人教版高中化学全册必背章节知识清单及练习第一章原子结构与性质(带详解)

第一章原子结构与性质

第一节原子结构一、能层与能级1、能层(1)含义：根据核外电子的不同，将核外电子分为不同的能层(电子层)。(2)序号及符号：能层序号一、二、三、四、五、六、七……分别用K、L、M、N、O、P、Q……表示，其中每层所容纳的电子数最多为个。(3)能量关系：能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为<E(L)<<£(N)<E(O)<E(P)。2、能级(1)含义：根据多电子原子的同一能层的电子的 也可能不同，将它们分为不同。(2)表示方法：分别用相应能层的和字母s、p、d、f等表示，如n能层的能级按能量由 到的排列顺序为“s、理、诅、〃f等。3、能层、能级与最多容纳的电子数能层(〃)―■二二四五六七符号KLMNoPQ能级1s2s2p3s3P3d4s4p4d4f5s最多电子数22626102610142 281832 2〃2由上表可知：(1)能层序数该能层所包含的能级数，如第三能层有个能级。(2)s、p、d、f各能级可容纳的最多电子数分别为、、、的2倍。(3)原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数是(〃为能层的序数)。二、基态与激发态原子光谱1、基态原子与激发态原子(1)基态原子：处于状态的原子。(2)激发态原子：基态原子能量，它的电子会跃迁到能级，变成态原子。2、光谱(1)光谱的成因及分类|形成吸.光谱I修成发射光漕I (2)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的来鉴定

元素，称为光谱分析。三、构造原理与电子排布式1、构造原理(1)含义以事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入的顺序称为构造原理。(2)不意图每个小圈表示一个能级各圆圈间连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电广填入能级的顺序(2)不意图每个小圈表示一个能级各圆圈间连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电广填入能级的顺序每一行对应一个能层2、电子排布式将 上所容纳的电子数标在该能级符号,并按照能层从左到右的顺序排列的式子。如氮原子的电子排布式为:|能层昌ls22s22p,能级上容纳' K 电字数例：根据构造原理，写出下列基态原子的核外电子排布式①2He：;②8。：；@ioNe：；@14Si：；@i8Ar：；⑥19K：;©21SC：:⑧26Fe：o四、电子云与原子轨道1、概率密度1913年，提出氢原子模型，电子在 上绕核运行。量子力学指出，一定空间运动状态的电子在核外空间各处都可能出现，但出现的不同，可用概率密度S)表示，即p=g尸表示电子在某处出现的；V表示该处的体积)。

2、电子云(1)定义：处于一定空间的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。，表示(2)含义：用单位体积内小黑点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率大小，小黑点越—概率密度越，表示(3)形状(1)概念：量子力学把电子在原子核外的一个称为一个原子轨道。(2)形状①s电子的原子轨道呈 形，能层序数越,原子轨道的半径越序数越序数越能级符号nsnp〃dnf轨道数目13574、原子轨道与能层序数的关系(1)不同能层的同种能级的原子轨道形状，只是半径o能层序数〃越.原子轨道的半径越。如：它们互相同一原子的s电子的电子云轮廓图 (2)S能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道,它们互相垂直，分别以p.r、P「pz表示。在同一能层中pcRv、pz的能量 »

⑶原子轨道数与能层序数5）的关系：原子轨道数目=。五、泡利原理、洪特规则、能量最低原理（-）原子核外电子的排布规则1、泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳个电子，它们的自旋,常用上下箭头（T和1）表示自旋相反的.2、电子排布的轨道表示式（电子排布图）8。的轨道表示式如下：（）叵o»」山Is2s2p例：根据上面回答下列问题：（1）简并轨道：相同的原子轨道。（2）电子对：同一个原子轨道中，自旋方向的一对电子。（3）单电子：轨道中若只有一个电子，则该电子称为单电子。（4）自旋平行：的单电子称为自旋平行。（5）在氧原子中，有对电子对，有个单电子。（6）在氧原子中，有种空间运动状态，有种运动状态不同的电子。3、洪特规则（1）内容：基态原子中，填入的电子总是先单独分占，且自旋平行。⑵特例：在简并轨道上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有的能量和 的稳定性。'全充满：p6、dQf14相对稳定的状态，全空：P°、d。、f«、半充满：p\d\0如：24Cr的电子排布式为为半充满状态，易错写为Is22s22P63s23P63d44s2。4、能量最低原理⑴内容：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据的原子轨道，使整个原子的能量最（2）因素：整个原子的能量由（2）因素：整个原子的能量由和 三个因素共同决定O注意：书写轨道表示式时，常出现的错误及正确书写•田国王□（违背能量最低原理）一回田二.回（违背泡利原理） -同•it”।i（违背洪特规则）（二）核外电子的表示方法•1”“i（违背洪特规则）（二）核外电子的表示方法电子排布式与轨道表示式的比较

电子排布式含义用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的 ,这就是电子排布式意义能直观反映出核外的电子层、能级及各能级上的电子数实例K： 简化电子排布式含义为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加 表示意义避免书写电子排布式过于繁琐实例K： 轨道表示式含义每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个 意义能直观反映出电子的排布情况及电子的 状态实例Is2s 2p 3s 3p国也11"旧用lulHI11Al：熟记第四周期未成对电子数规律未成对电子数及其占据的原子轨道元素符号及价电子排布14sK：4sleu： 3dSc：3dzs24pGa：4s24p1,Br： 23dTi：3d24s2,Ni： 4PGe：4524P2,Se：4s24P“33dV；3d34s2,Co： 4pAs：4s24P343dFe： 53dMn：3d54s263d和4sCr：3d54sl第二节原子结构与元素的性质一、原子结构与元素周期表(-)元素周期律、元素周期系和元素周期表1、元素周期律：元素的性质随元素原子的递增发生 递变。2、元素周期系：元素按其原子递增排列的序列。3、元素周期表：的表格，元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。4、三张有重要历史意义的周期表(1)门捷列夫周期表：门捷列夫周期表又称周期表，重要特征是从第 周期开始每个周期截成截，第族分族,第族称为过渡元素。(2)维尔纳周期表维尔纳周期表是,每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、锢系和铜系，各有各的位置，同族元素,它确定了前个周期的元素种类。(3)玻尔元素周期表玻尔元素周期表特别重要之处是把21〜28、39〜46等元素用框起，这说明他已经认识到，这些框内元素的原子新增加的是填入的，他已经用原子结构解释元素周期系了，玻尔元素周期表确定了第周期为种元素。(二)构造原理与元素周期表1、元素周期表的基本结构(1)周期元素种数的确定第一周期从开始，以结束，只有两种元素。其余各周期总是从能级开始，以结束，从ns能级开始以〃p结束递增的(或电子数)就等于每个周期里的元素数目。周期〜〃P电子数元素数目-'1S1~2——二2sL22PL6 —一3sL23PL6——四4sl23dLi04PL6——五5sr24d',05pR6——六6sL24Pl454LIO6P「6——七7sL25Pl46d「107P「6——(2)元素周期表的形成若以一个方格代表一种元素，每个排一个横排，并按s、p、d、f分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表：单独列出，将与p段末端对齐，则得到书末的元素周期表:

2、元素周期表探究2、元素周期表探究(1)元素周期表的结构周期：7个共7个横行•元素周期表周期：7个共7个横行•元素周期表4长周期：4个第四、五、六、七周期”主族：7个IA〜VDA族族：16个共18个纵列＜副族：7个IHB〜族：16个共18个纵列＜W族：1个第8、9、10纵列、。族：1个稀有气体元素(2)元素周期表的分区①根据核外电子的排布分区按电子排布式中最后填入电子的符号可将元素周期表分为s、p、d、f4个区，而IB、IIB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了能级而后再填充迫能级而得名 区。5个区的位置关系如下图所示。ill 万IIL-\l\A\A\lA\llA勿勿lOBABVfflIBdsHB 亘区区②根据元素的金属性和非金属性分区金属元素区勿勿lOBABVfflIBdsHB 亘区区②根据元素的金属性和非金属性分区金属元素区(1)在元素周期表中，某些(1)在元素周期表中，某些3、元素的对角线规则族元素与其右下方的族元素(如图)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“ '实例分析:(2)处于“对角线”位置的元素，它们的实例分析:(2)处于“对角线”位置的元素，它们的具有相似性。①锂和镁的相似性A、锂与镁的沸点较为接近:元素LiNaBeMg沸点/℃1341881.424671100B、锂和镁在氧气中时只生成对应的氧化物，并且LizO和MgO与水反应都十分缓慢。占燃 点燃4Li+O2^^2Li2O,2Mg+O2^^=2MgO。C、锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物溶于水，附着于金属表面阻碍反应的进行。D、锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物Li3N和Mg3N2.E、锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为U2O、H2O和MgO、H2OoF、在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是溶于水的，相应的镁盐也 溶于水。②被和铝的相似性A、钺与铝都可与酸、碱反应放出,并且被在浓硝酸中也发生 化。B、二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：A1(OH)3+3HC1=,Al(OH)3+NaOH=；Be(OH)2+2HCl=,Be(OH)2+2NaOH=»C、二者的氧化物AI2O3和BeO的熔点和硬度都很高。D,BeCb和A1CL都是共价化合物，易o③硼和硅的相似性A、自然界中B与Si均以化合物的形式存在。B,B与Si的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应：2B+2KOH+2H2。=,Si+2KOH+H2O=.C、硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易。D、硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低，易挥发，易水解。解题技巧：根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置

|一|11人~\]1人(外围电子数=族序数)元素的分区“S-〃pl_6fp区一1—0族（排满）（IB：（n—Dd^ws1（〃一1）4°7小〜2fds区f111B：（H-l）d10ns2rIIIB〜\UB（外围电电子排布式啰耳价电子排布式逑至一（“一Ddl~9"Sj2fd区—1子数=族序数）I\n电子排布式啰耳价电子排布式逑至二、元素周期律(―)原子半径1、影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的作用使原子半径 。(2)核电荷数：核电荷数越,核对电子的吸引作用就越，使原子半径o2、原子半径的递变规律(I)同周期：从左至右，核电荷数越,半径越。(2)同主族：从上到下，核电荷数越,半径越 。3、原子或离子半径的比较方法(1)同种元素的离子半径：阴离子于原子，原子于阳离子，低价阳离子于高价阳离子。例如：r(Cl)>r(Cl).r(Fe)>r(Fe2)>rCFe3)«(2)能层结构相同的离子：核电荷数越,半径越«例如：r(O2")>r(F")>r(Na+)>r(Mg2+)>r(AI3+)o(3)带相同电荷的离子：能层数越,半径越。例如：r(Li+)<r(Na+)<7<K')r(Rb+)<r(Cs+),«O2-)V«S2-)(Se2-)<r(Te2-)»(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较MK/)与4Mg2+),可选r(Na+)为参照，r(K)r(Na)r(Mg2*)«解题技巧：粒子半径比较的一般思路(1)“一层”：先看能层数，能层数越，一般微粒半径越o(2)“二核"：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越,微粒半径越.(3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数的半径。(二)元素的电离能1>元素第一电离能的概念与意义(1)概念①第一电离能：电中性原子失去一个电子转化为 正离子所需要的叫做第一电离能，符号：.②逐级电离能：气态基态价正离子再一个电子成为气态基态价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加,因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：……(2)意义：可以衡量元素的原子一个电子的程度。第一电离能数值越,原子越失去一个电子；第一电离能数值越,原子越失去一个电子。2、元素第一电离能变化规律第一电离能/(kJ-mo-)02468101214161820222426283032343638525456原.了.序数([)每个周期的第一种元素的第一电离能,最后一种元素的第一电离能,即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈 趋势。(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐o3、电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如Li：/|«/2＜小表明Li原子核外的个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去形成阳离子。(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：A越,元素的非金属性越；小越小，元素的金属性越注意：电离能的影响因素及特例(1)电离能数值的大小主要取决于原子的、原子半径及原子的电子构型。(2)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值 ,如稀有气体的电离能在同周期元素中，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第一电离能：IIAIIIA,VAVlAo解题技巧：电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价，如K： 表明K原子易失去一个电子形成+1价阳离子。(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：4越,元素的非金属性越；九越,元素的金属性越o

(三)电负性1、有关概念与意义(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成的电子称为o(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的大小。电负性越的原子，对键合电子的吸引力越。(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为和锂的电负性为作为相对标准。2、递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐,元素的非金属性逐渐、金属性逐渐.(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐,元素的金属性逐渐、非金属性逐渐.3、应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱①金属的电负性一般 1.8,非金属的电负性一般1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如错、睇等)的电负性则在 左右，它们既有金属性，又有非金属性。②金属元素的电负性,金属元素越活泼；非金属元素的电负性,非金属元素越活泼。(2)判断元素的化合价①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力,元素的化合价为。②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力,元素的化合价为=(3)判断化合物的类型两成键元素间电负性差值大于17.通常形成离子键,相应的化合物为两成键元素间电负性差值如H的电负性为2.1,C1的电负性为3.0,C1如H的电负性为2.1,C1的电负性为3.0,C1的电负性与H的电负性之差为3.0—2.1=0.9<1.7,故HC1为共价化合物；如A1的电负性为1.5,C1的电负性与A1的电负性之差为3.0—1.5=1.5<1.7,因此A1CL为共价化合物；同理，BeCL也是共价化合物。注意：电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9,但HF为共价化合物。(四)元素周期律的综合应用1、同周期、同主族元素性质的递变规律性质同一周期(从左到右)同一主族(从上到下)核外电子的排布能层数——最外层电子数1-2或8—

金属性——非金属性——单质的氧化性、还原性氧化性——还原性——最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性——碱性——气态氢化物的稳定性——第一电离能 (但HA>H1A,VA>VIA)—电负性——电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系非金属性逐渐增强第一电离能、电负性逐渐增大第稀有气体元素

非金属性逐渐增强一电离能电负性增大-财第一电离能、电负性逐渐增大第稀有气体元素

非金属性逐渐增强一电离能电负性增大-财J渐工逐第一电离能、电负性减小金屈性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强注意：第一电离能：1IA>IIIA,VA>VIA.第一章原子结构与性质第一节原子结构一、能层与能级1、能层(1)含义：根据核外电子的能量不同,将核外电子分为不同的能层(电子层)。(2)序号及符号：能层序号一、二、三、四、五、六、七……分别用K、L、M、N、O、P、Q……表示，其中每层所容纳的电子数最多为2疗个。(3)能量关系：能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为£(K)<E(L)<E(M)<E(N)<E(O)VE(P)<£(0).2、能级(1)含义：根据多电子原子的同一能层的电子的能量也可能不同,将它们分为不同能级。(2)表示方法：分别用相应能层的序数和字母s、p、d、f等表示，如〃能层的能级按能量由低到高的排列顺序为〃s、迎、nd,nf等。3,能层、能级与最多容纳的电子数能层(〃)―■二二四五六七符号KLMNoPQ能级1s2s2p3s3P3d4s4p4d4f5s最多电子数226261026101422818322/由上表可知：(1)能层序数等于该能层所包含的能级数,如第三能层有个能级。(2)s、p、d、f各能级可容纳的最多电子数分别为」_、」、_匚、7的2倍。(3)原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数是，为能层的序数)。二、基态与激发态原子光谱1基态原子与激发态原子(1)基态原子：处于最低能量状态的原子。(2)激发态原子：基态原子吸收能量,它的电子会跃迁到较高能级,变成激发态原子。2、光谱(1)光谱的成因及分类|形成吸.光谱II形成发新光周 (2)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。三、构造原理与电子排布式I、构造原理⑴含义以光谱学事实为基础,从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。(2)示意图将能级上所容纳的电子数标在该能级符号右上角，并按照能层从左到右的顺序排列的式子。如氮原子的电子排布式为：|能层'IsZ%，rJ能级上容纳 K、加电字数威］ 例：根据构造原理，写出下列基态原子的核外电子排布式TOC\o"1-5"\h\z①2He： Is?；②8。： Is22s22d」 ：(3)ioNe： Is22s22P6 :④ii： 卜入”二味23P2；(DisAr： Is22s63s々I/1:⑥i<)K： Is22s22p63s23P64sl:©2iSc：」s22s22P63s23P63dl4s2 ；⑧26Fe： 1S22s22P63s23P63d64s2 。四、电子云与原子轨道1、概率密度1913年，玻尔提出氢原子模型,电子在线性轨道上绕核运行。量子力学指出，一定空间运动状态的电子在核外空间各处都可能出现，但出现的概率不同,可用概率密度⑺表示，即2=$P表示电子在某处出现的概率；V表示该处的体积)。

2、电子云(1)定义：处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。(2)含义：用单位体积内小黑点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率大小，小黑点越密，表示概率密度越大。(3)形状原子轨道(3)形状原子轨道(I)概念：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。⑵形状①s电子的原子轨道呈球形,能层序数越大，原子轨道的半径越大。②D电子的原子轨道呈一哑铃②D电子的原子轨道呈一哑铃形,能层序数越大，原子轨道的半径越大。能级符号nsnpndnf轨道数目13574、原子轨道与能层序数的关系(I)不同能层的同种能级的原子轨道形状相同，只是半径不同,能层序数"越大，原子轨道的半径越大。如：Is2s 3s 4s同一原子的，电子的电子云轮廓图 (2)s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别以p.x、p.y、pz表示。在同一能层中px、py＞等的能量相同。⑶原子轨道数与能层序数5)的关系：原子轨道数目=n2o五、泡利原理、洪特规则、能量最低原理(-)原子核外电子的排布规则1、泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子,它们的自旋相反，常用上下箭头(T和1)表示自旋相反的电子。2、电子排布的轨道表示式(电子排布图)8。的轨道表示式如下：O叵叵＜」山Is2s2p例：根据上面回答下列问题：(1)简并轨道：能量相同的原子轨道。(2)电子对：同一个原子轨道中，自旋方向相反的一对电子。(3)单电子： -个原子轨道中若只有一个电子,则该电子称为单电子。(4)自旋平行：箭头同向的单电子称为自旋平行。(5)在氧原子中，有3对电子对,有2个单电子。(6)在氧原子中，有5种空间运动状态,有8种运动状态不同的电子。3、洪特规则(1)内容：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占,且自旋平行。(2)特例：在简并轨道上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。'全充满：p6、dQf14相对稳定的状态，全空：P°、d。、f«、半充满：p\d\0如：aCr的电子排布式为为2s22P63s23P63d仪1,为半充满状态，易错写为Is22s22P63s23P63d44s2。4、能量最低原理(1)内容：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道,使整个原子的能量最低。(2)因素：整个原子的能量由核电荷数、电子数和电子状态三个因素共同决定。注意：书写轨道表示式时，常出现的错误及正确书写•rnititii(违背能量最低原理)一周.回(违背泡利原理) ►QJ]•it”।i(违背洪特规则)-_____斤日_)・皿口(违背洪特规则)一^f1 (二)核外电子的表示方法电子排布式与轨道表示式的比较

电子排布式含义用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的血巡，这就是电子排布式意义能直观反映出核外的电子层、能级及各能级上的电子数实例K： Is22s22P63s23P64sl简化电子排布式含义为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示意义避免书写电子排布式过于繁琐实例K： fAr14sl轨道表示式含义每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子意义能直观反映出电子的排布情况及电子的「I旋状态实例Is2s 2p 3s 3p向向山面:lulHI11Al：熟记第四周期未成对电子数规律未成对电子数及其占据的原子轨道元素符号及价电子排布14sK：4s'.Cu： 3d。4sl3dSc：3d'4s24pGa：4s24PlBr： 4s24P523dTi：3d24s2,Ni： 3d84s24pGe：4524P2,Se：4s24P“33dV：3d34s2,Co： 3d74s24pAs：4s24P343dFe： 3d64s253dMn：3d54s263d和4sCr：3d54sl第二节原子结构与元素的性质一、原子结构与元素周期表(-)元素周期律、元素周期系和元素周期表1、元素周期律：元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。2、元素周期系：元素按其原子核电荷数递增排列的序列。3、元素周期表：呈现周期系的表格,元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。4、三张有重要历史意义的周期表(1)门捷列夫周期表：门捷列夫周期表又称周期表，重要特征是从第四周期开始每个周期截成两截，第1〜7族分主副族,第_A_族称为过渡元素。(2)维尔纳周期表维尔纳周期表是特长式周期表，每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、翎系和钢系，各有各的位置，同族元素上下对齐，它确定了前五个周期的元素种类。(3)玻尔元素周期表玻尔元素周期表特别重要之处是把21〜28、39〜46等元素用方框框起,这说明他已经认识到，这些框内元素的原子新增加的电子是填入内层轨道的,他已经用原子结构解释元素周期系了，玻尔元素周期表确定了第六周期为32种元素。(二)构造原理与元素周期表1、元素周期表的基本结构(1)周期元素种数的确定第一周期从」艮_开始，以Is?结束,只有两种元素。其余各周期总是从ns能级开始,以nD结束,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目。周期MS〜〃p电子数元素数目—■ls''222二2s「22p「688三3sL23PL688四4s「23d「r。4PL61818五5sL24dLi05PL61818六6sL24f「I45d「io6P「63232七7s「25?146dL叼p「63232(2)元素周期表的形成

2、元素周期表探究(1)元素周期表的结构周期：7个共7个横行短周期：3个第一、二、三周期长周期：2、元素周期表探究(1)元素周期表的结构周期：7个共7个横行短周期：3个第一、二、三周期长周期：4个第四、五、六、七周期元素周期表＜族：16个共18个纵列＜"主族：7个IA〜VI1A族副族：7个mB〜vhb族,Ib~iib^vm族：1个第8、9、10纵列lo族：1个稀有气体元素(2)元素周期表的分区①根据核外电子的排布分区按电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表分为s、p、d、f4个区，而IB、HB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了正出贵能级而后再填充也能级而得名上区。5个区的位置关系如②根据元素的金属性和非金属性分区IIIIIIIIIIIIIIII3、元素的对角线规则(1)在元素周期表中，某些族元素与其右下方的族元素(如图)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LiBe<WBv、Mg、AlySi(2)处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性。实例分析：①锂和镁的相似性A、锂与镁的沸点较为接近：元素LiNaBeMg沸点/c1341881.424671100B、锂和镁在氧气中—时只生成对应的氧化物，并且Li?。和MgO与水反应都十分缓慢。占燃 占燃4Li+Ch三二2Li2。、2Mg+Ch二二2MgO。C、锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物难溶于水,附着于金属表面阻碍反应的进行。D、锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物Li3N和Mg3N2.E、锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为Li?。、H2O和MgO、H2OoF、在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是难溶于水的,相应的镁盐也」^溶于水。②被和铝的相似性A、钺与铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且镀在浓硝酸中也发生一钝化。B、二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：A1(OH)3+3HC1=AlCb+3H2。 ,A1(OH)3+NaOH= NaAQ+ZHzO:Be(OH)2+2HC1=BeCh+ZFW，Be(OH)2+2NaOH=NazBeCh+ZH)。。C、二者的氧化物AI2O3和BeO的熔点和硬度都很高。D、BeCL和A1CL都是共价化合物，易升华。③硼和硅的相似性A、自然界中B与Si均以化合物的形式存在。B、B与Si的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应：2B+2KOH+2H,O=2KBCh+3H2T,Si+2KOH+H,O= QSiCh+ZH2t 。C、硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易水解。D、硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低，易挥发，易水解。解题技巧：根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置电子排布式啰耳价电子排布式逑至7JS2，中,〜6元素的分区|一川人~\1|电子排布式啰耳价电子排布式逑至7JS2，中,〜6元素的分区|一川人~\1|人(外围电子数=族序数)P区一'—0族(排满)(n-Dd10^1-2-ds区f(7i-l)d'-9IIIB〜\口B(外围电子数=族序数)zjs1〃S-二、元素周期律(―)原子半径1、影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。2、原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小。(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大。3、原子或离子半径的比较方法(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳离子——于高价阳离子。例如：r(C\~)>r(C\),r(Fe)>r(Fe2+)>/tFe3+)o(2)能层结构相同的离子：核电荷数越瓦，半径越小。例如：^02")>z<F")>r(Na+)>r(Mg2+)>7tAP+)o(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li+)<r(Na*)</<K+)^ztRb+)<rtCs+),/YO2^<r(S2~)<(Se2")<r(Te2-k(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较可K+)与4Mg2+),可选*Na+)为参照，”K+)>kNa+)>*Mg2+)。解题技巧：粒子半径比较的一般思路(1)“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。(2)“二核"：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。(3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。(二)元素的电离能1、元素第一电离能的概念与意义⑴概念①第一电离能：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行叫做第一电离能，符号：_J1o②逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系： (2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越二L，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。2、元素第一电离能变化规律第一电离能/(kJmoL)02468101214161820222426283032343638525456原子序数每个周期的第一种元素的第一电离能_^4,最后一种元素的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈_增大趋势。(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。3、电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如Li：h«I2<l3,表明Li原子核外的一个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去一个电子