高能原子轰击82Pb的靶子，使锌核与铅核熔合而得。科学家通过该放射性元素的一系列衰变的产物确定了它的存在，总共只检出一个原子。该原子每次衰变都放出一个高能粒子，最后得到比较稳定的第100号元素镄的含153个中子的同位素。
（1）112号是第几周期第几族元素？ （2）它是金属还是非金属？
（3）你认为它的最高氧化态至少可以达到多少？
208Pb等（4）写出合成112元素的反应式（注反应式中的核素要用诸如31H、82带上下标的符号来表示，112号元素符号未定，可用M表示）。
解析：本题考查的是核外电子排布及核反应方程式的知识，要求熟悉构造原理、元素周期表及核反应方程式的写法。（1）按电子排布规律，112号元素是第7周期第IIB族元素；（2）与Zn属于同一族属于金属；（3）至少可以达到+2；（4）从112到100释放12个质子，故放出6个α粒子，发生6次衰变，同时原子核少了12个中子，而题面信息说镄有153个中子，112号元素的中子数应为153＋12＝165，质量数为165＋112＝277，故在合成112号元素同时放出一个中子。因此合成112元素的反应式为：
20827770120830Zn＋82Pb＝112M＋0n
例题4：描述自旋有2个量子数，一个是自旋量子数s，另一个是磁量子数ms，ms和s之间的关系与m和l之间的关系类似，即，ms的取值范围是：ms= -s, -s+1,……, s。s取半整数的粒子称为费米子，费米子在排布时受泡利不相容原理限制；s取整数的粒子成为玻色子，玻色子在排布时不受泡利不相容原理限制。若电子的自旋量子数s为5/2, 请写出基态时20号元素的核外电子组态。若电子的自旋量子数s为3, 给出基态时24号元素的核外电子排布（注：量子数n, l, m的取值与我们所处世界完全相同） 。
解析：本题涉及费米子及玻色子问题，是一种新题型。自旋量子数s为5/2时是费米子体系，ms可以取-5/2，-3/2，-1/2，1/2，3/2，5/2六个数值，因此根据泡利原理，一个轨道上可以占6个电子，故基态时20号元素的核外电子组态为1s62s62p8；
自旋量子数s为3时不是费米子体系，该体系不受泡利原理的限制，因此基态时电子都占据在能量最低的状态，故这时24号元素的核外电子排布1s24。
第二节 元素性质的定量描述 ——电离能、电子亲合能、电负性
一、电离能
气态原子或离子失去一个电子所需要的最小能量称为电离能（Ionization energy）, 即下列过程:
An+(g) → A(n+1)+(g) + e-
所需要的能量。当n=0时, 为第一电离能; n=1为第二电离能; 依次类推。根据电离能的定义可以知道, 电离能是元素失电子难易程度的定量描述, 元素越容易失电子电离能越小, 元素越不容易失电子电离能越大。 二、电子亲合能
电离能是元素失电子难易程度的定量描述, 那么如何来定量描述某种元素得电子能力的大小呢? 这个量就是电子亲合能(Electron affinity)。元素的一个气态原子得到电子成为气态阴离子时所放出的能量称为电子亲合能, 习惯上, 若某种元素的气态原子, 得到电子时放出能量亲合能为正值, 正值越大该元素越容易得到电子，反之亦然; 同样, 若某种元素的气态原子, 得到电子时吸收能量
5
则该元素的亲合能为负值。
三、电负性
为了定量表示分子中不同元素的原子对电子吸引能力的强弱, 化学家鲍林(L. Pauling)于1932年提出了电负性的概念。鲍林指出:“电负性(Electronegativity)是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。”电负性的数值越大, 表示该元素的原子吸引电子的能力就越强; 反之, 电负性的数值越小, 表示该元素的原子吸引电子的能力就越弱。电负性可用于区分金属和非金属。金属的电负性一般小于1.9, 而非金属元素的电负性一般大于2.2, 处于1.9与2.2之间的元素人们把它们称为“类金属”, 它们既有金属性又有非金属性。
许多实验事实告诉我们, 周期表中左上角与右下角的相邻元素, 如锂和镁、铍和铝、硼和硅等, 它们的电负性相近，有许多相似的性质。例如, 锂和镁都能在空气中燃烧, 除生成氧化物外同时生成氮化物；铍和铝的氢氧化物都具有两性; 硼和硅都是“类金属”； 等等。人们把这种现象称为对角线规则。
【例题解析】 例题1（07年全国初赛题第7题第1,2,3小题）尿素受热生成的主要产物与NaOH反应，得到化合物A（三钠盐）。A与氯气反应，得到化合物B，分子式C3N3O3Cl3。B是一种大规模生产的化工产品，全球年产达40万吨以上，我国年产达5万吨以上。B在水中能持续不断地产生次氯酸和化合物C，因此广泛应用与游泳池消毒等。
1 画出化合物A的阴离子的结构式。
2 画出化合物B的结构式并写出它与水反应的化学方程式。
3 化合物C有一互变异构体，给出C及其互变异构体的结构式。
解析：本题考查尿素的知识以及其反应，其中第2小题涉及电负性问题，属于隐含在里面。
1 化合物A是三钠盐，是尿素的聚合产物与NaOH反应得到的，因此阴离子结构式为：
OClOO- CClCClCNNNNNN 12CCCC CC-ClONOClONOONO-
Cl
有上面A的阴离子结构，可能会写出B的OOH结构式如上图1，但这样的结构中由于电负HCHCNN3NN性较大的元素O和Cl结合到一起是不稳定4CCCC的，因此答案是上图2，这种结构是稳定的，ONOHONOH而不是上图1。 H3 化合物C是B与水反应得到的，并且产物
有次氯酸，因此相当于B中的Cl被H取代，其结构如右图3，那么互变异构体的结构式如下图4。这里氢比氧和氮的电负性都要小得多。
例题2 （05年全国初赛题第1题第5小题）已知室温下ICH2COOH的pKa=3.12，由此可推断AtCH2COOH的pKa 3.12（填>, < 或 ＝）；理由是： 。
6
解析：本题考查了不同元素吸电子能力的差别，涉及元素周期律。At和I属于同一主族（VIIA），周期表中At在I下面，因此At的电负性小于I，故At的吸电子能力比I弱，因此AtCH2COOH的酸性比ICH2COOH若，即AtCH2COOH的pKa比ICH2COOH大。因此本题答案是：AtCH2COOH分子中的砹的吸电子效应比ICH2COOH中的碘小。
例题3：已知H2分子解离成2个氢原子H的能量为432.0kJ·mol-1，H-的电离能为72.8kJ·mol-1，H的电离能为1312.0kJ·mol-1, 求下列反应H2 = H- + H+ 的能量变化。
解析：本题考查与电离能和电子亲合能有关的计算。所涉及反应的能量变化等于H2分子解离成2个氢原子加上H的电离能，再减去H的电子亲合能，H的电子亲合能等于H-的电离能，因此反应H2 = H- + H+ 的能量变化为432.0－72.8 +1312.0 = 1671.2kJ·mol-1。
第三节 元素周期律
一、元素周期律与元素周期表
到目前为止, 已经发现了110多种元素。各种元素间有何内在联系?众多的元素如何进行系统分类?为了解决这些问题, 19世纪许多化学家对此进行过研究。在这些众多的研究者中, 俄国化学家门捷列夫做出了巨大的贡献。他在前人研究的基础上,用原子量作为分类的基础,于1869年发现了元素周期律, 揭示了各种元素间的内在联系。1913年英国物理学家莫斯莱发现是原子序数而不是原子量决定着各种元素间的内在联系，于是他改变了元素周期律的叙述形式：“化学元素的性质按它们原子序数(而不再是原子量)呈周期性变化”。从而把元素周期律理论建立在更正确更科学的基础上。
根据元素周期律, 把现在已知的一百多种元素中电子层数目相同的各种元素, 按原子序数递增的顺序从左到右排成横行, 再把不同横行中最外层电子数相同的元素按电子层递增的顺序由上而下排成纵行。这样得到的一个元素排列表, 叫做元素周期表。到目前为止，周期表有7个周期，每个周期占据一个横行，也就是有7个横行。除第一周期只包括氢和氦两种元素，第七周期尚未填满外，每一周期的元素都是从活泼的碱金属开始，逐渐过渡到活泼的非金属(卤素)，最后以稀有气体元素结束，即元素周期表每个周期的元素（除第一和第七周期外）,
126
最外层电子数的排布都是从ns到nsnp, 呈现出周期性变化。周期表共有18个纵行，称为18个族。除8、9、10三个纵行合称为第Ⅷ族（或ⅧB）外，其余15个纵行每一行称为一族。有短周期元素和长周期元素共同组成的族，叫做主族；完全有长周期构成的族，叫做副族。主族元素在族的序号(习惯上用罗马数字表示)后面标一字母A，如ⅠA、ⅡA、ⅢA……；副族元素标一字母B，如ⅠB、ⅡB、ⅢB……。元素周期表是元素周期律的具体表现形式, 它反映了不同元素之间相互联系的规律, 是学习和研究化学的重要工具。
大量实验表明, 由于原子内层电子的能量较低不活泼, 因此内层电子对原子的性质影响较小, 原子的许多性质主要是能量较高的轨道上的电子决定的, 在化学反应中一般只涉及这部分电子, 人们把这些电子称为价电子(Valence electrons)。元素的化学性质与价电子的数目及性质密切相关, 因此为了方便, 在周期表中一般只给出原子的价电子排布。根据价电子的特征, 人们将周期表分成5个不同的区域, 分别为s区、p区、d区、ds区和f区。周期表中IA、IIA元素的价电子只是ns轨道上的电子, 价电子排布分别为ns1和ns2，这部分元素称为
～
s区元素; IIIA～VIIA及零族元素的价电子排布为ns2np16，这部分元素称为p
7
区元素; IIIB～VIIB及VIII组的价电子排布为(n-1)d110 ns02，这部分元素称为d
101～2
区元素；IB～IIB的价电子排布为(n-1)d ns，这部分元素称为ds区元素；而
～～
镧系和锕系元素的价电子排布为(n-2)f014(n-1)d01ns2，这部分元素称为f区元素。
元素周期律和周期表有着广泛的应用，例如在地球化学方面, 利用它不仅有助于理解自然界中矿产分布的规律(性质类似的元素往往共生在一起)，有助于寻找矿源。探索新材料的工作也离不开元素周期表，例如用来制造农药的元素, 像氯、硫、磷等都在周期表的右上角的某一区域，对这个区域中的元素进行充分的研究, 有助于制造出农药新品种。又如电子工业上使用的半导体材料, 可以在周期表中金属与非金属元素分界线附近的那些元素(Si、As、Se、Ga、Ge等)及其化合物中去寻找。化学工业上所使用的催化剂, 大多数为过渡金属元素(如V、Fe、Rh、Pd、Pt)及其化合物。利用元素周期律和周期表还能够指导基础理论的研究。现代物质结构理论的建立和发展, 现代化学的各个分支, 如有机化学、催化化学、放射化学等的发展, 无一不与元素周期律有关。元素周期律的重要意义, 还在于它从自然科学方面有力的论证了事物变化中量变引起质变的辩证法原理。
二、元素性质的变化规律
元素在周期表中的位置，是该元素原子结构的具体反映，必然决定了元素的某些性质。因此，根据元素在周期表中的位置，就能推论它的原子结构和一定的性质。例如，对每一周期来说都是由活泼金属开始，随着原子序数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，最后以稀有气体结束。对主族元素来说，在同一主族中，由于它们原子的最外层电子数相同，得失电子的能力相似，所以化学性质也相似。但是，由于它们的核外电子层数不同，从上到下电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，使得原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，导致失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强；也可以说，同一主族元素从上到下，得电子能力逐渐减弱，金属性逐渐增强。
在周期表中，电离能的变化趋势是，同一周期, 随着原子序数的递增, 元素的第一电离能总体呈现增大的趋势, 但有个别例外。如第二周期中, B的第一电离能小于Be, 是因为B原子能量最高的一个电子排布在能量较高的2p轨道(比2s轨道能量高)上, 容易失去; O的第一电离能小于N的原因是, O原子的3个2p轨道上排布4个电子, 必然有一个2p轨道上占2个电子, 这2个电子在同一个2p轨道上增大了相互之间的排斥力, 使得O原子容易失去一个电子。其他周期电离能的变化也有类似情况。同一主族中, 随着电子层数的增加, 元素的第一电离能逐渐减小。
电负性在周期表中的变化规律, 一般是从左到右电负性逐渐增大, 从上到下电负性逐渐减小。
副族元素化学性质的变化规律比较复杂, 这里不再详细讨论。 【例题解析】
例题1（02年全国初赛题第1题）阅读如下信息后回答问题：元素M，其地壳丰度居第12位，是第3种蕴藏最丰富的过渡元素，是海底多金属结核的主要成分，是黑色金属，主要用途：炼钢，也大量用来制作干电池，还是动植物必需的微量元素。
1．M的元素符号是 。2．M的最重要矿物的化学式是 。 3．M的三种常见化合物是 、 和 。
解析：本题考查元素周期表中过渡金属Mn的知识。根据M元素“是第3种蕴藏最丰富的过渡元素，海底多金属结核的主要成分，是黑色金属，主要用途：炼钢，也大量用来制作干电池，还是动植物必需的微量元素。”中某些信息，就可以知道M是Mn，Mn的最主要矿物是MnO2，我们在中学的学习中遇到过MnO2、KMnO4，这2种Mn的化合物是常见的，根据Mn的性质Mn(II)盐也很多，因此三种常见化合物答MnO2、KMnO4和Mn的某一种+2盐等即可。
例题2（03年全国初赛题第3题）在正确选项上圈圈。
～
～
8
相关推荐：
loading