第1章 原子结构与元素性质——【期末复习】高二化学单元复习知识点梳理（鲁科版2019选择性必修2）

这是一份第1章 原子结构与元素性质——【期末复习】高二化学单元复习知识点梳理（鲁科版2019选择性必修2），共11页。试卷主要包含了原子结构模型的发展历程，光谱和氢原子光谱，元素的化合价及元素周期律的实质等内容，欢迎下载使用。

第一章 原子结构与元素性质知识清单
考点1 原子结构模型
一、原子结构模型的发展历程
1．不同时期的原子结构模型

2．玻尔原子结构模型
（1）基本内容
运动轨迹
原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动，并且不辐射能量
能量分布
在不同轨道上运动的电子具有不同的能量，而且能量是量子化的。轨道能量依n（量子数）值（1，2，3…）的增大而升高
电子跃迁
对氢原子而言，电子处于n=1的轨道时能量最低，称为基态，能量高于基态的状态称为激发态。电子在能量不同的轨道之间跃迁时，辐射或吸收的能量以光的形式表现出来并被记录下来，就形成了光谱
（2）贡献
①成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。
②阐明了原子光谱源自核外电子在能量不同的轨道之间的跃迁，而电子所处的轨道的能量是量子化的。
（3）局限性
①玻尔理论中只引入一个量子数n，只能解释氢原子光谱是线状光谱。
②无法解释多电子原子光谱的复杂现象及其在外磁场存在的谱线分裂现象，需要引入更多的量子数。
二、光谱和氢原子光谱
1．光谱
（1）光谱的含义：利用原子光谱仪将物质吸收的光或发射的光的波长和强度分布记录下来，得到光谱。
（2）形成原因：电子在不同轨道间跃迁时，会辐射或吸收能量。
（3）光谱的类型
①连续光谱：若光谱是由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而不能分辨，则这种光谱为连续光谱。例如，阳光形成的光谱即为连续光谱。
②线状光谱：若光谱是由具有特定波长、彼此分立的谱线组成，则所得光谱为线状光谱。
2．氢原子光谱特点：线状光谱。
三、量子力学对原子核外电子运动状态的描述
1．核外电子运动状态的描述
（1）电子层（n）
分层标准
电子离核远近
取值
1
2
3
4
5
6
7
符号
K
L
M
N
O
P
Q
能量
由低到高
离核
由近到远
（2）能级
①当n相同时，电子所具有的能量可能不同，即同一电子层可分成不同的能级。
②当n＝x时，有x个能级，分别用符号s、p、d、f等表示。
（3）原子轨道
①概念：原子中单个电子的空间运动状态。
②n值所对应的能级和原子轨道的情况
n（电子层）
能级种类
原子轨道
取值
符号
符号
符号
数目
1
K
s
1s
1
2
L
s
2s
1
p
2p
3
3
M
s
3s
1
p
3p
3
d
3d
5
4
N
s
4s
1
p
4p
3
d
4d
5
f
4f
7
（4）自旋状态
①自旋状态：处于同一原子轨道上的电子自旋状态只能有两种。
②表示符号：“↑”和“↓”
2．电子层数（n）、能级数、原子轨道数、最多容纳电子数的关系
n（电子层）
能级
原子轨道
最多容纳电子数
取值
符号
符号
符号
数目
合计

1
K
s
1s
1
1
2
2
L
s
2s
1
4
8
p
2px、2py、2pz
3
3
M
s
3s
1
9
18
p
3px、3py、3pz
3
d
3d
5
4
N
s
4s
1
16
32
p
4px、4py、4pz
3
d
4d
5
f
4f
7
n
……

n2
2n2
3．不同原子轨道能量大小的关系

【特别提醒】
（1）原子核外电子按能量不同分为不同的电子层，同一电子层又按能量不同分为不同的能级，每个能级（s能级除外）中又分为能量相同但空间分布不同的原子轨道，每个轨道中最多填充2个自旋状态不同的电子。由此可知，在任何一个原子中找不到两个完全相同的电子。
（2）任一电子层的能级总是从s能级开始，而且能级数＝电子层数。
（3）每个电子层（n）中，原子轨道总数为n2个，核外电子的运动状态共有2n2种。
（4）原子核外电子的能量取决于电子层和能级。
（5）一般离核越近的电子具有的能量越低。
三、原子轨道的图形描述和电子云
1．原子轨道的图形描述
（1）描述对象：原子中单个电子的空间运动状态。
（2）表示方法：将原子轨道的空间分布在直角坐标系中表示出来。
（3）图形形状：s轨道为球形，具有球对称性；p轨道为哑铃形，并分别相对于x、y、z轴对称，可表示为px、py、pz。
（4）意义：表示原子轨道的空间分布。
2．电子云

（1）电子云图：描述电子在核外空间某处单位体积内的概率分布的图形。
①表示：用单位体积内小点的疏密程度来表示电子在原子核外某处单位体积内出现概率的大小。
②概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称为“电子云”。
③电子云只是运用统计学的方法形象地描述核外电子运动的一种图形。并不能表示核外电子运动状态的真实图像。
④小点不仅不代表1个电子，也不代表电子在某一时刻在此一定出现过。
⑤原子轨道的形状和电子云的形状一致。
（2）s能级的原子轨道

①特征：s能级的原子轨道是球形的，电子序数越大，原子轨道的半径越大。
②原因：1s、2s、3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。因而2s电子云必然比1s电子云更稀疏。
（3）p能级的原子轨道

①特征：p能级的原子轨道是哑铃形的，每个p能级有3个轨道，分别相对于x、y、z轴呈轴对称，相互垂直，分别以px、py、pz为符号。
②原因：p能级的原子轨道的平均半径也随着电子层序数的增大而增大。
3．宏观物体与微观粒子的运动状态的区别
项目
宏观物体
微观粒子
质量
很大
很小
速度
较小
很大（接近光速）
位移
可测
位置、速度不可同时测定
能量
可测
轨迹
可描述（画图或函数描述）
不可确定
考点2 基态原子的核外电子排布
一、基态原子的核外电子排布规律
1．基态原子的核外电子排布原则

2．核外电子排布的表示方法
（1）电子排布式
①表示：在ns、np、nd等各能级符号的右上角用数字表示出该能级中电子的数目
②图示：

（2）简化电子排布式
①表示：把内层电子排布达到稀有气体结构的部分用相应稀有气体的元素符号外加“［］”表示
②图示：K：［Ar］4s1
（3）轨道表示式（电子排布图）
①表示：用方框（或小圆圈）表示一个原子轨道，用箭头“↑”或“↓”来区别自旋状态不同的电子
②图示：

3．构造原理
（1）原理：基态原子的“外层电子”在原子轨道上的排布顺序是1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s……。
（2）图示

二、基态原子的核外电子排布
1．基态原子电子排布式的书写方法
（1）书写步骤
①按照构造原理写出电子填入能级的顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→……
②根据各能级容纳的电子数填充电子。
③去掉空能级，并按照电子层顺序排列即可得到电子排布式。
（2）几种元素基态原子的电子排布式
原子
基态原子的电子排布式
简化的电子排布式
2He
1s2
1s2
7N
1s22s22p3
［He］2s22p3
16S
1s22s22p63s23p4
［Ne］3s23p4
19K
1s22s22p63s23p64s1
［Ar］4s1
21Sc
1s22s22p63s23p63d14s2
［Ar］3d14s2
23V
1s22s22p63s23p63d34s2
［Ar］3d34s2
25Mn
1s22s22p63s23p63d54s2
［Ar］3d54s2
27Co
1s22s22p63s23p63d74s2
［Ar］3d74s2
30Zn
1s22s22p63s23p63d104s2
［Ar］3d104s2
33As
1s22s22p63s23p63d104s24p3
［Ar］3d104s24p3
35Br
1s22s22p63s23p63d104s24p5
［Ar］3d104s24p5
2．洪特规则特例
（1）内容：能量相同的原子轨道在全充满（如p6、d10、f14）、半充满（如p3、d5、f7）和全空（如p0、d0、f0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定
（2）Cr、Cu基态原子的电子排布的特殊性

错误电子排布式
正确电子排布式
24Cr
1s22s22p63s23p63d44s2
1s22s22p63s23p63d54s1
29Cu
1s22s22p63s23p63d94s2
1s22s22p63s23p63d104s1
3．价电子
（1）定义：与元素的化学性质密切相关的外层轨道上的电子。
（2）规律
①主族元素价电子数等于主族序数。
②过渡元素价电子数等于3d和4s轨道上的电子数之和。
（3）价电子排布式
原子
8O
14Si
26Fe
29Cu
31Ga
34Se
价电子排布式
2s22p4
3s23p2
3d64s2
3d104s1
4s24p1
4s24p4
4．离子电子排布式的书写
（1）判断该原子变成离子时会得到或失去的电子数。
（2）原子失去电子时，总是先失去能级较高的轨道上的电子，即失去电子的顺序是由外向里。一般来说，主族元素只失去它们的最外层电子，而副族和Ⅷ族元素可能还会进一步失去内层电子。
（3）原子得到电子而形成阴离子，则得到的电子填充在最外一个电子层的某一个能级上。
（4）举例
离子
7N3－
22Ti4+
26Fe2+
34Se2－
电子排布式
1s22s22p6
1s22s22p63s23p6
1s22s22p63s23p63d6
1s22s22p63s23p64s24p6
5．轨道表示式的书写
（1）一个方框表示一个原子轨道，一个箭头表示一个电子。
（2）不同能级中的要相互分开，同一能级中的要相互连接。
（3）整个轨道表示式中各能级的排列顺序要与相应的电子排布式一致。
（4）当中有2个电子时，它们的自旋状态必须相反。
（5）基态原子的电子排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。
①违反泡利不相容原理：。
②违反洪特规则：或。
③违反能量最低原理：。
（6）举例
微粒
磷原子
Fe2+
铬原子
价电子轨
道表示式



6．各种特征的电子（以Mn为例，1s22s22p63s23p63d54s2）
（1）不同运动状态的电子数：25
（2）不同空间运动状态的电子数：15
（3）形状不同的电子云种类：3
（4）不同能级（能量）的电子种类：7
（5）最高能级的电子数：5
（6）最高能层的电子数：2
7．1~36号元素原子的空轨道数目
空轨道数
价电子构型
元素种类
1
ns2np2（3）
3
2
ns2np1（3）、3d34s2（1）
4
3
3d24s2（1）
2
4
3d14s2（1）
1
8．1~36号元素原子的未成对电子数（n）
（1）n＝1：ns1（4）、ns2np1（3）、ns2np5（3）、3d14s2（1）、3d104s1（1），共12种
（2）n＝2：ns2np2（3）、ns2np4（3）、3d24s2（1）、3d84s2（1），共8种
（3）n＝3：ns2np3（3）、3d34s2（1）、3d74s2（1），共5种
（4）n＝4：3d64s2（1），共1种
（5）n＝5：3d54s2（1），共1种
（6）n＝6：3d54s1（1），共1种
9．基态原子核外电子排布的表示方法（以铁原子为例）
（1）各类要求的电子排布式
①电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2
②简化电子排布式：［Ar］3d64s2
③价电子（外围电子、特征电子）排布式：3d64s2
④最外层电子排布式：4s2
⑤M层电子排布式：3s23p63d6
⑥最高能级电子排布式：3d6
（2）各类要求的电子排布图
①电子排布图：
②轨道表示式：
③价电子排布图：
④原子结构示意图：
三、原子结构推断常用的突破口
1．1~36号原子结构的特殊点
（1）未成对电子数最多的元素原子是：Cr（3d54s1，6个）
（2）未成对电子数最多的短周期元素的原子是：N、P（ns2np3，3个）
（3）空轨道数最多的原子是：Sc（3d14s2，4个）
2．1~36号原子结构推断题常见的突破口
（1）2p能级有一个未成对电子的基态原子是：B（2s22p1）或F（2s22p5）
（2）3p能级上有两个未成对电子的元素原子是：Si（3s23p2）或S（3s23p4）
（3）M层上有一个半充满的能级的主族元素原子是：Na（3s1）或P（3s23p3）
（4）M层上有一个半充满的能级的元素原子是：K（3d04s1）或Cr（3d54s1）或Cu（3d104s1）
（5）N层上有一个半充满的能级的元素原子是：Sc（3d14s2）或Mn（3d54s2）
（6）+1价阳离子中所有电子正好充满K、L、M三个电子层的离子：Cu+（1s22s22p63s23p63d10）
（7）基态原子中s电子数比p电子数多1的元素：N（1s22s22p3）
（8）原子的最外层中p亚层电子数等于前一电子层电子总数的主族元素的原子：O（1s22s22p4）
（9）基态原子电子占据三种能量不同的原子轨道且每种轨道中的电子总数相同的短周期元素：C（1s22s22p2）
（10）基态原子占据两种形状的原子轨道，且两种形状轨道中的电子总数均相同的短周期元素：O（1s22s22p4）
（11）基态原子核外成对电子数是成单电子数的3倍的短周期元素：O（1s22s22p4）
（12）元素原子核外电子仅有一种原子轨道的短周期元素：H（1s1）或He（1s2）
（13）元素的原子核外所有p轨道半满的短周期元素：N（1s22s22p3）
（14）原子的L电子层中，成对电子与未成对电子占据的轨道数相等，且无空轨道的短周期元素：O（1s22s22p4）
（15）正三价离子的3d亚层为半充满的元素：Fe（3d64s2）
（16）基态原子的4s能级中只有1个电子的元素：K（3d04s1）或Cr（3d54s1）或Cu（3d104s1）
（17）M层中只有两对成对电子的元素：S（3s23p4）
考点3 核外电子排布与元素周期表
一、核外电子排布与周期的划分
1．近似能级图与周期

2．每一周期元素原子的价电子排布和元素种类的关系
周期
价电子排布
对应
能级组
最多容纳
电子数
元素
种数
ⅠA族
0族
1
1s1
1s2
1s
2
2
2
2s1
2s22p6
2s、2p
8
8
3
3s1
3s23p6
3s、3p
8
8
4
4s1
4s24p6
4s、3d、4p
18
18
5
5s1
5s25p6
5s、4d、5p
18
18
6
6s1
6s26p6
6s、4f、5d、6p
32
32
7
7s1
7s27p6
7s、5f、6d、7p
32
32
（1）能级组中n的最大值等于周期数。
（2）能级组中最多容纳的电子数等于该周期所容纳的元素种数。
二、核外电子排布与族的划分
1．划分依据：族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。
2．特点：一般来说，同族元素原子的价电子数目相同。
3．一般规律
（1）主族元素

（2）过渡元素

（3）稀有气体→最外层电子排布：ns2np6（He除外）。
（4）主族元素与副族元素（以第四周期为例）价电子排布
主族元素
副族元素（第四周期）
族序数
价电子排布
价电子数
元素
族序数
价电子排布
价电子数
ⅠA
ns1
1
Sc
ⅢB
3d14s2
3
ⅡA
ns2
2
Ti
ⅣB
3d24s2
4
ⅢA
ns2np1
3
V
ⅤB
3d34s2
5
ⅣA
ns2np2
4
Cr
ⅥB
3d54s1
6
ⅤA
ns2np3
5
Mn
ⅦB
3d54s2
7
ⅥA
ns2np4
6
Cu
ⅠB
3d104s1
11
ⅦA
ns2np5
7
Zn
ⅡB
3d104s2
12
4．核外电子排布与元素周期表的分区

分区
元素位置
价电子排布式
元素种类及性质特点
s区
ⅠA族、ⅡA族
ns1～2
原子的核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金属（氢除外），为碱金属和碱土金属
p区
ⅢA～ⅦA族
及0族元素
ns2np1～6
（He除外）
原子的核外电子最后排布在np能级（He为1s能级）上，为非金属和少数金属
d区
ⅢB～ⅦB族
（镧系、锕系除外）
以及Ⅷ族
（n－1）d1～9ns1～2
（钯除外）
为过渡金属，原子的核外电子最后排布在（n－1）d能级上，d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
（n－1）d10ns1～2
为过渡金属，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成
f区
镧系和锕系元素
（n－2）f0～14（n－1）d0～2ns2
镧系元素化学性质相近；锕系元素化学性质相近
5．由基态原子的价电子排布式给元素定位
（1）主族元素
①元素的周期序数＝价电子的电子层序数
②元素的族序数＝价电子总数
（2）0族元素
①价电子排布式为ns2np6（He为1s2）
②0族元素的周期序数＝价电子的电子层序数
（3）副族元素
①副族元素的周期序数＝价电子排布中最高电子层序数（钯除外）
②副族元素族序数与价电子排布的对应关系
副族序数
价电子排布
说明
ⅠB族
（n－1）d10ns1

ⅡB族
（n－1）d10ns2

ⅢB～ⅦB族
（n－1）d1～5ns1～2
元素的族序数为价电子数之和（镧系、锕系除外）
Ⅷ族
（n－1）dxns0～2
价电子总数为8、9或10
考点4 元素性质及其变化规律
一、原子半径及其变化规律
1．原子半径的测定方法
（1）原子结构：原子不是一个具有明确“边界”的实体
（2）测定方法：假定原子是一个球体，并采用统计的方法来测定它的半径。
2．原子半径的影响因素

3．递变规律
（1）同主族
①规律：从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大
②实例：r（F）＜r（Cl）＜r（Br）
（2）同周期（除稀有气体）
①规律：从左到右，核电荷数越大，原子半径越小
②实例：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）
（3）同周期（过渡元素）：同一周期自左到右原子半径的变化幅度不大
（4）大多数原子
①规律：一般电子层数越多，半径越大
②实例：r（S）＞r（C）
4．离子半径的比较
（1）同主族
①规律：从上到下，电子层数逐渐增多，离子半径逐渐增大
②实例：r（Li+）＞r（Na+）＞r（K+），r（I－）＞r（Br－）＞r（Cl－）＞r（F－）
（2）同周期
①规律：从左到右，核电荷数越大，离子半径越小，阴离子半径比阳离子半径大
②实例：r（Cl－）＞r（S2－）＞r（P3－）＞r（Na+）＞r（Mg2+）＞r（Al3+）
（3）具有相同电子层结构
①规律：核电荷数越大，离子半径越小
②实例：r（O2－）＞r（F－）＞r（Na+）＞r（Mg2+）＞r（Al3+）
（4）电子数和核电荷数均不同
①规律：通过电子数或核电荷数相同的微粒作参照物
②实例：r（Al3+）＜r（O2－）＜r（S2－）
（5）同种元素的原子和离子
①规律：价态越高，半径越小
②实例：r（Fe）＞r（Fe2+）＞r（Fe3+），r（S）＜r（S2－）
二、元素的电离能及其变化规律
1．电离能
（1）电离能：气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。
（2）符号：I，单位：kJ·mol－1。
2．电离能的分类

3．电离能的意义
（1）电离能越小，该气态原子（或离子）越容易失去电子。
（2）电离能越大，该气态原子（或离子）越难失去电子。
（3）运用元素的电离能数据可以判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。
（4）一般情况下，I1越小，金属性越强，I1越大，非金属性越强。
4．递变规律
（1）同种元素的原子，各级电离能逐级增大。

（2）同周期和同主族的变化规律

（3）具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大。
（4）过渡元素的第一电离能的变化不太规则，对同一周期的元素而言，总体上随元素原子序数的增加第一电离能从左到右略有增加。
5．影响因素

6．各级电离能数据的应用
（1）判断元素价态：≫，最高正价为+n

（2）判断某一级电离能最大：第n级电离能最大，说明其最高正价为+（n－1）价
（3）判断电离能的突增点：形成相应电子层最稳定状态后再失去1个电子
元素
原子
突增点的电离能级数
第一次
第二次
第三次
P
I6
I14

Ca
I3
I11
I19
三、元素的电负性变化规律及其应用
1．电负性
（1）定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
（2）意义：衡量元素的原子在化合物中吸引电子能力
①元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；
②元素的电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。
（3）标准：以氟的电负性为4.0作为标准，得出各元素的电负性。
2．电负性周期性变化规律
（1）同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。
（2）同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小。
（3）电负性大的元素集中在周期表的右上角，电负性小的元素集中在周期表的左下角。
3．电负性的应用
（1）判断金属性和非金属性的强弱

（2）判断元素化合价的正负

（3）判断化学键的类型

【特别提醒】电负性应用的局限性
（1）电负性描述的是原子核对电子吸引能力的强弱；并不能把电负性的大小作为衡量金属和非金属的绝对标准。
（2）元素电负性的值是个相对的值，没有单位。
（3）并不是所有电负性差值大的元素间都形成离子键，电负性差值小的元素间都形成共价键，应注意一些特殊情况。
（4）电负性数值相同，元素的非金属性或金属性不一定相同。如N和Cl的电负性数值相同，但N的非金属性弱于Cl。
四、元素的化合价及元素周期律的实质
1．元素的化合价
（1）决定因素：元素的化合价与原子的核外电子排布特别是价电子排布有着密切关系。
（2）规律
①除Ⅷ族的某些元素和0族外，元素的最高正价数＝族序数（O、F除外）。
②非金属元素的最高化合价和它的负化合价的绝对值之和＝8（氢、氟、氧除外）。
③一般过渡元素具有多种价态。
2．元素周期律的实质
（1）元素性质的周期性变化取决于元素核外电子排布的周期性变化。
（2）同主族元素性质的相似性和递变性
①相似性取决于原子的价电子排布的相似性
②递变性取决于原子的核外电子层数的增加。
（3）主族元素是金属元素还是非金属元素取决于原子中的价层电子数。
3．元素周期律及其实质（同周期）

4．元素的对角线规则
（1）周期表某些主族元素与其右下方的主族元素（如图）的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。

（2）处于“对角线”位置的元素，它们的电负性接近或相等，说明它们在化合物中吸引电子的能力相当，因而表现出相似的性质。