新人教化学 选修3 第1章 第2节 原子结构与元素的性质

第二节 原子结构与元素的性质 一、元素周期表的编排原则 1.将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。 2.把最外层电子数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。 二、周期表的结构

周期：具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排成一个横行。 主族：由短周期和长周期元素共同构成的族。 副族：仅由长周期元素构成的族。 三、各周期元素数目与相应能级组的原子轨道关系 周期 元素数目 相应能级组中原子轨道 电子最大容量 一 2 1s 2 二 8 2s 2p 8 三 8 3s 3p 8 四 18 4s 3d 4p 18 五 18 5s 4d 5p 18 六 32 6s 4f 5d 6p 32 七 26(未完) 7s 5f 6d(未完) 未满 四、原子结构与元素位置的关系 1.核外电子排布与族序数之间的关系 可以按照下列方法进行判断：按电子填充顺序由最后一个电子进入的情况决定，具体情况如下：

(3)进入(n－1)d ①(n－1)d1～5为ⅢB～ⅦB⇒族数＝[(n－1)d＋ns]电子数 ②(n－1)d6～8为Ⅷ ③(n－1)d10为ⅠB、ⅡB⇒族数＝ns的电子数

④进入(n－2)f4f——La系元素5f——Ac系元素ⅢB 2.纵列与族的关系 纵列序数 1 2 3 4 5 6 7 8～10 族 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ族 纵列序数 11 12 13 14 15 16 17 18 族 ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0族 3.族序数与价电子数的关系 (1)主族(ⅠA～ⅦA)和副族ⅠB、ⅡB的族序数＝原子最外层电子数(ns＋np或ns)。 (2)副族ⅢB～ⅦB的族序数＝最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。 (3)零族：最外层电子数等于8或2。 (4)Ⅷ族：最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。若之和分别为8、9、10，则分别是Ⅷ族第1、2、3列。 五、各区元素特点 包括的元素 价电子排布 化学性质

s区 ⅠA、ⅡA ns1～2 除氢、氦外，都是活泼金属元素

p区 ⅢA～ⅦA、零族 ns2np1～6 随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱

d区 ⅢB～ⅦB、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 均为金属。由于d轨道都未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成

ds区 ⅠB、ⅡB (n－1)d10ns1～2 均为金属。d轨道充满电子，因此d轨道一般不再参与化学键的形成

f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 镧系元素的化学性质非常相近，锕系元素的化学性质也非常相近 六、判断微粒半径大小的规律 1.同周期，从左到右，原子半径依次减小。 2.同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 3.阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)r(S)4.电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 5.不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。 特别提醒 在中学要求的范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小 “一看”能层数：当能层数不同时，能层越多，半径越大。 “二看”核电荷数：当能层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三看”核外电子数：当能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 七、电离能 1.第一电离能 (1)每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势。 (2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。 2.逐级电离能 (1)原子的逐级电离能越来越大 首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。 (2)金属元素原子的电离能与其化合价的关系 一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见价态。如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为＋1，而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为＋2、＋3。 八、元素电负性的应用 1.元素的金属性和非金属性及其强弱的判断 (1)金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 (2)金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 (3)同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。 (4)电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角。 2.化学键的类型的判断 一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差小于1.7，它们之间通常形成共价键。

图1 (1)上表中的实线是元素周期表的部分边界，请在表中用实线补全元素周期表的边界。 (2)元素甲是第三周期、第ⅥA族元素，请在下边方框中按氦元素(图1)的式样，写出元素甲的原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量和最外层电子排布。 (3)元素乙的3p亚层中只有1个电子，则乙原子半径与甲原子半径比较：______>______；甲、乙的最高价氧化物水化物的酸性强弱为：______>______(用化学式表示)。 (4)元素周期表体现了元素周期律，元素周期律的本质是原子核外电子排布的________，请写出元素在元素周期表中的位置与元素原子结构的关系： ________________________________________________________________________。 解析 (1)略 (2)因甲位于第三周期、第ⅥA族，则应是硫元素，答案为

(3)因乙元素的3p亚层只有一个电子，即其电子排布式为1s22s22p63s23p1，即乙元素是Al，其原子半径大于硫，甲、乙的最高价氧化物对应水化物分别为H2SO4和Al(OH)3，显然酸性前者强于后者。 (4)元素周期律的本质是核外电子排布的周期性变化。因此元素周期表不是随意设定的，并且元素在周期表中的位臵与原子结构密切相关，元素的周期数即为原子核外电子层数；元素所在主族数即为原子结构的最外层电子数。 答案 (1) (2) (3)Al S H2SO4 Al(OH)3 (4)周期性变化 元素的周期数即为原子核外电子层数，元素的主族序数即为原子结构的最外层电子数

本题考查元素周期律及元素周期表的有关知识，综合性较强，解答本题的关键是掌握元素在周期表中位臵、结构、性质三者之间的关系以及同一周期元素性质的递变规律。可根据元素性质的递变规律体会周期表中不同位臵的元素具有不同的结构，所以应该具有不同的性质。 不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一数值x来表示，若x越大，则原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。下面是某些短周期元素的x值： 元素 Li Be B C O F x值 0.98 1.57 2.04 2.53 3.44 3.98

元素 Na Al Si P S Cl x值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16

(1)通过分析x值的变化规律，确定N、Mg的x值范围： ______(2)推测x值与原子半径的关系是 ________________________________________________________________________。 (1) 某有机物结构式为：

，在S—N中，你认为共用电子对偏向谁？__________(写原子名称)。 (4)经验规律告诉我们当成键的两原子相应元素电负性的差值Δx>1.7时，一般为离子键，当Δx<1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键的类型是____________。

(5)预测元素周期表中，x值最小的元素位置____________(放射性元素除外)。 解析 由所给数据分析知：同周期，从左到右x值逐渐增大；同主族，从上到下，x值逐渐减小，则(1)同周期中x(Na)同理：2.53主族)中，x值越大，其原子半径越小。(3)对比周期表中对角线位臵的x值可知：x(B)>x(Si)，x(C)>x(P)，x(O)>x(Cl)，则可推知：x(N)>x(S)，故在S—N中，共用电子对应偏向氮原子。(4)查表知：AlCl3的Δx＝1.55<1.7，又x(Br)(5)根据递变规律，x值最小的应为Cs(Fr为放射性元素)位于第六周期ⅠA族。 答案 (1)0.93 1.57 2.53 3.44 (2)x值越小，半径越大 (3)氮 (4)共价键 (5)第六周期ⅠA族

归纳总结是学习过程中很重要的一种能力，在做该题时可以先找出x值相差不大的元素，分组比较，x值较大的一组应为非金属元素，x值较小的一组应为金属元素。然后，再对同一组中的元素的x值进行比较找出变化规律。 不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。