化学必背知识手册分类第一章 原子结构与性质-【知识手册】（人教版选择性必修2）（教师版）20

这是一份化学必背知识手册分类第一章 原子结构与性质-【知识手册】（人教版选择性必修2）（教师版）20，共13页。学案主要包含了能层与能级，基态与激发态　原子光谱，构造原理与电子排布式，电子云与原子轨道，泡利原理等内容，欢迎下载使用。
一、能层与能级
1、能层
(1)含义：根据核外电子的 能量 不同，将核外电子分为不同的能层(电子层)。
(2)序号及符号：能层序号一、二、三、四、五、六、七……分别用K、L、M、N、O、P、Q……表示，其中每层所容纳的电子数最多为 2n2 个。
(3)能量关系：能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为 E(K) ＜E(L)＜ E(M) ＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q) 。
2、能级
(1)含义：根据多电子原子的同一能层的电子的 能量 也可能不同，将它们分为不同 能级 。
(2)表示方法：分别用相应能层的 序数 和字母s、p、d、f等表示，如n能层的能级按能量由 低 到高 的排列顺序为ns、np、nd、nf等。
3、能层、能级与最多容纳的电子数
由上表可知：
(1)能层序数 等于 该能层所包含的能级数，如第三能层有 3 个能级。
(2)s、p、d、f 各能级可容纳的最多电子数分别为 1 、 3 、 5 、 7 的2倍。
(3)原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数是 2n2 (n为能层的序数)。
二、基态与激发态 原子光谱
1、基态原子与激发态原子
(1)基态原子：处于 最低能量 状态的原子。
(2)激发态原子：基态原子 吸收 能量，它的电子会跃迁到 较高 能级，变成 激发 态原子。
2、光谱
(1)光谱的成因及分类
(2)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的 特征谱线 来鉴定元素，称为光谱分析。
三、构造原理与电子排布式
1、构造原理
(1)含义
以 光谱学 事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入 能级 的顺序称为构造原理。
(2)示意图
2、电子排布式
将 能级 上所容纳的电子数标在该能级符号 右上角 ，并按照能层从左到右的顺序排列的式子。
如氮原子的电子排布式为：
例：根据构造原理，写出下列基态原子的核外电子排布式
①2He： 1s2 ；
②8O： 1s22s22p4____；
③10Ne：__1s22s22p6___；
④14Si：__1s22s22p63s23p2__；
⑤18Ar：__1s22s22p63s23p6___；
⑥19K：__1s22s22p63s23p64s1__；
⑦21Sc：_1s22s22p63s23p63d14s2____；
⑧26Fe：__1s22s22p63s23p63d64s2___。
四、电子云与原子轨道
1、概率密度
1913年， 玻尔 提出氢原子模型，电子在 线性轨道 上绕核运行。量子力学指出，一定空间运动状态的电子在核外空间各处都可能出现，但出现的 概率 不同，可用概率密度(ρ)表示，即ρ＝eq \f(P,V)(P表示电子在某处出现的 概率 ；V表示该处的体积)。
2、电子云
(1)定义：处于一定空间 运动状态 的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。
(2)含义：用单位体积内小黑点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率大小，小黑点越 密 ，表示概率密度越 大 。
(3)形状
3、原子轨道
(1)概念：量子力学把电子在原子核外的一个 空间运动状态 称为一个原子轨道。
(2)形状
①s电子的原子轨道呈 球 形，能层序数越 大 ，原子轨道的半径越 大 。
②p电子的原子轨道呈 哑铃 形，能层序数越 大 ，原子轨道的半径越 大 。
(3)各能级所含有原子轨道数目
4、原子轨道与能层序数的关系
(1)不同能层的同种能级的原子轨道形状 相同 ，只是半径 不同 。能层序数n越 大 ，原子轨道的半径越 大 。如：
(2)s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量 相同 。
(3)原子轨道数与能层序数(n)的关系：原子轨道数目＝ n2 。
五、泡利原理、洪特规则、能量最低原理
（一）原子核外电子的排布规则
1、泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳 2 个电子，它们的自旋 相反 ，常用上下箭头(↑和↓)表示自旋相反的 电子 。
2、电子排布的轨道表示式(电子排布图)
8O的轨道表示式如下：
例：根据上面回答下列问题：
(1)简并轨道： 能量 相同的原子轨道。
(2)电子对：同一个原子轨道中，自旋方向 相反 的一对电子。
(3)单电子： 一个原子 轨道中若只有一个电子，则该电子称为单电子。
(4)自旋平行： 箭头同向 的单电子称为自旋平行。
(5)在氧原子中，有 3 对电子对，有 2 个单电子。
(6)在氧原子中，有 5 种空间运动状态，有 8 种运动状态不同的电子。
3、洪特规则
(1)内容：基态原子中，填入 简并轨道 的电子总是先单独分占，且自旋平行。
(2)特例：在简并轨道上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有 较低 的能量和 较大 的稳定性。
相对稳定的状态eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(全充满：p6、d10、f14,全空：p0、d0、f0,半充满：p3、d5、f7))
如：24Cr的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d54s1 ，为半充满状态，易错写为1s22s22p63s23p63d44s2。
4、能量最低原理
(1)内容：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据 能量最低 的原子轨道，使整个原子的能量最 低 。
(2)因素：整个原子的能量由 核电荷数 、 电子数 和 电子状态 三个因素共同决定。
注意：书写轨道表示式时，常出现的错误及正确书写
（二）核外电子的表示方法
电子排布式与轨道表示式的比较
熟记第四周期未成对电子数规律
第二节 原子结构与元素的性质
一、原子结构与元素周期表
（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表
1、元素周期律：元素的性质随元素原子的 核电荷数 递增发生 周期性 递变。
2、元素周期系：元素按其原子 核电荷数 递增排列的序列。
3、元素周期表： 呈现周期系 的表格，元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
4、三张有重要历史意义的周期表
(1)门捷列夫周期表：门捷列夫周期表又称 短式 周期表，重要特征是从第 四 周期开始每个周期截成两 截，第 1～7 族分 主副 族，第 八 族称为过渡元素。
(2)维尔纳周期表
维尔纳周期表是 特长式周期表 ，每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、镧系和锕系，各有各的位置，同族元素 上下对齐 ，它确定了前 五 个周期的元素种类。
(3)玻尔元素周期表
玻尔元素周期表特别重要之处是把21～28、39～46等元素用 方框 框起，这说明他已经认识到，这些框内元素的原子新增加的 电子 是填入 内层轨道 的，他已经用原子结构解释元素周期系了，玻尔元素周期表确定了第 六 周期为 32 种元素。
（二）构造原理与元素周期表
1、元素周期表的基本结构
(1)周期元素种数的确定
第一周期从 1s1 开始，以 1s2 结束，只有两种元素。其余各周期总是从 ns 能级开始，以 np 结束，从ns能级开始以np结束递增的 核电荷数 (或电子数)就等于每个周期里的元素数目。
(2)元素周期表的形成
若以一个方格代表一种元素，每个 周期 排一个横排，并按s、p、d、f分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表：
若将p段与p段对齐，d段与d段对齐、f段单独列出，将 2s2 与p段末端对齐，则得到书末的元素周期表：
2、元素周期表探究
(1)元素周期表的结构
元素周期表eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(周期：7个共7个横行\b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(短周期：3个第一、二、三周期,长周期：4个第四、五、六、七周期)),族：16个共18个纵列\b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(主族：7个ⅠA～ⅦA族,副族：7个ⅢB～ⅦB族，ⅠB～ⅡB族,Ⅷ族：1个第8、9、10纵列,0族：1个稀有气体元素))))
(2)元素周期表的分区
①根据核外电子的排布分区
按电子排布式中最后填入电子的 能级 符号可将元素周期表分为s、p、d、f 4个区，而ⅠB、ⅡB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了 (n－1)d 能级而后再填充ns能级而得名 ds 区。5个区的位置关系如下图所示。
②根据元素的金属性和非金属性分区
3、元素的对角线规则
(1)在元素周期表中，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(如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为“ 对角线规则 ”。
(2)处于“对角线”位置的元素，它们的 性质 具有相似性。
实例分析：
①锂和镁的相似性
A、锂与镁的沸点较为接近：
B、锂和镁在氧气中 燃烧 时只生成对应的氧化物，并且Li2O和MgO与水反应都十分缓慢。
4Li＋O2eq \(=====,\s\up7(点燃))2Li2O、2Mg＋O2eq \(=====,\s\up7(点燃))2MgO。
C、锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物 难 溶于水，附着于金属表面阻碍反应的进行。
D、锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物Li3N和Mg3N2。
E、锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。
F、在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是 难 溶于水的，相应的镁盐也 难 溶于水。
②铍和铝的相似性
A、铍与铝都可与酸、碱反应放出 氢气 ，并且铍在浓硝酸中也发生 钝 化。
B、二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：
Al(OH)3＋3HCl=== AlCl3＋3H2O ，Al(OH)3＋NaOH=== NaAlO2＋2H2O ；
Be(OH)2＋2HCl=== BeCl2＋2H2O ，Be(OH)2＋2NaOH=== Na2BeO2＋2H2O 。
C、二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。
D、BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易 升华 。
③硼和硅的相似性
A、自然界中B与Si均以化合物的形式存在。
B、B与Si的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应：
2B＋2KOH＋2H2O=== 2KBO2＋3H2↑ ，Si＋2KOH＋H2O=== K2SiO3＋2H2↑ 。
C、硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易 水解 。
D、硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低，易挥发，易水解。
解题技巧：根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置
电子排布式eq \(――→,\s\up7(确定))价电子排布式eq \(――→,\s\up7(确定))
二、元素周期律
（一）原子半径
1、影响原子半径大小的因素
(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的 排斥 作用使原子半径 增大 。
(2)核电荷数：核电荷数越 大 ，核对电子的吸引作用就越 大 ，使原子半径 减小 。
2、原子半径的递变规律
(1)同周期：从左至右，核电荷数越 大 ，半径越 小 。
(2)同主族：从上到下，核电荷数越 大 ，半径越 大 。
3、原子或离子半径的比较方法
(1)同种元素的离子半径：阴离子 大 于原子，原子 大 于阳离子，低价阳离子 大 于高价阳离子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。
(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大 ，半径越 小 。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。
(3)带相同电荷的离子：能层数越 多 ，半径越 大 。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋) ＜ r(Rb＋)＜r(Cs＋)，
r(O2－)＜r(S2－) ＜ (Se2－)＜r(Te2－)。
(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋) ＞ r(Na＋) ＞ r(Mg2＋)。
解题技巧：粒子半径比较的一般思路
(1)“一层”：先看能层数，能层数越 多 ，一般微粒半径越 大 。
(2)“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越 大 ，微粒半径越 小 。
(3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数 多 的半径 大 。
（二）元素的电离能
1、元素第一电离能的概念与意义
(1)概念
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 最低能量叫做第一电离能，符号： I1 。
②逐级电离能：气态基态 一 价正离子再 失去 一个电子成为气态基态 二 价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加 困难 ，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1