1.2 原子结构与元素的性质 知识清单 2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修2

选修二 第一章 第二节 原子结构与元素的性质 知识点总结 ( 1 )选修2 第一章第二节 原子结构与元素的性质 学科网（北京）股份有限公司 知识点一：原子结构与元素周期表 1、元素周期表中各周期所含的元素 元素周期表中有7个横行，每个横行表示1个周期，一共有7个周期。第一周期只有2种元素，第二、三周期各有8种元素，为短周期；第四、五周期各有18种元素，第六周期有32种元素，为长周期；第七周期预测有32种元素，现只有26种元素，故称为不完全周期。 2、元素周期系的形成 （1） 形成： ①具有相同电子层数，按原子数递增的顺序排列的横行，叫做周期。 ②每一周期都是从碱金属开始建立一个新的电子层（第一周期除外），随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体；然后又开始由碱金属到稀有气体，如此往复形成周期系，形成元素周期表的7个周期。 2、 原子的核外电子排布与周期的划分 1s1——1s2 2s1——2s22p6 3s1——3s23p6 4s1——4s24p6 5s1——5s25p6 6s1——6s26p6 （1）每一周期的第一种元素（除第一周期外）是碱金属，最外层电子排布为ns1，每一周期的最后一种元素都是稀有气体，这些元素的最外层电子排布除He为1s2外，其余都是ns2np6（如右表） （1） （2）周期元素数目=相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数（如下表） 周期 外围电子排布 各周期增加的能级 元素种类 ⅠA族 0族 最外层最多容纳的电子数 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 8 7s、5f、6d（未完） 26（未完） （3）核外电子排布与周期划分的关系 ①根据构造原理，将能量相近的能级分为一组，按能量由低到高可分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。 ②每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的能层数等于元素的周期序数。 注意：元素所在的周期的判断：周期数=电子层数（能层数） 4、 原子的核外电子排布与族的划分 族的划分依据是原子的价层电子排布。 （1） 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，价电子数与族序数相同。 （2） 稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。 （3） 过渡元素（副族和Ⅷ族）同一纵行原子的价层电子排布基本相同。电子排布为(n-1)d1—10ns1—2，ⅢB—ⅦB族元素的价电子数与族序数相同。 注意：（1）价电子数：主族元素的外围电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属原子的外围电子排布为ns1。副族元素的外围电子与其最外层电子和内层电子有关。如铁元素原子的外围电子排布为3d64s2。 （2） 由元素的价电子层排布式可知元素在周期表中的位置，如：3s23p5为第三周期第ⅦA族元素，即周期数=电子层数=最高能层数，主族序数=价电子数。 同样，由主族元素在元素周期表中的位置可以推断其价电子排布式。 总结： （1）原子核外电子层数决定所在周期数；周期数=最大能层数（钯除外，46Pd:[Kr]4d10，最大能层数是4，但是在第五周期）。 （2）外围电子总数决定排在哪一族。如29Cu:3d104s1，10+1=11尾数是1且有d轨道，所以是ⅠB族。 （3）元素所在族的判断： ①主族元素：主族序数=外围电子数=最外层电子数 ②副族元素：以外围(n-1)d+ns的电子总数判断： A. 电子总数为3—7，ⅢB—ⅦB B.电子总数为8—10，Ⅷ C.电子总数为11—12，ⅠB和ⅡB 5、 原子的核外电子排布与区的划分 （1） 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分区如图。 ①s区元素：最后1个电子填充在ns轨道上，价电子构型是ns1—2，位于周期表的左侧，包括ⅠA和ⅡA族；它们都是活泼金属（H除外），容易失去电子形成+1或+2价离子。 ②p区元素：最后1个电子填充在np轨道上，价电子构型是ns2np1-6，位于周期表右侧，包括ⅢA—ⅦA和0族；除H外，所有非金属元素都在p区且该区大部分为非金属元素。 ③d区元素：最后1个电子基本都是填充在(n-1)d轨道上，价电子构型是(n-1)d1-10ns1-2，位于长周期的中部，包括ⅢB—ⅦB和Ⅷ族（过渡元素）；最外层有1—2个s电子，次外层有1—10个d电子，最外层电子构型是(n-1)d1—10ns1—2。均为金属元素，常有可变化合价，性质相似。 ④ds区元素：最后1个电子填充在ns轨道上，价电子构型是(n-1)d10ns1—2，处于周期表d区和p区之间，它们既不同于s区，也不同于d区，称为ds区；包括ⅠB和ⅡB族（过渡元素）；最外层有1—2个s电子，次外层有10个d电子，均为金属元素，性质相似。 ⑤f区元素：最后1个电子填充在f轨道上，价电子构型是(n-2)f0—14ns2，或(n-2)f0—14(n-1)d0—2ns2，它包括镧系和锕系元素（各有14种元素）。最外层电子数基本相同，化学性质相似。 注意：①划分区是依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。 ②s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在最外层，除零族外，最外层电子的总数等于该元素的族序数。除零族外，s区和p区的元素都是主族元素。 总结：①主族元素的价电子总数等于族序数，s区元素价电子特征排布为ns1—2，价电子数等于主族序数。P区元素价电子特征排布为ns2np1—6，价电子总数等于主族序数。 ②s区、d区、ds区都是金属元素（氢元素除外） s区有2个纵列，d区有8个纵列，ds区有2个纵列；从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区（H除外）、d区、ds区都是金属元素。 （2） 各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点如下表： 分区 元素分布 外围电子排布 元素性质特点 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1—2 除氢外都是活泼金属元素 p区 ⅢA族—ⅦA族、0族 ns2np1—6（He除外） 最外层电子参与反应（0族元素一般不考虑） d区 ⅢB族—ⅦB族、Ⅷ族 (n-1)d1—9ns1—2（Pd除外） d轨道也不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1—2 金属元素 f区 镧系、锕系 (n-2)f0—14(n-1)d0—2ns2 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近 （3） 我们还可以在元素周期表上对金属元素和非金属元素进行分区，如图： 注意：①过渡元素均为金属元素，但金属元素却不都是过渡元素，如碱金属、碱土金属等。 ②处于金属与非金属交界线（又称梯形线）附近的非金属元素具有一定的金属性，被称为半金属或准金属，但不能叫两性金属。 知识点二：元素周期律 1、原子半径 （1）影响原子半径大小的因素 影响原子半径的因素有三个： 一是核电荷数。核电荷数越大，其原子核对核外电子的引力越大，使电子向核方向收缩，则原子半径越小； 二是核外电子数。因电子运动要占据一定的空间，即电子数越多，原子半径越大； 三是电子层数。电子层数越多，原子半径越大。 由此可知，核电荷数增加使原子半径缩小，而电子数增加和电子层数增加使原子半径增大，当矛盾因素相互作用达到平衡时，原子就具有一定的半径。 ( 原子半径 的大小 )总结： 1、核电荷数（反比） 主2 2、核外电子数（正比） 次 3、电子层数（正比） 主1 （2）不同原子半径大小的变化规律 ①同一周期中原子半径的变化 同一周期中，从左到右原子半径逐渐减小。 原因：同一周期中，随原子序数增加，电子依次填充在同一能层，而同一能层中电子间的相互排斥作用较小，所以，随着原子序数的增加，核电荷数增加，核对电子的引力增大，导致原子半径逐渐减小。 ②同一族中原子半径的变化 同一主族中，原子半径由上到下依次增大。 原因：同族元素原子由上到下电子层数逐渐增多，尽管核电荷数依次增加，但由于内层电子对外层电子的排斥作用大，核电荷数增加使半径缩小的趋势不如因电子层数增加而使半径增大的趋势大。 ③同一元素：r(阴离子)>r(原子)>r(阳离子)。 总结： ①电子层数不同时，电子层数越多，原子半径越大。 ②电子层相同时，核电荷数越大，原子半径越小。 ③电子层、核电荷数都相同时，电子数越多，原子半径越大。 方法：用“三看”法快速判断简单微粒半径大小： “一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 “二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 2、 电离能 （1） 电离能 ①定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。 ②符号及单位：符号用I表示，单位为kJ/mol。 ③意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。电离能越大，表示原子或离子越难失去电子；电离能越小，表示原子或离子越容易失去电子。 注意：原子为基态原子，保证失去电子时消耗能量最低。 ④影响电离能的因素 a.核电荷数、原子半径 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，原子半径减小，原子核对外层电子的吸引力就越大。同一族的元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，因此，原子半径越大，原子核外电子的吸引力越小越易失去电子，电离能也就越小。 b.电子构型 具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大。如稀有气体元素的电离能在同周期元素中最大，N的价电子构型为2s22p3，为半充满状态，Mg的价电子构型为3s2为全充满状态，因此其电离能均比同周期相邻元素的大。 （2） 元素的第一电离能 ①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，常用符号I1表示。 注意：上述表述中“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件。 ②电离能的变化规律如下图所示： 同周期元素：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。 同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子。 注意：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：同一周期，主族元素从左→右：第一电离能依次明显增大（但其中有些曲折）。反常的原因：多数与全空（p0、d0、f0）、全满（p6、d10、f14）和半满（p3、d5、f7）构型时比较稳定的构型有关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。如P的第一电离能比S的大，Mg的第一电离能比Al的大第一电离能。 （3） 第二电离能 由+1价气态阳离子再失去一个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示，依次还有第三、第四电离能。并且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，以后再失去的电子都是能量较低的电子，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更强，从而电离能越来越大。 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，如下表所示： 电离能 元素 Na Mg Al I1 496 738 578 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9543 10540 11575 由上表可知，原子的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能。 注意：金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致。 金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。例如，碱金属元素Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能分别为520kJ/mol、496kJ/mol、419kJ/mol、403kJ/mol、376kJ/mol，由此可知，气态锂原子最不易失去电子。但在溶液中锂原子的金属活动性却最强，其主要原因是锂原子形成水合离子时放出的能量最多。 （4） 电离能的应用 ①判断元素原子核外电子的分层排布，这是由于层与层之间电离能相差很大，电离能数值在层与层电子之间呈突跃性变化，而同层电离能数值差别相对较小，如Na的第一到第七级电离能分别为（单位kJ/mol）：496、4562、6912、9543、13353、16610、20114。从中明显看出在第一、第二电离能之间有突跃，故可判断Na最外层只有1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元素I1<<I2<I3，表明K原子易失去一个电子形成+1价阳离子。一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见的价态。如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大（相当于第一电离能的10倍），故Na的化合价为+1价，而Mg在第三电离能发生突变，故Mg的化合价为+2价。 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。 3、 电负性 （1） 键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 （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。 注意：电负性是相对值，没单位。 （3） 电负性的意义： ①元素的电负性可以衡量元素在化合物中吸引电子的能力。元素的电负性大，对键合电子的吸引能力强；元素的电负性小，对键合电子的吸引能力弱。 ②电负性越大，元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。 ③电负性相差很大的元素化合通常形成离子键；电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键；电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。 （4） 电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准。在元素周期表中，氟的电负性数值最大，铯的电负性数值最小，为0.7（放射性元素除外）。 （5） 电负性的变化规律： ①同周期：从左到右，逐渐增大 ②同主族：从上到下，逐渐减小 （6）电负性的应用： ①判断元素的金属性和非金属性的强弱 金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”（锗、锑等）的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 ②判断化学键的类型 一般认为：如果两个成键元素原子的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；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。 ③判断化合物中元素化合价的正负 电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。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；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。如NaH中，Na为0.9，H为2.1，H的电负性数值大于Na的电负性数值，故在NaH中，Na显正价，H显负价。 ④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）的有些性质是相似的（如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互溶），被称为“对角线规则”。 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和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，表现出的性质相似。 拓展应用 拓展一：粒子半径大小比较 原子半径 （1） 同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小（稀有气体除外） 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) （2） 同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) 离子半径 （1） 同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子 例：r(Cl-)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+) （2） 电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小 例：r(O2-)>r(F-)>r((Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+) （3） 带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大 例：r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)，r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-) （4） 核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较 例：比较r(K+)与r(Mg2+)可选r(Na+)为参照：r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+) 拓展二：元素周期律 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 核外电子排布 电子层数相同，最外层电子数逐渐增多， 1→7（第一周期1→2） 最外层电子数形同，电子层数递增 原子半径 逐渐减少（0族除外） 逐渐增大 主要化合价 最高正价由+1→+7，最低负价由-4→-1 最高正价=主族序数， 非金属最低负价=主族序数-8 得、失电子能力 得电子能力逐渐增强， 失电子能力逐渐减弱 得电子能力逐渐减弱， 失电子能力逐渐增强 第一电离能 第一电离能呈增大趋势 第一电离能逐渐减小 电负性 电负性逐渐增大 电负性逐渐减小 金属性、非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 非金属气态氢化物的稳定性 生成由难到易，稳定性逐渐增强 生成由易到难，稳定性逐渐减弱 拓展三：元素金属性、非金属性强弱的判断方法 1、 2、 元素金属性强弱的判断方法 （1） 单质跟水或酸置换出氢的难易程度（或反应的剧烈程度）：反应越易，说明元素的金属性越强。 （2） 最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱：碱性越强，说明元素的金属性越强，反之则弱。 （3） 金属间的置换反应：依据氧化还原反应规律，若金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。 （4） 金属活动性顺序：从K→Ca→……→(H)→Cu→……→Au，金属性逐渐减弱。 （5） 由原电池判断：两种金属分别作原电池的正极、负极，作负极材料的金属其金属性更强。 （6） 金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。 （7） 元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越小，元素的原子越易失去电子，元素的金属性越强。但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能，如Mg（3s2为全充满状态，稳定）的第一电离能大于Al的第一电离能。 （8） 元素的电负性的大小：元素的电负性越小，元素失电子的能力越强，元素的金属性越强。 2、 元素非金属性强弱的判断方法 （1） 单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性：越容易跟氢气化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。 （2） 最高价氧化物对应水化物的酸性的强弱：酸性越强，说明其非金属性越强。 （3） 非金属单质间的置换反应：如Cl2+2KI=2KCl+I2，说明氯的非金属性比碘强。 （4） 元素的原子对应阴离子的还原性：阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱。 （5） 元素第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越大，表明元素失电子的能力就越弱，得电子的能力越强，元素的非金属性越强。但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。如第一电离能P>S，但非金属性S>P。 （6） 元素电负性的大小：元素的电负性越大，得电子能力越强，非金属性越强。 注意： 并不是所有电负性差大于1.7的都形成离子化合物，如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，单HF为共价化合物，应注意这些特殊情况。 选修2 第一章第二节 原子结构与元素的性质 ( 1 ) 学科网（北京）股份有限公司 $