1.2 原子结构与元素的性质 题型讲解讲义 2023-2024学年高二化学人教版（2019）选择性必修2

1.2原子结构与元素的性质 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 1s1 2 2s2 二 2 3 [He]2s1 10 1s22s22p6 三 3 11 [Ne]3s1 18 1s22s22p63s23p6 四 4 19 [Ar]4s1 36 1s22s22p63s23p63d104s24p6 五 5 37 [Kr]5s1 54 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 六 6 55 [Xe]6s1 86 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6 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 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ②0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 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。 4.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～ⅦA族、0族 ns2np1～6 通常是最外层电子参与反应 d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外) (n－1)d1～9ns1～2 d轨道可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB族、ⅡB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 二、元素周期律 1、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 ①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； ②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、电离能 (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 3、元素的电负性 (1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子成为键合电子 (2)电负性的定义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。物质发生化学反应时，是原子的外层电子发生变化。原子对电 子吸引力的不同，是造成元素化学性质有差别的本质原因。电负性就是用于衡量元素的原子在化合物中吸引电子能力的相对强弱 (3)电负性的变化规律 (随着原子序数的递增，元素的电负性呈现周期性的变化) ①同周期，从左到右，元素的电负性增大，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 ②同主族，从上到下，元素的电负性减小，表明元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 (6)电负性的应用 ①判断元素金属性和非金属性的强弱 ②判断化学键的类型 ③判断化学键的极性强弱 ④判断共价化合物中元素的化合价 ⑤解释对角线规则 题型一 构造原理与元素周期表 【例1-2】（2023北京）有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中只有C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1；B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是最外层的s能级电子数的两倍；C原子最外层电子数等于D原子最外层电子数的一半。请回答下列问题： (1)A是_______(填元素名称，下同)，位于第_______周期第_______族；D是_______，位于第_______周期第_____