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原子结构与元素周期系（基础班）课件 2024年化学奥林匹克竞赛
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这是一份原子结构与元素周期系（基础班）课件 2024年化学奥林匹克竞赛，共60页。PPT课件主要包含了第一讲原子结构，道尔顿，近代原子理论的提出者，原子核，原子轨道的形状，四个量子数，核外电子的排布，第二讲元素周期系，原子半径在族中变化等内容，欢迎下载使用。
十九世纪初道尔顿创立了化学原子论。
道尔顿原子论认为，物质世界的最小单位是原子，原子是单一的，独立的，不可被分割的，在化学变化中保持着稳定的状态，同类原子的属性也是一致的。
“如果我比我周围的人获得更多的成就的话，那主要不，我可以说，几乎单纯地是由于不懈的努力”。——约翰. 道尔顿
位于曼彻斯特市的道尔顿纪念碑
化学新时代是从原子论开始的，所以道尔顿应是近代化学之父。 ——恩格斯
硅原子STM图像（隧道电子显微镜,可以看到原子的影像）
在19世纪，道尔顿原子论只是一种假说。
进入20世纪，随着电子、质子、中子、放射性、同位素等一系列新发现，人们建立了生动而具体的原子模型。
注：12C原子质量的1/12=1.661×10-27kg 。 原子质量集中在原子核
原子并不是像道尔顿想象的不可分，而是由更小的微粒构成。
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
具有一定核电荷数（等于核内质子数）的原子称为一种元素。
按元素的核电荷数进行排序，所得序号叫做原子序数。背诵1-36号
每一种元素有一个拉丁字母表达的元素符号
：原子符号 Z---质子数； N---中子数； A---质量数 A=Z+N
具有一定质子数和一定中子数的原子称为一种核素。
通常用元素符号左上下角添加数字作为核素符号。
已知的核素品种超过2000种。
α衰变是一种放射性衰变。在此过程中，一个原子核释放一个α粒子（由两个中子和两个质子形成的氦原子核），并且转变成一个质量数减少4，核电荷数减少2的新原子核。
β衰变是一种放射性衰变。在此过程中，一个原子核释放一个β粒子。（电子）
上述过程中①重核减少了8个质子，②重核减少了16个中子，③经过了6次α衰变和4次β衰变，④经过了8次α衰变和6次β衰变，其中正确的是：（ ） A. 只有①和② B. 只有①②和③ C. 只有④ D. 只有①②和④
例2: 全国高中学生化学竞赛（省级赛区）试题 俄国杜布纳实验室宣布用核反应得到了两种新元素X和Y。X是用高能48Ca撞击 Am靶得到的。经过100微秒，X 发生α-衰变，得到Y。然后Y连续发生4次α-衰变，转变为质量数为 268 的第105号元素 Db（钅杜）的同位素。以X和Y的原子序数为新元素的代号（左上角标注该核素的质量数），写出上述合成新元素X和Y的核反应方程式。
288115=284113+4He
例3：全国高中学生化学竞赛（省级赛区） 2009年10月合成了第117号元素，从此填满了周期表第七周期所有空格。117号元素是用249Bk轰击48Ca靶合成的，总共得到6个117号元素的原子，其中1个原子经p次α衰变得到 270 Db后发生裂变；5个原子则经q次α衰变得到281 Rg后发生裂变。用元素周期表上的117号元素符号，写出得到117号元素的核反应方程式（在元素符号的左上角和左下角分别标出质量数和原子序数）。
核裂变:是一个原子核分裂成几个原子核的变化。这些原子的原子核在吸收一个中子以后会分裂成两个或更多个质量较小的原子核，同时放出二个到三个中子和很大的能量，又能使别的原子核接着发生核裂变……，使过程持续进行下去，这种过程称作链式反应。
氢弹利用原子弹爆炸的能量做为“扳机”，将聚变燃料加热至几千万K以上，使之发生自持的聚变反应，在瞬间释放出巨大的能量。氢弹的杀伤破坏因素与原子弹相同，但威力比原子弹大得多。
概念：具有相同质子数，不同中子数同一元素的不同核素互为同位素 。
同位素在自然界的丰度：某种天然同位素原子占该元素原子总数的百分数
例如：氧的同位素16O、17O、18O的原子丰度为99.76 % 、0.04 %和0.20 % 。
通常所说的同位素丰度是指从地壳（包括岩石、水、大气）为取样范围的多样本平均值。
具有一定质子数和一定中子数的原子
天然存在的元素里，各种核素的丰度是固定值。
4. 元素的近似原子量
铼有两种天然同位素，185Re 187Re，1977年测得的相对原子质量和同位素丰度为：184.952977, 37.298%和 186.955765, 62.602%184.952977×37.298%+ 186.955765×62.602%=186.02
二、核外电子 1．核外电子运动状态 电子质量小(9.109×10-31kg)，运动空间范围小（直径约为10-10m），以接近光速、不连续的运行。它的运动具有不确定性，核外电子运动有它的特殊性，将与宏观物质运动不同。
1905年，爱因斯坦提出光子学说，确认光由能量为 hv的光子组成，频率为v的光子的能量为 E = hv，根据质能公式 E = mc2 推出 m = E/c2 其质量 m = E/c2 = hv/(c× vλ) = h/(cλ)光子具有动量 p = mc = (h/cλ)×c= h/λ, 即 p = h/λh为普朗克常数，λ为光波波长，这个式子把光子的粒子性与波动性联系起来。
1924年法国物理学家德布罗意受光子的波粒二象性的启发，提出假设，认为实物微粒（如电子）除了有粒子性外也有波动性，并根据波粒二象性公式预言高速运动电子的波长符合德布罗意关系式。λ=h/p=h/(mv) m是电子的质量，v是电子的速度。
由于当时的实验水平限制，德布罗意的假设不能用实验证明，三年后，汤姆逊通过实验证实了物质波的存在，而且验证了德布罗意关系式的正确性。
1924年，法国物理学家德布罗意首先提出了波粒二象性。说明电子运动没有固定的轨迹。 1927年德国物理学家海森堡提出测不准原理,说明不能把微观粒子和宏观物体同样用经典力学处理 。
由于核外电子运动的二象性，又在原子核外极小的空间（约10－8cm)范围内以极高的速率运动着，所以当时海森堡认为，在同时准确地测定一个运动电子的动量和位置是不可能的，这就是被称为海森堡测不准原理。
测不准原理认为原子内高速运动的电子，不可能有玻尔理论所描述的固定的轨道，微观粒子具有能量量子化、波粒二象性及测不准原理等微观特性，微观粒子的性质具有统计规律，用统计的方法来描述。
对于不能同时确定其位置与时间的事物，我们用概率来描述它的运动方式。
电子云：电子在原子核外空间概率密度分布的形象描述。
我们无法画出电子的运动轨迹。不能预言它在某一时刻究竟出现在核外空间的哪个地方，只能知道它在某处出现的机会有多少。为此，就以单位体积内电子出现几率，即几率密度大小，用小黑点的疏密来表示。
电子云图像中每个小黑点表示电子出现在核外空间中的一次概率（不表示一个电子），概率密度越大，电子云图像中的小黑点越密。
在微观领域，具有波动性的粒子要用波函数Ψ 来描述。 1926年奥地利学者薛定谔在德布罗意关系式的基础上，对电子的运动做了适当的数学处理，提出了二阶偏微分的的著名的薛定谔方程式。这个方程式的解，如果用三维坐标以图形表示的话，就是电子云。
这是一个二阶偏微分方程
波函数Ψ 是空间坐标x、y、z的函数。E是体系的总能量，V是势能，m是粒子的质量，h是普朗克常数。它既包含体现电子粒子性的三个物理量m、E、v，又包含电子波动性的物理量Ψ 。
薛定谔方程式中的Ψ是描写电子运动状态的物理量。 方程求得的解是一个包含三项参数n、l、m和空间坐标x、y、z的函数Ψ（n、l、m、x、y、z) 为了求得能表示电子运动状态的合理解，就要求n、l、m有一定的取值范围。 一组合理的n、l、m取值就是一个确定的波函数Ψ。 n、l、m量子数确定波函数的量子化情况。
量子力学借用经典力学中描述物体运动的轨道的概念，通过波函数Ψ这种数学函数式，描述原子中各种电子运动状态，所以又把波函数叫作原子轨道。波函数Ψ 没有明确的物理意义，但是Ψ 绝对值的平方|Ψ|2有着明确的物理意义。 |Ψ|2：表示空间某处单位体积内电子出现的几率，即几率密度。|Ψ|2的空间图像 就是电子云的空间分布图像。（比Ψ的图像瘦一些）。电子云是从统计的概念出发，对核外电子出现概率密度做形象化的描述。
(1)主量子数（n）—决定电子层
核外电子是分层排步的，离核近的电子能量低；离核远的电子能量高。
n划分：电子能量高低和离核远近不同
n = 1 2 3 4 5 6 7符号 K L M N O P Q
2.描绘核外电子运动的四种状态(四个量子数）
在同一层上运动的电子能量稍有不同，且电子云的形状也不相同，将电子层分为不同的电子亚层。电子亚层用字母：s、p、d、f 表示。同一电子层中的能量：s
K层：n =1, l = 0。 只有一个亚层 ：s亚层（1s）， L层：n =2, l = 0、1。 有二个亚层 ：s亚层，p亚层(2s、2p)。 M层：n =3, l = 0、1、2。 有三个亚层 ：s、p、d亚层（3s、3p、3d）。N层：n =4, l = 0、1、2、3。 有四个亚层 ：s、p、d和f (4s、4p、4d、4f)。 [电子亚层表示法] 用数字和字母同时表示 1s、2p、3d、4f……
l只能取小于n的整数: l =0 1 2 3 4 (n-1) 相应的能级符号： s p d f g
角量子数( l ）。最大值l = n-1。
(3)磁量子数（m）—决定电子云的伸展方向
磁量子数m决定原子轨道在空间的伸展方向。当给定l 时，m的取值为从- l到+l之间的一切整数（包括0在内），即0，±1，±2，±3，…±l，共有2 l+1个取值。即原子轨道在空间有2 l+1种伸展方向。
l = 0，s ： m = 0。只有一种轨道。
l = 1，p ： m = 0、 ± 1。有三种伸展方向。px、py、pz 能量相同。
l = 2，d ： m= 0、 ± 1、 ± 2。 有5种伸展方向：
l = 3，f ：m = 0、 ± 1、 ± 2、 ± 3。有7种伸展方向。
磁量子数 m = 0、±1、±2、±3、 ±l 。
轨道表示法：2px、3dxy、4pz。
有了上述三个量子数，薛定谔方程式的波函数解就可以表示成一个包含空间坐标x、y、z、n、l、m的函数式Ψ（n、l、m、x、y、z)，看成在三维空间该电子的运动区域。n、l、m一组量子数确定了一个原子轨道，它们分别表示了这个原子轨道的离核远近、形状和伸展方向。
(4)自旋量子数（ms）—决定电子自旋状态
电子的自旋用自旋量子数ms表示。ms 的取值有两个，+1/2和-1/2。说明电子的自旋有两种相反的状态，相当于顺时针和逆时针方向。通常用“↑”和“↓”表示。
练习：假定在下列电子的各组量子数中n正确，请指出哪几种不能存在，为什么？（1）n＝1，l＝1，m＝1，ms＝－1。（2）n＝3，l＝1，m＝2，ms＝＋1/2。（3）n＝3，l＝2，m＝1，ms＝－1/2。（4）n＝2，l＝0，m＝0，ms＝0。（5）n＝2，l＝－1，m＝1，ms＝＋1/2。（6）n＝4，l＝3，m＝2，ms＝2。
练习：判断下列说法是否正确（1）s电子绕核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子走8字形。（2）主量子数为1时，有自旋相反的两条轨道。（3）主量子数为3时，有3s，3p，3d和3f四条轨道。
（1）错误，电子运动没有固定轨道，s电子在核外运动电子云图像是一个球体，其剖面图是个圆，而p电子云图是一个纺锤体，其剖面图时8字形。
（2）错误，主量子数为1时，在1s原子轨道中有两个自旋相反的电子。
（3）错误，n=3时，l 只能取0,1,2，所以没有3f。3p在空间有三种不同取向，3d有5种不同的取向，因此，主量子数为3时，有9个原子轨道。
1. 泡利不相容原理： 同一原子中不能有四个量子数完全相同的两个电子。（同一轨道最多容纳两个电子，且自旋方向相反。）
1、每种运动状态的电子只有1个。2、由于每个原子轨道包括两种运动状态，所以每个原子轨道最多只能容纳 2个自旋不同的电子。3、因为 s、p、d、f 各分层中原子轨道数为1、3、5、7，所以各分层中相应最多只能容纳 2、6、10、14、个电子
电子层（n）电子亚层（l）轨道数 电子数 1 1s 12 2×12 2 2s 2p 1+3=22 2×22 3 3s 3p 3d 1+3+5=32 2×32 4 4s 4p 4d 4f 1+3+5+7=42 2×42 n n2 2n2
2. 能量最低原理： 电子在原子轨道上的分布，要尽可能使整个原子的能量最低（即电子将优先占据能量最低的原子轨道，这样的原子处于基态）。
由于其他电子对某一电子的排斥作用而抵消了一部分核电荷，从而使有效核电荷降低，削弱了核电荷对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应。 内层电子对外层电子有排斥作用，使外层电子的能量升高了。特别是d、f电子，如：E3s<
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
E(ns)＜E(n-3)g＜E(n-2)f＜E(n-1)d＜E(np)
第一能级组 1s 第二能级组 2s 2p 第三能级组 3s 3p第四能级组 4s 3d 4p 第五能级组 5s 4d 5p第六能级组 6s 4f 5d 6p 第七能级组 7s 5f 6d 7p第八能级组 8s 5g 6f 7d 8p
能量最低原理： 电子在原子轨道上的分布，要尽可能使整个原子的能量最低（即电子将优先占据能量最低的原子轨道，这样的原子处于基态）。
6 C 1s2 2s2 2p2
26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d64s2
12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2
3. 洪特规则 C原子： N原子： O原子：
洪特规则：在同一亚层的各个轨道中，电子尽可能分占不同的轨道，而且自旋方向相同。这样排布电子，原子能量最低。
1s2 2s2 2p2
1s2 2s2 2p3
1s2 2s2 2p4
1-36号元素的核外电子排布： 注意：7N原子： 1s2 2s2 2p3 24Cr： 1s2 2s2 2p63s23p64s13d5 29Cu：1s2 2s2 2p63s23p64s13d10 46Pd: [Kr]4d10 这四个例子可看作洪特规则的特例：同一电子亚层，当电子排布全充满或半充满以及全空时，能量低，原子结构比较稳定。 全充满：p6 d10 f14 半充满：p3 d5 f7 全空： p0 d0 f0
在书写时还是把4s写在最外面。
4. 原子结构表示方法 （1）原子结构示意图： S K Ca Fe （2）电子排布式：例如：11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 28Ni 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2 或 [Ar]3d8 4s2（称为电子排布简式）
练习：写出 Cl、Ca、S 、Fe、 Mn、Cs 的电子排布式。
（3）轨道排布式： 例：
（4）价电子排布式（或称为外围电子排布式） a、最高能级组的电子排布式，就是价电子排布式。 b、或就是除去上周期的稀有气体的电子排布式的部分。 例：26Fe 价电子排布式为：3d6 4s2
练习:写出 35Br、56Ba、14Si、 27C 的价电子排布式。
[课堂练习] 写出19-36号元素的原子核外电子排布。 (用电子排布式或轨道表示式表示）。
例4：夏令营试题 在元素周期表第4、第5周期中成单电子数最多的过渡元素的电子构型分别为 和 ；元素名称是 和 。依据现代原子结构理论，请你推测，当出现5g电子后，成单电子最多的元素可能的价层电子构型为 ，可能是 元素。
[Ar]3d54s1 铬 [Kr]4d55s1 钼 5g98s1 128
练习 ：无机化合物甲、乙分别由三种元素组成。三种元素的价电子排布分别是：asa、bsbbpb、 csccp2c。甲是一种溶解度较小的化合物，却可溶于乙的水溶液。由此推出甲、乙的化学式： 。甲溶于乙的水溶液的化学方程式： 。
BeCO3 + H2CO3 === Be(HCO3 )2
练习 ： 假定某个星球上的元素服从下面的量子数限制： n = 1、2、3……; l = 0、1、2……(n-1) ； m = ± l 。 ms =+1/2。则此星球上前4个惰性元素的原子序数是多少？
如果量子数之间的关系依旧，那么， 当 n = 1 时，L= 0, m=±L = 0, ms = +1/2. 即只有一个轨道，其中只含一个电子（自旋向上）。所以原子序数为 1。 当 n = 2 时，L= 0, 1， m=±L = 0, ±1， 共三个轨道。每个轨道只能填充一个电子（ms = +1/2， 自旋向上）。 所以原子序数为 4 （包括 n=1 内层）。 当 n = 3 时，L= 0, 1， 2， m=±L = 0, ±1， ±2，共五个轨道。每个轨道只能填充一个电子（ms = +1/2， 自旋向上）。 所以原子序数为 9 （包括 n=1， 2 内层）。 同理，当 n = 4 时， 原子序数为 16 （包括 n=1， 2， 3 内层）。
原子核外电子排布的周期性变化
1－6周期元素外围电子排布
随着原子序数的递增，元素原子的外围电子排布呈周期性的变化：每隔一定数目的原子，原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化
一、元素周期律 元素周期律：随核内质子数递增，核外电子呈现周期性排布，元素性质呈现周期性递变。
二、元素周期表1. 元素周期表的结构
七周期三短四长；七主七副八和零。
3个短周期（第1、2、3周期）
4个长周期（第4、5、6、7周期）
元素种数18、18、32、32
7个主族（由短周期和长周期元素共同组成的族）
7个副族（仅由长周期元素组成的族）
第VⅢ族（3个纵行，含Fe、C、Ni等9种元素）
思考1 ：16个族的排列顺序如何？
思考3 ：为什么第四、五、六周期元素种数较多？
思考2 ：族序数与原子核外电子数有什么关系？
ⅠA→ⅡA→ⅢB→……→ⅦB→……→Ⅷ→ⅠB →ⅡB→ ⅢA→……→ ⅦA→0
主族序数（ⅠA到ⅦA族）
副族序数（ⅢB到ⅦB族）
第四周期元素外围电子排布式：
由于能级交错，轨道能量4s<3d<4p
故第四周期元素核外电子先排满4s轨道,再排3d轨道，最后再排4p轨道，
故第四周期元素比第三周期多10种
同理，由于能级交错，轨道能量5s<4d<5p，第5周期含18种元素
由于能级交错，轨道能量6s<4f<5d<6p，第6周期含32种元素
2.原子的电子层结构与周期的关系
（1）周期序数＝电子层数（最外层主量子数） = 能级组序数 7个能级组对应7个周期（2）各周期元素的数目=相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数
1-1 50 121 7s27p4 P（钋）
根据原子结构理论可以预测：第八周期将包括______种元素；原子核外出现第一个5g电子的原子序数是______。美、俄两国科学家在2006年10月号的《物理评论》上宣称，他们发现了116号元素。根据核外电子排布的规律，116号元素的价电子构型为___________，它可能与元素____________的化学性质最相似。
8s 5g 6f 7d 8p
3.原子的电子层结构与族的关系
⑴主族元素的族序数=原子最外层电子数（ns+np）⑵ⅠB、ⅡB族元素族序数=最外层（ns）电子数⑶ⅢB ~ⅦB族元素族序数=(n-1)d+ns电子数（最高能级组电子数）⑷Ⅷ族没有如此简单关系（最外能级组电子数分别为 8、9、10）
Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ Ⅴ Ⅵ Ⅶ Ⅷ
练习：具有以下结构的原子，一定属于主族元素的是( )A．最外层有 8 个电子的原子B．最外层电子排布式为ns2的原子C．次外层无未成对电子的原子D．最外层有3个未成对电子的原子
元素在周期表中的 位置、性质和原子结构的关系
练习：由下列元素在周期表中的位置，给出元素名称、元素符号及价层电子构型（1）第四周期第Ⅵ B族 （2）第五周期第ⅠB族 （3）第五周期第ⅣA族 （4）第六周期第ⅡA族 （5）第四周期第ⅦA族
铬 Cr 3d54s1
银 Ag 4d105s1
锡 Sn 5s25p2
钡 Ba 6s2
溴 Br 4s24p5
有三种元素A、B、C,它们的价电子构型分别如下: A. 4d55s1 B. 6s2 C. 3d34s2 指出它们在元素周期表中的位置和它们的原子序数。
A [Kr] 4d55s1 42 第五周期ⅥB族 M
B [Xe] 6s2 56 第六周期ⅡA族 Ba
C [Ar] 3d34s2 23 第四周期第VB族 V
练习：已知某元素的原子序数是50，试推测该元素（1）原子的电子层结构；（2）在周期表中的位置？（3）是金属还是非金属？
[Kr]4d105s25p2
第五周期ⅣA族，它是Sn元素
按照元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区、f区
IIIA~VIIA族 零族元素
除H外，所有非金属元素都在p区
第IIIB族到VIII族元素(镧系、锕系除外)
(n-1) d1-9ns1-2
d轨道也不同程度地参与化学键的形成
(n-1) d10ns1-2
最外层电子数基本相同，化学性质相似。
(n-2)f0-14(n-1) d0-2ns2
原子的电子层结构 与元素的分区
练习:甲元素是第三周期 p 区元素，其最低化合价为－１价，乙元素是第四周期ｄ区元素，其最高化合价为+4 价，填写下表：
练习:元素周期表中铋元素的数据见右图，下列说法正确的是( )
A．Bi元素的质量数是209B．Bi元素的相对原子质量是209.0C．Bi原子6p亚层有一个未成对电子D．Bi原子最外层有5个能量相同的电子
2010年5月初赛 近来，人工光合作用的开发接近实用阶段。其中有一种金属钌和锰的有机配合物是人工光合作用的催化剂。这使得钌的金属有机化合物的催化作用研究发展到了新的阶段。有关钌（lia）（44Ru）的化学，请填空：⑴ 钌原子的核外电子排布式为（光谱实验证明Ru 最外层只有一个电子） 。⑵ 它位于周期表中的 区，第 周期，第 族。
(1) [Kr]4d75s1
(2) d 5 Ⅷ
练习: 某元素原子共有3个价电子，其中一个价电子的四个量子数为 n=3, l=2, m=2, ms=+1/2试回答：1、写出该元素原子核外电子排布式2、指出在周期表中的分区、周期数、族序数，是金属还是非金属以及最高正化合价。
1s22s22p63s23p63d14s2
d区, 第四周期，Ⅲ B族，金属元素，最高正价为+3。
（１）共价半径——同种元素的两个原子共价单键连接时，核间距的一半。 一般 单键半径 > 双键半径 > 叁键半径（２）金属半径——紧密堆积的金属晶体中以金属键结合的同种原子核间距离的一半。 同一原子的金属半径要大于共价半径10～15% 。（３）范德华半径——非键合原子之间只靠分子间的作用力互相接近时，两原子的核间距的一半。 一般范德华半径最大（非键合），共价半径最小（轨道重叠），金属半径位于中间（紧密堆积）
（1） 原子半径在周期表中的变化
只有当 d5，d10，f7，f14 半充满和全充满时，层中电子的对称性较高，这时 ② 占主导地位，原子半径 r 增大。
① 核电荷数 Z 增大，对电子吸引力增大，使得原子半径 r 有减小的趋势。 ② 核外电子数增加，电子之间排斥力增大，使得原子半径 r 有增大的趋势。
以 ① 为主。即同周期中从左向右原子半径减小。
(a) 同周期中 从左向右，在原子序数增加的过程中，有两个因素在影响原子半径的变化
这是一对矛盾， 以哪方面为主？
短周期的主族元素，以第 3 周期为例
r/pm 154 136 118 117 110 104 99 154
Sc —— Ni，8 个元素，r 减少了 29 pm。相邻元素之间，平均减少幅度 4 pm 许。
Na —— Cl，7 个元素，r 减少了 55 pm。相邻元素之间，平均减少幅度 10 pm 许。 Ar 为范德华半径， 所以比较大。
r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125
短周期主族元素，电子填加到外层轨道，对核的正电荷中和少，有效核电荷 Z* 增加得多。所以 r 减小的幅度大。 长周期过渡元素，电子填加到次外层轨道，对核的正电荷中和多，Z* 增加得少，所以 r 减小的幅度小。
短周期主族元素原子半径平均减少幅度 10 pm ，长周期的过渡元素平均减少幅度 4 pm 。造成这种不同的原因是什么？
Cu，Zn 为 d10 结构，电子斥力大， 所以 r 不但没减小，反而有所增加。
试设想超长周期的内过渡元素，会是怎样的情况。
（b）镧系收缩
15 种元素，r 共减小 11 pm。电子填到内层 (n－2) f 轨道，屏蔽系数更大，Z* 增加的幅度更小。所以 r 减小的幅度很小。
铕 Eu 4f7 6s2，f 轨道半充满，镱 Yb 4f14 6s2，f 轨道全充满，电子斥力的影响占主导地位，原子半径变大。
将 15 镧系种元素，原子半径共减小 11 pm 这一事实，称为镧系收缩。
K Ca Sc Ti V Crr/pm 203 174 144 132 122 118 Rb Sr Y Zr Nb Mr/pm 216 191 162 145 134 130 Cs Ba La Hf Ta Wr/pm 235 198 169 144 134 130
镧系收缩造成的影响 对于镧系元素自身的影响，使 15 种镧系元素的半径相似，性质相近，分离困难。
对于镧后元素的影响，使得第二、第三过渡系的同族元素半径相近，性质相近，分离困难。
(c)同族中 同族中，从上到下，有两种因素影响原子半径的变化趋势 ① 核电荷 Z 增加许多，对电子吸引力增大， 使 r 减小； ② 核外电子增多，增加一个电子层，使 r 增大。
在这一对矛盾中， ② 起主导作用。同族中，从上到下，原子半径增大。
副族元素 Ti V Cr r/pm 132 122 118 Zr Nb M 145 134 130 Hf Ta W 144 134 130
第二过渡系列比第一过渡系列原子半径 r 增大 12－13 pm。
第三过渡系列和第二过渡系列原子半径 r 相近或相等。这是镧系收缩的影响结果。
在同一主族中，从上到下，随着核电荷数增加，元素原子的电子层数增多，原子半径增大。 副族元素的元素半径变化不明显，特别是第五、六周期的元素的原子半径非常相近。这主要是由于镧系收缩所造成的结果。
原子半径在周期中的变化
1、同周期主族元素原子半径从左到右逐渐减小，但稀有气体的原子半径大幅增加。2、同周期过渡金属元素自左向右原子半径缩小，但程度不大。到ds区原子半径自左向右增大。 f区元素随原子序数增加半径减小幅度更小。同理，在f轨道达到半充满、全充满时，原子半径不减小，反而增大。3、周期系中各相邻元素原子半径减少的平均幅度为： 非过渡金属＞过渡元素＞内过渡元素
原子、离子半径大小的比较小结
1.电子层数相同的微粒，核电荷数越大，半径越小
例：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
2.最外层电子数相同的微粒，电子层数越多，半径越大
例：Li
Fe 3+< Fe2+ < Fe
4.电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小
“He”型离子 H- > Li+ > Be2+
“Ne”型离子 N3- > O2- >F- > Na+ > Mg2+ >Al3+
“Ar”型离子 S2- >Cl- > K+ > Ca2+
判断下列各对原子(或离子)哪一个半径大，并查表核对是否正确。①H与He;②Ba与Sr;③Sc与Ca;④Cu与Ni;⑤Zr与Hf;⑥La与Gd⑦ S2-与S⑧Na与Al3+;
2.元素的金属性和非金属性递变
1.碱金属的相似性与递变性
核电荷数增大电子层数增大
原子核对最外层电子的吸引力减小
(1) 易失去电子，表现出强还原性 (2)化合物中显+1价
生成的碱，碱性逐渐增强
生成氢气的难易程度越来越容易
生成的氧化物越来越复杂
注意：碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在石蜡中。Na、K等需放回原试剂瓶。锂与O2反应与钠不同，只生成Li2O。随着核电荷数增大，氧化物种类越来越复杂
2.碱金属氢化物的性质
NaH中元素价态？NaH是离子化合物还是共价化合物？电子式如何书写？NaH具有强氧化性还是强还原性？预测KH与水反应的化学方程式？转移电子数？
KH＋H2O===KOH＋H2↑
金属氢化物及其性质1. 常见的金属氢化物：NaH、CaH2、NaBH4、LiAlH4等。2. 碱金属均可与H2直接作用，生成金属氢化物。金属氢化物属于离子化合物，如NaH的电子式为Na＋[︰H]－。3. 性质：强还原性(金属氢化物中H元素为－1价)。①NaH＋H2O===NaOH＋H2↑(NaH为还原剂，水为氧化剂，H2既是氧化产物又是还原产物)②CaH2＋2H2O===Ca(OH)2＋2H2↑③NaBH4＋2H2O===NaBO2＋4H2↑④2BH4-＋Fe2＋＋6H2O===Fe↓＋7H2↑＋2B(OH)3
例：NaH和NaAlH4都是重要的还原剂，一定条件下金属钠和H2反应生成NaH。NaH与水反应可生成H2，NaH与AlCl3反应可得到NaAlH4，请推测并回答：(1) NaH与AlCl3反应得到NaAlH4的化学方程式为________________________ ________________。(2) NaAlH4与水发生氧化还原反应的化学方程式为____________________ ___ 。 (3) NaH在无水条件下可作为某些钢铁制品的脱锈剂(铁锈的成分表示为Fe2O3)，脱锈过程中生成两种产物，其反应的化学方程式为____________________ ______________。(4) NaH能将CO2还原成碳并放出H2，该反应的化学方程式为_____________ __________________________。
4NaH＋AlCl3===NaAlH4＋3NaCl
NaAlH4＋2H2O==NaAlO2＋4H2↑
3NaH＋Fe2O3===2Fe＋3NaOH
4NaH＋3CO2===2Na2CO3＋C＋2H2
卤族元素(简称卤素)是典型的非金属元素，它们在自然界中都以化合态存在。
1. 卤素单质的物理性质
相似性：均有颜色，难溶于水易溶有机溶剂， 熔沸点低。 递变性：气态→液态→固态，颜色逐渐加深，密度逐渐增大， 熔沸点逐渐升高。
特殊性：1.氟无正价，无含氧酸，氢氟酸能腐蚀玻璃，AgF易溶于水，无感光性。2.氯气易液化，次氯酸具有漂白作用，且能杀菌消毒。3.溴是常温下唯一呈液态的非金属单质，溴易挥发，少量溴保存要加水液封。4.碘为紫黑色固件，易升华，碘单质遇淀粉变蓝。
卤族元素原子最外层有7个电子
2.1卤素单质与氢气反应
暗处剧烈化合并爆炸；HF很稳定
光照或点燃反应；HCl较稳定
加热500℃ ；HBr不稳定
需不断加热，HI同时分解
氢化物（HX）的稳定性：HF>HCI>HBr>HI
X2 + H2O = HX + HXO（X≠F）
I2 + H2O ⇌ HI + HIO
Br2 + H2O ⇌ HBr + HBrO
Cl2 + H2O ⇌ HCl + HClO
2F2 + 2H2O = 4HF + O2 （剧烈反应）
2.2 卤素单质与水反应
F2能否置换出氯化钠中的氯？
酸性：HF（弱酸）< HCl < HBr < HIHF是弱酸，HCl，HBr，HI都是强酸
Cl2 + 2KBr = 2KCl +Br2
溶液由无色变为褐色（棕黄色）
Cl2 + 2KI = 2KCl + I2
氧化性： Cl2＞Br2
2.3单质间的置换反应
氧化性： Cl2＞I2
Br2 + 2KI = 2KBr + I2
氧化性： Br2＞I2
单质氧化性：F2＞Cl2>Br2＞I2阴离子还原性：F-＜Cl-＜Br-＜I-
元素非金属性：F＞Cl > Br > I
(1)易得电子，表现强氧化性
(2)最低化合价为 -1价
X2 + H2O ⇌ HX + HXO（X为Cl、Br、I）
H2+X2 = 2HX
2F2 + 2H2O = 4HF + O2
原因：同主族元素的性质具有相似性和递变性, 是由同主族元素的原子结构的相似性和递变性决定的。
结论：同主族元素从上往下电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。所以金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
同主族元素的性质与原子结构的关系
钠与水反应剧烈，熔成闪亮的小球，四处游动最终消失，溶液变红
镁条表面产生气泡，溶液变红
铝条表面产生气泡，溶液变红
两种金属均与盐酸反应并产生大量气泡；镁与盐酸的反应比铝与盐酸的反应剧烈
与水或酸反应置换出氢的剧烈程度减弱
同周期元素的性质与原子结构的关系
最高价氧化物的水化物的碱性：
元素的金属性：Na>Mg>Al
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
与水或酸反应置换出氢的剧烈程度：
Na+
气态氢化物稳定性由弱到强
结论：非金属性Si
H2SiO3
元素的非金属性：Si
酸性逐渐增强，碱性减弱
3.元素第一电离能的周期性变化
M(g)－e－→M+(g)
某元素的气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子 即 需要的最低能量叫做第一电离能。
用符号Ｉ1表示，单位：kJ/ml。
元素的第二电离能：+1价气态阳离子失去1个电子形成+2价气态阳离子所需的最低能量（Ｉ2）
元素的第三电离能：+2价气态阳离子失去1个电子形成+3价气态阳离子所需的最低能量（Ｉ3）
（2）元素第一电离能的意义
可以衡量原子失去一个电子的难易程度。
I1数值越小，原子越容易失去一个电子；
I1数值越大，原子越难失去一个电子；
核外电子排布、第一电离能Ｉ1两项周期性变化。 H He 1s1 1s2 I113.595 24.481eV Li Be B C N O F Ne 1s22s1 2s2 2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6 5.39 9.32 8.296 11.256 14.53 13.614 17.418 21.559eV Na Mg Al Si P S Cl Ar 3s1 3s2 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 3s23p6 5.138 7.644 5.984 8.419 10.484 10.357 13.01 15.755eV 1eV=1.6×10-19J (1个电子在真空中通过1V的电位差获得的动能。)
第一电离能：下图是元素第一电离能周期性变化图： 请注意下图中Be、B、N， Mg、Al、P的变化情况。
Be、Ne（全满）、N(半满)，原子稳定能量低，I1大；难失电子。 Mg、Ar（全满）、P(半满)，原子稳定能量低，I1大；难失电子。
（3）元素第一电离能的周期性变化
同一主族，从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。
同一周期内，从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势。
同一主族，从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数增多，原子半径逐渐增大，原子核外最外层电子的吸引力逐渐减弱，元素越来越容易失去电子，故I1逐渐减小。
同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力越来越强，元素的原子越来越难失去电子，因此I1呈逐渐增大的趋势。
a、碱金属I1最小，稀有气体的I1最大；
解释：ⅡA族元素在电子所占据的轨道上全充满， ⅤA族元素最外层的P轨道上电子半充满。
b、第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素
同一元素，I1
a 根据电离能的数据，确定元素核外电子的排布。
如某元素，I1
首先要明确，失去电子形成正离子后， 有效核电荷数 Z* 增加，半径 r 减小，故核对电子引力大，再失去电子更加不易。所以对于一种元素而言有 I1 < I2 < I3 < I4 … …
分析下列数据，探讨电离能与价态之间的关系。
练习：现有5种元素，A、B、C、D、E，其中有三种金属元素，一种稀有气体元素，其I1～I3分别如下表．根据表中的数据判断其中的金属元素有______，稀有气体元素有______，最活泼的金属是______，显二价的金属是______．元素I1/eVI2/eVI3/eVA13.023.940.0B4.331.947.8C5.747.471.8D7.715.180.3E21.641.165.2
由题意知，电离能越小，失电子越容易，该元素金属性越强，因为 B、C、D的电离能较小，所以B、C、D是金属；E的第一、第二、第三电离能都比较大，所以是稀有气体；第一电离能最小的是B，所以其金属性最强；D元素的第一电离能和第二电离能差比第三电离能和第二电离能的差小很多，所以显二价的金属是D，故答案为：BCD；E；B；D．
b 确定元素在化合物中的化合价。
c 确定元素金属性、非金属性的强弱。
⑴概念：原子在分子中吸引电子的能力大小，叫电负性。 元素的电负性愈大，表示该元素原子吸引电子的能力愈大，生成阴离子的倾向愈大。反之，吸引电子的能力愈小，生成阳离子的倾向愈大。 元素的电负性是相对值，没有单位。通常规定氟的电负性为4.0（或锂为1.0），计算出其他元素的电负性数值。
⑵电负性的周期性变化和元素的金属性、非金属性的周期性变化是一致的。
同一周期内从左到右，元素的电负性逐渐增大，同一主族内从上至下电负性减小。在副族中，电负性变化不规则。在所有元素中，氟的电负性（4.0）最大，非金属性最强，钫的电负性（0.7）最小，金属性最强。一般金属元素的电负性小于2.0，非金属元素的电负性大于2.0，但两者之间没有严格的界限，不能把电负性2.0作为划分金属和非金属的绝对标准。 电负性的大小，不仅能说明元素的金属性和非金属性，而且对讨论化学键的类型，元素的氧化数和分子的极性等都有密切关系。鲍林（pauling）提出 F的负电性为4.0 其它原子为相对值Xp表示。
判断元素的金属性和非金属性
HCN HClO NF3
a、电负性数值小的元素吸引电子的能力弱，元素化合价为正值
“准”金属，如锗、锑等，既有金属性又有非金属性，“硼－砹分界线”附近
判断化合物中元素的化合价
b、电负性数值大的元素吸引电子的能力强，元素化合价为负值
ClO2 NCl3
判断化学键的类型
a、两种成键元素间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键
b、两种成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键
解释元素“对角线”规则
元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似
练习:下列有关物质性质的比较中不正确的是( )A．热稳定性： H2S > SiH4B．离子半径： Na＋ > S2－C．第一电离能：N > OD．元素电负性：C > H
练习:现有A、B、C、D四种元素，A是第五周期ⅠA族元素，B是第三周期元素。B、C、D的最外层电子数分别为2、2、7个。四种元素原子序数从小到大的顺序是B、C、D、A。已知C和D的次外层电子均为18个。⑴判断各是什么元素⑵写出A、B、C、D的简单离子⑶写出碱性最强的最高价氧化物水化物的化学式⑷写出酸性最强的最高价氧化物水化物的化学式⑸哪种元素的第一电离能最小？哪种元素的电负性最大
A-Rb B-Mg C-Zn D-Br
练习:已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的2p轨道上有2个未成对电子。X与Y可形成化合物X2Y3，Z元素可形成负一价离子。请回答下列问题：(1)X元素基态原子的电子排布式为________，该元素的符号是________。(2)Y元素原子的电子轨道表示式为________，元素X与Y的电负性比较：X________Y(填“>”或“<”)。(3)X与Z可形成化合物XZ3，该化合物的空间构型为
练习: ⅥA族的氧、硫、硒(Se)、碲(Te)等元素在化合物中常表现出多种氧化态，含ⅥA族元素的化合物在研究和生产中有许多重要用途。请回答下列问题(1)S单质的常见形式为S8，其环状结构如图所示，S原子采用的轨道杂化方式是________；
(2)原子的第一电离能是指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，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为(3)Se原子序数为________，其核外M层电子的排布式为________；(4)H2Se的酸性比H2S________(填“强”或“弱”)。气态SeO3分子的立体构型为________，SO32-的立体构型为________。
(1)sp3 (2)O>S>Se (3)34 3s23p63d10 (4)强 平面三角形 三角锥形
十九世纪初道尔顿创立了化学原子论。
道尔顿原子论认为，物质世界的最小单位是原子，原子是单一的，独立的，不可被分割的，在化学变化中保持着稳定的状态，同类原子的属性也是一致的。
“如果我比我周围的人获得更多的成就的话，那主要不，我可以说，几乎单纯地是由于不懈的努力”。——约翰. 道尔顿
位于曼彻斯特市的道尔顿纪念碑
化学新时代是从原子论开始的，所以道尔顿应是近代化学之父。 ——恩格斯
硅原子STM图像（隧道电子显微镜,可以看到原子的影像）
在19世纪，道尔顿原子论只是一种假说。
进入20世纪，随着电子、质子、中子、放射性、同位素等一系列新发现，人们建立了生动而具体的原子模型。
注：12C原子质量的1/12=1.661×10-27kg 。 原子质量集中在原子核
原子并不是像道尔顿想象的不可分，而是由更小的微粒构成。
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
具有一定核电荷数（等于核内质子数）的原子称为一种元素。
按元素的核电荷数进行排序，所得序号叫做原子序数。背诵1-36号
每一种元素有一个拉丁字母表达的元素符号
：原子符号 Z---质子数； N---中子数； A---质量数 A=Z+N
具有一定质子数和一定中子数的原子称为一种核素。
通常用元素符号左上下角添加数字作为核素符号。
已知的核素品种超过2000种。
α衰变是一种放射性衰变。在此过程中，一个原子核释放一个α粒子（由两个中子和两个质子形成的氦原子核），并且转变成一个质量数减少4，核电荷数减少2的新原子核。
β衰变是一种放射性衰变。在此过程中，一个原子核释放一个β粒子。（电子）
上述过程中①重核减少了8个质子，②重核减少了16个中子，③经过了6次α衰变和4次β衰变，④经过了8次α衰变和6次β衰变，其中正确的是：（ ） A. 只有①和② B. 只有①②和③ C. 只有④ D. 只有①②和④
例2: 全国高中学生化学竞赛（省级赛区）试题 俄国杜布纳实验室宣布用核反应得到了两种新元素X和Y。X是用高能48Ca撞击 Am靶得到的。经过100微秒，X 发生α-衰变，得到Y。然后Y连续发生4次α-衰变，转变为质量数为 268 的第105号元素 Db（钅杜）的同位素。以X和Y的原子序数为新元素的代号（左上角标注该核素的质量数），写出上述合成新元素X和Y的核反应方程式。
288115=284113+4He
例3：全国高中学生化学竞赛（省级赛区） 2009年10月合成了第117号元素，从此填满了周期表第七周期所有空格。117号元素是用249Bk轰击48Ca靶合成的，总共得到6个117号元素的原子，其中1个原子经p次α衰变得到 270 Db后发生裂变；5个原子则经q次α衰变得到281 Rg后发生裂变。用元素周期表上的117号元素符号，写出得到117号元素的核反应方程式（在元素符号的左上角和左下角分别标出质量数和原子序数）。
核裂变:是一个原子核分裂成几个原子核的变化。这些原子的原子核在吸收一个中子以后会分裂成两个或更多个质量较小的原子核，同时放出二个到三个中子和很大的能量，又能使别的原子核接着发生核裂变……，使过程持续进行下去，这种过程称作链式反应。
氢弹利用原子弹爆炸的能量做为“扳机”，将聚变燃料加热至几千万K以上，使之发生自持的聚变反应，在瞬间释放出巨大的能量。氢弹的杀伤破坏因素与原子弹相同，但威力比原子弹大得多。
概念：具有相同质子数，不同中子数同一元素的不同核素互为同位素 。
同位素在自然界的丰度：某种天然同位素原子占该元素原子总数的百分数
例如：氧的同位素16O、17O、18O的原子丰度为99.76 % 、0.04 %和0.20 % 。
通常所说的同位素丰度是指从地壳（包括岩石、水、大气）为取样范围的多样本平均值。
具有一定质子数和一定中子数的原子
天然存在的元素里，各种核素的丰度是固定值。
4. 元素的近似原子量
铼有两种天然同位素，185Re 187Re，1977年测得的相对原子质量和同位素丰度为：184.952977, 37.298%和 186.955765, 62.602%184.952977×37.298%+ 186.955765×62.602%=186.02
二、核外电子 1．核外电子运动状态 电子质量小(9.109×10-31kg)，运动空间范围小（直径约为10-10m），以接近光速、不连续的运行。它的运动具有不确定性，核外电子运动有它的特殊性，将与宏观物质运动不同。
1905年，爱因斯坦提出光子学说，确认光由能量为 hv的光子组成，频率为v的光子的能量为 E = hv，根据质能公式 E = mc2 推出 m = E/c2 其质量 m = E/c2 = hv/(c× vλ) = h/(cλ)光子具有动量 p = mc = (h/cλ)×c= h/λ, 即 p = h/λh为普朗克常数，λ为光波波长，这个式子把光子的粒子性与波动性联系起来。
1924年法国物理学家德布罗意受光子的波粒二象性的启发，提出假设，认为实物微粒（如电子）除了有粒子性外也有波动性，并根据波粒二象性公式预言高速运动电子的波长符合德布罗意关系式。λ=h/p=h/(mv) m是电子的质量，v是电子的速度。
由于当时的实验水平限制，德布罗意的假设不能用实验证明，三年后，汤姆逊通过实验证实了物质波的存在，而且验证了德布罗意关系式的正确性。
1924年，法国物理学家德布罗意首先提出了波粒二象性。说明电子运动没有固定的轨迹。 1927年德国物理学家海森堡提出测不准原理,说明不能把微观粒子和宏观物体同样用经典力学处理 。
由于核外电子运动的二象性，又在原子核外极小的空间（约10－8cm)范围内以极高的速率运动着，所以当时海森堡认为，在同时准确地测定一个运动电子的动量和位置是不可能的，这就是被称为海森堡测不准原理。
测不准原理认为原子内高速运动的电子，不可能有玻尔理论所描述的固定的轨道，微观粒子具有能量量子化、波粒二象性及测不准原理等微观特性，微观粒子的性质具有统计规律，用统计的方法来描述。
对于不能同时确定其位置与时间的事物，我们用概率来描述它的运动方式。
电子云：电子在原子核外空间概率密度分布的形象描述。
我们无法画出电子的运动轨迹。不能预言它在某一时刻究竟出现在核外空间的哪个地方，只能知道它在某处出现的机会有多少。为此，就以单位体积内电子出现几率，即几率密度大小，用小黑点的疏密来表示。
电子云图像中每个小黑点表示电子出现在核外空间中的一次概率（不表示一个电子），概率密度越大，电子云图像中的小黑点越密。
在微观领域，具有波动性的粒子要用波函数Ψ 来描述。 1926年奥地利学者薛定谔在德布罗意关系式的基础上，对电子的运动做了适当的数学处理，提出了二阶偏微分的的著名的薛定谔方程式。这个方程式的解，如果用三维坐标以图形表示的话，就是电子云。
这是一个二阶偏微分方程
波函数Ψ 是空间坐标x、y、z的函数。E是体系的总能量，V是势能，m是粒子的质量，h是普朗克常数。它既包含体现电子粒子性的三个物理量m、E、v，又包含电子波动性的物理量Ψ 。
薛定谔方程式中的Ψ是描写电子运动状态的物理量。 方程求得的解是一个包含三项参数n、l、m和空间坐标x、y、z的函数Ψ（n、l、m、x、y、z) 为了求得能表示电子运动状态的合理解，就要求n、l、m有一定的取值范围。 一组合理的n、l、m取值就是一个确定的波函数Ψ。 n、l、m量子数确定波函数的量子化情况。
量子力学借用经典力学中描述物体运动的轨道的概念，通过波函数Ψ这种数学函数式，描述原子中各种电子运动状态，所以又把波函数叫作原子轨道。波函数Ψ 没有明确的物理意义，但是Ψ 绝对值的平方|Ψ|2有着明确的物理意义。 |Ψ|2：表示空间某处单位体积内电子出现的几率，即几率密度。|Ψ|2的空间图像 就是电子云的空间分布图像。（比Ψ的图像瘦一些）。电子云是从统计的概念出发，对核外电子出现概率密度做形象化的描述。
(1)主量子数（n）—决定电子层
核外电子是分层排步的，离核近的电子能量低；离核远的电子能量高。
n划分：电子能量高低和离核远近不同
n = 1 2 3 4 5 6 7符号 K L M N O P Q
2.描绘核外电子运动的四种状态(四个量子数）
在同一层上运动的电子能量稍有不同，且电子云的形状也不相同，将电子层分为不同的电子亚层。电子亚层用字母：s、p、d、f 表示。同一电子层中的能量：s
K层：n =1, l = 0。 只有一个亚层 ：s亚层（1s）， L层：n =2, l = 0、1。 有二个亚层 ：s亚层，p亚层(2s、2p)。 M层：n =3, l = 0、1、2。 有三个亚层 ：s、p、d亚层（3s、3p、3d）。N层：n =4, l = 0、1、2、3。 有四个亚层 ：s、p、d和f (4s、4p、4d、4f)。 [电子亚层表示法] 用数字和字母同时表示 1s、2p、3d、4f……
l只能取小于n的整数: l =0 1 2 3 4 (n-1) 相应的能级符号： s p d f g
角量子数( l ）。最大值l = n-1。
(3)磁量子数（m）—决定电子云的伸展方向
磁量子数m决定原子轨道在空间的伸展方向。当给定l 时，m的取值为从- l到+l之间的一切整数（包括0在内），即0，±1，±2，±3，…±l，共有2 l+1个取值。即原子轨道在空间有2 l+1种伸展方向。
l = 0，s ： m = 0。只有一种轨道。
l = 1，p ： m = 0、 ± 1。有三种伸展方向。px、py、pz 能量相同。
l = 2，d ： m= 0、 ± 1、 ± 2。 有5种伸展方向：
l = 3，f ：m = 0、 ± 1、 ± 2、 ± 3。有7种伸展方向。
磁量子数 m = 0、±1、±2、±3、 ±l 。
轨道表示法：2px、3dxy、4pz。
有了上述三个量子数，薛定谔方程式的波函数解就可以表示成一个包含空间坐标x、y、z、n、l、m的函数式Ψ（n、l、m、x、y、z)，看成在三维空间该电子的运动区域。n、l、m一组量子数确定了一个原子轨道，它们分别表示了这个原子轨道的离核远近、形状和伸展方向。
(4)自旋量子数（ms）—决定电子自旋状态
电子的自旋用自旋量子数ms表示。ms 的取值有两个，+1/2和-1/2。说明电子的自旋有两种相反的状态，相当于顺时针和逆时针方向。通常用“↑”和“↓”表示。
练习：假定在下列电子的各组量子数中n正确，请指出哪几种不能存在，为什么？（1）n＝1，l＝1，m＝1，ms＝－1。（2）n＝3，l＝1，m＝2，ms＝＋1/2。（3）n＝3，l＝2，m＝1，ms＝－1/2。（4）n＝2，l＝0，m＝0，ms＝0。（5）n＝2，l＝－1，m＝1，ms＝＋1/2。（6）n＝4，l＝3，m＝2，ms＝2。
练习：判断下列说法是否正确（1）s电子绕核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子走8字形。（2）主量子数为1时，有自旋相反的两条轨道。（3）主量子数为3时，有3s，3p，3d和3f四条轨道。
（1）错误，电子运动没有固定轨道，s电子在核外运动电子云图像是一个球体，其剖面图是个圆，而p电子云图是一个纺锤体，其剖面图时8字形。
（2）错误，主量子数为1时，在1s原子轨道中有两个自旋相反的电子。
（3）错误，n=3时，l 只能取0,1,2，所以没有3f。3p在空间有三种不同取向，3d有5种不同的取向，因此，主量子数为3时，有9个原子轨道。
1. 泡利不相容原理： 同一原子中不能有四个量子数完全相同的两个电子。（同一轨道最多容纳两个电子，且自旋方向相反。）
1、每种运动状态的电子只有1个。2、由于每个原子轨道包括两种运动状态，所以每个原子轨道最多只能容纳 2个自旋不同的电子。3、因为 s、p、d、f 各分层中原子轨道数为1、3、5、7，所以各分层中相应最多只能容纳 2、6、10、14、个电子
电子层（n）电子亚层（l）轨道数 电子数 1 1s 12 2×12 2 2s 2p 1+3=22 2×22 3 3s 3p 3d 1+3+5=32 2×32 4 4s 4p 4d 4f 1+3+5+7=42 2×42 n n2 2n2
2. 能量最低原理： 电子在原子轨道上的分布，要尽可能使整个原子的能量最低（即电子将优先占据能量最低的原子轨道，这样的原子处于基态）。
由于其他电子对某一电子的排斥作用而抵消了一部分核电荷，从而使有效核电荷降低，削弱了核电荷对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应。 内层电子对外层电子有排斥作用，使外层电子的能量升高了。特别是d、f电子，如：E3s<
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
E(ns)＜E(n-3)g＜E(n-2)f＜E(n-1)d＜E(np)
第一能级组 1s 第二能级组 2s 2p 第三能级组 3s 3p第四能级组 4s 3d 4p 第五能级组 5s 4d 5p第六能级组 6s 4f 5d 6p 第七能级组 7s 5f 6d 7p第八能级组 8s 5g 6f 7d 8p
能量最低原理： 电子在原子轨道上的分布，要尽可能使整个原子的能量最低（即电子将优先占据能量最低的原子轨道，这样的原子处于基态）。
6 C 1s2 2s2 2p2
26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d64s2
12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2
3. 洪特规则 C原子： N原子： O原子：
洪特规则：在同一亚层的各个轨道中，电子尽可能分占不同的轨道，而且自旋方向相同。这样排布电子，原子能量最低。
1s2 2s2 2p2
1s2 2s2 2p3
1s2 2s2 2p4
1-36号元素的核外电子排布： 注意：7N原子： 1s2 2s2 2p3 24Cr： 1s2 2s2 2p63s23p64s13d5 29Cu：1s2 2s2 2p63s23p64s13d10 46Pd: [Kr]4d10 这四个例子可看作洪特规则的特例：同一电子亚层，当电子排布全充满或半充满以及全空时，能量低，原子结构比较稳定。 全充满：p6 d10 f14 半充满：p3 d5 f7 全空： p0 d0 f0
在书写时还是把4s写在最外面。
4. 原子结构表示方法 （1）原子结构示意图： S K Ca Fe （2）电子排布式：例如：11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 28Ni 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2 或 [Ar]3d8 4s2（称为电子排布简式）
练习：写出 Cl、Ca、S 、Fe、 Mn、Cs 的电子排布式。
（3）轨道排布式： 例：
（4）价电子排布式（或称为外围电子排布式） a、最高能级组的电子排布式，就是价电子排布式。 b、或就是除去上周期的稀有气体的电子排布式的部分。 例：26Fe 价电子排布式为：3d6 4s2
练习:写出 35Br、56Ba、14Si、 27C 的价电子排布式。
[课堂练习] 写出19-36号元素的原子核外电子排布。 (用电子排布式或轨道表示式表示）。
例4：夏令营试题 在元素周期表第4、第5周期中成单电子数最多的过渡元素的电子构型分别为 和 ；元素名称是 和 。依据现代原子结构理论，请你推测，当出现5g电子后，成单电子最多的元素可能的价层电子构型为 ，可能是 元素。
[Ar]3d54s1 铬 [Kr]4d55s1 钼 5g98s1 128
练习 ：无机化合物甲、乙分别由三种元素组成。三种元素的价电子排布分别是：asa、bsbbpb、 csccp2c。甲是一种溶解度较小的化合物，却可溶于乙的水溶液。由此推出甲、乙的化学式： 。甲溶于乙的水溶液的化学方程式： 。
BeCO3 + H2CO3 === Be(HCO3 )2
练习 ： 假定某个星球上的元素服从下面的量子数限制： n = 1、2、3……; l = 0、1、2……(n-1) ； m = ± l 。 ms =+1/2。则此星球上前4个惰性元素的原子序数是多少？
如果量子数之间的关系依旧，那么， 当 n = 1 时，L= 0, m=±L = 0, ms = +1/2. 即只有一个轨道，其中只含一个电子（自旋向上）。所以原子序数为 1。 当 n = 2 时，L= 0, 1， m=±L = 0, ±1， 共三个轨道。每个轨道只能填充一个电子（ms = +1/2， 自旋向上）。 所以原子序数为 4 （包括 n=1 内层）。 当 n = 3 时，L= 0, 1， 2， m=±L = 0, ±1， ±2，共五个轨道。每个轨道只能填充一个电子（ms = +1/2， 自旋向上）。 所以原子序数为 9 （包括 n=1， 2 内层）。 同理，当 n = 4 时， 原子序数为 16 （包括 n=1， 2， 3 内层）。
原子核外电子排布的周期性变化
1－6周期元素外围电子排布
随着原子序数的递增，元素原子的外围电子排布呈周期性的变化：每隔一定数目的原子，原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化
一、元素周期律 元素周期律：随核内质子数递增，核外电子呈现周期性排布，元素性质呈现周期性递变。
二、元素周期表1. 元素周期表的结构
七周期三短四长；七主七副八和零。
3个短周期（第1、2、3周期）
4个长周期（第4、5、6、7周期）
元素种数18、18、32、32
7个主族（由短周期和长周期元素共同组成的族）
7个副族（仅由长周期元素组成的族）
第VⅢ族（3个纵行，含Fe、C、Ni等9种元素）
思考1 ：16个族的排列顺序如何？
思考3 ：为什么第四、五、六周期元素种数较多？
思考2 ：族序数与原子核外电子数有什么关系？
ⅠA→ⅡA→ⅢB→……→ⅦB→……→Ⅷ→ⅠB →ⅡB→ ⅢA→……→ ⅦA→0
主族序数（ⅠA到ⅦA族）
副族序数（ⅢB到ⅦB族）
第四周期元素外围电子排布式：
由于能级交错，轨道能量4s<3d<4p
故第四周期元素核外电子先排满4s轨道,再排3d轨道，最后再排4p轨道，
故第四周期元素比第三周期多10种
同理，由于能级交错，轨道能量5s<4d<5p，第5周期含18种元素
由于能级交错，轨道能量6s<4f<5d<6p，第6周期含32种元素
2.原子的电子层结构与周期的关系
（1）周期序数＝电子层数（最外层主量子数） = 能级组序数 7个能级组对应7个周期（2）各周期元素的数目=相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数
1-1 50 121 7s27p4 P（钋）
根据原子结构理论可以预测：第八周期将包括______种元素；原子核外出现第一个5g电子的原子序数是______。美、俄两国科学家在2006年10月号的《物理评论》上宣称，他们发现了116号元素。根据核外电子排布的规律，116号元素的价电子构型为___________，它可能与元素____________的化学性质最相似。
8s 5g 6f 7d 8p
3.原子的电子层结构与族的关系
⑴主族元素的族序数=原子最外层电子数（ns+np）⑵ⅠB、ⅡB族元素族序数=最外层（ns）电子数⑶ⅢB ~ⅦB族元素族序数=(n-1)d+ns电子数（最高能级组电子数）⑷Ⅷ族没有如此简单关系（最外能级组电子数分别为 8、9、10）
Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ Ⅴ Ⅵ Ⅶ Ⅷ
练习：具有以下结构的原子，一定属于主族元素的是( )A．最外层有 8 个电子的原子B．最外层电子排布式为ns2的原子C．次外层无未成对电子的原子D．最外层有3个未成对电子的原子
元素在周期表中的 位置、性质和原子结构的关系
练习：由下列元素在周期表中的位置，给出元素名称、元素符号及价层电子构型（1）第四周期第Ⅵ B族 （2）第五周期第ⅠB族 （3）第五周期第ⅣA族 （4）第六周期第ⅡA族 （5）第四周期第ⅦA族
铬 Cr 3d54s1
银 Ag 4d105s1
锡 Sn 5s25p2
钡 Ba 6s2
溴 Br 4s24p5
有三种元素A、B、C,它们的价电子构型分别如下: A. 4d55s1 B. 6s2 C. 3d34s2 指出它们在元素周期表中的位置和它们的原子序数。
A [Kr] 4d55s1 42 第五周期ⅥB族 M
B [Xe] 6s2 56 第六周期ⅡA族 Ba
C [Ar] 3d34s2 23 第四周期第VB族 V
练习：已知某元素的原子序数是50，试推测该元素（1）原子的电子层结构；（2）在周期表中的位置？（3）是金属还是非金属？
[Kr]4d105s25p2
第五周期ⅣA族，它是Sn元素
按照元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区、f区
IIIA~VIIA族 零族元素
除H外，所有非金属元素都在p区
第IIIB族到VIII族元素(镧系、锕系除外)
(n-1) d1-9ns1-2
d轨道也不同程度地参与化学键的形成
(n-1) d10ns1-2
最外层电子数基本相同，化学性质相似。
(n-2)f0-14(n-1) d0-2ns2
原子的电子层结构 与元素的分区
练习:甲元素是第三周期 p 区元素，其最低化合价为－１价，乙元素是第四周期ｄ区元素，其最高化合价为+4 价，填写下表：
练习:元素周期表中铋元素的数据见右图，下列说法正确的是( )
A．Bi元素的质量数是209B．Bi元素的相对原子质量是209.0C．Bi原子6p亚层有一个未成对电子D．Bi原子最外层有5个能量相同的电子
2010年5月初赛 近来，人工光合作用的开发接近实用阶段。其中有一种金属钌和锰的有机配合物是人工光合作用的催化剂。这使得钌的金属有机化合物的催化作用研究发展到了新的阶段。有关钌（lia）（44Ru）的化学，请填空：⑴ 钌原子的核外电子排布式为（光谱实验证明Ru 最外层只有一个电子） 。⑵ 它位于周期表中的 区，第 周期，第 族。
(1) [Kr]4d75s1
(2) d 5 Ⅷ
练习: 某元素原子共有3个价电子，其中一个价电子的四个量子数为 n=3, l=2, m=2, ms=+1/2试回答：1、写出该元素原子核外电子排布式2、指出在周期表中的分区、周期数、族序数，是金属还是非金属以及最高正化合价。
1s22s22p63s23p63d14s2
d区, 第四周期，Ⅲ B族，金属元素，最高正价为+3。
（１）共价半径——同种元素的两个原子共价单键连接时，核间距的一半。 一般 单键半径 > 双键半径 > 叁键半径（２）金属半径——紧密堆积的金属晶体中以金属键结合的同种原子核间距离的一半。 同一原子的金属半径要大于共价半径10～15% 。（３）范德华半径——非键合原子之间只靠分子间的作用力互相接近时，两原子的核间距的一半。 一般范德华半径最大（非键合），共价半径最小（轨道重叠），金属半径位于中间（紧密堆积）
（1） 原子半径在周期表中的变化
只有当 d5，d10，f7，f14 半充满和全充满时，层中电子的对称性较高，这时 ② 占主导地位，原子半径 r 增大。
① 核电荷数 Z 增大，对电子吸引力增大，使得原子半径 r 有减小的趋势。 ② 核外电子数增加，电子之间排斥力增大，使得原子半径 r 有增大的趋势。
以 ① 为主。即同周期中从左向右原子半径减小。
(a) 同周期中 从左向右，在原子序数增加的过程中，有两个因素在影响原子半径的变化
这是一对矛盾， 以哪方面为主？
短周期的主族元素，以第 3 周期为例
r/pm 154 136 118 117 110 104 99 154
Sc —— Ni，8 个元素，r 减少了 29 pm。相邻元素之间，平均减少幅度 4 pm 许。
Na —— Cl，7 个元素，r 减少了 55 pm。相邻元素之间，平均减少幅度 10 pm 许。 Ar 为范德华半径， 所以比较大。
r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125
短周期主族元素，电子填加到外层轨道，对核的正电荷中和少，有效核电荷 Z* 增加得多。所以 r 减小的幅度大。 长周期过渡元素，电子填加到次外层轨道，对核的正电荷中和多，Z* 增加得少，所以 r 减小的幅度小。
短周期主族元素原子半径平均减少幅度 10 pm ，长周期的过渡元素平均减少幅度 4 pm 。造成这种不同的原因是什么？
Cu，Zn 为 d10 结构，电子斥力大， 所以 r 不但没减小，反而有所增加。
试设想超长周期的内过渡元素，会是怎样的情况。
（b）镧系收缩
15 种元素，r 共减小 11 pm。电子填到内层 (n－2) f 轨道，屏蔽系数更大，Z* 增加的幅度更小。所以 r 减小的幅度很小。
铕 Eu 4f7 6s2，f 轨道半充满，镱 Yb 4f14 6s2，f 轨道全充满，电子斥力的影响占主导地位，原子半径变大。
将 15 镧系种元素，原子半径共减小 11 pm 这一事实，称为镧系收缩。
K Ca Sc Ti V Crr/pm 203 174 144 132 122 118 Rb Sr Y Zr Nb Mr/pm 216 191 162 145 134 130 Cs Ba La Hf Ta Wr/pm 235 198 169 144 134 130
镧系收缩造成的影响 对于镧系元素自身的影响，使 15 种镧系元素的半径相似，性质相近，分离困难。
对于镧后元素的影响，使得第二、第三过渡系的同族元素半径相近，性质相近，分离困难。
(c)同族中 同族中，从上到下，有两种因素影响原子半径的变化趋势 ① 核电荷 Z 增加许多，对电子吸引力增大， 使 r 减小； ② 核外电子增多，增加一个电子层，使 r 增大。
在这一对矛盾中， ② 起主导作用。同族中，从上到下，原子半径增大。
副族元素 Ti V Cr r/pm 132 122 118 Zr Nb M 145 134 130 Hf Ta W 144 134 130
第二过渡系列比第一过渡系列原子半径 r 增大 12－13 pm。
第三过渡系列和第二过渡系列原子半径 r 相近或相等。这是镧系收缩的影响结果。
在同一主族中，从上到下，随着核电荷数增加，元素原子的电子层数增多，原子半径增大。 副族元素的元素半径变化不明显，特别是第五、六周期的元素的原子半径非常相近。这主要是由于镧系收缩所造成的结果。
原子半径在周期中的变化
1、同周期主族元素原子半径从左到右逐渐减小，但稀有气体的原子半径大幅增加。2、同周期过渡金属元素自左向右原子半径缩小，但程度不大。到ds区原子半径自左向右增大。 f区元素随原子序数增加半径减小幅度更小。同理，在f轨道达到半充满、全充满时，原子半径不减小，反而增大。3、周期系中各相邻元素原子半径减少的平均幅度为： 非过渡金属＞过渡元素＞内过渡元素
原子、离子半径大小的比较小结
1.电子层数相同的微粒，核电荷数越大，半径越小
例：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
2.最外层电子数相同的微粒，电子层数越多，半径越大
例：Li
Fe 3+< Fe2+ < Fe
4.电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小
“He”型离子 H- > Li+ > Be2+
“Ne”型离子 N3- > O2- >F- > Na+ > Mg2+ >Al3+
“Ar”型离子 S2- >Cl- > K+ > Ca2+
判断下列各对原子(或离子)哪一个半径大，并查表核对是否正确。①H与He;②Ba与Sr;③Sc与Ca;④Cu与Ni;⑤Zr与Hf;⑥La与Gd⑦ S2-与S⑧Na与Al3+;
2.元素的金属性和非金属性递变
1.碱金属的相似性与递变性
核电荷数增大电子层数增大
原子核对最外层电子的吸引力减小
(1) 易失去电子，表现出强还原性 (2)化合物中显+1价
生成的碱，碱性逐渐增强
生成氢气的难易程度越来越容易
生成的氧化物越来越复杂
注意：碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在石蜡中。Na、K等需放回原试剂瓶。锂与O2反应与钠不同，只生成Li2O。随着核电荷数增大，氧化物种类越来越复杂
2.碱金属氢化物的性质
NaH中元素价态？NaH是离子化合物还是共价化合物？电子式如何书写？NaH具有强氧化性还是强还原性？预测KH与水反应的化学方程式？转移电子数？
KH＋H2O===KOH＋H2↑
金属氢化物及其性质1. 常见的金属氢化物：NaH、CaH2、NaBH4、LiAlH4等。2. 碱金属均可与H2直接作用，生成金属氢化物。金属氢化物属于离子化合物，如NaH的电子式为Na＋[︰H]－。3. 性质：强还原性(金属氢化物中H元素为－1价)。①NaH＋H2O===NaOH＋H2↑(NaH为还原剂，水为氧化剂，H2既是氧化产物又是还原产物)②CaH2＋2H2O===Ca(OH)2＋2H2↑③NaBH4＋2H2O===NaBO2＋4H2↑④2BH4-＋Fe2＋＋6H2O===Fe↓＋7H2↑＋2B(OH)3
例：NaH和NaAlH4都是重要的还原剂，一定条件下金属钠和H2反应生成NaH。NaH与水反应可生成H2，NaH与AlCl3反应可得到NaAlH4，请推测并回答：(1) NaH与AlCl3反应得到NaAlH4的化学方程式为________________________ ________________。(2) NaAlH4与水发生氧化还原反应的化学方程式为____________________ ___ 。 (3) NaH在无水条件下可作为某些钢铁制品的脱锈剂(铁锈的成分表示为Fe2O3)，脱锈过程中生成两种产物，其反应的化学方程式为____________________ ______________。(4) NaH能将CO2还原成碳并放出H2，该反应的化学方程式为_____________ __________________________。
4NaH＋AlCl3===NaAlH4＋3NaCl
NaAlH4＋2H2O==NaAlO2＋4H2↑
3NaH＋Fe2O3===2Fe＋3NaOH
4NaH＋3CO2===2Na2CO3＋C＋2H2
卤族元素(简称卤素)是典型的非金属元素，它们在自然界中都以化合态存在。
1. 卤素单质的物理性质
相似性：均有颜色，难溶于水易溶有机溶剂， 熔沸点低。 递变性：气态→液态→固态，颜色逐渐加深，密度逐渐增大， 熔沸点逐渐升高。
特殊性：1.氟无正价，无含氧酸，氢氟酸能腐蚀玻璃，AgF易溶于水，无感光性。2.氯气易液化，次氯酸具有漂白作用，且能杀菌消毒。3.溴是常温下唯一呈液态的非金属单质，溴易挥发，少量溴保存要加水液封。4.碘为紫黑色固件，易升华，碘单质遇淀粉变蓝。
卤族元素原子最外层有7个电子
2.1卤素单质与氢气反应
暗处剧烈化合并爆炸；HF很稳定
光照或点燃反应；HCl较稳定
加热500℃ ；HBr不稳定
需不断加热，HI同时分解
氢化物（HX）的稳定性：HF>HCI>HBr>HI
X2 + H2O = HX + HXO（X≠F）
I2 + H2O ⇌ HI + HIO
Br2 + H2O ⇌ HBr + HBrO
Cl2 + H2O ⇌ HCl + HClO
2F2 + 2H2O = 4HF + O2 （剧烈反应）
2.2 卤素单质与水反应
F2能否置换出氯化钠中的氯？
酸性：HF（弱酸）< HCl < HBr < HIHF是弱酸，HCl，HBr，HI都是强酸
Cl2 + 2KBr = 2KCl +Br2
溶液由无色变为褐色（棕黄色）
Cl2 + 2KI = 2KCl + I2
氧化性： Cl2＞Br2
2.3单质间的置换反应
氧化性： Cl2＞I2
Br2 + 2KI = 2KBr + I2
氧化性： Br2＞I2
单质氧化性：F2＞Cl2>Br2＞I2阴离子还原性：F-＜Cl-＜Br-＜I-
元素非金属性：F＞Cl > Br > I
(1)易得电子，表现强氧化性
(2)最低化合价为 -1价
X2 + H2O ⇌ HX + HXO（X为Cl、Br、I）
H2+X2 = 2HX
2F2 + 2H2O = 4HF + O2
原因：同主族元素的性质具有相似性和递变性, 是由同主族元素的原子结构的相似性和递变性决定的。
结论：同主族元素从上往下电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。所以金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
同主族元素的性质与原子结构的关系
钠与水反应剧烈，熔成闪亮的小球，四处游动最终消失，溶液变红
镁条表面产生气泡，溶液变红
铝条表面产生气泡，溶液变红
两种金属均与盐酸反应并产生大量气泡；镁与盐酸的反应比铝与盐酸的反应剧烈
与水或酸反应置换出氢的剧烈程度减弱
同周期元素的性质与原子结构的关系
最高价氧化物的水化物的碱性：
元素的金属性：Na>Mg>Al
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
与水或酸反应置换出氢的剧烈程度：
Na+
气态氢化物稳定性由弱到强
结论：非金属性Si
H2SiO3
元素的非金属性：Si
酸性逐渐增强，碱性减弱
3.元素第一电离能的周期性变化
M(g)－e－→M+(g)
某元素的气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子 即 需要的最低能量叫做第一电离能。
用符号Ｉ1表示，单位：kJ/ml。
元素的第二电离能：+1价气态阳离子失去1个电子形成+2价气态阳离子所需的最低能量（Ｉ2）
元素的第三电离能：+2价气态阳离子失去1个电子形成+3价气态阳离子所需的最低能量（Ｉ3）
（2）元素第一电离能的意义
可以衡量原子失去一个电子的难易程度。
I1数值越小，原子越容易失去一个电子；
I1数值越大，原子越难失去一个电子；
核外电子排布、第一电离能Ｉ1两项周期性变化。 H He 1s1 1s2 I113.595 24.481eV Li Be B C N O F Ne 1s22s1 2s2 2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6 5.39 9.32 8.296 11.256 14.53 13.614 17.418 21.559eV Na Mg Al Si P S Cl Ar 3s1 3s2 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 3s23p6 5.138 7.644 5.984 8.419 10.484 10.357 13.01 15.755eV 1eV=1.6×10-19J (1个电子在真空中通过1V的电位差获得的动能。)
第一电离能：下图是元素第一电离能周期性变化图： 请注意下图中Be、B、N， Mg、Al、P的变化情况。
Be、Ne（全满）、N(半满)，原子稳定能量低，I1大；难失电子。 Mg、Ar（全满）、P(半满)，原子稳定能量低，I1大；难失电子。
（3）元素第一电离能的周期性变化
同一主族，从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。
同一周期内，从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势。
同一主族，从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数增多，原子半径逐渐增大，原子核外最外层电子的吸引力逐渐减弱，元素越来越容易失去电子，故I1逐渐减小。
同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力越来越强，元素的原子越来越难失去电子，因此I1呈逐渐增大的趋势。
a、碱金属I1最小，稀有气体的I1最大；
解释：ⅡA族元素在电子所占据的轨道上全充满， ⅤA族元素最外层的P轨道上电子半充满。
b、第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素
同一元素，I1
a 根据电离能的数据，确定元素核外电子的排布。
如某元素，I1
首先要明确，失去电子形成正离子后， 有效核电荷数 Z* 增加，半径 r 减小，故核对电子引力大，再失去电子更加不易。所以对于一种元素而言有 I1 < I2 < I3 < I4 … …
分析下列数据，探讨电离能与价态之间的关系。
练习：现有5种元素，A、B、C、D、E，其中有三种金属元素，一种稀有气体元素，其I1～I3分别如下表．根据表中的数据判断其中的金属元素有______，稀有气体元素有______，最活泼的金属是______，显二价的金属是______．元素I1/eVI2/eVI3/eVA13.023.940.0B4.331.947.8C5.747.471.8D7.715.180.3E21.641.165.2
由题意知，电离能越小，失电子越容易，该元素金属性越强，因为 B、C、D的电离能较小，所以B、C、D是金属；E的第一、第二、第三电离能都比较大，所以是稀有气体；第一电离能最小的是B，所以其金属性最强；D元素的第一电离能和第二电离能差比第三电离能和第二电离能的差小很多，所以显二价的金属是D，故答案为：BCD；E；B；D．
b 确定元素在化合物中的化合价。
c 确定元素金属性、非金属性的强弱。
⑴概念：原子在分子中吸引电子的能力大小，叫电负性。 元素的电负性愈大，表示该元素原子吸引电子的能力愈大，生成阴离子的倾向愈大。反之，吸引电子的能力愈小，生成阳离子的倾向愈大。 元素的电负性是相对值，没有单位。通常规定氟的电负性为4.0（或锂为1.0），计算出其他元素的电负性数值。
⑵电负性的周期性变化和元素的金属性、非金属性的周期性变化是一致的。
同一周期内从左到右，元素的电负性逐渐增大，同一主族内从上至下电负性减小。在副族中，电负性变化不规则。在所有元素中，氟的电负性（4.0）最大，非金属性最强，钫的电负性（0.7）最小，金属性最强。一般金属元素的电负性小于2.0，非金属元素的电负性大于2.0，但两者之间没有严格的界限，不能把电负性2.0作为划分金属和非金属的绝对标准。 电负性的大小，不仅能说明元素的金属性和非金属性，而且对讨论化学键的类型，元素的氧化数和分子的极性等都有密切关系。鲍林（pauling）提出 F的负电性为4.0 其它原子为相对值Xp表示。
判断元素的金属性和非金属性
HCN HClO NF3
a、电负性数值小的元素吸引电子的能力弱，元素化合价为正值
“准”金属，如锗、锑等，既有金属性又有非金属性，“硼－砹分界线”附近
判断化合物中元素的化合价
b、电负性数值大的元素吸引电子的能力强，元素化合价为负值
ClO2 NCl3
判断化学键的类型
a、两种成键元素间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键
b、两种成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键
解释元素“对角线”规则
元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似
练习:下列有关物质性质的比较中不正确的是( )A．热稳定性： H2S > SiH4B．离子半径： Na＋ > S2－C．第一电离能：N > OD．元素电负性：C > H
练习:现有A、B、C、D四种元素，A是第五周期ⅠA族元素，B是第三周期元素。B、C、D的最外层电子数分别为2、2、7个。四种元素原子序数从小到大的顺序是B、C、D、A。已知C和D的次外层电子均为18个。⑴判断各是什么元素⑵写出A、B、C、D的简单离子⑶写出碱性最强的最高价氧化物水化物的化学式⑷写出酸性最强的最高价氧化物水化物的化学式⑸哪种元素的第一电离能最小？哪种元素的电负性最大
A-Rb B-Mg C-Zn D-Br
练习:已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的2p轨道上有2个未成对电子。X与Y可形成化合物X2Y3，Z元素可形成负一价离子。请回答下列问题：(1)X元素基态原子的电子排布式为________，该元素的符号是________。(2)Y元素原子的电子轨道表示式为________，元素X与Y的电负性比较：X________Y(填“>”或“<”)。(3)X与Z可形成化合物XZ3，该化合物的空间构型为
练习: ⅥA族的氧、硫、硒(Se)、碲(Te)等元素在化合物中常表现出多种氧化态，含ⅥA族元素的化合物在研究和生产中有许多重要用途。请回答下列问题(1)S单质的常见形式为S8，其环状结构如图所示，S原子采用的轨道杂化方式是________；
(2)原子的第一电离能是指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，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为(3)Se原子序数为________，其核外M层电子的排布式为________；(4)H2Se的酸性比H2S________(填“强”或“弱”)。气态SeO3分子的立体构型为________，SO32-的立体构型为________。
(1)sp3 (2)O>S>Se (3)34 3s23p63d10 (4)强 平面三角形 三角锥形
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