新人教版高中化学选择性必修第二册高中化学知识点填空04-第一章 原子结构与性质（答案版）

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、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

能层(n)一二三四五六七……

符号KLMNOPQ……

能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s……

最多电22626102610142……

子数281832………………2n2

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

1

(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

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、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

P

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＝(P表示电子在

V

2

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

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。

3

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。

全充满：p6、d10、f14

相对稳定的状态全空：p0、d0、f0

半充满：p3、d5、f7

22626512262642

如：24Cr的电子排布式为1s2s2p3s3p3d4s，为半充满状态，易错写为1s2s2p3s3p3d4s。

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

4

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：1s22s22p63s23p64s1

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：[Ar]4s1

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

轨道表示式

实例

Al：

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：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

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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。

周期ns～np电子数元素数目

～

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：

6

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

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～ⅦA族

副族：个Ⅲ～Ⅶ族，Ⅰ～Ⅱ族

元素周期表族：16个共18个纵列7BBBB

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、f4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

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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：

元素LiNaBeMg

沸点/℃1341881.424671100

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。

点燃点燃

4Li＋O2=====2Li2O、2Mg＋O2=====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。

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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

确定确定

电子排布式――→价电子排布式――→

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。

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(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<I2<I3……

(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：I1I2<I3，表明Li原子核外的三

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≪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。

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，

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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：I1I2＜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