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第六章

物质结构与元素周期律

专题24

原子结构和性质

一、原子结构

考纲解读：了解原子的构成及同位素的概念。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数、质量数以及它们之间的相互关系。了解多电子原子的核外电子排布规律，能用电子排布式表示1~36号元素的原子及简单离子的核外电子排布。

1、原子的构成

阳离子：质子数-所带电荷=核外电子数

阴离子：质子数+所带电荷=核外电子数

讨论1：已知某元素的阴离子Rn-的原子核里中子数为A-x +n，其中A为原子的质量数，则m g Rn-中电子数为（

）

（NA为阿佛加德罗常数）

m(Ax)NAAAxnC.NAAmA.m(An)NAAmxD.NAA

B.讨论2：（13·海南）重水(D2O)是重要的核工业原料，下列说法错误的是（

）

A．氘(D)原子核外有1个电子

B．1H与D互称同位素

C．H2O与D2O互称同素异形体

D．1H218O与D216O的相对分子质量相同

讨论3：

（13·上海）

230Th和232Th是钍的两种同位素，232Th可以转化成233U。下列有关Th的说法正确的是（

）

A．Th 元素的质量数是232

B．Th 元素的相对原子质量是231

C．232Th 转换成233U是化学变化

D．230Th和232Th的化学性质相同

1、相对原子质量和相对分子质量

（1）同位素相对原子质量=一个原子的质量

一个12C原子质子质1/12讨论1：a个某原子的质量为b g，则该种原子的相对原子质量为(

)

A.b/a

B.6.02×1023b/a

C. 6.02×1023b

D. 6.02×1023a/b （2）同位素近似相对原子质量——该原子质量数

质量数=质子数+中子数

（3）元素的相对原子质量

某元素的各种天然同位素相对原子质量与其丰度乘积的代数和。

丰度即自然界中同位素原子所占原子个数百分比。

例如，17Cl 的相对原子质量为34.969，自然丰度为75.77%，17Cl 的相对原子质量为36.966，3537

自然丰度为24.23%，氯元素的相对原子质量=34.969×75.77%+36.966×24.23%=35.453

（4）元素的近似相对原子质量

某元素的各种天然同位素质量数与其丰度乘积的代数和。

氯元素近似原子量=35×75.77%+37×24.23%=35.485 同位素原子量元素原子量

精确值

丰度近似值

近似值

同位素近似原子量元素近似原子量

近似值

（质量数）

使用范畴：原

子

使用范畴：元

素

2、原子核外电子排布

（1）能层、能级和原子轨道

能 层

能 级

最 多

电子数

…

……

…

……

K

L

M

N

O

P

Q

丰度

……

……

注意：

①同一能层的电子能量也可能不同，可分成能级(s、p、d、f…)：

②每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……

③任一能层，能级数=能层序数

④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍

（2）核外电子排布的原理

①能量最低原理

构造原理示意图：即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图

构造原理：

1s；2s 2p；3s

3p；4s 3d

4p；

5s

4d

5p; 6s 4f 5d 6p；7s 5f

6d ＊相同能层的不同能级的能量高低顺序

：

ns

1s<2s<3s<4s；2p<3p<4p; 3d<4d

②泡利原理：一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。

③洪特规则：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。

洪特规则特例：全空、半充满、全充满时相对稳定

讨论1：下列电子排布图所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是__________。

①不符合能量最低原理；

②不符合洪特规则；

④不符合能量最低原理

讨论2：下列两个微粒一定不属于同种元素原子的是（

）

A．3p能级有一个空轨道的基态原子和核外电子排布为1s22s22p63s23p2的原子

B．2p能级无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子和原子的最外层电子排布为2s22p5的原子

C．M层全充满而N层排布为4s2的原子和核外电子排布为1s22s22p63s23p64s2的原子

D．最外层电子数是核外电子总数的1/5的原子和最外层电子排布为4s24p5的原子

注意：

（1）核外电子的运动特征：运动速度快，运动空间小，形成电子云

（2）短周期元素粒子结构特点

思考：具有以下特殊原子结构的分别是哪些原子？

A.原子核中无中子的原子：1H B.最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar C.最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C 是次外层电子数3倍的元素：O 是次外层电子数4倍的元素：Ne D.最外层电子数是内层电子数一半的元素：Li、P E.电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al F.电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be G.次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si 讨论3：有三种短周期元素，最外层电子数之和为17，质子数之和为31。如果这三种元素中有一种是氩元素，则关于另外两种元素的说法不正确的是（

）。

A．如果一种元素是金属元素，则另一种元素一定是稀有元素

B．如果一种元素的单质通常情况下是气体，则另一种元素的单质通常情况下是固体

C．如果一种元素的气态氢化物是三角锥形分子，则另一种元素的氢化物一定是正四面体形分子

D．如果一种元素的最高正价是+3，则另一种元素的单质有两种常见的同素异形体

－―讨论4：用A+、B、C2、D、E、F、G和H分别表示含有18个电子的八种微粒（离子或分

子），请回答：

（1）A元素是

、B元素是

、C元素是

（用元素符号表示）

（2）D是由两种元素组成的双原子分子，其分子式是

。

（3）E是所有含18个电子的微粒中氧化能力最强的分子，其分子式是

。

（4）F是由两种元素组成的三原子分子，其分子式是

，电子式是

。

（5）G分子中含有4个原子，其分子式是

。

（6）H分子中含有8个原子，其分子式是

。

核外电子数相同的微粒

（1）

核外电子总数为10个电子的微粒

阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+

－

阴离子：N3、O2—、F—、OH—

分子：HF、H2O、NH3、CH4、Ne

（2）

核外电子总数为18个电子的微粒

阳离子：K+、Ca2+

阴离子：S2—、Cl—、HS—

分子：HCl、H2S、PH3、SiH4、Ar、F2、H2O2、N2H4、C2H6等

讨论5：甲、乙、丙、丁4种物质分别含2种或3种元素，它们的分子中各含18个电子。甲是气态氢化物，在水中分步电离出两种阴离子。下列推断合理的是（

）

A．某钠盐溶液含甲电离出的阴离子，则该溶液显碱性，只能

与酸反应

B．乙与氧气的摩尔质量相同，则乙一定含有极性键和非极性键

C．丙中含有第2周期ⅣA族的元素，则丙一定是甲烷的同系物

D．丁和甲中各元素质量比相同，则丁中一定含有-1价的元素

等电子原理

1、等电子体：原子总数相同、价电子总数相同的分子。

2、等电子体原理：原子总数、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质是相近的。

3、等电子体的运用

（1）预测分子空间的构型和性质（2）利用等电子体在性质上的相似制造新材料

讨论1：原子数相同，最外层电子总数相同的分子，互称为等电子体。等电子体的结构相似，物理性质相似。

（1）根据上述原理，仅由第二周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是：

和

。

（2）等电子原理又有发展，例如：由短周期元素组成的物质中，与NO2-互为等电子体的分子有

SO2

、

O3

。

－（3）已知CN与N2结构相似，推算HCN分子中σ键与π键数目之比为________。

（4）

CaC2中C22-与O22+互为等电子体，O22+的电子式可表示为____；1 mol O22+中含有的π键数目为________。

（1）同种类型的键，成键原子半径越小，键能越大，键越牢固。

（2）同样的成键原子之间形成的键越多，键能越大。

①

通常，键能越大，键长越短，共价键越稳定。

②

同种类型的键，成键原子半径越小，键长越短，键能越大，键越牢固。

③

相同的成键原子：单键键长

> 双键键长

>叁键键长

常见的等电子体

质量数（A）= 质子数（Z）×一个质子的相对质量的近似整数值

+ 中子数（N）×一个中子的相对质量的近似整数值

质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）

A ——代表质量数；Z ——代表核电荷数（质子数）

n ——代表离子所带电荷数；m ——代表化合价；x ——原子个数

3、核内中子数为N的R3+离子，其质量数为A，它的m g氧化物中所含电子的物质的量是（

）B A.(AN)m[2(AN3)24]m(AN12)mmolC.molD.(AN3)molB.mol2A48A24A24

（三）原子结构示意图、电子式、电子排布式、分子式、

结构式和结构简式

考纲解读：了解原子结构示意图、电子式、电子排布式、分子式、结构式和结构简式的表示方法。

1、原子结构示意图

会画以下元素的原子及其常见离子的结构示意图：各主族元素、零族元素、Fe 电子式

在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子，这种式子叫做电子式。

2、离子的电子式

（1）简单阳离子用离子符号表示。例：Na+ 、Al3+ （2）阴离子要用[ ]号把最外层电子及元素符号括起来，在括号的右上角标明离子的电荷数。

[练习]：

写出下列粒子的电子式：

硫原子

硫离子

溴离子

钾离子

3、离子化合物的电子式

各离子电子式都要单写，不可合并，离子的电子式尽可能对称排列

Cl×-[ 练习]:

CaO

K2O

MgF2 4、

用电子式表示离子化合物的形成过程

注意：①

原子A的电子式

+ 原子B的电子式

→ 化合物的电子式

②

标注电子转移方向：不能把“→”写成“=”③

左右相同的微粒均不合并

1、下列各式用电子式表示的化合物的形成过程，正确的是（

）B

D.

离子半径大小比较规律

1、同种元素：阳离子半径<原子半径<阴离子半径；

2、同一主族元素，从上到下，离子半径逐渐增大；

如：

Li+

F-

核电荷数越大，离子半径越小

如：O2-> F-> Na+> Mg2+ > Al3+ 讨论1：判断以下说法的正误。

A、离子化合物只含离子键。

B、含离子键的化合物一定为离子化合物。

C、共价化合物只含共价键。

D、

含共价键的化合物一定为共价化合物。

讨论2：下列微粒中各原子的最外层电子数均满足8电子的是（

）

A、CO2

B、

PCl5

C、BF3

D、SF6

3、电子排布式

1、原子核外电子排布的表示方法

（1）原子结构示意图

（2）电子式

（3）电子排布式

用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数。

简化电子排布：［稀有气体元素符号］+外围电子

如：Na：1s22s22p63s1该元素前一个周期的惰性气体电子排布结构,简化为[Ne]3s1 4、分子式:用元素符号表示分子组成的式子。

化学式：用元素符号表示物质组成和结构的式子。

最简式：表示化合物中元素原子个数最简整数比的式子。（离子晶体及某些原子晶体的组成也称为化学式）

讨论3：最简式为CH和CH2O的有机物。

5、结构式：用短线来表示一对共用电子的图式。Eg.H—Cl、O=C=O

结构简式：结构式的简写，简写后要保持物质的结构特点。

讨论3：A、B、C、D、E、F代表6种元素。请填空：

（1）A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为________。

（2）B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B－的元素符号为_____，C的元素符号为______ （3）D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为__________。

（4）E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为______________。

＋（5）F元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn2，则n＝________；原子中能量最高的是________电子，其原子轨道呈________形。

原子结构和元素周期表

元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复

（1）每一周期的第一种元素(除第一周期外)是碱金属，最后一种元素都是稀有气体。最外层电子排布从1个电子(ns1)到

8个电子(ns2np6) （除He外），呈周期性变化. （2）周期序数

== 能层数

（3）一个周期所包含的元素种类数

=一个周期（一组能级组）所能容纳的电子数之和

※周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这些电子称为价电子2、原子的电子排布与族的划分

（1）周期表中除零族元素中He(1s2)与其它稀有气体ns2np6不同外,

一般说来，其它每个族序数和价电子数是相等的。

（2）主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价电子数

副族元素：大多数族序数=(n-1)d+ns能级的电子数=价电子数

※原子结构与族的关系

①主族(ⅠA～ⅦA)和副族ⅠB、ⅡB：族序数＝原子最外层电子数(ns＋np和ns)。

②副族ⅢB～ⅦB：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。

④Ⅷ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。

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

——依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。

s区元素：最后1个电子填充在ns轨道上，价电子的构型是ns1或ns2

，位于周期表的左侧，包括ⅠA和ⅡA族，它们都是活泼金属，容易失去电子形成+1或+2价离子。

～p区元素:最后1个电子填充在ns2np16轨道上，价电子构型是np，位于周期表右侧，包ⅢA～ⅦA、零族元素。大部分为非金属元素。

～d区元素：它们的价层电子构型是(n－1)d18ns2，最后1个电子基本都是填充在(n－1)d 轨道上，位于长周期的中部。这些元素都是金属，常有可变化合价，为过渡元素。它包括ⅢB～Ⅷ族元素。

～102．．．1．．ds区元素：价层电子构型是．(n－1)dns．．．．．．．，即次外层d轨道是充满的，最外层轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，称为ds区，它包括ⅠB和ⅡB族，处于周期表d区和p区之间。它们都是金属，也属过渡元素。

f区元素：最后1个电子填充在f轨道上，它包括镧系和锕系元素（各有15种元素）。

s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在最外层，除零族外，最外层电子的总数等于该元素的族序数。除零族外，s区和p区的元素都是主族元素。

1、副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域。

2、元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定了非金属集中在右上角三角区。

3、处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性。

元素周期律

随着原子序数的递增：

（1）元素原子最外层电子排布呈现由1—8的周期性变化。

（2）元素原子半径呈现由大→小经过稀有气体后，又重复出现由大到小的周期性变化。

（3）元素的主要化合价呈现从+1→+7→0(O、F不显正价)；非金属元素负价数从-4→-1→0的周期性变化。

主族元素的最高正价=主族序数=最外层电子数; 主族元素的最低负价=最高正价-8（H为-1价）

（4）元素的性质呈现金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。

（5）电离能周期性变化

①同周期：

a. 随原子序数递增第一电离能逐渐增加；

b.ⅡA元素＞

ⅢA的元素；ⅤA元素＞

ⅥA元素

②同主族：随原子序数递增第一电离能逐渐减少。

（6）电负性周期性变化

①同周期：主族元素的电负性从左到右逐渐增大。

②同主族：元素的电负性从上到下呈现减小的趋势。

电负性最大的元素是位于右上方的F，电负性最小的元素是位于左下方的Fr 电负性强的元素：F、O、N 1.原子半径

（1）影响因素:原子半径大小取决于电子的能层数、核电荷数

（2）一般规律：

①电子能层数不同时，电子层数越多，原子半径越大；

②电子能层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小；

③电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。

2、电离能

①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能量叫做第一电离能。用符号Ｉ1表示，单位：kJ/mol。

从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2。

②第一电离能的意义：

衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。

(1)同周期：

a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素)；

b.ⅡA元素＞

ⅢA的元素；ⅤA元素＞

ⅥA元素

(2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。

影响电离能大小的因素

核电荷数——（同周期）电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失电子，电离能越大。

原子半径——（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。

电子层结构——稳定的8电子结构（同周期末层）电离能最大。

3、电负性

（1）基本概念

化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，叫做化学键。

键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。

电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。电负性越大，对键合电子的吸引力越大。

电负性是原子吸引键合电子的能力大小的一种度量

（2）电负性的变化规律

同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。

同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引

电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。

金

属：＜1.8

类金属：≈1.8

非金属：＞1.8

．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．（3）电负性的应用

a．判断元素的金属性和非金属性强弱

电负性最大的元素是位于右上方的F，

电负性最小的元素是位于左下方的Fr b ．利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负；

c ．估计化学键的类型

——根据电负性的差值大小

电负性差越大，离子性越强，一般说来：

电负性差大于1.7时，可以形成离子键，小于1.7时形成共价键。

d．对角线规则

某些主族元素与右下方主族元素电负性接近，性质相似。