原子半径1分类
一、原子核外电子排布及表示方法1能层、能级及其最多容纳培训资料
(3)判断微粒半径大小的规律 ①同周期从左到右，原子半径依次减小(稀有气体元素除 外)． ②同主族从上到下，原子或同价态离子半径均增大． ③阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对 应的原子半径，如r(Na＋)<r(Na)，r(S)<r(S2－)． ④电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径 减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)． ⑤不同价态的同种元素的离子，核外电子数多的半径大， 如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)．
④金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8. 而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左 右，它们既有金属性，又有非金属性． ⑤用电负性判断化学键的类型 一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7， 它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负 性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键．
3．原子核外电子排布原理 (1)能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使
整个原子的能量处于最低状态．原子轨道能量由低到 高的顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、 5p、6s、4f、5d、6p、7s、5f、6d…… (2)泡利原理：1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方 向相反． (3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是 优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同．
非金属性 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱
4．对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元
素的有些性质是相似的，如
.
[例1] 有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如 下表所述.
元素
结构、性质等信息
高中化学必修2学案第1章原子结构122核外电子排布与元素周期表原子半径
第2课时核外电子排布与元素周期表、原子半径[学习目标定位] 1.了解核外电子排布规律与元素周期表中周期、族划分的关系，并能解释它们之间的变化规律。
2.了解原子半径的意义及其测定方法，知道原子半径与原子核外电子排布的关系，并能解释原子半径在周期表中的变化规律。
一、原子结构与元素周期表1．原子核外电子排布与周期的划分(1)填写下表：①根据能级能量的差异，可将能量相近的能级分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差______，各能级组之间能量相差______。
②每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的电子层数等于____________。
③一个能级组最多容纳的电子数等于______________。
2．原子核外电子排布与族的划分(1)将下列各主族元素的价电子数、价电子排布式填入表中：(2)(3)族的划分依据与原子的__________和__________密切相关。
①同主族元素原子的价电子排布______，价电子全部排布在最外层的________________轨道上。
族序数与价电子数______。
②稀有气体的价电子排布为__________________。
③过渡元素(副族和Ⅷ族)同一纵行原子的价电子排布基本相同。
价电子排布式为___________________________，ⅢB～ⅦB族的族序数与价电子数______，第ⅠB、ⅡB族的族序数＝______轨道上的电子数，第Ⅷ族的价电子数分别为8、9、10。
3．原子核外电子排布与区的划分1.(1)周期序数＝电子层数；(2)周期元素数目＝相应能级组最多容纳的电子数。
2．原子核外电子排布与族的关系族序数由该元素原子的价电子数决定。
(1)主族(ⅠA～ⅦA)的族序数＝价电子数＝原子最外层电子数。
(2)0族：原子最外层电子数等于8或2。
(3)ⅠB、ⅡB族：族序数＝原子最外层电子数。
(4)ⅢB～ⅦB族：族序数＝价电子数＝原子最外层n s电子数＋次外层(n－1)d电子数＝最高正价。
高中化学 第1章 原子结构 第2节 第2课时 核外电子排布
促敦市安顿阳光实验学校第2课时核外电子排布与元素周期表、原子半径1.认识核外电子排布与元素周期表的关系，了解元素周期表中各区、周期、族的划分依据。
2.了解原子结构与原子半径周期性变化的联系。
核外电子排布与元素周期表1.核外电子排布与周期划分的本质联系(1)周期与能级组、原子轨道的对关系(2)规律①7个能级组对7个周期。
②周期序数＝□1________________。
③本周期所包含元素种数＝对能级组所含原子轨道数的2倍＝对能级组最多容纳的电子数。
2.核外电子排布与族的划分(1)划分依据：取决于原子的□2________和价电子排布。
(2)规律①主族元素②过渡元素③稀有气体→价电子排布：□9______(□10________除外)3．元素周期表的分区(1)根据核外电子排布根据核外电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区：s区、p区、d区、ds区和f区。
除ds区外，区的名称来自最后填入电子的能级的符号。
(2)根据元素金属性与非金属性4．金属元素与非金属元素在元素周期表中的位置(1)金属元素和非金属元素的线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。
(2)处于d区、ds区和f区的元素是金属元素。
s区的元素除氢、氦外，也是金属元素。
自我校对：□1最外层电子所在轨道的主量子数□2价电子数目□3n s1～2□4n s2n p1～6周期序数对能级组原子轨道数最多容纳电子数价电子排布式元素种数ⅠA族0族1 1s 12 1s11s2 22 2s2p 4 8 2s12s22p683 3s3p4 8 3s13s23p684 4s3d4p 9 18 4s14s24p6185 5s4d5p 9 18 5s15s25p6186 6s4f5d6p 16 32 6s16s26p6327 7s5f6d7p 16 32 7s1－不完全□5价电子数□6(n－1)d1～10n s0～2□7价电子数□8n s电子数□9n s2n p6□10He 1．判断正误(1)元素周期表中每一周期主族元素最外层电子都是由1个逐渐增加到8个。
第1章原子结构与周期表2
第八节 元素周期性
一、原子半径 （1）共价半径 ） （2）金属半径 ） （3）范德华半径 ） 二、影响原子半径的因素 电子的斥力 原子核的吸引力 二、原子半径的变化规律 (1) 同一主族元素，自上而下，原子半径增 大。 同一主族元素，自上而下，
(2)同一副族元素，自上而下变化幅度小，第 同一副族元素，自上而下变化幅度小， 同一副族元素 六周期元素原子半径非常接近（ 系收 五、六周期元素原子半径非常接近（La系收 缩）。 (3)同一周期元素原子半径的变化规律 同一周期元素原子半径的变化规律 短周期：自左至右，原子半径逐渐减小， 短周期：自左至右，原子半径逐渐减小， 变化幅度较大， 变化幅度较大， 长周期过渡元素：自左至右，原子半径逐渐减小， 长周期过渡元素：自左至右，原子半径逐渐减小， 变化幅度较小， 变化幅度较小，∆r = 5pm, 钪系收缩： 钪系收缩： rGa < rAl
Ba 56 1s22s22p63s23p64s2 3d104p65s24d105p66s2 1s22s22p63s23p63d104s2 4p64d105s25p66s2 [Xe] 6s2 6s2 Pb 82 1s22s22p63s23p64s2 3d104p65s24d105p66s24f145d106p2 1s22s22p63s23p63d104s2 4p64d104f145s25p65d106s26p2 [Xe]5d106s26p2 6s26p2
要点一构成原子或离子的各基本粒子间的数量关系
一．原子的构成与排布构成：（１）原子的质量主要集中在原子核上。
（２）质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。
（３）原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数（４）质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)（５）在化学上，我们用符号AZX来表示一个质量数为A，质子数为Z的具体的X原子。
排布：１．在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。
２．电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。
3.核外电子的排布规律（1）各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层）（2）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32个。
（3）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布。
总结：电子层 1 2 3 4 n电子层符号 K L M N ……离核距离近远电子的能量低高最多能容纳的电子数 2 8 18 32 2n2二．构成原子或离子的各基本粒子间的数量关系1．质子数 + 中子数 = 质量数 = 原子的近似相对原子质量2．原子的核外电子数 = 核内质子数 = 核电荷数3．阳离子核外电子数 = 核内质子数–电荷数4．阴离子核外电子数 = 核内质子数 + 电荷数5．核外电子数相同的粒子规律(1)与He原子电子层结构相同的离子有（2电子结构）：H-、Li+、Be2+(2)与Ne原子电子层结构相同的离子有（10电子结构）：阴离子有F-、O2-、N3-、OH-、NH2-；阳离子有Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；分子有Ne、HF、H2O、NH3、CH4(3)与Ar原子电子层结构相同的离子有（18电子结构）：阴离子有P3-、S2-、Cl-、HS-；阳离子有K+、Ca2+；分子有Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4三．元素，核素与同位素(1)元素：具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称。
原子结构2 (1)
2.电子排布式
能层序数 能级符号
该能级上排布 的电子数
2 2 6 1 Na：1s 2s 2p 3s
K 简化电子排布式 L M
[Ne]3s1
3．原子的电子排布式和轨道表示式
(1)电子排布式的书写格式： ①元素符号； ②轨道符号(带电子层数)； ③电子个数(右上角)。 练习:写出下列元素的电子排布式: Na： 1s22s22p63s1
3) Hunt(洪特)规则 •
•
• • •
电子在能量简并的轨道中, 要分占各轨道,且 保持自旋方向相同。保持高对称性，以获得稳定。 包括：轨道全空，半充满，全充满三种分布。碳 原子核外电子排布。 洪特规则的特例：等价轨道全充满、半充满或全 空的状态时比较稳定的。 全充满：s2、p6、d10、f14 半充满：s1、p3、d5、 f7 全空： s0、p0、d0、 f0 构造原理： 随核电荷数的递增，大多数元素的电中性基 态原子的电子按如下顺序填入核外电子运动轨道， 叫构造原理。
22s22p63s23p64s1 1s K： 22s22p63s23p63d104s24p65s1 1s Rb：
(2)轨道表示式的书写格式： ①元素符号； ②轨道框(一个轨道一个框，能量相同的轨 道连在一起)； ③电子及自旋状态(↑、↓)。
练习:画出下列元素的轨道表示式:
C：
Na：
N：
Mg：
试书写下列原子的电子排布式
R
M R
核素、同位素 元素：是具有相同质子数 ( 核电荷数 ) 的同一类 原子( )的总称。 三种不
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子
的原子叫核素。如氢元素有
同核素。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素 的不同原子互称为同位素。如 ，即
化学元素周期表读音_规律_口诀[1]
![化学元素周期表读音_规律_口诀[1]](https://img.taocdn.com/s3/m/b5c4aa5e852458fb770b5625.png)
化学元素周期表读音1氢(qīng)2氦(hài)3锂(lǐ)4铍(pí)5硼(péng)6碳(tàn)7氮(dàn)8氧(yǎng)9氟(fú)10氖(nǎi)11钠(nà)12镁(měi)13铝(lǚ)14硅(guī)15磷(lín)16硫(liú)17氯(lǜ)18氩(yà)19钾(jiǎ)20钙(gài)21钪(kàng)22钛(tài)23钒(fán)24铬(gè)25锰(měng)26铁(tiě)27钴(gǔ)28镍(niè)29铜(tóng)30锌(xīn)31镓(jiā)32锗(zhě)33砷(shēn)34硒(xī)35溴(xiù)36氪(kè)37铷(rú)38锶(sī)39钇(yǐ)40锆(gào)41铌(ní)42钼(mù)43锝(dé)44钌(liǎo)45铑(lǎo)46钯(bǎ)47银(yín)48镉(gé)49铟(yīn)50锡(xī)51锑(tī)52碲(dì)53碘(diǎn)54氙(xiān)55铯(sè)56钡(bèi)57镧(lán)58铈(shì)59镨(pǔ)60钕(nǚ)61钷(pǒ)62钐(shān)63铕(yǒu)64钆(gá)65铽(tè)66镝(dī)67钬(huǒ)68铒(ěr)69铥(diū)70镱(yì)71镥(lǔ)72铪(hā)73钽(tǎn)74钨(wū)75铼(lái)76锇(é)77铱(yī)78铂(bó)79金(jīn)80汞(gǒng)81铊(tā)82铅(qiān)83铋(bì)84钋(pō)85砹(ài)86氡(dōng)87钫(fāng)88镭(léi)89锕(ā)90钍(tǔ)91镤(pú)92铀(yóu)93镎(ná)94钚(bù)95镅(méi)96锔(jú)97锫(péi)98锎(kāi)99锿(āi)100镄(fèi)101钔(mén)102锘(nuò)103铹(láo)104钅卢(lú)105钅杜(dù)106钅喜(xǐ)107钅波(bō)108钅黑(hēi)109钅麦(mài)110钅达(dá)111钅仑(lún)口诀A、按周期分：第一周期：氢氦 ---- 侵害第二周期：锂铍硼碳氮氧氟氖 ---- 鲤皮捧碳蛋养福奶第三周期：钠镁铝硅磷硫氯氩 ---- 那美女桂林留绿牙（那美女鬼流露绿牙）第四周期：钾钙钪钛钒铬锰 ---- 嫁改康太反革命铁钴镍铜锌镓锗 ---- 铁姑捏痛新嫁者砷硒溴氪 ---- 生气休克第五周期：铷锶钇锆铌 ---- 如此一告你钼锝钌 ---- 不得了铑钯银镉铟锡锑 ---- 老把银哥印西堤碲碘氙 ---- 地点仙第六周期：铯钡镧铪 ----（彩）色贝（壳）蓝（色）河钽钨铼锇 ---- 但（见）乌（鸦）（引）来鹅铱铂金汞砣铅 ---- 一白巾供它牵铋钋砹氡 ---- 必不爱冬（天）第七周期：钫镭锕 ---- 很简单了~就是---- 防雷啊！B、按族分：氢锂钠钾铷铯钫——请李娜加入私访铍镁钙锶钡镭——媲美盖茨被雷硼铝镓铟铊——碰女嫁音他碳硅锗锡铅——探归者西迁氮磷砷锑铋——蛋临身体闭氧硫硒碲钋——养牛西蹄扑氟氯溴碘砹——父女绣点爱氦氖氩氪氙氡——害耐亚克先动规律一、元素周期表中元素及其化合物的递变性规律1、原子半径（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
元素原子半径表
元素原子半径表元素的原子半径是描述原子尺寸大小的重要参数之一，它反映了原子中电子云分布的情况，也可以用来推测物质的结构和性质。
在化学领域，了解各个元素的原子半径对于理解元素之间的化学结合、晶体结构等方面具有重要意义。
本文将介绍一些常见元素的原子半径，并且列出它们在晶体结构中的应用。
氢（H）氢是最简单的元素，其原子半径约为25 pm。
在晶体结构中，氢原子通常是以离子的形式存在，如在氢键中。
氦（He）氦的原子半径约为31 pm，是惰性气体中原子半径最小的元素之一，由于其具有完整的电子外层，很少参与化学反应。
氧（O）氧的原子半径约为60 pm，氧是地球上最丰富的元素之一，它在大气中占据重要位置，并且在许多氧化物中广泛存在。
氟（F）氟的原子半径约为72 pm，是一种高度反应性的元素，常见于氟化合物中，在生物体系中具有重要的生物学作用。
钠（Na）钠的原子半径约为154 pm，是一种常见的金属元素，具有较低的密度和较低的熔点，常用于制备各种合金。
氯（Cl）氯的原子半径约为99 pm，是一种重要的卤素元素，广泛用于消毒、制备有机化合物等领域。
铜（Cu）铜的原子半径约为128 pm，是一种重要的过渡金属元素，具有良好的导电性和热导性，在工业和电子领域有广泛的应用。
锌（Zn）锌的原子半径约为133 pm，在锌的晶体结构中，锌通常呈四键结构存在，具有良好的耐腐蚀性。
银（Ag）银的原子半径约为144 pm，是一种重要的贵金属元素，具有良好的导电性和抗菌性，在珠宝和货币制造等领域有广泛应用。
碘（I）碘的原子半径约为133 pm，是一种卤素元素，具有紫色气味刺激性的性质，在药物制备和染料工业有重要应用。
以上便是一些常见元素的原子半径及其在晶体结构中的应用。
随着科学技术的发展，人们对元素的了解不断深入，元素原子半径表也在不断完善和更新，为科学研究和工程应用提供了重要参考依据。
高中化学鲁科版选择性必修2第1章第3节第1课时原子半径及其变化规律(47张)
3．关于同一种元素的原子或离子，下列叙述正确的是( ) A．原子半径比阴离子半径小 B．原子半径比阴离子半径大 C．原子半径比阳离子半径小 D．带正电荷多的阳离子半径比带正电荷少的阳离子半径大 解析 原子半径比阴离子半径小，而比阳离子半径大，A 正确，B、C 错误；价态高的离子半径小，D 错误。
×
)
第1章 原子结构与元素性质
元 第素1章性质原及子其结变(构化5与规)元律同素性主质 族元素中，自上而下，金属元素原子失去电子的能力越来越强；
第1章 原子结构与元素性质
非金属元素原子获得电子的能力越来越弱。( √ )
(6)元素的原子半径随着元素原子序数的递增呈现周期性变化。( √ )
解析 (3)同周期元素阳离子(或阴离子)半径从左到右逐渐减小，但是阴 离子半径>阳离子半径。
2 个电子层，而 K＋的核外有 3 个电子层，故 K＋的半径更大，D 错误。
解析 答案
4．下列离子半径的大小顺序正确的是( )
①Na＋ ②X2－：1s22s22p63s23p6 ③Y2－：2s22p6
④Z－：3s23p6
A．③>④>②>①
B．④>③>②>①
C．④>③>①>②
D．②>④>③>①
解析 由核外电子排布式可知，②、③、④三种离子分别是 S2－、O2－、
3．对于同主族元素的原子来说，自上而下，随着原子序数的逐渐 08 _增__大___，原子半径逐渐 09 _增__大___。这是因为随着电子层数的增加，离核更 远的外层轨道填入电子，10 __电__子__层__数____的影响大于 11 __核__电__荷__增__加____的 影响，导致原子半径 12 __增__大__。
高中化学第一章原子结构与性质22原子半径及金属性非金属性递变课件新人教版选修3
11．A、B、C、D、E 五种元素的原子序数依次递增，且均属 于短周期元素，已知 A 是非金属元素，其电子层数与最外层电子 数相等。Bn＋和 C(n＋1)＋与氖原子具有相同的电子层结构，且 C 是两 性元素。Dn－、E(n－1)－与氩原子具有相同的电子层结构。
(1) 写 出 这 五 种 元 素 的 元 素 符 号 ： A_____H_______ ， B___M__g_______ ， C____A__l ______ ， D_____S_______ ， E____C__l ______。
分别取少许 X、Y 于试管中，各加入少量 MnO2 粉末，迅速产生无 色气体的是 H2O2，无明显现象的是 H2O _______________________________________________________。
②F 与 C 组成的两种化合物 M 和 N 所含的电子数分别与 X、 Y 相等，则 M 为___N__H_3______，N 为____N_2_H_4_____。
径越小。
12．部分中学化学常见元素原子的结构及性质如表所示：
(1)A 元素在周期表中的位置为____第__四__周__期__第_Ⅷ__族____，离子半 径：B2＋_____<_______(填“>”“<”或“＝”，下同)C3－。
(2)简单气态氢化物的热稳定性：D______<______E。 (3)①F 与 E 可以形成原子个数比分别为 2∶1、1∶1 的两种化 合物 X 和 Y，区别 X 与 Y 的实验方法是
8．下列排列顺序正确的是( B ) ①热稳定性：H2O>HF>H2S ②原子半径：Na>Mg>O ③酸性： H3PO4>H2SO4>HClO4 ④结合质子能力：OH－>CH3COO－>Cl－ A．①② B．②④ C．①④ D．②③
高中化学选择性必修二 第1章第2节 原子结构与元素的性质 讲义
第二节原子结构与元素的性质一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1．元素周期律：元素性质随着原子核电荷数递增发生周期性的递变。
2．元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生周期性重复。
3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。
【注】元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
二、构造原理与元素周期表1．核外电子排布与周期的划分(1)电子排布与周期划分的本质联系根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素数。
第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。
其余各周期总是从n s能级开始，以n p结束，而从n s能级开始以n p结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。
(2)规律：①周期序数＝电子层数。
②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的2倍＝对应能级组最多容纳的电子数。
2．核外电子排布与族的划分(1)划分依据：取决于原子的价电子数目和价层电子排布。
(2)特点：同族元素的价电子数目和价层电子排布相同。
(3)规律①对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价层电子全部排布在n s 或n s 、n p 轨道上(见下表)。
价层电子数 = 族序数。
③稀有气体元素：价电子排布为n s2n p6(He除外)。
三、元素周期表1．元素周期表的结构2．元素周期表的分区(1)根据核外电子排布根据核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可把周期表里的元素划分成4个区：s区、p区、d区和f区（除ΙB、ⅡB族外。
）(2)根据元素金属性与非金属性①金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。
②处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。
s区的元素除氢外，也全部是金属元素。
【注】p区元素价电子不都是n s2n p1～6，如He元素的价电子为2s2。
co原子半径
co原子半径一、什么是CO分子？CO是一种化学式为CO的分子，它由一个碳原子和一个氧原子组成。
这种分子在自然界中非常普遍，可以在大气中、燃烧产物中、生物体内等多个环境中被发现。
二、CO分子的性质1. 物理性质CO分子是一种无色、无味的气体，在常温常压下为不易液化的气体。
它比空气轻，密度约为0.97 g/L。
2. 化学性质CO分子具有很强的还原性，能够与氧气反应生成二氧化碳。
此外，它还可以与金属形成金属卡宾配合物，在有机合成反应中扮演重要角色。
三、什么是原子半径？原子半径指的是一个原子的半径大小。
由于原子并不是一个完美球形，所以其半径大小并不十分明确。
通常情况下，我们使用几何平均值来描述一个原子的大小。
四、CO分子的原子半径1. 碳原子半径碳原子是CO分子中较大的那个原子，其几何平均值约为0.077 nm。
2. 氧原子半径氧原子是CO分子中较小的那个原子，其几何平均值约为0.066 nm。
3. CO分子的分子半径由于CO分子是由碳原子和氧原子组成的，因此其分子半径应该介于碳原子半径和氧原子半径之间。
根据几何平均值计算，CO分子的分子半径约为0.072 nm。
五、影响CO分子原子半径的因素1. 化学键类型CO分子中碳原子与氧原子之间形成了三重键，这种化学键比单重键和双重键更紧密，因此碳原子和氧原子之间的距离更短，对应的几何平均值也更小。
2. 分析方法不同的实验方法会导致不同的结果。
例如，X射线衍射法和电镜技术都可以用来测量物质中各个元素之间的距离和大小，但它们所得到的结果可能会有所不同。
3. 环境条件温度、压力等环境条件也会影响CO分子中碳原子和氧原子之间的距离和大小。
在高温高压下，化学键会变得更加松散，导致分子半径增大。
六、CO分子原子半径的应用CO分子的原子半径可以用于计算化学键能和电荷密度等参数。
此外，它还可以用于研究CO分子在不同环境下的行为，例如在大气中的传输和反应，以及在生物体内的代谢过程等。
同一周期原子半径大小如何判断
同一周期原子半径大小如何判断在化学中，原子半径是一个重要的物理性质，它决定了原子在化学反应和结构中的行为。
在同一周期内，原子的半径大小会受到原子核电荷数和电子排布等因素的影响。
在判断同一周期内原子半径大小的问题上，我们可以通过以下几个方法进行分析和比较。
原子序数大小在同一周期内，原子序数越大，原子半径越小。
这是因为同一周期内，原子核电荷数增加，电子云受到更强的吸引力，进而导致原子半径减小。
因此，通过比较原子的原子序数大小可以初步判断其原子半径的大小顺序。
电子排布原子的电子排布方式也会对原子半径大小产生影响。
在同一周期内，如果元素的电子排布更接近稳定的电子排布方式（如惰性气体的电子排布方式），那么其原子半径可能会相对较大。
因为电子排布更接近稳定状态时，电子云可能会更多地分布在外层轨道上，从而增大原子的半径。
原子核电荷数原子核电荷数的增加会使得电子受到更强的吸引力，从而使得原子半径减小。
因此，在同一周期内，如果元素的原子核电荷数更大，那么其原子半径可能较小。
通过比较元素的原子核电荷数，可以初步推测其原子半径大小的顺序。
结合离子半径当元素形成离子时，离子半径也会有所改变。
通常情况下，正离子的半径比原子小，而负离子的半径比原子大。
因此，通过比较元素形成的正负离子的半径大小，也可以间接地推测同一周期内原子半径的大小关系。
综上所述，要判断同一周期内原子的半径大小，可以通过比较原子序数大小、电子排布方式、原子核电荷数以及结合离子半径等因素来进行分析和推测。
通过综合考虑这些因素，我们可以较为准确地判断同一周期内原子半径的相对大小，达到更深入地理解元素性质的目的。
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（一）电子分布与近似能级图 鲍林把能量相近的能级归为一个能级组，共 有7个能级组，分别是:
（1s） （2s，2p） （3s，3p） （4s，4p，3d） （5s，5p，4d） （6s，6p，5d，4f） （7s，7p，6d，5f）
多电子原子中原子轨道能级高低基本规律如下：
1. n不同，l相同，则n越大，电子离核越远，电子能量 越高
3. Ⅷ族 它处于周期表的中间，第8，9，10三列。
族序数用罗马字表示：Ⅰ，Ⅱ，Ⅲ，Ⅳ，Ⅴ，Ⅵ，Ⅶ，Ⅷ
（三）周期表的分区
二
元素基本性质的周期性
元素的基本性质包括原子半径、电离能、电子 亲和能、金属性、非金属性及电负性等，这些 性质呈周期性变化。 （一）原子半径 1.分类 （1）共价半径：同种元素共价键键长的一半 （2）金属半径：金属晶体中，相邻两原子的核间 距离的一半 （3）范德华半径：如图红线的一半
22s22p63s23p63d54s1 Cr 核外电子排布为： 1s 24
[Ar]3d54s1
22s22p63s23p63d104s1 Cu 核外电子排布为： 1s 29
[Ar]3d104s1 避免电子排布式过长，书写核外电子排布时，当内层 电子构型与稀有气体的电子构型相同时，就用稀有气 体符号来表示原子的内层电子构型，称为原子实。 如:18Ar核外电子排布：1s22s22p63s23p6
4 4s 3 3s 3p 2p 3d
4p
4d
4f
2
2s 1
1s
注：必须同时指明电子层（n）、 电子亚层（l）和电子云伸展方 向（m）才能描述一个确定的 轨道
（四）自旋量子数ms——电子的自旋 电子的自旋：核外电子一方面围绕着原子核作高速 旋转运动，同时也围绕着本身的轴转动。
自旋方向有两种：顺时针和逆时针，ms= ±1/2用“ ” 和“ ”表示 注：描述一个原子轨道要用三个量子数，即 n，l，m。 描述一个原子轨道上运动的电子，要用四个量子数， 即n，l，m，ms
（二）族 元素周期表的纵行，是把原子的价电子层结构相似的元 素排在同一列，称为族。 周期表中共分18列，其中把第8，9，10三列合成 一族，称为第Ⅷ族，其余每一列为一族，共16族。
1.主族和0族 凡包含长短周期元素的各列，称为主族， 用“A”表示主族。共7个主族，第ⅧA一般称为0族。
主族序数=最外层电子数=价电子数 2.副族 只包含长周期元素的各列，称为副族，用“ B” 表示副族。共7个副族。
安徽中医药高专
第一章 物质结构基础
基础化学教研室
§1-1
核外电子运动状态
一 原子核外电子的运动
（一）原子的构成
原子 核外电子（每个电子带一个单位的负电荷）
原子核
（不带电） 中子
质子 （每个质子带一个单位正电荷）
（二）原子核外电子的运动 高速运动，没有确定的轨道，不能用经典力学计算出 时间、位置、速度的关系，只能用统计的方法，概率 来描述 电子云：电子在原子核外空间出现的概率密度分布图。 离核越近，密度越大；离核越远，密度越小
（二）角量子数l——电子亚层和电子云形状
l是影响电子运动时所具能量的次要因素
l取值受n限制，为0到n-1的整数
l：0，1，2，3，4，……（n-1） 电子亚层：s，p，d，f，g，……
l与n的取值关系及轨道符号、轨道形状
n l 1 0 2 0、 1 3 0、1、2 轨道符号 s s、 p s、p、d 电子亚层符号 1s 2s、2p 3s、3p、3d 轨道形状 s为球形对称 p为哑铃形 d为花瓣形
§1-2 元素周期系和元素的基本性质 一 原子的电子结构与元素周期律
元素周期律：元素的性质随着核电荷数的递增 而呈现周期性的变化 元素周期表可分为：
（一）周期 （二）族 （三）周期表的分区
（一）周期
周期表共有7行，相应分为7个周期。 1～3行为短周期 4～6行为长周期 第7行为不完全周期
元素所在的周期数等于该元素原子的电子层数。
如：E1s<E2s<E3s; E2p<E3p<E4p
2. n相同，l不同，则l越大，原子轨道的能量越高
如：Ens<Enp<End
3. 能级交错，如E3d>E4s； E4f>E6s 注：一般情况，能量大小符合公式n+0.7l
（二）多电子原子的核外电子排布 1.能量最低原理：即电子总是尽先占有能量最低的原 子轨道 2. 泡利不相容原理：即在同一原子中不能有四个量子 数完全相同的两个电子存在。每一个原子轨道中最多 只能容纳两个自旋相反的电子，每一个电子层中可容 纳电子的最高数目为2n2
氢原子的电子云图
二
核外电子运动状态的描述
（一）主量子数n——电子层
n表示电子运动离核远近，有电子层的意思
n是决定电子运动能量的主要因素 n的取值为正整数
n ：1，2，3， 4， 5， 6， 7，…… 电子层：K，L，M，N，O，P，Q，…… （1）n越小，表示电子离核越近， 电子能量越低；反之，越高。 （2）n相同，即为同一电子层。
4
0、1、2、3
s、p、d、f
4s、4p、4d、4f ……
f形状复杂 ……
n 0、1、2、3、 …… 4
s，p电子云示意图
同一电子层各亚层的能量，按s，p，d和f的顺序增高
（三）磁量子数m——电子云空间伸展方向 m值受l限制，m=0，±1， ±2…… ±l，共2l+1个值 轨道：在一定电子层中，具有一定形状和伸展方向的 电子云所占据的原子核外的空间称为一个原子轨道
等价轨道即简并轨道是指能量相同的轨道。如： p，d， f等轨道
2p
3d
3.洪特规则：电子在等价轨道上排布时，总是尽可能分 占不同的轨道，且自旋方向相同。这种排布，电子的能 量最低。 如：N原子核外有7个电子
2 2s 1 1s
+7
2
5
2p
洪特规则特例：等价轨道全充满，半充满或全空状态 较稳定 如：p0，p3，p6，d0，d5，d10等
1、下列四种元素的电子构型中，正确的是 A．铍 1s22p2 B．碳 1s22s22px22py02pz0 C．铝 1s22s22p63s3 D．钠 1s22s22p63s1 E．铬 [Ar]3d44s2 2、描述基态钠原子最外层一个电子的四个量 子数是 A．3，0，0，+1/2 B．3，1，0，+1/2 C．3，2，1，+1/2 D．3，2，0，-1/2 E．3，0，0，-1