8/13專題04原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)高二化學(xué)上學(xué)期魯科版考點(diǎn)01氫原子光譜1．原子結(jié)構(gòu)模型的發(fā)展歷程時(shí)間或年代1803年1903年1911年1913年20世紀(jì)20年代中期原子結(jié)構(gòu)模型模型名稱實(shí)心球體模型葡萄干布丁模型核式模型電子分層排布模型量子力學(xué)模型相關(guān)科學(xué)家道爾頓湯姆遜盧瑟福玻爾薛定諤2．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。(2)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?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子。(3)基態(tài)、激發(fā)態(tài)原子相互間轉(zhuǎn)化的能量變化基態(tài)原子eq\o(,\s\up7(吸收能量),\s\do5(釋放能量，主要形式為光輻射))激發(fā)態(tài)原子3．光譜(1)光譜的含義：利用儀器將物質(zhì)吸收的光或發(fā)射的光的和分布記錄下來，就得到所謂的光譜。(2)光譜的類型①連續(xù)光譜：若光譜是由各種波長(zhǎng)的光所組成，且相近的波長(zhǎng)差別極小而，則這種光譜為連續(xù)光譜。例如，陽光形成的光譜即為連續(xù)光譜。②線狀光譜：若光譜是由具有的、彼此分立的譜線組成，則所得光譜為線狀光譜。4．光譜與光譜分析光譜：不同元素的原子發(fā)生躍遷時(shí)會(huì)吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的電子的光譜或光譜，總稱原子光譜。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?？键c(diǎn)02玻爾的原子結(jié)構(gòu)模型1．基本觀點(diǎn)運(yùn)動(dòng)軌跡原子中的電子在具有確定半徑的軌道上繞運(yùn)動(dòng)，并且不輻射能量能量分布在不同軌道上運(yùn)動(dòng)的電子具有的能量(E)，而且能量是的。軌道能量隨量子數(shù)n(1，2，3，……)的增大而。對(duì)氫原子而言，電子處于n＝1的軌道時(shí)能量最低，這種狀態(tài)稱為基態(tài)；能量高于基態(tài)的狀態(tài)，稱為態(tài)。電子躍遷只有當(dāng)電子從一個(gè)軌道(Ei)躍遷到另一個(gè)軌道(Ej)才會(huì)輻射或吸收能量。如果輻射或吸收的能量以光的形式表現(xiàn)出來并被記錄下來，就形成。2．貢獻(xiàn)(1)成功地解釋了氫原子光譜是線狀光譜的實(shí)驗(yàn)事實(shí)。(2)闡明了原子光譜源自核外電子在能量不同的之間的躍遷，而電子所處的軌道的能量是的。3．玻爾的原子結(jié)構(gòu)模型意義玻爾的核外電子分層排布的原子結(jié)構(gòu)模型成功地解釋了氫原子光譜是線狀光譜的實(shí)驗(yàn)事實(shí)。考點(diǎn)03原子軌道1．電子層將量子數(shù)n所描述的稱為電子層。分層標(biāo)準(zhǔn)電子離核的遠(yuǎn)近取值1234567符號(hào)能量離核2．能級(jí)在同一電子層中，電子所具有的能量可能，所以同一電子層可分成不同的，用等來表示。①描述同一電子層中能量不同的能級(jí)，也稱為(電子云)原子軌道的形狀、電子亞層。②第1電子層(n=1，K層)有1個(gè)能級(jí)：；第2電子層(n=2，L層)有2個(gè)能級(jí)：；第3電子層(n=3，M層)有3個(gè)能級(jí)：3s、3p、3d；第4電子層(n=4，N層)有4個(gè)能級(jí)：4s、4p、4d、4f……3．原子軌道(1)描述磁場(chǎng)中原子軌道的不同能量狀態(tài)，也稱為電子云或原子軌道的方向。(2)同一能級(jí)的不同伸展方向，在沒有外加磁場(chǎng)時(shí)，能量相同(3)s能級(jí)有1個(gè)原子軌道，p能級(jí)有3個(gè)能量相同的原子軌道，px、py、pz；d能級(jí)有5個(gè)能量相同的原子軌道，；f能級(jí)有7個(gè)能量相同的原子軌道……概念單個(gè)電子在原子核外的空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)各能級(jí)上對(duì)應(yīng)的原子軌道數(shù)nsnpndnf4．核外電子的自旋量子化狀態(tài)(1)描述在能量完全相同時(shí)運(yùn)動(dòng)的特殊狀態(tài)，簡(jiǎn)稱為。(2)處于同一原子軌道上的電子的自旋狀態(tài)只有種。(3)通常用符號(hào)↑和↓表示。5.能層與能級(jí)的有關(guān)規(guī)律（1）能級(jí)的個(gè)數(shù)=所在能層的。（2）能級(jí)的字母代號(hào)總是以s、p、d、f排序，字母前的數(shù)字是它們所處的能層序數(shù)，它們可容納的最多電子數(shù)依次為自然數(shù)中的奇數(shù)序列1，3，5，7…的2倍。即s級(jí)最多容納2個(gè)電子，p級(jí)最多容納6個(gè)電子，d級(jí)最多容納10個(gè)電子，f級(jí)最多容納14個(gè)電子。（3）英文字母相同的不同能級(jí)中所能容納的最多電子數(shù)相同。例如，1s、2s、3s、4s…能級(jí)最多都只能容納2個(gè)電子。（4）每一能層最多容納電子數(shù)為2n2(n為能層序數(shù))。（5）各能級(jí)所在能層的取值：ns(n≥1)；np(n≥2)；nd(n≥3)；nf(n≥4)。（6）能級(jí)能量大小的比較：先看能層，一般情況下，能層序數(shù)越大，能量越高；再看同一能層各能級(jí)的能量順序?yàn)椋篍(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)……。（7）不同能層中同一能級(jí)，能層序數(shù)越大，。例如：E(1s)<E(2s)<E(3s)。（8）不同原子同一能層，同一能級(jí)的能量大小不同。例如：Ar的1s能級(jí)的能量≠S的1s能級(jí)的能量。6．能層、能級(jí)與最多容納的電子數(shù)能層(n)一二三四五六七……符號(hào)KLMNOPQ……能級(jí)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s……最多容納的電子數(shù)22626102610142……281832………………2n2考點(diǎn)04原子軌道的圖形描述1．原子軌道的圖形描述2．s電子的原子軌道s能級(jí)電子的原子軌道呈形，即該原子軌道具有球?qū)ΨQ性，電子層(能層)序數(shù)越大，原子軌道的半徑。3．p電子的原子軌道P電子的原子軌道是形(啞鈴形)形的，每個(gè)P原子軌道有個(gè)軌道(伸展方向)，它們互相，P軌道在空間的分布特點(diǎn)是分別相對(duì)于x、y、z軸對(duì)稱，P原子軌道在空間的分布分別沿x、y、z方向。P原子軌道的平均半徑也隨電子層序數(shù)增大而?？键c(diǎn)05電子在核外的空間分布1．原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特點(diǎn)(1)電子的質(zhì)量很小(9.1095×10－31kg)，帶電荷。(2)相對(duì)于原子和電子的體積而言，電子運(yùn)動(dòng)的空間。(3)電子運(yùn)動(dòng)的速度很快，接近(3.0×108m·s－1)。2．電子云(1)電子云：是處于一定空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的電子在原子核外空間的分布的形象化描述。(2)電子云輪廓圖的形狀：s能級(jí)的電子云輪廓圖是形，p能級(jí)的電子云輪廓圖是形。3．電子在核外的空間分布(1)電子云圖：描述電子在核外空間某處單位體積內(nèi)的的圖形。(2)意義：點(diǎn)密集的地方，表示電子在此處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的；點(diǎn)稀疏的地方，表示電子在此處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的?？键c(diǎn)06基態(tài)原子核外電子排布原則1．能量最低原則(1)能量最低原理基態(tài)原子的核外電子在各個(gè)原子軌道上的排布方式應(yīng)使整個(gè)原子體系的能量。(2)基態(tài)原子按能量順序1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s……即按ns、(n－2)f、(n－1)d、np順序排布。能量高低：ns<np<nd<nf，1s<2s<3s，2p<3p<4p。2．泡利不相容原理一個(gè)原子軌道中最多只能容納個(gè)電子，并且這兩個(gè)電子的自旋方向必須，或者說一個(gè)原子中不會(huì)存在個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。如2s2的電子排布為，不能為。3．洪特規(guī)則原子核外電子在能量相同的各個(gè)原子軌道上排布時(shí)，將盡可能分占，且自旋方向，這樣整個(gè)原子的能量最低。如2p3軌道上的電子排布為，不能為或。4．基態(tài)原子核外電子排布的表示方法(1)電子排布式可簡(jiǎn)單寫為nlx，其中n為主量子數(shù)，x為電子數(shù)，角量子數(shù)l用其所對(duì)應(yīng)的符號(hào)表示。如Li原子的電子排布式為1s22s1，Al原子的電子排布式為1s22s22p63s23p1。(2)軌道表示式用小圓圈(或方框、短線)表示一個(gè)給定量子數(shù)n、l、m的原子軌道，并用“↑”或“↓”區(qū)別自旋狀態(tài)不同的電子。如基態(tài)O原子的軌道表示式為或?？键c(diǎn)0719～36號(hào)元素的基態(tài)原子的核外電子排布1．洪特規(guī)則特例(1)內(nèi)容：能量相同的原子軌道在(如p6和d10)、(如p3和d5)和(如p0和d0)狀態(tài)時(shí)，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定。(2)舉例：寫出下列基態(tài)原子的電子排布式。Cr：1s22s22p63s23p63d54s1。Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。2．價(jià)電子和價(jià)電子排布式(1)價(jià)電子：一般化學(xué)反應(yīng)涉及原子上的電子。(2)價(jià)電子排布式：只表示出原子的價(jià)電子排布的式子，如基態(tài)鐵原子價(jià)電子排布式為3d64s2。(3)主族元素原子的價(jià)電子數(shù)一般等于該元素的。3．復(fù)雜原子的核外電子排布式對(duì)于復(fù)雜原子的核外電子排布式，應(yīng)先按能量最低原理從低到高排列，然后將同一電子層的排在一起。例如：26Fe，先按能量從低到高排列為1s22s22p63s23p64s23d6，然后將同一電子層的電子排在一起，即該原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2。4．特殊原子的核外電子排布式例如：24Cr，先將電子按能量從低到高排列為1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5是半充滿狀態(tài)穩(wěn)定，因此需要將4s軌道上的一個(gè)電子調(diào)整到3d軌道上，得1s22s22p63s23p64s13d5，再將同一電子層的排在一起，得該原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1。再如：29Cu，先將電子按能量從低到高排列為1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10是全充滿狀態(tài)穩(wěn)定，因此需要將4s軌道上的一個(gè)電子調(diào)整到3d軌道上，得1s22s22p63s23p64s13d10，再將同一電子層的排在一起，得該原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s1。5．前四周期元素核外電子排布的特殊性(1)最外層只有1個(gè)未成對(duì)電子的元素ⅠA族(ns1：H、Li、Na、K)；ⅢA族(ns2np1：B、Al、Ga)；ⅦA族(ns2np5：F、Cl、Br)；Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)。(2)最外層有2個(gè)未成對(duì)電子的元素ⅣA族(ns2np2：C、Si、Ge)；ⅥA族(ns2np4：O、S、Se)。(3)最外層有3個(gè)未成對(duì)電子的元素ⅤA族(ns2np3：N、P、As)(4)核外電子排布中，未成對(duì)電子數(shù)最多的元素Cr(3d54s1，共有6個(gè)未成對(duì)電子)6．核外電子排布的表示方法原子結(jié)構(gòu)示意圖意義將每個(gè)電子層上的電子總數(shù)表示在原子核外的式子實(shí)例電子排布式意義用數(shù)字在能級(jí)符號(hào)右上角標(biāo)明該能級(jí)上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式實(shí)例K：1s22s22p63s23p64s1簡(jiǎn)化電子排布式意義為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號(hào)外加方括號(hào)表示實(shí)例K：[Ar]4s1價(jià)電子排布式意義主族元素的價(jià)電子指最外層電子，價(jià)電子排布式即外圍電子排布式實(shí)例Al：3s23p1軌道表示式意義每個(gè)圓圈(或方框)代表一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭頭代表一個(gè)電子實(shí)例或7．多電子的基態(tài)原子核外電子排布遵循的排布順序8．基態(tài)原子電子排布原則核外電子在原子軌道上排布要遵循三個(gè)原則，對(duì)三條原則不能孤立地理解，要綜合應(yīng)用。其中，能量最低原則又可敘述為：在不違背泡利不相容原理的前提下，核外電子在各個(gè)原子軌道上的排布方式應(yīng)使整個(gè)原子體系的能量最低?？键c(diǎn)08核外電子排布與元素周期表1．原子核外電子排布與周期的劃分(1)鮑林近似能級(jí)圖①能量相近的原子軌道屬于組；②相鄰能級(jí)組之間的能量差較，同一能級(jí)組內(nèi)能級(jí)之間的能量差較。(2)周期與能級(jí)組的關(guān)系周期數(shù)能級(jí)組序號(hào)能級(jí)組內(nèi)原子軌道能級(jí)組內(nèi)最多容納電子數(shù)元素種類數(shù)111s222s、2p333s、3p444s、3d、4p555s、4d、5p666s、4f、5d、6p777s、5f、6d、7p3232(3)周期與核外電子排布的本質(zhì)聯(lián)系①元素周期表的七個(gè)周期分別對(duì)應(yīng)個(gè)能級(jí)組。②周期數(shù)＝。③一個(gè)周期所包含的元素種類數(shù)對(duì)應(yīng)能級(jí)組最多容納的電子數(shù)。2．原子核外電子排布與族的劃分(1)族的劃分依據(jù)：族的劃分與原子的和密切相關(guān)。(2)特點(diǎn)：一般來說，同族元素的價(jià)電子數(shù)目。(3)規(guī)律：稀有氣體元素→價(jià)電子排布：(He除外)。3．元素周期表的分區(qū)與外圍電子排布的關(guān)系(1)元素周期表的分區(qū)(2)各區(qū)外圍電子排布特點(diǎn)分區(qū)外圍電子排布s區(qū)ns1～2p區(qū)ns2np1～6(除He外)d區(qū)(n－1)d1～9ns1～2(除Pd外)ds區(qū)(n－1)d10ns1～2f區(qū)(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns24.各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子價(jià)電子排布特點(diǎn)包括的元素價(jià)電子排布化學(xué)性質(zhì)s區(qū)ⅠA族、ⅡA族ns1～2(最后的電子填充在ns上)除氫外，都是活潑金屬元素(堿金屬和堿土金屬)p區(qū)ⅢA～ⅦA族、0族ns2np1～6(氦除外，最后的電子填充在np上)最外層電子參與反應(yīng)，隨著最外層電子數(shù)目的增加，元素非金屬性增強(qiáng)，金屬性減弱(0族除外)d區(qū)ⅢB～ⅦB族(鑭系、錒系除外)、Ⅷ族(n－1)d1～9ns1～2[Pd除外，最后的電子填充在(n－1)d上]均為過渡金屬元素，由于(n－1)d軌道都未充滿電子，因此(n－1)d軌道上的電子可以不同程度地參與化學(xué)鍵的形成(Pd除外)ds區(qū)ⅠB族、ⅡB族(n－1)d10ns1～2[(n－1)d全充滿]均為過渡金屬元素，(n－1)d軌道已充滿電子，因此(n－1)d軌道上的電子一般不再參與化學(xué)鍵的形成f區(qū)鑭系、錒系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2鑭系元素的化學(xué)性質(zhì)非常相近；錒系元素的化學(xué)性質(zhì)也非常相近5．原子結(jié)構(gòu)與周期表的關(guān)系周期電子層數(shù)每周期第一種元素每周期最后一種元素原子序數(shù)基態(tài)原子的電子排布式原子序數(shù)基態(tài)原子的簡(jiǎn)化電子排布式 223[He]2s1101s22s22p63311[Ne]3s1181s22s22p63s23p64419[Ar]4s1361s22s22p63s23p63d104s24p65537[Kr]5s1541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66655[Xe]6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p66．第4周期部分過渡元素的價(jià)電子排布為族序數(shù)ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦB價(jià)電子排布3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s27．原子核外電子排布與元素周期表的分區(qū)s區(qū)包含He和ⅠA、ⅡA兩族元素；除氫、氦外，其余都是活潑的金屬元素；p區(qū)包含ⅢA～ⅦA和0族(He除外)元素；除氫、氦外，所有的非金屬元素都在p區(qū)；d區(qū)包含ⅢB～ⅦB和Ⅷ族(鑭系和錒系除外)全是金屬元素；ds區(qū)包含ⅠB和ⅡB族，全是金屬元素；f區(qū)包含鑭系和錒系，全是金屬元素。s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)的元素，它們的原子最外層電子數(shù)均不超過2個(gè)，只有p區(qū)的元素原子最外層電子數(shù)可為3～8個(gè)。考點(diǎn)09原子半徑及其比較1．原子半徑依據(jù)量子力學(xué)理論，人們假定原子是一個(gè)，并用統(tǒng)計(jì)的方法來測(cè)定它的半徑。2．原子半徑的周期性變化3．原子半徑的變化規(guī)律規(guī)律原因同主族元素(自上而下)原子半徑逐漸核電荷數(shù)增加對(duì)外層電子的吸引作用增加電子間的排斥作用同周期元素(從左到右)原子半徑逐漸(除稀有氣體元素外)增加電子產(chǎn)生的電子間的排斥作用核電荷數(shù)增加導(dǎo)致的核對(duì)外層電子的吸引作用同周期過渡元素(從左到右)原子半徑逐漸，但變化幅度不大增加的電子都分布在軌道上，它對(duì)外層電子的排斥作用與核電荷增加帶來的核對(duì)電子的有效吸引作用大致4．判斷微粒半徑大小的規(guī)律(1)同周期，從左到右，原子半徑依次減小。(2)同主族，從上到下，原子或同價(jià)態(tài)離子半徑均增大。(3)陽離子半徑小于對(duì)應(yīng)的原子半徑，陰離子半徑大于對(duì)應(yīng)的原子半徑，如r(Na＋)<r(Na)，r(S)<r(S2－)。(4)電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，隨核電荷數(shù)增大，離子半徑減小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。(5)不同價(jià)態(tài)的同種元素的離子，核外電子多的半徑大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。5．有關(guān)微粒半徑大小的比較可以按“一層二核三電子”法分析“一層”：先比較電子層數(shù)，一般電子層越多，半徑越大?！岸恕保寒?dāng)電子層數(shù)相同時(shí)，核電荷數(shù)越大，半徑越小?！叭娮印保寒?dāng)電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時(shí)，核外電子數(shù)越多，半徑越大?？键c(diǎn)10電離能及其分類1．電離能的概念氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去所需要的最小能量叫做電離能，常用符號(hào)表示，單位是。判斷金屬原子在氣態(tài)時(shí)失去電子的難易程度。電離能越小，表示在氣態(tài)時(shí)該原子失去電子；反之，電離能越大，表示在氣態(tài)時(shí)該原子越電子。2．電離能的分類(1)第一電離能是處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個(gè)電子，生成＋1價(jià)氣態(tài)陽離子所需要的能量，符號(hào)為I1；表示為M(g)=M＋(g)＋e－I1(2)第二電離能是由＋1價(jià)氣態(tài)陽離子再失去一個(gè)電子形成＋2價(jià)氣態(tài)陽離子所需要的能量，符號(hào)為I2；表示為M＋(g)=M2＋(g)＋e－I2(3)依次還有第三電離能I3，第四電離能I4等。可以表示為：M(g)=M+(g)+e-I1(第一電離能)M+(g)=M2+(g)+e-I2(第二電離能)M2+(g)=M3+(g)+e-I3(第三電離能)3．電離能的意義(1)電離能越小，該氣態(tài)原子越失去電子。(2)電離能越大，該氣態(tài)原子越失去電子。(3)運(yùn)用電離能可以判斷原子在氣態(tài)時(shí)電子的難易程度。考點(diǎn)11電離能變化規(guī)律及其影響因素1．元素逐級(jí)電離能的變化規(guī)律同一元素的電離能按I1、I2、I3……順序逐級(jí)。2．元素第一電離能的變化規(guī)律元素第一電離能呈現(xiàn)性變化，變化趨勢(shì)圖如下：(1)同周期從左到右，元素的第一電離能總體上呈現(xiàn)的趨勢(shì)。(2)同主族自上而下，元素的第一電離能逐漸。(3)同周期從左到右，過渡元素的第一電離能變化不太規(guī)則，第一電離能略有。3．影響因素(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排布。(2)具有全充滿、半充滿及全空的電子排布的元素原子穩(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的大。一般情況下，第一電離能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。4．電離能的應(yīng)用(1)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素核外電子的排布。如Li：I1≤I2＜I3，表明Li原子核外的三個(gè)電子排布在電子層上(K、L電子層)，且最外層上只有電子。(2)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：I1≤I2<I3，表明K原子易失去電子形成價(jià)陽離子。(3)判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱：I1越大，元素的非金屬性；I1越小，元素的金屬性?？键c(diǎn)12電負(fù)性及其變化規(guī)律1．電負(fù)性的意義(1)定義：元素的原子在化合物中能力的標(biāo)度。(2)意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力。(3)標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為作為標(biāo)準(zhǔn)，得出各元素的電負(fù)性。2．電負(fù)性周期性變化規(guī)律(1)同一周期，從左到右，元素的電負(fù)性逐漸。(2)同一主族，自上而下，元素的電負(fù)性逐漸。(3)電負(fù)性大的元素集中在周期表的，電負(fù)性小的元素集中在周期表的。(4)同一副族，自上而下，元素的電負(fù)性大體上呈逐漸的趨勢(shì)?？键c(diǎn)13電負(fù)性的應(yīng)用1．判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱(1)金屬的電負(fù)性一般小于，非金屬的電負(fù)性一般大于，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)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)性越小，金屬元素越；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越。(3)元素電負(fù)性的值是個(gè)相對(duì)的量，沒有單位。電負(fù)性大的元素吸引電子能力強(qiáng)，反之就弱。2．判斷元素化合價(jià)的正負(fù)(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，元素的化合價(jià)為值。3．判斷化學(xué)鍵的類型(1)如果兩個(gè)成鍵元素原子間的電負(fù)性差值大于1.7，它們之間通常形成。(2)如果兩個(gè)成鍵元素原子間的電負(fù)性差值小于1.7，它們之間通常形成。(3)離子鍵和共價(jià)鍵之間沒有絕對(duì)的界限。一般認(rèn)為：如果兩種成鍵元素原子間的電負(fù)性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；如果兩種成鍵元素原子間的電負(fù)性差值小于1.7，它們之間通常形成共價(jià)鍵。4．對(duì)角線規(guī)則元素周期表中處于對(duì)角線位置的元素電負(fù)性數(shù)值相近，性質(zhì)相似。例如，處于對(duì)角線的Li與Mg、Be與Al、B與Si及其化合物性質(zhì)。5．電負(fù)性數(shù)值大小與化合物中各元素化合價(jià)正負(fù)的關(guān)系（1）電負(fù)性數(shù)值的大小能夠衡量元素在化合物中能力的大小。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)為正價(jià)；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)價(jià)。（2）金屬元素一般都在元素周期表的，同一周期的左邊，同一族的下面，電負(fù)性值較小，在形成化合物時(shí)，容易失去電子從而形成正價(jià)。非金屬元素一般都在元素周期表的，同一周期的右邊，同一族的上面，電負(fù)性值較大，在形成化合物時(shí)，容易得到電子從而形成負(fù)價(jià)。對(duì)于大部分非金屬元素，在形成化合物時(shí)，既可以在與比它電負(fù)性小的元素形成化合物時(shí)顯負(fù)價(jià)，也可以在與比它電負(fù)性大的元素形成化合物時(shí)顯正價(jià)。易錯(cuò)點(diǎn)01同主族、相鄰周期元素原子序數(shù)差的關(guān)系①第ⅠA族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差2、8、8、18、18、32。②第ⅡA族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差8、8、18、18、32。③第ⅢA~ⅦA族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差8、18、18、32、32。④0族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差8、8、18、18、32、32。易錯(cuò)點(diǎn)02電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒半徑大小規(guī)律電子層結(jié)構(gòu)相同(核外電子排布相同)的離子半徑(包括陰、陽離子)隨核電荷數(shù)的增大而減小，如O2->F->Na+>Mg2+>Al3+。可歸納為電子層排布相同的離子，(表中位置)陰離子在陽離子前一周期，原子序數(shù)大的半徑小，概括為“陰上陽下，序大徑小”。易錯(cuò)點(diǎn)03判斷元素金屬性、非金屬性強(qiáng)弱的常用方法金屬性①單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)制取氫氣越容易，金屬性越強(qiáng)②單質(zhì)還原性越強(qiáng)或陽離子氧化性越弱，金屬性越強(qiáng)③最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)非金屬性①與H2化合越容易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng)②單質(zhì)氧化性越強(qiáng)或簡(jiǎn)單陰離子還原性越弱，非金屬性越強(qiáng)③最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)易錯(cuò)點(diǎn)04依據(jù)成鍵特征和結(jié)構(gòu)式推斷元素1.化學(xué)鍵信息：如能形成4個(gè)共價(jià)鍵的元素為C、Si等，能形成2個(gè)共價(jià)鍵的元素為O、S等，能形成1個(gè)共價(jià)鍵的元素為H或鹵族元素。2.根據(jù)形成的簡(jiǎn)單陰、陽離子可確定原子的最外層電子數(shù)，如X2＋和Y2－，即X、Y原子最外層電子數(shù)分別為2和6。3.化合價(jià)信息：化合物中各元素化合價(jià)代數(shù)和為0，結(jié)合某些常見元素的化合價(jià)或化學(xué)鍵等，可確定未知元素的化合價(jià)，間接確定最外層電子數(shù)目。易錯(cuò)點(diǎn)05依據(jù)物質(zhì)性質(zhì)和轉(zhuǎn)化關(guān)系推斷元素1.常見物質(zhì)的性質(zhì)及特征反應(yīng)(1)與CO2、H2O反應(yīng)生成O2的固體為Na2O2。(2)相遇能形成白煙的兩氣體常為HCl、NH3。(3)與強(qiáng)堿、強(qiáng)酸均能反應(yīng)的氧化物和氫氧化物分別為Al2O3、Al(OH)3。(4)元素的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物與其氫化物反應(yīng)生成鹽的元素為N。(5)能腐蝕玻璃的酸為HF。(6)在空氣中變紅棕色的無色氣體是NO。2.常見短周期元素的單質(zhì)及其化合物的轉(zhuǎn)化關(guān)系(反應(yīng)條件略)3.熟悉常見的“10e－”“18e－”微粒(1)“10e－”微粒(2)“18e－”微粒易錯(cuò)點(diǎn)06依據(jù)原子結(jié)構(gòu)、周期表中的位置推斷元素1.最外層電子規(guī)律最外層電子數(shù)(N)元素在周期表中的位置3≤N<8第ⅢA族~第ⅦA族N=1或2第ⅠA族、第ⅡA族、副族、0族元素(氦)N>次外層電子數(shù)第二周期(Li、Be除外)2.第四周期元素價(jià)層電子排布特點(diǎn)未成對(duì)電子數(shù)價(jià)層電子排布元素14s1、3d14s2、3d104s1、4s24p1、4s24p5K、Sc、Cu、Ga、Br23d24s2、3d84s2、4s24p2、4s24p4Ti、Ni、Ge、Se33d34s2、3d74s2、4s24p3V、Co、As43d64s2Fe53d54s2Mn63d54s1Cr3.熟悉主族元素原子結(jié)構(gòu)及周期表中的特殊位置原子結(jié)構(gòu)特點(diǎn)周期表中位置特點(diǎn)元素最外層電子數(shù)和電子層數(shù)相等主族序數(shù)等于周期數(shù)H、Be、Al等最外層電子數(shù)是電子層數(shù)的2倍主族序數(shù)等于周期數(shù)2倍C、S最外層電子數(shù)是電子層數(shù)的3倍主族序數(shù)等于周期數(shù)3倍O電子層數(shù)是最外層電子數(shù)的2倍周期數(shù)是主族序數(shù)2倍Li、Ca、Tl電子層數(shù)是最外層電子數(shù)的3倍周期數(shù)是主族序數(shù)3倍Na、Ba未成對(duì)電子數(shù)是3的主族元素第ⅤA族N、P、Ass軌道電子總數(shù)與p軌道電子總數(shù)相等的短周期元素—O、Mg易錯(cuò)點(diǎn)07元素推斷與元素周期律的綜合應(yīng)用1．元素推斷的一般思路2．推斷元素的常用方法(1)利用稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的特殊性。(2)利用常見元素及化合物的特征性質(zhì)。3．由基態(tài)原子的價(jià)層電子排布確定元素在元素周期表中的位置(1)周期序數(shù)＝電子層數(shù)＝最高能層序數(shù)(2)主族元素的族序數(shù)＝價(jià)層電子數(shù)(3)第ⅢB族～第ⅦB族的價(jià)層電子排布為(n－1)d1～5ns1～2(鑭系、錒系除外)，族序數(shù)＝價(jià)層電子數(shù)。如錳的價(jià)層電子排布為3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。(4)第ⅠB族和第ⅡB族的價(jià)層電子排布為(n－1)d10ns1～2，族序數(shù)＝ns能級(jí)上的電子數(shù)。

專題04原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)考點(diǎn)01氫原子光譜1．原子結(jié)構(gòu)模型的發(fā)展歷程時(shí)間或年代1803年1903年1911年1913年20世紀(jì)20年代中期原子結(jié)構(gòu)模型模型名稱實(shí)心球體模型葡萄干布丁模型核式模型電子分層排布模型量子力學(xué)模型相關(guān)科學(xué)家道爾頓湯姆遜盧瑟福玻爾薛定諤2．基態(tài)原子與激發(fā)態(tài)原子(1)基態(tài)原子：處于最低能量狀態(tài)的原子。(2)激發(fā)態(tài)原子：基態(tài)原子吸收能量，它的電子會(huì)躍遷到較高能級(jí)，變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子。(3)基態(tài)、激發(fā)態(tài)原子相互間轉(zhuǎn)化的能量變化基態(tài)原子eq\o(,\s\up7(吸收能量),\s\do5(釋放能量，主要形式為光輻射))激發(fā)態(tài)原子3．光譜(1)光譜的含義：利用儀器將物質(zhì)吸收的光或發(fā)射的光的波長(zhǎng)和強(qiáng)度分布記錄下來，就得到所謂的光譜。(2)光譜的類型①連續(xù)光譜：若光譜是由各種波長(zhǎng)的光所組成，且相近的波長(zhǎng)差別極小而不能分辨，則這種光譜為連續(xù)光譜。例如，陽光形成的光譜即為連續(xù)光譜。②線狀光譜：若光譜是由具有特定波長(zhǎng)的、彼此分立的譜線組成，則所得光譜為線狀光譜。4．光譜與光譜分析光譜：不同元素的原子發(fā)生躍遷時(shí)會(huì)吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的電子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。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?？键c(diǎn)02玻爾的原子結(jié)構(gòu)模型1．基本觀點(diǎn)運(yùn)動(dòng)軌跡原子中的電子在具有確定半徑的圓周軌道上繞原子核運(yùn)動(dòng)，并且不輻射能量能量分布在不同軌道上運(yùn)動(dòng)的電子具有不同的能量(E)，而且能量是量子化的。軌道能量隨量子數(shù)n(1，2，3，……)的增大而升高。對(duì)氫原子而言，電子處于n＝1的軌道時(shí)能量最低，這種狀態(tài)稱為基態(tài)；能量高于基態(tài)的狀態(tài)，稱為激發(fā)態(tài)。電子躍遷只有當(dāng)電子從一個(gè)軌道(Ei)躍遷到另一個(gè)軌道(Ej)才會(huì)輻射或吸收能量。如果輻射或吸收的能量以光的形式表現(xiàn)出來并被記錄下來，就形成光譜。2．貢獻(xiàn)(1)成功地解釋了氫原子光譜是線狀光譜的實(shí)驗(yàn)事實(shí)。(2)闡明了原子光譜源自核外電子在能量不同的軌道之間的躍遷，而電子所處的軌道的能量是量子化的。3．玻爾的原子結(jié)構(gòu)模型意義玻爾的核外電子分層排布的原子結(jié)構(gòu)模型成功地解釋了氫原子光譜是線狀光譜的實(shí)驗(yàn)事實(shí)?？键c(diǎn)03原子軌道1．電子層將量子數(shù)n所描述的電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)稱為電子層。分層標(biāo)準(zhǔn)電子離核的遠(yuǎn)近取值1234567符號(hào)KLMNOPQ能量逐漸升高離核越來越遠(yuǎn)2．能級(jí)在同一電子層中，電子所具有的能量可能不同，所以同一電子層可分成不同的能級(jí)，用s、p、d、f等來表示。①描述同一電子層中能量不同的能級(jí)，也稱為(電子云)原子軌道的形狀、電子亞層。②第1電子層(n=1，K層)有1個(gè)能級(jí)：1s；第2電子層(n=2，L層)有2個(gè)能級(jí)：2s、2p；第3電子層(n=3，M層)有3個(gè)能級(jí)：3s、3p、3d；第4電子層(n=4，N層)有4個(gè)能級(jí)：4s、4p、4d、4f……3．原子軌道(1)描述磁場(chǎng)中原子軌道的不同能量狀態(tài)，也稱為電子云或原子軌道的不同伸展方向。(2)同一能級(jí)的不同伸展方向，在沒有外加磁場(chǎng)時(shí)，能量相同(3)s能級(jí)有1個(gè)原子軌道，p能級(jí)有3個(gè)能量相同的原子軌道，px、py、pz；d能級(jí)有5個(gè)能量相同的原子軌道，；f能級(jí)有7個(gè)能量相同的原子軌道……概念單個(gè)電子在原子核外的空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)各能級(jí)上對(duì)應(yīng)的原子軌道數(shù)nsnpndnf13574．核外電子的自旋量子化狀態(tài)(1)描述在能量完全相同時(shí)運(yùn)動(dòng)的特殊狀態(tài)，簡(jiǎn)稱為電子自旋狀態(tài)。(2)處于同一原子軌道上的電子的自旋狀態(tài)只有兩種。(3)通常用符號(hào)↑和↓表示。5.能層與能級(jí)的有關(guān)規(guī)律（1）能級(jí)的個(gè)數(shù)=所在能層的能層序數(shù)。（2）能級(jí)的字母代號(hào)總是以s、p、d、f排序，字母前的數(shù)字是它們所處的能層序數(shù)，它們可容納的最多電子數(shù)依次為自然數(shù)中的奇數(shù)序列1，3，5，7…的2倍。即s級(jí)最多容納2個(gè)電子，p級(jí)最多容納6個(gè)電子，d級(jí)最多容納10個(gè)電子，f級(jí)最多容納14個(gè)電子。（3）英文字母相同的不同能級(jí)中所能容納的最多電子數(shù)相同。例如，1s、2s、3s、4s…能級(jí)最多都只能容納2個(gè)電子。（4）每一能層最多容納電子數(shù)為2n2(n為能層序數(shù))。（5）各能級(jí)所在能層的取值：ns(n≥1)；np(n≥2)；nd(n≥3)；nf(n≥4)。（6）能級(jí)能量大小的比較：先看能層，一般情況下，能層序數(shù)越大，能量越高；再看同一能層各能級(jí)的能量順序?yàn)椋篍(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)……。（7）不同能層中同一能級(jí)，能層序數(shù)越大，能量越高。例如：E(1s)<E(2s)<E(3s)。（8）不同原子同一能層，同一能級(jí)的能量大小不同。例如：Ar的1s能級(jí)的能量≠S的1s能級(jí)的能量。6．能層、能級(jí)與最多容納的電子數(shù)能層(n)一二三四五六七……符號(hào)KLMNOPQ……能級(jí)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s……最多容納的電子數(shù)22626102610142……281832………………2n2考點(diǎn)04原子軌道的圖形描述1．原子軌道的圖形描述2．s電子的原子軌道s能級(jí)電子的原子軌道呈球形，即該原子軌道具有球?qū)ΨQ性，電子層(能層)序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。3．p電子的原子軌道P電子的原子軌道是紡錘形(啞鈴形)形的，每個(gè)P原子軌道有3個(gè)軌道(伸展方向)，它們互相垂直，P軌道在空間的分布特點(diǎn)是分別相對(duì)于x、y、z軸對(duì)稱，P原子軌道在空間的分布分別沿x、y、z方向。P原子軌道的平均半徑也隨電子層序數(shù)增大而增大?？键c(diǎn)05電子在核外的空間分布1．原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特點(diǎn)(1)電子的質(zhì)量很小(9.1095×10－31kg)，帶負(fù)電荷。(2)相對(duì)于原子和電子的體積而言，電子運(yùn)動(dòng)的空間很大。(3)電子運(yùn)動(dòng)的速度很快，接近光速(3.0×108m·s－1)。2．電子云(1)電子云：是處于一定空間運(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)電子云輪廓圖的形狀：s能級(jí)的電子云輪廓圖是球形，p能級(jí)的電子云輪廓圖是啞鈴形。3．電子在核外的空間分布(1)電子云圖：描述電子在核外空間某處單位體積內(nèi)的概率分布的圖形。(2)意義：點(diǎn)密集的地方，表示電子在此處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率大；點(diǎn)稀疏的地方，表示電子在此處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率小?？键c(diǎn)06基態(tài)原子核外電子排布原則1．能量最低原則(1)能量最低原理基態(tài)原子的核外電子在各個(gè)原子軌道上的排布方式應(yīng)使整個(gè)原子體系的能量最低。(2)基態(tài)原子按能量順序1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s……即按ns、(n－2)f、(n－1)d、np順序排布。能量高低：ns<np<nd<nf，1s<2s<3s，2p<3p<4p。2．泡利不相容原理一個(gè)原子軌道中最多只能容納兩個(gè)電子，并且這兩個(gè)電子的自旋方向必須相反，或者說一個(gè)原子中不會(huì)存在四個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。如2s2的電子排布為，不能為。3．洪特規(guī)則原子核外電子在能量相同的各個(gè)原子軌道上排布時(shí)，將盡可能分占不同原子軌道，且自旋方向相同，這樣整個(gè)原子的能量最低。如2p3軌道上的電子排布為，不能為或。4．基態(tài)原子核外電子排布的表示方法(1)電子排布式可簡(jiǎn)單寫為nlx，其中n為主量子數(shù)，x為電子數(shù)，角量子數(shù)l用其所對(duì)應(yīng)的符號(hào)表示。如Li原子的電子排布式為1s22s1，Al原子的電子排布式為1s22s22p63s23p1。(2)軌道表示式用小圓圈(或方框、短線)表示一個(gè)給定量子數(shù)n、l、m的原子軌道，并用“↑”或“↓”區(qū)別自旋狀態(tài)不同的電子。如基態(tài)O原子的軌道表示式為或。考點(diǎn)0719～36號(hào)元素的基態(tài)原子的核外電子排布1．洪特規(guī)則特例(1)內(nèi)容：能量相同的原子軌道在全充滿(如p6和d10)、半充滿(如p3和d5)和全空(如p0和d0)狀態(tài)時(shí)，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定。(2)舉例：寫出下列基態(tài)原子的電子排布式。Cr：1s22s22p63s23p63d54s1。Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。2．價(jià)電子和價(jià)電子排布式(1)價(jià)電子：一般化學(xué)反應(yīng)涉及原子外層軌道上的電子。(2)價(jià)電子排布式：只表示出原子的價(jià)電子排布的式子，如基態(tài)鐵原子價(jià)電子排布式為3d64s2。(3)主族元素原子的價(jià)電子數(shù)一般等于該元素的最高正化合價(jià)。3．復(fù)雜原子的核外電子排布式對(duì)于復(fù)雜原子的核外電子排布式，應(yīng)先按能量最低原理從低到高排列，然后將同一電子層的排在一起。例如：26Fe，先按能量從低到高排列為1s22s22p63s23p64s23d6，然后將同一電子層的電子排在一起，即該原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2。4．特殊原子的核外電子排布式例如：24Cr，先將電子按能量從低到高排列為1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5是半充滿狀態(tài)穩(wěn)定，因此需要將4s軌道上的一個(gè)電子調(diào)整到3d軌道上，得1s22s22p63s23p64s13d5，再將同一電子層的排在一起，得該原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1。再如：29Cu，先將電子按能量從低到高排列為1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10是全充滿狀態(tài)穩(wěn)定，因此需要將4s軌道上的一個(gè)電子調(diào)整到3d軌道上，得1s22s22p63s23p64s13d10，再將同一電子層的排在一起，得該原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s1。5．前四周期元素核外電子排布的特殊性(1)最外層只有1個(gè)未成對(duì)電子的元素ⅠA族(ns1：H、Li、Na、K)；ⅢA族(ns2np1：B、Al、Ga)；ⅦA族(ns2np5：F、Cl、Br)；Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)。(2)最外層有2個(gè)未成對(duì)電子的元素ⅣA族(ns2np2：C、Si、Ge)；ⅥA族(ns2np4：O、S、Se)。(3)最外層有3個(gè)未成對(duì)電子的元素ⅤA族(ns2np3：N、P、As)(4)核外電子排布中，未成對(duì)電子數(shù)最多的元素Cr(3d54s1，共有6個(gè)未成對(duì)電子)6．核外電子排布的表示方法原子結(jié)構(gòu)示意圖意義將每個(gè)電子層上的電子總數(shù)表示在原子核外的式子實(shí)例電子排布式意義用數(shù)字在能級(jí)符號(hào)右上角標(biāo)明該能級(jí)上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式實(shí)例K：1s22s22p63s23p64s1簡(jiǎn)化電子排布式意義為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號(hào)外加方括號(hào)表示實(shí)例K：[Ar]4s1價(jià)電子排布式意義主族元素的價(jià)電子指最外層電子，價(jià)電子排布式即外圍電子排布式實(shí)例Al：3s23p1軌道表示式意義每個(gè)圓圈(或方框)代表一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭頭代表一個(gè)電子實(shí)例或7．多電子的基態(tài)原子核外電子排布遵循的排布順序8．基態(tài)原子電子排布原則核外電子在原子軌道上排布要遵循三個(gè)原則，對(duì)三條原則不能孤立地理解，要綜合應(yīng)用。其中，能量最低原則又可敘述為：在不違背泡利不相容原理的前提下，核外電子在各個(gè)原子軌道上的排布方式應(yīng)使整個(gè)原子體系的能量最低?？键c(diǎn)08核外電子排布與元素周期表1．原子核外電子排布與周期的劃分(1)鮑林近似能級(jí)圖①能量相近的原子軌道屬于同一能級(jí)組；②相鄰能級(jí)組之間的能量差較大，同一能級(jí)組內(nèi)能級(jí)之間的能量差較小。(2)周期與能級(jí)組的關(guān)系周期數(shù)能級(jí)組序號(hào)能級(jí)組內(nèi)原子軌道能級(jí)組內(nèi)最多容納電子數(shù)元素種類數(shù)111s22222s、2p88333s、3p88444s、3d、4p1818555s、4d、5p1818666s、4f、5d、6p3232777s、5f、6d、7p3232(3)周期與核外電子排布的本質(zhì)聯(lián)系①元素周期表的七個(gè)周期分別對(duì)應(yīng)7個(gè)能級(jí)組。②周期數(shù)＝電子層數(shù)。③一個(gè)周期所包含的元素種類數(shù)＝對(duì)應(yīng)能級(jí)組最多容納的電子數(shù)。2．原子核外電子排布與族的劃分(1)族的劃分依據(jù)：族的劃分與原子的價(jià)電子數(shù)和價(jià)電子排布密切相關(guān)。(2)特點(diǎn)：一般來說，同族元素的價(jià)電子數(shù)目相同。(3)規(guī)律：稀有氣體元素→價(jià)電子排布：ns2np6(He除外)。3．元素周期表的分區(qū)與外圍電子排布的關(guān)系(1)元素周期表的分區(qū)(2)各區(qū)外圍電子排布特點(diǎn)分區(qū)外圍電子排布s區(qū)ns1～2p區(qū)ns2np1～6(除He外)d區(qū)(n－1)d1～9ns1～2(除Pd外)ds區(qū)(n－1)d10ns1～2f區(qū)(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns24.各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子價(jià)電子排布特點(diǎn)包括的元素價(jià)電子排布化學(xué)性質(zhì)s區(qū)ⅠA族、ⅡA族ns1～2(最后的電子填充在ns上)除氫外，都是活潑金屬元素(堿金屬和堿土金屬)p區(qū)ⅢA～ⅦA族、0族ns2np1～6(氦除外，最后的電子填充在np上)最外層電子參與反應(yīng)，隨著最外層電子數(shù)目的增加，元素非金屬性增強(qiáng)，金屬性減弱(0族除外)d區(qū)ⅢB～ⅦB族(鑭系、錒系除外)、Ⅷ族(n－1)d1～9ns1～2[Pd除外，最后的電子填充在(n－1)d上]均為過渡金屬元素，由于(n－1)d軌道都未充滿電子，因此(n－1)d軌道上的電子可以不同程度地參與化學(xué)鍵的形成(Pd除外)ds區(qū)ⅠB族、ⅡB族(n－1)d10ns1～2[(n－1)d全充滿]均為過渡金屬元素，(n－1)d軌道已充滿電子，因此(n－1)d軌道上的電子一般不再參與化學(xué)鍵的形成f區(qū)鑭系、錒系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2鑭系元素的化學(xué)性質(zhì)非常相近；錒系元素的化學(xué)性質(zhì)也非常相近5．原子結(jié)構(gòu)與周期表的關(guān)系周期電子層數(shù)每周期第一種元素每周期最后一種元素原子序數(shù)基態(tài)原子的電子排布式原子序數(shù)基態(tài)原子的簡(jiǎn)化電子排布式 223[He]2s1101s22s22p63311[Ne]3s1181s22s22p63s23p64419[Ar]4s1361s22s22p63s23p63d104s24p65537[Kr]5s1541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66655[Xe]6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p66．第4周期部分過渡元素的價(jià)電子排布為族序數(shù)ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦB價(jià)電子排布3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s27．原子核外電子排布與元素周期表的分區(qū)s區(qū)包含He和ⅠA、ⅡA兩族元素；除氫、氦外，其余都是活潑的金屬元素；p區(qū)包含ⅢA～ⅦA和0族(He除外)元素；除氫、氦外，所有的非金屬元素都在p區(qū)；d區(qū)包含ⅢB～ⅦB和Ⅷ族(鑭系和錒系除外)全是金屬元素；ds區(qū)包含ⅠB和ⅡB族，全是金屬元素；f區(qū)包含鑭系和錒系，全是金屬元素。s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)的元素，它們的原子最外層電子數(shù)均不超過2個(gè)，只有p區(qū)的元素原子最外層電子數(shù)可為3～8個(gè)?？键c(diǎn)09原子半徑及其比較1．原子半徑依據(jù)量子力學(xué)理論，人們假定原子是一個(gè)球體，并用統(tǒng)計(jì)的方法來測(cè)定它的半徑。2．原子半徑的周期性變化3．原子半徑的變化規(guī)律規(guī)律原因同主族元素(自上而下)原子半徑逐漸增大核電荷數(shù)增加對(duì)外層電子的吸引作用小于增加電子間的排斥作用同周期元素(從左到右)原子半徑逐漸減小(除稀有氣體元素外)增加電子產(chǎn)生的電子間的排斥作用小于核電荷數(shù)增加導(dǎo)致的核對(duì)外層電子的吸引作用同周期過渡元素(從左到右)原子半徑逐漸減小，但變化幅度不大增加的電子都分布在(n－1)d軌道上，它對(duì)外層電子的排斥作用與核電荷增加帶來的核對(duì)電子的有效吸引作用大致相當(dāng)4．判斷微粒半徑大小的規(guī)律(1)同周期，從左到右，原子半徑依次減小。(2)同主族，從上到下，原子或同價(jià)態(tài)離子半徑均增大。(3)陽離子半徑小于對(duì)應(yīng)的原子半徑，陰離子半徑大于對(duì)應(yīng)的原子半徑，如r(Na＋)<r(Na)，r(S)<r(S2－)。(4)電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，隨核電荷數(shù)增大，離子半徑減小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。(5)不同價(jià)態(tài)的同種元素的離子，核外電子多的半徑大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。5．有關(guān)微粒半徑大小的比較可以按“一層二核三電子”法分析“一層”：先比較電子層數(shù)，一般電子層越多，半徑越大?！岸恕保寒?dāng)電子層數(shù)相同時(shí)，核電荷數(shù)越大，半徑越小?！叭娮印保寒?dāng)電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時(shí)，核外電子數(shù)越多，半徑越大?？键c(diǎn)10電離能及其分類1．電離能的概念氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個(gè)電子所需要的最小能量叫做電離能，常用符號(hào)I表示，單位是kJ·mol－1。判斷金屬原子在氣態(tài)時(shí)失去電子的難易程度。電離能越小，表示在氣態(tài)時(shí)該原子越容易失去電子；反之，電離能越大，表示在氣態(tài)時(shí)該原子越難失去電子。2．電離能的分類(1)第一電離能是處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個(gè)電子，生成＋1價(jià)氣態(tài)陽離子所需要的能量，符號(hào)為I1；表示為M(g)=M＋(g)＋e－I1(2)第二電離能是由＋1價(jià)氣態(tài)陽離子再失去一個(gè)電子形成＋2價(jià)氣態(tài)陽離子所需要的能量，符號(hào)為I2；表示為M＋(g)=M2＋(g)＋e－I2(3)依次還有第三電離能I3，第四電離能I4等。可以表示為：M(g)=M+(g)+e-I1(第一電離能)M+(g)=M2+(g)+e-I2(第二電離能)M2+(g)=M3+(g)+e-I3(第三電離能)3．電離能的意義(1)電離能越小，該氣態(tài)原子越容易失去電子。(2)電離能越大，該氣態(tài)原子越難失去電子。(3)運(yùn)用電離能可以判斷金屬原子在氣態(tài)時(shí)失去電子的難易程度?？键c(diǎn)11電離能變化規(guī)律及其影響因素1．元素逐級(jí)電離能的變化規(guī)律同一元素的電離能按I1、I2、I3……順序逐級(jí)增大。2．元素第一電離能的變化規(guī)律元素第一電離能呈現(xiàn)周期性變化，變化趨勢(shì)圖如下：(1)同周期從左到右，元素的第一電離能總體上呈現(xiàn)增大的趨勢(shì)。(2)同主族自上而下，元素的第一電離能逐漸減小。(3)同周期從左到右，過渡元素的第一電離能變化不太規(guī)則，第一電離能略有增加。3．影響因素(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排布。(2)具有全充滿、半充滿及全空的電子排布的元素原子穩(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的大。一般情況下，第一電離能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。4．電離能的應(yīng)用(1)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素核外電子的排布。如Li：I1≤I2＜I3，表明Li原子核外的三個(gè)電子排布在兩個(gè)電子層上(K、L電子層)，且最外層上只有一個(gè)電子。(2)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：I1≤I2<I3，表明K原子易失去一個(gè)電子形成＋1價(jià)陽離子。(3)判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱：I1越大，元素的非金屬性越強(qiáng)；I1越小，元素的金屬性越強(qiáng)?？键c(diǎn)12電負(fù)性及其變化規(guī)律1．電負(fù)性的意義(1)定義：元素的原子在化合物中吸引電子能力的標(biāo)度。(2)意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱。(3)標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為4.0作為標(biāo)準(zhǔn)，得出各元素的電負(fù)性。2．電負(fù)性周期性變化規(guī)律(1)同一周期，從左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大。(2)同一主族，自上而下，元素的電負(fù)性逐漸減小。(3)電負(fù)性大的元素集中在周期表的右上角，電負(fù)性小的元素集中在周期表的左下角。(4)同一副族，自上而下，元素的電負(fù)性大體上呈逐漸減小的趨勢(shì)。考點(diǎn)13電負(fù)性的應(yīng)用1．判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(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”(如鍺、銻等)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，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。(3)元素電負(fù)性的值是個(gè)相對(duì)的量，沒有單位。電負(fù)性大的元素吸引電子能力強(qiáng)，反之就弱。2．判斷元素化合價(jià)的正負(fù)(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．判斷化學(xué)鍵的類型(1)如果兩個(gè)成鍵元素原子間的電負(fù)性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵。(2)如果兩個(gè)成鍵元素原子間的電負(fù)性差值小于1.7，它們之間通常形成共價(jià)鍵。(3)離子鍵和共價(jià)鍵之間沒有絕對(duì)的界限。一般認(rèn)為：如果兩種成鍵元素原子間的電負(fù)性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；如果兩種成鍵元素原子間的電負(fù)性差值小于