2015年電氣工程師考試普通化學知識點元素周期系

　　一、原子的電子層結構和元素周期系

　　原子的電子層結構：根據核外電子排布三原則和光譜實驗結果，可得周期系中各元素原子的電子層結構。

　　元素周期表(長表)：

　　周期(號)數等于電子層數。

　　各周期元素的數目等于最高能級組中原子軌道所能容納的電子總數

　　1、周期的劃分

　　根據原子的電子層結構劃分為七個周期

　　周期與能級組的關系：

　　元素周期的劃分實質上是按原子結構中能級組高低順序劃分的;

　　元素所在周期數=原子外層電子所處最高能級組數=電子層數

　　各周期元素數目=最高能級組內軌道所能容納的電子總數

　　原子中外層電子每進入一個新的能級組，周期表就出現一個新周期;而外層電子填滿一個能級組就完成一個周期;每一能級組中的電子填充都從ns1開始→np6結束 堿金屬→稀有氣體

　　由此證明， 電子的周期性排布→元素性質的周期性變化

　　(電子層結構的周期性)

　　2、 族的劃分

　　長周期表劃分為16個族 18個縱行

　　主族(A)：原子中最后一個電子填入的亞層為s或p包含短周期的族：ⅠA、ⅡA、ⅢA、…ⅦA,零族

　　族數==原子最外層電子數

　?、馎 ns1 ⅡA ns2

　?、鰽 ns2np5

　　副族(B)：原子最后填入電子的亞層為d 或 f 不包含短周期的族：ⅠB、ⅡB、ⅢB、…和Ⅷ

　　過渡元素 ⅢB→ ⅦB 族數=ns電子+(n-1)d電子數 如CrⅠB、ⅡB 族數= ns電子數

　?、?ns電子+ (n-1)d電子數之和=8~10

　　3、區的劃分

　　s 區——ns1-2 最后一個電子→s

　　p區——ns2np1-6 最后一個電子→p

　　d 區——(n-1)d1-9ns1-2 (Pd無s電子) 最后一個電子→d

　　ds區——(n-1)d10ns1-2 最后一個電子→s或d

　　f 區——(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns2 最后一個電子→f

　　元素周期律：元素以及由它形成的單質和化合物的性質，隨著元素的原子序數(核電荷數)的依次遞增，呈現周期性的變化。

　　二、 元素性質的周期性

　　1、原子半徑(r)

　　共價半徑：同種元素原子，形成共價單鍵時，兩原子核間距的一半。

　　金屬半徑：金屬晶體中，兩相鄰原子核間距的一半。

　　van der Waals 半徑 ：分子晶體中，原子以范德華力作用時，兩相鄰原子核間距的一半。

　　主族元素：同一周期從左到右,隨Z↑,Z*↑, r 減小;

　　同一族從上到下,隨Z↑,電子層數↑, r 增大。

　　過渡元素：同一周期從左到右, r 緩慢減小;

　　同一族從上到下，r增加幅度很小,甚至相等.

　　相鄰原子間減 短周期平均為 10pm;

　　小幅度平均值 d區過渡元素平均為 4pm(新增電子填充在(n-1)d 軌道)

　　f區鑭系元素平均為 1pm。(新增電子填充在(n-2)f 軌道)

　　鑭系元素從左到右，原子半徑減小幅度更小，這是由于新增加的電子填入外數第三層上，對外層電子的屏蔽效應更大，外層電子所受到的 Z* 增加的影響更小。鑭系元素從鑭到鐿整個系列的原子半徑減小不明顯的現象稱為鑭系收縮。

　　2、電離能

　　基態的氣態原子失去電子成為帶一個正電荷的氣態正離子所需要的能量稱為第一電離能，用 I 1表示。

　　A (g) → A+ (g) + e- I 1

　　由+1價氣態正離子失去電子成為+2價氣態正離子所需要的能量稱為第二電離能，用 I 2表示

　　A+ (g)→ A 2+ (g) + e- I 2

　　電離能越小，原子易失去電子，金屬性強;電離能越大，原子不易失去電子，非金屬性強;通常非金屬的I較大，而金屬的I較小。

　　同一周期：主族元素從ⅠA 到鹵素，Z*增大，r 減小，I 增大。其中ⅠA 的 I1 最小，稀有氣體的 I1 最大;長周期中部(過渡元素)，電子依次加到次外層， Z* 增加不多， r 減小緩慢， I 略有增加。

　　N、P、As、Sb、Be、Mg電離能較大 ——半滿，全滿。出現反常：Be>B;N > O

　　同一主族：從上到下，最外層電子數相同;Z*增加不多，r 增大為主要因素，核對外層電子引力依次減弱，電子易失去，I 依次變小。

　　3、電子親和能

　　元素的氣態原子在基態時獲得一個電子成為一價氣態負離子所放出的能量稱為電子親和能。當負一價離子再獲得電子時要克服負電荷之間的排斥力，因此要吸收能量。

　　例如：O (g) + e - → O- (g) E1 =-140.0 kJ . mol-1

　　O- (g) + e - → O2- (g) E2 =844.2 kJ . mol-1

　　一般元素的第一電子親和能<0，即放熱，少數例外所有元素的第二電子親和能>0，即吸熱，

　　一般，非金屬元素E1的較大，表示得電子傾向強;非金屬元素I1的較大，表示難失電子;

　　同一周期：從左到右，Z* 增大，r 減小，最外層電子數依次增多，趨向于結合電子形成 8 電子結構，E 的負值增大。鹵素的 E 呈現最大負值，ⅡA為正值，稀有氣體的 E 為最大正值。

　　同一主族：從上到下，規律不很明顯，大部分的 E 負值變小。特例： E(N)為正值，是 p 區元素中除稀有氣體外唯一的正值。 E 的最大負值不出現在 F 原子而是 Cl 原子。

　　反?，F象：O

　　4、電負性c

　　原子在分子中吸引電子的能力稱為元素的電負性，用 c 表示。

　　電負性的標度有多種，常見的有Mulliken標度( )， Pauling標度( )和Allred-Rochow 標度( )。

　　電負性標度不同，數據不同，但在周期系中變化規律是一致的。電負性可以綜合衡量各種元素的金屬性和非金屬性。同一周期從左到右電負性依次增大;同一主族從上到下電負性依次變小，F 元素 c 為3.98，非金屬性最強。電負性最小—Cs,金屬性最強。

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