第一单元 原子结构与性质【知识清单】-2024-2025学年高二化学单元速记·巧练（沪科版2020选择性必修2）

第一单元 原子结构与性质 01 思维导图 02 考点速记 课题1 氢原子结构模型 1、 氢原子光谱和波尔原子结构模型 1．光谱 用光栅或棱镜可以把光按波长展开，获得光的波长（频率）和强度分布的记录，即光谱。 2．光谱分类 （1）有些光谱是一条条的亮线（谱线），这样的光谱叫做线状谱。 气体中中性原子的发光光谱都是线状谱，说明原子只发出几种特定频率的光。 （2）有的光谱是连在一起的光带，这样的光谱叫做连续谱。 3．光谱分析 （1）特征谱线：各种原子的发射光谱都是线状谱，原子只能发出几种特定频率的光。不同原子的亮线位置不同，说明不同院子的发光频率不一样，这些亮线被称为原子的特征谱线。 （2）明线光谱，又叫发射光谱。物质（原子）发光，特征谱线为亮线。 （3）暗线光谱，又叫吸收光谱。物质（原子）吸收白光，特征谱线为暗线。 （4）光谱分析：每种原子都有自己的特征谱线，用特征谱线可以鉴别物质和确定物质的组成成分。它的优点是灵敏度高，样本中一种元素的含量达到 kg 时就可以被检测到。 二、氢原子光谱 1．1885年，巴耳末（J.J.Balmer）分析氢原子光谱在可见光区的四条谱线，写出了表示谱线波长关系的巴耳末公式：n=3，4，5，…，其中R为里德伯常量，式中的n 只能取整数。 2．由巴耳末公式确定的一组谱线称为巴耳末系。氢光谱在红外和紫外光区的其他谱线的波长也满足与巴耳末公式类似的关系式。 三、经典理论解释原子问题的困难 1．原子的稳定性 （1）经典理论：核外电子在原子核库仑引力的作用下绕核转动，会产生变化的电磁场，电子的动能以电磁波的形式辐射出去，最终电子会落向原子核。 （2）实际现象：原子是个很稳定的系统。 2．原子光谱的分立特征 （1）经典理论：电子辐射电磁波的频率就是电子绕原子核转动的频率，电子绕核转动的频率是连续变化的，则原子辐射的各种频率的光，即原子光谱应该是连续的。 （2）实际现象：原子光谱是分立的线状谱。 四、玻尔原子理论的基本假设 （1）轨道量子化与定态 ①电子的轨道是量子化的。 ②当电子在不同的轨道上运动时，原子处于不同的状态，具有不同的能量，即原子的能量是量子化的。这些量子化的能量值叫做能级。原子中这些具有确定能量的稳定状态，称为定态。 ③定态中能量最低的状态叫做基态，其他状态叫做激发态。 ④通常用一个或几个量子数来标志各定态，如用n=1，2，3，…对应的…表示氢原子基态（n=1）和激发态（n=2，3，4，…）的能量值。 （2）频率条件 当电子从能量较高的定态轨道（）跃迁到能量较低的定态轨道（，m>n）时，会放出能量为hν的光子，有hν=，其中h为普朗克常量。 五、氢原子的结构模型 1．原子轨道 (1)定义：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。 (2)形状 ①s电子的原子轨道呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 ②除s电子云外，其他电子云轮廓图都不是球形的。例如，p电子云轮廓图是呈哑铃状的。 (3)各能级所含有原子轨道数目 能级符号 ns np nd nf 轨道数目 1 3 5 7 【注】原子轨道与能层序数的关系 (1)不同能层的同种能级的原子轨道形状相同，只是半径不同。能层序数n越大，原子轨道的半径越大。 (2)s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。 六、电子云与原子轨道 1．概率密度 用P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积，则P/V称为概率密度，用ρ表示。 2.电子云 由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。 【注】电子云只是形象的表示电子出现在个点的概率高低，二实际上并不存在。 3．电子云轮廓图 为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。把电子在原子核外空间出现概率P＝90%的空间圈出来，即电子云轮廓图。 七、原子光谱分析 1．基态原子与激发态原子 (1)基态原子：处于最低能量状态的原子。 (2)激发态原子：基态原子吸收能量，电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。 (3)基态、激发态相互间转化的能量变化 基态原子激发态原子。 2．光谱 (1)原子光谱 不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱。 (2)原子光谱的成因及分类 (3)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。 【注】(1)电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时， 将释放能量；反之，将吸收能量。光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。 (2)电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子时发生的是化学变化。 (3)一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。 （4）焰火、霓虹灯光、激光、荧光、LED灯光等都与核外电子跃迁释放能量有关。 课题2 多电子原子核外电子的排布 一、基态原子核外电子的排布规则 1. 能量最低原理 （1）构造原理：从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序。 即电子所排的能级顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……。 （2） 能级交错 【注】电子能量高低 ①相同能层，不同能级：ns<np<nd<nf。 ②英文字母相同的不同能级：1s<2s<3s<4s ③不同能层不同能级：ns<(n-2)f<(n-1)d<np ④相同能层，相同能级：电子能量相同。 在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低。 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)。 【注】每个电子核外运动状态均不相同。如铝原子核外共有13种不同运动状态的电子。 【总结】核外电子排布的表示方法 原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 含义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子排布式 含义 为了避免电子排布式书写过于烦琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子排布式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式 实例 Al：3s23p1 轨道表示式 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式 实例 2、泡利不相容原理 (1)自旋是微观粒子普遍存在的一种如同电荷、质量一样的内在属性，电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向，简称自旋相反，常用上下箭头(↑和↓)表示自旋相反的电子。 (2)泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反。 3、洪特规则 (1)内容：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。 (2)特例 在简并轨道(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。 相对稳定的状态 如24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，为半充满状态，易错写为1s22s22p63s23p63d44s2。 【注】洪特规则不仅适用于基态原子，也适用于基态离子。 4、核外电子排布的表示方法 4. 1．电子排布的轨道表示式 (1)在轨道表示式中，用方框(或圆圈)表示原子轨道，能量相同的原子轨道(简并轨道)的方框相连，箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称电子对，“↑”或“↓”称单电子(或称未成对电子)。 (2)表示方法：以铝原子为例，轨道表示式中各符号、数字的意义为 通常应在方框下方或上方标记能级符号，有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同。 4. 2．电子排布式 (1)电子排布式中能级符号右上角的数字表示该能级的电子数。如：Al原子电子排布式中各符号、数字的意义为 (2)写出下列原子或离子的电子排布式： ①8O：1s22s22p4； ②19K：1s22s22p63s23p64s1；可简写为[Ar]4s1； ③17Cl：1s22s22p63s23p5；可简写为[Ne]3s23p5； ④16S2－：1s22s22p63s23p6。 【注】①电子排布式书写时，电子填入按能级顺序，氮最终按能层顺序排列。 ②24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1 (3) 价层电子排布式 价层电子：主族元素的最外层电子，过渡元素不仅最外层电子，次外层电子及某些元素倒数第三层电子。 Cl的价层电子排布式：3s23p5 K的价层电子排布式：4s1 课题3 元素周期律 一、元素周期律和元素周期表 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．元素周期表：呈现元素周期系的表格。 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ns能级开始，以np结束，而从ns能级开始以np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。 周期 外围电子排布 各周期增加的能级 元素种数 ⅠA族 0族 最外层最多 容纳电子数 一 1s1 1s2 2 1s 2 二 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8 三 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8 四 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18 五 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18 六 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32 七 7s1 7s27p6 8 7s、5f、6d、7p 32 (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ns或ns、np轨道上(见下表)。价层电子数 = 族序数。 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子 排布 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ③稀有气体元素：价电子排布为ns2np6(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。 四、元素周期律 1．原子半径 （1）影响因素 2.电离能 （1）第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。 （2）元素原子第一电离能的变化规律 ①对同一周期的元素而言，第一种(碱金属和氢)元素的第一电离能最小，最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 ②同族元素，自上而下第一电离能变小，表明自上而下原子越来越易失去电子。 ③过渡元素的第一电离能的变化不太规则。 ④同周期元素第一电离能的变化呈现的是一种趋势，第ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高。 （3）逐级电离能 ①含义：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。 ②特点： a. 由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一元素的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……。 b. 元素原子逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变，即突然增大多倍，这是由于电子分层排布的。如钠、镁、铝逐级失去电子的电离能 Na Mg Al 电离能/kJ·mol－1 I1 496 738 578 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9543 10540 11575 ③影响电离能的因素 电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子排布。 a. 一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的吸引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。 b. 同一主族元素电子层数不同，最外层的电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的吸引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。 c. 电子排布是影响电离能的第三个因素 某些元素具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也较高，其电离能数值较大。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大；第ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满，p原子轨道全空，第ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，均稳定，所以它们比右侧相邻的元素的第一电离能大，出现反常。 （4）电离能的应用 ①根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子。 ②根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。 ③判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 例1.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)。 I1 I2 I3 I4 …… 740 1 500 7 700 10 500 …… 下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　) A．R元素的最高正价为＋3价 B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族 C．R元素的原子最外层共有4个电子 D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p1 【答案】B　从表中数据可以看出，R元素的第一、第二电离能都较小，所以反应时可以失去2个电子，那么其最高化合价为＋2价，最外层电子数为2，应为第ⅡA族元素，A、C错误，B正确；R元素可能是Mg或Be，故无法确定基态原子的电子排布式，D错误。 3.电负性 （1）键合电子和电负性的含义 ①键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。 ②电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 （2）衡量标准 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。 （3）递变规律(一般情况) ①同周期，自左到右，元素的电负性逐渐变大。 ②同主族，自上到下，元素的电负性逐渐变小。 （4） 应用： ①判断金属性、非金属性强弱 金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 ②判断元素的化合价 a.电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。 b.电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。 ③判断化学键的类型 一般认为： a.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。 b.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。 ④解释元素“对角线”规则 在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图所示)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。 这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。 03 素养提升 【注】p区元素价电子不都是ns2np1～6，如He元素的价电子为2s2。 【总结】各区元素的特点 包括的元素 价电子排布 化学性质 s区 第ⅠA、ⅡA族 ns1～2(最后的电子填在ns上) 除氢外，都是活泼金属元素(碱金属和碱土金属元素) p区 第ⅢA～ⅦA族、0族 ns2np1～6(最后的电子填在np上) 随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱 d区 第ⅢB～ⅦB、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2[最后的电子填在(n－1)d上] 均为过渡金属，由于d轨道都未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 第ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2[(n－1)d全充满] 均为过渡金属，d轨道已充满电子，因此d轨道一般不再参与化学键的形成 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14 (n－1)d0～2ns2 镧系元素的化学性质非常相近，锕系元素的化学性质也非常相近 1 学科网（北京）股份有限公司 $$