原子结构与元素性质 · 一 · 「核外电子排布方式」
能层与能级
- 能层： 多电子原子的核外电子的能量是不同的，离核近的电子能量较低，离核越远，电子的能量越高。可以将核外电子分成不同的能层，并用符号 $K、L、M、N、O、P、Q....$ 表示相应离核最近的第一能层，次之的第二能层，以此类推三、四、五、六、七能层。
| 电子层序数( $n$ ) | $1$ | $2$ | $3$ | $4$ | $5$ | $6$ | $7$ |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 符号表示 | $K$ | $L$ | $M$ | $N$ | $O$ | $P$ | $Q$ |
| 能量大小 | 小 | $\longrightarrow$ | $\longrightarrow$ | $\longrightarrow$ | $\longrightarrow$ | $\longrightarrow$ | 大 |
| 距核远近 | 近 | $\longrightarrow$ | $\longrightarrow$ | $\longrightarrow$ | $\longrightarrow$ | $\longrightarrow$ | 远 |
- 实验和量子力学研究表明，多电子原子中，同一能层的电子，能量可能不同，因此还能再将它们分成若干能级。在每一个能层中，能级符号的顺序是$ns、np、nd、nf...$（$n$ 表示能层）。
| 能层 | n = 1 | n = 2 | n = 3 | n = 4 | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| K | L | M | N | |||||||
| 能级种类 | s | s | p | s | p | d | s | p | d | f |
| 原子轨道 | 1s | 2s | 2p | 3s | 3p | 3d | 4s | 4p | 4d | 4f |
| 原子轨道数 | 1 | 1+3 = 4 | 1+3+5 = 9 | 1+3+5+7 = 16 | ||||||
原子轨道数为 $n^2$
每一电子层所容纳的电子数最多为 $2n^2$ 个
电子云与原子轨道
概率密度
1913 年，玻尔 提出氢原子模型，电子在 线性轨道 上绕核运行。量子力学指出，一定空间运动状态的电子在核外空间各处都可能出现，但出现的 概率 不同，可用概率密度 $\rho$ 表示，即
$$
\rho＝\frac{P}{V}(P\ 表示电子在某处出现的概率,V\ 表示该处的体积)
$$
电子云
- 定义：处于一定空间 运动状态 的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述
-
含义：用单位体积内小黑点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率大小，小黑点越 密 ，表示概率密度越 大
[×] $4s$ 电子能量较高，总是在比 $3s$ 电子离核更远的地方运动
原子轨道
量子力学把电子在原子核外的一个 空间运动状态 称为一个原子轨道
$$
形状
\begin{cases}
s\ 电子云：& 球形 & 只有一种空间伸展方向 \
p\ 电子云：& 哑铃形 & 有\ 3\ 种空间伸展方向分别相对于\ x, y, z\ 轴对称 \
\end{cases}
$$
$空间运动状态种数=轨道数； 电子运动状态种数=电子数$
$eg$：基态 $\ce{C}$ 原子核外共有 $4$ 种不同的空间运动状态，共有 $6$ 个运动状态不同的电子
原子轨道与能层序数的关系
- 不同能层的同种能级的原子轨道形状 相同，只是半径 不同。能层序数 $n$ 越 大，原子轨道的半径越 大。
-
$s$ 能级只有 $1$ 个原子轨道。$p$ 能级有 $3$ 个原子轨道，它们互相垂直，分别以 $p_x、p_y、p_z$ 表示.
-
原子轨道数与能层序数 $(n)$ 的关系：原子轨道数目 $= n^2$.
原子轨道能量高低
-
相同能层上原子轨道能量的高低：$ns<np<nd<nf$；
-
形状相同的原子轨道能量的高低：$1s<2s<3s<4s<\dots$；
-
同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如 $np_x,np_y,np_z$ 轨道的能量相等；
原子结构与元素性质 · 二 · 「构造原理、泡利原理、洪特规则」
原子轨道
对每个 $n$ 值而言：
- 有 $n$ 种能级；
-
有 $n^2$ 个原子轨道；
-
最多可容纳 $2n^2$ 个 $e^-$；
构造原理
构造原理（aufbau principle）：从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。
顺序 ：$1s - 2s - 2p - 3s - 3p - 4s - 3d - 4p - 5s - 4d - 5p - 6s - \dots$
${\displaystyle E_{1l}<E_{2l}<E_{3l}<...<E_{nl}}$
${\displaystyle E_{ns}<E_{np}<E_{nd}<E_{nf}}$
${\displaystyle E_{ns}<E_{(n-2)f}<E_{(n-1)d}<E_{np}}$
我们把第三个不等式中涉及到的能级组成的集合称为能级组。
| 能级组序号 | 一 | 二 | 三 | 四 | 五 | 六 | 七 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 能级 | $1s$ | $2s$ $2p$ | $3s$ $3p$ | $4s$ $3d$ $4p$ | $5s$ $4d$ $5p$ | $6s$ $4f$ $5d$ $6p$ | $7s$ $5f$ $6d$ $7p$ |
| 最大电子容纳量 | $2$ | $8$ | $8$ | $18$ | $18$ | $32$ | $32$ |
泡利不相容原理
泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳 2 个电子，它们的自旋 相反，常用上下箭头( $\uparrow$ 和 $\downarrow$ )表示自旋相反的 电子。
$\ce{ _8O}$ 的轨道表示式如下：
$$
\ce{_8O} \qquad \frac{↑↓}{1s} \quad \frac{↑↓}{2s} \quad \frac{↑↓!\quad ↑↓!\quad ↑↓!}{2p}
$$
- 简并轨道：能量 相同的原子轨道
电子对：同一个原子轨道中，自旋方向 相反 的一对电子
单电子：一个原子轨道中若只有一个电子，则该电子称为单电子
自旋平行：箭头同向 的单电子称为自旋平行
在氧原子中，有 3 对电子对，有 2 个单电子
在氧原子中，有 5 种 空间运动状态，有 8 种 运动状态不同 的电子
洪特规则
-
内容：基态原子中，填入 简并轨道 的电子总是先单独分占，且自旋平行
-
特例：在简并轨道上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有 较低 的能量和 较大 的稳定性
$$
相对稳定的状态 \begin{cases}
全充满& s^2, p^6, d^{10}, f^{14} \
半充满& s^1, p^3, d^{5}, f^{7}\
全空& s^0, p^0, d^{0}, f^{0} \
\end{cases}
$$
$\ce{\ _{24}Cr}$ 的电子排布式为 $[\ce{Ar}]3d^54s^1$，为半充满状态，易错写为 $[\ce{Ar}]3d^44s^2$。
$\ce{\ _{29}Cu}$ 的电子排布式为 $[\ce{Ar}]3d^{10}4s^1$，为全充满状态，易错写为 $[\ce{Ar}]3d^94s^2$
- 基态原子：处于 最低能量 状态的原子。
激发态原子：基态原子 吸收能量，它的电子会跃迁到 较高能级，变成 激发态原子。
能量最低原理
-
内容：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据 能量最低 的原子轨道，使整个原子的能量最 低。
-
因素：整个原子的能量由 核电荷数 、 电子数 和 电子状态 三个因素共同决定。
原子光谱
焰色反应
物理反应，进行焰色反应应使用 铂丝（镍丝、无锈铁丝）。把嵌在玻璃棒上的金属丝在 稀盐酸 里蘸洗后，放在酒精灯的火焰里灼烧，不同金属元素会使火焰变为各种颜色，这便是焰色反应。焰色反应的形成与原子光谱有关
光谱分析
在现代化学中，常利用原子光谱上的 特征谱线 来鉴定元素，称为光谱分析。
原子结构与元素性质 · 三 · 「电子排布式与轨道表示式」
价层电子排布式书写规则是处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布
| 电子排布式 | 含义 | 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的 电子数 ，这就是电子排布式 |
|---|---|---|
| 意义 | 能直观反映出核外的电子层、能级及各能级上的电子数 | |
| 实例 | K： $1s^2$,$2s^2$,$2p^6$ | |
| 简化电子排布式 | 含义 | 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加 方括号 表示 |
| 意义 | 避免书写电子排布式过于繁琐 | |
| 实例 | $\ce{K}：[\ce{Ar}]$ $4s^1$ | |
| 轨道表示式 （电子排布图） |
含义 | 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个 电子 |
| 意义 | 能直观反映出电子的排布情况及电子的 自旋 状态 | |
| 实例 |  |
| 原子序数 | 元素名称 | 元素符号 | 电子排布式 | 价层电子轨道表示式 |
|---|---|---|---|---|
| 1 | 氢 | $\ce{H}$ | $1s^1$ | $\mathop{\boxed{\uparrow \enspace } }\limits^{1s}$ |
| 2 | 氦 | $\ce{He}$ | $1s^2$ | $\mathop{\boxed{\uparrow \downarrow} }\limits^{1s}$ |
| 3 | 锂 | $\ce{Li}$ | $1s^2 2s^1$ | $\mathop{\boxed{\uparrow \enspace } }\limits^{2s}$ |
| 4 | 铍 | $\ce{Be}$ | $1s^2 2s^2$ | $\mathop{\boxed{\uparrow \downarrow } }\limits^{2s}$ |
| 5 | 硼 | $\ce{B}$ | $1s^2 2s^2 2p^1$ | $\mathop{\boxed{\uparrow \downarrow } }\limits^{2s} \mathop{\boxed{\uparrow \enspace } \boxed{\enspace^{\ ^{} }{\ } } \boxed{\enspace^{\ ^{} }{\ } } }\limits^{2p}$ |
| 6 | 碳 | $\ce{C}$ | $1s^2 2s^2 2p^2$ | $\mathop{\boxed{\uparrow \downarrow } }\limits^{2s} \mathop{\boxed{\uparrow \enspace } \boxed{\uparrow \enspace } \boxed{\enspace^{\ ^{} }_{\ } } }\limits^{2p}$ |
| 7 | 氮 | $\ce{N}$ | $1s^2 2s^2 2p^3$ | $\mathop{\boxed{\uparrow \downarrow } }\limits^{2s} \mathop{\boxed{\uparrow \enspace } \boxed{\uparrow \enspace } \boxed{\uparrow \enspace } }\limits^{2p}$ |
| 10 | 氖 | $\ce{Ne}$ | $1s^2 2s^2 2p^6$ | $\mathop{\boxed{\uparrow \downarrow } }\limits^{2s} \mathop{\boxed{\uparrow \downarrow } \boxed{\uparrow \downarrow } \boxed{\uparrow \downarrow } }\limits^{2p}$ |
| 11 | 钠 | $\ce{Na}$ | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$ | $\mathop{\boxed{\uparrow \enspace } }\limits^{3s}$ |
| 12 | 镁 | $Mg$ | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2$ | $\mathop{\boxed{\uparrow \downarrow } }\limits^{3s}$ |
| 13 | 铝 | $Al$ | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^1$ | $\mathop{\boxed{\uparrow \downarrow } }\limits^{3s} $ |
| 14 | 硅 | $Si$ | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^2$ | $\mathop{\boxed{\uparrow \downarrow } }\limits^{3s} \mathop{\boxed{\uparrow \enspace } \boxed{\enspace^{\ ^{} }{\ } } \boxed{\enspace^{\ ^{} }{\ } }}\limits^{3p}$ |
| 18 | 氩 | $Ar$ | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$ | $\frac{}$ |
| 19 | 钾 | $K$ | $[\ce{Ar}] 4s^1$ | $\frac{↑\quad}{4s}$ |
| 20 | 钙 | $Ca$ | $[\ce{Ar}] 4s^2$ | $\frac{↑ ↓ }{4s}$ |
| 21 | 钪 | $Sc$ | $[\ce{Ar}] 3d^1 4s^2$ | $\frac{↑ \quad | \quad | \quad | \quad | \quad}{3d} \frac{↑ ↓ }{4s}$ |
| 22 | 钛 | $Ti$ | $[\ce{Ar}] 3d^2 4s^2$ | $\frac{↑ \quad | ↑ \quad | \quad | \quad | \quad}{3d} \frac{↑ ↓ }{4s}$ |
| 23 | 钒 | $V$ | $[\ce{Ar}] 3d^3 4s^2$ | $\frac{↑ \quad | ↑ \quad | ↑\quad | \quad | \quad}{3d} \frac{↑ ↓ }{4s}$ |
| 24 | 铬 | $Cr$ | $[\ce{Ar}] 3d^5 4s^1$ | $\frac{↑ \quad | ↑ \quad | ↑\quad | ↑\quad | ↑\quad}{3d} \frac{↑ \quad}{4s}$ |
| 25 | 锰 | $Mn$ | $[\ce{Ar}] 3d^5 4s^2$ | $\frac{↑ \quad | ↑ \quad | ↑\quad | ↑\quad | ↑\quad}{3d} \frac{↑ ↓}{4s}$ |
| 26 | 铁 | $Fe$ | $[\ce{Ar}] 3d^6 4s^2$ | $\frac{↑ ↓ | ↑ \quad | ↑\quad | ↑\quad | ↑\quad}{3d} \frac{↑ ↓}{4s}$ |
| 27 | 钴 | $Co$ | $[\ce{Ar}] 3d^7 4s^2$ | $\frac{↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑\quad | ↑\quad | ↑\quad}{3d} \frac{↑ ↓}{4s}$ |
| 28 | 镍 | $Ni$ | $[\ce{Ar}] 3d^8 4s^2$ | $\frac{↑ ↓ | ↑↓ | ↑↓ | ↑\quad | ↑\quad}{3d} \frac{↑ ↓}{4s}$ |
| 29 | 铜 | $Cu$ | $[\ce{Ar}] 3d^{10} 4s^1$ | $\frac{↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑↓ | ↑↓ | ↑↓}{3d} \frac{↑ \quad}{4s}$ |
| 30 | 锌 | $Zn$ | $[\ce{Ar}] 3d^{10} 4s^2$ | $\frac{↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ }{3d} \frac{↑ ↓ }{4s}$ |
| 31 | 镓 | $Ga$ | $[\ce{Ar}] 3d^{10} 4s^2 4p^1$ | $\frac{↑ ↓ }{4s}\ \frac{↑\quad | \quad | \quad}{4p}$ |
| 32 | 锗 | $Ge$ | $[\ce{Ar}] 3d^{10} 4s^2 4p^2$ | $\frac{↑ ↓ }{4s}\ \frac{↑\quad | ↑\quad | \quad}{4p}$ |
| 33 | 砷 | $As$ | $[\ce{Ar}] 3d^{10} 4s^2 4p^3$ | $\frac{↑ ↓ }{4s} \frac{↑\quad | ↑\quad | ↑\quad }{4p}$ |
| 36 | 氪 | $Kr$ | $[\ce{Ar}] 3d^{10} 4s^2 4p^6$ | $\frac{↑ ↓ }{4s} \frac{↑↓ | ↑↓ | ↑↓ }{4p}$ |
| 37 | 铷 | $Rb$ | $[\ce{Kr}] 5s^1$ | $\frac{↑\quad}{5s}$ |
特殊情况：$\ce{Cr}:[\ce{Ar}]3d^54s^1$，$\ce{Cu}: [\ce{Ar}]3d^{10}4s^1$
过渡金属阳离子
从最外层电子开始失去
- $\ce{Fe}: [\ce{Ar}] 3d^64s^2$
$\ce{Fe}^{2+}:[\ce{Ar}]3d^6$
$\ce{Fe}^{3+}:[\ce{Ar}]3d^5$
-
$\ce{Cu}: [\ce{Ar}] 3d^{10}4s^1$
$\ce{Cu}^{+}:[\ce{Ar}]3d^{10}$
$\ce{Cu}^{2+}:[\ce{Ar}]3d^9$
-
$\ce{Zn}: [\ce{Ar}] 3d^{10}4s^2$
$\ce{Zn}^{+}:[\ce{Ar}]3d^{10}$
原子结构与元素性质 · 四 · 「原子结构 元素周期表」
类金属：$\ce{Te,Sb,B,Ge,As,Si}$
碱金属：$\ce{Li,Na,K,Rb,Cs,Fr}$
卤素：$\ce{F,Cl,Br,I,At,Ts}$
核外电子排布与周期的划分
化学家鲍林(L.Pauling)基于大量光谱实验数据及近似的理论计算，提出的多电子原子的原子轨道 近似能级图
在这个图中，如果将 能量相近的原子轨道归为一组，所得到的能级组按照能量从低到高的顺序与元素周期表中的周期相对应。不同能级组之间的能量差较大，同一能级组内能级之间的能量差较小
进一步研究表明，通常只有最外能级组的电子才有可能参与化学反应，最外能级组中那些有可能参与 化学反应的电子称为 价电子(valence electron)
一般情况下，主族元素原子的价电子只包括最外层电子；过渡元素原子的价电子除最外层电子外，还包括次外层的部分电子，甚至倒数第三层的电子
价层电子排布与周期的划分
- 第一周期：$1s^1\longrightarrow 1s^2$
-
第二周期：$2s^1\longrightarrow 2s^2\longrightarrow 2s^22p^1\longrightarrow \dots \longrightarrow 2s^22p^6$
-
第三周期：$3s^1\longrightarrow 3s^2\longrightarrow 3s^23p^1\longrightarrow...\longrightarrow 3s^23p^6$
-
第四周期：$4s^1 \longrightarrow 4s^2\longrightarrow 3d^14s^2\longrightarrow...\longrightarrow3d^{10}4s^2\longrightarrow4s^24p^1\longrightarrow...\longrightarrow4s^24p^6$
-
第五周期：$5s^1\longrightarrow 5s^2\longrightarrow 4d^15s^2\longrightarrow...\longrightarrow 4d^{10}5s^2\longrightarrow 5s^25p^1\longrightarrow...\longrightarrow 5s^25p^6$
-
第六周期：$\ce{La}$ 系 $6s\longrightarrow 4f\longrightarrow 5d\longrightarrow 6p$
-
第七周期：$\ce{Ac}$ 系 $7s\longrightarrow 5f\longrightarrow 6d\longrightarrow 7p$
除第一周期外，其余周期总是从 $ns$ 能级开始，以 $nsnp$ 能级结束；一个能级组最多能容纳的电子数等于对应的周期包含的元素种数
过渡元素优先填充内层的 $d$ 轨道，其余元素的价层电子无需写 $d$ 轨道
如：
$\ce{_{33}As}$: 核外电子排布式：$[\ce{Ar}]3d^{10}4s^24p^3$
$\ce{_{33}As}$: 价层电子排布式：$4s^24p^3$
$\ce{_{54}Xe}$: 核外电子排布式：$[\ce{Kr}]4d^{10}5s^25p^6$
$\ce{_{54}Xe}$: 价层电子排布式：$5s^25p^6$
价层电子排布式书写方式：（以 $\ce{Sb}为例$）
- $\ce{Sb}$ 为第五周期 $\texttt{ⅤA}$ 族
-
$\texttt{ⅤA}$ 族：最外层有五个电子
-
第五周期：第五能层
-
所以电子排布式为 $5s^25p^3$
各族元素价层电子排布特点
- 主族：$ns^1 \longrightarrow ns^2np^5$，且主族序数 $(n)$= 最外层电子数 = 价层电子数
- 0 族：$\ce{He}$为$1s^2$，其他为 $ns^2np^6$（最外层 $8$ 电子）
-
过渡元素（全部都是金属，最外层电子数不超 $2$ ）
- $ⅢB$ 族$\sim ⅤⅡB$ 族：
$(n-1)d^{1-5}ns^{1-2}$
族序数 = 价电子数
$d$ 轨道未全满特殊：$\ce{Cr}:3d^54s^1$ $Cu:3d^{10}4s^1$
例外：$\ce{Pd}:4d^{10}$（ $d$ 轨道全满）以及 镧系、锕系
- $ⅤⅢ$ 族（8、9、10 列）：$(n-1)d+ns$ 能级的电子数之和
-
$ⅠB、ⅡB$ 族：
$(n-1)d^{10}ns^{1-2}$ [$(n-1)d$ 轨道为全充满状态]
-
镧系/锕系：$(n-2)f^{0-14}(n-1)d^{0-2}ns^2$
- $ⅢB$ 族$\sim ⅤⅡB$ 族：
元素周期表的分区
按照核外电子排布，可把元素周期表划分成 5 个区：$s$ 区、$p$ 区、$d$ 区、$ds$ 区、$f$ 区
除 $ds$ 区外，各区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号
原子结构与元素性质 · 五 · 「电离能 电负性 元素周期律」
元素的电离能
概念
- 第一电离能：气态 电中性 基态原子 失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做该元素的 第一电离能，用 $I_1$ 符号表示
$$
\ce{M}(g)-e^-\longrightarrow \ce{M}^+(g) \qquad I_1(第一电离能)
$$「气态」、「电中性」、「基态」、「失去一个电子」等都是保证能量最低的条件
- 逐级电离能：气态基态 一 价正离子再 失去 一个电子成为气态基态，二 价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加 困难，逐级电离能越来越大
$\ce{M}(g)-e^-\longrightarrow{} \ce{M}^+ (g) \quad I_1$（第一电离能）
$\ce{M}^+(g)-e^-\longrightarrow{} \ce{M}^{2+}(g) \quad I_2$（第二电离能）
$\ce{M}^{2+}(g)-e^-\longrightarrow{} M^{3+}(g) \quad I_3$（第三电离能）
$I_1<I_2<I_3< \dots$
意义
第一电离能可以衡量元素的气态原子失去一个电子的 难易程度
- 第一电离能数值越 小，原子越 容易失去 一个电子
-
第一电离能数值越 大，原子越 难失去 一个电子
变化规律
-
同主族 的原子最外层电子数相同，随着原子序数增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引力作用逐渐减弱，第一电离能逐渐减小
-
同周期 的主族元素具有相同的电子层数，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的有效吸引力作用逐渐增加，第一电离能呈现增大趋势。因此对同周期元素来说，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大
-
元素的第一电离能大小还与其原子的核外电子排布（特别是最外围电子排布）有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（ $p$、$d$、$f$ ）、半满( $p^3$、$d^5$、$f^7$ )和全满( $p^6$、$d^{10}$、$f^{14}$ )结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
-
前四周期内的同周期，由左至右，第一电离能逐渐增大，$Ⅱ A$、$Ⅲ A$互换，$Ⅴ A $、$Ⅵ A$互换
-
第二周期元素第一电离能大小：
$$
\ce{Li}<\ce{B}<\ce{Be}<\ce{C}<\ce{O}<\ce{N}<\ce{F}<\ce{Ne}
$$$\ce{B、Be}$ 位置互换：$\ce{Be}$ 为 $2s^2$ 全满稳定结构，失去一个电子需要破坏 $2S$ 全满稳定结构，所需的第一电离能比较大
$\ce{O、N}$ 位置互换：$\ce{N}:2s^22p^3$，失去一个电子需要破坏 $2p$ 的半充满结构，所需的第一电离能比较大
另外注意：$\ce{C}<\ce{H}<\ce{O}$
- 第三周期元素第一电离能大小：
$$\ce{Na}<\ce{Al}<\ce{Mg}<\ce{Si}<\ce{S}<\ce{P}<\ce{Cl}<\ce{Ar}$$
$\ce{Al}、\ce{Mg}$ 位置互换：$\ce{Mg}$ 为 $3s^2$ 全满稳定结构，失去一个电子需要破坏 $3S$ 全满稳定结构，所需的第一电离能比较大
$\ce{S}、\ce{P}$ 位置互换：$\ce{P}:3s^23p^3$，失去一个电子需要破坏 $3p$ 的半充满结构，所需的第一电离能比较大
下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能：
电离能 $\ce{Na}$ $\ce{Mg}$ $\ce{Al}$ $I_1$ $496$ $738$ $579$ $I_2$ $4562$ $1451$ $1817$ $I_3$ $6912$ $7733$ $2745$ $I_4$ $9543$ $10540$ $11545$ $I_5$ $13353$ $13630$ $14830$ $\ce{Na}$ 的 $I_2$ 相比 $I_1$ 剧增：$\ce{Na}^+ : 1s^22s^22p^6$，此时是全满稳定结构，因此 $I_2$ 相比 $I_1$ 剧增
$\ce{Mg}$ 的 $I_3$ 剧增、$\ce{Al}$ 的 $I_4$ 剧增 同理
（可以通过判断电离能剧增地方，反向判断大致的元素）
- 这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么关系？
$\because \ce{Na}$：$I_2 \gg I_1$ $\therefore \ce{Na}$：$+1$
$\because \ce{Mg}$：$I_3 \gg I_2$ $\therefore \ce{Mg}$：$+2$
$\because \ce{Al}$：$I_4 \gg I_3$ $\therefore \ce{Al}$：$+3$
- 比较钠、镁、铝的 $I_1$ 、 $I_2$ 、 $I_3$ 的大小：
$I_1：$ 同周期，由左至右逐渐增大（$\ce{Na}$ 最小），但 $\ce{Mg}：3s^2$ 全满，$\therefore \ce{Mg}>\ce{Al}$
$I_2：\ce{Na}>\ce{Al}>\ce{Mg}$ 因为 $\ce{Na}$ 已经失去电子到内层，电离能剧增，所以 $\ce{Na}$ 的 $I_2$ 最大
$I_3：\ce{Mg}>\ce{Na}>\ce{Al}$ 因为 $\ce{Mg}$ 已经失去电子到内层，电离能剧增，所以 $\ce{Mg}$ 的 $I_3$ 最大
总结：
$I_1：\ce{Mg}>\ce{Al}>\ce{Na}$ （美女呐）$I_2：\ce{Na}>\ce{Al}>\ce{Mg}$ （哪里美）
$I_3：\ce{Mg}>\ce{Na}>\ce{Al}$ （美那里）
[ 2021 福建 ] $\ce{N、O、S}$ 的第一电离能（$I_1$）大小为 $I_1(\ce{N})>I_1(\ce{O})>I_1(\ce{S})$，原因是？
$\ce{N}$ 原子 $2p$ 轨道半充满，比相邻的 $\ce{O}$ 原子更稳定更难失电子
$\ce{O、S}$ 同主族，（随着原子序数增大，电子层数逐渐增多），$\ce{S}$ 原子半径大于 $\ce{O}$ 原子半径，（原子核对核外电子的有效吸引力作用逐渐减弱），更易失电子
总结：论证第一电离能变化规律，首先考虑半充满、全充满稳定结构失电子，其次考虑原子半径对核外电子的吸引力作用。
注意：对于同一物质的不同电离能比较，不考虑半充满或全充满稳定结构，电离能均逐级增大
例如：$\ce{Mg}\space\frac {↑ ↓ }{3s}$ 与 $\ce{Mg}\space\frac {↑ }{3s}$ ，后者的电离能大于前者
元素的电负性
有关概念与意义
- 键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成 化学键 的电子称为 键合电子
-
电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子 吸引力 的大小。电负性越 大 的原子，对键合电子的吸引力越 大
-
电负性大小的标准：以 $F$ 的电负性为 $4.0$ 和 $Li$ 的电负性为 $1.0$ 作为相对标准
递变规律
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同周期，自左到右，元素的电负性逐渐 增大 ，元素的非金属性逐渐 增强 、金属性逐渐 减弱
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同主族，自上到下，元素的电负性逐渐 减小 ，元素的金属性逐渐 增强 、非金属性逐渐 减弱
电负性顺序（背诵）：$\ce{F(4.0)> O > N、Cl > Br > I、S、C > P、H > }$ 类金属 $\ce{(B、Si、Ge)>}$ 金属
记忆方法：
- 总体，越向右上角越大
$\ce{F}$ 最大，$\ce{O}$ 次之（死记）
因此，$\ce{Cl}$ 与 $\ce{N}$ 相等（象棋中走「马」字）
各自左移一格，$\ce{S}$ 与 $\ce{C}$ 相等（走「马」字）
也是「马」字，所以，$\ce{S}$ 与 $\ce{I}$ 相等
$\ce{P}$ 和 $\ce{H}$ 电负性相等（ $pH$ ）
应用
- 判断元素的金属性和非金属性强弱
- 金属的电负性一般小于 $1.8$，非金属的电负性一般大于 $1.8$，而位于非金属三角区边界的「类金属」（如锗、锑）的电负性则在 $1.8$ 左右，它们既有金属性，又有非金属性
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金属元素的电负性 越小 ，金属元素越活泼；非金属元素的电负性 越大 ，非金属元素越活泼
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电负性可以判断化学键的类型
$$两成键元素间电负性差值 \begin{cases}
大于 1.7 &
通常形成离子键 \
& 相应的化合物为离子化合物 \
小于 1.7 &
通常形成共价键 \
& 相应的化合物为共价化合物
\end{cases}$$如 $\ce{H}$ 的电负性为 $2.1$，$\ce{Cl}$ 的电负性为 $3.0$ ，$\ce{Cl}$ 的电负性与 $\ce{H}$ 的电负性之差为 $3.0-2.1=0.9<1.7$，故 $\ce{HCl}$ 为共价化合物；
如 $\ce{Al}$ 的电负性为 $1.5$ ，$\ce{Cl}$ 的电负性与 $\ce{Al}$ 的电负性之差为 $3.0-1.5＝1.5<1.7$，因此 $\ce{AlCl3}$ 为共价化合物；
同理，$\ce{BeCl2}$ 也是共价化合物
例外：$\ce{H}$ 的电负性为 $2.1$ ，$\ce{F}$ 的电负性为 $4.4$，虽然 $\ce{HF}$ 的电负性差值大于 $1.7$ ，但仍然形成共价键，是共价化合物
- 电负性可以判断化合物中元素的化合价
- 电负性数值 小 的元素在化合物中吸引电子的能力 弱 ，元素的化合价为 正值
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电负性数值 大 的元素在化合物中吸引电子的能力 强 ，元素的化合价为 负值
已知：电负性 $\ce{Cl > H > Si}$
所以在 $\ce{SiHCl}$ 中，$\ce{Si:+4;H:-1;Cl:-1}$
- 电负性可以比较极性的大小
电负性相差越大，共价键的极性也就越大
对角线规则
「对角线」规则又称斜线关系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素及其化合物的性质相类似。在第 $2、3$ 周期中，具有典型「对角线」规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。有人从元素的电负性值相近解释「对角线」规则：锂 $1.0$、镁 $1.2$；铍 $1.5$、铝 $1.5$；硼 $2.0$、硅 $1.8$。
>
- 锂和镁的相似性：
- 在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则易生成过氧化物、超氧化物
能直接与氮作用，生成氮化物 $\ce{Li3N}$ 、 $\ce{Mg3N2}$ ，而其他碱金属不与氮直接反应
氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于水等
铍和铝的相似性：
- 单质在冷的浓硝酸中钝化
氧化物、氢氧化物都有两性
氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等
硼和硅的相似性：
- 硼和硅的密度分别为 $2.35g \cdot cm^{-3}$ 和 $2.336g \cdot cm^{-3}$ , 两者相近
硼和硅的简单气态氢化物都能直接被氧气氧化
最高价氧化物的水化物都是弱酸等
原子半径
影响因素
原子半径的大小取决于两个相反的因素：电子的能层数 和 核电荷数
- 电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的 排斥 作用使原子半径 增大
- 核电荷数：核电荷数越 大 ，核对电子的吸引作用就越 大 ，使原子半径 减小
递变规律
总结： 同周期由左至右，原子半径减小；同主族由上至下，原子半径增大
特别：$r(\ce{Li})>r(\ce{Al、Si、P、S、Cl})$
原子或离子半径的比较方法
- 同种元素的离子半径：阴离子 大于 原子，原子 大于 阳离子，低价阳离子 大于 高价阳离子。例：
$$
r(\ce{Cl^-})＞r(\ce{Cl})，r(\ce{Fe})＞r(\ce{Fe^2+})＞r(\ce{Fe^3+})
$$ -
能层结构相同的离子：核电荷数越大 ，半径越 小 ，序大径小 。例：
$$
r(\ce{O^2-})＞r(\ce{F^-})＞r(\ce{Na^+})＞r(\ce{Mg^2+})＞r(\ce{Al^3+})
$$考试中可能会出现挖坑，应先确认离子是否在同一能层
- 带相同电荷的离子：能层数越 多 ，半径越 大 。例：
$$
\begin{split}
\ & r(Li^+)＜ r(Na^+)＜ r(K^+) \
& r(Rb^+)＜ r(Cs^+)，r(O^{2 -})＜ r(S^{2 -}) ＜ (Se^{2 -})＜ r(Te^{2 -})
\end{split}
$$ -
核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例：
比较 $r(\ce{K^+})$ 与 $r(\ce{Mg^2+})$，可选 $r(\ce{Na^+})$ 为参照，$r(\ce{K^+}) > r(\ce{Na^+}) > r(\ce{Mg^2+})$
解题技巧：粒子半径比较的一般思路
1. 「一层」：先看能层数，能层数越 多 ，一般微粒半径越 大2. 「二核」：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越 大 ，微粒半径越 小
- 「三电子」：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数 多 的半径 大
原子结构与元素性质 · 考点 · 「元素周期律与元素推断」
考点一 元素周期表结构与元素周期律
- 随周期的↘，主族的↗而↗的性质（从左下 至右上）：
- 非金属性
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单质的氧化性（简单阴离子的还原性降低）
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最高价氧化物对应的水化物的酸性（ $\ce{F}$ 无含氧酸）
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简单气态氢化物稳定性（单质与 $\ce{H2}$ 反应难度减弱）
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第一电离能（存在例外）
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电负性
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金属单质熔沸点
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随周期的↗，主族的↘而↗的性质（从右上 至左下）：
- 金属性
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单质的还原性（简单阳离子的氧化性降低）
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最高价氧化物对应的水化物的碱性
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与 $\ce{H2O}$、酸反应的剧烈程度
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氢化物还原性（非金属性越强，单质的氧化性越强，离子或化合物的还原性越弱）
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金属氢化物稳定性:
向左上方向增大（同周期左侧金属性强，但同主族向下时原子半径大，键长长，键能小，分子稳定性低，因此左上方稳定）$\ce{NaH} > \ce{MgH_{2}} > \ce{AlH_{3}}$，$\ce{LiH} > \ce{NaH} > \ce{KH}$。
- 非金属氢化物稳定性: 向右上方向增大（右上方原子半径小，键长短，键能大，分子稳定性高）
$\ce{HF} > \ce{HCl} > \ce{HBr} > \ce{HI}$，$\ce{HF} >\ce{H_{2}O} > \ce{NH_{3}} > \ce{CH_{4}}$
- 氢化物的熔沸点
同为 分子晶体 的氢化物的熔沸点与 氢键 及 范德华力 有关，在有氢键的情况下，熔沸点较高，且数量越多，熔沸点越高；否则，相对分子质量越大，熔沸点越高
对于 离子晶体 的氢化物的沸点则一定大于分子晶体
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原子半径的比较方法
- 同周期主族元素，从左到右，原子半径依次滅小
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同主族元素，从上到下，原子半径依次增大
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离子半径的比较方法
- 核外电子排布不同，电子层数多的半径大
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核外电子排布相同，序大径小
考点二 元素推断
前提知识：短周期主族元素与其形成的共价键数目
| 共价键数目 | 元素 | 说明 |
|---|---|---|
| 一个共价键 | $\ce{H、F、Cl}$ | $\ce{H}$ 最外层有 1 个电子，差 1 个电子满足稀有气体 $\ce{He}$ 的 2 电子稳定结构 $\ce{F}$、$\ce{Cl}$ 最外层有 7 个电子，差 1 个电子满足 8 电子稳定结构 $\ce{H}$、$\ce{F}$、$\ce{C}$ 都是差 1 电子满足稳定结构，所以在化合物中形成 1 个共价键 |
| 二个共价键 | $\ce{O、S}$ | $\ce{O}$、$\ce{S}$ 最外层有 6 个电子，都是差 2 个电子满足 8 电子稳定结构，所以在化合价中形成 2 个共价键 |
| 三个共价键 | $\ce{B、N、P}$ | $\ce{B}$ 最外层有 3 个电子，可以形成 3 个共价键 $\ce{N}$、$\ce{P}$ 最外层有 5 个电子，都是差 3 个电子满足 8 电子稳定结构，所以在化合物中形成 3 个共价键 |
| 四个共价键 | $\ce{C、Si}$ | $\ce{C}$、$\ce{Si}$ 最外层有 4 个电子，都是差 4 个电子满足 8 电子稳定结构，所以在化合物中形成 4 个共价键 |
| 得一个电子后，再形成四个共价键 | $\ce{B、Al}$ | $\ce{B}$、$\ce{Al}$ 最外层有 3 个电子，在复杂阴离子中，若多得 1 个电子，最外层有 4 个电子后，再差 4 个电子满足 8 电子稳定结构，所以在化合物中形成 4 个共价键 |
| 失去一个电子后，再形成四个共价键 | $\ce{N、P}$ | $\ce{N}$、$\ce{P}$ 最外层有 5 个电子，在复杂阳离子中，若失去一个电子，最外层有 4 个电子后，再差 4 个电子满足 8 电子稳定结构，所以在化合物中形成 4 个共价键 |
| 五个共价键 | $\ce{P}$ | $\ce{P}$ 最外层有 5 个电子，可以直接形成 5 个共价键 但要注意的是 P 才能形成 5 个共价键，$\ce{N}$ 不能 |
| 六个共价键 | $\ce{S}$ | $\ce{S}$ 最外层有 6 个电子，可以直接形成 6 个共价键 但要注意的是 $\ce{S}$ 才能形成 6 个共价键，$\ce{O}$ 不能 |
| 七个共价键 | $\ce{Cl}$ | $\ce{Cl}$ 最外层有 7 个电子，可以直接形成 7 个共价键 但要注意的是 $\ce{Cl}$ 才能形成 7 个共价键，$\ce{F}$ 不能 |
总结：
- 一般少几个电子满足 8 电子稳定结构（ $\ce{H}$ 是满足 2 电子稳定结构），就会形成几个共价键。
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不满足 8 电子稳定结构的情况：
- $\ce{B}$、$\ce{Al}$ 若只形成 3 个共价键（且无孤电子对），则不满足 8 电子稳定结构
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$\ce{P}$、$\ce{S}$、$\ce{Cl}$ 分别形成 $5$、$6$、$7$ 个共价键时，也不满足 $8$ 电子稳定结构
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一些电子总数为奇数的分子，如 $\ce{NO2}$、$\ce{NO}$，不满足 $8$ 电子稳定结构
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只要有 $\ce{H}$ 原子出现时，所有原子不可能都满足 $8$ 电子稳定结构
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一定要注意阴离子多出的电子落在哪种元素，阳离子少的电子从哪种元素扣，判定方式如下：
- 与正常的共价键数目不一样，例如 $\ce{O}$ 理应形成 $2$ 个共价键，若给定的结构式中 $\ce{O}$ 只形成 $1$ 个共价键，可知 $\ce{O}$ 多一个电子，最外层 $7$ 电子，所以只形成 $1$ 个共价键
-
$\ce{X}$ 原子形成的共价键数目若有两种，得失电子算在 $\ce{X}$ 原子上
如：
，$\ce{X}$ 既形成 $1$ 个共价键也形成 $2$ 个共价键，可知该 $-1$ 价阴离子多出的 $1$ 个电子算在 $\ce{X}$ 上，因此 $\ce{X}$ 最外层有 $6$ 个电子，若限定该离子的元素都是短周期元素，则 $\ce{W}$ 为 $\ce{S}$，$\ce{X}$ 为 $\ce{O}$
- 复杂离子中，若其他元素的多个原子形成的共价键数目都只有 $1$ 种，而 $\ce{X}$ 只有 $1$ 个原子，得失电子算在 $\ce{X}$ 原子上
如：
，由于所有 $\ce{Z}$ 形成的共价键数目都是 2 ，所有 $\ce{Y}$ 形成的共价键数目都是 4 ，而 $\ce{X}$ 只有 1 个原子，因此该阴离子多出的 1 个电子算在 $\ce{X}$ 上，可知 $\ce{X}$ 得 1 个电子后形成 4 个共价键，若限定该离子的元素都是短周期元素，则 $\ce{X}$ 可以是 $\ce{B}$ 或 $\ce{Al}$
方法：
- 利用原子结构推断元素
- 利用原子结构及元素在周期表中的位置推断
$$
原子^A_ZX \begin{cases}
原子核\begin{cases}
中子(决定核素的种类)N 个\
质子(决定元素的种类)Z 个\
\end{cases}\
原子核外电子 Z 个\
\end{cases}
$$- 电荷角度：核内质子数($Z$)= 核电荷数 = 核外电子数 = 原子序数
-
质量角度：质量数($A$)= 质子数($Z$)+中子数($N$)
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原子电子层数 $=$ 周期序数
-
原子最外层电子数 $=$ 主族序数
-
根据元素主要化合价的关系推断
- 确定元素在周期表中的位置：最高化合价 $=$ 最外层电子数 $=$ 主族序数 ($\ce{O}$ 无最高正价、$\ce{F}$ 无正价)
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如果已知非金属元素的最低化合价（或简单阴离子的符号），则常先求出最高化合价：最高化合价 $= 8- |\text{最低化合价}|$，再确定元素在周期表中的位置
-
根据原子半径的递变规律推断
同周期主族元素中左边元素的原子半径一般比右边元素的大，同主族中下边元素的原子半径比上边元素的大
- 利用原子结构及元素在周期表中的位置推断
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利用元素周期表的片段推断元素
- 元素周期表中第一周期只有 $\ce{H}$ 和 $\ce{He}$ 两种元素，如果推断时已知元素位于不同周期，可优先考虑或排除第一周期的 $\ce{H}$，简化推断思路
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短周期中主族序数与周期序数相同的元素有 $\ce{H}、\ce{Be}、\ce{Al}$
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根据物质的转化关系推断元素
常见元素提示词：
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$\ce{H}$：原子半径最小，同位素没有中子，密度最小的气体
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$\ce{C}$：形成化合物最多的元素，单质有三种常见的同素异形体(金刚石、石墨、富勒烯)，$\ce{^{14}C}$ 可用于测定年代
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$\ce{N}$：空气中含量最多的气体( $78\%$ )单质有情性，化合时价态很多，化肥中的重要元素
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$\ce{O}$：地壳中含量最多的元素，空气中含量第 $2$ 的气体( $21\%$ )。生物体中含量最多的元素，与生命活动关系密切的元素，有两种气态的同素异形体
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$\ce{F}$：除 $\ce{H}$ 外原子半径最小，无正价，不存在含氧酸，氧化性最强的单质
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$\ce{Na}$：短周期元素中原子半径最大，焰色反应为黄色
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$\ce{Mg}$：烟火、照明弹中的成分，植物叶绿素中的元素，铝热反应的引燃剂
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$\ce{Al}$：地壳中含量第三多的元素、含量最多的金属，两性的单质，常温下遇强酸会钝化
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$\ce{Si}$：地壳中含量第二多的元素，半导体工业的支柱
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$\ce{P}$：有两种常见的同素异形体（白磷红磷），制造火药的原料（红磷）、化肥中的重要元素
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$\ce{S}$：单质为淡黄色固体，能在火山口发现，制造黑火药的原料
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$\ce{Cl}$：单质为黄绿色气体，海水中含量最多的元素，氯碱工业的产物之一
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$\ce{K}$：焰色反应呈紫色（透过蓝色钻玻璃观察）。化肥中的重要元素
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$\ce{Ca}$：人体内含量最多的矿质元素，骨骼和牙齿中的主要矿质元素
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地壳元素：$\ce{O}、\ce{Si}、\ce{Al}、\ce{Fe}、\ce{Ca}$
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