原子结构与性质（期末复习知识清单）-高二化学上学期（人教版）解析版

专题04原子结构与性质（期末复习知识清单）

思维导图T考点清单（5大考点）T易错清单（6大易错点）

构成原子的微粒及作用

原子的构成横粒之间的数量关系

原子I微粒符号周圉数字代表的信息

素与同位素他含及相互关系

元素、核素、同位素元素、核素、同位素的理解

氢元素的三种核建

原子结构

核外电子运动状态一二电子云

核外电子运动状每

基态与激发r基态与激发有

J原子核外电子巨怖态原子光谱原子光潜

构造原理

基态原子核

基态原子核外电子排布规律

外电子排布

核外电子排布表示方法

原子

的结周期

元素周期表的编排原则一（_

构与族

性质元素周期表的结构

原子结构与周期的关票

原子结构与元素在

一元素周期表的结构原子结构与族的关系

周期表中位置关系

元素周期表分区

金属与非金属的分界线

元素周期表应用

内容

/-元素周期律

原子结构与实质

元素的性质元素周期律T同周期

土族元素周期性变化规律

同主族

对隹线规则

第一电窗能定义

电茜能变化规律

电窗能的应用

口电离能与电负性

电负任定义

电负性变化规律

电负性的应用

考点清单02

考点01原子结构核素与同位素

1.原子的构成

(1)构成原子的微粒及作用

rrui」1质子—核电荷数一决定元素种类

也叫…「最外层电子数-0就黑素

核外—的化学性质

电子L各层电子数

⑵微粒之间的数量关系

①原子中：质子数0)=核电荷数=咳外电子数.

②质量数(A);质子数(Z)+中子数(N)。

③阳离子的核外电子数二质子数-阳离子所带的电荷数。

④阴离子的核外电子数二质子数+阳离子所带的电荷数。

(3)微粒符号周用数字代表的信息

元素化合价

质量数、I1离子所带电荷数

质子数/"原子个数

2.元素、核素、同位素

(1)元素、核素、同位素的概念及相互关系

具有相同画上的一类原子的总称,

一种元素可有多种核素

\、一具有一定数目的虹和一定数目

§自薪中子的一种原子.表示方法：

赢素质子数相同而中子数不同的同一

种元素的不同原子的互称

⑵元素、核素-、同位素的理解

①同位素的特征

同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同,物理性质差异较大;同一元素

的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。

②同位素之间的转化，既不是物埋变化也不是化学变化。

(3)氢元素的三种核素

}H：名称为另;，不含中子；

1H：用字母D表示，名称为笊或重氢；

1H：用字母T表示，名称为徐或超重氢。

(4)几种重要核素的用途

核素然U14C汨受0

用途核燃料用于考古断代制氢弹示踪原子

考点02原子核外电子排布

1.核外电子运动状态

(1)电子云

由于核外电了•的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。

(2)核外电子运动状态

核外电子按能量不同分成能层，同一能层的电子，还被分成不同能级。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.基态与激发态原子光谱

(1)基态与激发态

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，变为激发态原子。

(2)原子光谱

不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光

谱上的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。

欣态原了：

典光谱外煮北鸟上^发射光谱

激发态原子

3.基态原子核外电子排布

(1)构造原理一电子填充顺序

Qooooo

（2）基态原子核外电子排布规律

①能量最低原理：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。

③洪特规则：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。

④洪特规则特例

当能量相同的原子轨道在全充满（p6、』。、伊）、半充满（p3、d5、f7）和全空（P。、d。、P）状态时，体系的能量最

低，如基态2式＞原子的核外电子排布式不应写为Is22s22P63s23P63d44s2正确的是Is22s22P63s23P63d54s1。

⑶基态原子核外电子排布表示方法（以硫原子为例）

电子排布式Is22s22P63s23P4

简化电子排布式[Ne]3s23P4

Is2s2p3s3p

轨道表示式明回回皿圜皿JU

价层电子排布式3s23P4

考点03元素周期表的结构

1,元素周期表的编排原则

，把电子层数相同的元素按原了•序数递增

丽:的顺序从左到右排列成一横行

沛而褊荀;迹迹迤疝而上£

族:按电子层数递增的顺序从上到下排成一

;纵行

2.元素周期表的结构

（1）周期：3短4长，共7个周期

短周期长周期

序号—二三四五六七

元素种类28818183232

。族元素原子序数21018365486118

(2)族：7主族+8副族+0族，共16个族

列121314151617

主族

族IAIIAIIIAIVAVAVIAVBA

列345678、9、101112

副族

族I1IBIVBVBV，BVIIBVIDIBIIB

0族第18纵列

3.原子结构与元素在周期表中的位置关系

⑴原子结构与周期的关系

①如表

每周期中各元素

周期能层数(〃)

原子价层电子排布特点

二22s」2s22P6

三33s1—>3s23p6

4s1—>3d1~104s1~2—»4s24p6

四4

过渡元素

5s1—>知IT04sl〜2—5s25P6

五5

过渡元素

6s1—>ScpTOGsi7—>6s26p6

六6

过渡元素(例系未表示完全)

②关系：周期序数=该周期原子最大能层数。

⑵原子结构与族的关系

族价层电子排布式规律

主IA、IIAns1'2

价层电子数=蛆数

族niA~viiA肥2硬"5

0族zzs2zip6（He除外）最外层电子数=8

IB、IIB最外层ns轨道上的电子数二族也数

副（〃-l）dFs"（锄系、钢系除外）价层电子数二族序数

族除。族元素外，若价层电子数分别为8、9、10,

Vlll（小1川6~9川~2（把除外）

则分别是第VIII族的8、9、10列

（3）元素周期表分区

分区价层电子排布

s区世2

p区底叩X除He外）

d区（〃-1对~。/~2（除p（j外）

ds区(n-l)d,0ns1-2

f区(〃-2)件14(〃_］川°~2后

4.金属与非金属的分界线

周端、1AIIAIIIANAVAVIAUA0

1非金属性逐渐增，强_非

稀

2金

屈

有

性

3性Al：Si非金力4元素气

逐

4速Gc：_As体

渐

5渐Sb：Te元

增

增金屈元素’后；素

6A（皿

-

金属性逐渐增强

5,元素周期表应用

（1）科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。

⑵寻找新材料

半导体材料

考点04元素周期律

1.元素周期律

元元素的性质随存原户序数的递增ifti

素T内容［u>

呈现周期性的变化

周

期

无索性质的周期性变化是无索原子

律

-｛实质|u>的核外电子排布周期性变化的必然

结果

2.主族兀素周期性变化规律

项目同周期（从左到右）同主族（从上到下）

电子层数四回依次增加

原子结构最外层电子数依次增加相同

原子半径逐渐减小逐渐增大

金属性逐渐减弱逐渐增强

非金属性逐渐增强逐渐减弱

元素性质

最高正化合价：+1T+7（O、F除外），相同，最高正化合价=主

化合价

负化合价=主族序数-8（H为-1价）族序数（O、F除外）

最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，酸性逐渐减弱，

化合物性质酸碱性碱性逐渐减弱碱性逐渐增强

简单气态氢化物的稳定性逐渐增强逐渐减弱

3.对角线规则

Li]Be]B嚼

[Mg[AlSi

在元素周期表中，某些主族元素与右卜.方的主族元素的有些性质是相似的，如

例如，Be与Al处于对角线，其单质及化合物的化学性质相似，AI2O3、A1（OH）3是两性化合物，则BeO、

Be（OH）2也是两性化合物。

考点05电离能与电负性

1.电离能

(1)含义(第一电离能)

气态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，符号：4,单位：

(2)变化规律

①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第IIA族、第VA族元素的第一电离能

出现反常。

②同族元素：从上到下第一电离能逐渐变小。

③同种原子：逐级电离能越来越大。

(3)应用

①判断元素金属性的强弱

电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强：反之金属性赧弱。

②判断元素的化合价

如果某元素的则该元素的常见化合价为+〃，如钠元素的A>M，所以钠元素的化合价为+1。

③判断核外电子的分层排布情况

多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就

可能发生变化。

2.电负性

⑴含义

不同元素的原子对键合电子吸引力的标度。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力越大。

(2)跑林电负性标准

以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。

(3)变化规律

①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性竣逝变大，同主族元素从上至下，元素的电负性

逐渐变小。

②金属元素的电负性一般小于18非金属元素的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类金

属”(如楮、睇等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性乂有非金属性。

(4)电负性的应用

①判断元素金属性与非金属性的强弱：金属元素的电负性一般小于1.8,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•般大于1.8,非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

②判断元素在化合物中的价态：电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。

③判断化学键类型：电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键；电负性差值小的元素原子

之间形成的化学键主要是共价键。

易错清单03

易错点01同主族、相邻周期元素原子序数差的关系

①第lA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。

②第IIA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。

③第HIA~VI1A族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、32。

©0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32、32o

易错点02电子层结构相同的微粒半径大小规律

电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子半径（包括阴、阳离子）随核电荷数的增人•而减小，加

02>F>Na+>Mg2+>Al3\可归纳为电子层排布相同的离子，（表中位置）阴离子在阳离子前一周期，原子序数

大的半径小，概括为“阴上阳下，序大径小”。

易错点03判断元素金属性、非金属性强弱的常用方法

①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强

金属性②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强

③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强

①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强

非金属性②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强

③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强

易错点04依据成键特征和结构式推断元素

1.化学键信息：如能形成4个共价键的元素为C、Si等，能形成2个共价键的元素为O、S等，能形成

1个共价键的元素为H或卤族元素。

2.根据形成的简单阴、阳离子可确定原子的最外层电子数，如X2+和丫2一，即X、Y原子最外层电子数

分别为2和6。

3.化合价信息：化合物中各元素化合价代数和为0,结合某些常见元素的化合价或化学键等，可确定未

知元素的化合价，间接确定最外层电子数目。

易错点05依据物质性质和转化关系推断元素

1.常见物质的性质及特征反应

(1)与CO2、H2O反应生成02的固体为NazCh。

(2)相遇能形成白烟的两气体常为HC1、NH3O

(3)与强碱、强酸均能反应的氧化物和氢氧化物分别为AI2O3、A1(OH)3O

(4)元素的最高价氧化物对应的水化物与其氢化物反应生成盐的元素为N。

(5)能腐蚀玻璃的酸为HF。

(6)在空气中变红棕色的无色气体是NOo

2.常见短周期元素的单质及其化合物的转化关系(反应条件略)

C，23—HCI-i~-NO-~I

(弋『NH}NH,Q⑵o^|>NJ

C°21^COpNH,

⑶出：卜，比⑷。厂“

Hn-u-HClOAh卢A产----1

⑸CI2J>HCI(6)J-AlAjoH-』AI(OHh

CH”凡氟代姓OJJA1(OH),|

3.熟悉常见的“10ef“18ef微粒

(l)“10ef微粒

N》O2-

II

NH-OH'