〔高中化學(xué)知識清單〕選擇性必修2第一章原

子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

一、能層與能級

1、能層

(1)含義：依據(jù)核外電子的能量不同,將核外電子分為不同的

能層(電子層)。

(2)序號及符號：能層序號一、二、三、四、五、六、七……

分別用K、L、M、N、O、P、Q……表示，其中每層所容納的電

子數(shù)最多為個(gè)。

(3)能量關(guān)系：能層越高，電子的能量越高，能量的上下順序

為E(K)<E(L)<E(M)<E(N)<E(O)<E(P)<E(Q)o

2、能級

(1)含義：依據(jù)多電子原子的同一能層的電子的能量也可能不

同，將它們分為不同能級。

(2)表示方法：分別用相應(yīng)能層的序數(shù)和字母s、p、d、f等表

示，如〃能層的能級按能量由低到直的排列順序?yàn)椤╯、迎、四、

“f等。

3、能層、能級與最多容納的電子數(shù)

層~~三四五7-

???

⑺

(

號LMNOJ

,..

級SSPSPdSPdfS,..,.??,.,.?

多004,..??.,..?,.

電

2

子81832

2

?????????n

數(shù)

由上表可知：

(1)能層序數(shù)等于該能層所包含的能級數(shù),如第三能層有3個(gè)

能級。

(2)s、p、d、f各能級可容納的最多電子數(shù)分別為L、3、5、1

的2倍。

(3)原子核外電子的每一能層最多可容納的電子數(shù)是紙("為能

層的序數(shù))。

二、基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜

1、基態(tài)原子與激發(fā)態(tài)原子

(1)基態(tài)原子：處于最di能量狀態(tài)的原子。

(2)激發(fā)態(tài)原子：基態(tài)原子汲取能量,它的電子會躍遷到較高

能級，變成邀發(fā)態(tài)原子。

2、光譜

(1)光譜的成因及分類

(2)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。

三、構(gòu)造原理與電子排布式

1、構(gòu)造原理

(1)含義

以光譜學(xué)事實(shí)為根底,從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電

子填入能級的順序稱為構(gòu)造原理。

(2)示意圖

2、電子排布式

將能級上所容納的電子數(shù)標(biāo)在該能級符號右上角,并按照能

層從左到右的順序排列的式子。

如氮原子的電子排布式為：

例：依據(jù)構(gòu)造原理，寫出以下基態(tài)原子的核外電子排布式

①2He：Is2；

②8。：Is22s22P4:

③ioNe：—Is22s22P6―；

④14si：—Is22s22P63s23P2；

⑤18Ar：Is22s22P63s23P6；

⑥19K：Is22s22P63s231064sl；

⑦21Sc：Is22s22P63s23P63dl4s2；

⑧26Fe：Is22s22P63s23P63d64s2°

四、電子云與原子軌道

1、概率密度

1913年，玻爾提出氫原子模型,電子在線性軌道上繞核運(yùn)

行。量子力學(xué)指出，肯定空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的電子在核外空間各處都

可能出現(xiàn)，但出現(xiàn)的概率不同,可用概率密度(P)表示，即Q=(P

表示電子在某處出現(xiàn)的概率;V表示該處的體積)。

2、電子云

(1)定義：處于肯定空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的電子在原子核外空間的概

率密度分布的形象化描述。

(2)含義：用單位體積內(nèi)小黑點(diǎn)的疏密程度表示電子在原子核

外出現(xiàn)概率大小，小黑點(diǎn)越密，表示概率密度越大。

(3)形狀

3、原子軌道

(1)概念：量子力學(xué)把電子在原子核外的一個(gè)空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)稱

為一個(gè)原子軌道。

(2)形狀

①s電子的原子軌道呈球形，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑

越大。

②P電子的原子軌道呈啞鈴形,能層序數(shù)越大，原子軌道的半

徑越大。

(3)各能級所含有原子軌道數(shù)目

能級符K

號

SPdf

軌道數(shù)

目

4、原子軌道與能層序數(shù)的關(guān)系

(1)不同能層的同種能級的原子軌道形狀相同,只是半徑丕

Mo能層序數(shù)〃越大，原子軌道的半徑越大。如：

(2)s能級只有1個(gè)原子軌道。p能級有3個(gè)原子軌道，它們相

互垂直，分別以Px、Py、Pz表示。在同一能層中Px、Py、Pz的能量

相同。

(3)原子軌道數(shù)與能層序數(shù)(九)的關(guān)系：原子軌道數(shù)目=正。

五、泡利原理、洪特規(guī)則、能量最di原理

(一)原子核外電子的排布規(guī)則

1、泡利原理

在一個(gè)原子軌道里，最多只能容納2個(gè)電子，它們的自旋擔(dān)

反，常用上下箭頭”和D表示自旋相反的電子。

2、電子排布的軌道表示式(電子排布圖)

8。的軌道表示式如下：

例：依據(jù)上面答復(fù)以下問題：

(1)簡并軌道：能量相同的原子軌道。

(2)電子對：同一個(gè)原子軌道中，自旋方向相反的一對電子。

(3)單電子：一個(gè)原子軌道中假設(shè)只有一個(gè)電子,則該電子稱

為單電子。

(4)自旋平行：箭頭同向的單電子稱為自旋平行。

(5)在氧原子中，有之對電子對，有2_個(gè)單電子。

(6)在氧原子中，有之種空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，有a種運(yùn)動(dòng)狀態(tài)不同

的電子。

3、洪特規(guī)則

(1)內(nèi)容：基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨(dú)分

占，且自旋平行。

(2)特例：在簡并軌道上的電子排布處于全充滿、半充滿和全

空狀態(tài)時(shí)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性。

如：2?的電子排布式為Is22s22D63s23D63d54s1,為半充滿狀

態(tài)，易錯(cuò)寫為Is22s22P63s23P63d44s2。

4、能量最di原理

(1)內(nèi)容：在構(gòu)建基態(tài)原子時(shí)，電子將盡可能地占據(jù)能量最di

的原子軌道，使整個(gè)原子的能量最di。

(2)因素：整個(gè)原子的能量由核電荷數(shù)、電子數(shù)和電子狀態(tài)三

個(gè)因素共同決定。

注意：書寫軌道表示式時(shí)，常出現(xiàn)的錯(cuò)誤及正確書寫

(二)核外電子的表示方法

電子排布式與軌道表示式的比較

含用數(shù)字在能級符號右上角標(biāo)明該能級

義上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式

電子意能直觀反映出核外的電子層、能級及

排布式義各能級上的電子數(shù)

實(shí)

K：Is22s22P63s23P64sl

例

為了預(yù)防電子排布式書寫過于繁瑣，

含把內(nèi)層電子到達(dá)稀有氣體原子結(jié)構(gòu)的局部

簡化義以相應(yīng)稀有氣體元素符號外加方括號表

電子排布示

式意

預(yù)防書寫電子排布式過于繁瑣

義

實(shí)K：Ar]4sl

例

含每個(gè)方框代表一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭

義頭代表一個(gè)電子

軌道意能直觀反映出電子的排布情況及電子

表示式義的自旋狀態(tài)

實(shí)

A1：

例

熟記第周圍期未成對電子數(shù)規(guī)律

未成對電子數(shù)及其占

元素符號及價(jià)電子排布

據(jù)的原子軌道

4sK：4s1,Cu：3d】。4sl

13dSc：3dl4s2

4pGa：4s24p),Br：4s24P5

3dTi：3d24s2,Ni：3d84s2

2

4pGe：4s24P2,Se：4s24P，

3dV：3d34s2,Co：3d74s2

3

4pAs：4s24P3

43dFe：3d64s2

53dMn：3d54s2

63d和4sCr：3d54sl

第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)

一、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

(一)元素周期律、元素周期系和元素周期表

1、元素周期律

元素的性質(zhì)隨元素原子的核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性遞變。

2、元素周期系

元素按其原子核電荷數(shù)遞增排列的序歹限

3、元素周期表

呈現(xiàn)周期系的表格,元素周期系只有一個(gè)，元素周期表多種

多樣。

4、三張有重要?dú)v史意義的周期表

(1)門捷列夫周期表：門捷列夫周期表又稱短式周期表,重要

特征是從第周圍期開始每個(gè)周期截成兩截,第1?7族分主副族,

第△族稱為過渡元素。

(2)維爾納周期表

維爾納周期表是特長式周期表,每個(gè)周期一行，各族元素、

過渡金屬、稀有氣體、鍋系和鋼系，各有各的位置，同族元素上

下對齊,它確定了前五個(gè)周期的元素種類。

(3)玻爾元素周期表

玻爾元素周期表特別重要之處是把21?28、39?46等元素用

方框框起,這說明他已經(jīng)認(rèn)識到，這些框內(nèi)元素的原子新增加的

電子是填入內(nèi)層軌道的,他已經(jīng)用原子結(jié)構(gòu)解釋元素周期系了，

玻爾元素周期表確定了第大周期為亂種元素。

（二）構(gòu)造原理與元素周期表

1、元素周期表的根本結(jié)構(gòu)

（1）周期元素種數(shù)實(shí)在定

第一周期從」史開始，以1日結(jié)束，只有兩種元素。其余各周

期總是從皿能級開始，以皿結(jié)束，從“s能級開始以“p結(jié)束遞增

的核電荷數(shù)（或電子數(shù)）就等于每個(gè)周期里的元素?cái)?shù)目。

電元素

"S?"P

期子數(shù)數(shù)目

1s1'22

2

2s「22pL68

8

3sL23PL68

8

4sL23dLi04PL618

18

5sL24dLi05PL618

18

6sL24fLi45dL

32

106PL632

7sL25fLi46dL

32

1。7PL632

(2)元素周期表的形成

假設(shè)以一個(gè)方格代表一種元素，每個(gè)周期排一個(gè)橫排,并按

s、p、d、f分段，左側(cè)對齊，可得到如下元素周期表：

假設(shè)將p段與p段對齊，d段與d段對齊、f段單獨(dú)列出，將

2《與p段末端對齊，則得到書末的元素周期表：

2、元素周期表探究

(1)元素周期表的結(jié)構(gòu)

(2)元素周期表的分區(qū)

①依據(jù)核外電子的排布分區(qū)

按電子排布式中最后填入電子的能級符號可將元素周期表分

為s、p、d、f4個(gè)區(qū)，而IB、HB族這2個(gè)縱行的元素的核外電

子因先填滿了S—l)d能級而后再填充“s能級而得名ds區(qū)。5個(gè)

區(qū)的位置關(guān)系如以下列圖所示。

②依據(jù)元素的金屬性和非金屬性分區(qū)

3、元素的對角線規(guī)則

(1)在元素周期表中，某些主族元素與其右下方的主族元素(如

圖)的有些性質(zhì)是相似的(如鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒均生成正常

氧化物，而不是過氧化物)，這種相似性被稱為“對角線規(guī)則〃O

(2)處于“對角線〃位置的元素，它們的性質(zhì)具有相似性。

實(shí)例分析：

①鋰和鎂的相似性

A、鋰與鎂的沸點(diǎn)較為接近：

元LNEM

素iaeg

沸1821

點(diǎn)/℃34181.4467100

B、鋰和鎂在氧氣中燃燒時(shí)只生成對應(yīng)的氧化物，并且LizO

和MgO與水反響都十分緩慢。

C、鋰和鎂與水的反響都十分緩慢，并且生成的氫氧化物難溶

于水，附著于金屬外表阻礙反響的進(jìn)行。

D、鋰和鎂都能直接與氮?dú)夥错懮上鄳?yīng)的氮化物L(fēng)isN和

MgsN2o

E、鋰和鎂的氫氧化物在加熱時(shí)，可分解為Li?。、H2O和

MgO、H2OO

F、在堿金屬的氟化物、碳酸鹽和磷酸鹽中，只有鋰鹽是瞳溶

于水的，相應(yīng)的鎂鹽也難溶于水。

②鍍和鋁的相似性

A、鍍與鋁都可與酸、堿反響放出氫氫，并且鍍在濃硝酸中也

發(fā)生鈍化。

B、二者的氧化物和氫氧化物都既能溶于強(qiáng)酸又能溶于強(qiáng)堿溶

液：

A1(OH)3+3HC1===A1C13+3H2O,A1(OH)3+

NaOH===NaAlO2+2H2O;

Be(OH)2+2HCl===BeCl2+2H2O,Be(OH)2+

2NaOH===Na2BeQ2+2H2Qo

C、二者的氧化物AI2O3和BeO的熔點(diǎn)和硬度都很高。

D、BeCb和AlCh都是共價(jià)化合物，易升華。

③硼和硅的相似性

A、自然界中B與Si均以化合物的形式存在。

B、B與Si的單質(zhì)都易與強(qiáng)堿反響，且不與稀酸反響：

2B+2KOH+2H2O===2KBO2+3H,1，S1+2KOH+

H?O===K2SiQ3+2H2?o

C、硼烷和硅烷的穩(wěn)定性都比較差，且都易水解。

D、硼和硅的鹵化物的熔、沸點(diǎn)比較低，易揮發(fā)，易水解。

解題技巧：依據(jù)原子結(jié)構(gòu)特征推斷元素在元素周期表中的位

置

二、元素周期律

(-)原子半徑

1、影響原子半徑大小的因素

(1)電子的能層數(shù)：電子的能層越多，電子之間的排斥作用使

原子半徑增大。

(2)核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用就越大，

使原子半徑減小。

2、原子半徑的遞變規(guī)律

(1)同周期：從左至右，核電荷數(shù)越太，半徑越小。

(2)同主族：從上到下，核電荷數(shù)越大，半徑越大。

3、原子或離子半徑的比較方法

(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離

子，低價(jià)陽離子大于高價(jià)陽離子。例如：r(Cr)>r(Cl),r(Fe)>

2+3+

r(Fe)>r(Fe)o

(2)能層結(jié)構(gòu)相同的離子：核電荷數(shù)越大，半徑越小。例如：

2-+2+3+

r(O)>r(F-)>r(Na)>r(Mg)>r(Al)o

(3)帶相同電荷的離子：能層數(shù)越多，半徑越大。例如：r(Li+)

<r(Na+)<r(K+)^r(Rb+)<r(Cs+),

2-222-

r(O)<r(S-)<(Se-)<r(Te)o

(4)核電荷數(shù)、能層數(shù)均不同的離子：可選一種離子參照比

較。例如：比較r(K+)與廠(Mg2+),可選“Na+)為參照，r(K+)>

r(Na+)>r(Mg2+)。

解題技巧：粒子半徑比較的一般思路

(1)“一層〃：先看能層數(shù)，能層數(shù)越多，一般微粒半徑越大。

(2)“二核〃：假設(shè)能層數(shù)相同，則看核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越

大，微粒半徑越小。

(3)“三電子〃：假設(shè)能層數(shù)、核電荷數(shù)均相同，則看核外電子

數(shù)，電子數(shù)多的半徑大。

(二)元素的電離能

1、元素第一電離能的概念與意義

(1)概念

①第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣

態(tài)基態(tài)正離子所需要的最di能量叫做第一電離能,符號：/io

②逐級電離能：氣態(tài)基態(tài)一價(jià)正離子再失去一個(gè)電子成為氣

態(tài)基態(tài)三價(jià)正離子所需的最di能量叫做第二電離能，第三電離能

和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，

假設(shè)再失去電子會更加此1，因此同一原子的各級電離能之間存

在如下關(guān)系：h<Ii<h...

(2)意義：可以衡量元素的原子失去一個(gè)電子的難易程度。第

—電離能數(shù)值越小，原子越簡單失去一個(gè)電子;第一電離能數(shù)值

越大，原子越瞳失去一個(gè)電子。

2、元素第一電離能變化規(guī)律

(1)每個(gè)周期的第一種元素的第一電離能最小,最后一種元素

的第一電離能最大,即一般來說，隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的

第一電離能呈增大趨勢。

(2)同一族，從上到下第一電離能逐漸減小。

3、電離能的應(yīng)用

(1)依據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素原子核外電子的排布及元素的

化合價(jià)。如Li：說明Li原子核外的三個(gè)電子排布在兩個(gè)

能層上(K、L能層)，且最外層上只有一個(gè)電子，易失去一個(gè)電子

形成+1價(jià)陽離子。

(2)推斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱：/i越大，元素的非金

屬性越強(qiáng)；/i越小，元素的金屬性越強(qiáng)。

注意：電離能的影響因素及特例

(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

及原子的電子構(gòu)型。

(2)具有全充滿、半充滿及全空的電子構(gòu)型的元素穩(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

素大。一般情況，第一電離能：IIA>IIIA,VA>VIAO

解題技巧：電離能的應(yīng)用

(1)依據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價(jià)，如K：

Zi?Z2</3,說明K原子易失去一個(gè)電子形成+1價(jià)陽離子。

(2)推斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱：/i越太，元素的非金

屬性越強(qiáng)；/i越小，元素的金屬性越強(qiáng)。

(三)電負(fù)性

1、有關(guān)概念與意義

(1)鍵合電子：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成化學(xué)鍵的電

子稱為鍵合電子。

(2)電負(fù)性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大

小。電負(fù)性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。

(3)電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為

1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)。

2、遞變規(guī)律

(1)同周期，自左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大,元素的非金

屬性逐漸增強(qiáng)、金屬性逐漸減弱。

(2)同主族，自上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小,元素的金屬

性逐漸增強(qiáng)、非金屬性逐漸減弱。

3、應(yīng)用

(1)推斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱

①金屬的電負(fù)性一般小于1.8,非金屬的電負(fù)性一般大于

1.8,而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬〃(如錯(cuò)、睇等)的電負(fù)性

則在1.8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,金屬元素越生動(dòng)；非金屬元素的

電負(fù)性越大,非金屬元素越生動(dòng)。

(2)推斷元素的化合價(jià)

①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強(qiáng)，元素

的化合價(jià)為負(fù)值。

（3）推斷化合物的類型

如H的電負(fù)性為2.1,C1的電負(fù)性為3.0,C1的電負(fù)性與H的

電負(fù)性之差為3.0—2.1=0.9<1.7,故HC1為共價(jià)化合物；如A1的

電負(fù)性為1.5,C1的電負(fù)性與A1的電負(fù)性之差為3.0—1.5=

1.5<1.7,因此AlCh為共價(jià)化合物；同理，BeCb也是共價(jià)化合

物。

注意：電負(fù)性之差大于L7的元素不肯定都形成離子化合物，

如F的電負(fù)性與