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___________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___________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(L)＜___________＜E(N)＜

E(O)＜E(P)___________。

2、能級

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

(2)表示方法：分別用相應能層的___________和字母s、p、d、f等表示，如n能層的能級按能量由___________

到___________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___________該能層所包含的能級數，如第三能層有___________個能級。

(2)s、p、d、f各能級可容納的最多電子數分別為________、_________、________、________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___________(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___________狀態的原子。

(2)激發態原子：基態原子___________能量，它的電子會躍遷到___________能級，變成___________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___________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___________事實為基礎，從氫開始，隨核電荷數遞增，新增電子填入___________的順序稱為構造原理。

(2)示意圖

2、電子排布式

將___________上所容納的電子數標在該能級符號___________，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

①2He：___________；

②8O：___________；

③10Ne：___________；

④14Si：___________；

⑤18Ar：___________；

⑥19K：___________；

⑦21Sc：___________；

⑧26Fe：___________。

四、電子云與原子軌道

1、概率密度

1913年，___________提出氫原子模型，電子在___________上繞核運行。量子力學指出，一定空間運動狀

P

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

V

2

電子在某處出現的___________；V表示該處的體積)。

2、電子云

(1)定義：處于一定空間___________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___________，表示

概率密度越___________。

(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___________稱為一個原子軌道。

(2)形狀

①s電子的原子軌道呈___________形，能層序數越___________，原子軌道的半徑越___________。

②p電子的原子軌道呈___________形，能層序數越___________，原子軌道的半徑越___________。

(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___________，只是半徑___________。能層序數n越___________，

原子軌道的半徑越___________。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___________。

(3)原子軌道數與能層序數(n)的關系：原子軌道數目＝___________。

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___________個電子，它們的自旋___________，常用上下

箭頭(↑和↓)表示自旋相反的___________。

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：___________相同的原子軌道。

(2)電子對：同一個原子軌道中，自旋方向___________的一對電子。

(3)單電子：___________軌道中若只有一個電子，則該電子稱為單電子。

(4)自旋平行：___________的單電子稱為自旋平行。

(5)在氧原子中，有___________對電子對，有___________個單電子。

(6)在氧原子中，有___________種空間運動狀態，有___________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___________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___________的能量和

___________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

2262642

如：24Cr的電子排布式為___________，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___________的原子軌道，使整個原子的能量最

___________。

(2)因素：整個原子的能量由___________、___________和___________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___________，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：____________________

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___________表示

布式意義避免書寫電子排布式過于繁瑣

實例K：___________

含義每個方框代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個___________

意義能直觀反映出電子的排布情況及電子的___________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：___________

13dSc：3d14s2

4pGa：4s24p1，Br：___________

3dTi：3d24s2，Ni：___________

2

4pGe：4s24p2，Se：4s24p4

3dV：3d34s2，Co：___________

3

4pAs：4s24p3

43dFe：___________

53dMn：3d54s2

63d和4sCr：3d54s1

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___________遞增發生___________遞變。

2、元素周期系：元素按其原子___________遞增排列的序列。

3、元素周期表：___________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

5

(1)門捷列夫周期表：門捷列夫周期表又稱___________周期表，重要特征是從第___________周期開始每個

周期截成___________截，第___________族分___________族，第___________族稱為過渡元素。

(2)維爾納周期表

維爾納周期表是___________，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___________，它確定了前___________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___________框起，這說明他已經認識到，這

些框內元素的原子新增加的___________是填入___________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___________周期為___________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___________開始，以___________結束，只有兩種元素。其余各周期總是從___________能級開

始，以___________結束，從ns能級開始以np結束遞增的___________(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

～

一1s12______________

～～

二2s122p16______________

～～

三3s123p16______________

～～～

四4s123d1104p16______________

～～～

五5s124d1105p16______________

～～～～

六6s124f1145d1106p16______________

～～～～

七7s125f1146d1107p16______________

(2)元素周期表的形成

若以一個方格代表一種元素，每個_______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：

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

表：

6

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_______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_______能級而后再填充ns能級而得名_______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

3、元素的對角線規則

7

(1)在元素周期表中，某些_______族元素與其右下方的_______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“_______”。

(2)處于“對角線”位置的元素，它們的_______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_______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_______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_______溶于水的，相應的鎂鹽也_______溶于水。

②鈹和鋁的相似性

A、鈹與鋁都可與酸、堿反應放出_______，并且鈹在濃硝酸中也發生_______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===______________，Al(OH)3＋NaOH===______________；

Be(OH)2＋2HCl===______________，Be(OH)2＋2NaOH===______________。

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_______。

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。

B、B與Si的單質都易與強堿反應，且不與稀酸反應：

2B＋2KOH＋2H2O===______________，Si＋2KOH＋H2O===______________。

C、硼烷和硅烷的穩定性都比較差，且都易______________。

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――→

8

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_______作用使原子半徑_______。

(2)核電荷數：核電荷數越_______，核對電子的吸引作用就越_______，使原子半徑_______。

2、原子半徑的遞變規律

(1)同周期：從左至右，核電荷數越_______，半徑越_______。

(2)同主族：從上到下，核電荷數越_______，半徑越_______。

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_______于原子，原子_______于陽離子，低價陽離子_______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______________，半徑越______________。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______________，半徑越______________。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_______，一般微粒半徑越_______。

(2)“二核”：若能層數相同，則看核電荷數，核電荷數越_______，微粒半徑越_______。

(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_______的半徑_______。

（二）元素的電離能

1、元素第一電離能的概念與意義

9

(1)概念

①第一電離能：_______電中性_______原子失去一個電子轉化為______________正離子所需要的

______________叫做第一電離能，符號：_______。

②逐級電離能：氣態基態_______價正離子再_______一個電子成為氣態基態_______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_______，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_______一個電子的_______程度。第一電離能數值越_______，原子越_______

失去一個電子；第一電離能數值越_______，原子越_______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_______，最后一種元素的第一電離能_______，即一般來說，隨著

核電荷數的遞增，元素的第一電離能呈_______趨勢。

(2)同一族，從上到下第一電離能逐漸_______。

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

_______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_______形成_______陽離

子。

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

_______。

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______________、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______________，如稀有氣體

的電離能在同周期元素中______________，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，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

?

10

價陽離子。

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

屬性越_______。

（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______________的電子稱為______________。

(2)電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子______________的大小。電負性越______________的原子，

對鍵合電子的吸引力越______________。

(3)電負性大小的標準：以氟的電負性為______________和鋰的電負性為_______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______________，元素的非金屬性逐漸______________、金屬性

逐漸______________。

(2)同主族，自上到下，元素的電負性逐漸______________，元素的金屬性逐漸______________、非金屬性

逐漸______________。

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_______1.8，非金屬的電負性一般_______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_______左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。

②金屬元素的電負性_______，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性_______，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_______，元素的化合價為_______。

②電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力_______，元素的化合價為_______。

(3)判斷化合物的類型

如H的電負性為2.1，Cl的電負性為3.0，Cl的電負性與H的電負性之差為3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl為共

價化合物；如Al的電負性為1.5，Cl的電負性與Al的電負性之差為3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3為共價

化合物；同理，BeCl2也是共價化合物。

注意：電負性之