1、第二节 原子结构与元素的性质一、原子结构与元素周期表（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表1、元素周期律（1）定义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律（2）实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。2、元素周期系定义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。3、元素周期表 （1）含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。（2）元素周期系与元素周期表的关系：注：（1）门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号（2）原子序数是按照元素核电荷数由小
2、到大的顺序给元素编号而得到的序数。（3）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数（二）构造原理与元素周期表1、元素周期表的结构：（1）周期（七横七周期，三短四长）从上到下类别各周期原子的电子层数各周期最多容纳的元素种类数同周期内原子序数变化规律第一周期短周期12依次递增 左 右第二周期28第三周期38第四周期长周期418第五周期518第六周期632（含镧系15种元素）第七周期732（含锕系15种元素）（2）族（十八纵行十六族，七主八副一0）列数123456789101112131415161718类别主族副族第VIII族副族主族0族名称IAIIAIIIBIVBVBVIBVIIB第VIII族IBI
3、IBIIIAIVAVAVIAVIIA0族注：电子层数=周期序数；主族元素族序数=原子最外层电子数2、根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系： 各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束),中间按照构造原理依次排满各能级。而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数，具体数据如下：3、原子核外电子排布与族的关系族按族分类价层电子排布式价层电子数特点I A主族ns11族序数=最外层电子数=价层电子数Ans22Ans2np13IVAns2np24VAns2np35Ans2np46Ans2np57B副族(镧系、
4、锕系除外)(n-1)d1-10ns1-23价层电子数=族序数B4VB5VIB6VIIB7I B11（n-1）d轨道为全充满状态，族序数=最外层ns轨道上的电子数B12族(n-1)d6-10ns0-28族第1列元素的价电子数=族序数族第2列元素的价电子数为9族第3列元素的价电子数为1091000族1s2或ns2np6(n1)2或8为原子轨道全充满的稳定结构小结：对于主族和0族元素而言，价层电子数=ns能级上的电子数或ns+np能级上的电子总数 对于副族（镧系和锕系除外）和第VIII族而言，价层电子数=(n-1)d+ns能级上的电子总数4、元素周期表的分区（1）按电子排布分区按核外电子排布式中最后
5、填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第B族除外)分为s、p、d、f 4个区，而第IB族、第B族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。这5个区的位置关系如图所示。各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别分区元素位置价层电子排布式元素种类及性质特点s区IA族、A族ns1-2原子的核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金属元素(H除外),为碱金属元素和碱土金属元素p区AA族及0族ns2np1-6(He除外)原子的核外电子最后排布在np能级(He为s能级)上，为非金属元素和少数金属元素d区BB族(镧系、锕系除外) 以及族(n-1)d1-9ns1-2(P
6、d除外)为过渡金属元素，原子的核外电子最后排布在(n-1)d能级上，d轨道可以不同程度地参与化学键的形成ds区IB族、B族(n-1)d10ns1-2为过渡金属元素，核外电子先填满(n-1)d能级而后再填充ns能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成f区镧系和锕系(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质相似（2）按金属元素与非金属元素分区金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外),线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内
7、(如图)。金属与非金属交界处元素的性质特点在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为半金属或类金属(一般可用作半导体材料) 。 5、对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为对角线规则，如图所示。 二、元素周期律（一）原子半径1、影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数。2、影响方式：注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。3、微粒半径大小比较（1
8、）同种元素的微粒：阴离子原子阳离子；低价离子高价离子（2）电子层数越多，半径越大（一般情况下）；特例：碱金属元素的原子半径比其下一周期的大多数非碱金属元素的原子半径要大（3）电子层数相同时，原子序数越小，半径越大，即“序小径大”（二）电离能 1、第一电离能（1）定义：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。（2）符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJmol-1（3）意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。（4）变化规律一般规律：同周期：随原子序数的递增而增大；
9、同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有气体元素；第一电离能最大的元素是氦。同主族：随原子序数的递增而减小特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高，其电离能数值较大。 例如：第IIA族第IIIA族； 第VA族第VIA族过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。2、逐级电离能（1）含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为 M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能) M+(g)=M2+
10、(g)+e- I2(第二电离能)M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能)（2）变化规律同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1 I2 I3当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化3、电离能的应用（1）推断元素原子的核外电子排布例如：Li的逐级电离能I1 I2 I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子（2）判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。（3）
11、判断元素的金属性、非金属性强弱I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外); I1越小，元素的金属性越强。（三）电负性1、键合电子: 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子2、电负性（1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 （2）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 （3）大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。（4）变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。 金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯（5）应
12、用判断元素的金属性或非金属性强弱I、金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大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。 注：不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准II、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。判断化学键的类型 I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。 II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。 判断元素的化合价I、电负性小的元素易呈现正价II、电负性大的元素易呈现负价解释对角线规则利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。（6）电负性与第一电离能的关系电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
