部分元素核电荷数、名称及其符号
1氢H 2氦He 3锂Li 4铍Be 5硼B
6碳C 7氮N 8氧O 9氟F 10氖Ne
11钠Na 12镁Mg 13铝Al 14硅Si 15磷P
16硫S 17氯Cl 18氩Ar 19钾K 20钙Ca
21钪(kàng) Sc 22钛Ti 23钒(fán) V 24铬(gè) Cr 25锰Mn
26铁Fe 27钴(gǔ) Co 28镍(niè) Ni 29铜Cu 30锌Zn
31镓(jiā) Ga 32锗(zhě) Ge 33砷(shēn) As 34硒Se 35溴Br
36氪Kr
47银Ag 50锡Sn 53碘I 56钡Ba 74钨W
79金Au 80汞Hg 82铅Pb
第一主族:锂钠钾铷(Rb)铯(Cs)钫(Fr).
稀有气体:氦氖氩氪氙(Xe)氡(Rn).
部分元素常见化合价
钾 钠 银 氢 +1价 氟 氯 溴 碘 -1价 钙 镁 钡 锌 +2价
1 2铜 2 3铁 2 4碳 -2氧 3铝
4硅 5磷 4 7锰 -2 4 6硫 -3 5氮
原子团
氢氧根离子 OH- -1
硫酸根离子 SO42- -2
硝酸根离子 NO3- -1
碳酸根离子 CO32- -2
碳酸氢根离子 HCO3- -1
铵根离子 NH4+ +1
氯酸根离子 ClO3- -1
锰酸根离子 MnO42- -2(Mn显+6价)
高锰酸根离子 MnO4- -1(Mn显+7价)
部分元素相对原子质量(近似值)
H:1 C:12 N:14 O:16 S:32
He:4 F:19 Na:23 Al:27 Ca:40
其他
α:关于微粒半径比较
(1) 电子层数越多,半径越大。如:K>Na
(2) 电子层数相同时,再比较核电荷数,核电荷数越多,半径越小。如:S2->Cl->K+>Ca2+
(3) 核电荷数相同时,比较电子数,电子越多半径越大。如:Cl->Cl
β:原子轨道排布
(1) 第一层:K 第二层:L 第三层:M (后续三层NOP)
(2) S能级的有一条原子轨道(球形对称)。
(3) P能级的原子轨道是纺锤形的,每个P能级有3个原子轨道,它们相互垂直,分别以Px,Py,PZ表示。
(4) d能级的原子轨道有5个。 (一条轨道2个电子)
(5)电子排布式:如Ca。K层最多排2个电子,表示为1S2;L层最多排8个电子,表示为2S22P6;M层最多排8个电子,表示为3S23P6。故电子排布式为1S22S22P63S23P6。
(6) 原子轨道是指一定能级上的电子,在核外空间运动的一个空间区域.
(7) 泡利原理(能量最低原理):S、p、d、f能级分别有1、3、5、7个轨道,每个轨道最多能容纳的电子数为2个,且自旋方向相反。
(8) 举例说明洪特规则:当电子排布在同一能级的不同轨道时,总是首先单独占一个轨道(即分占不同的轨道),而且自旋方向相同。洪特规则的第二条:当一个能级上的电子填充达到全充满,半充满或全空时是一种稳定状态,使得体系的能量较低。
(9) 钠的电子排布式可写成[Ne]3S1。因为前两层1S22S22P6电子数相加正好为Ne的原子序数。
γ:关于第一电离能
(1) 定义:气态(基态)原子失去(第)一个电子形成+1价气态阴离子所需的最低能量叫做元素的第一电离能,符号为I1,单位是KJ·mol-1。(1mol=6.02*1023个电子)
(2) 第一电离能越小,原子越容易失去电子;第一电离能越大,原子越不容易失去电子,金属性越弱;第一电离能反映了原子失去一个电子的难易程度;原子越稳定,电离能越大。
(3) 类似的,还有第二电离能(从+1价气态阳离子再失一个电子所需要的能量,符号I2),I3,I4等。
(4) 第一电离能的周期性逆变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
(5) 规律一:同主族元素第一电离能从上到下逐渐减小。原因:同主族元素从上到下,随核电荷数增大,原子半径逐渐增大,原子核对核外电子的吸引力逐渐减小,原子失电子能力逐渐增大,第一电离能逐渐减小。
(6) 规律二:同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势。原因:同周期元素从左到右,原子半径逐渐减小,原子核对核外电子的吸引力逐渐增大,原子失电子能力逐渐减小,第一电离能有逐渐增大的趋势。
(7) 铍的第一电离能比硼大,氮的第一电离能比氧大。
特殊: I1(Be)>I1(B),I1(N)>I1(O)
I1(Mg)>I1(Al),I1(P)>I1(S)
Be 的外围电子排布为2s2,是全充满结构,比较稳定,而B的价电子排布为2s22p1。
N的价电子排布2s22p3为半充满状态,比O的2s22p4 稳定,所以第一电离能比较大。
ⅡA > ⅢA ⅤA > ⅥA
ns2 ns2np1 ns2np3 ns2np4
(8) 规律三:同一周期第一电离能最小的是碱金属元素,最大的是稀有气体元素。原因:碱金属元素核外电子排布为ns1,同周期中(除稀有气体)原子半径最大,易失去一个电子,形成稳定结构,因此第一电离能在同周期中最小。稀有气体最外层电子排布为ns2np6,已达稳定结构,难以失电子,因此第一电离能在同周期中最大。
(9) 影响电离能大小的因素:
1、原子核对核外电子的引力。原子核吸引电子能力越强,I1越大。反之越小。
2、原子达到稳定结构的趋势原子外围电子排布达到半满、全满或全空能量较低较稳定。I1反常, I1数值较大。
(10) 电离能的应用:
1、判断金属性强弱。
2、判断元素的主要化合价。
3、证明原子核外电子是分层排布的。
δ:化学式的意义
设A1是一个化学式(用元素符号和数字表示物质的式子)。
(1) 若A表示一种非金属元素(非稀有气体),那么A表示:A元素;一个A原子。例:H表示一个氢原子和氢元素。
(2) 若A表示一种金属或稀有气体,那么A表示:A元素;一个A原子;A物质。例:Fe表示铁元素,一个铁原子和铁物质。
(3) 5Cl只能表示5个氯原子;5Cl2只能表示5个氯分子。
(4) H2O表示:1、水这种物质。2、一个水分子。3、水是由氢元素和氧元素组成的。4、表示一个水分子是由一个氧原子和两个氢原子构成的。
(5) 2H+表示两个氢离子。
ε:化学键
(1) 通常把分子或晶体中,相邻原子(或离子)间强烈的相互作用称为化学键。
(2) 化学键分类:按原子之间相互作用的方式和强度不同,将化学键又分为离子键、共价键和金属键。
(3) 像氯化钠这样阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫离子键。成键粒子:阴、阳离子。成键性质:静电作用。含有离子键的化合物就是离子化合物。
(4) 形成离子键的条件:
1、活泼的金属元素(IA,IIA)和活泼的非金属元素(VIA,VIIA)之间的化合物。
2、活泼的金属元素和酸根离子形成的盐酸根离子:SO42-、NO3-、Cl-等。
3、铵根离子和酸根离子(或活泼非金属元素)形成的盐。把NH4+看作是活泼的金属阳离子。
(5) 共价键定义:原子间通过共用电子对形成的相互作用。含有共价键的化合物就是共价化合物。
(6) 共价键表示式:
1、电子式
i) HCl的电子式
. .
H:Cl:
. .
ii) Cl2的电子式
.. . .
:Cl:Cl:
.. . .
-
结构式:用一根短线表示一对共用电子,其他电子一律省去。
如:H-Cl Cl-Cl.
(7) 共价键的分类。共价键分为非极性共价键和极性共价键。
1、非极性共价键:相同元素原子之间形成的共价键。如H2、O2分子中的共价键就是非极性键。
2、极性共价键:不同元素原子之间形成的共价键,成键原子的电负性不相等,共用电子对会偏向,这种叫做极性共价键,简称极性键。如HCl、H2O。
ζ:杂
(1)静电作用形成化合物。
(2) 元素的化学性质主要决定于原子的最外层电子数。
(3) H是指所有构成它的原子的原子核中有一个质子的物质。
(4) 地球上含量前五元素:O,Si,Al,Fe,Ca;人体当中含量前四元素:O,C,H,N.
(5) 有机物:含C,有活性。
(6) 相对原子质量=m碳原子/12。(取原子核中有6个质子和6个中子的碳原子)
(7) 带负电的离子叫阴离子。如Cl﹣、OH-、CO32-、SO42-;带正电的离子叫阳离子。如Na﹢、Mg2+、Fe2+。