归纳与整理教学内容概述

《物质结构与性质》重要知识总结

第一章

原子结构与性质

一、原子的诞生

1.原子的诞生

2.宇宙中元素的组成及含量

二、电子排布：

1.能层（用K、L、M、N、O、P、Q……表示）

根据多电子原子核外电子的能量差异，将核外电子分成不同的能层。

2.能级：根据多电子原子中同一能层电子能量的不同，将他们分成不同能级。

（1）表示方法：能级用相应能层的序数和字母s、p、d、f组合在一起表示，每一个能层中，能级的符号的顺序是ns、np、nd、nf。

（2）能层序数等于该能层所含的能级数，且任意能层的能级总是从s能级开始。

如：第一能层只有1个能级：1s；

第二能层有2个能级：2s、2p；

第三能层有3个能级：3s、3p、3d；

第四能层有4个能级：4s、4p、4d、4f；

（3）s、p、d、f……能级能容纳的最多电子数为1、3、5、7……的两倍（即2、6、10、14）

（4）各能级能量高低的比较：

① ns

②1s<2s<3s……，2p<3p<4p……，3d<4d<5d……

3.能层、能级的符号和所能容纳的最多电子数

能层(n) 符号

能级

最多电子数

4.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的排布将遵循下图的排布顺序。人们把它称为构造原理。

即电子填充能级的顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……

4. 原子核外电子排布“两原理一规则”

(1)能量最低原理：电子在原子轨道上的分布要尽可能地使原子的能量为最低。

日常生活中的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火等都是因为原子核外电子由激发态向基态跃迁时以光的形式释放能量。

(2)泡利原理：一个原子轨道最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。电子自旋有顺时针

1 一

K 2 2 2 二

L 6 8 2 三

M 6 18 10 2 6 四

N 五

O 六

P 七

Q ……

……

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s ……

……

……

……

10 14 2 ……

……

……

……

32 ……

……

……

2n2

和逆时针两种状态。用“↑↓”表示电子对。

(3)洪特规则：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，而且自旋状态相同。

洪特规则特例: 当同一能级上的电子排布为全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空状态(p0、d0、f0)时，具有较低的能量和较大的稳定性。例如，铬(24Cr)的价电子排布是3d54s1(3d、4s能级均为半充满)，而不是3d44s2；铜(29Cu)的价电子排布是3d104s1(3d全充满、4s半充满)，而不是3d94s2。

5.基态原子与激发态原子

(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，电子跃迁到较高能级，变成激发态原子。

(3)基态、激发态相互转化的能量变化

基态原子吸收能量释放能量

主要形式为光激发态原子

6.光谱与光谱分析

(1)光谱形成原因：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光。

(2)光谱分类：三、电子云与原子轨道

(3)光谱分析：在现代化学中，利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素的分析方法。

1.电子云：用小黑点来描述电子在原子核外空间出现的概率密度分布图，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，即为电子云轮廓图。

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。

②p电子的原子轨道呈哑铃形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。

(3)各能级所含有原子轨道

7.电子排布式和电子排布图

（1）电子排布图：以铝原子为例，电子排布图中各符号、数字的意义为：

能级符号

轨道数目

ns 1 np 3 nd 5 nf 7 数目：

(2)电子排布式：将能级上排布的电子数标在该能及符号右上角，并按照能层从左到右的顺序排列的式子。

2

四、元素周期表的结构：

1.周期(横行)第四周期：18种元素第五周期：18种元素长周期第六周期：32种元素第七周期：32种元素若排满第一周期：2种元素短周期第二周期：8种元素第三周期：8种元素

VIA

主族；ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA共七个主族副族：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB共七个副族2.族(纵行)第Ⅷ族：三个纵行8、9、10，位于ⅦB与ⅠB之间0族：稀有气体元素3.元素的分区

(1)按电子排布，把周期表里的元素划分成5个区，分别为s、p、d、f、ds。

(2)元素周期表共有16个族，其中s区包括ⅠA、ⅡA族，p区包括ⅢA～ⅦA、0族，d区包括ⅢB～ⅦB族及Ⅷ族，ds区包括ⅠB、ⅡB族，f区包括镧系元素和锕系元素。

4.元素周期表中，非金属元素处于元素周期表的右上角位置，金属性强的元素处于元素周期表的左下方位置。由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线，处于非金属三角区边缘的元素，虽是非金属但往往表现出一定的金属性，如具有金属光泽，表现出一定的导电性等，所以常被称为半金属或准金属。

五、常见的七大主族元素：

IA

六、原子结构与元素周期表的关系

1.核外电子排布与族的关系

(1)主族元素的价电子排布

主族序数

价电子排布

ⅠA ns1

ⅡA ns2

ⅢA ns2np1

ⅣA ns2np2

ⅤA ns2np3

ⅥA ns2np4

ⅦA ns2np5

IIA

IIIA

IVA

VA

VIIA

0族

①主族元素的族序数＝价电子总数＝最高正价(O、F除外)。

②同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在ns或ns np轨道上。

(2)稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。

3

(3)过渡元素(副族和Ⅷ族)(第四周期为例)的价电子排布

族序数

ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ

ⅠB ⅡB 高正价。

②Ⅷ族：原子最外层ns电子数＋次外层(n－1)d电子数之和分别为8、9、10。

③ⅠB和ⅡB的族序数＝原子最外层电子数。

2.周期序数与原子核外电子排布的关系：

周期序数＝原子电子层数＝原子最外层能层序数

写出1-36号元素的电子排布式：

原子序数

1号

2号

3号

4号

5号

6号

7号

8号

9号

10号

11号

12号

13号

14号

15号

16号

17号

18号

19号

20号

21号

价电子排布

(n－1)d1ns2

(n－1)d2ns2

(n－1)d3ns2

(n－1)d5ns1

(n－1)d5ns2

(n－1)d68ns2

～(n－1)d10ns1

(n－1)d10ns2

①ⅢB→ⅦB族：族序数＝价电子数＝原子最外层ns电子数＋次外层(n－1)d电子数＝最电子排布式

4 价层电子排布式

价层电子排布图

22号

23号

24号

25号

26号

27号

28号

29号

30号

31号

32号

33号

34号

35号

36号

七、原子结构与元素的性质：

1.影响原子半径大小的因素

(1)电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大。

(2)核电荷数越大，核对电子的引力也越大，将使原子的半径缩小。

(3)同周期从左到右，原子半径逐渐减小。同主族从上到下，原子半径逐渐增大。

小结：有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析

“一层”：先比较电子层数，一般电子层越多，半径越大。

“二核”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

“三电子”：当电子层数和核电荷数均相同时，最外层电子数越多，半径越大。

2.第一电离能

（1）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的最低能量，叫做第一电离能。

（2）意义：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。

（3）元素第一电离能变化规律：

①同周期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，I1总体上有增大的趋势(而非逐渐增大，因ⅡA、ⅤA元素出现特殊情况)。碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。

注意：ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，因为：同周期中，ⅡA族元素的价电子排布为ns2，ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3，分别为全充满和半充满状态，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同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。

③通常情况下，元素的电离能逐级增大，即I1

5

④当相邻逐级电离能突然变大时，说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。

电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，并且主族元素的最高化合价为＋n价(或只有＋n价、0价)。某元素的逐级电离能，若I2≫I1，则该元素通常显＋1价；若I3≫I2，则该元素通常显＋2价；若I4≫I3，则该元素通常显＋3价。

3.电负性

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作为相对标准，得出各元素的电负性。

(3)递变规律：

①同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐变大。

②同主族，从上到下，元素原子的电负性逐渐变小。

3.电负性的应用：

A.利用电负性的大小可判断元素的金属性和非金属性及其强弱: ①金属的电负性一般小于1.8，且电负性越小，元素的金属性越强；

②非金属的电负性一般大于1.8，且电负性越大，元素的非金属性越强；

③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。

B.判断元素的化合价:电负性数值小的元素化合价为正值

C.判断化学键的类型:差值大于1.7，形成离子键;小于1.7，形成共价键

D.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的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。由于这些元素的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出它们的性质相似性。

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