第一章原子结构与性质重点知识清单2024～2025学年高二上学期化学选择性必修二

2024~2025年高中化学选择性必修二第一章原子结构与性质重点知识清单 1.1.1能层与能级　构造原理与电子排布式 一、能层与能级 1．能层 (1)核外电子按能量不同分成能层并用符号K、L、M、N、O、P、Q…表示。 (2)能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。 2．能级 (1)定义：根据多电子原子的能量也可能不同，将它们分为不同能级。 (2)表示方法：分别用相应能层的序数和字母s、p、d、f、g、h、i等表示，如n能层的能级按能量由低到高的排列顺序为ns、np、nd、nf等。 (3)能层、能级与最多容纳的电子数 由上表可知： ①能层序数等于该能层所包含的能级数，如第三能层有3个能级。 ② s、p、d、f 各能级可容纳的电子数分别为1、3、5、7的2倍。 ③原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数与能层的序数(n)间存在的关系是2n2。 微点拨：(1)不同能层之间，符号相同的能级的能量随着能层数的递增而增大。 (2)在相同能层各能级能量由低到高的顺序是ns<np<nd<nf。 (3)不同能层中同一能级，能层数越大，能量越高。例如：1s<2s<3s<4s…… 二、基态与激发态　原子光谱 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（产生吸收光谱），电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。 激发态原子释放能量（产生发射光谱（可见光））回到基态原子。 (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)光谱的成因及分类 (2)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。 (3)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。 (4)一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。 三、构造原理与电子排布式 1．构造原理 随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子排布遵循下列顺序： 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、5f、6d、7p。 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，能级符号前的数字表示该电子所在的能层。 (2)写出下列原子或离子的电子排布式： ①8O：1s22s22p4；可简写为[He]2s22p4 ②19K：1s22s22p63s23p64s1；可简写为[Ar]4s1； ③17Cl：1s22s22p63s23p5；可简写为[Ne]3s23p5； ④16S2－：1s22s22p63s23p6。 查阅元素周期表可知Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。 (1)分析Cr、Cu的电子排布式，思考电子排布式的书写顺序与核外电子填充顺序一定相同吗？ 不一定相同，电子排布式的书写按电子层由里到外和s、p、d顺序，而核外电子填充顺序是按构造原理。过渡元素电子排布式的书写与电子填充顺序不一致。 (2)所有元素的原子核外电子排布都符合构造原理吗？ (3)元素周期表中钠的电子排布式写成[Ne]3s1，方括号里的符号是什么意义？模仿写出7号、15号、26号元素简化的电子排布式。 方括号里符号的意义是稀有气体元素原子的结构，表示该元素前一周期的稀有气体元素原子的电子排布结构； 简化电子式排布式时一般将上周期稀有气体元素符号和该元素价层电子对电子排布式结合 例如：N：[He]2s22p3；S：[Ne]3s23p3；Fe：[Ar]3d64s2。 1．基态原子的核外电子排布 (1)绝大多数元素的原子核外电子的排布顺序遵循构造原理。 (2)“能级交错”现象：当出现d轨道时，电子按ns、(n－1)d、np的顺序在原子轨道上排布；当出现f轨道时，电子按能量最低原则排布ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np＜（n+1）s的顺序在原子轨道上排布。从第三能层开始，各能级不完全遵循能层顺序，产生了能级交错排列，即产生“能级交错”现象。 2．电子排布式书写 (1)书写电子排布式步骤 构造原理是书写基态原子电子排布式的依据。 第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序。 第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。 第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。 3．离子的电子排布式书写 基态原子转化为相应离子时的一般规律：原子失去电子时总是先失去最外层电子（价层电子），然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子……对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；如Fe位于第四周期第Ⅷ族，其原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，Fe2＋的核外电子排布式为[Ar]3d6，Fe3＋的核外电子排布式为[Ar]3d5。原子得到电子时，一般总是填充到最外能层未填满的能级上；例如S：1s22s22p63s23p4 ；S2－：1s22s22p63s23p6 1.1.2　电子云与原子轨道　泡利原理、洪特规则、能量最低原理 一、电子云与原子轨道 1．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。 2．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。 3．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。p电子云轮廓图是呈哑铃状的，d电子云轮廓图是呈花瓣状的。 (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 能级电子容纳数目 2 6 10 14 (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。如： 同一原子的s电子的电子云轮廓图 (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。 二、泡利原理、洪特规则、能量最低原理 1．电子自旋与泡利原理（自旋相反） (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。 2．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，“↑（正旋）”或“↓（反旋）”称单电子(或称未成对电子)书写单电子时正旋优先。 (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。 3．洪特规则（独占平行） (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。 4．能量最低原理 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。 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，趋于稳定。 宏观物体的运动与微观电子的运动对比 1．宏观物体的运动有确定的运动轨迹，可以准确测出其在某一时刻所处的位置及运行的速度，描绘出其运动轨迹。 2．由于微观粒子质量小、运动空间小、运动速度快，不能同时准确测出其位置与速度，所以对于核外电子只能确定其在原子核外各处出现的概率。 (1)电子云图表示电子在核外空间出现概率密度的相对大小。电子云图中小黑点密度越大，表示电子出现的概率密度越大。 (2)电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子真实出现的次数。 (3)由氢原子的1s电子在原子核外出现的概率密度分布图可知，在离原子核越近的空间电子出现的概率越大；电子云的外围形状具有不规则性。 (4)电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图。 德国弗里德里希·洪特(F.Hund)根据大量光谱实验数据总结出一个规律，即电子分布到能量简并的原子轨道时，优先以自旋相同的方式分别占据不同的轨道，因为这种排布方式原子的总能量最低。所以在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。 ※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 书写轨道表示式时的“五”注意 (1)一个方框或者一个圆表示一个原子轨道，一个箭头表示一个电子。 (2)不同能级中的要相互分开，同一能级中的要相互连接。 (3)整个轨道表示式中各能级的排列顺序要与相应的电子排布式一致。 (4)当轨道中有2个电子时，它们的自旋状态必须相反（自旋相反）。 (5)洪特规则的特例：在能量相同的轨道(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高的稳定性。如24Cr的价电子排布式为3d54s1(半充满)，29Cu [Ar]3d104s1(3d轨道全充满，4s轨道半充满），均属于能量较低状态，较稳定。 1.2.1　原子结构与元素周期表 一、元素周期律、元素周期系和元素周期表 1．元素周期律：元素性质随着原子序数递增发生周期性的重复。 2．元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。 3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。 微点拨：元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。 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 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，价电子全部排布在ns或ns、np轨道上(见下表)。价电子数与族序数相同（最外层）。 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)。 ④过渡族元素：价电子层为最外层及次外层 三、再探元素周期表 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，可把周期表里的元素划分成5个 区： s区、p区、d区、ds区和f区。除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 (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。 　根据周期表分区的依据，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。则p区元素价电子都是ns2np1～6吗？价电子为ns1～2的元素一定都在s区吗？（tips：He元素） 元素周期表分区的简图如下所示： 元素周期表的分区 (1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素是什么元素？该元素原子的价电子的电子云什么形状？ tips：s区为第ⅠA族、第ⅡA族，符合条件的元素为Be，其电子排布式为1s22s2，价电子的电子云形状为球形。 (2)Fe元素处于周期表中的哪个区？Fe2＋、Fe3＋的电子排布式怎样书写？两种离子更稳定的是谁？为什么？ tips：Fe位于d区，常见离子为Fe2＋、Fe3＋，电子排布式分别为1s22s22p63s23p63d6、1s22s22p63s23p63d5，由离子的电子排布式可知Fe3＋的3d轨道“半充满”，其稳定性强于Fe2＋。 (3)某元素的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，据此判断该元素位于周期表中的哪一区？是何种元素？ tips：该元素为Zn，位于ds区。 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 根据原子结构特征判断元素在周期表中的位置 电子排布式价电子排布式 1.2.2　元素周期律 一、原子半径 1．影响因素 2．递变规律 (1)同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小(稀有气体除外)。 (2)同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。 ※分析微粒半径大小比较的关键 ①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。 ②对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。 ③同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。 二、电离能 1．电离能的概念 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．元素第一电离能变化规律 (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（还原性越强）。 3．电离能的应用 可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子，元素金属性越强。 三、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（得电子能力）。 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：判断金属性、非金属性强弱 前四周期元素第一电离能(I1)的变化如图所示。 (1)据图可知，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原因是。 同周期中，第ⅡA族元素的价电子排布为ns2，第ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3，np轨道分别为全空和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。 (2)根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答： ①同一元素的电离能逐级增大 同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3＜……这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理I3＞I2、I4＞I3……In＋1＞In。 ②Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3 Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。 1．逐级电离能 (1)原子的逐级电离能越来越大。 首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子多数是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引力更强，从而使电离能越来越大。 (2)当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。 2．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。 (1)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。 (2)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。 (3)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。 3．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。 1.2.3元素推断技巧 1．元素推断的一般思路 2．推断元素名称的方法 (1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。 稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素原子形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素原子形成的阳离子的电子层结构相同。 ①与He电子层结构相同的离子有H－、Li＋、Be2＋等。 ②与Ne电子层结构相同的离子有F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋等。 ③与Ar电子层结构相同的离子有Cl－、S2－、K＋、Ca2＋等。 (2)利用常见元素及其化合物的特征。 ①形成化合物种类最多的元素之一、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素：C。 ②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。 ③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。 ④单质密度最小的元素：H；单质密度最小的金属元素：Li。 ⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。 ⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al。 ⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能发生化合反应的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：S。 ⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。 3．确定元素位置的方法 (1)由基态原子的价电子排布式给元素定位。 周期序数＝电子层数(能层序数)＝最高能层序数 主族元素的族序数＝价电子数 第ⅢB族～第ⅦB族的价电子排布式为(n－1)d1～10ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝价电子数。如锰的价电子排布式为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。 (2)根据原子序数以0族为基准给元素定位。 稀有气体元素 He Ne Ar Kr Xe Rn 周期序数 一 二 三 四 五 六 原子序数 2 10 18 36 54 86 ①原子序数－稀有气体元素的原子序数(相近且小)＝元素所在的纵列数。 第1、2纵列为第ⅠA族、ⅡA族，第3～7纵列为第ⅢB族～第ⅦB族，第8～10纵列为第Ⅷ族，第11、12纵列为第ⅠB族、ⅡB族，第13～17纵列为第ⅢA族～第ⅦA族。该元素的周期数＝稀有气体元素的周期数＋1。 如判断原子序数为41的元素在元素周期表中的位置。 分析：41与36接近，有41－36＝5，故该元素位于第五周期第ⅤB族。 注意：使用此法若为第六、七周期第ⅢB族(合镧系、锕系元素)后的元素需再减14定位。 ②稀有气体元素的原子序数(相近且大)－原子序数＝18－该元素所在纵列数。 如判断114号元素在元素周期表中的位置。 分析：118－114＝4，为顺数第14纵列或倒数第5纵列，故114号元素位于第七周期第ⅣA族。 第 1 页 共 17 页 学科网（北京）股份有限公司 $$