山东科技选修高二化学3-原子结构与性质复习指要

“原子结构与性质”复习指要
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要点回顾
1．概念：能层、能级、电子云、原子轨道
能层：在含有多个电子的原子里，电子的能量各不相同，能量高的在离核较远的区域运动，能量低的在离核较近的区域运动，按能量的差异将其分成不同的能层（n），共有7个能层，依次是K 、L、M、N、O、P、Q，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。

能级：对多电子原子的核外电子，对于同一能层里能量不同的电子，又将其分成不同的能级（l）。

各能层中的能级种类数恰好等于能层数，即能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。

电子云：不能像描述宏观运动物体那样确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处，电子运动只能用统计的观点来描述，只能确定它在原子核外各处出现的概率。

概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。

电子云中的小黑点本身没用意义，小黑点越密表示该处的概率密度越大。

原子轨道：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。

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原子轨道。

s电子的原子轨道呈球形，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈哑铃状，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d能级各有5个原子轨道；n f能级各有7个原子轨道。

2．核外电子排布原理
（1）能量最低原理：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，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。

（2）泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。

（3）洪特规则：电子在能量相同的各个轨道上排布时要遵循：①电子尽可能分占不
同的原子轨道；②自旋状态相同。

洪特规则特例：基态原子的轨道全充满、半充满、或全空的状态一般比较稳定，也就是说，具有下列电子层结构的原子是比较稳定的：
全充满：p6，d10，f14；半充满：p3，d5，f7；全空：p0，d0，f0
3．核外电子的表示
类别内容例子
原子结构示意图可表示核外电子分层排布和核内质子数
+8 2 6
O：
K：1s22s22p63s23p64s1电子排布式用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的
电子数
K：[Ar]4s1
把内层电子达到稀有气体结构的部分以相应稀
有气体的元素符号外加方括号表示
电子排布图每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一
个电子N：电子排布式是表示原子核外电子在每个电子层中各个能级排布情况的式子，书写顺
序与电子填入轨道的顺序不同，一定要按电子层的顺序书写。

4．光谱
（1）原子光谱
光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。

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吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。

当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子，产生吸收光谱；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，将释放能量，产生发射光谱。

例如对充有氖气的霓虹灯管通电，灯管发出红色光，产生这一现象的主要原因就是电子由激发态向基态跃迁时以光的形式释放能量，产生发射光谱，这种电子的跃迁并不是得失电子。

（2）光谱分析及其应用
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，许多元素是通过原子光谱发现的。

5．电离能与变化规律
（1）第一电离能（I1）
①每个周期的第一种元素（氢和碱金属）第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势。

②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。

（2）逐级电离能
①原子的逐级电离能越来越大。

②当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。

③通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的
价电子排布分别为n s2、n s2n p3，为全充满和半充满结构，这两族元素原子第一电离能比相邻元素的大。

6．电负性及其应用
电负性即原子获得电子的能力，随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化，同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。

电负性的应用：
（1）判断元素的金属性和非金属性及其强弱
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。

③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。

④电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角。

⑤电负性较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；电负性较大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

（2）判断化学键的类型
①一般来说，如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电性差小于1.7，它们之间通常形成共价键。

②并不是所有电负性差值大于1.7的两成键元素原子间都形成离子键，如H电负性为2.1，F电负性为4.0，电负性差值为1.9，而HF为共价化合物，故需注意这些特殊情况。