归纳与整理优秀教学设计内容

第一讲

原子结构与性质

学习目标：

1、了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子排布。了解原子核外电子的运动状态。

2、了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。

3、了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。

4、了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。

知识梳理：

一、能层、能级与原子轨道

1．能层、能级、原子轨道和容纳电子数之间的关系

（1）能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，原子核外电子是分层排布的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。

（2）能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即：E(s)

（3）原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。

能层(n) 序数

1 2 符号

K L 能级

符号

1s 2s 2p 3s 3 M 3p 3d 4s 4 N 4p 4d 4f …

n

（1）轨道形状

①s电子的原子轨道呈球形。

②p电子的原子轨道呈纺锤形。

（2）能量高低

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最多容纳电子数

原子轨道数

1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 …

…

各能级

2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 …

…

…

2n2

32 18 各能层

2 8 …

…

…

…

2.原子轨道的形状和能量高低

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同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如npx、npy、npz轨道的能量相等。

3．原子核外电子的排布规律

（1）三个原理

①能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。

构造原理示意图，亦即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：

②泡利原理：在一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反。

如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。

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，而且自旋方向相同。

如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。29Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1(3d10为全充满稳定状态，4s1为半充满稳定状态)。

（2）基态原子核外电子排布的表示方法

表示方法

电子排布式

简化电子排布式

电子排布图

(轨道表示式) 价电子排布式

以硫原子为例

1s22s22p63s23p4

[Ne]3s23p4

3s23p4

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4.电子的跃迁与原子光谱

（1）基态原子：处于最低能量的原子叫基态原子；

（2）激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。

（3）电子的跃迁

①基态→激发态：当基态原子的电子吸收能量后，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：发态原子的电子从较高能级_跃迁到低能级时会释放出能量。

（4）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原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。

【典型例题1】若15P原子的电子排布式写成1s22s22p63s23pX23PY1，它违背了

（

）

A．能量守恒原理

B．洪特规则

C．能量最低原理

D．泡利不相容原理

【迁移训练1】下列表示氮原子结构的化学用语中，对核外电子运动状态描述正确且能据此确定电子的能级的是

（

）

A．

B．

C．1s22s22p3

D．

二、原子结构与元素性质

1．原子结构与周期表的关系

（1）原子结构与周期表的关系(完成下列表格) 每周期第一个元素

周期

能层数

原子序数

二

三

四

2 3 4 3 11 19 基态原子的简化电子排布式

[He]2s1

[Ne]3s1

[Ar]4s

1每周期最后一个元素

原子序数

10 18 36 基态原子的

电子排布式

1s22s22p6

1s22s22p63s23p6

1s22s22p63s23p63d104s24p6

1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6

1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s2五

5 37 [Kr]5s1

54 六

6 55 [Xe]6s

186 6p6

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①每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。氦原子核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。

②一个能级组最多容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。

（2）每族元素的电子排布特点

①主族

主族

排布特点

主族

排布特点

②0族：He：1s2；其他ns2np6。

③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1（3）元素周期表的分区

①根据核外电子排布

a．分区

～10ⅠA ns1

ⅡA ns2

ⅢA ns2np1

ⅣA ns2np2

ⅤA ns2np3

ⅥA ns2np4

ⅦA ns2np5

ns12。

～

b．各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

分区

元素分布

外围电子排布

元素性质特点

除氢外都是活泼金属元s区

ⅠA、ⅡA族

ns12

～素；通常是最外层电子参与反应

p区

ⅢA族～ⅦA族、0族

ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外) ⅠB族、ⅡB族

nsnp21～6

通常是最外层电子参与反应

ns1～2d区

ds区

(n－1)d1～9

d轨道可以不同程度地参与化学键的形成

金属元素

(n－1)d10ns12

～

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f区

镧系、锕系

(n－2)f0(n－1)d～14 镧系元素化学性质相20～2ns

近，锕系元素化学性质相近

②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。

注意：

“外围电子排布”即“价电子层”，对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。

2．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。

3．元素周期律

（1）原子半径

能层数：能层数越多，原子半径越大①影响因素

核电荷数：能层数相同核电荷数越大，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。

（2）电离能

①第一电离能：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，

符号：I1，单位：kJ·mol1。

－②规律

a．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，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。表明元素原子越来越难失去电子。

b．同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。表明元素原子越来越易失去电子。

c．同种原子：逐级电离能越来越大(即I1

d．元素第一电离能变化的反常情况：第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能分别比同周期

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相邻元素的第一电离能都高。

【特别提醒】（1）金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表来判断电离能的大小。

（2）第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)或全充满(p6、d10、f14)的状态时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。

（3）通常第ⅡA族元素的第一电离能大于第ⅢA族元素的，第ⅤA族元素的第一电离能大于第ⅥA族元素的，如I1(Mg)>I1(Al)、I1(P)>I1(S)。这是由于第ⅡA族、第ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，是较稳定的全充满、半充满状态，因而失去电子所需的能量较高。

（3）电负性

①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。

②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。

③变化规律

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”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。

同一周期，从左至右，电负性逐渐增大，同一主族，从上至下，电负性逐渐减小。

【典型例题2】如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是

（

）

A．y轴表示的可能是第一电离能

B．y轴表示的可能是电负性

C．y轴表示的可能是原子半径

D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数

【迁移训练2】以下有关结构与性质的说法不正确的是

（

）

A．下列基态原子中：①1s22s22p63s23p2；②1s22s22p3；③1s22s22p2，电负性最大的是②

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B．下列基态原子中：①[Ne]3s23p2；②[Ne]3s23p3；③[Ne]3s23p4，第一电离能最大的是③

C．某主族元素的逐级电离能分别为738、1451、7733、10540、13630、……，当它与氯气反应时生成的阳离子是X2

＋D．物质的熔点高低：金刚石>晶体硅>钠>干冰

考点突破

考点一：原子结构及其核外电子排布

1．基态原子核外电子排布的表示方法

表示方法

原子结构示意图

电子式

电子排布式

电子排布图

2．基态原子电子排布式的书写方法

（1）由原子序数书写核外电子排布式

①常根据构造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)、各能级最多容纳的电子数及能量最低原理，依次由低能级向高能级排列，如31号元素镓，首先排满1s2，依次2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10最后4p1

②我们也可以用31－18＝13，然后再填充13个电子，如[Ar]3d104s24p1。

（2）由在周期表中的位置书写核外电子排布式

常根据元素周期表进行书写。如第四周期中各元素基态原子的电子排布式有如下规律：

①位于s区的ⅠA、ⅡA分别为[Ar]4s1、[Ar]4s2；

②位于p区的主族元素[Ar]3d104s24p族序数－2举例

S

S：1s22s22p63s23p4或[ Ne]3s23p4

S：↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↑

(0族除外)；

③位于d区的副族元素[Ar]3dm4sn(m＋n＝族序数，Ⅷ除外)；

④位于ds区的副族元素[Ar]3d104sm(m＝族序数)。

（3）由元素名称书写核外电子排布式

①前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如S的最外层电子数为6，其排布式为[Ne]3s23p4；

②第四周期从K开始数，数到几，就可以写成“[Ar]＋几个电子”。如Fe，从钾开始数到铁为8，其排布式为[Ar]3d64s2；Se，从钾开始数到Se为16，其排布式为[Ar]3d104s24p4。

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【典型例题3】下列化学用语的表述错误的是

（

）

A．18O2离子的结构示意图：B．甲烷分子的比例模型：C．二氧化碳分子的电子式：

D．氮原子核外电子排布的轨道表示式：【迁移训练3】下列说法正确的是

（

）

A．原子核外电子排布式为1s2的原子与原子核外电子排布式为1s22s2的原子化学性质相似

B．Zn2+的最外层电子排布式为3s23p63d10

C．基态铜原子的外围电子排布图：D．基态碳原子的最外层电子排布图：

考点二：电离能、电负性的大小判断

1．依据元素周期律进行判断

第一电离能

电负性

同一周期(从左往右) 呈增大的趋势

逐渐增大

同一族(从上到下) 逐渐减小

逐渐减小

注意：同周期主族元素，第ⅡA族(ns2)全充满、ⅤA族(np3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA元素。

2．依据化合价及物质类别判断电负性大小

元素电负性越大，原子吸引电子的能力越强，此原子在反应中得电子成阴离子或电子对偏向它显负价，所以两种元素化合时显负价的元素电负性大。

如果一种元素与另外两种元素结合形成两种化合物，一种为离子化合物，一种为共价化合物，则可判断电负性大小，如：①由MCl是离子化合物、NCl是共价化合物，可知M的电负性小于N的电负性；②由Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl的电负性。

【典型例题4】现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：① 1s22s22p63s23p4；

②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；

④1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是（

）

A．第一电离能：④＞③＞②＞①

B．原子半径：④＞③＞②＞①

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C．电负性：④＞③＞②＞①

D．最高正化合价：④＞③=②＞①

【迁移训练4】下列说法中正确的是

A．第3周期所含元素中钠的第一电离能最小

B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大

C．在所有的元素中，F的第一电离能最大

D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大

（

）

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