2．原子性质的周期性（1)原子半径一般规律：同一族元素，从上到下原子半径依次增大；同一周期主族元素,从左到右原子半径依次减小.镧系收缩：从镧到镥，原子半径和三价离子半径逐渐减小。
镧系收缩造成镧系后第三系列过渡元素的原子半径比一般的增大幅度小，与第二系列过渡同一族元素的原子半径接近.d电子也具有较差的屏蔽效应，造成d区元素半径收缩.原子半径存在不同的类型，主要有金属半径、离子半径、共价半径、van der Waals半径,使用时需要注意。
(2）电离能元素第一电离能的一般规律：同一族元素，从上到下逐渐减小；同一周期元素，从左到右大体上依次增大。
元素第一电离能最小的元素为周期表左下角的Cs，元素第一电离能最大的元素为周期表右上角的He.该规律一般可用的变化规律来解释。
原子有效核电荷Zeff(3)电子亲和能电子亲和能的周期性变化比较复杂，变化趋势不很清晰。
粗略的规律为：同一周期元素,从左到右原子电子亲和能依次增大，这可用原子有效核电荷Z的变化规律来解释。
原子结构与元素周期表-周期表分区
５s1-2
4d1-85s2
4d105s1-2
5s25p1-5
5s25p6
６
32
６s1-2
4f1-146s2 5d1-106s2
5d106s1-2
6s26p1-5
6s26p6
ds区元素
价层电子排布是 ，即次外层d轨道是 的，最外层s轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，称为ds区，它包括 族，处于周期表d区和p区之间。它们都是 ，也属过渡元素。
副族元素：
②族序数：外围电子（价电子）总数决定
（n-1）d+ns的电子总数=纵行数 族序数=价电子总数个位数
第Ⅷ族：价电子总数为8~10
【归纳拓展】
1. 区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。 2.价电子特征排布 s区： d区： ds区： p区：
(n－1)d10ns1～2
充满
ⅠB和ⅡB
金属
ⅠA
元素周期表的分区简图
0
1
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
2
p区
3
s区
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
4
d区
ds区
5
6
7
镧系
f区
锕系
最后1个电子填充在f轨道上，价电子构型是：（n－2）f0～14ns2,或 (n – 2)f0～14 (n－1)d0～2ns2，它包括镧系和锕系元素（各有14种元素）。
四
18
ⅢA
1
p
ⅢA～ⅦA族、0族
4.已知某原子的电子排布式是 1s22s22p63s23p63d104s24p1 (1) 该元素的原子序数是多少？ (2) 该元素属第几周期？ 第几族？是主族元素还是过渡元素？ (3) 写出该原子的价电子排布图。