化学 物质的结构与性质

1. 核外电子排布规律

①构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：

1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f……

构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，不同能层的能级有交错现象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等。

构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一21世纪教育网

②能量最低原理：能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量较低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。当某能级中的原子轨道处于全充满或半充满状态时能量较低。

③泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个自旋方向相反的电子。

④洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据一个轨道，且自旋方向相同。

2. 原子半径的大小取决于两个相反的因素：

（1）    电子的能层数，电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。

（2）    电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。

▲简单微粒半径的比较方法

⑴原子半径：同周期，随原子序数递增，原子半径减小；

同主族，随原子序数递增，原子半径增大

⑵离子半径

①同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子

②电子层结构相同的离子

③带相同电荷的离子，电子层越多，半径越大。

④带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。

3. 比较金属性强弱的依据

①同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱；

同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强；

②依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强，其元素的金属性也愈强；盐溶液水解后pH越小，其元素的金属性越弱；

③依据金属活动性顺序表（极少数例外）；

④常温下与酸反应的剧烈程度；

⑤常温下与水反应的剧烈程度；

⑥与盐溶液之间的置换反应；

⑦高温下与金属氧化物间的置换反应。

（4）比较非金属性强弱的依据

①同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；

 同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱；

②依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性愈强，其元素的非金属性也愈强；盐溶液水解后pH越大，其元素的非金属性越弱；

③依据其气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属性愈强；

④单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性:越易与H2反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强；

⑤与盐溶液之间的置换反应：非金属单质问的置换反应:非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。如Br2+2KI=2KBr=I2；

⑥相互化合后的价态：如S+O2 SO2 说明O的非金属性强于S；

⑦其他：如2Cu＋SCu2S   Cu＋Cl2CuCl2  所以，Cl的非金属性强于S。

4. 等电子原理

等电子体：原子数相同，价电子数也相同的微粒，如：CO和N2，CH4和NH4+；等电子体具有相似的化学键特征，性质相似

5.电负性和电离能规律

（1）周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小;表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

（2）电离能递变规律