第一章 原子结构与性质 归纳与整理
第一章 原子结构与性质 归纳与整理 (共17张PPT)
2、电离能
第一电离能的变化规律
(1)同周期： a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，
最大的是稀有气体的元素)；
b.ⅡA元素＞ ⅢA的元素；ⅤA元素＞ ⅥA元素
(2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。
电离能是衡量气态原子失去电子
难易的物理量。元素的电离能越小， 表示气态时越容易失去电子，即元素 在气态时的金属性越强。
复习原子结构及性质
复习目标
• 1、记住原子的组成及理解微粒数的关 系 • 2、理解原子核外电子的排布原则，熟悉电子排
布的基本规律 • 3、表示核外电子排布的化学式 • 原子结构示意图 • 电子式 • 电子排布式 • 电子排布图 • 价电子排布式或电子排布图 • 4、能准确描述元素性质递变规律
复习重点：
3、电负性的变化规律
➢同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表 明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增 强）。
➢同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势， 表明其吸引 电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。
4、元素金属性非金属性的递变规律
（1）同周期元素，从左到右，金属性 依次减弱 ， 非金属性 依次增强 。 （2）同主族元素，从上到下，金属性依次增强 ，非 金属性 依次减弱 。
1、核外电子的表示方法： ——常见的化学用语的书写 2、元素性质的递变规律
目标一：记住原子的组成及理解微粒数的关 系
原子核
原子
核外电子
质子 中子
原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数
质量数=质子数+中子数
即：A=Z+N
目标二：熟悉核外电子的排布规律:
（1）先排能量低的电子层，再排能量高的 电 子层，由里往外。
《物质结构与性质》第一章《原子结构与性质》知识总结
高考要求： （一）原子结构与元素的性质
1．了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示 常见元素（1~36号） 原子核外电子的排布。了解原子核 外电子的运动状态。
2．了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些 性质。
3．了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其 简单应用。
方法。） （2）元素第一电离能的周期性。（二周期：Be和N
三周期： Mg和P 四周期：Zn和As有特殊性。） 应用：能简单解释第一电离能小于第二电离能的原因。 （3）电负性：1.8作为分界线。
*解答《物质结构与性质》选考题的步骤和方法：
1、阅读试题一遍，找出考查的知识点，并找出关键字词， 用笔勾画出来。
副族高中只要求掌握第四周期元素的排布。
5、能量最低原理、基态与激发态、光谱 焰火原理： 激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到
能量较低的轨道时，以一定波长（可见光区域）光的形 式释放能量。
原子光谱的作用：鉴定元素（光谱仪）
6、电子云与原子轨道 （1）电子云是处于一定空间运动状态的电在原子核外 空间的概率密布分布的形象化描述。——常用轮廓图表示。 （2）S电子的电子云轮廓图是一个球形，只是球的半径大 小不同。P电子的电子云轮廓图是一个哑铃形。 （3）原子轨道数及原子轨道的名称。
4．了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
问题： 1、通过练习，你认为解答《物质结构与性质》选考题的
关键是什么？
*找元素名称常用的方法： （1）、熟练画出1-36号元素的原子结构示意图，根据最外层电子
数和内层电子数判断（或原子结构示意图）。
出现几率较大的短周期元素有： H C N O F Na Mg Al Si P S Cl
第一章原子结构 知识点总结
物质结构与性质（鲁科版）知识点总结第一章原子结构第1节原子结构模型一、原子结构认识的演变过程1. 道尔顿原子模型(1803年):原子是组成物质的基本的粒子,它们是坚实的、不可再分的实心球。
2. 汤姆逊原子模型(1903年):原子是一个平均分布着正电荷的粒子,其中镶嵌着许多电子,中和了正电荷,从而形成了中性原子。
3. 卢瑟福原子模型(1911年):在原子的中心有一个带正电荷的原子核,它的质量几乎等于原子的全部质量,电子在它的周围沿着不同的轨道运转,就像行星环绕太阳运转一样。
4. 玻尔原子模型(1913年):电子在原子核外空间的一定轨道上绕核做高速的圆周运动。
原子结构的量子力学模型(20世纪20年代中期):现代物质结构学说。
二、原子光谱和波尔的原子结构模型1.基态、激发态与原子光谱（1）（2）原子光谱形成原因：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同波长的光。
（3）氢原子光谱是最简单的光谱。
2.玻尔的原子结构模型（1）原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动,并且不辐射能量,所以原子是稳定的。
（2）只有电子在原子轨道间跃迁时才会辐射或吸收能量，并且以光的形式进行。
（3）在原子核外不同轨道上运动的电子具有不同的能量，而且能量是量子化的。
玻尔只引入一个量子数n,n越大，轨道的能量越高,n取1、2、3、4…的正整数，所以原子核外轨道的能量是量子化的，当电子在原子轨道间的跃迁所吸收或放出的能量是量子化的，是不连续的。
三、电子层、能级、原子轨道【关键提醒】（1）一个原子轨道上最多容纳2个电子，且运动状态不同。
（2）任一电子层的能级总是从s能级开始,而且能级数电子层数。
（3）每个电子层(n)中，原子轨道总数为n2个，核外电子的运动状态共有2n2种。
2.不同原子轨道能量大小关系（1）相同电子层不同能级的原子轨道能量:ns<np<nd<nf（2）不同电子层中同一能级的原子轨道能量:1s<2s<3s<4s , 2p<3p<4p。
高中化学 第一章 《原子结构与性质》知识归纳 新人教版选修3
第一章原子结构与性质知识归纳二、知识归纳（一）原子结构1、电子在核外空间运动状态的描述--------电子云S电子云：球形，一个轨道P电子云：哑铃形，三个轨道（P x、P y、P z）2、能层、能级、轨道（1）能层①符号：K、L、M、N、O、P、Q②电子排布规律：各能层最多容纳2n2个电子；最外层电子数不能8个；( K层为最外层时不超过2个)；次外层不超过18个，倒数第三层不能超过32个。
（2）能级①符号：ns、np、nd、nf；各能级最多容纳电子数依次为：②电子填入各能级的顺序：遵循能量最低原理（即构造原理）（见书6页）1s→→6p（能量：低高）（3）轨道① s、p、d、f的轨道数目依次为：②电子填入轨道的规则：泡利原理和洪特规则泡利原理：每个轨道中最多只能容纳个电子，且自旋方向。
洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先轨道，且自旋方向 。
3、基态、激发态、光谱（1）基态原子：只要原子的电子排布遵循构造原理、泡利原理、洪特规则，其能量处于 状态，这样的原子称为基态原子。
（2）激发态：基态原子的电子从 能级跃迁到 能级，得到的原子就是激发态原子。
4、核外电子排布的表示式----------有多种 （注意区别） （请以碳原子为例，填空）碳原子结构示意图： 碳原子电子排布式：碳原子简化的电子排布式：碳原子电子排布图（轨道表示式）： 碳原子（外围电子排布式）： 练习：(二)元素周期表1、周期周期序数 = 原子的电子层2、族主族．．序数=原子的最外层电子数=价电子数=最高正化合价副族、八族的列序数=价电子数（三）元素周期律核外电子排布，原子半径，元素化合价、元素的金属性和非金属性、第一电离能、电负性呈周期性变化1、第一电离能(1)定义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（2）规律一般来说，同周期，从左至右，第一电离能逐渐特殊：Be B，Mg Al，N O，P S同主族，从上至下，第一电离能逐渐2、电负性（1）定义电负性：描述不同元素的原子对键合电子的大小，电负性越大的原子则对键合电子的越（2）规律一般来说，同周期，从左至右，电负性逐渐同主族，从上至下，电负性逐渐三、旧知识复习1、粒子半径的变化规律同周期，从左至右，原子半径由大到小同主族，从上至下，原子半径由小到大2、比较粒子半径的方法-------三看法一看层数：（层数不同时）层多径大，如Na F, S2- Na+二看序数: (层数相同时) 序小径大, 如Na S, S2- Cl- K+ Ca2+三看电子数:(同种元素的粒子) 数大径大，如 Na Na+ Cl- Cl3、元素的化合价同周期的主族元素，ⅠA→ⅦA，最高正价依次从+1→+7，（一、二周期除外，O、F无正价）ⅣA→ⅦA，最低负价依次从-4→-1，原子结构与化合价关系：最高正价=原子的最外层电子数=主族序数∣最低负价∣+ 最高正价=8用相应化学式填写表格4、元素的金属性和非金属性（1）元素金属性强弱判断依据：①金属单质与水或者与酸反应置换出氢气越容易，则金属性越②金属元素最高价氧化物对应水化物碱性越强，则金属性越③金属单质的还原性越强，则金属性越④金属阳离子氧化性越弱，则金属性越其中③、④可通过金属单质之间的置换反应表现，如：Zn+CuSO4==Cu+ZnSO4，还原性：Zn>Cu或氧化性：Cu2+>Zn2+，可得出，金属性：Zn>Cu（2）元素非金属性强弱判断依据：①非金属单质与氢气反应越容易，生成氢化物就越稳定，则非金属性越②非金属元素最高价氧化物对应水化物（指最高价含氧酸．．．．．．）酸性越强，则非金属性越③非金属单质的氧化性越强，则非金属性越④非金属阴离子的还原性越弱，则非金属性越其中③、④可通过非金属单质之间的置换反应表现，如：Cl2 +Na2S==S↓ +2NaCl，氧化性： Cl2 >S或还原性：S2->Cl-，可得出，非金属性：Cl>S5、元素、核素、同位素的概念元素------具有相同质子数的一类原子的总称核素-----具有一定数目质子和一定数目中子的原子叫做核素。
1原子结构和性质知识点详解
第一章原子结构与性质第一节原子结构【知识点梳理】1、原子的诞生：现代大爆炸理论认为：宇宙大爆炸诞生了大量的氢、少量的氦、以及极少量的锂。
如今，宇宙中最丰富的元素是氢、其次是氦。
地球上的元素大多数是金属，非金属仅22种。
2、能层、能级（1）能层①原子核外的电子是分层排布的。
根据电子的能级差异，可将核外电子分成不同的能层。
②每一能层最多能容纳的电子数不同：最多容纳的电子数为2n2个。
③离核越近的能层具有的能量越低。
④能层的表示方法：能层序数 1 2 3 4 5能层符号能级符号轨道数电子数离核远近由近————————→远能量高低由低————————→高（2）能级在多电子的原子中，同一能层的电子，能量也可以不同。
不同能量的电子分成不同的能级。
规律：①每个能层所包含的能级数等于该能层的序数n，且能级总是从s能级开始，如：第一能层只有1个能级1s，第二能层有2个能级2s和2p，第三能层有3个能级3s、3p、3d，第四能层有4个能级4s、4p、4d和4f，依此类推。
②不同能层上的符号相同的能级中最多所能容纳的电子数相同，即每个能级中最多所能容纳的电子数只与能级有关，而与能层无关。
如s能级上最多容纳2个电子，无论是1s还是2s；p能级上最多容纳6个电子，无论是2p还是3p、4p能级。
③在每一个能层（n）中，能级符号的排列顺序依次是ns、np、nd、nf……④按s、p、d、f……顺序排列的各能级最多可容纳的电子数分别是1、3、5、7……的两倍，即分别是2、6、10、14……原子轨道轨道形状轨道数最多电子数3、构造原理与基态原子的核外排布（1）基态原子与激发态原子①基态原子为能量最低的原子。
基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
②基态原子与激发态原子相互转化与能量转化关系：（2）构造原理随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循如图的排布顺序，我们将这个顺序成为构造原理。
化学第一章《原子结构与性质》(归纳与整理)课件PPT(新人教版选修3)(共43张PPT)
画出 37Rb 34Se 和 53I 的原 子结构示意图
• 试画出氧原子，磷原子， 钠离子，氯离子，氖原子 的结构示意图
练习
X、Y、Z 三种元素，其核电荷数均 小于20，
X原子最外层电子数是次外层电子数的 2 倍，Y原子的次外层电子数是最外层 电子数的 2 倍，Z原子的次外层电子数 是最外层电子数的 4 倍，
• 一个质子由两个上夸克和一个下夸克 组成
• 一个中子由两个下夸克和一个上夸克 组成
• 目前已经发现夸克共有六种：上夸克， 下夸克、粲夸克、奇夸克、顶夸克和 底夸克。上夸克，下夸克质量较轻, 而 其余4种夸克，质量较大。
• 夸克是物质世界更基本 的粒子，也就是说，夸
克是物质世界、包括人 类自身最小的构成元素。
• (2)电子亚层和电子云的形状
• 即使在同一电子层中的电子， 能量也常有差别，它们电子云 的形状也不相同。所以每一个 电子层，又可以分作几个电子 亚层，分别用s、p、d、f等符 号来表示。
• 第 1电子层或K层中只包含一个 亚层，即s亚层；第2电子层或L 层中包含两个亚层，即s和p亚 层；在M电子层中包含有三个 电子亚层，即s、p、d亚层；在 N电子层中，包含着四个电子亚 层，即s、p、d、f亚层。不同 亚层的电子云形状也不相同，
• 原子很小，原子核更小，原 子核的半径大约只有原子半径的 万分之一，它的体积只原子体 积的几千亿分之一．
• 原子的质量决定于原子 核．核的体积很小，约为整个原 子的10-15
• 原子：进行化学反应的基本微 粒．在化学反应中不可再分．
• 分子：由原子构成，是保持物 质的化学性质的最小微粒．
• 中子和质子由夸克所构成。
• (3)电子云的伸展方向
• 电子云不仅有确定的形状， 而且有一定的伸展方向。 s电子云是球形对称的， 在空间各个方向上伸展的 程度相同。
第1章 原子结构与性质-高中化学全册必背章节知识清单(新人教版选择性必修2)(教师版)
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n s、n p、n d、n f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K L M N O P Q……能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s……………………22626102610142……………………最多电子数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(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。
原子结构与性质知识点归纳
原子结构与性质知识点归纳集团标准化小组：[VVOPPT-JOPP28-JPPTL98-LOPPNN]第一章原子结构与性质知识点归纳山东临沂市莒南三中（276600）张琛山东省烟台市蓬莱四中（265602）马彩红随着原子序数递增①原子结构呈周期性变化②原子半径呈周期性变化③元素主要化合价呈周期性变化④元素的金属性与非金属形呈周期性变化⑤元素原子的第一电离能呈周期性变化⑥元素的电负性呈周期性变化元素周期律4．核外电子构成原理(1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。
(2)核外电子排布遵循的三个原理： a ．能量最低原理 b ．泡利原理 c ．洪特规则及洪特规则特例(3)原子核外电子排布表示式：a ．原子结构简图 b ．电子排布式 c ．轨道表示式 5．原子核外电子运动状态的描述：电子云 6．确定元素性质的方法1．先推断元素在周期表中的位置。
2．一般说，族序数—2=本族非金属元素的种数(1 A 族 除外)。
3．若主族元素族序数为m ，周期数为n ，则： (1)m/n<1时为金属，m/n 值越小，金属性越强：(2)m/n>1时是非金属，m/n 越大，非金属性越强；(3)m/n=1时是两性元素。
排列原则① ②③ 周期（7个横行） ① 短周期（第一、二、三周期） ② 长周期（第四、五、六周期） ③ 性质递变原子半径 主要化合价元 素 周 期 表族（18个纵行）① 主族（第ⅠA 族—第ⅦA 族共七个） ② 副族（第ⅠB 族—第ⅦB 族共七个） ③ 第Ⅷ族（第8—10纵行）④ 零族（稀有气体）。
1原子结构和性质知识点
第一章原子结构与性质第一节原子结构【知识点梳理】1、原子的诞生：现代大爆炸理论认为：宇宙大爆炸诞生了大量的氢、少量的氦、以及极少量的锂。
如今，宇宙中最丰富的元素是氢、其次是氦。
地球上的元素大多数是金属，非金属仅22种。
2、能层、能级（1）能层①原子核外的电子是分层排布的。
根据电子的能级差异，可将核外电子分成不同的能层。
②每一能层最多能容纳的电子数不同：最多容纳的电子数为2n2个。
③离核越近的能层具有的能量越低。
能层序数 1 2 3 4 5能层符号能级符号轨道数电子数离核远近由近————————→远能量高低由低————————→高（2）能级在多电子的原子中，同一能层的电子，能量也可以不同。
不同能量的电子分成不同的能级。
规律：①每个能层所包含的能级数等于该能层的序数n，且能级总是从s能级开始，如：第一能层只有1个能级1s，第二能层有2个能级2s和2p，第三能层有3个能级3s、3p、3d，第四能层有4个能级4s、4p、4d和4f，依此类推。
②不同能层上的符号相同的能级中最多所能容纳的电子数相同，即每个能级中最多所能容纳的电子数只与能级有关，而与能层无关。
如s能级上最多容纳2个电子，无论是1s还是2s；p能级上最多容纳6个电子，无论是2p还是3p、4p能级。
③在每一个能层（n）中，能级符号的排列顺序依次是ns、np、nd、nf……④按s、p、d、f……顺序排列的各能级最多可容纳的电子数分别是1、3、5、7……的两倍，即分别是2、6、10、14……原子轨道轨道形状轨道数最多电子数（1）基态原子与激发态原子①基态原子为能量最低的原子。
基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
②基态原子与激发态原子相互转化与能量转化关系：（2）构造原理随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循如图的排布顺序，我们将这个顺序成为构造原理。
①它表示随着原子叙述的递增，基态原子的核外电子按照箭头的方向在各能级上依此排布：1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s……这是从实验得到的一般规律，适用于大多数几台源自的核外电子排布。
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质
第一章原子结构与性质课标要求1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
要点精讲一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。
比如，p3的轨道式为或，而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
第一章原子结构与性质知识点总结
第一章原子结构与性质一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量说明：构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。
（4）洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。
比如，p3的轨道式为或，而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn3d104s2、36Kr 4s24p6。
4. 基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。
原子结构与性质
• 5.下列各组元素性质递变情况错误的是（ • A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．N、O、F原子半径依次增大 • C．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高 D．Na、K、Rb的金属性依次增强
）
• • • • •
6．已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y， 下列说法错误的是( ) A X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价 B 第一电离能可能Y小于X C 最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y 对应的 • D 气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX
• S区元素价电子特征排布为 ；价电子数等于 族序数。ｄ区元素价电子排布特征为 ； 价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排 ；价电子总数等于所在的列序数；p 布为 区元素特征电子排布为 ；价电子总数等于 主族序数。 • 元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核 外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子 总数决定元素所在的族。
• 原子半径的大小取决于两个相反的因素：一个是 _ ，另一个是 。显然电子的 能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增 大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子 层数逐渐增多，原子半径逐渐 。而当电子能 层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也 越大，将使原子半径 ，所以同周期元素，从左 往右，原子半径逐渐 。
• 泡利原理和洪特规则 • 量子力学告诉我们：ns能级有 个轨道，np能 级有 个轨道，nd能级有 轨道，nf能级有 个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常 称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。 • 一个原子轨道里最多只能容纳 电子，而且自旋 方向 ，这个原理成为泡利原理 泡利原理。 泡利原理 • 当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是 而且 ，这个规则是洪特规则 洪特规则。 洪特规则 • 洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布 洪特规则的特例：对于同一个能级， 为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。 为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。
第一章《原子结构与性质》(知识清单)高二化学(人教版2019选修第二册)
第一章 原子结构与性质知识导引 知识清单 一、原子结构 （一）能层与能级 1.能层与能级关系表格：2、能层与能级的有关规律：（1）能级的个数=所在能层的能层序数（2）s 能级最多容纳2个电子，p 能级最多容纳6个电子，d 能级最多容纳10个电子，f 能级最多容纳14个电子，即1,3,5,7…的2倍 （3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同 （4）f 能级的最小能层为4，d 能级的最小能层为3（5）能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)<E(nd)< E(nf) …… （6）不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高 （7）不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同 （二）基态与激发态 原子光谱1、基态原子：处于最低能量状态的原子叫做基态原子。
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。
3、基态原子与激发态原子的关系： 注：（1）电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移),而原子得失电子发生的是化学变化。
（2）电子可以从基态跃迁到激发态，相反也可以从较高能量的激发态跃迁到能层 1 2 3 4 5 能层符号 K L M N O 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p …… 最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 ……2 8 18 32 ……2n 2离核远近 近 远 能量高低低 高较低能量的激发态乃至基态，释放能量。
光（辐射）是电子跃迁释放能量的重要形式。
（三）原子光谱1、定义：不同元素原子的电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原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
2、形成原因：3、分类：吸收光谱：明亮背景的暗色谱线。
发射光谱：暗色背景的明亮谱线。
4、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。
选修3第一章原子结构与性质知识总结
第一章原子结构与性质知识点归纳1．原子结构2．位、构、性关系的图解、表解与例析(1)元素在周期表中的位置、元素的性质、元素原子结构之间存在如下关系：(2)元素及化合物性质递变规律表解同周期：从左到右同主族：从上到下核电荷数逐渐增多逐渐增多电子层结构电子层数相同，最外层电子数递增电子层数递增，最外层电子数相同原子核对外层电子的吸引力逐渐增强逐渐减弱主要化合价正价+1到+7 负价-4到-1 最高正价等于族序数（F、O除外）元素性质金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强电离能增大，电负性增大金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性增强碱性减弱酸性减弱碱性增强非金属气态氢化物的形成和热稳定性气态氢化物形成由难到易，稳定性逐渐增强气态氢化物形成由易到难，稳定性逐渐减弱决定整个原子不显电性各层电子数最外层电子数决定主族元素的化学性质原子的电子式原子Z A X原子核质子中子核电荷数决定元素种类决定原子种类质量数近似相对原子质量同位素（两个特性）核外电子电子数电子排布电子层原子结构示意图元素性质同周期：从左到右递变性同主族：从上到下相似性递变性主族：最外层电子数=最高正价=8- 负价原子半径原子得失最外层电子数电子的能力位置原子序数=质子数主族序数=最外层电子数周期数=电子层数原子结构3．元素的结构和性质的递变规律4．核外电子构成原理(1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。
(2)核外电子排布遵循的三个原理：a ．能量最低原理b ．泡利原理c ．洪特规则及洪特规则特例(3)原子核外电子排布表示式：a ．原子结构简图b ．电子排布式c ．轨道表示式5．原子核外电子运动状态的描述：电子云6．确定元素性质的方法第二章分子结构与性质复习能层1 2 3 45 K LM N O 最多容纳电子数（2n 2）28 1832 50离核远近距离原子核由远及近能量具有能量由低及高能级s sp spd spdf …最多容纳电子数22 62 6 102 6 10 14能量ns<(n-2)f<(n-1)d<np随着原子序数递增①原子结构呈周期性变化②原子半径呈周期性变化③元素主要化合价呈周期性变化④元素的金属性与非金属形呈周期性变化⑤元素原子的第一电离能呈周期性变化⑥元素的电负性呈周期性变化元素周期律排列原则①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的元素排成一个横行③把最外层电子数相同的元素（个别除外），排成一个纵行周期（7个横行）①短周期（第一、二、三周期）②长周期（第四、五、六周期）③不完全周期（第七周期）性质递变原子半径主要化合价元素性质金属性强弱判断实验标志非金属性强弱判断实验标志元素周期表族（18 个纵行）①主族（第ⅠA 族—第ⅦA 族共七个）②副族（第ⅠB 族—第ⅦB 族共七个）③第Ⅷ族（第8—10纵行）④零族（稀有气体）结构1、微粒间的相互作用（2）共价键的知识结构2．分子构型与物质性质（1）微粒间的相互作用σ键π键按成键电子云的重叠方式极性键非极性键一般共价键配位键离子键共价键金属键按成键原子的电子转移方式化学键范德华力氢键分子间作用力本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠）特征：具有方向性和饱和性σ键特征电子云呈轴对称（如s —s σ键、s —p σ键、p —p σ键)π键特征电子云分布的界面对通过键轴的一个平面对称（如p —p π键）成键方式共价单键—σ键共价双键—1个σ键、1个π键共价叁键—1个σ键、2个π键规律键能：键能越大，共价键越稳定键长：键长越短，共价键越稳定键角：描述分子空间结构的重要参数用于衡量共价键的稳定性键参数共价键3．配合物的结构和性质4．杂化轨道类型与分子空间构型的关系及常见分子杂化类型一般构型常见分子sp 直线型BeCl 2、HgCl 2、BeH 2等sp 2 平面三角型BF 3、BCl 3sp 3四面体CH 4、CCl 4、NH 3（三角锥）、H 2O （V 型）5．价层电子对互斥理论判断共价分子结构的一般规则，中心原子的价层电子对数与分子的几何构型有密切联系，对AB m 型化合物，A 的价层电子对数=周围原子数+孤对电子数价层电子对数与几何构型的关系。
第一章原子结构与性质知识点总结
第一章原子结构与性质一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量说明：构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。
（4）洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。
比如，p3的轨道式为或，而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
4. 基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K ：1s22s22p63s23p64s1。
原子的性质知识点总结
原子的性质知识点总结一、原子的基本结构和性质1. 原子的组成原子是物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
质子和中子集中在原子的中心核内，形成原子核，而电子在原子核的外围轨道上运动。
2. 原子的大小原子的大小主要取决于其电子云的大小。
电子云是电子在原子周围以波动形式存在的空间，它在三维空间中的范围称为原子的大小。
3. 原子的质量原子的质量主要由质子和中子的质量决定。
质子和中子的质量大致相等，约为1.67×10^-27千克，而电子的质量远小于质子和中子，约为9.11×10^-31千克。
4. 原子的电荷原子的电荷由其质子和电子的数量决定。
质子带正电荷，电子带负电荷，质子和电子的数量一样时，原子是电中性的。
5. 原子的稳定性原子的稳定性主要取决于其核外电子的排布。
当原子的电子数和质子数相等时，原子是稳定的，否则会倾向于失去或获得电子，使得电子与质子数量相等。
二、原子的化学性质1. 原子的化学键化学键是原子与原子之间的相互作用力，形成分子或晶体。
常见的化学键有共价键、离子键、金属键和氢键。
2. 原子的化学反应原子通过化学反应能够组成新的物质。
化学反应包括物质的分解、合成、置换和双元反应等。
3. 原子的化学性质原子的化学性质主要包括原子的化合价、化学惰性、化学活性等。
原子的化合价表示其与其他原子结合时所能提供或接受的电子数，化学惰性表示原子不容易与其他原子发生化学反应，而化学活性表示原子易于与其他原子发生化学反应。
三、原子的物理性质1. 原子的热性质原子的热性质包括热膨胀、热导率和热容等。
当物质受热时，原子振动加剧，从而导致物质的体积膨胀；原子通过热传导方式使得热量传递；原子具有吸热和释热的能力，从而造成物质的温度变化。
2. 原子的电性质原子的电性质包括导电性和绝缘性。
金属原子由于自由电子的存在，具有良好的导电性；而绝缘体往往是由稳定的共价键或离子键构成，没有自由电子，因而呈现绝缘性。
人教版 选修3 第一章 原子结构与性质 归纳与整理 课件 (共20张PPT)
锰
（填“＞”、 “＝”或“＜”），原因是
______________________________
考情解码
智能提升
题型突破
练习：
1、{P75[题型训练1] (2016·全国Ⅱ卷)} (3) 元素 铜与镍的第二电离能分别为：ICu＝1 958 kJ·mol–1、INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu>INi的原因 是
例2(1)CH4和CO2所含的三种元素电负性从小 到大的顺序为____________。
电负性大小判断方法小结：
@《创新设 计》
1、按规律
2、化合价及物质类别
考情解码
智能提升
题型突破
练习：
1、M所含非金属元素的电负性由大到小的顺序
为
（用元素符号表示）。
【归纳与整理】
1.元素性质的递变规律
2.元素性质递变规律的应用 (1)元素第一电离能的应用 ①用来比较元素的金属性的强弱:I1越小,金属性越强。 ②验证原子核外电子分层排布。 (2)元素的电负性应用 ①判断元素的类型: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。
@《创新设
1、[P71 5．(2016·全国Ⅰ卷，节选)] (1)基态Ge原子的核外电计子》 排 布式为[Ar]________，有________个未成对电子。
2、[P153 4.（2017·课标全国Ⅱ，35）]（1）氮原子价层电子对
的轨道表达式（电子排布图）为
。
3、[ P71 4． (2017·课标全国Ⅰ，35)](3)基态K原子中，核外电子
考情解码
原子结构与性质知识点总结
原子结构与性质知识点总结一、原子的基本组成原子是物质的最小单位，由原子核和电子组成。
原子核位于原子的中心，由质子和中子组成。
质子带正电荷，中子没有电荷。
电子位于原子核外部，带有负电荷。
二、核结构原子核的直径约为10^-14米，但它含有原子几乎所有的质量。
原子核的质量数为A，等于质子数Z和中子数N的和，即A=Z+N。
原子核的电荷数等于质子数Z，即原子核的电荷数等于原子中正电子的数目。
三、电子结构电子分布在原子核外部的空间中，遵循能量最低原则填充电子壳层。
电子壳层是原子核的轨道，具有不同的能量级别。
电子壳层分为K、L、M、N等壳层，其中K壳层能量最低，L壳层次之，以此类推。
每个壳层可以容纳不同数量的电子，即2n^2个电子，其中n为壳层的编号。
四、周期表元素周期表是化学元素系统的组织形式，将元素按照化学性质和原子结构进行排列。
周期表分为横向周期和纵向族。
横向周期代表原子核中质子数增加的顺序。
纵向族指的是具有相似化学性质的元素列。
五、元素性质元素的性质与其原子结构密切相关。
原子中质子数Z决定了元素的原子序数，而原子核外电子的排布则决定了元素的化学性质。
元素的性质包括物理性质和化学性质。
1.物理性质：物理性质是不改变物质化学组成的性质。
它们包括原子半径、电离能、电负性、金属性等。
原子半径指的是原子的大小，随着周期上升而减小，周期内从左到右逐渐减小，从上到下逐渐增大。
电离能是电子从原子中被移除所需的能量，随着周期上升而增大，周期内从左到右逐渐增大，从上到下逐渐减小。
电负性是原子对电子的吸引能力，随着周期上升而增大，周期内从左到右逐渐增大，从上到下逐渐减小。
金属性指的是元素在化合物中释放电子的能力，金属元素通常具有良好的导电性和导热性。
2.化学性质：化学性质是物质变化组成的性质。
它们包括元素周期表中元素的活动性和化合价等。
元素的活动性指的是元素与其他元素进行化学反应的倾向。
活动性依赖于元素的电子层结构和原子尺寸。
(完整版)物质结构与性质知识点总结
高中化学物质结构与性质知识点总结一.原子结构与性质.一.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义.1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会太，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.（构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1〜36号元素原子核外电子的排布.（1）.原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道（亚层）和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.（2）.原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占丕同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d i0、f i4）、半充满（p3、d5、f7）、全空时（p0、d0、f0）的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s i、29Cu [Ar]3d io4s i.（3）.掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.ns (n-2)f (n-l)d. up①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。
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锂、氦、汞的发射光谱（线状光谱）
锂、氦、汞的吸收光谱
• 发射光谱是暗色背景的明亮谱线，吸收光谱则 是明亮背景的暗色谱线，两者谱线一一对应。
• 3、电子云与原子轨道 • ⑴电子云：电子在核外空间作高速运动，没有确 定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述 核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子 核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态 的形象化描述。 • ⑵原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90% 的电子云空间轮廓图称为原子轨道。s电子的原子 轨道呈球形对称， ns 能级各有1个原子轨道；p电 子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道， 相互垂直（用px、py、pz 表示）； nd能级各有5个 原子轨道；nf能级各有7个原子轨道。
核外电子排布规律 ①能量最低原理 ②泡利原理 ③洪特规则 以上使得原子核外电子排布最外层不超过8 以上使得原子核外电子排布最外层不超过8个电 次外层最多不超过18个电子等。 18个电子等 子，次外层最多不超过18个电子等。
• ⑵能量最低原理： 原子的核外电子排布遵循构造原 ： 理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最 低原理。即在基态原子里，电子优先排布在能量最 低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。 • ⑶泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个自旋 方向相反的电子。 • ⑷洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道（能 量相等）时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相 同。电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空、 半充满或全充满时（即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、 d10、f14），整个原子的能量最低，最稳定。 • 注意：能量最低原理表述的是“整个原子处于能量 ： 最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道 中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能 量最低状态”。
电负性
电负性： 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。以氟的电负性为4.0 4.0， 吸引力的大小。以Байду номын сангаас的电负性为4.0，锂的电负性 1.0作为相对标准 得出了各元素的电负性。 作为相对标准, 为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。
一般地： 周期表从左到右， 一般地 ： 周期表从左到右 ， 元素的 电负性逐渐变大；周期表从上到下， 电负性逐渐变大； 周期表从上到下 ， 元素的电负性逐渐变小。 元素的电负性逐渐变小。
电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属 性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8 1.8， 性强弱的尺度，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 1.8， 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” 的电负性在1.8左右。 1.8左右 界的“类金属” 的电负性在1.8左右。它们既有 金属性，又有非金属性。 金属性，又有非金属性。
1.下列原子或离子原子核外电子排布不属于 基态排布的是( C ) • A. N: 1s22s22p3 • B. S2-: 1s22s22p63s23p6 • C. Na: 1s22s22p53s2 • D. Si: 1s22s22p63s23p2
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2011-4-23
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2.等物质的量的主族金属A、B、C分别与足量 的稀盐酸反应，所得氢气的体积依次为VA、 VB、VC，已知VB=2VC，VA=VB+VC，则在C 的生成物中，该金属元素的化合价为 A A．+1 B．+2 C．+3 D．+4
具 体 规 律
元素的金属性与非金属性
判 断 依 据
金属 性强 弱
①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 单质的还原性或离子的氧化性（ ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极 上得电子的先后） 上得电子的先后） ④互相置换反应 ⑤原电池反应中正负极 ①与H2化合的难易及氢化物的稳定性 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 ③单质的氧化性或离子的还原性 ④互相置换反应
(三)原子的电子构型和元素的分区 S 区元素：最外层构型是 1和ns2。IA和 IIA族元 素。 区元素：最外层构型是ns 和 族元 除H外，其余为活泼金属。 外 其余为活泼金属。 p区元素：最外层电子构型从 2np1~ns2np6的元素。 区元素： 的元素。 区元素 最外层电子构型从ns 即IIIA~VIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元 族 零族元素。 外 素都在p区 素都在 区。 d区元素 包含第 区元素:包含第 族到VIII族元素。最外层电 族元素。 区元素 包含第IIIB族到 族到 族元素 子数皆为1~2个，均为金属元素，性质相似。 子数皆为 个 均为金属元素，性质相似。 ds区元素 包括 族和 族元素，最外层电子数 区元素:包括 族和IIB族元素 区元素 包括IB族和 族元素， 皆为1~2个，均为金属元素 。 皆为 个 f区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基 区元素：包括镧系和锕系元素。 区元素 本相同，化学性质相似。 本相同，化学性质相似。
存在着能级交错
构造原理
关键点：一定要记住电子排入轨道的顺序， 关键点：一定要记住电子排入轨道的顺序，这 是本章最重要的内容。从第四能层开始， 是本章最重要的内容。从第四能层开始，该 能层的ns np能级之间插入了(n-1)层的 能级， ns与 能级之间插入了(n 层的d 能层的ns与np能级之间插入了(n-1)层的d能级， 第六能层开始还插入（ 第六能层开始还插入（n-2）f，其能量关系 ns＜（ ＜（n 是：ns＜（n-2）f ＜ （n-1）d ＜np
对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右 在元素周期表中， 下方的主族元素的有些性质是相似的， 下方的主族元素的有些性质是相似的， 被称为“对角线规则” 被称为“对角线规则”。
原子结构与元素周期表
1、原子的电子排布与周期的划分 周期序数=能层数 周期序数 能层数 2、原子的电子排布与族的划分 主族元素：族序数= 主族元素：族序数=原子的最外层电子数 =价电子数 3、原子的电子构型和元素的分区 、 5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。 个区： 区 个区 区 区 区 区
图（1）
图（2）
• ③根据构造原理，在多电子原子的电子排布中： 各能层最多容纳的电子数为2n2；最外层不超过 8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三 层不超过32个电子。 • 构造原理是书写基态原子电子排布式的依据， 也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。 • 注意区别：原子和离子的——结构示意图，电 子式，电子排布式、简化的电子排布式外围电 子排布式，轨道表示式。(如同区别：化学式、 化学方程式、离子化学方程式)
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。 态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。 1、碱金属越活泼，第一电离能越小。 、碱金属越活泼，第一电离能越小。
一般地：周期表从左到右， 2.一般地：周期表从左到右，元素的第 逐渐变大；周期表从上到下， 一电离能 逐渐变大；周期表从上到下，元 逐渐变小。 素的第一电离能逐渐变小。
核外电子排布规律
用轨道表示式表示出铁原子的 核外电子排布
泡 利 原 理
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
洪特规则
构造 原理
能量最低原理
• ⑶基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子 称为基态原子。 • ⑷激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态 原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的 状态。处于激发态的原子称为激发态原子。 • ⑸原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸 收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态 或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的 光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用 光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
最高正价+|负价 最高正价 负价|=8 负价
微 粒 半 径 的 比 较
判 断 的 依 据
电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。 电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。 核电荷数: 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 核电荷数: 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 核外电子数:核电荷数相同条件下， 核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多 半径越大。 ，半径越大。 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（ 同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（ 稀有气体除外） 稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。 如：Li<Na<K<Rb<Cs 同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。 如：F--<Cl--<Br--<I-4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减 小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+ 同一元素不同价态的微粒半径， 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径 越小。 越小。如Fe>Fe2+>Fe3+
非金 属性 强弱
元素的金属性与非金属性
规律：
• ①、同周期元素的金属性，随荷电荷数 同周期元素的金属性， 的增加而减小， Na>Mg>Al;非金属性 非金属性， 的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性， 随荷电荷数的增加而增大， 随荷电荷数的增加而增大，如： Si<P<S<Cl。 Si<P<S<Cl。 • ②、同主族元素的金属性，随荷电荷数 同主族元素的金属性， 的增加而增大， Li<Na<K<Rb<Cs;非 的增加而增大，如：Li<Na<K<Rb<Cs;非 金属性，随荷电荷数的增加而减小，如： 金属性，随荷电荷数的增加而减小， F>Cl>Br>I。 F>Cl>Br>I。 • ③、金属活动性顺序表： 金属活动性顺序表： K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu> Hg>Ag>Pt>Au