人教版高中化学全册必背章节知识清单及练习第一章原子结构与性质(带详解)

第一章原子结构与性质

第一节原子结构

一、能层与能级

1、能层

(1)含义：根据核外电子的不同，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、0、P、Q……表示，其

中每层所容纳的电子数最多为个。

(3)能量关系：能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为<£(L)<<E(N)<

E(0)<E(P)o

2、能级

(1)含义：根据多电子原子的同一能层的电子的___________也可能不同，将它们分为不同。

(2)表示方法：分别用相应能层的和字母s、p、d、f等表示，如n能层的能级按能量由___________

到的排列顺序为作、理、nd,〃f等。

3、能层、能级与最多容纳的电子数

能层5)—■二三四五六七...

符:号KLMNopQ.......

能级Is2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s...........................

最多电22626102610142...........................

子数281832...................2/

由上表可知：

(1)能层序数该能层所包含的能级数，如第三能层有个能级。

(2)s、p、d、f各能级可容纳的最多电子数分别为、、、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(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：处于状态的原子。

(2)激发态原子：基态原子能量,它的电子会跃迁到能级，变成态原子。

2、光谱

(1)光谱的成因及分类

I形成发射光曲(2)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的来鉴定

元素，称为光谱分析。

三、构造原理与电子排布式

1、构造原理

⑴含义

以事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入的顺序称为构造原理。

（2）不意图

每一行对应

一个能层

每个小圈表示一个能级

各圆圈间连接线的方向表示随核电荷

数递增而增加的电了填入能级的顺序

2、电子排布式

将__________上所容纳的电子数标在该能级符号，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：

|能层、ls22s22p3J能级上容纳

-------K电字数

[M例：根据构造原理，写出下列基态原子的核外电子排布式

①2He：；

②8。：;

®i（）Ne：；

④14Si：；

©isAr：;

⑥19K：；

©21SC：；

@26Fe：o

四、电子云与原子轨道

1、概率密度

1913年，提出氢原子模型，电子在___________匕绕核运行。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，但出现的不同，可用概率密度S）表示，即"=&p表示

电子在某处出现的；v表示该处的体积）。

2、电子云

(1)定义：处于一定空间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,表示

概率密度越。

⑶形状

原子轨道

(1)概念：量子力学把电子在原子核外的一个称为一个原子轨道。

(2)形状

①s电子的原子轨道呈___________形，能层序数越.,原子轨道的半径越.

②p电子的原子轨道呈___________形，能层序数越

___________,原子轨道的半径越___________o

(3)各能级所含有原子轨道数目

能级符号nsnpndnf

轨道数目1357

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,只是半径。能层序数n越

原子轨道的半径越。如:

1s

同一原子的S电子的电子云轮廓图(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p.cp-v、pz的能量.

(3)原子轨道数与能层序数5)的关系：原子轨道数目=o五、

泡利原理、洪特规则、能量最低原理

(-)原子核外电子的排布规则

1、泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳个电子，它们的自旋,常用上下

箭头(T和I)表示自旋相反的o

2、电子排布的轨道表示式(电子排布图)

80的轨道表示式如下：

()叵E33H山

Is2s2p例：根据上面回答下列问题：

(1)简并轨道：相同的原子轨道。

(2)电子对：同一个原子轨道中，自旋方向的一对电子。

(3)单电子：轨道中若只有一个电子，则该电子称为单电子。

(4)自旋平行：的单电子称为自旋平行。

(5)在氧原子中，有对电子对，有个单电子。

(6)在氧原子中，有种空间运动状态，有种运动状态不同的电子。

3、洪特规则

(1)内容：基态原子中，填入的电子总是先单独分占，且自旋平行。

⑵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，具有的能量和

___________的稳定性。

'全充满：p6、dl(\f14

相对稳定的状态(全空：P°、d。、f

.半充满：p\d\f

如：24Cr的电子排布式为,为半充满状态，易错写为Is22s22P63s23P63d44s2。

4、能量最低原理

⑴内容：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据的原子轨道，使整个原子的能量最

(2)因素：整个原子的能量由___________、和___________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

X

i(违背能量最低原理)一同rm

.回(违背泡利原理)---------------►回

•回二口(违背洪特规则)一^_可口

•mi□(违背洪特规则)一-(-)核外电子的表示方法

电子排布式与轨道表示式的比较

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___________,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：____________________________

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

含义

简化电子排以相应稀有气体元素符号外加__________表示

布式意义避免书写电子排布式过于繁琐

实例K：_______________

含义每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个___________

意义能直观反映出电子的排布情况及电子的___________状态

轨道表示式

Is2s2p3s3p

也国川乂川向门

实例JH1

A1：

熟记第四周期未成对电子数规律

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

4sK：4s1,Cu：___________

13dSc：3dl4s2

4pGa：4s24p1,Br：___________

3dTi：3d24s2,Ni：____________

2

4PGe：4s24P2,Se：4s24p4

3dV：3d34s2,Co：___________

3

4PAs：4s24P3

43dFe：___________

53dMn：3d54s2

63d和4sCr：3d54sl

第二节原子结构与元素的性质

一、原子结构与元素周期表

(-)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递增发生___________递变。

2、元素周期系：元素按其原子递增排列的序列。

3、元素周期表：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周期表，重要特征是从第周期开始每个

周期截成截，第族分族,第族称为过渡元素。

(2)维尔纳周期表

维尔纳周期表是,每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、镯系和钢系，各有各的位

置,同族元素，它确定了前个周期的元素种类。

(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等元素用框起，这说明他已经认识到，这

些框内元素的原子新增加的是填入的，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周期为种元素。

(~)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

第一周期从开始，以结束，只有两种元素。其余各周期总是从能级开

始，以结束，从〃s能级开始以初结束递增的(或电子数)就等于每个周期里的元素

数目。

周期MS〜〃p电子数元素数目

—•2

ls'~——

二2sL22PL6

——

三3sL23PL6

——

4sL23dLi04PL6

四——

五5sr24d',05p''6——

6sL24pl45dll06Pl-6

六——

7s「25f「"6*107P「6

七——

(2)元素周期表的形成

若以一个方格代表一种元素，每个排一个横排，并按s、p、d、f分段，左侧对齐，可得到如下元素

周期表：

单独列出，将与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

短周期：3个第一、二、三周期

周期:7个共7个横行

长周期：4个第四、五、六、七周期

「主族：7个IA〜VHA族

元素周期表，

副族：7个HIB〜VIIB族，

族：16个共18个纵列《

VID族：1个第8、9、10纵列

10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符号可将元素周期表分为s、p、d、f4个区，而1B、IIB族这2

个纵行的元素的核外电子因先填满了能级而后再填充维能级而得名区。5个区的位置关系

如下图所示。

\口(BOB

P1\

f区

②根据元素的金属性和非金属性分区

金

属

元

素

区

3、元素的对角线规则

(1)在元素周期表中，某些族元素与其右下方的族元素(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“________'

(2)处于“对角线”位置的元素，它们的.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:

元素LiNaBeMg

沸点/℃I341881.424671100

B、锂和镁在氧气中时只生成对应的氧化物，并且LizO和MgO与水反应都十分缓慢。

占燃占燃

4Li+O2^^=2Li2O>2Mg+02^^=2Mg0o

C、锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物溶于水，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Mg3N2o

E、锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为Li2。、H2O和MgO、H2O0

F、在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是溶于水的，相应的镁盐也________溶于水。

②镀和铝的相似性

A、被与铝都可与酸、碱反应放出,并且被在浓硝酸中也发生_______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：

A1(OH)3+3HC1=,A1(OH)3+NaOH=；

Be(OH)2+2HCl=,Be(OH)2+2NaOH=»

C、二者的氧化物ALCh和BeO的熔点和硬度都很高。

D、BeCb和AlCb都是共价化合物，易。

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+2H,Si+2KOH+H20=。

C、硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易。

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

IA：ns1

—泡-2fs区―

DA：ns2

1一川人~\1］八(外围电子数=族序数)

〃s2〃pl〜6fp区一

l—o族(排满)

元素的

/IB：（z;—Dd^ws1

分区（n—1）d10ns1~2—»-ds区-*■（

II[B：（M-l）d»°ns2

（niB〜wB（外围电

一（ZJ—1）cf-9"S-2fd区fV子数=族序数）

电子排布式啰三价电子排布式1螃\u

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，电子之间的作用使原子半径_______。

(2)核电荷数：核电荷数越,核对电子的吸引作用就越,使原子半径。

2、原子半径的递变规律

(1)同周期：从左至右，核电荷数越,半径越。

(2)同主族：从上到下，核电荷数越,半径越。

3、原子或离子半径的比较方法

(1)同种元素的离子半径：阴离子于原子，原子于阳离子,低价阳离子于高价阳离子。

例如：r(Cr)>r(Cl),r(Fe)>/-(Fe2+)>r(Fe3+)»

(2)能层结构相同的离子：核电荷数越,半径越。例如：,■COZ-ArFAkNa

+)>r(Mg2+)>r(AI3+)o

(3)带相同电荷的离子：能层数越,半径越。例如：r(Li*)Vr(Na*)Vr(K')

r(Rb+)<r(Cs+),

NO2-)<4S2一)(Se2-)<r(Te2一)。

(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4Mg2+),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，一般微粒半径越。

(2)“二核"：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越,微粒半径越»

(3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数的半径_______。

(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：电中性原子失去一个电子转化为______________正离子所需要的

叫做第一电离能，符号：。

②逐级电离能：气态基态价正离子再一个电子成为气态基态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,因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：/|</2</3……

(2)意义：可以衡量元素的原子一个电子的程度。第一电离能数值越，原子越

失去一个电子；第一电离能数值越，原子越失去一个电子。

2、元素第一电离能变化规律

_______趋势。

(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐.

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：h«h<h，表明Li原子核外的

个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去形成阳离

子。

(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：A越,元素的非金属性越；A越小，元素的金属性越

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、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______________，如稀有气体

的电离能在同周期元素中，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：IIAIIIA,VAVIA。

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: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：人越，元素的非金属性越；八越,元素的金

属性越.

(三)电负性

1、有关概念与意义

(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成的电子称为«

(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的大小。电负性越的原子，

对键合电子的吸引力越。

(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为和锂的电负性为作为相对标准。

2、递变规律

(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐,元素的非金属性逐渐、金属性

逐渐o

(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐,元素的金属性逐渐、非金属性

逐渐。

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1.8,非金属的电负性一般1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属''(如

铭、睇等)的电负性则在______左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②金属元素的电负性,金属元素越活泼；非金属元素的电负性，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，元素的化合价为。

②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为o

(3)判断化合物的类型

大于1.7通常形成离子键,相应的化合物为

"离子化合物

两成键元素间

电负性差值'小于1.7通常形成共价键,相应的化合物为

共价化合物如H的电负性为2.1,。的电负性为3.0,C1的电负

性与H的电负性之差为3.0—2.1=0.9<1.7,故HC1为共价化合物；如A1的电负性为1.5,C1的电负性与A1

的电负性之差为3.0—1.5=1.5<1.7,因此AlCb为共价化合物；同理，BeCL也是共价化合物。

注意：电负性之差大于L7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

性质同一周期(从左到右)同一主族(从上到下)

能层数

核外电子的排布

最外层电子数12或8—

金属性——

非金属性——

氧化性——

单质的氧化性、还原性

还原性——

最高价氧化物对应水化酸性——

物的酸碱性碱性——

气态氢化物的稳定性——

______(但HA>niA,VA>

第一电离能—

VIA)

电负性——

电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系

非金属性逐渐增强

第

第一电离能、电负性逐渐增大第

一

非

一

金

电

金

稀

电

属

离

属

离

有

性

能

性

能

气

逐

、

si、逐

电

电

体

四渐

Ge渐

负

负

元

增

增

性

性

素

五强Te

强

增

减

一

一-

大

小

逐

渐

幽

七金属性逐渐增强

注意：第一电离能：IIA>IIIA,VA>VlAo

第一章原子结构与性质

第一节原子结构

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、0、P、Q……表示，其

中每层所容纳的电子数最多为二L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)<EM)VE(N)<E(0)<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〃能层的能级按能量由低到高的

排列顺序为〃s、理、«d>〃f等。

3、能层、能级与最多容纳的电子数

能层5)—■二三四五六七...

符:号KLMNoPQ......

能级Is2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s..........................

最多电22626102610142..........................

子数281832....................2n2

由上表可知：

(1)能层序数上J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一±_、3、J、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，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^能级，变成激发态原子。

2、光谱

(1)光谱的成因及分类

I形成发射光谱I(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

⑴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)本意图

每一行对应

一个能层

每个小圈表示一个能级

各圆圈间连接线的方向表示随核电荷

数递增而增加的电了填入能级的顺序

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。

如氯原子的电子排布式为:

|能层昌Is22s22P3能级上容纳

-----K、、而电子数

碱］例：根据构造原理，写出下列基态原子的核外电子排布式

①zHe：1婷；

②8。：1S22s22P4:

(3)ioNe：Is22s22a；

@14Si：Is22s22P63s23p2:

©isAr：Is22s22D63s加6:

⑥1水：1S22s22P63s23p64sI:

©21Sc：Is22s22D63s23P63dl4s2:

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S)表示，即〃=白「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

Hs电子云卜隹圄T只有二种空间伸展方向

有三种空间伸展方向，分

Lp电子云一哑铃形一

别相对于X、＞,、Z轴对称

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。

⑵形状

①s电子的原子轨道呈芽_形，能层序数越大，原子轨道的半径越

3s②D电子的原子轨道里一哑铃形,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

能级符号

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"越」原子轨道的

半径越大。如：

2s3s

同一原子的Ss电子的电子云N轮廓图(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p.r、p.v、pz表示。在同一能层中Px、P-v、Dz的能量一相同。

(3)原子轨道数与能层序数5)的关系：原子轨道数目=n20五、泡利原

理、洪特规则、能量最低原理

(-)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」个电子，它们的自旋相反，常用上下箭头(T和1)

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)

80的轨道表示式如下：

<)叵E33H山

Is2s2p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，有二种空间运动状态，有一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。

'全充满：p6、dQf14

相对稳定的状态(全空：P°、d。、f

.半充满：p\d\f

如：〃Cr的电子排布式为Is22s22P63s23d3dS4si,为半充满状态，易错写为Is22s22P63s23P63d44s2。

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

XV

•「nititii(违背能量最低原理)一甲nr7「□

.回(违背泡利原理)----------------►回

•WIII(违背洪特规则)-_

•山山(违背洪特规则)——(-)核外电子的表示方法

电子排布式与轨道表示式的比较

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

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：Is22s22P63s23P64sl

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

含义

简化电子排以相应稀有气体元素符号外加方括号表示

布式意义避免书写电子排布式过于繁琐

实例K：fAr]4sl

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」状态

轨道表示式

Is2s2p3s3p

实例也J国川乂川向H门1

A1：

熟记第四周期未成对电子数规律

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

4sK：4s1,Cu：3型4sl

13dSc：3dl4s2

4pGa：4s24PlBr：4s24P5

3dTi：3d24s2,Ni：3d84s2

2

4pGe：4s24P2,Se：4s24p4

3dV：3d34s2,Co：3d74s2

3

4PAs：4s24P3

4