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原子結構與元素周期系
2024年1月29日
第一講 原子結構
道爾頓
十九世紀初道爾頓創立了化學原子論。
近代原子理論的提出者
道爾頓原子論認為，物質世界的最小單位是原子，原子是單一的，獨立的，不可被分割的，在化學變化中保持著穩定的狀態，同類原子的屬性也是一致的。
“如果我比我周圍的人獲得更多的成就的話，那主要不，我可以說，幾乎單純地是由于不懈的努力”。
——約翰. 道爾頓
位于曼徹斯特市的道爾頓紀念碑
化學新時代是從原子論開始的，所以道爾頓應是近代化學之父。 ——恩格斯
硅原子STM圖像（隧道電子顯微鏡,可以看到原子的影像）
在19世紀，道爾頓原子論只是一種假說。
進入20世紀，隨著電子、質子、中子、放射性、同位素等一系列新發現，人們建立了生動而具體的原子模型。
注：12C原子質量的1/12=1.661×10-27kg 。
原子質量集中在原子核
質子 (1.673×10-27kg)（相對質量1.007）
原子核
原子 中子 (1.675×10-27kg)(相對質量1.008)
核外電子 (9.109×10-31kg) (質子質量的1/1836)
一、原子核
原子并不是像道爾頓想象的不可分，而是由更小的微粒構成。
原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數
具有一定核電荷數（等于核內質子數）的原子稱為一種元素。
按元素的核電荷數進行排序，所得序號叫做原子序數。
背誦1-36號
每一種元素有一個拉丁字母表達的元素符號
：原子符號
Z---質子數； N---中子數； A---質量數
A=Z+N
具有一定質子數和一定中子數的原子稱為一種核素。
通常用元素符號左上下角添加數字作為核素符號。
已知的核素品種超過2000種。
穩定核素 原子核穩定
放射性核素 原子核不穩定，會自發釋放出某些亞原子微粒（ α、 β等 ）而轉變為另一種核素。
α衰變是一種放射性衰變。在此過程中，一個原子核釋放一個α粒子（由兩個中子和兩個質子形成的氦原子核），并且轉變成一個質量數減少4，核電荷數減少2的新原子核。
+
α衰變：
β衰變是一種放射性衰變。在此過程中，一個原子核釋放一個β粒子。（電子）
+
β衰變：
上述過程中①重核減少了8個質子，②重核減少了16個中子，③經過了6次α衰變和4次β衰變，④經過了8次α衰變和6次β衰變，其中正確的是：（ ）
A. 只有①和② B. 只有①②和③
C. 只有④ D. 只有①②和④
經過幾次α衰變和β衰變，變成了鉛 。
釷
B
例1：
例2: 全國高中學生化學競賽（省級賽區）試題
俄國杜布納實驗室宣布用核反應得到了兩種新元素X和Y。X是用高能48Ca撞擊 Am靶得到的。經過100微秒，X 發生α-衰變，得到Y。然后Y連續發生4次α-衰變，轉變為質量數為 268 的第105號元素 Db（钅杜）的同位素。以X和Y的原子序數為新元素的代號（左上角標注該核素的質量數），寫出上述合成新元素X和Y的核反應方程式。
288115=284113+4He
95Am+20Ca= 288115+30n
243
48
1
例3：全國高中學生化學競賽（省級賽區）
2009年10月合成了第117號元素，從此填滿了周期表第七周期所有空格。117號元素是用249Bk轟擊48Ca靶合成的，總共得到6個117號元素的原子，其中1個原子經p次α衰變得到 270 Db后發生裂變；5個原子則經q次α衰變得到281 Rg后發生裂變。用元素周期表上的117號元素符號，寫出得到117號元素的核反應方程式（在元素符號的左上角和左下角分別標出質量數和原子序數）。
Uus
Uuh
Rg
Db
Rg
（钅杜）
（钅侖）
原子彈原理：核裂變 + + +3 +Q
核裂變:是一個原子核分裂成幾個原子核的變化。這些原子的原子核在吸收一個中子以后會分裂成兩個或更多個質量較小的原子核，同時放出二個到三個中子和很大的能量，又能使別的原子核接著發生核裂變……，使過程持續進行下去，這種過程稱作鏈式反應。
氫彈原理：核聚變 + + + Q
氫彈利用原子彈爆炸的能量做為“扳機”，將聚變燃料加熱至幾千萬K以上，使之發生自持的聚變反應，在瞬間釋放出巨大的能量。氫彈的殺傷破壞因素與原子彈相同，但威力比原子彈大得多。
同位素：
概念：具有相同質子數，不同中子數同一元素的不同核素互為同位素 。
同位素在自然界的豐度：
某種天然同位素原子占該元素原子總數的百分數
例如：氧的同位素16O、17O、18O的原子豐度為99.76 % 、
0.04 %和0.20 % 。
通常所說的同位素豐度是指從地殼（包括巖石、水、大氣）為取樣范圍的多樣本平均值。
具有一定質子數和一定中子數的原子
天然存在的元素里，各種核素的豐度是固定值。
四種相對原子質量
1. 同位素的原子量
2. 質量數A
3. 元素的原子量
4. 元素的近似原子量
錸有兩種天然同位素，185Re 187Re，1977年測得的相對原子質量和同位素豐度為：
184.952977, 37.298%和 186.955765, 62.602%
184.952977×37.298%+ 186.955765×62.602%=186.02
二、核外電子
1．核外電子運動狀態
電子質量小(9.109×10-31kg)，運動空間范圍小（直徑約為10-10m），以接近光速、不連續的運行。它的運動具有不確定性，核外電子運動有它的特殊性，將與宏觀物質運動不同。
1905年，愛因斯坦提出光子學說，確認光由能量為 hv的光子組成，頻率為v的光子的能量為 E = hv，根據質能公式 E = mc2 推出 m = E/c2
其質量 m = E/c2 = hv/(c× vλ) = h/(cλ)
光子具有動量 p = mc = (h/cλ)×c= h/λ, 即 p = h/λ
h為普朗克常數，λ為光波波長，這個式子把光子的粒子性與波動性聯系起來。
1924年法國物理學家德布羅意受光子的波粒二象性的啟發，提出假設，認為實物微粒（如電子）除了有粒子性外也有波動性，并根據波粒二象性公式預言高速運動電子的波長符合德布羅意關系式。λ=h/p=h/(mv) m是電子的質量，v是電子的速度。
由于當時的實驗水平限制，德布羅意的假設不能用實驗證明，三年后，湯姆遜通過實驗證實了物質波的存在，而且驗證了德布羅意關系式的正確性。
1924年，法國物理學家德布羅意首先提出了波粒二象性。說明電子運動沒有固定的軌跡。
1927年德國物理學家海森堡提出測不準原理,說明不能把微觀粒子和宏觀物體同樣用經典力學處理 。
　 由于核外電子運動的二象性，又在原子核外極小的空間（約10－8cm)范圍內以極高的速率運動著，所以當時海森堡認為，在同時準確地測定一個運動電子的動量和位置是不可能的，這就是被稱為海森堡測不準原理。　
無法同時準確測定運動坐標和動量。它的坐標測得越準, 其動量(速度)就測得越不準；它的動量測得越準, 其坐標就測得越不準。
無確定的運動軌道。
位置（坐標）和動量（速度）能同時準確測定
可預測運動軌道
宏觀物體
微觀粒子
宏觀物體與微觀粒子運動特征比較
測不準原理認為原子內高速運動的電子，不可能有玻爾理論所描述的固定的軌道，微觀粒子具有能量量子化、波粒二象性及測不準原理等微觀特性，微觀粒子的性質具有統計規律，用統計的方法來描述。
對于不能同時確定其位置與時間的事物，我們用概率來描述它的運動方式。
電子云：電子在原子核外空間概率密度分布的形象描述。
我們無法畫出電子的運動軌跡。不能預言它在某一時刻究竟出現在核外空間的哪個地方，只能知道它在某處出現的機會有多少。為此，就以單位體積內電子出現幾率，即幾率密度大小，用小黑點的疏密來表示。
電子云圖像中每個小黑點表示電子出現在核外空間中的一次概率（不表示一個電子），概率密度越大，電子云圖像中的小黑點越密。
在微觀領域，具有波動性的粒子要用波函數Ψ 來描述。
1926年奧地利學者薛定諤在德布羅意關系式的基礎上，對電子的運動做了適當的數學處理，提出了二階偏微分的的著名的薛定諤方程式。這個方程式的解，如果用三維坐標以圖形表示的話，就是電子云。
這是一個二階偏微分方程
波函數Ψ 是空間坐標x、y、z的函數。E是體系的總能量，V是勢能，m是粒子的質量，h是普朗克常數。它既包含體現電子粒子性的三個物理量m、E、v，又包含電子波動性的物理量Ψ 。
薛定諤方程式中的Ψ是描寫電子運動狀態的物理量。
方程求得的解是一個包含三項參數n、l、m和空間坐標x、y、z的函數Ψ（n、l、m、x、y、z)
為了求得能表示電子運動狀態的合理解，就要求n、l、m有一定的取值范圍。
一組合理的n、l、m取值就是一個確定的波函數Ψ。 n、l、m量子數確定波函數的量子化情況。
量子力學借用經典力學中描述物體運動的軌道的概念，通過波函數Ψ這種數學函數式，描述原子中各種電子運動狀態，所以又把波函數叫作原子軌道。波函數Ψ 沒有明確的物理意義，但是Ψ 絕對值的平方|Ψ|2有著明確的物理意義。
|Ψ|2：表示空間某處單位體積內電子出現的幾率，即幾率密度。|Ψ|2的空間圖像 就是電子云的空間分布圖像。（比Ψ的圖像瘦一些）。電子云是從統計的概念出發，對核外電子出現概率密度做形象化的描述。
(1)主量子數（n）—決定電子層
核外電子是分層排步的，離核近的電子能量低；離核遠的電子能量高。
n劃分：電子能量高低和離核遠近不同
n = 1 2 3 4 5 6 7
符號 K L M N O P Q
2.描繪核外電子運動的四種狀態(四個量子數）
S電子云形狀 p電子云形狀
l =0
l =1
在同一層上運動的電子能量稍有不同，且電子云的形狀也不相同，將電子層分為不同的電子亞層。電子亞層用字母：s、p、d、f 表示。同一電子層中的能量：s（2）角量子數（l）—決定電子亞層
K層：n =1, l = 0。 只有一個亞層 ：s亞層（1s），
L層：n =2, l = 0、1。
有二個亞層 ：s亞層，p亞層(2s、2p)。
M層：n =3, l = 0、1、2。
有三個亞層 ：s、p、d亞層（3s、3p、3d）。
N層：n =4, l = 0、1、2、3。
有四個亞層 ：s、p、d和f (4s、4p、4d、4f)。
[電子亞層表示法] 用數字和字母同時表示 1s、2p、3d、4f……
l只能取小于n的整數: l =0 1 2 3 4 (n-1)
相應的能級符號： s p d f g
角量子數( l ）。最大值l = n-1。
n 電子層 l 亞層（能級)
1 1 0 1s
2 2 0 2s
1 2p
3 3 0 3s
1 3p
2 3d
4 4 0 4s
1 4p
2 4d
3 4f
(3)磁量子數（m）—決定電子云的伸展方向
磁量子數m決定原子軌道在空間的伸展方向。當給定l 時，m的取值為從- l到+l之間的一切整數（包括0在內），即0，±1，±2，±3，…±l，共有2 l+1個取值。
即原子軌道在空間有2 l+1種伸展方向。
l = 0，s ： m = 0。只有一種軌道。
l = 1，p ： m = 0、 ± 1。有三種伸展方向。px、py、pz 能量相同。
l = 2，d ： m= 0、 ± 1、 ± 2。 有5種伸展方向：
l = 3，f ：m = 0、 ± 1、 ± 2、 ± 3。有7種伸展方向。
磁量子數 m = 0、±1、±2、±3、 ±l 。
軌道表示法：2px、3dxy、4pz。
有了上述三個量子數，薛定諤方程式的波函數解就可以表示成一個包含空間坐標x、y、z、n、l、m的函數式Ψ（n、l、m、x、y、z)，看成在三維空間該電子的運動區域。n、l、m一組量子數確定了一個原子軌道，它們分別表示了這個原子軌道的離核遠近、形狀和伸展方向。
原子軌道的形狀
(4)自旋量子數（ms）—決定電子自旋狀態
電子的自旋用自旋量子數ms表示。ms 的取值有兩個，+1/2和-1/2。說明電子的自旋有兩種相反的狀態，相當于順時針和逆時針方向。通常用“↑”和“↓”表示。
四個量子數
量子 數
物 理 意 義
取 值 范 圍
主量子數 n
描述電子離核遠近及能量高低
n=1,2,3, …正整數
角量子數l
描述原子軌道的形狀及能量的高低
l=0,1,2,…n-1
磁量子數m
描述原子軌道在空間的伸展方向
自旋量子數ms
描述電子的自旋方向
ms =+1/2, -1/2
2
－
m=0,+1,-1,
+2,
, …±l
主量子數(n)
角量子數(l)
磁量子數(m)
自旋量子數（ms)
確定能量
確定軌道
核外電子的運動狀態
練習：假定在下列電子的各組量子數中n正確，請指出哪幾種不能存在，為什么？
（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。
練習：判斷下列說法是否正確
（1）s電子繞核旋轉，其軌道為一圓圈，而p電子走8字形。
（2）主量子數為1時，有自旋相反的兩條軌道。
（3）主量子數為3時，有3s，3p，3d和3f四條軌道。
（1）錯誤，電子運動沒有固定軌道，s電子在核外運動電子云圖像是一個球體，其剖面圖是個圓，而p電子云圖是一個紡錘體，其剖面圖時8字形。
（2）錯誤，主量子數為1時，在1s原子軌道中有兩個自旋相反的電子。
（3）錯誤，n=3時，l 只能取0,1,2，所以沒有3f。3p在空間有三種不同取向，3d有5種不同的取向，因此，主量子數為3時，有9個原子軌道。
三、核外電子的排布
1. 泡利不相容原理：
同一原子中不能有四個量子數完全相同的兩個電子。（同一軌道最多容納兩個電子，且自旋方向相反。）
1、每種運動狀態的電子只有1個。
2、由于每個原子軌道包括兩種運動狀態，所以每個原子軌道最多只能容納 2個自旋不同的電子。
3、因為 s、p、d、f 各分層中原子軌道數為1、3、5、7，所以各分層中相應最多只能容納 2、6、10、14、個電子
電子層（n）電子亞層（l）軌道數 電子數
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：
電子在原子軌道上的分布，要盡可能使整個原子的能量最低（即電子將優先占據能量最低的原子軌道，這樣的原子處于基態）。
（1）屏蔽效應
由于其他電子對某一電子的排斥作用而抵消了一部分核電荷，從而使有效核電荷降低，削弱了核電荷對該電子的吸引，這種作用稱為屏蔽作用或屏蔽效應。
內層電子對外層電子有排斥作用，使外層電子的能量升高了。特別是d、f電子，如：E3s<（2）鉆穿效應
在原子中，對于同一主層的電子，因s電子比p、d、f 電子在離核較近處出現的概率要多，表明s電子有滲入內部空間而靠近核的本領，這種外層電子鉆到內層空間而靠近原子核的現象，稱為鉆穿作用。
鉆穿作用越強，受屏蔽作用就越小，受核引力就強，電子能量降低。由于這些作用的存在，導致核外電子排布出現了能級交錯現象：4s<3d； 5s<4d； 6s<4f； 7s<5f……。
哪些能級交錯了？
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
熟記
E(ns)＜E(n-3)g＜E(n-2)f＜E(n-1)d＜E(np)
能級交錯
近似能級組
第一能級組 1s
第二能級組 2s 2p 第三能級組 3s 3p
第四能級組 4s 3d 4p 第五能級組 5s 4d 5p
第六能級組 6s 4f 5d 6p 第七能級組 7s 5f 6d 7p
第八能級組 8s 5g 6f 7d 8p
能量最低原理：
電子在原子軌道上的分布，要盡可能使整個原子的能量最低（即電子將優先占據能量最低的原子軌道，這樣的原子處于基態）。
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
6 C 1s2 2s2 2p2
26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d64s2
12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2
3. 洪特規則
C原子：

N原子：
O原子：
洪特規則：在同一亞層的各個軌道中，電子盡可能分占不同的軌道，而且自旋方向相同。這樣排布電子，原子能量最低。
1s2 2s2 2p2
1s2 2s2 2p3
1s2 2s2 2p4
1-36號元素的核外電子排布：
注意：7N原子： 1s2 2s2 2p3
24Cr： 1s2 2s2 2p63s23p64s13d5
29Cu：1s2 2s2 2p63s23p64s13d10
46Pd: [Kr]4d10
這四個例子可看作洪特規則的特例：同一電子亞層，當電子排布全充滿或半充滿以及全空時，能量低，原子結構比較穩定。
全充滿：p6 d10 f14
半充滿：p3 d5 f7
全空： p0 d0 f0
在書寫時還是把4s寫在最外面。
4. 原子結構表示方法
（1）原子結構示意圖： S K Ca Fe
（2）電子排布式：
例如：11Na 1s2 2s2 2p6 3s1
28Ni 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2
或 [Ar]3d8 4s2（稱為電子排布簡式）
練習：
寫出 Cl、Ca、S 、Fe、 Mn、Cs 的電子排布式。
（3）軌道排布式：
例：
練習 ：寫出下列原子的軌道表達式
（1）O (2) Al (3) P (4) C
（4）價電子排布式（或稱為外圍電子排布式）
a、最高能級組的電子排布式，就是價電子排布式。
b、或就是除去上周期的稀有氣體的電子排布式的部分。
例：26Fe 價電子排布式為：3d6 4s2
練習:寫出 35Br、56Ba、14Si、 27Co 的價電子排布式。
[課堂練習]
寫出19-36號元素的原子核外電子排布。
(用電子排布式或軌道表示式表示）。
例4：夏令營試題
在元素周期表第4、第5周期中成單電子數最多的過渡元素的電子構型分別為 和
；元素名稱是 和 。依據現代原子結構理論，請你推測，當出現5g電子后，成單電子最多的元素可能的價層電子構型為 ，可能是 元素。
[Ar]3d54s1 鉻 [Kr]4d55s1 鉬
5g98s1 128
練習 ：無機化合物甲、乙分別由三種元素組成。三種元素的價電子排布分別是：asa、bsbbpb、 csccp2c。甲是一種溶解度較小的化合物，卻可溶于乙的水溶液。由此推出甲、乙的化學式： 。
甲溶于乙的水溶液的化學方程式： 。
BeCO3 + H2CO3 === Be(HCO3 )2
練習 ： 假定某個星球上的元素服從下面的量子數限制：
n = 1、2、3……; l = 0、1、2……(n-1) ；
m = ± l 。 ms =+1/2。則此星球上前4個惰性元素的原子序數是多少？
如果量子數之間的關系依舊，
那么， 當 n = 1 時，L= 0, m=±L = 0, ms = +1/2. 即只有一個軌道，其中只含一個電子（自旋向上）。所以原子序數為 1。
當 n = 2 時，L= 0, 1， m=±L = 0, ±1， 共三個軌道。每個軌道只能填充一個電子（ms = +1/2， 自旋向上）。 所以原子序數為 4 （包括 n=1 內層）。
當 n = 3 時，L= 0, 1， 2， m=±L = 0, ±1， ±2，共五個軌道。每個軌道只能填充一個電子（ms = +1/2， 自旋向上）。 所以原子序數為 9 （包括 n=1， 2 內層）。
同理，當 n = 4 時， 原子序數為 16 （包括 n=1， 2， 3 內層）。
第二講 元素周期系
原子核外電子排布的周期性變化
周期
1
元素種數
2
外圍電子排布
ⅠA
1s1
0族
1s2
2
8
2s22p6
2s1
3
8
3s1
3s23p6
4
18
4s1
4s24p6
5
18
5s1
5s25p6
6
32
6s1
6s26p6
1－6周期元素外圍電子排布
隨著原子序數的遞增，元素原子的外圍電子排布呈周期性的變化：每隔一定數目的原子，原子的外圍電子排布重復出現從ns1到ns2np6的周期性變化
一、元素周期律
元素周期律：隨核內質子數遞增，核外電子呈現周期性排布，元素性質呈現周期性遞變。
編表原則
⑴體現元素周期律
⑵電子層數相同：按核電荷數的遞增從左到右排在同一橫行
⑶最外層電子數相同：按電子層數的遞增從上到下排在同一縱行
二、元素周期表
1. 元素周期表的結構
元素周期表
橫向
7個周期
七周期三短四長；
七主七副八和零。
3個短周期（第1、2、3周期）
4個長周期（第4、5、6、7周期）
元素種數2、8、8
元素種數18、18、32、32
縱向
18個縱行
7個主族（由短周期和長周期元素共同組成的族）
7個副族（僅由長周期元素組成的族）
第VⅢ族（3個縱行，含Fe、Co、Ni等9種元素）
0族（稀有氣體元素）
ⅠA到ⅦA
ⅠB到ⅦB
思考1 ：16個族的排列順序如何？
思考3 ：為什么第四、五、六周期元素種數較多？
思考2 ：族序數與原子核外電子數有什么關系？
ⅠA→ⅡA→ⅢB→……→ⅦB→……→Ⅷ→ⅠB →ⅡB→ ⅢA→……→ ⅦA→0
主族序數（ⅠA到ⅦA族）
副族序數（ⅢB到ⅦB族）
＝外圍電子數
第四周期元素外圍電子排布式：
K:4s1
Ca:4s2
Sc:3d14s2
…
Zn:3d104s2
Ga:4s24p1
Ge:4s24p2
Kr:4s24p6
…
由于能級交錯，軌道能量4s<3d<4p
故第四周期元素核外電子先排滿4s軌道,再排3d軌道，最后再排4p軌道，
故第四周期元素比第三周期多10種
同理，由于能級交錯，軌道能量5s<4d<5p，第5周期含18種元素
由于能級交錯，軌道能量6s<4f<5d<6p，第6周期含32種元素
2種元素
10種元素
6種元素
2.原子的電子層結構與周期的關系
（1）周期序數＝電子層數（最外層主量子數） = 能級組序數
7個能級組對應7個周期
（2）各周期元素的數目=相應能級組中原子軌道所能容納的電子總數
E(ns)＜E(n-3)g＜E(n-2)f＜E(n-1)d＜E(np)
能級交錯
近似能級組
第一能級組 1s
第二能級組 2s 2p 第三能級組 3s 3p
第四能級組 4s 3d 4p 第五能級組 5s 4d 5p
第六能級組 6s 4f 5d 6p 第七能級組 7s 5f 6d 7p
第八能級組 8s 5g 6f 7d 8p
周期 容納電子 該周期元素數
1 1s 1 2 2
2 3 ns np 4 8 8
4 5 ns(n-1)d np 9 18 18
6 7 ns(n-2)f(n-1)d np 16 32 32
8 9 ns(n-3)g(n-2)f(n-1)d np 25 50 50
軌道數
練習：夏令營試題
1-1 50 121 7s27p4 Po（釙）
根據原子結構理論可以預測：
第八周期將包括______種元素；原子核外出現第一個5g電子的原子序數是______。
美、俄兩國科學家在2006年10月號的《物理評論》上宣稱，他們發現了116號元素。根據核外電子排布的規律，116號元素的價電子構型為___________，它可能與元素____________的化學性質最相似。
8s 5g 6f 7d 8p
元素周期系的發展前景
118
168
3.原子的電子層結構與族的關系
⑴主族元素的族序數=原子最外層電子數（ns+np）
⑵ⅠB、ⅡB族元素族序數=最外層（ns）電子數
⑶ⅢB ~ⅦB族元素族序數=(n-1)d+ns電子數（最高能級組電子數）
⑷Ⅷ族沒有如此簡單關系（最外能級組電子數分別為 8、9、10）
Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ Ⅴ Ⅵ Ⅶ Ⅷ
練習：具有以下結構的原子，一定屬于主族元素的是( )
A．最外層有 8 個電子的原子
B．最外層電子排布式為ns2的原子
C．次外層無未成對電子的原子
D．最外層有3個未成對電子的原子
D
元素在周期表中的
位置、性質和原子結構的關系
位置
結構
反映
周期數
＝
電子層數
主族族數
＝
最外層電子數
原子序數
＝
質子數
決定
練習：由下列元素在周期表中的位置，給出元素名稱、元素符號及價層電子構型
（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
鉻 Cr 3d54s1
銀 Ag 4d105s1
錫 Sn 5s25p2
鋇 Ba 6s2
溴 Br 4s24p5
有三種元素A、B、C,它們的價電子構型分別如下:
A. 4d55s1 B. 6s2 C. 3d34s2
指出它們在元素周期表中的位置和它們的原子序數。
A [Kr] 4d55s1 42 第五周期ⅥB族 Mo
B [Xe] 6s2 56 第六周期ⅡA族 Ba
C [Ar] 3d34s2 23 第四周期第VB族 V
練習：
已知某元素的原子序數是50，試推測該元素（1）原子的電子層結構；
（2）在周期表中的位置？
（3）是金屬還是非金屬？
[Kr]4d105s25p2
第五周期ⅣA族，它是Sn元素
金屬
4.元素周期表的分區
按照元素原子的外圍電子排布的特征，可將元素周期表分成五個區域：s區、p區、d區、ds區、f區
s區
分區
元素分布
外圍電子排布
元素性質特點
ns1-2
IA和IIA族
除H外，均為活潑金屬
p區
ns2np1-6
IIIA~VIIA族 零族元素
除H外，所有非金屬元素都在p區
第IIIB族到VIII族元素(鑭系、錒系除外)
d區
(n-1) d1-9ns1-2
d軌道也不同程度地參與化學鍵的形成
ds區
(n-1) d10ns1-2
IB和IIB族
金屬元素
f區
鑭系和錒系元素
最外層電子數基本相同，化學性質相似。
(n-2)f0-14(n-1) d0-2ns2
原子的電子層結構
與元素的分區
練習:甲元素是第三周期 p 區元素，其最低化合價
為－１價，乙元素是第四周期ｄ區元素，其最高化合
價為+4 價，填寫下表：
元素 價層電子構型 周期 族 金屬或非金屬
甲
乙
3s23p5
3d24s2
3
4
ⅦA
ⅣB
非金屬
金屬
練習:元素周期表中鉍元素的數據見右圖，
下列說法正確的是(　　)
A．Bi元素的質量數是209
B．Bi元素的相對原子質量是209.0
C．Bi原子6p亞層有一個未成對電子
D．Bi原子最外層有5個能量相同的電子
B
2010年5月初賽
近來，人工光合作用的開發接近實用階段。其中有一種金屬釕和錳的有機配合物是人工光合作用的催化劑。這使得釕的金屬有機化合物的催化作用研究發展到了新的階段。有關釕（liao）（44Ru）的化學，請填空：
⑴ 釕原子的核外電子排布式為（光譜實驗證明Ru 最外層只有一個電子） 。
⑵ 它位于周期表中的 區，第 周期，第 族。
(1) [Kr]4d75s1
(2) d 5 Ⅷ
練習:
某元素原子共有3個價電子，其中一個價電子的四個量子數為 n=3, l=2, m=2, ms=+1/2
試回答：1、寫出該元素原子核外電子排布式
2、指出在周期表中的分區、周期數、族序數，是金屬還是非金屬以及最高正化合價。
1s22s22p63s23p63d14s2
d區, 第四周期，Ⅲ B族，金屬元素，
最高正價為+3。
1. 原子半徑
（１）共價半徑——同種元素的兩個原子共價單鍵連接時，核間距的一半。
一般 單鍵半徑 > 雙鍵半徑 > 叁鍵半徑
（２）金屬半徑——緊密堆積的金屬晶體中以金屬鍵結合的同種原子核間距離的一半。
同一原子的金屬半徑要大于共價半徑10～15% 。
（３）范德華半徑——非鍵合原子之間只靠分子間的作用力互相接近時，兩原子的核間距的一半。
一般范德華半徑最大（非鍵合），共價半徑最小（軌道重疊），金屬半徑位于中間（緊密堆積）
三、元素周期性
（1） 原子半徑在周期表中的變化
只有當 d5，d10，f7，f14 半充滿和全充滿時，層中電子的對稱性較高，這時 ② 占主導地位，原子半徑 r 增大。
① 核電荷數 Z 增大，對電子吸引力增大，使得原子半徑 r 有減小的趨勢。
② 核外電子數增加，電子之間排斥力增大，使得原子半徑 r 有增大的趨勢。
以 ① 為主。即同周期中從左向右原子半徑減小。
(a) 同周期中
從左向右，在原子序數增加的過程中，有兩個因素在影響原子半徑的變化
這是一對矛盾， 以哪方面為主？
短周期的主族元素，以第 3 周期為例
Mg
Na
Al
Si
P
S
Cl
Ar
r/pm 154 136 118 117 110 104 99 154
長周期的過渡元素，以第 4 周期的第一過渡系列為例
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Sc —— Ni，8 個元素，r 減少了 29 pm。相鄰元素之間，平均減少幅度 4 pm 許。
Na —— Cl，7 個元素，r 減少了 55 pm。相鄰元素之間，平均減少幅度 10 pm 許。
Ar 為范德華半徑， 所以比較大。
r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125
短周期主族元素，電子填加到外層軌道，對核的正電荷中和少，有效核電荷 Z* 增加得多。所以 r 減小的幅度大。
長周期過渡元素，電子填加到次外層軌道，對核的正電荷中和多，Z* 增加得少，所以 r 減小的幅度小。
短周期主族元素原子半徑平均減少幅度 10 pm ，長周期的過渡元素平均減少幅度 4 pm 。造成這種不同的原因是什么？
Cu，Zn 為 d10 結構，電子斥力大， 所以 r 不但沒減小，反而有所增加。
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125
試設想超長周期的內過渡元素，會是怎樣的情況。
（b）鑭系收縮
La
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
15 種元素，r 共減小 11 pm。電子填到內層 (n－2) f 軌道，屏蔽系數更大，Z* 增加的幅度更小。所以 r 減小的幅度很小。
r/pm 161 160 158 158 158 170 158
r/pm 169 165 164 164 163 162 185 162
銪 Eu 4f7 6s2，f 軌道半充滿，鐿 Yb 4f14 6s2，f 軌道全充滿，電子斥力的影響占主導地位，原子半徑變大。
將 15 鑭系種元素，原子半徑共減小 11 pm 這一事實，稱為鑭系收縮。
K Ca Sc Ti V Cr
r/pm 203 174 144 132 122 118
Rb Sr Y Zr Nb Mo
r/pm 216 191 162 145 134 130
Cs Ba La Hf Ta W
r/pm 235 198 169 144 134 130
鑭系收縮造成的影響
對于鑭系元素自身的影響，使 15 種鑭系元素的半徑相似，性質相近，分離困難。
對于鑭后元素的影響，使得第二、第三過渡系的同族元素半徑相近，性質相近，分離困難。
(c)同族中
同族中，從上到下，有兩種因素影響原子半徑的變化趨勢
① 核電荷 Z 增加許多，對電子吸引力增大， 使 r 減小；
② 核外電子增多，增加一個電子層，使 r 增大。
主族元素 Li 123 pm
Na 154 pm
K 203 pm
Rb 216 pm
Cs 235 pm
r 增大
在這一對矛盾中， ② 起主導作用。同族中，從上到下，原子半徑增大。
副族元素 Ti V Cr
r/pm 132 122 118
Zr Nb Mo
145 134 130
Hf Ta W
144 134 130
第二過渡系列比第一過渡系列原子半徑 r 增大 12－13 pm。
第三過渡系列和第二過渡系列原子半徑 r 相近或相等。這是鑭系收縮的影響結果。
原子半徑在族中變化
在同一主族中，從上到下，隨著核電荷數增加，元素原子的電子層數增多，原子半徑增大。
副族元素的元素半徑變化不明顯，特別是第五、六周期的元素的原子半徑非常相近。這主要是由于鑭系收縮所造成的結果。
原子半徑在周期中的變化
1、同周期主族元素原子半徑從左到右逐漸減小，但稀有氣體的原子半徑大幅增加。
2、同周期過渡金屬元素自左向右原子半徑縮小，但程度不大。到ds區原子半徑自左向右增大。
f區元素隨原子序數增加半徑減小幅度更小。同理，在f軌道達到半充滿、全充滿時，原子半徑不減小，反而增大。
3、周期系中各相鄰元素原子半徑減少的平均幅度為：
非過渡金屬＞過渡元素＞內過渡元素
原子、離子半徑大小的比較小結
1.電子層數相同的微粒，核電荷數越大，半徑越小
例：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
2.最外層電子數相同的微粒，電子層數越多，半徑越大
例：LiF-3.核電荷數相同的微粒，電子數越多，半徑越大
例： S2- > S
Fe 3+< Fe2+ < Fe
4.電子層結構相同的微粒，核電荷數越大，半徑越小
“He”型離子 H- > Li+ > Be2+
“Ne”型離子 N3- > O2- >F- > Na+ > Mg2+ >Al3+
“Ar”型離子 S2- >Cl- > K+ > Ca2+
判斷下列各對原子(或離子)哪一個半徑大，并查表核對是否正確。
①H與He;
②Ba與Sr;
③Sc與Ca;
④Cu與Ni;
⑤Zr與Hf;
⑥La與Gd
⑦ S2-與S
⑧Na與Al3+;
副族元素 Ti V Cr
r/pm 132 122 118
Zr Nb Mo
145 134 130
Hf Ta W
144 134 130
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125
練習：
2.元素的金屬性和非金屬性遞變
堿金屬
物理 性質 (除Cs外)都呈銀白色， 密度較小，熔、沸點較低 密度逐漸增大(鉀反常)，
熔、沸點逐漸降低
Li
K
Cs
1.堿金屬的相似性與遞變性
結構
決定
性質
相似性
遞變性
化學性
質相似
最外層電子
數相同
核電荷數增大
電子層數增大
原子半徑增大
原子核對最外層電子的吸引力減小
失電子能力增強
還原性增強
(1) 易失去電子，
表現出強還原性
(2)化合物中顯+1價
與水反應
相似性
遞變性
均能與水反應
均作還原劑
產物中均生成堿和氫氣
與水反應越來越劇烈
生成的堿，堿性逐漸增強
還原性逐漸增強
生成氫氣的難易程度
越來越容易
與氧氣反應
均能與氧氣反應
均作還原劑
產物中均生成氧化物
與氧氣反應越來越劇烈
生成的氧化物越來越復雜
還原性逐漸增強
相似性
遞變性
注意：
堿金屬一般都保存在煤油中，但由于鋰的密度小于
煤油的密度而將鋰保存在石蠟中。
Na、K等需放回原試劑瓶。
鋰與O2反應與鈉不同，只生成Li2O。隨著核電荷
數增大，氧化物種類越來越復雜
2.堿金屬氫化物的性質
NaH中元素價態？
NaH是離子化合物還是共價化合物？
電子式如何書寫？
NaH具有強氧化性還是強還原性？
預測KH與水反應的化學方程式？轉移電子數？
KH＋H2O===KOH＋H2↑
NA
金屬氫化物及其性質
1. 常見的金屬氫化物：NaH、CaH2、NaBH4、LiAlH4等。
2. 堿金屬均可與H2直接作用，生成金屬氫化物。金屬氫化物屬于離子化合物，如NaH的電子式為Na＋[︰H]－。
3. 性質：強還原性(金屬氫化物中H元素為－1價)。
①NaH＋H2O===NaOH＋H2↑(NaH為還原劑，水為氧化劑，H2既是氧化產物又是還原產物)
②CaH2＋2H2O===Ca(OH)2＋2H2↑
③NaBH4＋2H2O===NaBO2＋4H2↑
④2BH4-＋Fe2＋＋6H2O===Fe↓＋7H2↑＋2B(OH)3
例：NaH和NaAlH4都是重要的還原劑，一定條件下金屬鈉和H2反應生成NaH。NaH與水反應可生成H2，NaH與AlCl3反應可得到NaAlH4，請推測并回答：
(1) NaH與AlCl3反應得到NaAlH4的化學方程式為________________________ ________________。
(2) NaAlH4與水發生氧化還原反應的化學方程式為____________________ ___ 。
(3) NaH在無水條件下可作為某些鋼鐵制品的脫銹劑(鐵銹的成分表示為Fe2O3)，脫銹過程中生成兩種產物，其反應的化學方程式為____________________ ______________。
(4) NaH能將CO2還原成碳并放出H2，該反應的化學方程式為_____________ __________________________。
4NaH＋AlCl3===NaAlH4＋3NaCl
NaAlH4＋2H2O==NaAlO2＋4H2↑
3NaH＋Fe2O3===2Fe＋3NaOH
4NaH＋3CO2===2Na2CO3＋C＋2H2
鹵族元素
鹵族元素(簡稱鹵素)是典型的非金屬元素，它們
在自然界中都以化合態存在。
單質 顏色、狀態 密度 熔點/℃ 沸點/℃
F2 淡黃綠色氣體 1.69g/L -219.6 -188.1
Cl2 黃綠色氣體 3.124g/L -101 -34.6
Br2 深紅棕色液體 3.119g/cm3 7.2 58.78
I2 紫黑色固體 4.93g/cm3 113.5 184.4
1. 鹵素單質的物理性質
相似性：均有顏色，難溶于水易溶有機溶劑， 熔沸點低。
遞變性：氣態→液態→固態，顏色逐漸加深，密度逐漸增大，
熔沸點逐漸升高。
特殊性：
1.氟無正價，無含氧酸，氫氟酸能腐蝕玻璃，AgF易溶于水，無感光性。
2.氯氣易液化，次氯酸具有漂白作用，且能殺菌消毒。
3.溴是常溫下唯一呈液態的非金屬單質，溴易揮發，少量溴保存要加水液封。
4.碘為紫黑色固件，易升華，碘單質遇淀粉變藍。
氟原子
氯原子
溴原子
碘原子
鹵族元素-原子結構
原子結構的相似性：
鹵族元素原子最外層有7個電子
原子結構的遞變性：
核電荷數逐漸增多
電子層數逐漸增多
原子半徑逐漸增大
2.1鹵素單質與氫氣反應
暗處劇烈化合并爆炸；HF很穩定
光照或點燃反應；HCl較穩定
加熱500℃ ；HBr不穩定
需不斷加熱，HI同時分解
條件越來越苛刻
劇烈程度越來越弱
產物穩定性變差
H2+F2 === 2HF
H2+Cl2 ==== 2HCl
H2+Br2 === 2HBr
H2+I2 2HI
光照或點燃
氫化物（HX）的穩定性：HF>HCI>HBr>HI
逐漸困難
X2 + H2O = HX + HXO（X≠F）
I2 + H2O HI + HIO
Br2 + H2O HBr + HBrO
Cl2 + H2O HCl + HClO
2F2 + 2H2O = 4HF + O2 （劇烈反應）
2.2 鹵素單質與水反應
F2能否置換出氯化鈉中的氯？
酸性：
HF（弱酸）< HCl < HBr < HI
HF是弱酸，HCl，HBr，HI都是強酸
KBr溶液
氯水
溶液由無色變為橙色
Cl2 + 2KBr = 2KCl +Br2
KI溶液
氯水
溶液由無色變為褐色（棕黃色）
Cl2 + 2KI = 2KCl + I2
氧化性： Cl2＞Br2
2.3單質間的置換反應
氧化性： Cl2＞I2
KI溶液
溴水
溶液變為褐色
Br2 + 2KI = 2KBr + I2
氧化性： Br2＞I2
單質氧化性：F2＞Cl2>Br2＞I2
陰離子還原性：F-＜Cl-＜Br-＜I-
元素非金屬性：F＞Cl > Br > I
鹵族元素
F2
Br2
I2
化學性質相似
(1)易得電子，表現強氧化性
核電荷數增多
電子層數增多
原子半
徑增大
最外層上
有7個電子
非金屬性
減弱
氧化性
減弱
得電子能
力減弱
原子核對最外層電子的引力減小
(2)最低化合價為 -1價
相似性
遞變性
X2 + H2O HX + HXO（X為Cl、Br、I）
H2+X2 = 2HX
2F2 + 2H2O = 4HF + O2
原因：同主族元素的性質具有相似性和遞變性, 是由同主族元素的原子結構的相似性和遞變性決定的。
結論：同主族元素從上往下電子層數依次增多，原子半徑逐漸增大，失電子能力逐漸增強，得電子能力逐漸減弱。所以金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。
結構
性質
決定
同主族元素的性質與原子結構的關系
實驗 Na Mg Al
與水反應 與冷水反應
與熱水反應 ─
與鹽酸反應 ─ 鈉與水反應劇烈，熔成閃亮的小球，四處游動最終消失，溶液變紅
反應緩慢
鎂條表面產生氣泡，溶液變紅
不反應
鋁條表面產生氣泡，溶液變紅
兩種金屬均與鹽酸反應并產生大量氣泡；鎂與鹽酸的反應比鋁與鹽酸的反應劇烈
分析：鈉、鎂、鋁金屬性強弱的順序是 。
Na>Mg>Al
？
與水或酸反應置換出氫的劇烈程度減弱
同周期元素的性質與原子結構的關系
最高價氧化物的水化物的堿性：
元素的金屬性：Na>Mg>Al
金屬失電子的能力:
Na>Mg>Al
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
與水或酸反應置換出氫的劇烈程度：
Na>Mg>Al
對應陽離子的氧化性：
Na+單質的還原性:
Na>Mg>Al
同周期元素的性質與原子結構的關系
與氫氣化合條件由難到易
氣態氫化物穩定性由弱到強
結論：非金屬性Si同周期元素的性質與原子結構的關系
最高價氧化物的水化物的酸性：
非金屬得電子的能力:
SiH2SiO3單質與氫氣的化合難易程度：
單質的氧化性：
氣態氫化物穩定性:
元素的非金屬性：Si弱酸
中強酸
強酸
最強酸
SiH4Si對應陰離子的還原性：
S2->Cl-
Si同周期元素的性質與原子結構的關系
2.元素的金屬性和非金屬性遞變
H
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca Ga Ge As Se Br
Rb Sr In Sn Sb Te I
Cs Ba Tl Pb Bi Po At
非金屬性逐漸增強
金屬性逐漸增強
金屬性逐漸增強
非金屬性逐漸增強
第三周期元素的最高價氧化物對應水化物
族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
元素 Na Mg Al Si P S Cl
氧化物 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
水化物 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
酸堿性 強堿 堿 兩性 弱酸 酸 強酸 最強酸
酸性逐漸增強，堿性減弱
3.元素第一電離能的周期性變化
M(g)－e－→M+(g)
（1）定義
某元素的氣態原子失去一個電子形成+1價氣態陽離子 即 需要的最低能量叫做第一電離能。
用符號Ｉ1表示，單位：kJ/mol。
元素的第二電離能：+1價氣態陽離子失去1個電子形成+2價氣態陽離子所需的最低能量（Ｉ2）
元素的第三電離能：+2價氣態陽離子失去1個電子形成+3價氣態陽離子所需的最低能量（Ｉ3）
（2）元素第一電離能的意義
可以衡量原子失去一個電子的難易程度。
I1數值越小，原子越容易失去一個電子；
I1數值越大，原子越難失去一個電子；
核外電子排布、第一電離能Ｉ1兩項周期性變化。
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個電子在真空中通過1V的電位差獲得的動能。)
第一電離能：下圖是元素第一電離能周期性變化圖：
請注意下圖中Be、B、N， Mg、Al、P的變化情況。
Be、Ne（全滿）、N(半滿)，原子穩定能量低，I1大；難失電子。
Mg、Ar（全滿）、P(半滿)，原子穩定能量低，I1大；難失電子。
（3）元素第一電離能的周期性變化
同一主族，從上到下，元素的第一電離能逐漸減小。
同一周期內，從左到右，元素的第一電離能呈逐漸增大的趨勢。
同一主族，從上到下，隨著核電荷數的遞增，電子層數增多，原子半徑逐漸增大，原子核外最外層電子的吸引力逐漸減弱，元素越來越容易失去電子，故I1逐漸減小。
同一周期內，隨著原子序數的增加，原子半徑逐漸減小，原子核對核外電子的吸引力越來越強，元素的原子越來越難失去電子，因此I1呈逐漸增大的趨勢。
a、堿金屬I1最小，稀有氣體的I1最大；
解釋：ⅡA族元素在電子所占據的軌道上全充滿， ⅤA族元素最外層的P軌道上電子半充滿。
b、第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素
同一元素，I1同周期過渡金屬元素第一電離隨核電荷數增大而增大，但變化
不規則，且增幅較小。
（4）電離能的應用
a 根據電離能的數據，確定元素核外電子的排布。
如某元素，I1則該元素原子的最外層電子數為2
首先要明確，失去電子形成正離子后， 有效核電荷數 Z* 增加，半徑 r 減小，故核對電子引力大，再失去電子更加不易。所以對于一種元素而言有 I1 < I2 < I3 < I4 … …
分析下列數據，探討電離能與價態之間的關系。
I1 I2 I3 I4 I5 I6
Li 520 7289 11815
Be 900 1757 14849 21007
B 801 2427 3660 25026
C 1086 2353 4621 6223 37830 47277
N 1402 2856 4578 7475 9445 53266
電離能
kJ mol-1
練習：現有5種元素，A、B、C、D、E，其中有三種金屬元素，一種稀有氣體元素，其I1～I3分別如下表．根據表中的數據判斷其中的金屬元素有______，稀有氣體元素有______，最活潑的金屬是______，顯二價的金屬是______．
元素 I1/eV I2/eV I3/eV
A 13.0 23.9 40.0
B 4.3 31.9 47.8
C 5.7 47.4 71.8
D 7.7 15.1 80.3
E 21.6 41.1 65.2
由題意知，電離能越小，失電子越容易，該元素金屬性越強，因為 B、C、D的電離能較小，所以B、C、D是金屬；
E的第一、第二、第三電離能都比較大，所以是稀有氣體；
第一電離能最小的是B，所以其金屬性最強；
D元素的第一電離能和第二電離能差比第三電離能和第二電離能的差小很多，所以顯二價的金屬是D，
故答案為：BCD；E；B；D．
（4）電離能的應用
a 根據電離能的數據，確定元素核外電子的排布。
如某元素，I1則該元素原子的最外層電子數為2
b 確定元素在化合物中的化合價。
c 確定元素金屬性、非金屬性的強弱。
I1越大
則元素的非金屬性越強
I1越小
則元素的金屬性越強
4. 電負性
⑴概念：原子在分子中吸引電子的能力大小，叫電負性。
元素的電負性愈大，表示該元素原子吸引電子的能力愈大，生成陰離子的傾向愈大。反之，吸引電子的能力愈小，生成陽離子的傾向愈大。
元素的電負性是相對值，沒有單位。通常規定氟的電負性為4.0（或鋰為1.0），計算出其他元素的電負性數值。
⑵電負性的周期性變化和元素的金屬性、非金屬性的周期性變化是一致的。
同一周期內從左到右，元素的電負性逐漸增大，同一主族內從上至下電負性減小。在副族中，電負性變化不規則。在所有元素中，氟的電負性（4.0）最大，非金屬性最強，鈁的電負性（0.7）最小，金屬性最強。一般金屬元素的電負性小于2.0，非金屬元素的電負性大于2.0，但兩者之間沒有嚴格的界限，不能把電負性2.0作為劃分金屬和非金屬的絕對標準。
電負性的大小，不僅能說明元素的金屬性和非金屬性，而且對討論化學鍵的類型，元素的氧化數和分子的極性等都有密切關系。鮑林（pauling）提出 F的負電性為4.0 其它原子為相對值Xp表示。
⑶元素電負性的應用
判斷元素的金屬性和非金屬性
電負性大，
則元素的非金屬性強
HCN HClO NF3
a、電負性數值小的元素吸引電子的能力弱，元素化合價為正值
>1.8
<1.8
金屬
非金屬
電負性
1.8左右
“準”金屬，如鍺、銻等，既有金屬性又有非金屬性，“硼－砹分界線”附近
判斷化合物中元素的化合價
b、電負性數值大的元素吸引電子的能力強，元素化合價為負值
ClO2 NCl3
+3
-1
-3
+1
+4
-2
+1
-2
+1
-3
+1
+2
判斷化學鍵的類型
a、兩種成鍵元素間的電負性差值大于1.7，通常形成離子鍵
b、兩種成鍵元素間的電負性差值小于1.7，通常形成共價鍵
解釋元素“對角線”規則
元素周期表中處于對角線位置的元素電負性數值相近，性質相似
練習:
下列有關物質性質的比較中不正確的是(　　)
A．熱穩定性： H2S > SiH4
B．離子半徑： Na＋ > S2－
C．第一電離能：N > O
D．元素電負性：C > H
B
練習:現有A、B、C、D四種元素，A是第五周期ⅠA族元素，B是第三周期元素。B、C、D的最外層電子數分別為2、2、7個。四種元素原子序數從小到大的順序是B、C、D、A。
已知C和D的次外層電子均為18個。
⑴判斷各是什么元素
⑵寫出A、B、C、D的簡單離子
⑶寫出堿性最強的最高價氧化物水化物的化學式
⑷寫出酸性最強的最高價氧化物水化物的化學式
⑸哪種元素的第一電離能最小？哪種元素的電負性最大
A-Rb B-Mg C-Zn D-Br
練習:已知X、Y和Z三種元素的原子序數之和等于42。X元素原子的4p軌道上有3個未成對電子，Y元素原子的2p軌道上有2個未成對電子。X與Y可形成化合物X2Y3，Z元素可形成負一價離子。請回答下列問題：
(1)X元素基態原子的電子排布式為________，該元素的符號是________。
(2)Y元素原子的電子軌道表示式為________，元素X與Y的電負性比較：X________Y(填“>”或“<”)。
(3)X與Z可形成化合物XZ3，該化合物的空間構型為
答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3　As
(3)三角錐形
練習: ⅥA族的氧、硫、硒(Se)、碲(Te)等元素在化合物中常表現出多種氧化態，含ⅥA族元素的化合物在研究和生產中有許多重要用途。請回答下列問題
(1)S單質的常見形式為S8，其環狀結構如圖所示，S原子采用的軌道雜化方式是________；
(2)原子的第一電離能是指氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量，O、S、Se原子的第一電離能由大到小的順序為
(3)Se原子序數為________，其核外M層電子的排布式為________；
(4)H2Se的酸性比H2S________(填“強”或“弱”)。氣態SeO3分子的立體構型為________，SO32-的立體構型為________。
(1)sp3　(2)O>S>Se　(3)34　3s23p63d10　
(4)強　平面三角形　
三角錐形
2018年全國高中學生化學競賽（省級賽區）試題
第 5 題（10 分） 元素同位素的類型及其天然豐度不僅決定原子量的數值，也是礦物年齡分析、反應機理研 究等的重要依據。
5-1 己知 Cl 有兩種同位素 35Cl 和 37Cl，二者豐度比為 0.75 : 0.25；Rb 有 85Rb 和 87Rb，二 者豐度比為 0.72 : 0.28。
5-1-1 寫出氣態中同位素組成不同的 RbCl 分子。
5-1-2 這些分子有幾種質量數？寫出質量數，并給出其比例。
質量數有 3 種，120,122,124
有 4 種， 85Rb 35Cl ， 87Rb 35Cl ， 85Rb 37Cl ， 87Rb 37Cl
比例為 0.54：0.39：0.07
176Lu 發生 β 衰變生成 176Hf

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