归纳与整理教案板书设计

复习课

原子结构与性质

考纲定位

1.了解原子核外电子的运动状态、排布原理和能级分布，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和电子排布图(轨道表示式)。2.了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。3.了解电子在原子轨道之间的跃迁及简单应用。4.了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。

考点1| 原子核外电子排布

1．能层、能级和原子轨道

能层

能级

原子轨道数目

最多容纳电子数目

K 1s 1 2 L 2s、2p 1＋3＝4 8 M 3s、3p、3d 1＋3＋5＝9 18 N 4s、4p、4d、4f 1＋3＋5＋7＝16 32 2. 原子轨道的形状、数目及能量关系

s电子的原子轨道呈球形对称(1)轨道形状

p电子的原子轨道呈哑铃形(2)s、p、d、f能级上原子轨道数目依次为1、3、5、7，其中npx、npy、npz三个原子轨道在三维空间相互垂直，各能级的原子轨道半径随能层数(n)的增大而增大。

ns

3．原子核外电子排布规律

(1)能量最低原理：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，简称能量最低原理。

构造原理：原子的核外电子在填充原子轨道时，随着原子核电荷数的递增，

1

原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按着能级的能量由低到高的顺序依次填充的，填满一个能级再填一个新能级，这种规律称为构造原理。

构造原理示意图：

(2)泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，且它们的自旋状态相反。

(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，且自旋状态相同。

注：洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，而不是1s22s22p63s23p63d44s2。

提醒：(1)一个原子轨道若有2个电子且自旋状态相反，这2个电子称成对电子，即电子对。

(2)一个原子轨道若有1个电子，这个电子称为未成对电子，即单电子。

4．电子的跃迁与原子光谱

(1)电子的跃迁

①基态―→激发态：

当基态原子的电子吸收能量后，电子会从低能级跃迁到较高能级，变成激发态原子。

②激发态―→基态：

激发态原子的电子从较高能级跃迁到较低能级时会释放出能量。

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(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。包括吸收光谱和发射光谱。用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。

提醒：“七基色”与波长的关系为：按“红、橙、黄、绿、青、蓝、紫”的顺序，波长逐渐变小。

考点2| 原子结构与元素的性质

1．元素周期表的结构与性质特点

分区

s区

元素分布

ⅠA族、ⅡA族

ⅢA族～ⅦA族、

0族

ⅢB族～ⅦB族、

d区

Ⅷ族(镧系、

锕系除外) ds区

f区

示例

第四周期中，未成对电子数最多的元素是铬(填名称)。

(1)它位于ⅥB族。

(2)核外电子排布式是[Ar]3d54s1。

(3)它有4个能层，7个能级，24种运动状态不同的电子。

(4)价电子排布式为3d54s1，价电子排布图为

ⅠB族、ⅡB族

镧系、锕系

外围电子排布

ns1～2元素性质特点

除氢外都是活泼金属元素

最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑) d轨道也不同程度地参与化学键的形成

金属元素

镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近

p区

ns2np1～6

(He除外) (n－1)d1～9ns1～2

(Pd除外) (n－1)d10ns1～2

(n－2)f0～14

(n－1)d0～2ns2

(5)属于d区。

2．原子半径

(1)影响因素

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能层数：能层数越多，原子半径越大

核电荷数：同周期核电荷数越大，原子半径越小(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)定义：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作第一电离能。

(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同种元素的逐级电离能逐渐增大，即I1

(3)电离能的3个重要应用

①判断元素的金属性和非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。

②判断元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2

③判断元素核外电子的分层排布情况。如Li：I1≪I2

提醒：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地大。

示例

(1)第三周期所有元素的第一电离能(I1)大小顺序为Na

(2)Na的逐级电离能中有2次突跃。分别是哪级电离能发生突跃？I2≫I1、I10≫I9。

(3)高温条件下Cu2O比CuO稳定的原因是Cu2O中Cu＋3d轨道电子全充满，稳定、难失电子。

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4．电负性

(1)概念

用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。

(2)意义

电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强。利用电负性的大小可以判断元素的金属性和非金属性的强弱。如电负性最大的元素为氟元素。

(3)标准

以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0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)。

(4)变化规律

①金属元素的电负性一般较小，非金属元素的电负性一般较大，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，元素的电负性逐渐增大；同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。

(5)电负性的一般应用

①判断元素金属性、非金属性强弱。电负性越大，非金属性越强，金属性越弱。

②判断化学键的类型。一般认为：如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键，若差值小于1.7，通常形成共价键。

③判断元素在化合物中的价态。共价化合物中，成键元素电负性大的表现负价。如ClO2中氯呈＋4价。

(6)对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如

。

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