课时1.2 原子结构与元素的性质-2020-2021学年高二化学选修3精品讲义（人教版）

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第二节原子结构与元素的性质

【学习目标】

1、掌握元素的原子结构与元素周期表的关系

2、掌握电离能、电负性的概念以及电离能、电负性与元素性质的关系

3、掌握原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化

【主干知识梳理】

一、原子结构与周期表的关系

1、原子结构与周期表的关系

周期能层数

每周期第一个元素每周期最后一个元素

原子序

数

基态原子的

简化电子排

布式

原子序

数

基态原子的

电子排布式

一1 1 1s12 2s2

二2 3 [He]2s110 1s22s22p6

三3 11 [Ne]3s118 1s22s22p63s23p6

四4 19 [Ar]4s136 1s22s22p63s23p63d104s24p6

五5 37 [Kr]5s154 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6

六6 55 [Xe]6s186 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s2

6p6

2、每族元素的电子排布特点

① 主族

主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA

排布特点 ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5

0② 族：He：1s2；其他 ns2np6

③ 过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2

3、核外电子排布与元素周期表的分区

(1)根据核外电子排布

区的命名：除ds 区外，区的名称是按构造原理最后填入电子的能级符号进行命名的。区的种类有：

①s区：ns1～2，最后的电子填在 s能级上, 包括 IA～IIA 族、氦元素, 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属

②p区：ns2np1～6，最后的电子填在 p能级上, 包括 IIIA～VIIA 族、零族元素, 为非金属和少数金属

③d区：(n－1)d1～9ns1～2，最后的电子填在 d能级上, 包括 IIIB～VIIB 族、VIII 族元素, 为过渡金属

④ds 区：(n－1)d10ns1～2，(n-1)d 全充满，最后的电子填在 d能级上, 包括 IB～IIB 族元素, 为过渡金属

⑤f区：(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2，包括镧系元素和锕系元素

⑥ds 区的命名：ds 区只有两列，第 11 列铜、银、金和第 12 列锌、镉、汞，由于该区开始的第 11 列铜、银、

金按构造原理进

行电子排布时，电子排布式中最后两个能级的电子排布应为(

ｎ

—1)d9ns2，而事实上却为(

ｎ

—

1)d10ns1，可理解

为先填满了(

ｎ

—1)d 能级而后再填充 ns能级，因而得名 ds 区

【注意】d区、ds 区、f区全是金属元素，非金属元素主要集中 p区。主族主要含 s区、p区，副族主要含 d区、

ds 区、f区，过渡元素主要含 d区、ds 区、f区

各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

分区元素分布外围电子排布元素性质特点

s区IA～IIA 族、氦元素 ns1～2除氢氦外，这些元素都是活泼金属元

素

p区ⅢA 族～Ⅶ A族、0族ns2np1～6通常是最外层电子参与反应

d区ⅢB 族～Ⅶ B族、Ⅷ族

(除镧系、锕系外)(n－1)d1～9ns1～2d轨道可以不同程度地参与化学键的

形成

ds 区ⅠB 族、Ⅱ B族(n－1)d10ns1～2金属元素

f区镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～

2ns2

镧系元素化学性质相近，锕系元素化

学性质相近

【小结与归纳】①周期表上的外围电子排布称为“价电子排布”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应

中发生变化

②s区元素价电子特征排布为 ns1~2，价电子数等于族序数

p 区元素特征电子排布为 ns2np1~6；价电子总数等于主族序数

d 区元素价电子排布特征为(

ｎ

-1)d1~8ns1~2；价电子总数等于列序数

ds 区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数

③每个纵行价电子总数相等

(2)根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交

界线(又称梯形线)附

近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属

二、元素周期律

1、元素的金属性和非金属性的变化规律

内容同周期 (从左到右)同主族 (上到下)）

核电荷数逐渐增大逐渐增大

电子层结构电子层数相同

最外层电子数增多

电子层数递增

最外层电子数相同

外围电子排布 ns1 → ns2np6外围电子排布相同

主要化合价最高正价由+1→+7；负价由－4→－１

最低负价数 8—族序数

最高正价相同

最高正价主族序数 (O、F除外)

原子半径逐渐减小（惰性气体除外）逐渐增大

金属性

非金属性

金属性逐渐减弱

非金属性逐渐增强

金属性逐渐增强

非金属性逐渐减弱

失电子能力

得电子能力

失电子逐渐减弱

得电子逐渐增强

失电子逐渐增强

得电子逐渐减弱

单质的还原性

单质的氧化性

还原性逐渐减弱

氧化性逐渐增强

还原性逐渐增强

氧化性逐渐减弱

最高价氧化物对应

水化物的酸碱性

碱性减弱

酸性增强

碱性增强

酸性减弱

非金属的气态氢化

物稳定性

生成由难到易

稳定性由弱到强

生成由易到难

稳定性由强到弱

2、原子半径和离子半径的变化规律

(1)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。能

层数越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大；核电

核数越大，

核对电子的引力也就越大，将使原子的半径越缩小

(2)元素的微粒半径大小比较规律 (主族元素)

①同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小

②同主族原子半径随原子序数递增逐渐增大

③同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小

④同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小

⑤同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大

⑥同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大

⑦阳离子半径总比相应原子半径小。如： Na Na+

⑧阴离子半径总比相应原子半径大。如：Cl Cl—

⑨电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小

如： N3— O2— F— Na+ Mg2+ Al3+

⑩同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小

如：Fe Fe2+ Fe3+

3、电离能及其变化规律

(1)定义：气态电中性基态原子失去一个电子转化为一价气态基态正离子所

需要的最低能量叫做第一电离能。气态电中性基态原子失去一个电子转化为一价气态基态正离子所需要的最低

能量叫做第一电离

能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能 (用I2表示)，依次类

推，可得到 I3、I4、

I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1<I2<I3<I4<I5……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。这是因

为随着电子的逐个

失去，阳离子所带的正电荷数越来越高，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来

越高

(2)意义：第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能越小，越易失电子，金属的活

泼性就越强。因此碱

金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强

(3)电离能的递变规律

①每一周期的第一种元素(氢或碱金属)第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大，这说明

碱金属最活泼，而

稀有气体最不活泼

②同一周期内，从左往右，第一电离能总体上是逐渐增大的，但并非单调地增大，有些反常。一般而言，IIA

族元素的 I1大于 IIIA

族元素；VA 族元素的 I1大于 VIA 族元素。如：Be＞B、N＞O，，这与原子的外层电子构型有着密切关系：

Be 有价电子排布为

2s2，是全充满结构，比较稳定，而 B的价电子排布为 2s22p1，比 Be 不稳定，因此失去第一个电子 B比Be

容易，第一电离能

小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，原理相同

③同一主族内，从上到下，随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸

引力越来越弱，元

素的原子越来越易失去电子，故同一主族，随着核电荷数的增加，元素的第一电离能逐渐减小

④过渡元素的第一电离能变化不太规则，同一周期，从左至右，第一电离能略有增加

下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能

Na Mg Al

各级电离能

(kJ·mol—1)

源:Z§xx

496[来738 578

4562 1415 1817

6912 7733 2745

9543 10540 11575

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