1-2-2原子的规则排列

《元素周期律》讲义一、元素周期律的发现历程化学元素周期律的发现，是化学发展史上的一个重要里程碑。

在这一规律被揭示之前，化学家们对于各种元素的性质和相互关系的认识是零散和无序的。

早在 18 世纪，拉瓦锡就已经初步对化学元素进行了分类。

然而，真正为元素周期律的建立奠定基础的，是 19 世纪初期的几位科学家。

1829 年，德国化学家德贝莱纳提出了“三元素组”的概念。

他发现某些元素在性质上存在着相似性，可以按照特定的规律分成组。

到了 1864 年，英国化学家纽兰兹提出了“八音律”。

他将元素按照原子量递增的顺序排列，发现每第八个元素在性质上与第一个元素相似。

但这些早期的尝试都存在着一定的局限性。

直到 1869 年，俄国化学家门捷列夫在前人的工作基础上，经过长期的努力和深入的思考，终于发表了第一张元素周期表。

门捷列夫的元素周期表并非一蹴而就，他在研究过程中克服了重重困难。

他不仅依据元素的原子量排列元素，还大胆地根据元素的性质对一些元素的位置进行了调整。

他坚信元素的性质是其原子量的周期性函数，这种前瞻性的思维和坚定的信念使得他能够成功地构建出元素周期表的雏形。

元素周期律的发现并非是终点，而是开启了化学研究的新征程。

随着科学技术的不断进步，人们对于元素周期律的认识也在不断深化和完善。

二、元素周期律的基本内容元素周期律指的是元素的性质随着原子序数（即原子核中的质子数）的递增而呈现周期性变化的规律。

原子序数是决定元素在周期表中位置的关键因素。

在同一周期中，从左到右，元素的原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；化合价从＋1 价逐渐升高到＋7 价（除了 O 和 F 元素），负化合价从－4 价逐渐升高到－1 价。

同一主族中，从上到下，元素的原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

例如，在第三周期中，钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

钠是非常活泼的金属，能与水剧烈反应；而铝具有一定的两性，既能与酸反应，又能与碱反应。

原子排布式知识点总结1. 原子的基本结构原子由原子核和围绕核运动的电子组成。

原子核由质子和中子组成，而电子则围绕原子核运动。

原子核带正电，电子带负电，原子的整体电荷是中性的。

2. 原子的排布式原子的排布式是指原子在晶体中的位置排列关系，主要包括周期性排列和非周期性排列两种形式。

3. 周期性排列在晶体中，原子的位置和结构具有周期性，这种周期性称为晶体结构，是晶体特有的性质。

常见的周期性排列有立方晶系、四方晶系、六方晶系等。

4. 非周期性排列非周期性排列指的是在一定区域内，原子的分布是无规律的，不具备周期性规律。

这种排列形式也在一些物质中存在，比如非晶体材料。

5. 晶体结构晶体结构是指原子的排布式在空间中的三维分布规律。

晶体结构有多种类型，包括简单晶格、复杂晶格、密堆积结构等。

6. 简单晶格简单晶格是指在三维空间中，原子依照一定规则排列在各个晶格点上，这种排列形式称为简单晶格结构。

7. 复杂晶格复杂晶格是指由多种不同原子组成的晶格结构，这种结构比较复杂，常见的有闪锌矿结构、蓝晶石结构等。

8. 密堆积结构密堆积结构是指原子以一定的方式堆积在晶格点上，形成一种密集的排布形式，这种结构在金属材料中比较常见。

9. 晶体的性质晶体的结构决定了其性质，有些晶体具有良好的机械性能，有些晶体具有优异的导电性能，有些晶体具有较强的磁性等。

10. 晶体的应用晶体在材料科学、电子学、光学等领域有着广泛的应用，比如半导体材料、光学材料、磁性材料等都与晶体有着密切的联系。

总的来说，原子的排布式是物质中非常重要的一部分，它决定了物质的性质和行为。

通过对原子排布式的研究和了解，可以更好地理解物质的本质和特性，为材料科学和工程技术的发展提供重要的理论基础。

希望以上的知识点总结对大家有所帮助。

顺-1,2-二甲基环己烷的稳定构象
顺-1,2-二甲基环己烷的稳定构象是通过旋转甲基基团来实现的。

在顺-1,2-二甲基环己烷中，有两个甲基基团与环的1号和2号
碳原子相连。

首先，让我们将1号碳原子固定不动，将2号碳原子上的一个甲基基团进行旋转。

这个旋转可以使甲基基团更加靠近环面，从而减少孤电子对的斥力。

这种构象被称为轴向构象。

接下来，让我们将2号碳原子固定不动，将1号碳原子上的甲基基团进行旋转。

同样，这个旋转可以使甲基基团更加靠近环面，从而减少孤电子对的斥力。

这种构象被称为赤向构象。

在这两种构象中，轴向构象比赤向构象更加稳定。

这是由于孤电子对的排斥引起的能量增加比甲基基团之间的旋转引起的能量增加要大。

因此，顺-1,2-二甲基环己烷的稳定构象是轴向构象。

基态原子的电子排布的三个基本原则
1．能量最低原理
原子核外的电子应优先排布在能量最低的能级里，然后由里到外，依次排布在能量逐渐升高的能级里。

能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于1～36号元素来说，应重点掌握和记忆“1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p”这一顺序)。

2．泡利原理
(1)在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反，这一原理被称为泡利原理。

(2)因为每个原子轨道最多只能容纳 2个电子且自旋方向相反，所以从能层、能级、原子轨道、自旋方向四个方面来说明电子的运动状态是不可能有两个完全相同的电子的。

如氟原子的电子排布可表示为1s22s22p2p2p，由于各原子轨道中的电子自旋方向相反，所以9个电子的运动状态互不相同。

3．洪特规则
(1)在相同能量的原子轨道上，电子的排布将尽可能占据不同的轨道，而且自旋方向相同，这就是洪特规则。

(2)通俗地说，洪特规则可以表述为电子总是尽量自旋
平行地分占不同的轨道。

如碳原子的电子排布图是，而不是。

(3)洪特规则的特例
在等价轨道(同一能级)上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。

有机化学中的几个规则一． 次序规则：1． 什么叫次序规则次序规则是各种取代基按照优先顺序排列的规则。

2． 次序规则的主要内容是什么（1）原子：原子序数大的排在前面，同位素质量数大的优先。

几种常见原子的优先次序为：I>Br>Cl>S>P>O>N>C>H（2）饱和基团：如果第一个原子序数相同，则比较第二个原子的原子序数，依次类推。

常见的烃基优先次序为：(CH 3)3C->(CH 3)2CH->CH 3CH 2->CH 3-（3）不饱和基团：可看作是与两个或三个相同的原子相连。

不饱和烃基的优先次序为: -C CH>-CH=CH 2>(CH 3)2CH-3．次序规则主要应用在那些方面（1）在烯烃的顺反异构体命名时，当双键碳原子上所连四个基团都不相同时，不能用顺反表示，只能用Z 、E 表示。

按照“次序规则”比较两对基团的优先顺序，较优基团在双键碳原子同侧的为Z 型，反之为E 型。

例如：C=C按照“次序规则”比较双键碳原子所连两对基团的优先顺序，－CH 3 －H ， －CH 2CH 2CH 3 －CH 2CH 3 ，两个较优基团在双键碳原子同侧，因此，为Z 型。

选取结构式中含有双键的最长的碳链为主链，上式中的主链是6个碳原子，称己烯。

将主链碳原子编号，从离双键最近的一端开始用阿拉伯数字编号，确定双键和取代基的位次。

上式从左边开始编号，双键碳原子在2位，乙基在3位。

书写名称， 将构型、取代基名称放在母体名称之前，取代基位次放在取代基名称之前，双键的位次放在母体名称之前，其间用半字线“－”隔开。

上面化合物被命名为（Z ）-3-乙基-2-己烯。

（2）对映异构体用费舍尔投影式表示，命名时要将手性碳原子的构型表示出来。

对映异构体的构型有D 、L 和R 、S 两种标记方法，D 、L 标记法以甘油醛为标准，有一定的局限性，有些化合物很难确定它与甘油醛结构的对应关系，因此，更多的是应用R 、S 标记法，它是根据手性碳原子所连四个不同原子或基团在空间的排列顺序标记的。

一、元素周期表的结构（一）编排三原则：1. 按原子序数递增顺序从左到右排列。

2. 将电子层数相同的元素排列成一个横行。

3. 把最外电子层的电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上而下排列成纵行。

（二）周期：具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一行，叫周期。

(1)周期序数= 电子层数。

周期序数用阿拉伯数字表示。

(2)元素周期表目前有7个周期。

第1、2、3周期称为短周期，分别含有2、8、8种元素；第4、5、6、7周期称为长周期，分别含有18、18、32、26种元素；第7周期又称为不完全周期。

（三）族(1)元素周期表有18个纵行，称为族，共16个族。

族序数用罗马数字表示。

(2)元素周期表中含有7个主族(ⅠA族~ⅦA族)、7个副族(ⅢB族~ⅦB族、ⅠB族~ⅡB族)、1个第Ⅷ族(三个纵行)和1个0族(稀有气体)。

(3)主族元素族序数= 最外层电子数。

(4)稀有气体元素化学性质不活泼，很难与其他物质发生化学反应，把它们的化合价定为0，因而叫做0族。

二、元素的性质与元素在周期表中位置的关系（一）元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置1、同周期从左到右，元素的金属性减弱，非金属性增强。

2、同主族从上至下，元素的金属性增强，非金属性减弱。

3、（1（2域；（312、主族元素化合价的判断。

（1）元素最高正化合价的数值=族的序数=最外电子层电子数（即价电子数）（2）非金属元素最低负化合价的绝对值=8－其最高正化合价三、元素周期律和元素周期表的意义1869年，门捷列夫发现了元素周期律，并编制了第一张元素周期表。

元素周期表是学习研究的一种重要工具。

门捷列夫用元素周期律预言了未知元素，为发现新元素提供了线索。

元素周期律与元素周期表可以指导工农业生产。

【典型例题】[例1] 对比下列两组元素性质：（1）下列各组元素最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐减弱、酸性逐渐加强的是（ ）A. NaOH 、2)(OH Mg 、43PO H 、42SO HB. KOH 、NaOH 、42SO H 、4HClOC. 2)(OH Ca 、2)(OH Ba 、4HBrO 、4HClOD. 2)(OH Mg 、2)(OH Ba 、43PO H 、42SO H（2）下列各组气态氢化物稳定性由强到弱的顺序正确的是（ ）A. 4SiH 、3PH 、S H 2、HClB. HF 、HCl 、HBr 、HIC. 3PH 、S H 2HCl 、HFD. 3NH 、3PH 、3AsH 、HF精析：（1）A 项第三周期的Na 、Mg 、P 、S 四元素最高价氧化物的水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。