第1章 原子结构与性质（知识清单）化学沪科版选择性必修2

第一章 原子结构与性质 第一节 氢原子结构模型 一 原子核外电子运动模型的历史发展过程 （1） 道尔顿模型 英国自然科学家约翰·道尔顿提出了世界上第一个原子（1803年）。 理论：①原子都是不能再分的粒子； ②同种元素的原子的各种性质和质量都相同； ③原子是微小的实心球体。 （2） 汤姆森的葡萄干面包模型 葡萄干面包模型是1904年约瑟夫·约翰·汤姆森（J.J.Thompson）（英国物理学家）提出的模型，他认为原子是一个带正电荷的球，电子镶嵌在里面，形状酷似“葡萄干布丁”（Plum pudding），也称“枣糕模型”或“葡萄干面包模型”。 汤姆孙、汤姆逊、汤姆生等是不同的教材对人名的音译不同。 （3） 卢瑟福的行星模型（有核模型） 汤姆森的学生卢瑟福（英国物理学家）完成的α粒子轰击金箔实验（散射实验），否认了葡萄干面包式模型的正确性。 1911年卢瑟福提出行星模型：原子的大部分体积是空的，电子按照一定轨道围绕着一个带正电荷的很小的原子核运转。 行星模型由卢瑟福在提出，以经典电磁学为理论基础，主要内容有： ①原子的大部分体积是空的 　 ②在原子的中心有一个很小的原子核。 ③原子的全部正电荷在原子核内，且几乎全部质量均集中在原子核内部。带负电的电子在核空间进行绕核运动。 （4） 玻尔的原子结构（能级结构） 1913年玻尔（丹麦物理学家）在卢瑟福的行星模型和普朗克的量子论基础上提出了核外电子分层排布的原子结构模型。 （5） 现代电子云模型 电子云是1926年奥地利学者薛定谔在德布罗意关系式的基础上，对电子的运动做了适当的数学处理，提出了薛定谔方程，再用三维坐标将解表示出来，就得到了电子云。 2． 原子光谱发展沿袭 （1） 原子光谱 1、光谱：光谱就是通过棱镜或光栅的分光作用，将一束复色光分解成各种波长的单色光，按照波长或频率大小顺序排列起来形成的图案。 2、连续光谱和线光谱：得到的图案如果是一条连续的亮带，就是连续光谱；得到的图案如果是不连续的亮线，就是线光谱。各元素原子的线光谱就叫做原子光谱。 图中最上一条是连续谱，其他几条则既有线光谱又有连续谱。 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。不同原子的亮线位置不同，说明不同原子的发光频率是不一样的，因此，这些亮线称为原子的特征谱线。既然每种原子都有自己的特征谱线，我们就可以利用它来鉴别物质和确定物质的组成成分。这种方法称为光谱分析。 微观粒子既有波动性又有粒子性，描述宏观物体运动的经典力学不适用于描述微观粒子的运动。 3、原子光谱的形成和种类 （2） 玻尔的原子结构模型 1、波尔原子结构模型的主要观点： （1）原子中的电子只能在某些确定半径的圆周轨道上运绕原子和运动，这些轨道称为定态轨道； （2）在不同定态轨道上运动的电子具有不同的能量（E），而且能量是 的，即轨道能量是“一份一份”地增加或减少的。轨道能量与n值有关。n的取值为正整数1、2、3、......、∞，n值越小，电子离核越近；反之能量就越高。一般把原子能量 的电子状态称为基态。对于氢原子而言，当核外的一个电子处于n = 1的轨道时能量最低，这个状态就称为氢原子的 态；当这个电子跃迁至n > 1的轨道上运动时，这些状态称为氢原子的 态。 （3）电子在不通过能量的两个轨道之间发生跃迁时，才会辐射或吸收能量。如果电子从高能量的轨道跃回低能量轨道，就会以光的形式释放出这些能量，光辐射的波长（λ）与两个轨道的能量差（ΔE）有关。 ——相关概念解释： ①量子化：玻尔认为能量是量子化的，即能量是以一个微小单位的形式存在和转播的； ②基态和激发态： 基态：基态是指在正常状态下，原子处于最低轨道，这时电子在离核最近的轨道上运动的这种定态。 激发态：激发态一般是指电子激发态，原子或分子吸收一定的能量后，电子被激发到较高轨道但尚未离开原子的状态。 由于能量是不连续的，因此不同轨道之间能量的差值是不连续的，导致光辐射的波长也是不连续的。氢原子的光谱在可见光区中的4条谱线，就是电子分别从n=3、4、5、6的轨道跃迁回到n=2的轨道时释放的能量所形成的。 2、轨道跃迁与氢原子光谱系列的关系 主量子数n大于或等于2的电子跃迁到n = 1：紫外线系（赖曼系） 主量子数n大于或等于3的电子跃迁到n = 2：可见光系（巴尔末系） 主量子数n大于或等于4的电子跃迁到n = 3：红外光系（帕邢系） 3、玻尔模型的局限性 1）保留了经典粒子的概念，仍把电子的运动看作经典力学描述下的轨道运动。 科学家研究发现，微观粒子既具有波动性又具有粒子性，他的运动速度和空间位置无法同时准确测量，描述宏观物体的经典力学方法不适用于描述微观粒子。 2）对稍微复杂一点的原子（多电子原子）如氦原子，就无法解释他的光谱现象。 【思考】 1、 （教材P5）光辐射的波长和电子跃迁时吸收或释放的能量ΔE有关， (h =6.626×10—34J·s，为普朗克常数；c =2.997 924 58×108m·s—1，为真空中光速) 请指出氢原子中电子分别从n=5和n=2的轨道跃迁道基态时，哪种光辐射的波长更长。 【答案】 2、 （教材P6）每当夜幕降临，华灯初上，五颜六色的灯光就把城市装扮的五彩缤纷。请联系氢原子光谱的成因，说民这些美丽的光是怎样产生的。 【答案】 3． 氢原子结构模型 （1） 基本概念 1、原子轨道 当电子处于 时具有的 是不同的。我们把氢原子中电子的一个空间运动状态称为一个原子轨道。 需要注意的是，此处轨道的含义和玻尔原子结构模型中轨道的含义完全不同，它既不是圆周轨道，也不是其他经典意义上的固定轨迹。 【理解】 玻尔原子模型中的“轨道”是指运行其中的电子每时每刻都有确定的速度、位置、能量和角动量； 本节所提及的“轨道”（属于量子力学中的轨道中的一种）是指一种量子状态，他具有某种特定的能量和角动量（对应于确定的主量子数、角量子数和磁量子数），但其速度和位置都是不能确定的，只有一个概率分布，电子位置的概率分布能够用“电子云”这个概念能够形象的表示出来。 2、能层与能级 电子运动的空间离核的远近是不同的。人们用n表示电子层数，n相同的原子轨道成为一个电子层，n的取值为正整数1、2、3、4、5、6、7......。 一个电子层也叫做一个能层，和n =1、2、3、4、5、6、7......的电子层相对应的能层符号分别用K、L、M、N、O、P、Q......表示。当n =1时，K层的电子离核最近，电子的运动状态能量最低；n越大，表示电子离核越远，电子的运动状态能量越高。 n相同的原子轨道，轨道呈现的图像形状可以不同，我们分别用s、p、d、f......表示不同形状的原子轨道。例如：s轨道是呈球形的，p轨道是呈哑铃形的。 不同形状的原子轨道可能有不同的能量，因此同一能层中的原子轨道，还可以分成不同的能级，如n s、n p、n d、n f等能级。第一能层只有1s一个能级，第二层有2s、2p两个能级。 同一的原子轨道在三维空间坐标系中还可以有不同的伸展方向。 s轨道只有一种空间取向，所以n s只有一个原子轨道。p轨道分别沿x轴、y轴、z轴有三个不同的伸展方向，所以n p有px、py、pz三个原子轨道。d轨道有5个伸展方向，则n d有5个原子轨道。f轨道有7个伸张方向，则n f有七个原子轨道。 如图是s轨道和p轨道的轨道空间伸展方向。 我们将电子层的n值和表示轨道形状的s、p、d、f结合起来表示原子轨道，如1s、2s、2p（2px、2py、2pz）等。 此外，原子核外电子还存在一种被称为“ ”的运动状态。处于同一原子轨道的电子有两种不同的运动状态，通常用向上箭头“↑”和向下箭头“↓”表示。当然，电子“自旋”并非真像地球绕轴自旋一样，它只是表示电子的两种不同的自旋状态。 原子中的能级按能量由低到高、由下往上排列的示意图叫原子的能级图。在只有一个电子的氢原子中，原子轨道的能量仅与n值有关，因此n相同的原子轨道处于同一能级。 3d 3p 3s 2p 2s 1s 3、电子云 由于微观粒子运动的特性，用统计的方法来了解电子在原子核外空间某处出现的概率大小。 为了方便理解，人们常用 来表示电子在 出现的 。 点密集的地方表示电子在单位体积内出现的概率大；点稀疏的地方表示电子在单位体积内出现的概率小。这种对电子在原子核外空间单位体积出现概率大小的形象化描述称为电子云。 下图是1s和2p轨道的电子云空间分布图 1s 轨道上的电子（也称1s电子）在空间出现的概率分布呈球形对称，并且电子在原子核附近单位体积内出现的概率大，离核越远，单位体积内电子的出现概率越小。 处于2p轨道的电子在空间单位体积内出现的的概率是沿着一个坐标轴（x轴、y轴或z轴）对称分布的。 （2） 原子光谱分析 原子光谱分析法主要包括 和 。 第二节 多电子原子核外电子的排布 一．能层与能级 （一） 能层 （1）核外电子按能量不同分成能层并用符号 、 、 、 、 、 、 …表示。 （2）能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为 （二） 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 等表示，如n能层的能级按能量由低到高的排列顺序为 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 该能层所包含的能级数，如第三能层有 个能级。 ② s、p、d、f 各能级可容纳的电子数分别为 、 、 、 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 。 【注】（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 （一） 基态原子与激发态原子 （1）基态原子：处于 状态的原子。 （2）激发态原子：基态原子 能量，电子会跃迁到 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。 （二）光谱 （1）原子光谱 不同元素原子的电子发生 ，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 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。 三.构造原理与电子排布式 （1） 构造原理 （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、 、4p、5s、 、5p、6s、 、 、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。 （2） 电子排布式 （1）电子排布式中 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： ； ②19K： ；可简写为 ； ③17Cl： ；可简写为 ； ④16S2－： 。 【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： K的价层电子排布式： 四.电子云与原子轨道 （一）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。 （二）电子云 由于核外电子的 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。 （三）电子云轮廓图 为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的 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＝ 的空间圈出来，即电子云轮廓图。 （四）原子轨道 （1）定义：电子在原子核外的 称为一个原子轨道。 （2）形状 ①s电子的原子轨道呈 形，能层序数越大，原子轨道的半径越 。 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 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 【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。 五.泡利原理、洪特规则、能量最低原理 （一）电子自旋与泡利原理 （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 和 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 个电子，它们的自旋 。 （二） 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 ，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 ，“↑”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。 （三）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 。 （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 ，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。 （四）能量最低原理 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 第三节 元素周期律 一． 元素周期律、元素周期系和元素周期表 1．元素周期律：元素性质随子 递增发生周期性的递变。 2．元素周期系：按其原子 递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生周期性重复。 3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。 【注】元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。 2． 构造原理与元素周期表 （一）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 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 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。 （二）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 。 3． 元素周期表 （一）元素周期表的结构 （二）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 与 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 位置，金属性较强的元素处于元素周期表的 位置。 ②处于d区、ds区和f区的元素全部是 元素。s区的元素除 外，也全部是金属元素。 【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 4． 元素周期律 （一）原子半径 （1）影响因素 （二）电离能 （1）第一电离能： 失去一个电子转化为 所需要的 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， 元素的第一电离能最小， 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 到 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 ，表明自上而下原子越来越 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， 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： ……。 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 以及 。 a. 一般来说，同一周期的元素具有 ，从左到右核电荷数 ，原子的半径 ，核对最外层电子的吸引力加大，因此，越靠右的元素越不易 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 ，原子半径 起主要作用，因此半径 ，核对最外层电子的吸引力 ，越易 电子，电离能也就越 。 c. 电子排布是影响电离能的第三个因素 某些元素具有 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 ； 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， 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： ，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： ，表明K原子易失去一个电子形成＋1价正离子。 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 （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 的电子。 ②电负性：用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小。电负性越大的原子，对 的吸引力 。 （2）衡量标准 以氟的电负性为 和锂的电负性为 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 。 ②同主族，自上到下，元素的电负性逐渐 。 （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。 易错点一 电子排布式的书写 ①正确书写能级顺序，需要牢记“构造原理”： 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p... ②针对简单离子需要正确找到失去的电子。失电子时，先失最外层的电子。对于过渡金属，先失4s电子，再失3d电子。因为原子失电子变成离子后，3d轨道的能量会低于4s轨道。 ③注意特殊元素的电子排布式书写——满足半满和全满规则。常见特例元素：Cr, Cu, Mo, Ag, Au 等。 易错点二 电子排布图的书写 ①需要满足洪特规则：当电子填入能量相同的轨道（简并轨道）时，总是先以自旋相同的方式分占不同的轨道。 ②需要满足泡利原理：一个原子轨道里最多只能容纳两个电子，并且它们的自旋方向必须相反。 ③需要满足能量最低原理：需要严格按照构造原理的能级顺序图画。 易错点三 混淆“价电子”与“最外层电子” ①最外层电子：仅指主量子数n最大的那一层电子。对于主族元素，最外层电子就是价电子。 ②价电子：对于主族元素，是最外层电子（ns + np）。 对于过渡元素（副族），通常包括最外层的ns电子和次外层的(n-1)d电子。 对于镧系和锕系元素（f区）的价电子，价电子 = (n-2)f + (n-1)d + ns 轨道电子总数。 易错点四 电离能 电离能是指气态电中性基态原子失去一个电子成为气态阳离子所需要的能量。 ①反常点1（IIA族 > IIIA族）：Be (1s² 2s²) 的电离能 > B (1s² 2s² 2p¹)。因为Be失去的是已经填满的、稳定的2s轨道电子，而B失去的是单个的2p电子，更容易。 ②反常点2（VA族 > VIA族）：N (1s² 2s² 2p³) 的电离能 > O (1s² 2s² 2p⁴)。因为N的2p轨道是半充满的稳定结构，失去一个电子会破坏这种稳定；而O的2p⁴结构，失去一个电子后正好达到半充满，更稳定，所以更容易失去。 ③同一原子的逐级电离能是递增的，即 I₁ < I₂ < I₃ ...，且在某些节点会发生突变。通过电离能的突变可以判断元素的主要化合价。例如，铝的 I₄ 远大于 I₃，说明铝容易失去3个电子形成Al³⁺，很难失去第4个。 易错点五 电负性 电负性是一个在分子成键背景下的概念，主要用于定性判断共价键的极性和类型（极性共价键或非极性共价键）。它不用于讨论金属原子失电子的难易（那是电离能的事）。 ①稀有气体的电负性通常不讨论，因为它们通常不形成共价键。 ②电负性概念源于共价键理论，用于描述共用电子对的偏移。对于典型的离子化合物（如NaCl），是电子得失形成离子，而非电子对共用。但我们仍可以借用电负性差值来预测它们是否会形成离子键，因为电负性差巨大的原子之间更容易发生电子转移而非共用。 方法一 书写电子排布式的方法 【解题通法】 1. 确定原子序数，明确总电子数。 2. 在脑中或草稿上画出构造原理能级顺序图。 3. 按顺序依次填充，注意每个轨道的最大容量。 4. 检查是否为Cr、Cu等特例元素，并进行修正。 5. 按电子层n从小到大重新排列，或写成 [稀有气体] 价电子的简化形式。 6. 最后务必加和所有上标数字，确认等于原子序数。 【典型例题】下列说法中不正确的是 A．K+的电子排布式为1s22s22p63s23p6 B．24价层电子排布式为 C．基态Fe3+、Fe2+中未成对电子数之比为4：5 D．某元素的原子最外层电子排布式为nsn-1npn+1，则该元素-2价阴离子的核外电子排布式为[Ne]3s23p6 方法二 电子排布图或价电子排布图的书写 【解题通法】 第1步：写出基态原子的电子排布式 第2步：画出轨道表示式框架。按能级顺序从左到右排列轨道，同一能级的轨道画在一起。在轨道上方或下方标出能级符号（如 1s, 2s, 2p）。 第3步：填入电子用向上“↑”和向下“↓”的箭头表示电子的自旋方向。 严格遵循填充规则： 泡利原理：每个轨道最多两个箭头，且方向相反。 洪特规则：填入简并轨道（如3个p轨道、5个d轨道）时，先单独、自旋平行地占据每个轨道，然后再配对。 【典型例题】基态Cr原子的价层电子排布图为，下列说法错误的是 A．该轨道表示式书写符合洪特规则和能量最低原理 B．基态Cr原子中未成对电子数为6 C．基态Cr原子核外电子的空间运动状态种类数为24 D．根据基态Cr原子的价层电子排布图，Cr元素在化合物中可以显价 方法三 比较电离能大小 【解题通法】 一看是否同周期：是则总体向右增大，并检查特例（IIA vs IIIA, VA vs VIA）。 二看是否同主族：是则向下减小。 三看相对位置：若都不同，用“桥梁法”或直接判断谁更靠近周期表右上方。 终极验证：思考元素的金属性。金属性越强，I₁越小；非金属性越强，I₁越大。例如，比较Al和S，Al是金属，S是非金属，可直接判断 I₁(Al) < I₁(S)。 【典型例题】所含三种元素的原子处于基态时，第一电离能由大到小的顺序为 A． B． C． D． 方法四 比较电负性 【解题通法】 第一步：判断是否同周期或同族，应用相应规律。 第二步：若不属于上述情况，直接使用“右上角法则”。 快速验证：非金属性强的元素 > 金属性强的元素。例如，比较Al和Cl，Al是金属，Cl是非金属，可直接得出 χ(Al) < χ(Cl)。 【典型例题】高纯硅是现代信息、半导体和光伏发电等产业都需要的基础材料。工业上提纯硅有多种路线，其中一种工艺流程如下，下列说法正确的是 已知电负性：H—2.1、Si—1.8、Cl—3.0，NA为阿伏加德罗常数的值。 A．由生成粗硅的反应可推知还原性：C>Si B．SiO2既能和NaOH溶液反应，又能和氢氟酸反应，所以是两性氧化物 C．上述工艺生产中循环使用的物质除H2外，还有HCl D．还原炉中生成1 mol Si时，相应反应转移电子数为2NA 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 第一章 原子结构与性质 第一节 氢原子结构模型 一 原子核外电子运动模型的历史发展过程 （1） 道尔顿模型 英国自然科学家约翰·道尔顿提出了世界上第一个原子（1803年）。 理论：①原子都是不能再分的粒子； ②同种元素的原子的各种性质和质量都相同； ③原子是微小的实心球体。 （2） 汤姆森的葡萄干面包模型 葡萄干面包模型是1904年约瑟夫·约翰·汤姆森（J.J.Thompson）（英国物理学家）提出的模型，他认为原子是一个带正电荷的球，电子镶嵌在里面，形状酷似“葡萄干布丁”（Plum pudding），也称“枣糕模型”或“葡萄干面包模型”。 汤姆孙、汤姆逊、汤姆生等是不同的教材对人名的音译不同。 （3） 卢瑟福的行星模型（有核模型） 汤姆森的学生卢瑟福（英国物理学家）完成的α粒子轰击金箔实验（散射实验），否认了葡萄干面包式模型的正确性。 1911年卢瑟福提出行星模型：原子的大部分体积是空的，电子按照一定轨道围绕着一个带正电荷的很小的原子核运转。 行星模型由卢瑟福在提出，以经典电磁学为理论基础，主要内容有： ①原子的大部分体积是空的 　 ②在原子的中心有一个很小的原子核。 ③原子的全部正电荷在原子核内，且几乎全部质量均集中在原子核内部。带负电的电子在核空间进行绕核运动。 （4） 玻尔的原子结构（能级结构） 1913年玻尔（丹麦物理学家）在卢瑟福的行星模型和普朗克的量子论基础上提出了核外电子分层排布的原子结构模型。 （5） 现代电子云模型 电子云是1926年奥地利学者薛定谔在德布罗意关系式的基础上，对电子的运动做了适当的数学处理，提出了薛定谔方程，再用三维坐标将解表示出来，就得到了电子云。 2． 原子光谱发展沿袭 （1） 原子光谱 1、光谱：光谱就是通过棱镜或光栅的分光作用，将一束复色光分解成各种波长的单色光，按照波长或频率大小顺序排列起来形成的图案。 2、连续光谱和线光谱：得到的图案如果是一条连续的亮带，就是连续光谱；得到的图案如果是不连续的亮线，就是线光谱。各元素原子的线光谱就叫做原子光谱。 图中最上一条是连续谱，其他几条则既有线光谱又有连续谱。 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。不同原子的亮线位置不同，说明不同原子的发光频率是不一样的，因此，这些亮线称为原子的特征谱线。既然每种原子都有自己的特征谱线，我们就可以利用它来鉴别物质和确定物质的组成成分。这种方法称为光谱分析。 微观粒子既有波动性又有粒子性，描述宏观物体运动的经典力学不适用于描述微观粒子的运动。 3、原子光谱的形成和种类 （2） 玻尔的原子结构模型 1、波尔原子结构模型的主要观点： （1）原子中的电子只能在某些确定半径的圆周轨道上运绕原子和运动，这些轨道称为定态轨道； （2）在不同定态轨道上运动的电子具有不同的能量（E），而且能量是量子化的，即轨道能量是“一份一份”地增加或减少的。轨道能量与n值有关。n的取值为正整数1、2、3、......、∞，n值越小，电子离核越近；反之能量就越高。一般把原子能量最低的电子状态称为基态。对于氢原子而言，当核外的一个电子处于n = 1的轨道时能量最低，这个状态就称为氢原子的基态；当这个电子跃迁至n > 1的轨道上运动时，这些状态称为氢原子的激发态。 （3）电子在不通过能量的两个轨道之间发生跃迁时，才会辐射或吸收能量。如果电子从高能量的轨道跃回低能量轨道，就会以光的形式释放出这些能量，光辐射的波长（λ）与两个轨道的能量差（ΔE）有关。 ——相关概念解释： ①量子化：玻尔认为能量是量子化的，即能量是以一个微小单位的形式存在和转播的； ②基态和激发态： 基态：基态是指在正常状态下，原子处于最低轨道，这时电子在离核最近的轨道上运动的这种定态。 激发态：激发态一般是指电子激发态，原子或分子吸收一定的能量后，电子被激发到较高轨道但尚未离开原子的状态。 由于能量是不连续的，因此不同轨道之间能量的差值是不连续的，导致光辐射的波长也是不连续的。氢原子的光谱在可见光区中的4条谱线，就是电子分别从n=3、4、5、6的轨道跃迁回到n=2的轨道时释放的能量所形成的。 2、轨道跃迁与氢原子光谱系列的关系 主量子数n大于或等于2的电子跃迁到n = 1：紫外线系（赖曼系） 主量子数n大于或等于3的电子跃迁到n = 2：可见光系（巴尔末系） 主量子数n大于或等于4的电子跃迁到n = 3：红外光系（帕邢系） 3、玻尔模型的局限性 1）保留了经典粒子的概念，仍把电子的运动看作经典力学描述下的轨道运动。 科学家研究发现，微观粒子既具有波动性又具有粒子性，他的运动速度和空间位置无法同时准确测量，描述宏观物体的经典力学方法不适用于描述微观粒子。 2）对稍微复杂一点的原子（多电子原子）如氦原子，就无法解释他的光谱现象。 【思考】 1、 （教材P5）光辐射的波长和电子跃迁时吸收或释放的能量ΔE有关， (h =6.626×10—34J·s，为普朗克常数；c =2.997 924 58×108m·s—1，为真空中光速) 请指出氢原子中电子分别从n=5和n=2的轨道跃迁道基态时，哪种光辐射的波长更长。 【答案】n=5对应的轨道与n=2对应的轨道相对比，n=5的轨道能量更高，与n=1轨道的能量差值更大，释放能量更多，ΔE5→1 > ΔE2→1但ΔE与波长λ成反比，故电子从n=2跃迁至n=1（基态）光辐射的波长更长。（规律：主量子数数值越大，相邻主量子数之间差值越小；能量变化越小，波长越长） 2、 （教材P6）每当夜幕降临，华灯初上，五颜六色的灯光就把城市装扮的五彩缤纷。请联系氢原子光谱的成因，说民这些美丽的光是怎样产生的。 【答案】霓虹灯内充有稀有气体，当外电路接通后，变压器输出端会产生几千伏甚至几万伏高压，当这一电压接到霓虹灯两端后，管内带电粒子（电子）就会发生跃迁，发出五颜六色的光。 3． 氢原子结构模型 （1） 基本概念 1、原子轨道 当电子处于不同的运动状态时具有的能量是不同的。我们把氢原子中电子的一个空间运动状态称为一个原子轨道。 需要注意的是，此处轨道的含义和玻尔原子结构模型中轨道的含义完全不同，它既不是圆周轨道，也不是其他经典意义上的固定轨迹。 【理解】 玻尔原子模型中的“轨道”是指运行其中的电子每时每刻都有确定的速度、位置、能量和角动量； 本节所提及的“轨道”（属于量子力学中的轨道中的一种）是指一种量子状态，他具有某种特定的能量和角动量（对应于确定的主量子数、角量子数和磁量子数），但其速度和位置都是不能确定的，只有一个概率分布，电子位置的概率分布能够用“电子云”这个概念能够形象的表示出来。 2、能层与能级 电子运动的空间离核的远近是不同的。人们用n表示电子层数，n相同的原子轨道成为一个电子层，n的取值为正整数1、2、3、4、5、6、7......。 一个电子层也叫做一个能层，和n =1、2、3、4、5、6、7......的电子层相对应的能层符号分别用K、L、M、N、O、P、Q......表示。当n =1时，K层的电子离核最近，电子的运动状态能量最低；n越大，表示电子离核越远，电子的运动状态能量越高。 n相同的原子轨道，轨道呈现的图像形状可以不同，我们分别用s、p、d、f......表示不同形状的原子轨道。例如：s轨道是呈球形的，p轨道是呈哑铃形的。 不同形状的原子轨道可能有不同的能量，因此同一能层中的原子轨道，还可以分成不同的能级，如n s、n p、n d、n f等能级。第一能层只有1s一个能级，第二层有2s、2p两个能级。 同一的原子轨道在三维空间坐标系中还可以有不同的伸展方向。 s轨道只有一种空间取向，所以n s只有一个原子轨道。p轨道分别沿x轴、y轴、z轴有三个不同的伸展方向，所以n p有px、py、pz三个原子轨道。d轨道有5个伸展方向，则n d有5个原子轨道。f轨道有7个伸张方向，则n f有七个原子轨道。 如图是s轨道和p轨道的轨道空间伸展方向。 我们将电子层的n值和表示轨道形状的s、p、d、f结合起来表示原子轨道，如1s、2s、2p（2px、2py、2pz）等。 此外，原子核外电子还存在一种被称为“自旋”的运动状态。处于同一原子轨道的电子有两种不同的运动状态，通常用向上箭头“↑”和向下箭头“↓”表示。当然，电子“自旋”并非真像地球绕轴自旋一样，它只是表示电子的两种不同的自旋状态。 原子中的能级按能量由低到高、由下往上排列的示意图叫原子的能级图。在只有一个电子的氢原子中，原子轨道的能量仅与n值有关，因此n相同的原子轨道处于同一能级。 3d 3p 3s 2p 2s 1s 3、电子云 由于微观粒子运动的特性，用统计的方法来了解电子在原子核外空间某处出现的概率大小。 为了方便理解，人们常用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外单位体积内出现的概率大小。 点密集的地方表示电子在单位体积内出现的概率大；点稀疏的地方表示电子在单位体积内出现的概率小。这种对电子在原子核外空间单位体积出现概率大小的形象化描述称为电子云。 下图是1s和2p轨道的电子云空间分布图 1s 轨道上的电子（也称1s电子）在空间出现的概率分布呈球形对称，并且电子在原子核附近单位体积内出现的概率大，离核越远，单位体积内电子的出现概率越小。 处于2p轨道的电子在空间单位体积内出现的的概率是沿着一个坐标轴（x轴、y轴或z轴）对称分布的。 （2） 原子光谱分析 原子光谱分析法主要包括原子发射光谱分析法和原子吸收光谱分析法。 第二节 多电子原子核外电子的排布 一．能层与能级 （一） 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)。 （二） 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。 【注】（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 （一） 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。 （二）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。 三 构造原理与电子排布式 （1） 构造原理 （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。 （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 4． 电子云与原子轨道 （一）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。 （二）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。 （三）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。 （四）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。 5． 泡利原理、洪特规则、能量最低原理 （一）电子自旋与泡利原理 （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。 （二） 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。 （三）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。 （四）能量最低原理 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 第三节 元素周期律 一． 元素周期律、元素周期系和元素周期表 1．元素周期律：元素性质随子核电荷数递增发生周期性的递变。 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。这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生周期性重复。 3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。 【注】元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。 2． 构造原理与元素周期表 （一）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。 （二）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)。 3． 元素周期表 （一）元素周期表的结构 （二）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。 【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 4． 元素周期律 （一）原子半径 （1）影响因素 （二）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价正离子。 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。 （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。 （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。 易错点一 电子排布式的书写 ①正确书写能级顺序，需要牢记“构造原理”： 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p... ②针对简单离子需要正确找到失去的电子。失电子时，先失最外层的电子。对于过渡金属，先失4s电子，再失3d电子。因为原子失电子变成离子后，3d轨道的能量会低于4s轨道。 ③注意特殊元素的电子排布式书写——满足半满和全满规则。常见特例元素：Cr, Cu, Mo, Ag, Au 等。 易错点二 电子排布图的书写 ①需要满足洪特规则：当电子填入能量相同的轨道（简并轨道）时，总是先以自旋相同的方式分占不同的轨道。 ②需要满足泡利原理：一个原子轨道里最多只能容纳两个电子，并且它们的自旋方向必须相反。 ③需要满足能量最低原理：需要严格按照构造原理的能级顺序图画。 易错点三 混淆“价电子”与“最外层电子” ①最外层电子：仅指主量子数n最大的那一层电子。对于主族元素，最外层电子就是价电子。 ②价电子：对于主族元素，是最外层电子（ns + np）。 对于过渡元素（副族），通常包括最外层的ns电子和次外层的(n-1)d电子。 对于镧系和锕系元素（f区）的价电子，价电子 = (n-2)f + (n-1)d + ns 轨道电子总数。 易错点四 电离能 电离能是指气态电中性基态原子失去一个电子成为气态阳离子所需要的能量。 ①反常点1（IIA族 > IIIA族）：Be (1s² 2s²) 的电离能 > B (1s² 2s² 2p¹)。因为Be失去的是已经填满的、稳定的2s轨道电子，而B失去的是单个的2p电子，更容易。 ②反常点2（VA族 > VIA族）：N (1s² 2s² 2p³) 的电离能 > O (1s² 2s² 2p⁴)。因为N的2p轨道是半充满的稳定结构，失去一个电子会破坏这种稳定；而O的2p⁴结构，失去一个电子后正好达到半充满，更稳定，所以更容易失去。 ③同一原子的逐级电离能是递增的，即 I₁ < I₂ < I₃ ...，且在某些节点会发生突变。通过电离能的突变可以判断元素的主要化合价。例如，铝的 I₄ 远大于 I₃，说明铝容易失去3个电子形成Al³⁺，很难失去第4个。 易错点五 电负性 电负性是一个在分子成键背景下的概念，主要用于定性判断共价键的极性和类型（极性共价键或非极性共价键）。它不用于讨论金属原子失电子的难易（那是电离能的事）。 ①稀有气体的电负性通常不讨论，因为它们通常不形成共价键。 ②电负性概念源于共价键理论，用于描述共用电子对的偏移。对于典型的离子化合物（如NaCl），是电子得失形成离子，而非电子对共用。但我们仍可以借用电负性差值来预测它们是否会形成离子键，因为电负性差巨大的原子之间更容易发生电子转移而非共用。 方法一 书写电子排布式的方法 【解题通法】 1. 确定原子序数，明确总电子数。 2. 在脑中或草稿上画出构造原理能级顺序图。 3. 按顺序依次填充，注意每个轨道的最大容量。 4. 检查是否为Cr、Cu等特例元素，并进行修正。 5. 按电子层n从小到大重新排列，或写成 [稀有气体] 价电子的简化形式。 6. 最后务必加和所有上标数字，确认等于原子序数。 【典型例题】下列说法中不正确的是 A．K+的电子排布式为1s22s22p63s23p6 B．24价层电子排布式为 C．基态Fe3+、Fe2+中未成对电子数之比为4：5 D．某元素的原子最外层电子排布式为nsn-1npn+1，则该元素-2价阴离子的核外电子排布式为[Ne]3s23p6 【答案】C 【解析】A．K为19号元素，K+的电子排布式为，A正确； B．Cr3+的价层电子排布式为3d3，B正确； C．基态Fe3+的价电子排布式为，有5个未成对电子；Fe2+的价电子排布式为，有4个未成对电子，基态Fe3+、Fe2+中未成对电子数之比为5：4，C错误； D．某元素最外层电子排布为，s轨道最多容纳2个电子，则，，该元素为硫，其-2价阴离子为S2-的电子排布为，D正确； 故答案选C。 方法二 电子排布图或价电子排布图的书写 【解题通法】 第1步：写出基态原子的电子排布式 第2步：画出轨道表示式框架。按能级顺序从左到右排列轨道，同一能级的轨道画在一起。在轨道上方或下方标出能级符号（如 1s, 2s, 2p）。 第3步：填入电子用向上“↑”和向下“↓”的箭头表示电子的自旋方向。 严格遵循填充规则： 泡利原理：每个轨道最多两个箭头，且方向相反。 洪特规则：填入简并轨道（如3个p轨道、5个d轨道）时，先单独、自旋平行地占据每个轨道，然后再配对。 【典型例题】基态Cr原子的价层电子排布图为，下列说法错误的是 A．该轨道表示式书写符合洪特规则和能量最低原理 B．基态Cr原子中未成对电子数为6 C．基态Cr原子核外电子的空间运动状态种类数为24 D．根据基态Cr原子的价层电子排布图，Cr元素在化合物中可以显价 【答案】C 【分析】基态Cr原子价电子排布为3d54s1； 【解析】A．能量最低原理即电子尽可能占据能量最低的轨道；洪特规则是指在相同能量的轨道上，电子总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向相同；图示基态Cr的3d轨道为半满较稳定状态，符合洪特规则和能量最低原理，A正确； B．由图，基态Cr原子中未成对电子数为6，B正确； C．电子占据了多少个轨道，就有多少种空间运动状态，基态Cr原子电子排布为1s22s22p63s23p63d54s1，空间运动状态种类数为15，C错误； D．根据基态Cr原子的价层电子排布图，Cr价电子数为6，在化合物中可以显价，D正确； 故选C。 方法三 比较电离能大小 【解题通法】 一看是否同周期：是则总体向右增大，并检查特例（IIA vs IIIA, VA vs VIA）。 二看是否同主族：是则向下减小。 三看相对位置：若都不同，用“桥梁法”或直接判断谁更靠近周期表右上方。 终极验证：思考元素的金属性。金属性越强，I₁越小；非金属性越强，I₁越大。例如，比较Al和S，Al是金属，S是非金属，可直接判断 I₁(Al) < I₁(S)。 【典型例题】所含三种元素的原子处于基态时，第一电离能由大到小的顺序为 A． B． C． D． 【答案】B 【解析】Li是金属元素，第一电离能最小；同周期元素从左到右第一电离能有增大趋势，第一电离能F>N，同主族元素从上到下第一电离能减小，第一电离能N>P，所以第一电离能，选B。 方法四 比较电负性 【解题通法】 第一步：判断是否同周期或同族，应用相应规律。 第二步：若不属于上述情况，直接使用“右上角法则”。 快速验证：非金属性强的元素 > 金属性强的元素。例如，比较Al和Cl，Al是金属，Cl是非金属，可直接得出 χ(Al) < χ(Cl)。 【典型例题】高纯硅是现代信息、半导体和光伏发电等产业都需要的基础材料。工业上提纯硅有多种路线，其中一种工艺流程如下，下列说法正确的是 已知电负性：H—2.1、Si—1.8、Cl—3.0，NA为阿伏加德罗常数的值。 A．由生成粗硅的反应可推知还原性：C>Si B．SiO2既能和NaOH溶液反应，又能和氢氟酸反应，所以是两性氧化物 C．上述工艺生产中循环使用的物质除H2外，还有HCl D．还原炉中生成1 mol Si时，相应反应转移电子数为2NA 【答案】C 【分析】工业上用石英砂和过量焦炭在电弧炉中高温加热生成粗硅，在流化床反应器中粗硅与HCl反应生成SiHCl3等，还原炉中氢气还原SiHCl3得到高纯硅。 【解析】A．生成粗硅的反应为SiO2+2CSi+2CO↑，CO气体逸出促进反应发生，并不能说明碳的还原性强于硅，而根据元素周期律可知，第ⅣA族元素从上到下金属性逐渐增强，则Si的还原性强于C，A错误； B．SiO2与HF的反应为4HF+SiO2=SiF4↑+2H2O，四氟化硅不属于盐，该反应不能说明二氧化硅为碱性氧化物，SiO2能和NaOH等碱反应生成硅酸盐和水，属于酸性氧化物，B错误； C．流化床反应器中发生反应Si+3HClSiHCl3+H2，还原炉中发生反应SiHCl3+H2Si+3HCl，所以该工艺生产中循环使用的物质除H2外，还有HCl，C正确； D．由电负性数据可知SiHCl3中H为-1价，Si为+4价，结合C项分析可知，还原炉中生成1 mol Si转移电子数为4NA，D错误； 故答案选C。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $