归纳与整理教案3

第一章

原子结构与性质

第一节

原子结构

一、原子的诞生

大爆炸――→大量的氢

诞生

二、宇宙的组成与各元素的含量

2个小时后

少量的氦

极少量的锂的熔合反应――→其他元素

原子核

三、元素的分类

非金属元素：22种（包括稀有气体）

元素

金属元素：绝大多数

四、能级与能层

1．能级表示方法及各能级所能容纳的最多电子数

2．各能层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数

电原子轨道原子轨道可容纳电子层

类型

数目

子数

1 1s 1 2 2 2s,2p 4 8 3 3s,3p,3d 9 18 4 4s,4p,4d,4f 16 32 2n

n

2n2

－

五、核外电子进入轨道的顺序

按照构造原理，电子进入轨道的顺序为：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p……

因此，特别要注意的是，核外电子排布并非全是按照能层的顺序逐层排布的，排满K层后再排到L层，排满了L层再排到M层，但并非排满M层后再排到N层，根据构造原理中电子进入轨道的顺序，电子是排满4s后再进入3d。例如：21号元素钪核外的21个电子依次填充轨道的顺序为1s22s22p63s23p64s23d1，但钪元素原子的电子排布式应写作：1s22s22p63s23p63d14s2或Ar]3d14s2。

六、能量最低原理的简述

在多电子原子中，核外电子总是尽先占据能量最低的轨道，然后再依次进入能量较高的原子轨道，以使整个原子的能量最低，这就是能量最低原理

能量最低原理是自然界中一切物质共同遵守的普遍法则。

绝大多数元素原子的核外电子排布，都是按照构造原理中的能级顺序依次进入原子轨道，而使整个原子处于能量最低状态，称之为基态。

七、少数元素的基态原子的电子排布

它们对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。

八、原子最外层、次外层及倒数第三层最多容纳电子数的解释

1．依据

构造原理中的排布顺序，其实质是各能级的能量高低顺序，可由公式得出ns<(n－2)f<(n－1)d

2．解释

(1)最外层由ns、np组成，电子数不大于2＋6＝8。

(2)次外层由(n－1)s(n－1)p(n－1)d组成，所容纳的电子数不大于2＋6＋10＝18。

(3)倒数第三层由(n－2)s(n－2)p(n－2)d(n－2)f组成，电子数不大于2＋6＋10＋14＝32。

九、多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律：

1．相同能层上原子轨道能量的高低：

ns

2．形状相同的原子轨道能量的高低：

1s<2s<3s<4s……

3．能层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。

十、第二周期元素基态原子的电子排布

如下图所示(图中每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子)：

第二周期元素基态原子的电子排布图

由上图总结：

1．每个原子轨道里最多只能容纳2个电子。

2．当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。

第二节

原子结构与元素的性质

一、元素周期表的编排原则

1.将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。

2.把最外层电子数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。

二、周期表的结构

周期：具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排成一个横行。

主族：由短周期和长周期元素共同构成的族。

副族：仅由长周期元素构成的族。

三、各周期元素数目与相应能级组的原子轨道关系

相应能级组中原子轨周期

元素数目

电子最大容量

道

2 1s 2 一

8 2s

2p 8 二

8 3s

3p 8 三

18 4s

3d

4p 18 四

18 5s

4d

5p 18 五

32 6s

4f

5d

6p 32 六

七

26(未完) 7s

5f

6d(未完) 未满

四、原子结构与元素位置的关系

1.核外电子排布与族序数之间的关系

可以按照下列方法进行判断：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)进入(n－1)d ①(n－1)d1～5为ⅢB～ⅦB⇒族数＝(n－1)d＋ns]电子数

②(n－1)d6～8为Ⅷ

③(n－1)d10为ⅠB、ⅡB⇒族数＝ns的电子数

4f——La系元素ⅢB ④进入(n－2)f5f——Ac系元素2.纵列与族的关系

2 3 4 5 6 7 纵列序数

1 8～10 族

ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ族

12 13 14 15 16 17 18 纵列序数

11 族

ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0族

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。

五、各区元素特点

s区

p区

包括的元素

ⅠA、ⅡA ⅢA～ⅦA、零族

价电子排布

ns1～2

ns2np1～6

d区

ⅢB～ⅦB、Ⅷ族

(n－1)d1～9ns1～2

ds区

ⅠB、ⅡB (n－1)d10ns1～2

(n－2)f022ns

～14f区

镧系、锕系

(n－1)d0～化学性质

除氢、氦外，都是活泼金属元素

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轨道一般不再参与化学键的形成

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

六、判断微粒半径大小的规律

1.同周期，从左到右，原子半径依次减小。

2.同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。

3.阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)

4.电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。

5.不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。

特别提醒

在中学要求的范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小

“一看”能层数：当能层数不同时，能层越多，半径越大。

“二看”核电荷数：当能层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

“三看”核外电子数：当能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

七、电离能

1.第一电离能

(1)每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势。

(2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。

2.逐级电离能

(1)原子的逐级电离能越来越大

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，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。

(2)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。如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为＋1，而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为＋2、＋3。

八、元素电负性的应用

1.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，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

(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。

2.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1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差小于1.7，它们之间通常形成共价键。