化学培优教程物质结构一

1、物质结构（1）元素周期律一、元素周期表 1、元素周期表的结构：（1）排列原则：按原子序数递增顺序从左到右排列；将电子层数相同的元素排列成一个横行；把最外层电子数相同的元素排列成一列（按电子层递增顺序）。（2）周期和族：周期分类及各周期包含元素的种数。周期一二三四五六七元素种数288181832周期分类短周期长周期主族和副族对比； 主族副族定义长短周期共同组成仅由长周期组成表示IA IIAIB IIB个数7个7个还有一个第0族和一个族。2、元素在元素周期表中的位置：（1）周期数等于原子核外电子层数，主族的族序数等于最外层电子数；（2）同族元素的原子序数符合“左上右下”的原则。3、元素周

2、期表的分区：s 区p区d 区ds区f区1)s区元素：最后一个电子填充在s能级上的元素，包括IA族碱金属和A族碱土金属元素。结构特点为：ns1和ns2。它们容易失去1个或2个价电子形成M+或M2+离子,是活泼的金属。2)p区元素：最后一个电子填充在p能级上的元素称为p区元素。包括A一A各族和零族元素。除氦气外它们的结构特点为：ns2np1-8。其中大部分是非金属。3)d区元素：最后一个电子填充在d能级上的元素称为d区元素。包括BB各副族和第族元素，结构的特点为（n-1）d1-8ns1-2（有半充满和全充满等部分特例）；。它们都是过渡元素。每种元素都有多种氧化数。4)ds区元素：最后一个电子填充在

3、d能级并且达到d10状态的元素称为ds区元素。包括IB族和B族元素。结构特点为：（n-1）d10ns1-2。通常也把它们算作过渡元素。5)f区元素：最后一个电子填充在f能级的元素称为f区元素。包括镧系元素和锕系元素，结构特点为：（n-2）f1-14（n-1）d0-2ns2。这些元素由于最外电子层和次外电子层几乎相同，只是倒数第三电子层不同，所以每系各元素的化学性质极为相似。未成对电子数最多的为64Gd钆（4f75d16s2）和96Cm锔（5f76d17s2）。4、金属和非金属的分界线：金属和非金属的分界线有两条。根据这一规律，可推测最多有23种非金属，目前已发现22种。例1近几十年发展起来的关

4、于超重元素核稳定性理论认为：当原子核中质子和中子数目达到某一“幻数”(奇异的、有魔力的数)时，这个核将是特别稳定的。在周期表中铀以前的元素中具有2、8、20、28、50、82个质子或中子的核是特别稳定的，中子数126也是一个重要的幻数。氦、氧、钙、铅的质子数和中子数都是幻数，具有这种双幻数的原子核更为稳定。科学家们用计算机算出下一个具有双幻数的元素将是含114个质子和184个中子的第114号元素X(称为超重元素)。若已知原子结构规律不发生变化，该元素X就是第_周期第_族元素，其最高氧化物的分子式为_，再下一个具有双幻数的超重元素是质子数为164、中子数为318的164号元素Y，它应是第_周期第

5、_族元素。 例22006年3月有人预言，未知超重元素第126号元素有可能与氟形成稳定的化合物。按元素周期系的已知规律，该元素应位于第 周期，它未填满电子的能级应是 ，在该能级上有 个电子，而这个能级总共可填充 个电子。例3迄今已合成的最重元素是112号，它是用高能原子轰击的靶子，使锌核与铅核熔合而得。科学家通过该放射性元素的一系列衰变的产物确定了它的存在，总共只检出一个原子。该原子每次衰变都放出一个高能a粒子，最后得到比较稳定的第100号元素镄的含153个中子的同位素。（1）112号是第几周期第几族元素？（2）它是金属还是非金属？（3）你认为它的最高氧化态至少可以达到多少？（4）写出合成112

6、元素的反应式（注反应式中的核素要用诸如31H、等带上下标的符号来表示，112号元素符号未定，可用M表示）。 例41999年是人造元素丰收年，一年间得到第114、116和118号三个新元素。按已知的原子结构规律，118号元素应是第 周期第 族元素，它的单质在常温常压下最可能呈现的状态是 （气、液、固选一填入）态。近日传闻俄国合成了第166号元素，若已知原子结构规律不变，该元素应是第 周期第 族元素。（5分） 例5有人建议根据“最高价阳离子”电子排布的相似性和差异性来分主副族。例如：S、Cr规定为A族；Se规定为B族。1写出S、Cr、Se最高价阳离子的电子构型；2周期数和每周期元素个数是否发生变化

7、；3新旧周期表中哪些族的元素是统一的（即完全相同）4不同的新的主、副族元素在原周期表的基础上做怎样的变动？二、元素周期律1、随着原子序数的递增，原子核外的电子排布呈周期性的变化： 第一周期 H He 最外层电子数 1 2 第二周期 Li Ne 最外层电子数 1 8 第三周期 Na Ar 最外层电子数 1 8 第四周期 K Kr 最外层电子数 1 82、电离能 气态原子失去一个电子成为一价气态阳离子所需的最低能量称为原子的第一电离能(I1)，即 A(g) = A+(g)+e- H=I1气态A+失去一个电子成二价气态正离子A2+所需的能量为第二电离能(I2)，依次类推。原子的电离能用来衡量一个原子

8、丢失电子的难易程度，电离能特别是第一电离能反映了单个原子失去电子能力的大小。元素的原子电离能越小，说明它越容易失去电子，其金属性越强。 电离能数值的大小，主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子层结构。因此在周期表中，各元素的电离能，特别是第一电离势I1必然也呈周期性变化。一般说来，同一周期的元素电子层数相同，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，核对外层电子的引力增大， 因此越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大。对于同一族来说，最外层的电子数相同，但自上而下，电子层数增多，原子半径增大起主要作用，半径 越大，核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能就越小。因此元素第一电离

9、能的周期性变化也是原子电子层结构周期性变化的必然结果。 (1) 稀有气体的电离能总是处于极大值，而碱金属处于极小值。这是由于稀有气体原子的电子层成全充满，从全充满的电子层移去一个电子是很困难的。(2) 除过渡金属元素外，同一周期元素的I1，基本上随着原子序数的增加而增加，例如HHe、LiNe、NaAr、KKr等等。而同一族元素随原子序数的增加，I1趋于减小，因此周期表左下角的碱金属的第一电离能最小，最容易丢失电子成正离子，金属性最强。周期表右上角的稀有气体元素的I1最大，最不易丢失电子。 (3) 过渡金属元素的第一电离能不规则地随原子序数的增加而增加。(4) 同一周期中，第一电离能的变化具有起

10、伏性，如第二周期由LiNe并非单调上升，Be、N、Ne都较相邻两元素为高，这是由于能量相同的轨道电子填充出现全满，半满或全空等情况。Li的第一电离能最低，由Li到Be随核电荷升高电离能升高，这是由于Be为2s2电子组态。B失去一个电子可得2s22p0的结构，所以B的第一电离能反而比Be低；氮原子有较高的电离能，因它为半充满的2p3的结构；氧原子的电离能又低于氮原子，因失去一个电子可得半充满的2p3组态，Ne为2s22p6的稳定结构，在这一周期中电离能最高。下图表示原子的I1，和I2与原子序数Z的关系。由图中I1I2的曲线可见电离能具有明显的周期性。同一周期元素的I2的变化规律中，也有半充满和全

11、充满的现象出现。它们分别出现在A、A和A。对于多电子原子来说，各级电离能的大小顺序是I1<I2<I3，这是因为离子的电荷正值越大，离子半径越小，失去电子越困难，需要的能量越高。碱金属最外层只有一个电子，很易失去。但若再电离第二个电子就困难了，所以碱金属容易形成一价正离子。碱土金属的I1比碱金属稍大一些，I2仍比较小，其原因和碱金属的I1较小一样，因此碱土金属较易成二价正离子。 同一元素的各级I的数值，若出现“层”的变化，则相差较大。在MgO中，Mg和O的氧化数的确定，除可用I讨论以外，还可由晶格能的大小讨论确定。3、电子亲合能 气态原子获得一个电子成为一价负离子时所放出的能量称为电

12、子亲和能，常用E表示，即 A(g)+e-= A-(g) H=-E电子亲合能的大小涉及(i)核的吸引和(ii)核外电子相斥两个因素。原子半径减小，核的吸引力增大，但电子云密度也大，电子间排斥力增强。一般说来，电子亲合能随原子半径减小而增大，在同一周期中，从左到右电子亲和能增大；在同一族中，从上到下电子亲和能减小。但同一周期和同一族元素都没有严格的单调变化规律。由于负离子的有效核电荷较原子少，电子亲和能的绝对数值一般约比电离能小一个数量级，加之数据测定的可靠性较差，重要性不如电离能。 (1) 同一周期从左到右，随原子序数的增大，电子亲合能E的总趋势是增大的，但是当中性原子具有稳定的半充满或全充满的

13、电子构型时，该元素的电子亲合能明显变小。例如Be、N、Ne、Ca、Mn、Zn、As、Kr，它们的第一电子亲合能都明显变小。这是由于要在半充满或全充满的电子构型上增加一个电子是不容易的。 (2) 同一主族从上到下，一般来说电子亲合能E变小，这可以从半径的变化上来解释，但半径太小时，E1反而变小，例如：E1(F) = -322kJ·mol-1，E1(Cl) = -348.7kJ·mol-1，所以第一电子亲合能最大的元素是Cl，同理，O、N分别比S、P小。(3) 同一副族元素从上到下，电子亲合能大体上是增加的。4、电负性“电负性”概念由Pauling提出，用以量度原子对成键电子吸

14、引能力的相对大小。(1) 同一周期的元素由左向右随着族次增加，电负性增加。对第二周期元素，原子序数每增加一个，电负性值约增加0.5。同一族元素，其电负性随着周期的增加而减小，因此，电负性大的元素集中在周期表的右上角，而小的分布于左下角。Pauling指定F的电负性为4.0左右，这样，2.0就是金属与非金属的分界线。元素HLiBeBCNOF电负性2.11.01.52.02.53.03.54.0元素NaMgAlSiPSClK电负性0.91.21.51.82.12.53.00.8 (2)当A和B两种原子结合成双原子分子AB时，若A的电负性大，则生成分子的极性是A原子带有较多的负电荷，B原子带有较多的

15、正电荷；分子的极性愈大，离子键成分愈高，因此电负性也可看作是原子形成负离子倾向相对大小的量度。 电负性差别大的元素之间的化合物以离子键为主，电负性相近的非金属元素相互以共价键结合，金属元素相互以金属键结合。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。电负性的另一标准为阿罗莱周电负性，它被简单地认为是I1和A的平均值。例6 下列化学键中碳的正电性最强的是（） ACF BC一O CCSi DCCl 例7下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ·mol1)：锂XY失去第一个电子

16、519502580失去第二个电子7 2964 5701 820失去第三个电子11 7996 9202 750失去第四个电子9 55011 600 通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量_。表中X可能为以上13种元素中的(填写字母)_元素。用元素符号表示X和j形成化合物的化学式_。Y是周期表中_族元素。以上13种元素中，_(填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。三、元素基本性质的周期性 1、原子半径一般将原子半径分为三种：共价半径、金属半径、范德华半径。同种元素的两个原子以共价单键连接时(如H2等)，它们核间距离的一

17、半叫做原子的共价半径。如果把金属晶体看成是由球状的金属原子堆积而成的，假定相邻的两个原子彼此是互相接触的，则它们的核间距离(d)的一半就是该原子的金属半径。例如测得金属钠晶体中钠原子之间的核间距离d372Pm，所以钠原子的金属半径r(Na)186Pm。由于原子之间形成共价键时总会发生原子轨道的重叠，所以对于同一元素的原子，一般原子的金属半径比它的单键共价半径大10一15。例如：钠原子在形成气态双原子分子时的单键共价半径为154Pm。因此在使用原子半径数据作比较时，应采用同一套数据。当两个原子之间没有形成化学键而只靠分子间的作用力(范德华力)互相接近则两个原子的核间距离的一半就叫范德华半径。例如

18、稀有气体在低温下形成单原子分子的分子晶体，原子之间没有化学健形成，而只有范德华作用力，因此稀有气体的原子半径不是共价半径而是范德华半径。一般范德华半径比同种元素的单键共价半径大。一般情况下，以单键共价半径作为原子半径，但稀有气体的原子半径为范德华半径。原子半径在周期和族中呈现一定的变化规律：（1）、同周期主族元素：从左到右，原子半径依次减小。（2）、同周期过渡元素：从左到右，原子半径依次减小的趋势减缓，这是电子进入（n-1）d轨道，屏蔽作用增强。（3）、同周期镧系和锕系元素：从左到右，原子半径依次减小的趋势更缓，这是电子进入（n-2）f轨道，屏蔽作用更强。（4）、同主族，从上到下，原子或同价态

19、离子半径均增大。（5）、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(Na)，r(S)<r(S2)。（6）、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)。（7）、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)。（8）、La系收缩结果使镧系以后的元素（第三过渡元素）原子半径与上一周期相应的同族元素（第二过渡元素）原子半径非常接近，镧系内的元素之间也有类似的情况。故性质相似，难分离，自然界共生。2、元素的主要化合价周

20、期表中，同周期的主族元素从左到右，最高正化合价从17(第二周期到5，O和F除外)；最低负化合价从41；除最高正化合价和最低负化合价以外，还有中间价。利用化合价判断原子最外层电子数时, 一定要根据它的最高正价和最低负价。如H2S2O8中H为+1价、S呈最高的+6价，则O的化合价应为6个-2价、2个-1价，即H2S2O8中有一个过氧键。除最高正价外和最低负价外,大多数元素还有其它中间价态。 常见元素的主要化合价如下表：元素IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA最外层电子数1234567最高正价+1+2+3+4+5+6（氧无）+7（氟无）负价氢-1无无-4-3-2-1中间变价无无+1+2+1至+

21、4+2、+4（氧-1）+1、+3、+5注意6s2惰性电子对效应：Hg22+、Tl+、Pb2+的特殊稳定性、Tl3+、PbO2、BiO43-的强氧化性都与此有关。3、元素的性质（1）金属性和非金属性元素的金属性是指其失去电子的能力，也就是还原性，元素的非金属性是指其得到电子的能力，也就是氧化性。元素的金属性和非金属性的强弱可从以下三个方面进行判断：在元素周期表中的位置：同周期从左至右金属性减弱、非金属性增强；同主族从上到下金属性增强、非金属性减弱。这一结果使元素周期表右上角三角区域的元素主要呈现出非金属性。由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线，处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的

22、非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称为半金属或准金属。原子核对最外层电子的引力大小：同周期从左至右原子半径减小、核电荷数增加，原子核对最外层电子的引力增加，得电子时更易得、失电子时更难失；同主族从上到下，原子半径增大，原子核对最外层电子的引力减小，得电子时更难得、失电子时更易失。元素的化学性质：元素的金属性强弱：从其单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度，以及它们的最高价氧化物的水化物氢氧化物的碱性强弱来比较。也可以用金属元素之间的相互置换进行判断。元素的非金属性强弱：从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与氢气反应生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。也可以用非

23、金属元素之间的相互置换进行判断。注意：用非金属元素之间的相互置换判断元素非金属的强弱时，要注意只有呈负价之间的置换才能表现它的非金属性强弱，若是正价之间的置换表现的是它们的还原性，不能由此推断它们非金属性的强弱。（2）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(如下图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。对角线规则可用电负性的大小进行解释：锂的电负性：1.0 镁的电负性：1.2 。锂和镁在过

24、量的氧气中燃烧，不形成过氧化物，只生成正常氧化物；铍的电负性：1.5 铝的电负性 ：1.5 ，两者的氢氧化物都是两性氢氧化物；硼的电负性：2.0 硅的电负性： 1.8 ，两者的含氧酸酸性的强度很接近。例8下列氧化物按其形成的含氧酸酸性递增顺序排列的是A.SiO2CO2SO3P2O5B.SiO2CO2P2O5SO3C.CO2SiO2P2O5SO3D.CO2P2O5SO3SiO2 例9右图中曲线表示原子序数在前20号中的某些连续的元素单质沸点的变化规律(原子序数按递增顺序连续排列)，其中A点表示的元素是( )ASi BA1 CCl DS 例10下列各组元素性质的递变情况错误的是A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B.P、C、Cl元素最高正价依次升高C.N、O、F电