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原子结构与性质(复习课) 基础知识回顾：

一、原子核外电子排布

1、能层、能级的符号和所能容纳电子数

能层

能层符号

能级符号

轨道数

最多电子数

一

K 1s 1 2 2 K 2s 1 2 二

L 2p 3 6 8 K 3s 1 2 三

L 3p 3 6 18 M 3d 5 10 K 4s 1 2 L 4p 3 6 四

M 4d 5 10 32 N 4f 7 14 五

0 5s 5p…

……

……

50 2、原子轨道

原子结构s电子的原子轨道呈球形对称轨道形状p电子的原子轨道呈纺锤形

能量关系①相同能层上原子轨道能量的高低：

ns＜np＜nd＜nf②形状相同的原子轨道能量的高低：

1s<2s<3s<4s……③同一能层内形状相同而伸展方向不同的 原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道 的能量相等

3、基态原子核外电子排布的三个原理

(1)能量最低原理

电子总是先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。即原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图：

(2)泡利原理

在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，并且这两个电子的自旋状态相反。如2s

轨道上的电子排布为(3)洪特规则

，不能表示为。

当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，并且自旋状态相同。如2p3的电子排布为，不能表示为或。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。

4．基态原子核外电子排布的表示方法

表示方法

电子排布式

简化电子排布式

电子排布图

(轨道表达式) 外围(价)电子排布式

3s23p4

以硫原子为例

1s22s22p63s23p4

[Ne]3s23p4

5．原子状态与原子光谱

(1)原子的状态

①基态原子：处于最低能量的原子。

②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从低能级跃迁到高能级状态的原子。

(2)原子光谱

不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。

(3)基态、激发态及光谱示意图

[对点练习]

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)p能级能量一定比s能级的能量高(×) (2)某原子M层上的电子数一定比L层上的电子数多(×) (3)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多(×) (4)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等(×)

(5)磷元素基态原子的电子排布图为

(×) (6)Cr原子有6个未成对的电子(√) 2．下列说法错误的是(

A

) A．ns电子的能量不一定高于(n－1)p电子的能量

B．6C的电子排布式1s22s22p2x违反了洪特规则

C．电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理

D．电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理

3．(2018·太原模拟)下列电子排布图所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是(

D

)

二、原子结构与元素的性质

1．原子结构与元素在周期表中的位置关系

(1)原子结构与周期表的关系

(2)每族元素的价电子排布特点

①主族：

主族

排布特点

②0族：He：1s2；其他：ns2np6。

③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1(3)元素周期表的分区

根据核外电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区

2．原子半径

能层数：能层数越多，原子半径越大(1)影响因素核电荷数：同周期元素核电荷数越大，

原子半径越小～10ⅠA ns1

ⅡA ns2

ⅢA ns2np1

ⅣA ns2np2

ⅤA ns2np3

ⅥA ns2np4

ⅦA ns2np5

ns12。

～

(2)变化规律

元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

3．电离能

(1)含义

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，符号I，单位kJ·mol1。

(2)规律

①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。

②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。

③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1

(3)应用

①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属原子越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。

②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n。如钠元素I2≫I1，所以钠原子的最外层电子数为1，其化合价为＋1。

③判断核外电子的分层排布情况：多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。

④判断原子的核外电子排布特点：同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。

4．电负性

(1)含义：不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。

(2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。

(3)变化规律

①金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、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在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐变大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐变小。

(4)应用

[对点练习]

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期ⅠA族，是s区元素(×) (2)电负性大的元素非金属性强(√) (3)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大(×) (4)在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大(√) (5)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价(√) 2．下列图示中纵坐标是表示元素的电负性数值，横坐标表示同一主族的五种元素的序数的是(

B

)

3．下列关于元素第一电离能的说法不正确的是(

B

) A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠

B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大

C．最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大

D．对于同一元素而言，原子的电离能I1

4．(2018·天水模拟)现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是(

D

) A．最高正化合价：③＞②＞①

B．原子半径：③＞②＞①

C．电负性：③＞②＞①

D．第一电离能：③＞②＞①