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(jié)構(gòu)和元素周期系

　　原子的電子層結(jié)構(gòu)：根據(jù)核外電子排布三原則和光譜實驗結(jié)果，可得周期系中各元素原子的電子層結(jié)構(gòu)。

　　元素周期表(長表)：

　　周期(號)數(shù)等于電子層數(shù)。

　　各周期元素的數(shù)目等于最高能級組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)

　　1、周期的劃分

　　根據(jù)原子的電子層結(jié)構(gòu)劃分為七個周期

　　周期與能級組的關(guān)系：

　　元素周期的劃分實質(zhì)上是按原子結(jié)構(gòu)中能級組高低順序劃分的;

　　元素所在周期數(shù)=原子外層電子所處最高能級組數(shù)=電子層數(shù)

　　各周期元素數(shù)目=最高能級組內(nèi)軌道所能容納的電子總數(shù)

　　原子中外層電子每進入一個新的能級組，周期表就出現(xiàn)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(jié)束 堿金屬→稀有氣體

　　由此證明， 電子的周期性排布→元素性質(zhì)的周期性變化

　　(電子層結(jié)構(gòu)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(shù)==原子最外層電子數(shù)

　?、馎 ns1 ⅡA ns2

　　ⅦA 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(shù)=ns電子+(n-1)d電子數(shù) 如CrⅠB、ⅡB 族數(shù)= ns電子數(shù)

　?、?ns電子+ (n-1)d電子數(shù)之和=8~10

　　3、區(qū)的劃分

　　s 區(qū)——ns1-2 最后一個電子→s

　　p區(qū)——ns2np1-6 最后一個電子→p

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

　　ds區(qū)——(n-1)d10ns1-2 最后一個電子→s或d

　　f 區(qū)——(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(zhì)和化合物的性質(zhì)，隨著元素的原子序數(shù)(核電荷數(shù))的依次遞增，呈現(xiàn)周期性的變化。

　　二、 元素性質(zhì)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(shù)↑, 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(qū)過渡元素平均為 4pm(新增電子填充在(n-1)d 軌道)

　　f區(qū)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(shù)第三層上，對外層電子的屏蔽效應(yīng)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(xiàn)象稱為鑭系收縮。

　　2、電離能

　　基態(tài)的氣態(tài)原子失去電子成為帶一個正電荷的氣態(tài)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(tài)正離子失去電子成為+2價氣態(tài)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(xiàn)反常：Be>B;N > O

　　同一主族：從上到下，最外層電子數(shù)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(tài)原子在基態(tài)時獲得一個電子成為一價氣態(tài)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(shù)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(shù)依次增多，趨向于結(jié)合電子形成 8 電子結(jié)構(gòu)，E 的負值增大。鹵素的 E 呈現(xiàn)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(guī)律不很明顯，大部分的 E 負值變小。特例： E(N)為正值，是 p 區(qū)元素中除稀有氣體外唯一的正值。 E 的最大負值不出現(xiàn)在 F 原子而是 Cl 原子。

　　反常現(xiàn)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(shù)據(jù)不同，但在周期系中變化規(guī)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(xiàn) 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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