一轮复习原子结构与性质概述

晶体结构与性质常考查晶体类型对物质性质的影响以及同种晶体、粒子间作用 力的区别等。
从近几年新课标地区及其他地区的高考试题来看，物质结构和性质在2011年高
考中仍将以选择题、填空题的形式考查，内容上除考查核外电子排布、电离能、 晶体结构、分子极性等知识外，还可能会综合原子结构、元素周期律、元素周 期表等知识进行命题，突出对分析问题和解决问题能力的考查。
(1) 原 子 结 构 示 意 图 只 能 表 示 核 外 电 子 分 层 排 布 和 原 子 核 内 的 质 子 数 ，
如 。
(2)核组成式：如O，侧重于表示原子核的结构，它能告诉我们该原子核内的质子数 和电子数，以及所能表示的质量数，还有核外电子数，并不能反映核外电子的排布 情况。 (3)电子排布式，如O原子的电子排布式为 1s22s22p4，它能告诉我们氧原子核外电子 分为2个电子层，3个能级，但并不知道它的原子核的情况，也不知道它的各个电子 的运动状态。
(2)泡利原理 条件：当电子 在同一个轨道中 排布时；
结论：1个轨道里最多容纳 2个电子 ，且 自旋方向 相反。
(3)洪特规则
条件：当电子排布在 同一能级的不同轨道 时；
结论：总是优先 单独占据一个轨道 ，而且 自旋方向 相同。 写出下列原子的电子排布式与简化电子排布式
N Cl
Ca
Fe
原子 N Cl Ca Fe
(2)电离能 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。第一电离能越 小 ，越易失去电子，金属的活泼性就越强。
②规律
同周期元素：从左到右第一电离能变 大 。但 ⅡA ⅤA 反常. 同族元素：从上到下第一电离能变 小 。 同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越 大 ， 大 再失去电子需克服的电性引力越来越 大 ，消耗的能量越来越 大 来越 。 ，逐级电离能越
s区
p区 d区 ds区 f区
ns1～2
ns2np1～6 (n－1)d1～9ns1～2 (n－1)d10ns1～2 (n－2)f1～14(n－1)d0～2ns2
4. 元素周期律
(1)原子半径
②变化规律
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐 减小 ；同主族元 素从上到下，原子半径逐渐 增大 。
。
④应用：判断元素金属性、非金属性的强弱。金属的电负性一般 大于 1.8，非金属的 电负性一般 小于 既有 金属 1.8，位于非金属三角区边界的元素的电负性则在1.8左右，它们 性。
性，又有 非金属
判断元素化合价的正负： 判断化学键的类型： 一般说电负性差小于1.7为共价键，大于1.7为离子键。
(4)对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与其 右下方 相邻的主族元素的某些性质相似，如Li 和 Mg ，Be和 (5)元素周期律 ①概念 元素的性质随 原子序数递增 呈现 周期性 变化。 ②实质 元素周期律的实质是 元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。 Al 。
1．(2010·原创)下列表示式错误的是( A．Na＋的轨道表示式： B．Na＋的结构示意图：
)
C．Na的电子排布式：1s22s22p63s1
D．Na的简化电子排布式：[Ne]3s1
解析：Na＋是Na原子失去了最外层的3s电子，只剩下1s、2s和2p轨道上的电子
共10个，但A选项违背了泡利不相容原理。 答案：A
2.同主族从上到下：电子层数越大→原子半径越大→原子核对核外电子的吸引力越 小→失电子能力增强，得电子能力减弱，金属性增强，非金属性减弱。 3.同周期从左→右：电子层数相同，核电荷数越大→原子半径越小→原子核对核外 电子的吸引力增强 →失电子能力减弱，得电子能力增强 → 元素的金属性减弱， 非金属性增强。
3.元素周期表的分区 按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5个区，分别 为 s区 、 d区 、 ds区 、 p区 、 f区 ，各区分别包括 ⅠA、ⅡA族 元素、
ⅠB、ⅡB族 元素、 ⅢA～ⅦA族和0族 元素、 镧系和锕系 素， ⅢB～Ⅷ族元素、
其中 s
区(H除外d )
区、ds
3．能层与能级 (1)能层 能层符号 K L M N O P Q
多电子原子的核外电子 能量 是不同的。按电子的 能量 差异，可将核外电子分成不
同的能层,离核越近，电子能量越 低 ，离核越远，电子能量越 2n2个。 高 。原子核
外电子的每一个能层(序数为n)最多可容纳的电子数为
(2)能级 多电子原子中，同一能层的电子， 能量 也不同，因此还可以把同一能层分成 不同的能级 。能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能
ⅤA：ns2np3
ⅥA：ns2np4
ⅦA：ns2np5
2．第二周期元素基态原子的轨道表示式：
3．外围电子(价电子) ① 主族元素的外围电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属原子的外围电子 排布为ns1。
②副族元素外围电子与其最外层电子和内层电子有关。如铁元素原子的外围电
子排布为3d64s2。 ③基态原子核外电子的电子排布式可简化为：
方向依次排布，即1s,2s,2p, 3s,3p,4s,3d,4p, 5s,4d,5p……该原理适用于绝大多 数基态原子的核外电子排布。 6 ． 基 态 原 子 的 核 外 电 子 在 原 子 轨 道 上 排 列 要 遵 循 三 个 原 则：能量最低原理 、 泡利原理 、 洪特规则 。
(1)能量最低原理、基态与激发态、光谱 ①能量最低原理
【例1】(2009·上海化学，2)以下表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动状态描 述最详尽的是( )
A．∶He
B.
C．ls2
D.
解析：A、B、C三个选项只是表达出氦原子核外有2个电子，而D项能详尽地描
述出电子的运动状态。
答案：D
到目前为止，我们学过的表示原子结构的化学用语有多种，它们各有不同的侧重。
(3)电负性 ①含义Biblioteka Baidu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 。非金属性越强。
②标准：以氟的电负性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 作为标准，得出了各元素的电负性。
③变化规律：在元素周期表中，从左到右元素的电负性逐渐 增大 ，
从上到下元素的电负性逐渐 减小
人教版2011创新设计一轮复习课件选修3
第一节原子结构与性质
1. 了解原子结构的构造原理，了解原子的核外电子能级分布，能用电子排 布式表示常见元素(1～36号)原子的核外电子排布。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。了解元素电负 性的含义。
1．电子运动的特点：①质量极小；②运动空间极小；③极高速运动。 2．电子云 电子云是电子在核外空间各处 出现概率 的形象化描述。黑点密的地方表示电子 出现的概率 大 ，黑点疏的地方表示电子出现的概率 小 。
周 期
原子序 数起
基态原子的 电子排布式
原子序 数止
基态原子的电子排布式
二
三 四 五 六
3
11 19 37 55
[He]2s1
[Ne]3s1 [Ar]4s1 [Kr]5s1 [Xe]6s1
10
18 36 54 86
1s22s22p6
1s22s22p63s23p6 1s22s22p63s23p63d104s24p6 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6
提示：26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3＋价层电子的电子排布式为3d5，Fe2＋
价层电子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量 最低”的原则，3d5处于半满状态，结构更为稳定，所以Fe3＋较Fe2＋更为稳定。
1．元素周期表结构
2．从电子排布式认识元素周期表
选修3
物质结构与性质
物质结构与性质是选修教材选修3的内容，系统地分析研究了物质结构与性质的 基础内容，在高考中有较重的份量。 原子结构与性质部分常考查原子结构的构造原理、电子能级分布、电子的电子排 布式、轨道表示式以及电离能、电负性的含义，
分子结构与性质常考查共价键中δ键和π键、有关理论判断简单分子或离子的构型。
量按 s、p、d、f 的顺序升高。
4．原子轨道 电子云轮廓图给出了电子在 核外经常出现 的区域。这种电子云轮廓图称为原 子轨道。
原了轨道
s P
轨道形状
球形 纺锤形
轨道个数
1 3
第1电子层：只有 s 轨道。 第2电子层：有 s、p 两种轨道。 第3电子层：有 s、p、d 三种轨道。
s的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。
升华：在同周期元素第一电离能的递变过程中，ⅡA族和ⅤA族作为特例出现，
第一电离能分别比同周期相邻的元素都高，这主要是因为ⅡA族元素原子最
外电子层的s轨道处于全充满状态，p轨道处于全空状态，ⅤA族的元素原子 最外层3个能量相同的p轨道处于半充满状态，均属于相对稳定的状态，故 这两个主族的元素原子相对难失去第1个电子，第一电离能相对较大，属于 电离能周期性变化的特例，如I(Al)＜I(Mg)、I(S)＜I(P)。
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。
②基态与激发态
原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，跃迁过程中伴随着能量的变化。 基态原子 ③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，用光谱仪摄取得到的各种元素电子的吸收光谱或发射光谱，总称为 原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。 激发态原子
区和 f
区的元素都为金属。
注意：根据元素原子最后一个电子填充的原子轨道所属的能级不同，将元素周期
表中的元素分为5个区，并以此电子所处能级的符号作为该区的符号。 元素的化学性质主要由价电子决定，而周期表的分区主要基于元素的价电子构型， 处于同一区内的元素价电子排布是相似的，具体情况如下表所示。
分区
价层电子的电子排布式
(4)轨道表示式，如 的情况表达的就更加详细。
这个式子，对氧原子核外电子排布
另外，还需特别关注，有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有 1个电子 的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满 (如p6和d10)、半充满 (如p3和d5)和全空 (如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如：
r1s < r2s < r3s
p的原子轨道是纺锤形的，每个p能级有3个轨道，它们在三维空间内互相垂直， 分别以px、py、pz为符号。p原子轨道的平均半径也随能层序数的增大而增大。
5．构造原理
构造原理：多电子原子的核外电子排布遵循
构造原理，根据构造原理可以写出元素基态
原子的电子排布式。随着 原子核电荷数 的 递增，基态原子的核外电子按照右图中箭头的
电子排布式 1s22s22p3 1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s23p64s2 1s22s22p63s23p63d64s2
简化电子排布式 [He]2s22p3 [Ne]3s23p5 [Ar]4s2 [Ar]3d64s2
思考：
请用核外电子排布的相关规则解释Fe3＋较Fe2＋更稳定的原因？
化学用语是高考考查的重点之一，其中包括表示原子结构和化学变化的内容。表 示原子结构的常见化学用语有：原子结构示意图，如硫 号，如S，电子排布式，如1s22s22p63s23p4，轨道表示式，如 它们的侧重面各不相同。虽然这些内容难 度不大，但必须认真把握。 原子核组成符
1．各主族元素的价电子排布式： ⅠA：ns1 ⅡA：ns2 ⅢA：ns2np1 ⅣA：ns2np2
元素周期表中，元素原子的结构(核外电子排布)决定该元素在周期表中的位置(哪 一周期哪一族)，由该元素在周期表中的位置可推知该元素的性质。即：
1．原子结构与周期表 (1)核外电子层数＝周期数。 (2)主族元素的最外层电子数＝价电子数＝主族序数＝最高正价数。 (3)质子数＝原子序数＝原子核外电子数＝核电荷数。 (4)负价绝对值＝8－主族数(限ⅣA～ⅦA)。
[稀有气体元素符号 ]＋外围电子 (即将基态原子的电子排布式中与稀有气体相同的
部分用该稀有气体的元素符号表示 )。如11Na可表示为[Ne]3s1、19K可表示为[Ar]4s1、
1 37Rb可表示为[Kr]5s 。
④每种元素的化合价与其外围电子有关。如26Fe的外围电子为3d64s2，铁原子失去 4s轨道上的电子生成 Fe2＋ ，铁原子失去 4s 轨道上的两个电子和 3d轨道上的一个电 子时生成Fe3＋。