第一章原子結構與性質

第一節原子結構

一、能層與能級

1、能層

(1)含義：根據核外電子的能量不同，將核外電子分為不同的能層(電子層)。

(2)序號及符號：能層序號一、二、三、四、五、六、七……分別用K、L、M、N、O、P、Q……表示，其

中每層所容納的電子數最多為2n2個。

(3)能量關系：能層越高，電子的能量越高，能量的高低順序為E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)

＜E(Q)。

2、能級

(1)含義：根據多電子原子的同一能層的電子的能量也可能不同，將它們分為不同能級。

(2)表示方法：分別用相應能層的序數和字母s、p、d、f等表示，如n能層的能級按能量由低到高的

排列順序為ns、np、nd、nf等。

3、能層、能級與最多容納的電子數

能層(n)一二三四五六七……

符號KLMNOPQ……

能級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s……

最多電22626102610142……

子數281832………………2n2

由上表可知：

(1)能層序數等于該能層所包含的能級數，如第三能層有3個能級。

(2)s、p、d、f各能級可容納的最多電子數分別為1、3、5、7的2倍。

(3)原子核外電子的每一能層最多可容納的電子數是2n2(n為能層的序數)。

二、基態與激發態原子光譜

1、基態原子與激發態原子

(1)基態原子：處于最低能量狀態的原子。

(2)激發態原子：基態原子吸收能量，它的電子會躍遷到較高能級，變成激發態原子。

2、光譜

(1)光譜的成因及分類

1

(2)光譜分析：在現代化學中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。

三、構造原理與電子排布式

1、構造原理

(1)含義

以光譜學事實為基礎，從氫開始，隨核電荷數遞增，新增電子填入能級的順序稱為構造原理。

(2)示意圖

2、電子排布式

將能級上所容納的電子數標在該能級符號右上角，并按照能層從左到右的順序排列的式子。

如氮原子的電子排布式為：

例：根據構造原理，寫出下列基態原子的核外電子排布式

2

①2He：1s；

224

②8O：1s2s2p____；

226

③10Ne：__1s2s2p___；

22622

④14Si：__1s2s2p3s3p__；

22626

⑤18Ar：__1s2s2p3s3p___；

226261

⑥19K：__1s2s2p3s3p4s__；

2262612

⑦21Sc：_1s2s2p3s3p3d4s____；

2262662

⑧26Fe：__1s2s2p3s3p3d4s___。

四、電子云與原子軌道

1、概率密度

1913年，玻爾提出氫原子模型，電子在線性軌道上繞核運行。量子力學指出，一定空間運動狀態

P

的電子在核外空間各處都可能出現，但出現的概率不同，可用概率密度(ρ)表示，即ρ＝(P表示電子在

V

2

某處出現的概率；V表示該處的體積)。

2、電子云

(1)定義：處于一定空間運動狀態的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述。

(2)含義：用單位體積內小黑點的疏密程度表示電子在原子核外出現概率大小，小黑點越密，表示概率

密度越大。

(3)形狀

3、原子軌道

(1)概念：量子力學把電子在原子核外的一個空間運動狀態稱為一個原子軌道。

(2)形狀

①s電子的原子軌道呈球形，能層序數越大，原子軌道的半徑越大。

②p電子的原子軌道呈啞鈴形，能層序數越大，原子軌道的半徑越大。

(3)各能級所含有原子軌道數目

能級符號nsnpndnf

軌道數目1357

4、原子軌道與能層序數的關系

(1)不同能層的同種能級的原子軌道形狀相同，只是半徑不同。能層序數n越大，原子軌道的

半徑越大。如：

(2)s能級只有1個原子軌道。p能級有3個原子軌道，它們互相垂直，分別以px、py、pz表示。在同一能層

中px、py、pz的能量相同。

(3)原子軌道數與能層序數(n)的關系：原子軌道數目＝n2。

3

五、泡利原理、洪特規則、能量最低原理

（一）原子核外電子的排布規則

1、泡利原理：在一個原子軌道里，最多只能容納2個電子，它們的自旋相反，常用上下箭頭(↑和↓)

表示自旋相反的電子。

2、電子排布的軌道表示式(電子排布圖)

8O的軌道表示式如下：

例：根據上面回答下列問題：

(1)簡并軌道：能量相同的原子軌道。

(2)電子對：同一個原子軌道中，自旋方向相反的一對電子。

(3)單電子：一個原子軌道中若只有一個電子，則該電子稱為單電子。

(4)自旋平行：箭頭同向的單電子稱為自旋平行。

(5)在氧原子中，有3對電子對，有2個單電子。

(6)在氧原子中，有5種空間運動狀態，有8種運動狀態不同的電子。

3、洪特規則

(1)內容：基態原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且自旋平行。

(2)特例：在簡并軌道上的電子排布處于全充滿、半充滿和全空狀態時，具有較低的能量和較大的穩

定性。

全充滿：p6、d10、f14

相對穩定的狀態全空：p0、d0、f0

半充滿：p3、d5、f7

22626512262642

如：24Cr的電子排布式為1s2s2p3s3p3d4s，為半充滿狀態，易錯寫為1s2s2p3s3p3d4s。

4、能量最低原理

(1)內容：在構建基態原子時，電子將盡可能地占據能量最低的原子軌道，使整個原子的能量最低。

(2)因素：整個原子的能量由核電荷數、電子數和電子狀態三個因素共同決定。

注意：書寫軌道表示式時，常出現的錯誤及正確書寫

（二）核外電子的表示方法

電子排布式與軌道表示式的比較

4

含義用數字在能級符號右上角標明該能級上排布的電子數，這就是電子排布式

電子排布式意義能直觀反映出核外的電子層、能級及各能級上的電子數

實例K：1s22s22p63s23p64s1

為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內層電子達到稀有氣體原子結構的部分

含義

簡化電子排以相應稀有氣體元素符號外加方括號表示

布式意義避免書寫電子排布式過于繁瑣

實例K：[Ar]4s1

含義每個方框代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子

意義能直觀反映出電子的排布情況及電子的自旋狀態

軌道表示式

實例

Al：

熟記第四周期未成對電子數規律

未成對電子數及其占據的原子軌道元素符號及價電子排布

4sK：4s1,Cu：3d104s1

13dSc：3d14s2

4pGa：4s24p1，Br：4s24p5

3dTi：3d24s2，Ni：3d84s2

2

4pGe：4s24p2，Se：4s24p4

3dV：3d34s2，Co：3d74s2

3

4pAs：4s24p3

43dFe：3d64s2

53dMn：3d54s2

63d和4sCr：3d54s1

5

第二節原子結構與元素的性質

一、原子結構與元素周期表

（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表

1、元素周期律：元素的性質隨元素原子的核電荷數遞增發生周期性遞變。

2、元素周期系：元素按其原子核電荷數遞增排列的序列。

3、元素周期表：呈現周期系的表格，元素周期系只有一個，元素周期表多種多樣。

4、三張有重要歷史意義的周期表

(1)門捷列夫周期表：門捷列夫周期表又稱短式周期表，重要特征是從第四周期開始每個周期截成兩

截，第1～7族分主副族，第八族稱為過渡元素。

(2)維爾納周期表

維爾納周期表是特長式周期表，每個周期一行，各族元素、過渡金屬、稀有氣體、鑭系和錒系，各有

各的位置，同族元素上下對齊，它確定了前五個周期的元素種類。

(3)玻爾元素周期表

玻爾元素周期表特別重要之處是把21～28、39～46等元素用方框框起，這說明他已經認識到，這些框

內元素的原子新增加的電子是填入內層軌道的，他已經用原子結構解釋元素周期系了，玻爾元素周

期表確定了第六周期為32種元素。

（二）構造原理與元素周期表

1、元素周期表的基本結構

(1)周期元素種數的確定

第一周期從1s1開始，以1s2結束，只有兩種元素。其余各周期總是從ns能級開始，以np結束，

從ns能級開始以np結束遞增的核電荷數(或電子數)就等于每個周期里的元素數目。

周期ns～np電子數元素數目

～

一1s1222

～～

二2s122p1688

～～

三3s123p1688

～～～

四4s123d1104p161818

～～～

五5s124d1105p161818

～～～～

六6s124f1145d1106p163232

～～～～

七7s125f1146d1107p163232

(2)元素周期表的形成

若以一個方格代表一種元素，每個周期排一個橫排，并按s、p、d、f分段，左側對齊，可得到如下元

素周期表：

6

若將p段與p段對齊，d段與d段對齊、f段單獨列出，將2s2與p段末端對齊，則得到書末的元素周期

表：

2、元素周期表探究

(1)元素周期表的結構

短周期：3個第一、二、三周期

周期：7個共7個橫行

長周期：4個第四、五、六、七周期

主族：7個ⅠA～ⅦA族

副族：個Ⅲ～Ⅶ族，Ⅰ～Ⅱ族

元素周期表族：16個共18個縱列7BBBB

Ⅷ族：1個第8、9、10縱列

0族：1個稀有氣體元素

(2)元素周期表的分區

①根據核外電子的排布分區

按電子排布式中最后填入電子的能級符號可將元素周期表分為s、p、d、f4個區，而ⅠB、ⅡB族這2

個縱行的元素的核外電子因先填滿了(n－1)d能級而后再填充ns能級而得名ds區。5個區的位置關系如

下圖所示。

②根據元素的金屬性和非金屬性分區

7

3、元素的對角線規則

(1)在元素周期表中，某些主族元素與其右下方的主族元素(如圖)的有些性質是相似的(如鋰和鎂在過

量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過氧化物)，這種相似性被稱為“對角線規則”。

(2)處于“對角線”位置的元素，它們的性質具有相似性。

實例分析：

①鋰和鎂的相似性

A、鋰與鎂的沸點較為接近：

元素LiNaBeMg

沸點/℃1341881.424671100

B、鋰和鎂在氧氣中燃燒時只生成對應的氧化物，并且Li2O和MgO與水反應都十分緩慢。

點燃點燃

4Li＋O2=====2Li2O、2Mg＋O2=====2MgO。

C、鋰和鎂與水的反應都十分緩慢，并且生成的氫氧化物難溶于水，附著于金屬表面阻礙反應的進行。

D、鋰和鎂都能直接與氮氣反應生成相應的氮化物Li3N和Mg3N2。

E、鋰和鎂的氫氧化物在加熱時，可分解為Li2O、H2O和MgO、H2O。

F、在堿金屬的氟化物、碳酸鹽和磷酸鹽中，只有鋰鹽是難溶于水的，相應的鎂鹽也難溶于水。

②鈹和鋁的相似性

A、鈹與鋁都可與酸、堿反應放出氫氣，并且鈹在濃硝酸中也發生鈍化。

B、二者的氧化物和氫氧化物都既能溶于強酸又能溶于強堿溶液：

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的熔點和硬度都很高。

D、BeCl2和AlCl3都是共價化合物，易升華。

③硼和硅的相似性

A、自然界中B與Si均以化合物的形式存在。

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B、B與Si的單質都易與強堿反應，且不與稀酸反應：

2B＋2KOH＋2H2O===2KBO2＋3H2↑，Si＋2KOH＋H2O===K2SiO3＋2H2↑。

C、硼烷和硅烷的穩定性都比較差，且都易水解。

D、硼和硅的鹵化物的熔、沸點比較低，易揮發，易水解。

解題技巧：根據原子結構特征判斷元素在元素周期表中的位置

確定確定

電子排布式――→價電子排布式――→

二、元素周期律

（一）原子半徑

1、影響原子半徑大小的因素

(1)電子的能層數：電子的能層越多，電子之間的排斥作用使原子半徑增大。

(2)核電荷數：核電荷數越大，核對電子的吸引作用就越大，使原子半徑減小。

2、原子半徑的遞變規律

(1)同周期：從左至右，核電荷數越大，半徑越小。

(2)同主族：從上到下，核電荷數越大，半徑越大。

3、原子或離子半徑的比較方法

(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子。例

如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。

(2)能層結構相同的離子：核電荷數越大，半徑越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。

(3)帶相同電荷的離子：能層數越多，半徑越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，

r(O2－)＜r(S2－)＜(Se2－)＜r(Te2－)。

(4)核電荷數、能層數均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K＋)與r(Mg2＋)，可選r(Na＋)為

參照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。

解題技巧：粒子半徑比較的一般思路

(1)“一層”：先看能層數，能層數越多，一般微粒半徑越大。

9

(2)“二核”：若能層數相同，則看核電荷數，核電荷數越大，微粒半徑越小。

(3)“三電子”：若能層數、核電荷數均相同，則看核外電子數，電子數多的半徑大。

（二）元素的電離能

1、元素第一電離能的概念與意義

(1)概念

①第一電離能：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量

叫做第一電離能，符號：I1。

②逐級電離能：氣態基態一價正離子再失去一個電子成為氣態基態二價正離子所需的最低能量

叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電

子會更加困難，因此同一原子的各級電離能之間存在如下關系：I1<I2<I3……

(2)意義：可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。第一電離能數值越小，原子越容易失

去一個電子；第一電離能數值越大，原子越難失去一個電子。

2、元素第一電離能變化規律

(1)每個周期的第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，即一般來說，隨著

核電荷數的遞增，元素的第一電離能呈增大趨勢。

(2)同一族，從上到下第一電離能逐漸減小。

3、電離能的應用

(1)根據電離能數據，確定元素原子核外電子的排布及元素的化合價。如Li：I1I2<I3，表明Li原子核外的三

個電子排布在兩個能層上(K、L能層)，且最外層上只有一個電子，易失去?一個電子形成＋1價陽

離子。

(2)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱：I1越大，元素的非金屬性越強；I1越小，元素的金屬性越強。

注意：電離能的影響因素及特例

(1)電離能數值的大小主要取決于原子的核電荷數、原子半徑及原子的電子構型。

(2)具有全充滿、半充滿及全空的電子構型的元素穩定性較高，其電離能數值較大，如稀有氣體的電離能

在同周期元素中最大，N為半充滿、Mg為全充滿狀態，其電離能均比同周期相鄰元素大。一般情況，

10

第一電離能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。

解題技巧：電離能的應用

(1)根據電離能數據，確定元素在化合物中的化合價，如K：I1I2＜I3，表明K原子易失去一個電子形成＋1

價陽離子。?

(2)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱：I1越大，元素的非金屬性越強；I1越小，元素的金屬性

越強。

（三）電負性

1、有關概念與意義

(1)鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。

(2)電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子

的吸引力越大。

(3)電負性大小的標準：以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準。

2、遞變規律

(1)同周期，自左到右，元素的電負性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱。

(2)同主族，自上到下，元素的電負性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。

3、應用

(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強弱

①金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如

鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。

②金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。

(2)判斷元素的化合價

①電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值。

②電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元