复习题全国优秀课堂实录

第一单元：《原子结构与性质》知识清单

第一节 原子结构

1、原子结构理论发展

我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的 、少量的 以及极少量的锂。氢、氦等发生原子核的熔合反应合成其他元素。H、He宇宙中的主要元素。地球上绝大多数是金属元素，非金属（包括稀有气体）仅22种。

核外电子排布规律：

(1)核外电子总是尽量先排布在能量较 的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。(2)原子核外各电子层（能层）最多容纳 个电子。

(3)原于最外层电子数目不能超过 个(K层为最外层时不能超过 个电子) (4)次外层电子数目不能超过 个(K层为次外层时不超过 个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。 说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层时，最多可排 个电子；当M层不是最外层时，最多可排 个电子

2、能层与能级

2（1）根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层，每个能层最多容纳的电子数为2n。

能 层 一 二 三 四 五 六 七……（能量由低到高）

符 号 K L M N O P Q……

最多电子数 2 8 18 32 50……

（2）能级：

在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级，如同一能层的电子可分为 、 、 、 能级)，在第n能层中，各能级能量的大小顺序是：Ens

能级的表示方法、符号和所能容纳的最多电子数如下：

能 层 K L M N ……

能 级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……

最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……

3、构造原理（能级图）与电子排布式

（1）在多电子原子中，电子在能级上的排布顺序是：电子最先排布在能量 的能级上，然后依次排布在能量较高的能级上。

（2）电子排布遵循构造原理：多电子原子的核外电子排布遵循的排布顺序如下图所示：

（3）“能量交错”现象：由构造原理可知，从第三能层开始各能级不完全遵循能层顺序，产生了能级交错排列，即产生“能级交错”现象，如：3p 4s 3d、4p 5s 4d等。

（4）各能级的能量高低顺序可表示为：Ens>E(n—1)s>E(n—2)s…、Enp>E(n—1)p>E(n—2)p…、End>E(n—1)d>E(n—2)d…、Ens

（5）近似能级图：将多电子原子中能量相近的能级划分为一组，并按能量由低到高的顺序排列成近

1

似能级图，能级组依次为：1（1s）、2（2s，2p）、3（3s，3p）、4（4s，3d，4p）、5（5s，4d，5p）、6（6s，4f，5d,6p）、。。。用近似能级图概括核外电子的分布情况，大都与事实相符，只有少数元素出现例外，如：Cr、Cu等元素。

请写出He、Be、C、N、Mg、Al、P、S、Ar、Ca、Ti、Cr、Fe、Ni、Cu、Zn、Br的电子排布式：

简化的电子排布式：把内层电子达到 元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加1方括号表示。如钾：【Ar】4s

电子排布图：用方框表示 ，每个箭头代表 ，如氮原子的电子排布图为：

4、能量最低原理、基态与激发态、光谱

（1）能量最低原理：原子的电子排布遵循 原理能使整个原子的能量处于 状态，简称能量最低原理（电子总是尽先排布在能量最低的轨道里）。

处于最低能量的原子叫做 原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成 原子。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 能量。 是电子释放能量的重要形式之一。

（2）原子光谱：不同元素的原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的电子的 光谱或 光谱，总称原子光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。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，如：Cs、Rb其光谱图中有特征的____光和___光。

发射光谱：只含有一些不连续的亮线的光谱叫做 光谱。明线光谱是由游离状态的原子发射的，也叫 光谱。

吸收光谱：高温物体发出的白光（其中包含连续分布的一切波长的光）通过物质时，某些波长的光被物质吸收后产生的光谱，叫做 光谱。因此吸收光谱中的暗谱线与明线相对应，也是原子的特征谱线。太阳的光谱是 光谱。

5、电子云和原子轨道：

电子运动的特点：①质量极小 ②运动空间极小 ③极高速运动。

（1）电子云：电子在原子核外的运动可以用电子在核外空间出现 的大小来描述，概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。通常用小点的疏密程度来表示电子在那里出现的概率的大小；点密集的地方表示电子在那里出现的概率大。离核越 ，电子出现的概率越 ，黑点越密集，如2s电子云比1s电子云更扩散。S能级的电子云为 形，只有一种空间伸展方向；p电子云有三种伸展方向（ 形，互为 的方向）；d电子云有 种空间伸展方向）。

（2）原子轨道：常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图称为 。能层序数(n)越大，原子轨道的半径越 ；不同能层的同种能级的原子轨道形状 （都呈球形或哑铃形等），只是 不同；s—1个轨道；P—3个轨道；d—5个轨道；f—7个轨道。

S的原子轨道都是 形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大即：1s、2s、3s、4s、5s…等离核越远，能量越高。 P的原子轨道是 形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。电子层和形状相同的原子轨道的能量相同如：2px、2py、2pz轨道的能量相等。

相同电子层上原子轨道能量高低：ns

2

1s、2s、3s的形状和大小图； 同能层的不同p能级的形状和大小图；

(2)泡利不相容原理和洪特规则

在一个原子轨道里，最多只能容纳 个电子，而且自旋状态方向 ，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示，这个原理称为泡利不相容原理。

当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中电子总是优先 ，而且自旋状态（方向） ，这个规则是洪特规则。洪特规则的特例：对于等价轨道上（同一个能级），61014357000当电子排布为 （p、d、f）、 （p、d、f）、 (p、d、f)，具有较低的能量和较大的稳定性。

友情提醒：A、在作基态原子的电子排布图时，常出现以下几种错误。

① （违反泡利原理）

② （违反洪特规则）

③ （违反洪特规则）

22626512262642B、Cr: 1s2s2p3s3p3d4s,而不能写为：1s2s2p3s3p3d4s;Cu：__________________________。

C、当出现d轨道时，虽然电子按ns,(n-1)d,np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n-1)d放在22626622262626ns前，如Fe:1s2s2p3s3p3d4s，不能写为：1s2s2p3s3p4s3d。

D、原子核外电子排布的表示方法：以Fe为例：

原子结构示意图： 原子的核外电子排布式： 简化的电子排布式： 价电子排布图： 最外层电子排布式： 价电子层（外围电子）（这些能级上的电子数可在化学变化中发生变化即参与形成化学键）排布式：

第二节 原子结构与元素的性质

一、各周期元素数目与相应能级组的原子轨道关系

周期

元素数目

相应能级组中原子轨道

电子最大容量

一

2 1s 2 二

8 2s 2p 8 三

8 3s 3p 8 四

18 4s 3d 4p 18 五

18 5s 4d 5p 18 六

32 6s 4f 5d 6p 32 七

26(未完) 7s 5f 6d(未完) 32（未满）

二、原子结构与元素位置的关系：

1、元素周期表（门捷列夫——按相对原子质量递增编排的）的编排——依据（元素周期律）

原则：把 数相同的一系列元素，按原子序数递增的顺序从左至右排列成一横行——周期（7个周期）。把 数相同的一系列元素，按原子序数递增的顺序从上到下排成一纵行——族（ 个主族、 个副族、一个 族、一个 族共 个族 个纵行）。

2、核外电子排布与族序数之间的关系：16个族

判断方法：按电子填充顺序由最后一个电子进入的情况决定，具体情况如下：

3

6～8 (3)进入(n－1)d：①(n－1)d为IIIB～ⅦB⇒族序数＝[(n－1)d＋ns]电子数；②(n－1)d为Ⅷ

4f——La系元素101—2IIIB ③(n－1)dns为ⅠB、IIB⇒族序数＝ns的电子数 ④进入(n－2)f5f——Ac系元素3.族序数与价电子数的关系

(1)主族(ⅠA～ⅦA)和副族ⅠB、IIB的族序数＝原子最外层电子数(ns＋np或ns)。 (2)副族IIIB～ⅦB的族序数＝最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。 (3)零族：最外层电子数等于8或2。 (4)Ⅷ族：最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。若之和分别为8、9、10，则分别是Ⅷ族第1、2、3列。

外围电子排布简称“价电子层”或“特征电子排布”，写出下列元素原子的价电子层排布：

Li： C： N： S： Ar： Ca： Ti： Cr： Mn： Fe： Ni： Cu： Zn： Br： 三、各区元素特点

包括的元素

价电子排布

化学性质

1～5s区

ⅠA、ⅡA p区

IIIA～ⅦA、零族（He除外）

ns1～2（次外层无d电子）

除氢外，都是活泼金属元素

ns2np1～6

(n－1)d1～9d区

IIIB～ⅦB、Ⅷ族

ds区

ns1～2

ⅠB、ⅡB (n－1)dns101～2

随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱

均为金属。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

均为金属。d轨道充满电子，因此d轨道部分电子要参与化学键的形成

0～2f区

镧系、锕系

(n－2)f0～14(n－1)dns2

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

注意：①镧系元素和锕系元素均在 族（第三列），故该族元素种类最 。②从IIIB族到IIB族（第3—12列,共10个纵行）的元素统称 元素，均为 元素,也叫 。③超铀元素92U后的元素一般为人工合成的元素，具有很强的放射性，称为超铀元素。④IVA族元素中的碳元素形成有机物，因此该族元素是形成化合物种类 的元素。

四、元素周期律和元素周期表：

1、元素周期表的应用：预测元素的性质，预测未发现的元素；启发人们在一定区域内寻找新物质——

材料（金属与非金属交界处的元素）；生产农药（非金属：Cl、P、S、F等）；催化剂材料（过渡金属元素）；耐高温材料（过渡金属元素）。

2、元素周期律：

（1）元素周期系：随着原子序数递增，元素的原子核外电子排布发生周期性重复（最外层一般重复出现1—8个的周期性变化），这一系列元素组成元素周期系（每周期由碱金属——非金属——最活泼的非金属——稀有气体）。

（2）内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化。

（3）表现：同周期元素从左至右（稀有气体除外）：原子半径依次 ；主要化合价（最高正价+1——+7，最低负价—4——

—1）；金属性依次 (最高价氧化物对应的水化物的碱性依次 )；非金属性依次 （最高价氧化物对应的水化物的酸性依次 ，气态氢化物的稳定依次 ）；电负性依次 ；第一电离能依次 趋势（反常：IIA>IIIA、VA > VIA族）。

同主族元素从上到下：原子半径依次 ；主要化合价 ，金属性依次 (最高价氧化物对应的水化物的碱性依次 )；非金属性依次 （最高价氧化物对应的水化物的酸性依次 ，气态氢化物的稳定依次 ）；电负性依次 ；第一电离能依次 。

3、判断微粒半径大小的规律

4

“一看”能层数：当能层数不同时，能层 ，半径 （一般）。

“二看”核电荷数：当核外电子排布（或核外电子总数）相同时，核电荷数 ，其半径 。

“三看”核外电子数：同种元素的不同微粒，核外电子总数越多，其微粒半径越 。

-1五、电离能（KJ·mol）、电负性：

1、电离能：

（1）定义：

原子失去

转化为气态基态正离子（即＋1价阳离子）所需要的（即吸收的）最低能量叫

（I1），通常叫电离能。

（2）常用符号I（或E）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

的难易程度——衡量金属性强弱。

（4）递变规律： A、同一周期：从左往右，第一电离能呈

的趋势。稀有气体的第一电离能最

，碱金属的第一电离能最

。 B、同一族：从上到下，第一电离能呈

趋势。C、同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1

的。（首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。）

（5）

金属元素原子的电离能与其化合价的关系：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价态。Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。

0061035（6）反常：反常的原因：多数与全空（p、d）、全满（p、d）和半满（p、d）构型是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

，该元素具有较

的第一电离能。特别提醒

在比较元素的第一电离能时，要注意第

族和第 族较同周期相邻元素的第一电离能都大。主族元素：从左到右：第一电离能依次明2显增大（但其中有些曲折）。例如：Be的价电子排布为2s，是 结构，比较稳定，而B的价电子21排布为2s2p，比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。同理，氮的第一电离能比氧的大，磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的第一电离能大。

（7）运用： a. 电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。电离能是原子核外电子分层排布的实验验证。b.用来比较元素的金属性的强弱。I1越小，金属性越

，表征原子失电子能力 . 2、电负性：（1）定义：原子在分子中

能力相对大小的量度。

（2）元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力

，反之就

。

（3）元素电负性的概念最先是由鲍林于1932年在研究化学键性质时提出来的。以氟分电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，然后根据化学键的键能推算其他元素的相对电负性的数值。

（4）变化规律： A：同周期元素从左到右，电负性逐渐增大。B：同周期元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。①金属元素越容易

电子，对键合电子的吸引能力越

，电负性越

，其金属性越

；非金属元素越容易

电子，对键合电子的吸引能力越

，电负性越

，其非金属性越

；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。②同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

（5）元素电负性的应用：A、元素的金属性和非金属性及其强弱的判断：①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”(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金属元素的电负性越小，金属元素越 ；非金属元素的电负性越大，非金属元素越 。③

同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。④

电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角。B、化学键的类型的判断：一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于 ，它们之间通常形成 ；如果两个成键元素原子间的电负性差小于 ，它们之间通常形成 。C、判断元素价态正负（电负性 的为负价， 的为正价）. 3、对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为斜对角线规则。 三对具有对角线规则的元素：

;

;

。具有相似性质因为

相近。

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