8/13專題04原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)高二化學(xué)上學(xué)期魯科版考點(diǎn)01氫原子光譜1．原子結(jié)構(gòu)模型的發(fā)展歷程時(shí)間或年代1803年1903年1911年1913年20世紀(jì)20年代中期原子結(jié)構(gòu)模型模型名稱實(shí)心球體模型葡萄干布丁模型核式模型電子分層排布模型量子力學(xué)模型相關(guān)科學(xué)家道爾頓湯姆遜盧瑟福玻爾薛定諤2．基態(tài)原子與激發(fā)態(tài)原子(1)基態(tài)原子：處于狀態(tài)的原子。(2)激發(fā)態(tài)原子：基態(tài)原子能量，它的電子會躍遷到能級，變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子。(3)基態(tài)、激發(fā)態(tài)原子相互間轉(zhuǎn)化的能量變化基態(tài)原子eq\o(,\s\up7(吸收能量),\s\do5(釋放能量，主要形式為光輻射))激發(fā)態(tài)原子3．光譜(1)光譜的含義：利用儀器將物質(zhì)吸收的光或發(fā)射的光的和分布記錄下來，就得到所謂的光譜。(2)光譜的類型①連續(xù)光譜：若光譜是由各種波長的光所組成，且相近的波長差別極小而，則這種光譜為連續(xù)光譜。例如，陽光形成的光譜即為連續(xù)光譜。②線狀光譜：若光譜是由具有的、彼此分立的譜線組成，則所得光譜為線狀光譜。4．光譜與光譜分析光譜：不同元素的原子發(fā)生躍遷時(shí)會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的電子的光譜或光譜，總稱原子光譜。光譜分析：在現(xiàn)代化學(xué)中常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析?？键c(diǎn)02玻爾的原子結(jié)構(gòu)模型1．基本觀點(diǎn)運(yùn)動軌跡原子中的電子在具有確定半徑的軌道上繞運(yùn)動，并且不輻射能量能量分布在不同軌道上運(yùn)動的電子具有的能量(E)，而且能量是的。軌道能量隨量子數(shù)n(1，2，3，……)的增大而。對氫原子而言，電子處于n＝1的軌道時(shí)能量最低，這種狀態(tài)稱為基態(tài)；能量高于基態(tài)的狀態(tài)，稱為態(tài)。電子躍遷只有當(dāng)電子從一個(gè)軌道(Ei)躍遷到另一個(gè)軌道(Ej)才會輻射或吸收能量。如果輻射或吸收的能量以光的形式表現(xiàn)出來并被記錄下來，就形成。2．貢獻(xiàn)(1)成功地解釋了氫原子光譜是線狀光譜的實(shí)驗(yàn)事實(shí)。(2)闡明了原子光譜源自核外電子在能量不同的之間的躍遷，而電子所處的軌道的能量是的。3．玻爾的原子結(jié)構(gòu)模型意義玻爾的核外電子分層排布的原子結(jié)構(gòu)模型成功地解釋了氫原子光譜是線狀光譜的實(shí)驗(yàn)事實(shí)?？键c(diǎn)03原子軌道1．電子層將量子數(shù)n所描述的稱為電子層。分層標(biāo)準(zhǔn)電子離核的遠(yuǎn)近取值1234567符號能量離核2．能級在同一電子層中，電子所具有的能量可能，所以同一電子層可分成不同的，用等來表示。①描述同一電子層中能量不同的能級，也稱為(電子云)原子軌道的形狀、電子亞層。②第1電子層(n=1，K層)有1個(gè)能級：；第2電子層(n=2，L層)有2個(gè)能級：；第3電子層(n=3，M層)有3個(gè)能級：3s、3p、3d；第4電子層(n=4，N層)有4個(gè)能級：4s、4p、4d、4f……3．原子軌道(1)描述磁場中原子軌道的不同能量狀態(tài)，也稱為電子云或原子軌道的方向。(2)同一能級的不同伸展方向，在沒有外加磁場時(shí)，能量相同(3)s能級有1個(gè)原子軌道，p能級有3個(gè)能量相同的原子軌道，px、py、pz；d能級有5個(gè)能量相同的原子軌道，；f能級有7個(gè)能量相同的原子軌道……概念單個(gè)電子在原子核外的空間運(yùn)動狀態(tài)各能級上對應(yīng)的原子軌道數(shù)nsnpndnf4．核外電子的自旋量子化狀態(tài)(1)描述在能量完全相同時(shí)運(yùn)動的特殊狀態(tài)，簡稱為。(2)處于同一原子軌道上的電子的自旋狀態(tài)只有種。(3)通常用符號↑和↓表示。5.能層與能級的有關(guān)規(guī)律（1）能級的個(gè)數(shù)=所在能層的。（2）能級的字母代號總是以s、p、d、f排序，字母前的數(shù)字是它們所處的能層序數(shù)，它們可容納的最多電子數(shù)依次為自然數(shù)中的奇數(shù)序列1，3，5，7…的2倍。即s級最多容納2個(gè)電子，p級最多容納6個(gè)電子，d級最多容納10個(gè)電子，f級最多容納14個(gè)電子。（3）英文字母相同的不同能級中所能容納的最多電子數(shù)相同。例如，1s、2s、3s、4s…能級最多都只能容納2個(gè)電子。（4）每一能層最多容納電子數(shù)為2n2(n為能層序數(shù))。（5）各能級所在能層的取值：ns(n≥1)；np(n≥2)；nd(n≥3)；nf(n≥4)。（6）能級能量大小的比較：先看能層，一般情況下，能層序數(shù)越大，能量越高；再看同一能層各能級的能量順序?yàn)椋篍(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)……。（7）不同能層中同一能級，能層序數(shù)越大，。例如：E(1s)<E(2s)<E(3s)。（8）不同原子同一能層，同一能級的能量大小不同。例如：Ar的1s能級的能量≠S的1s能級的能量。6．能層、能級與最多容納的電子數(shù)能層(n)一二三四五六七……符號KLMNOPQ……能級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s……最多容納的電子數(shù)22626102610142……281832………………2n2考點(diǎn)04原子軌道的圖形描述1．原子軌道的圖形描述2．s電子的原子軌道s能級電子的原子軌道呈形，即該原子軌道具有球?qū)ΨQ性，電子層(能層)序數(shù)越大，原子軌道的半徑。3．p電子的原子軌道P電子的原子軌道是形(啞鈴形)形的，每個(gè)P原子軌道有個(gè)軌道(伸展方向)，它們互相，P軌道在空間的分布特點(diǎn)是分別相對于x、y、z軸對稱，P原子軌道在空間的分布分別沿x、y、z方向。P原子軌道的平均半徑也隨電子層序數(shù)增大而?？键c(diǎn)05電子在核外的空間分布1．原子核外電子的運(yùn)動特點(diǎn)(1)電子的質(zhì)量很小(9.1095×10－31kg)，帶電荷。(2)相對于原子和電子的體積而言，電子運(yùn)動的空間。(3)電子運(yùn)動的速度很快，接近(3.0×108m·s－1)。2．電子云(1)電子云：是處于一定空間運(yùn)動狀態(tài)的電子在原子核外空間的分布的形象化描述。(2)電子云輪廓圖的形狀：s能級的電子云輪廓圖是形，p能級的電子云輪廓圖是形。3．電子在核外的空間分布(1)電子云圖：描述電子在核外空間某處單位體積內(nèi)的的圖形。(2)意義：點(diǎn)密集的地方，表示電子在此處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的；點(diǎn)稀疏的地方，表示電子在此處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的?？键c(diǎn)06基態(tài)原子核外電子排布原則1．能量最低原則(1)能量最低原理基態(tài)原子的核外電子在各個(gè)原子軌道上的排布方式應(yīng)使整個(gè)原子體系的能量。(2)基態(tài)原子按能量順序1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s……即按ns、(n－2)f、(n－1)d、np順序排布。能量高低：ns<np<nd<nf，1s<2s<3s，2p<3p<4p。2．泡利不相容原理一個(gè)原子軌道中最多只能容納個(gè)電子，并且這兩個(gè)電子的自旋方向必須，或者說一個(gè)原子中不會存在個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。如2s2的電子排布為，不能為。3．洪特規(guī)則原子核外電子在能量相同的各個(gè)原子軌道上排布時(shí)，將盡可能分占，且自旋方向，這樣整個(gè)原子的能量最低。如2p3軌道上的電子排布為，不能為或。4．基態(tài)原子核外電子排布的表示方法(1)電子排布式可簡單寫為nlx，其中n為主量子數(shù)，x為電子數(shù)，角量子數(shù)l用其所對應(yīng)的符號表示。如Li原子的電子排布式為1s22s1，Al原子的電子排布式為1s22s22p63s23p1。(2)軌道表示式用小圓圈(或方框、短線)表示一個(gè)給定量子數(shù)n、l、m的原子軌道，并用“↑”或“↓”區(qū)別自旋狀態(tài)不同的電子。如基態(tài)O原子的軌道表示式為或?？键c(diǎn)0719～36號元素的基態(tài)原子的核外電子排布1．洪特規(guī)則特例(1)內(nèi)容：能量相同的原子軌道在(如p6和d10)、(如p3和d5)和(如p0和d0)狀態(tài)時(shí)，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定。(2)舉例：寫出下列基態(tài)原子的電子排布式。Cr：1s22s22p63s23p63d54s1。Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。2．價(jià)電子和價(jià)電子排布式(1)價(jià)電子：一般化學(xué)反應(yīng)涉及原子上的電子。(2)價(jià)電子排布式：只表示出原子的價(jià)電子排布的式子，如基態(tài)鐵原子價(jià)電子排布式為3d64s2。(3)主族元素原子的價(jià)電子數(shù)一般等于該元素的。3．復(fù)雜原子的核外電子排布式對于復(fù)雜原子的核外電子排布式，應(yīng)先按能量最低原理從低到高排列，然后將同一電子層的排在一起。例如：26Fe，先按能量從低到高排列為1s22s22p63s23p64s23d6，然后將同一電子層的電子排在一起，即該原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2。4．特殊原子的核外電子排布式例如：24Cr，先將電子按能量從低到高排列為1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5是半充滿狀態(tài)穩(wěn)定，因此需要將4s軌道上的一個(gè)電子調(diào)整到3d軌道上，得1s22s22p63s23p64s13d5，再將同一電子層的排在一起，得該原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1。再如：29Cu，先將電子按能量從低到高排列為1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10是全充滿狀態(tài)穩(wěn)定，因此需要將4s軌道上的一個(gè)電子調(diào)整到3d軌道上，得1s22s22p63s23p64s13d10，再將同一電子層的排在一起，得該原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s1。5．前四周期元素核外電子排布的特殊性(1)最外層只有1個(gè)未成對電子的元素ⅠA族(ns1：H、Li、Na、K)；ⅢA族(ns2np1：B、Al、Ga)；ⅦA族(ns2np5：F、Cl、Br)；Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)。(2)最外層有2個(gè)未成對電子的元素ⅣA族(ns2np2：C、Si、Ge)；ⅥA族(ns2np4：O、S、Se)。(3)最外層有3個(gè)未成對電子的元素ⅤA族(ns2np3：N、P、As)(4)核外電子排布中，未成對電子數(shù)最多的元素Cr(3d54s1，共有6個(gè)未成對電子)6．核外電子排布的表示方法原子結(jié)構(gòu)示意圖意義將每個(gè)電子層上的電子總數(shù)表示在原子核外的式子實(shí)例電子排布式意義用數(shù)字在能級符號右上角標(biāo)明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式實(shí)例K：1s22s22p63s23p64s1簡化電子排布式意義為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號表示實(shí)例K：[Ar]4s1價(jià)電子排布式意義主族元素的價(jià)電子指最外層電子，價(jià)電子排布式即外圍電子排布式實(shí)例Al：3s23p1軌道表示式意義每個(gè)圓圈(或方框)代表一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭頭代表一個(gè)電子實(shí)例或7．多電子的基態(tài)原子核外電子排布遵循的排布順序8．基態(tài)原子電子排布原則核外電子在原子軌道上排布要遵循三個(gè)原則，對三條原則不能孤立地理解，要綜合應(yīng)用。其中，能量最低原則又可敘述為：在不違背泡利不相容原理的前提下，核外電子在各個(gè)原子軌道上的排布方式應(yīng)使整個(gè)原子體系的能量最低?？键c(diǎn)08核外電子排布與元素周期表1．原子核外電子排布與周期的劃分(1)鮑林近似能級圖①能量相近的原子軌道屬于組；②相鄰能級組之間的能量差較，同一能級組內(nèi)能級之間的能量差較。(2)周期與能級組的關(guān)系周期數(shù)能級組序號能級組內(nèi)原子軌道能級組內(nèi)最多容納電子數(shù)元素種類數(shù)111s222s、2p333s、3p444s、3d、4p555s、4d、5p666s、4f、5d、6p777s、5f、6d、7p3232(3)周期與核外電子排布的本質(zhì)聯(lián)系①元素周期表的七個(gè)周期分別對應(yīng)個(gè)能級組。②周期數(shù)＝。③一個(gè)周期所包含的元素種類數(shù)對應(yīng)能級組最多容納的電子數(shù)。2．原子核外電子排布與族的劃分(1)族的劃分依據(jù)：族的劃分與原子的和密切相關(guān)。(2)特點(diǎn)：一般來說，同族元素的價(jià)電子數(shù)目。(3)規(guī)律：稀有氣體元素→價(jià)電子排布：(He除外)。3．元素周期表的分區(qū)與外圍電子排布的關(guān)系(1)元素周期表的分區(qū)(2)各區(qū)外圍電子排布特點(diǎn)分區(qū)外圍電子排布s區(qū)ns1～2p區(qū)ns2np1～6(除He外)d區(qū)(n－1)d1～9ns1～2(除Pd外)ds區(qū)(n－1)d10ns1～2f區(qū)(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns24.各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子價(jià)電子排布特點(diǎn)包括的元素價(jià)電子排布化學(xué)性質(zhì)s區(qū)ⅠA族、ⅡA族ns1～2(最后的電子填充在ns上)除氫外，都是活潑金屬元素(堿金屬和堿土金屬)p區(qū)ⅢA～ⅦA族、0族ns2np1～6(氦除外，最后的電子填充在np上)最外層電子參與反應(yīng)，隨著最外層電子數(shù)目的增加，元素非金屬性增強(qiáng)，金屬性減弱(0族除外)d區(qū)ⅢB～ⅦB族(鑭系、錒系除外)、Ⅷ族(n－1)d1～9ns1～2[Pd除外，最后的電子填充在(n－1)d上]均為過渡金屬元素，由于(n－1)d軌道都未充滿電子，因此(n－1)d軌道上的電子可以不同程度地參與化學(xué)鍵的形成(Pd除外)ds區(qū)ⅠB族、ⅡB族(n－1)d10ns1～2[(n－1)d全充滿]均為過渡金屬元素，(n－1)d軌道已充滿電子，因此(n－1)d軌道上的電子一般不再參與化學(xué)鍵的形成f區(qū)鑭系、錒系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2鑭系元素的化學(xué)性質(zhì)非常相近；錒系元素的化學(xué)性質(zhì)也非常相近5．原子結(jié)構(gòu)與周期表的關(guān)系周期電子層數(shù)每周期第一種元素每周期最后一種元素原子序數(shù)基態(tài)原子的電子排布式原子序數(shù)基態(tài)原子的簡化電子排布式 223[He]2s1101s22s22p63311[Ne]3s1181s22s22p63s23p64419[Ar]4s1361s22s22p63s23p63d104s24p65537[Kr]5s1541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66655[Xe]6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p66．第4周期部分過渡元素的價(jià)電子排布為族序數(shù)ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦB價(jià)電子排布3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s27．原子核外電子排布與元素周期表的分區(qū)s區(qū)包含He和ⅠA、ⅡA兩族元素；除氫、氦外，其余都是活潑的金屬元素；p區(qū)包含ⅢA～ⅦA和0族(He除外)元素；除氫、氦外，所有的非金屬元素都在p區(qū)；d區(qū)包含ⅢB～ⅦB和Ⅷ族(鑭系和錒系除外)全是金屬元素；ds區(qū)包含ⅠB和ⅡB族，全是金屬元素；f區(qū)包含鑭系和錒系，全是金屬元素。s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)的元素，它們的原子最外層電子數(shù)均不超過2個(gè)，只有p區(qū)的元素原子最外層電子數(shù)可為3～8個(gè)?？键c(diǎn)09原子半徑及其比較1．原子半徑依據(jù)量子力學(xué)理論，人們假定原子是一個(gè)，并用統(tǒng)計(jì)的方法來測定它的半徑。2．原子半徑的周期性變化3．原子半徑的變化規(guī)律規(guī)律原因同主族元素(自上而下)原子半徑逐漸核電荷數(shù)增加對外層電子的吸引作用增加電子間的排斥作用同周期元素(從左到右)原子半徑逐漸(除稀有氣體元素外)增加電子產(chǎn)生的電子間的排斥作用核電荷數(shù)增加導(dǎo)致的核對外層電子的吸引作用同周期過渡元素(從左到右)原子半徑逐漸，但變化幅度不大增加的電子都分布在軌道上，它對外層電子的排斥作用與核電荷增加帶來的核對電子的有效吸引作用大致4．判斷微粒半徑大小的規(guī)律(1)同周期，從左到右，原子半徑依次減小。(2)同主族，從上到下，原子或同價(jià)態(tài)離子半徑均增大。(3)陽離子半徑小于對應(yīng)的原子半徑，陰離子半徑大于對應(yīng)的原子半徑，如r(Na＋)<r(Na)，r(S)<r(S2－)。(4)電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，隨核電荷數(shù)增大，離子半徑減小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。(5)不同價(jià)態(tài)的同種元素的離子，核外電子多的半徑大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。5．有關(guān)微粒半徑大小的比較可以按“一層二核三電子”法分析“一層”：先比較電子層數(shù)，一般電子層越多，半徑越大?！岸恕保寒?dāng)電子層數(shù)相同時(shí)，核電荷數(shù)越大，半徑越小?！叭娮印保寒?dāng)電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時(shí)，核外電子數(shù)越多，半徑越大?？键c(diǎn)10電離能及其分類1．電離能的概念氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去所需要的最小能量叫做電離能，常用符號表示，單位是。判斷金屬原子在氣態(tài)時(shí)失去電子的難易程度。電離能越小，表示在氣態(tài)時(shí)該原子失去電子；反之，電離能越大，表示在氣態(tài)時(shí)該原子越電子。2．電離能的分類(1)第一電離能是處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個(gè)電子，生成＋1價(jià)氣態(tài)陽離子所需要的能量，符號為I1；表示為M(g)=M＋(g)＋e－I1(2)第二電離能是由＋1價(jià)氣態(tài)陽離子再失去一個(gè)電子形成＋2價(jià)氣態(tài)陽離子所需要的能量，符號為I2；表示為M＋(g)=M2＋(g)＋e－I2(3)依次還有第三電離能I3，第四電離能I4等?？梢员硎緸椋篗(g)=M+(g)+e-I1(第一電離能)M+(g)=M2+(g)+e-I2(第二電離能)M2+(g)=M3+(g)+e-I3(第三電離能)3．電離能的意義(1)電離能越小，該氣態(tài)原子越失去電子。(2)電離能越大，該氣態(tài)原子越失去電子。(3)運(yùn)用電離能可以判斷原子在氣態(tài)時(shí)電子的難易程度?？键c(diǎn)11電離能變化規(guī)律及其影響因素1．元素逐級電離能的變化規(guī)律同一元素的電離能按I1、I2、I3……順序逐級。2．元素第一電離能的變化規(guī)律元素第一電離能呈現(xiàn)性變化，變化趨勢圖如下：(1)同周期從左到右，元素的第一電離能總體上呈現(xiàn)的趨勢。(2)同主族自上而下，元素的第一電離能逐漸。(3)同周期從左到右，過渡元素的第一電離能變化不太規(guī)則，第一電離能略有。3．影響因素(1)電離能數(shù)值的大小主要取決于原子的核電荷數(shù)、原子半徑及原子的電子排布。(2)具有全充滿、半充滿及全空的電子排布的元素原子穩(wěn)定性較高，其電離能數(shù)值較大，如稀有氣體的電離能在同周期元素中最大，N為半充滿、Mg為全充滿狀態(tài)，其電離能均比同周期相鄰元素的大。一般情況下，第一電離能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。4．電離能的應(yīng)用(1)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素核外電子的排布。如Li：I1≤I2＜I3，表明Li原子核外的三個(gè)電子排布在電子層上(K、L電子層)，且最外層上只有電子。(2)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價(jià)。如K：I1≤I2<I3，表明K原子易失去電子形成價(jià)陽離子。(3)判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱：I1越大，元素的非金屬性；I1越小，元素的金屬性?？键c(diǎn)12電負(fù)性及其變化規(guī)律1．電負(fù)性的意義(1)定義：元素的原子在化合物中能力的標(biāo)度。(2)意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力。(3)標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為作為標(biāo)準(zhǔn)，得出各元素的電負(fù)性。2．電負(fù)性周期性變化規(guī)律(1)同一周期，從左到右，元素的電負(fù)性逐漸。(2)同一主族，自上而下，元素的電負(fù)性逐漸。(3)電負(fù)性大的元素集中在周期表的，電負(fù)性小的元素集中在周期表的。(4)同一副族，自上而下，元素的電負(fù)性大體上呈逐漸的趨勢?？键c(diǎn)13電負(fù)性的應(yīng)用1．判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱(1)金屬的電負(fù)性一般小于，非金屬的電負(fù)性一般大于，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。(2)金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越。(3)元素電負(fù)性的值是個(gè)相對的量，沒有單位。電負(fù)性大的元素吸引電子能力強(qiáng)，反之就弱。2．判斷元素化合價(jià)的正負(fù)(1)電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力，元素的化合價(jià)為值；(2)電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力，元素的化合價(jià)為值。3．判斷化學(xué)鍵的類型(1)如果兩個(gè)成鍵元素原子間的電負(fù)性差值大于1.7，它們之間通常形成。(2)如果兩個(gè)成鍵元素原子間的電負(fù)性差值小于1.7，它們之間通常形成。(3)離子鍵和共價(jià)鍵之間沒有絕對的界限。一般認(rèn)為：如果兩種成鍵元素原子間的電負(fù)性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；如果兩種成鍵元素原子間的電負(fù)性差值小于1.7，它們之間通常形成共價(jià)鍵。4．對角線規(guī)則元素周期表中處于對角線位置的元素電負(fù)性數(shù)值相近，性質(zhì)相似。例如，處于對角線的Li與Mg、Be與Al、B與Si及其化合物性質(zhì)。5．電負(fù)性數(shù)值大小與化合物中各元素化合價(jià)正負(fù)的關(guān)系（1）電負(fù)性數(shù)值的大小能夠衡量元素在化合物中能力的大小。電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價(jià)為正價(jià)；電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元素的化合價(jià)為負(fù)價(jià)。（2）金屬元素一般都在元素周期表的，同一周期的左邊，同一族的下面，電負(fù)性值較小，在形成化合物時(shí)，容易失去電子從而形成正價(jià)。非金屬元素一般都在元素周期表的，同一周期的右邊，同一族的上面，電負(fù)性值較大，在形成化合物時(shí)，容易得到電子從而形成負(fù)價(jià)。對于大部分非金屬元素，在形成化合物時(shí)，既可以在與比它電負(fù)性小的元素形成化合物時(shí)顯負(fù)價(jià)，也可以在與比它電負(fù)性大的元素形成化合物時(shí)顯正價(jià)。易錯(cuò)點(diǎn)01同主族、相鄰周期元素原子序數(shù)差的關(guān)系①第ⅠA族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差2、8、8、18、18、32。②第ⅡA族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差8、8、18、18、32。③第ⅢA~ⅦA族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差8、18、18、32、32。④0族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差8、8、18、18、32、32。易錯(cuò)點(diǎn)02電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒半徑大小規(guī)律電子層結(jié)構(gòu)相同(核外電子排布相同)的離子半徑(包括陰、陽離子)隨核電荷數(shù)的增大而減小，如O2->F->Na+>Mg2+>Al3+?？蓺w納為電子層排布相同的離子，(表中位置)陰離子在陽離子前一周期，原子序數(shù)大的半徑小，概括為“陰上陽下，序大徑小”。易錯(cuò)點(diǎn)03判斷元素金屬性、非金屬性強(qiáng)弱的常用方法金屬性①單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)制取氫氣越容易，金屬性越強(qiáng)②單質(zhì)還原性越強(qiáng)或陽離子氧化性越弱，金屬性越強(qiáng)③最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)非金屬性①與H2化合越容易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng)②單質(zhì)氧化性越強(qiáng)或簡單陰離子還原性越弱，非金屬性越強(qiáng)③最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物的酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)易錯(cuò)點(diǎn)04依據(jù)成鍵特征和結(jié)構(gòu)式推斷元素1.化學(xué)鍵信息：如能形成4個(gè)共價(jià)鍵的元素為C、Si等，能形成2個(gè)共價(jià)鍵的元素為O、S等，能形成1個(gè)共價(jià)鍵的元素為H或鹵族元素。2.根據(jù)形成的簡單陰、陽離子可確定原子的最外層電子數(shù)，如X2＋和Y2－，即X、Y原子最外層電子數(shù)分別為2和6。3.化合價(jià)信息