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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
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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(2)意义：可以衡量元素的原子 失去 一个电子的 难易 程度。第一电离能数值越 小 ，原子越 容易失去一个电子；第一电离能数值越 大 ，原子越 难 失去一个电子。
2、元素第一电离能变化规律
(1)每个周期的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 ，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈 增大 趋势。
(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐 减小 。
3、电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如Li：I1≪I2(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越 大 ，元素的非金属性越 强 ；I1越小，元素的金属性越 强 。
注意：电离能的影响因素及特例
(1)电离能数值的大小主要取决于原子的 核电荷数 、原子半径及原子的电子构型。
(2)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 ，如稀有气体的电离能在同周期元素中 最大 ，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第一电离能：ⅡA > ⅢA，ⅤA > ⅥA。
解题技巧：电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价，如K：I1≪I2＜I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。
(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越 大 ，元素的非金属性越 强 ；I1越 小 ，元素的金属性越 强 。
（三）电负性
1、有关概念与意义
(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成 化学键 的电子称为 键合电子 。
(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子 吸引力 的大小。电负性越 大 的原子，对键合电子的吸引力越 大 。
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。
2、递变规律
(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐 增大 ，元素的非金属性逐渐 增强 、金属性逐渐 减弱 。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐 减小 ，元素的金属性逐渐 增强 、非金属性逐渐 减弱 。
3、应用
(1)判断元素的金属性和非金属性强弱
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。
(2)判断元素的化合价
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 弱 ，元素的化合价为 正值 。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 强 ，元素的化合价为 负值 。
(3)判断化合物的类型
如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。
注意：电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
（四）元素周期律的综合应用
1、同周期、同主族元素性质的递变规律
2、电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
注意：第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。能层(n)
一
二
三
四
五
六
七
……
符号
K
L
M
N
O
P
Q
……
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
……
……
……
……
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
……
……
……
……
2
8
18
32
……
……
……
2n2
能级符号
ns
np
nd
nf
轨道数目
1
3
5
7
电子排布式
含义
用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的 电子数 ，这就是电子排布式
意义
能直观反映出核外的电子层、能级及各能级上的电子数
实例
K： 1s22s22p63s23p64s1
简化电子排布式
含义
为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加 方括号 表示
意义
避免书写电子排布式过于繁琐
实例
K： [Ar]4s1
轨道表示式
含义
每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个 电子
意义
能直观反映出电子的排布情况及电子的 自旋 状态
实例
Al：
未成对电子数及其占据的原子轨道
元素符号及价电子排布
1
4s
K：4s1,Cu： 3d104s1
3d
Sc：3d14s2
4p
Ga：4s24p1，Br： 4s24p5
2
3d
Ti：3d24s2，Ni： 3d84s2
4p
Ge：4s24p2，Se：4s24p4
3
3d
V：3d34s2，C： 3d74s2
4p
As：4s24p3
4
3d
Fe： 3d64s2
5
3d
Mn：3d54s2
6
3d和4s
Cr：3d54s1
周期
ns～np
电子数
元素数目
一
1s1～2
2
2
二
2s1～22p1～6
8
8
三
3s1～23p1～6
8
8
四
4s1～23d1～104p1～6
18
18
五
5s1～24d1～105p1～6
18
18
六
6s1～24f1～145d1～106p1～6
32
32
七
7s1～25f1～146d1～107p1～6
32
32
元素
Li
Na
Be
Mg
沸点/℃
1 341
881.4
2 467
1 100
性质
同一周期(从左到右)
同一主族(从上到下)
核外电子的排布
能层数
相同
增加
最外层电子数
1→2或8
相同
金属性
减弱
增强
非金属性
增强
减弱
单质的氧化性、还原性
氧化性
增强
减弱
还原性
减弱
增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
酸性
增强
减弱
碱性
减弱
增强
气态氢化物的稳定性
增强
减弱
第一电离能
增大 (但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA)
减小
电负性
变大
变小
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
2、元素第一电离能变化规律
(1)每个周期的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 ，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈 增大 趋势。
(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐 减小 。
3、电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如Li：I1≪I2
注意：电离能的影响因素及特例
(1)电离能数值的大小主要取决于原子的 核电荷数 、原子半径及原子的电子构型。
(2)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 ，如稀有气体的电离能在同周期元素中 最大 ，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第一电离能：ⅡA > ⅢA，ⅤA > ⅥA。
解题技巧：电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价，如K：I1≪I2＜I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。
(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越 大 ，元素的非金属性越 强 ；I1越 小 ，元素的金属性越 强 。
（三）电负性
1、有关概念与意义
(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成 化学键 的电子称为 键合电子 。
(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子 吸引力 的大小。电负性越 大 的原子，对键合电子的吸引力越 大 。
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。
2、递变规律
(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐 增大 ，元素的非金属性逐渐 增强 、金属性逐渐 减弱 。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐 减小 ，元素的金属性逐渐 增强 、非金属性逐渐 减弱 。
3、应用
(1)判断元素的金属性和非金属性强弱
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。
(2)判断元素的化合价
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 弱 ，元素的化合价为 正值 。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 强 ，元素的化合价为 负值 。
(3)判断化合物的类型
如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。
注意：电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
（四）元素周期律的综合应用
1、同周期、同主族元素性质的递变规律
2、电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
注意：第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。能层(n)
一
二
三
四
五
六
七
……
符号
K
L
M
N
O
P
Q
……
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
……
……
……
……
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
……
……
……
……
2
8
18
32
……
……
……
2n2
能级符号
ns
np
nd
nf
轨道数目
1
3
5
7
电子排布式
含义
用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的 电子数 ，这就是电子排布式
意义
能直观反映出核外的电子层、能级及各能级上的电子数
实例
K： 1s22s22p63s23p64s1
简化电子排布式
含义
为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加 方括号 表示
意义
避免书写电子排布式过于繁琐
实例
K： [Ar]4s1
轨道表示式
含义
每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个 电子
意义
能直观反映出电子的排布情况及电子的 自旋 状态
实例
Al：
未成对电子数及其占据的原子轨道
元素符号及价电子排布
1
4s
K：4s1,Cu： 3d104s1
3d
Sc：3d14s2
4p
Ga：4s24p1，Br： 4s24p5
2
3d
Ti：3d24s2，Ni： 3d84s2
4p
Ge：4s24p2，Se：4s24p4
3
3d
V：3d34s2，C： 3d74s2
4p
As：4s24p3
4
3d
Fe： 3d64s2
5
3d
Mn：3d54s2
6
3d和4s
Cr：3d54s1
周期
ns～np
电子数
元素数目
一
1s1～2
2
2
二
2s1～22p1～6
8
8
三
3s1～23p1～6
8
8
四
4s1～23d1～104p1～6
18
18
五
5s1～24d1～105p1～6
18
18
六
6s1～24f1～145d1～106p1～6
32
32
七
7s1～25f1～146d1～107p1～6
32
32
元素
Li
Na
Be
Mg
沸点/℃
1 341
881.4
2 467
1 100
性质
同一周期(从左到右)
同一主族(从上到下)
核外电子的排布
能层数
相同
增加
最外层电子数
1→2或8
相同
金属性
减弱
增强
非金属性
增强
减弱
单质的氧化性、还原性
氧化性
增强
减弱
还原性
减弱
增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
酸性
增强
减弱
碱性
减弱
增强
气态氢化物的稳定性
增强
减弱
第一电离能
增大 (但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA)
减小
电负性
变大
变小
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