归纳与整理教学设计

安徽省无为二中17～18学年度上学期期末复习

新课标高中化学选修3——第一章原子结构与性质（人教版）

知

识

结

构

知

识

要

点

一、原子结构

原子模型的发展：古希腊原子模型（世间万物最小的粒子）→

道尔顿原子模型（原子是化学元素的最小粒子）→

汤姆生原子模型（枣糕模型）→

卢瑟福原子模型（核式模型）→

玻尔原子模型（行星轨道式模型）→

量子力学模型（电子云模型）

1、能层与能级

⑴能层：根据多电子原子的核外电子的

能量

不同，可以将核外电子分成不同的能层(n)。各能层最多容纳的电子数为

2n2 。

⑵能级：在多电子原子中，同一能层的电子

能量

也可能不同，还可以把它们分成能级(l)。能级类型的种类数与

能层数

相对应；同一能层里，能级的能量按

s、p、d、f 的顺序升高。

各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：

能层(n) 符

号

能级(l) 最

多

电子数

一

K 1s 2 2 2s 2 8 二

L 2p 6 3s 2 三

M 3p 3d 6 18 10 4s 2 6 四

N 4p 4d 4f 10 14 32 5s 2 五

O …

…

六

P 七

Q ……

……

2n2

……

2、构造原理和能量最低原理

⑴构造原理：多电子原子的核外电子排布遵循构造原理，根据构造原理可以写出元素基态原子的电子排布式。

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安徽省无为二中17～18学年度上学期期末复习

图（1）

图（2）

①根据构造原理，基态原子

核外电子的排布

遵循图⑴箭头所示的顺序。

构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从图⑴可以看出，不同能层的能级有交错现象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等。

②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量

依次升高

；在同一能级组内，从左到右能量

依次升高

。基态原子核外电子的排布按

能量由低到高

的顺序依次排布。

③根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为

2n2

；最外层不超过

8 个电子；次外层不超过

18 个电子；倒数第三层不超过

32 个电子。

构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。

注意区别：原子和离子的——结构示意图，电子式，电子排布式、简化的电子排布式外围电子排布式，轨道表示式。(如同区别：化学式、化学方程式、离子化学方程式) ⑵能量最低原理：原子的核外电子排布遵循

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。即在基态原子里，电子优先排布在

能量最低

的能级里，然后排布在

能量逐渐升高

的能级里。

⑶泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳

2个

自旋方向

相反的电子。

⑷洪特规则：电子排布在

同一能级

的各个轨道（能量相等）时，优先占据不同的轨道，且

自旋方向

相同。电子排布在p、d、f等能级时，当其处于

全空

、半充满

或全充满

时（即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14），整个原子的能量最低，最稳定。

注意：能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。

⑶基态：最低能量状态。处于

最低能量状态

的原子称为

基态原子

。

⑷激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子

吸收能量

后，电子

跃迁

至

较高能级

时的状态。处于激发态的原子称为

激发态原子

。

⑸原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的

能量

（主要是

光能

），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。

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安徽省无为二中17～18学年度上学期期末复习

锂、氦、汞的发射光谱（线状光谱）

锂、氦、汞的吸收光谱

发射光谱是

暗色

背景的

明亮

谱线，吸收光谱则是

明亮

背景的

暗色

谱线，两者谱线一一对应。

3、电子云与原子轨道

⑴电子云：电子在核外空间作高速运动，没有确定的

轨道

。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的

概率

密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。

⑵原子轨道：不同能级上的电子出现

概率

约为90%的电子云空间

轮廓图

称为原子轨道。s电子的原子轨道呈

球形对称

，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈

纺锤形

，np能级各有

3个

原子轨道，相互

垂直

（用px、py、pz表示）；nd能级各有

5个

原子轨道；nf能级各有

7个

原子轨道。

二、元素周期表和元素周期律

1、元素周期表

⑴周期系：随着元素原子的核电荷数递增，每到出现

碱金属

，就开始建立一个新的电子层，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

，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。

⑵元素周期表

①周期：

电子层

相同，按照最高能级组

电子数

依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个

横行

为一个周期，共有

七个

周期。同周期元素从左到右(除稀有气体外)，元素的

金属

性逐渐减弱，

非金属

性逐渐增强。

②族：

价电子数

相同(外围电子排布相同)，按照

电子层数

依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个

列

为一个族(第Ⅷ族除外)。共有

十八

个列，

十六

个族。同主族周期元素从上到下，元素的

金属

性逐渐增强，

非金属

性逐渐减弱。

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安徽省无为二中17～18学年度上学期期末复习

元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外

电子层

数决定元素所在的周期，原子的

价电子

总数决定元素所在的族。

每个列的外围电子排布相同(个别元素除外)。按电子排布可把周期表里的元素划分成

5个

区，分别为__s区_、__p区__、_d区__、_f_区_和_ds区__，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。

2、元素周期律

元素的性质随着核电荷数递增发生

周期

性的递变，叫做元素周期律。元素周期律主要体现在核外

电子排布

、

原子半径

、

主要化合价

、

金属性

、

非金属性

、

第一电离能

、

电负性

等的

周期

性变化。

⑴原子半径:

原子半径的大小取决于两个因素：一是电子的能层数，另一个是

核电荷数

。同主族元素随着原子序数的增加，电子能层数逐渐增多，原子半径逐渐

增大

。同周期元素电子能层数相同，从左往右

核电荷数

逐渐增大，原子半径逐渐

减小

。

⑵电离能:

第一电离能I1；

气

态

电中

性

基

态原子失去1个电子，转化为

气

态

基

态

正

离子所需要的

能量

叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越

弱

。同一元素的第二电离能大于第

一

电离能。

同一原子中，同一能层的电子电离能相差较

小

，不同能层的电子电离能相差较

大

。

同周期元素，从左往右第一电离能

呈增大趋势

；同主族元素，从上到下第一电离能逐渐

减小

。

第

ⅡA 族、第

ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。

⑶电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子

吸引力

大小的物理量。以

氟

的电负性为4.0，

锂

的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。

通常以符号X表示，其值是相对值，无单位。

电负性可以用来度量

金属

性与

非金属

性的强弱。电负性越大，元素的

非金属性越强，

金属

性越弱；电负性越小，元素的

非金属

性越弱，

金属

性越强。

同周期元素，从左到右，元素的电负性逐渐变

大

；同主族元素，从上到下，元素的电负性逐渐变

小

。

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”的电负性则在

1.8 左右，它们既有金属性又有非金属性。

电负性相差很大的元素相互化合通常形成

离子

键

。电负性相差不大的两种非金属元素相互化合时，通常形成 极性 键，电负性相同的元素相互化合时，通常形成 非极性 键。电负性相差越大的元素形成共价键时，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。一般，ΔX＞1.7，形成

离子

键；ΔX＜1.7，形成

共价

键。

⑷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，被称为对角线原则。

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