第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)

一、能層與能級(jí)

1、能層

(1)含義：根據(jù)核外電子的不同，將核外電子分為不同的能層(電子層)。

(2)序號(hào)及符號(hào)：能層序號(hào)一、二、三、四、五、六、七……分別用K、L、M、N、0、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，能量的高低順序?yàn)?lt;E(L)<<E(N)<

E(0)<E(P)0

2、能級(jí)

(1)含義：根據(jù)多電子原子的同一能層的電子的___________也可能不同，將它們分為不同o

⑵表示方法：分別用相應(yīng)能層的和字母s、p、d、f等表示，如n能層的能級(jí)按能量由

到的排列順序?yàn)椤╯、迎、nd>wf等。

3、能層、能級(jí)與最多容納的電子數(shù)

能層(九)—■二三四五六七...

符號(hào)KLMNoPQ.......

能級(jí)1s2s2p3s3P3d4s4p4d4f5s......................

最多電22626102610142......................

子數(shù)281832...................2n2

由上表可知：

(1)能層序數(shù)該能層所包含的能級(jí)數(shù)，如第三能層有個(gè)能級(jí)。

(2)s、p、d、f各能級(jí)可容納的最多電子數(shù)分別為、、、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(〃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：處于狀態(tài)的原子。

⑵激發(fā)態(tài)原子：基態(tài)原子能量，它的電子會(huì)躍遷到能級(jí)，變成態(tài)原子。

2、光譜

(1)光譜的成因及分類

|形成吸獎(jiǎng)光譜|

形成發(fā)射光譜I

(2)光譜分析：在現(xiàn)代化學(xué)中，常利用原子光譜上的來(lái)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

⑴含義

以事實(shí)為基礎(chǔ)，從氫開(kāi)始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入的順序稱為構(gòu)造原理。

(2)小意圖

將__________上所容納的電子數(shù)標(biāo)在該能級(jí)符號(hào)，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：根據(jù)構(gòu)造原理，寫(xiě)出下列基態(tài)原子的核外電子排布式

①2He：；

②8。：；

③1oNe：；

?uSi：；

@isAr：；

⑥19K：；

⑦21Sc：；

⑧26Fe：o

四、電子云與原子軌道

1、概率密度

1913年，提出氫原子模型，電子在__________上繞核運(yùn)行。量子力學(xué)指出，一定空間運(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)的不同，可用概率密度⑺表示，即表示

電子在某處出現(xiàn)的;V表示該處的體積)。

2、電子云

(1)定義：處于一定空間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，表示

概率密度越o

⑶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)稱為一個(gè)原子軌道。

⑵形狀

①s電子的原子軌道呈___________形，能層序數(shù)越，原子軌道的半徑越

②p電子的原子軌道呈__________形，能層序數(shù)越，原子軌道的半徑越

(3)各能級(jí)所含有原子軌道數(shù)目

能級(jí)符號(hào)nsnpndnf

軌道數(shù)目1357

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(jí)的原子軌道形狀.,只是半徑.o能層序數(shù)n越.

原子軌道的半徑越o如:

Is2s3s

同一原子的S電子的電子云輪廓圖

(2)s能級(jí)只有1個(gè)原子軌道。P能級(jí)有3個(gè)原子軌道，它們互相垂直，分別以Px、Py、Pz表示。在同一能層

中Px、Py、Pz的能量___________。

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

五、泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理

(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，最多只能容納個(gè)電子，它們的自旋,常用上下

箭頭(T和D表示自旋相反的=

2、電子排布的軌道表示式(電子排布圖)

80的軌道表示式如下：

0OE3<H+I1

Is2s2p

例：根據(jù)上面回答下列問(wèn)題：

(1)簡(jiǎn)并軌道：相同的原子軌道。

(2)電子對(duì)：同一個(gè)原子軌道中，自旋方向的一對(duì)電子。

(3)單電子：軌道中若只有一個(gè)電子，則該電子稱為單電子。

(4)自旋平行：的單電子稱為自旋平行。

(5)在氧原子中，有對(duì)電子對(duì)，有個(gè)單電子。

(6)在氧原子中，有種空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，有種運(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，填入的電子總是先單獨(dú)分占，且自旋平行。

⑵特例：在簡(jiǎn)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)，具有的能量和

___________的穩(wěn)定性。

'全充滿：p6、d10,f14

相對(duì)穩(wěn)定的狀態(tài)(全空：P°、d°、E

、半充滿：p3、d\f7

如：24Cr的電子排布式為-，為半充滿狀態(tài)，易錯(cuò)寫(xiě)為Is22s22P63s23P63d44s2。

4、能量最低原理

⑴內(nèi)容：在構(gòu)建基態(tài)原子時(shí)，電子將盡可能地占據(jù)的原子軌道，使整個(gè)原子的能量最

(2)因素：整個(gè)原子的能量由和__________三個(gè)因素共同決定。

注意：書(shū)寫(xiě)軌道表示式時(shí)，常出現(xiàn)的錯(cuò)誤及正確書(shū)寫(xiě)

XV

?mifiti?(違背能量最低原理)一囤區(qū)匚

.畫(huà)(違背泡利原理)——

?INI?i(違背洪特規(guī)則)

?itini(違背洪特規(guī)則)

(二)核外電子的表示方法

電子排布式與軌道表示式的比較

含義用數(shù)字在能級(jí)符號(hào)右上角標(biāo)明該能級(jí)上排布的___________,這就是電子排布式

電子排布式意義能直觀反映出核外的電子層、能級(jí)及各能級(jí)上的電子數(shù)

實(shí)例K：____________________

為了避免電子排布式書(shū)寫(xiě)過(guò)于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體原子結(jié)構(gòu)的部分

含義

簡(jiǎn)化電子排以相應(yīng)稀有氣體元素符號(hào)外加__________表示

布式意義避免書(shū)寫(xiě)電子排布式過(guò)于繁瑣

實(shí)例K：___________

含義每個(gè)方框代表一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭頭代表一個(gè)___________

意義能直觀反映出電子的排布情況及電子的___________狀態(tài)

軌道表示式

Is2s2p3s3p

實(shí)例A1面向川川“向G，1

Al：

熟記第四周期未成對(duì)電子數(shù)規(guī)律

未成對(duì)電子數(shù)及其占據(jù)的原子軌道元素符號(hào)及價(jià)電子排布

4sK：4s1,Cu：___________

13dSc：3dl4s2

4pGa：4s?4pi,Br：___________

3dTi：3d24s2,Ni：____________

2

4pGe：4s24P2,Se：4s24P4

3dV：3d34s2,Co：___________

3

4pAs：4s24P3

43dFe：___________

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)隨元素原子的遞增發(fā)生__________遞變。

2、元素周期系：元素按其原子遞增排列的序列。

3、元素周期表：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(mén)捷列夫周期表：門(mén)捷列夫周期表又稱周期表，重要特征是從第周期開(kāi)始每個(gè)

周期截成截，第族分族,第族稱為過(guò)渡元素。

(2)維爾納周期表

維爾納周期表是，每個(gè)周期一行，各族元素、過(guò)渡金屬、稀有氣體、鐲系和鋼系，各有各的位

置，同族元素，它確定了前個(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等元素用框起，這說(shuō)明他已經(jīng)認(rèn)識(shí)到，這

些框內(nèi)元素的原子新增加的是填入的，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周期為種元素。

(二)構(gòu)造原理與元素周期表

1、元素周期表的基本結(jié)構(gòu)

(1)周期元素種數(shù)的確定

第一周期從開(kāi)始，以結(jié)束，只有兩種元素。其余各周期總是從能級(jí)開(kāi)

始，以結(jié)束，從"S能級(jí)開(kāi)始以硬結(jié)束遞增的(或電子數(shù))就等于每個(gè)周期里的元素

數(shù)目。

周期儂?〃P電子數(shù)元素?cái)?shù)目

—*Is。

——

二2sL22PL6

——

三3sL23PL6

——

4sL23dL1。4PL6

四——

5sL24dLi05PL6

五——

6sL24fLi45dLi%pl~6

六——

7sL25fLi46dLi07PL6

七——

⑵元素周期表的形成

若以一個(gè)方格代表一種元素，每個(gè)排一個(gè)橫排，并按s、p、d、f分段，左側(cè)對(duì)齊，可得到如下元素

周期表：

若將P段與P段對(duì)齊，d段與d段對(duì)齊、f段單獨(dú)列出，將與p段末端對(duì)齊，則得到書(shū)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)

短周期：3個(gè)第一、二、三周期

周期：7個(gè)共7個(gè)橫行

長(zhǎng)周期：4個(gè)第四、五、六、七周期

‘主族：7個(gè)IA?VHA族

元素周期表＜

副族：7個(gè)IIIB?VDB族,IB-IIB^

族：16個(gè)共18個(gè)縱列〈

VHI族：1個(gè)第8、9、10縱列

、。族：1個(gè)稀有氣體元素

⑵元素周期表的分區(qū)

①根據(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符號(hào)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能級(jí)而后再填充運(yùn)能級(jí)而得名______區(qū)。5個(gè)區(qū)的位置關(guān)系

如下圖所示。

②根據(jù)元素的金屬性和非金屬性分區(qū)

3、元素的對(duì)角線規(guī)則

(1)在元素周期表中，某些_______族元素與其右下方的族元素(如圖)的有些性質(zhì)是相似的(如鋰和鎂

在過(guò)量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過(guò)氧化物)，這種相似性被稱為“

LiBeB

*、、、W、

MgAlSi

(2)處于“對(duì)角線”位置的元素，它們的具有相似性。

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:

元素LiNaBeMg

沸點(diǎn)/℃1341881.424671100

B、鋰和鎂在氧氣中時(shí)只生成對(duì)應(yīng)的氧化物，并且口2。和MgO與水反應(yīng)都十分緩慢。

占燃占燃

4Li+O2^^2Li2O、2Mg+O2^^2MgOo

C、鋰和鎂與水的反應(yīng)都十分緩慢，并且生成的氫氧化物溶于水，附著于金屬表面阻礙反應(yīng)的進(jìn)行。

D、鋰和鎂都能直接與氮?dú)夥磻?yīng)生成相應(yīng)的氮化物L(fēng)i3N和Mg3N2o

E、鋰和鎂的氫氧化物在加熱時(shí)，可分解為L(zhǎng)i?。、H2O和MgO、H2OO

F、在堿金屬的氟化物、碳酸鹽和磷酸鹽中，只有鋰鹽是溶于水的，相應(yīng)的鎂鹽也______溶于水。

②鍍和鋁的相似性

A、被與鋁都可與酸、堿反應(yīng)放出_______,并且鍍?cè)跐庀跛嶂幸舶l(fā)生_______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=,A1(OH)3+NaOH=；

Be(OH)2+2HCl=,Be(OH)2+2NaOH=。

C、二者的氧化物A12O3和BeO的熔點(diǎn)和硬度都很高。

D、BeCL和AlCb都是共價(jià)化合物，易。

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)堿反應(yīng)，且不與稀酸反應(yīng)：

2B+2KOH+2H2O=,Si+2KOH+H2O=。

C、硼烷和硅烷的穩(wěn)定性都比較差，且都易o(hù)

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：根據(jù)原子結(jié)構(gòu)特征判斷元素在元素周期表中的位置

電子排布式逑耳價(jià)電子排布式畫(huà)之

IA:77s1

IIA：HS2

一IDA?WA(外圍電子數(shù)=族序數(shù))

元素的—0族(排滿)

(IB：(?—Dd^ws1

分區(qū)(?—l)d10ns!~2—>ds區(qū)-《

102

I]]B：(w-l)dWs

〔WB?WB(外圍電

一(〃一1)才?OsI?2fd區(qū)子數(shù)=族序數(shù))

%

二、元素周期律

(一)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，電子之間的作用使原子半徑。

(2)核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越,核對(duì)電子的吸引作用就越,使原子半徑o

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,半徑越o

(2)同主族：從上到下，核電荷數(shù)越,半徑越o

3、原子或離子半徑的比較方法

(1)同種元素的離子半徑：陰離子于原子，原子于陽(yáng)離子，低價(jià)陽(yáng)離子于高價(jià)陽(yáng)離子。

例如:r(Cr)>r(Cl),r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)=

⑵能層結(jié)構(gòu)相同的離子：核電荷數(shù)越,半徑越。例如：r(C)2-)>r(F-)>r(Na

+)>r(Mg2+)>r(Al3+)?

(3)帶相同電荷的離子：能層數(shù)越,半徑越。例如：r(Li+)<r(Na+)<r(K+)

r(Rb+)<r(Cs+),

NO2一)<4S2-)(Se2-)<r(Te2-)o

⑷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4Mg2+),可選廠(Na+)為

參照，r(K+)KNa+)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,一般微粒半徑越。

(2)“二核"：若能層數(shù)相同，則看核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越,微粒半徑越o

(3)“三電子”：若能層數(shù)、核電荷數(shù)均相同，則看核外電子數(shù)，電子數(shù)的半徑o

(二)元素的電離能

1、元素第一電離能的概念與意義

⑴概念

①第一電離能：電中性原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為_(kāi)_____________正離子所需要的

叫做第一電離能，符號(hào)：。

②逐級(jí)電離能：氣態(tài)基態(tài)價(jià)正離子再一個(gè)電子成為氣態(tài)基態(tài)價(jià)正離子所需的最低能

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，若再失去

電子會(huì)更加,因此同一原子的各級(jí)電離能之間存在如下關(guān)系：Zi</2</3……

(2)意義：可以衡量元素的原子一個(gè)電子的程度。第一電離能數(shù)值越,原子越

失去一個(gè)電子；第一電離能數(shù)值越,原子越失去一個(gè)電子。

2、元素第一電離能變化規(guī)律

核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈______趨勢(shì)。

(2)同一族，從上到下第一電離能逐漸o

3、電離能的應(yīng)用

(1)根據(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：h?h<k，表明Li原子核外的

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，易失去形成陽(yáng)離

子。

(2)判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱：A越,元素的非金屬性越；A越小，元素的金屬性越

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、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______________,如稀有氣體

的電離能在同周期元素中,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：IIAIIIA,VAVIA。

解題技巧：電離能的應(yīng)用

(1)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價(jià)，如K：h?I2<h，表明K原子易失去一個(gè)電子形成+1

價(jià)陽(yáng)離子。

(2)判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱：人越,元素的非金屬性越；越,元素的金

屬性越?

(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)，原子中用于形成的電子稱為O

(2)電負(fù)性：用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子的大小。電負(fù)性越的原子，

對(duì)鍵合電子的吸引力越o

(3)電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為和鋰的電負(fù)性為作為相對(duì)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,元素的非金屬性逐漸、金屬性

逐漸o

(2)同主族，自上到下，元素的電負(fù)性逐漸,元素的金屬性逐漸、非金屬性

逐漸。

3、應(yīng)用

(1)判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1.8,非金屬的電負(fù)性一般1.8,而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如

褚、睇等)的電負(fù)性則在_______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，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性,非金屬元素越活潑。

⑵判斷元素的化合價(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,元素的化合價(jià)為。

②電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力,元素的化合價(jià)為o

(3)判斷化合物的類型

大于L7,通常形成離子鍵,相應(yīng)的化合物為

兩成鍵元素間_離子化合物

電負(fù)性差值一小于I：通常形成共價(jià)鍵,相應(yīng)的化合物為

共價(jià)化合物

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A1CL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1.7的元素不一定都形成離子化合物，如F的電負(fù)性與H的電負(fù)性之差為1.9,但

HF為共價(jià)化合物。

(四)元素周期律的綜合應(yīng)用

1、同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律

性質(zhì)同一周期（從左到右）同一主族（從上到下）

能層數(shù)——

核外電子的排布

最外層電子數(shù)1-2或8—

金屬性——

非金屬性——

氧化性——

單質(zhì)的氧化性、還原性

還原性——

最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化酸性——

物的酸堿性堿性——

氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性——

______(但nA>IIIA,VA>

第一電離能—

VIA)

電負(fù)性——

2、電負(fù)性、第一電離能與金屬性和非金屬性的關(guān)系

一非金屬性逐漸增強(qiáng)

第

第一電離能、電負(fù)性逐漸增大第

一

二

非

一

金

電

金

稀

iB電

三

屬

離L