2015年电气工程师考试普通化学知识点元素周期系

　　一、原子的电子层结构和元素周期系

　　原子的电子层结构：根据核外电子排布三原则和光谱实验结果，可得周期系中各元素原子的电子层结构。

　　元素周期表(长表)：

　　周期(号)数等于电子层数。

　　各周期元素的数目等于最高能级组中原子轨道所能容纳的电子总数

　　1、周期的划分

　　根据原子的电子层结构划分为七个周期

　　周期与能级组的关系：

　　元素周期的划分实质上是按原子结构中能级组高低顺序划分的;

　　元素所在周期数=原子外层电子所处最高能级组数=电子层数

　　各周期元素数目=最高能级组内轨道所能容纳的电子总数

　　原子中外层电子每进入一个新的能级组，周期表就出现一个新周期;而外层电子填满一个能级组就完成一个周期;每一能级组中的电子填充都从ns1开始→np6结束 碱金属→稀有气体

　　由此证明， 电子的周期性排布→元素性质的周期性变化

　　(电子层结构的周期性)

　　2、 族的划分

　　长周期表划分为16个族 18个纵行

　　主族(A)：原子中最后一个电子填入的亚层为s或p包含短周期的族：ⅠA、ⅡA、ⅢA、…ⅦA,零族

　　族数==原子最外层电子数

　　ⅠA ns1 ⅡA ns2

　　ⅦA ns2np5

　　副族(B)：原子最后填入电子的亚层为d 或 f 不包含短周期的族：ⅠB、ⅡB、ⅢB、…和Ⅷ

　　过渡元素 ⅢB→ ⅦB 族数=ns电子+(n-1)d电子数 如CrⅠB、ⅡB 族数= ns电子数

　　Ⅷ ns电子+ (n-1)d电子数之和=8~10

　　3、区的划分

　　s 区——ns1-2 最后一个电子→s

　　p区——ns2np1-6 最后一个电子→p

　　d 区——(n-1)d1-9ns1-2 (Pd无s电子) 最后一个电子→d

　　ds区——(n-1)d10ns1-2 最后一个电子→s或d

　　f 区——(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns2 最后一个电子→f

　　元素周期律：元素以及由它形成的单质和化合物的性质，随着元素的原子序数(核电荷数)的依次递增，呈现周期性的变化。

　　二、 元素性质的周期性

　　1、原子半径(r)

　　共价半径：同种元素原子，形成共价单键时，两原子核间距的一半。

　　金属半径：金属晶体中，两相邻原子核间距的一半。

　　van der Waals 半径 ：分子晶体中，原子以范德华力作用时，两相邻原子核间距的一半。

　　主族元素：同一周期从左到右,随Z↑,Z*↑, r 减小;

　　同一族从上到下,随Z↑,电子层数↑, r 增大。

　　过渡元素：同一周期从左到右, r 缓慢减小;

　　同一族从上到下，r增加幅度很小,甚至相等.

　　相邻原子间减 短周期平均为 10pm;

　　小幅度平均值 d区过渡元素平均为 4pm(新增电子填充在(n-1)d 轨道)

　　f区镧系元素平均为 1pm。(新增电子填充在(n-2)f 轨道)

　　镧系元素从左到右，原子半径减小幅度更小，这是由于新增加的电子填入外数第三层上，对外层电子的屏蔽效应更大，外层电子所受到的 Z* 增加的影响更小。镧系元素从镧到镱整个系列的原子半径减小不明显的现象称为镧系收缩。

　　2、电离能

　　基态的气态原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离能，用 I 1表示。

　　A (g) → A+ (g) + e- I 1

　　由+1价气态正离子失去电子成为+2价气态正离子所需要的能量称为第二电离能，用 I 2表示

　　A+ (g)→ A 2+ (g) + e- I 2

　　电离能越小，原子易失去电子，金属性强;电离能越大，原子不易失去电子，非金属性强;通常非金属的I较大，而金属的I较小。

　　同一周期：主族元素从ⅠA 到卤素，Z*增大，r 减小，I 增大。其中ⅠA 的 I1 最小，稀有气体的 I1 最大;长周期中部(过渡元素)，电子依次加到次外层， Z* 增加不多， r 减小缓慢， I 略有增加。

　　N、P、As、Sb、Be、Mg电离能较大 ——半满，全满。出现反常：Be>B;N > O

　　同一主族：从上到下，最外层电子数相同;Z*增加不多，r 增大为主要因素，核对外层电子引力依次减弱，电子易失去，I 依次变小。

　　3、电子亲和能

　　元素的气态原子在基态时获得一个电子成为一价气态负离子所放出的能量称为电子亲和能。当负一价离子再获得电子时要克服负电荷之间的排斥力，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

　　一般元素的第一电子亲和能<0，即放热，少数例外所有元素的第二电子亲和能>0，即吸热，

　　一般，非金属元素E1的较大，表示得电子倾向强;非金属元素I1的较大，表示难失电子;

　　同一周期：从左到右，Z* 增大，r 减小，最外层电子数依次增多，趋向于结合电子形成 8 电子结构，E 的负值增大。卤素的 E 呈现最大负值，ⅡA为正值，稀有气体的 E 为最大正值。

　　同一主族：从上到下，规律不很明显，大部分的 E 负值变小。特例： E(N)为正值，是 p 区元素中除稀有气体外唯一的正值。 E 的最大负值不出现在 F 原子而是 Cl 原子。

　　反常现象：O

　　4、电负性c

　　原子在分子中吸引电子的能力称为元素的电负性，用 c 表示。

　　电负性的标度有多种，常见的有Mulliken标度( )， Pauling标度( )和Allred-Rochow 标度( )。

　　电负性标度不同，数据不同，但在周期系中变化规律是一致的。电负性可以综合衡量各种元素的金属性和非金属性。同一周期从左到右电负性依次增大;同一主族从上到下电负性依次变小，F 元素 c 为3.98，非金属性最强。电负性最小—Cs,金属性最强。

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