原子结构知识清单.doc

第一单元：原子结构与性质知识清单第一节 原子结构1、原子结构理论发展 我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的 、少量的 以及极少量的锂。氢、氦等发生原子核的熔合反应合成其他元素。H、He宇宙中的主要元素。地球上绝大多数是金属元素，非金属（包括稀有气体）仅22种。核外电子排布规律：(1)核外电子总是尽量先排布在能量较 的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。(2)原子核外各电子层（能层）最多容纳 个电子。(3)原于最外层电子数目不能超过 个(K层为最外层时不能超过 个电子)(4)次外层电子数目不能超过 个(K层为次外层时不超过 个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。 说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层时，最多可排 个电子；当M层不是最外层时，最多可排 个电子2、能层与能级（1）根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层，每个能层最多容纳的电子数为2n2。能 层 一 二 三 四 五 六 七（能量由低到高）符 号 K L M N O P Q最多电子数 2 8 18 32 50（2）能级：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级，如同一能层的电子可分为 、 、 、 能级)，在第n能层中，各能级能量的大小顺序是：EnsEnpEndE(n1)sE(n2)s、EnpE(n1)pE(n2)p、EndE(n1)dE(n2)d、EnsE(n2)fE(n1)dEnp(n表示能层序数，能级交错)。（5）近似能级图：将多电子原子中能量相近的能级划分为一组，并按能量由低到高的顺序排列成近似能级图，能级组依次为：1（1s）、2（2s，2p）、3（3s，3p）、4（4s，3d，4p）、5（5s，4d，5p）、6（6s，4f，5d,6p）、。用近似能级图概括核外电子的分布情况，大都与事实相符，只有少数元素出现例外，如：Cr、Cu等元素。请写出He、Be、C、N、Mg、Al、P、S、Ar、Ca、Ti、Cr、Fe、Ni、Cu、Zn、Br的电子排布式：简化的电子排布式：把内层电子达到 元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示。如钾：【Ar】4s1电子排布图：用方框表示 ，每个箭头代表 ，如氮原子的电子排布图为：4、能量最低原理、基态与激发态、光谱（1）能量最低原理：原子的电子排布遵循 原理能使整个原子的能量处于 状态，简称能量最低原理（电子总是尽先排布在能量最低的轨道里）。处于最低能量的原子叫做 原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成 原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将 能量。 是电子释放能量的重要形式之一。（2）原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的 光谱或 光谱，总称原子光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。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，如：Cs、Rb其光谱图中有特征的_光和_光。发射光谱：只含有一些不连续的亮线的光谱叫做 光谱。明线光谱是由游离状态的原子发射的，也叫 光谱。吸收光谱：高温物体发出的白光（其中包含连续分布的一切波长的光）通过物质时，某些波长的光被物质吸收后产生的光谱，叫做 光谱。因此吸收光谱中的暗谱线与明线相对应，也是原子的特征谱线。太阳的光谱是 光谱。5、电子云和原子轨道： 电子运动的特点：质量极小 运动空间极小 极高速运动。（1）电子云：电子在原子核外的运动可以用电子在核外空间出现 的大小来描述，概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。通常用小点的疏密程度来表示电子在那里出现的概率的大小；点密集的地方表示电子在那里出现的概率大。离核越 ，电子出现的概率越 ，黑点越密集，如2s电子云比1s电子云更扩散。S能级的电子云为 形，只有一种空间伸展方向；p电子云有三种伸展方向（ 形，互为 的方向）；d电子云有 种空间伸展方向）。（2）原子轨道：常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图称为 。能层序数(n)越大，原子轨道的半径越 ；不同能层的同种能级的原子轨道形状 （都呈球形或哑铃形等），只是 不同；s1个轨道；P3个轨道；d5个轨道；f7个轨道。S的原子轨道都是 形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大即：1s、2s、3s、4s、5s等离核越远，能量越高。 P的原子轨道是 形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。电子层和形状相同的原子轨道的能量相同如：2px、2py、2pz轨道的能量相等。相同电子层上原子轨道能量高低：nsnpndIIIA、VA VIA族）。 同主族元素从上到下：原子半径依次 ；主要化合价 ，金属性依次 (最高价氧化物对应的水化物的碱性依次 )；非金属性依次 （最高价氧化物对应的水化物的酸性依次 ，气态氢化物的稳定依次 ）；电负性依次 ；第一电离能依次 。3、判断微粒半径大小的规律“一看”能层数：当能层数不同时，能层 ，半径 （一般）。“二看”核电荷数：当核外电子排布（或核外电子总数）相同时，核电荷数 ，其半径 。“三看”核外电子数：同种元素的不同微粒，核外电子总数越多，其微粒半径越 。五、电离能（KJmol-1）、电负性：1、电离能：（1）定义： 原子失去 转化为气态基态正离子（即1价阳离子）所需要的（即吸收的）最低能量叫 （I1），通常叫电离能。（2）常用符号I（或E）表示，单位为kJ/mol （3）意义：通常用电离能来表示原子或离子失去 的难易程度衡量金属性强弱。（4）递变规律： A、同一周期：从左往右，第一电离能呈 的趋势。稀有气体的第一电离能最 ，碱金属的第一电离能最 。 B、同一族：从上到下，第一电离能呈 趋势。C、同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1I2I3I4I5。即一个原子的逐级电离能是逐渐 的。（首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。）（5） 金属元素原子的电离能与其化合价的关系：一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见价态。Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。（6）反常：反常的原因：多数与全空（p0、d0）、全满（p6、d10）和半满（p3、d5）构型是比较稳定的构型有关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较 ，该元素具有较 的第一电离能。特别提醒 在比较元素的第一电离能时，要注意第 族和第 族较同周期相邻元素的第一电离能都大。主族元素：从左到右：第一电离能依次明显增大（但其中有些曲折）。例如：Be的价电子排布为2s2，是 结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。同理，氮的第一电离能比氧的大，磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的第一电离能大。（7）运用： a. 电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。电离能是原子核外电子分层排布的实验验证。b.用来比较元素的金属性的强弱。I1越小，金属性越 ，表征原子失电子能力 .2、电负性：（1）定义：原子在分子中 能力相对大小的量度。（2）元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力 ，反之就 。（3）元素电负性的概念最先是由鲍林于1932年在研究化学键性质时提出来的。以氟分电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，然后根据化学键的键能推算其他元素的相对电负性的数值。（4）变化规律： A：同周期元素从左到右，电负性逐渐增大。B：同周期元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。金属元素越容易 电子，对键合电子的吸引能力越 ，电负性越 ，其金属性越 ；非金属元素越容易 电子，对键合电子的吸引能力越 ，电负性越 ，其非金属性越 ；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。（5）元素电负性的应用：A、元素的金属性和非金属性及其强弱的判断：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。金属元素的电负性越小，金属元素越 ；非金属元素的电负性越大，非金属元素越 。 同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。