元素周期表 電離能 電負(fù)性

元素周期表的結(jié)構(gòu)

元素周期表分為主族（ⅠA~ⅦA），0族，副族（ⅠB~ⅦB+第Ⅷ族）

• 第Ⅷ族可單獨(dú)分為一族
• 元素周期表前三周期為短周期，后四周期為長周期

• 紅框里的副族（ⅠB~ⅦB+第Ⅷ族）和ⅢB中的鑭系和錒系總稱為過渡元素（金屬）
• 金屬與非金屬交接的部分叫做類金屬：

碲Te，銻Sb，硼B(yǎng)，鍺Ge，砷As，硅Si

• 口訣為“弟弟捧著神龜”

核外電子排布與周期的劃分（魯科版）

• 化學(xué)家鮑林(L.Pauling)基于大量光譜實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)及近似的理論計(jì)算，提出的多電子原子的原子軌道近似能級圖：
• 在這個圖中，如果將能量相近的原子軌道歸為一組，所得到的能級組按照能量從低到高的順序與元素周期表中的周期相對應(yīng)。不同能級組之間的能量差較大，同一能級組內(nèi)能級之間的能量差較小。

• 進(jìn)一步研究表明，通常只有 最外能級組 的電子才有可能參與化學(xué)反應(yīng)，最外能級組中那些有可能參與化學(xué)反應(yīng)的電子稱為 價電子(valence electron)。
• 一般情況下，主族元素原子的價電子只包括最外層電子；過渡元素原子的價電子除最外層電子外，還包括次外層的部分電子，甚至倒數(shù)第三層的電子。

除第一周期外，其余周期總是從ns能級開始，以nsnp能級結(jié)束；一個能級組最多能容納的電子數(shù)等于對應(yīng)的周期包含的元素種數(shù)

各族元素價層電子排布特點(diǎn)

主族：ns^1→ns^2np^5，且主族序數(shù)=最外層電子數(shù)=價層電子數(shù)

0族：He為1s^2, 其他為ns^2np^6

過渡元素(全部都是金屬元素，最外層電子數(shù)不超過2 )

元素周期表的分區(qū)

按照核外電子排布，可把元素周期表劃分成5個區(qū)——s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)、f區(qū)。除ds區(qū)外，各區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級符號

• Pd雖然在第八族但是d軌道全滿

元素周期律-原子半徑

原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：電子的能層數(shù)和核電荷數(shù)。

電子能層數(shù)越多，原子半徑越大；核電荷數(shù)越大，原子半徑縮小。

• 主族，同周期由左→右，原子半徑↓；同族由上→下，原子半徑↑。
• 原子半徑（特例）：Li>Al>Si>P>S>Cl

電離能

1.定義：氣態(tài) 電中性 基態(tài)原子 失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài) 基態(tài) 正離子所需要的最低能量叫做該元素的第一電離能( first ionization energy)，用 I1符號表示

“氣態(tài)” “電中性” “基態(tài)” “失去一個電子”等都是保證“能量最低"的條件

2.第一電離能可以衡量元素的氣態(tài)原子失去一個電子的難易程度。

第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去一個電子；第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個電子。

• 同主族的原子最外層電子數(shù)相同，隨著原子序數(shù)增大，電子層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大，原子核對核外電子的有效吸引力作用逐漸減弱，第一電離能逐漸減小。
• 同一周期的主族元素具有相同的電子層數(shù),隨著核電荷數(shù)增加，原子半徑逐漸減小，原子核對核外電子的有效吸引力作用逐漸增加，第一電離能呈現(xiàn)增大趨勢。因此對同周期元素來說，堿金屬的第一電離能最小，稀有氣體的第一電離能最大。
• 元素的第一電離能大小還與其原子的核外電子排布(特別是最外圍電子排布)有關(guān)。通常情況下，當(dāng)原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空(p0、d0、f0)、半滿(p3、d5、f7) 和全滿(p6、 d10、 f14) 結(jié)構(gòu)時，原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。
• 第二周期元素第一電離能大?。?/strong>

鈹失去一個電子需要破壞2s全滿穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，所需的第一電離能較大，因此第一電離能大小B<Be

• 第三周期元素第一電離能大?。?/strong>

鎂失去一個電子需要破壞3s全滿穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，所需的第一電離能較大，因此第一電離能大小Al<Mg

• As>Sc

逐級電離能大小比較：

處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個電子，生成+1價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第一電離能(I1) ；由+1價氣態(tài)陽離子再失去一個電子形成+2價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第二電離能(I2) ；依次還有第三、第四電離能。

• 逐級電離能一定越來越大

這個栗子太重...太重要了（doge

• 如果電離能暴增，就是破壞了穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)
• 同周期的第一電離能由左到右呈現(xiàn)增大的趨勢，但鎂失去一個電子需要破壞3s全滿穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，所需的第一電離能較大，因此第一電離能大小Na<Al<Mg
• I1：Mg>Al>Na “美女吶！”
• I2：Na>Al>Mg “哪里美？”
• I3：Mg>Na>Al “美那里！”

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電負(fù)性

元素相互化合，可理解為原子之間產(chǎn)生化學(xué)作用力，形象地叫化學(xué)鍵，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。

為描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的相對大小，美國化學(xué)家鮑林在1932年引入電負(fù)性的概念。電負(fù)性( electronegativity)是元素的原子在化合物中，吸引鍵合電子能力的標(biāo)度。元素電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱。

以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，得出各元素的電負(fù)性。電負(fù)性是相對值，沒單位。

• 電負(fù)性的大小可以作為判斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度：金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的"類金屬”(如鍺、 銻)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。
• 電負(fù)性可以判斷化學(xué)鍵的類型：一般認(rèn)為,如果兩種成鍵元素原子間的電負(fù)性差值大于1.7， 它們之間通常形成離子鍵；如果兩種成鍵元素原子間的電負(fù)性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵。

• 電負(fù)性順序：

F>O>N/Cl>Br>I/S/C>P/H>類金屬>金屬

• 電負(fù)性可以判斷化合物中元素的化合價：電負(fù)性數(shù)值的大小能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值；電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元素的化合價為負(fù)值。

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對角線規(guī)則

“對角線”規(guī)則又稱斜線關(guān)系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性質(zhì)與它左上方或右下方的另一元素及其化合物的性質(zhì)相類似，這種現(xiàn)象稱為“對角線”規(guī)則。在第2、3周期中，具有典型“對角線”規(guī)則的元素有三對：鋰與鎂，鈹與鋁，硼與硅。有人從元素的電負(fù)性值相近解釋“對角線”規(guī)則：鋰1.0、鎂1.2；鈹1.5、鋁1.5；硼2.0、 硅1.8。

1.鋰和鎂的相似性：

①在氧氣中燃燒生成氧化物，而其他堿金屬則易生成過氧化物、超氧化物

②能直接與氮作用，生成氮化物Li3N，Mg3N2，而其他堿金屬不與氮直接反應(yīng)

③氟化物、碳酸鹽、磷酸鹽都難溶于水，而其他堿金屬的相應(yīng)鹽易溶于水等。

2.鈹和鋁的相似性：

①單質(zhì)在冷的濃硝酸中鈍化

②氧化物、氫氧化物都有兩性

③氯化物都是共價化合物，易汽化，能升華，能溶于有機(jī)溶劑等。

3.硼和硅的相似性：

①硼和硅的密度分別為2.35 g/cm3和2.336g/cm3，兩者相近

②硼和硅的簡單氣態(tài)氫化物都能直接被氧氣氧化。

③最高價氧化物的水化物都是弱酸等。

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