原子結構與元素性質

原子的電子排布與周期的划分

ns1 \(\rightarrow\) ns2np6（第一周期除外）

鹼金屬 稀有氣體

每個周期的第一個元素的最外層總是1個電子，最后一個元素的原子最外層總是8個電子。元素周期系的形成是由於元素的原子核外的電子排布發生周期性的重復。觀察周期表，發現周期表中周期序數等於該周期中元素的能層數。

由於隨着核電荷數的遞增，電子在能級里的填充順序遵循構造原理，元素周期系的周期不是單調的，每一周期里元素的數目不總是一樣多，而是隨着周期序號的遞增漸漸增多。因而，我們可以把元素周期系的周期發展形象的比喻成螺殼上的螺旋。

原子的電子排布與族的划分

周期表上元素的“外圍電子排布”簡稱“價電子層”，這是由於這些能級上的電子可在化學反應中發生變化,這些電子稱為價電子。每個族序數與價電子數相等。

族序數與價電子數的關系

主族元素：族序數=原子的最外層電子數=價電子數。

副族元素：

大多數族序數

=(n-1)d+ns的電子數

=價電子數

處於非金屬三角區邊緣的元素常被稱為半金屬或准金屬。

元素周期律

元素性質隨核電荷數遞增發生周期性的遞變,稱為元素周期律。

元素性質的周期性變化是由元素原子核外電子排布周期性變化決定的。

原子半徑

⑴兩個決定因素

①電子的能層數

②核電荷數

⑵規律:

隨着原子序數的遞增，原子半徑發生周期性變化。

同周期元素，從左到右,原子半徑逐漸減小。

同主族元素，從上到下，原子半徑逐漸增大。

⑶比較原子或離子半徑的一般方法:

①先看電子層數

電子層數越多，原子半徑一般越大，

②若電子層數相同，再看核電荷數

核電荷數越大，原子半徑越小

③電子層數相同，核電荷數也相同則看核外電子數，核外電子數多的半徑大

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量叫做第一電離能。
意義：衡量元素的原子失去一個電子的難易。

規律：隨着核電荷數遞增，元素的第一電離能呈現周期性變化

同周期：從左到右，趨於變大

同主族：從上到下，逐漸減小

Q : 為什么第ⅡA主族元素的第一電離能較同周期第ⅢA主族元素第一電離能大？

A : 硼\(2s^22p^1\)易失去一個p電子成為2s2較穩定結構。而鈹\(2s^2\)全充滿較穩定結構，失電子需要較大能量。

Q : 為什么第VA主族元素的第一電離能較同周期第VIA主族元素第一電離能大？

A : 氧易失去一個電子變成\(2p^3\)半充滿較穩定結構，而氮已是\(2s^22p^3\)較穩定結構較難失去一個p電子

電負性

⑴概念

鍵合電子：元素相互化合時，原子中用於形成化學鍵的電子。

電負性：是不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。

⑵意義：電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大，元素非金屬性越強。

⑶標准：以氟為4.0作為相對標准

⑷規律：隨着原子序數的遞增,元素原子的電負性呈現周期性變化

同周期,從左到右,元素原子的電負性增大

同主族,從上到下,元素原子的電負性減小

⑸應用:

1、判斷元素金屬性和非金屬性的強弱

金屬的電負性一般小於1.8，非金屬的電負性一般大於1.8，而位於非金屬三角區邊界的“類金屬” (如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。

2、判斷化學鍵的類型

一般認為，\(\Delta\)電負性＞1.7，形成離子鍵，$\Delta $電負性＜1.7，形成共價鍵

3、判斷化合物中元素化合價的正負

電負性大的元素顯負價

電負性小的元素顯正價