第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（章末復(fù)習(xí)） 【知識建構(gòu)+拓展延伸】 高二化學(xué)精講精練（人教版2019選擇性必修2）

章末復(fù)習(xí)第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一、能層與能級1.能層（shell）（電子層）(1)分類依據(jù)

在多電子的原子里核外電子的能量是不同的，根據(jù)核外電子的能量差異，將核外電子分成不同的能層。即電子層。1、原子是由原子核和核外電子組成2、核外電子是分層排布的;3、離核越遠(yuǎn)的電子,能量越高。電子層能層能層越高，電子的能量越高能層一二三四五六七符號K

L

M

N

OPQ最多電子數(shù)2=2×128=2×22

18=2×3232=2×42

50=2×5272=2×6298=2×72

能層序數(shù)1、2、3、4、5、6、7分別用K、L、M、N、O、P、Q表示。能層越高,電子的能量越高。能量的高低順序為E(K)<E(L)<E(M)<E(N)<E(O)<E(P)<E(Q)。電子的能層由內(nèi)向外排序,其序號、符號以及所能容納的最多電子數(shù)如下:(2)能層的表示方法及各能層最多容納的電子數(shù)（1）先排能量低的電子層，再排能量高的電子層，由里往外。（2）每一層最多容納電子數(shù)：2n2個。（3）最外層電子數(shù)不超過8個（K層為最外層時不超過2個）。（4）次外層電子數(shù)不超過18個，倒數(shù)第三層不超過32個。核外電子的排布能量規(guī)律:1、原子核外電子總是盡可能先排布在能量較低的電子層上，然后由內(nèi)

向外依次排布在能量逐漸升高的電子層。2、能層越高，電子的能量越高，能量的高低順序為E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)核外電子的排布數(shù)量規(guī)律:①同一能層的電子,又被分成不同能級,分別用相應(yīng)能層的序數(shù)和字母表示，如n能層的能級按能量由低到高的排列順序為ns、np、nd、nf等依次用

等表示。能級數(shù)=能層序數(shù)，任一能層的能級總是從s能級開始,能級的字

母代號按s、p、d、f……排序,每個能級最多可容納的電子數(shù)依次為自然

數(shù)1、3、5、7……的2倍。②每一能層中最多容納的電子數(shù)為2n2(n代表能層序數(shù))。③不同能層中符號相同的能級所容納的最多電子數(shù)相同。點撥意義：表示氣態(tài)原子失去電子難易程度物理量。2、判斷原子失去電子的數(shù)目或形成的陽離子的電荷1、第一電離能可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。

第一電離能越小，越易失電子，金屬的活潑性就越強(qiáng)。因此

堿金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強(qiáng)。第一電離能影響因素⑴核電荷數(shù)電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越多、半徑越小、核對外層電子引力越大、越不易失去電子，電離能越大。⑵原子半徑同族原子半徑越大、原子核對外層電子的引力越小，越易失電子，電離能越小。第一電離能

電離能隨原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化。第一電離能【思考與討論】①以ⅡA、ⅦA族為例，同主族元素的第一電離能變化有何規(guī)律？②以二、三周期為例，同周期元素的第一電離能變化有何規(guī)律？（1）同主族元素的原子，隨著核電

荷數(shù)的增大，I1逐漸減小。（2）同周期元素的原子，隨著核電荷數(shù)的增大，I1呈增大趨勢。【思考與討論】從原子結(jié)構(gòu)角度解釋為何呈現(xiàn)這樣的規(guī)律？（1）同主族原子半徑增大，核對最外層電子的吸引力減小，I1逐漸減小。（2）同周期原子半徑減小，核對最外層電子的吸引力增大，I1呈增大趨勢。HeNeArHLiNaBeBCNOFMgAlSiPSCl短周期元素的第一電離能在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一電離能大于相鄰的元素的第一電離能。為什么？（1）所失電子的能級：能量：3s2<3p1（2）價層電子排布：全空、半滿、全滿狀態(tài)更穩(wěn)定，所需能量高?；瘜W(xué)鍵：

元素相互化合，相鄰的原子之間產(chǎn)生的強(qiáng)烈的化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵。鍵合電子：原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子電負(fù)性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小定義意義

元素的電負(fù)性越大，其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)，表示該元素越容易接受電子，越不容易失去電子，形成陰離子的傾向越大。反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱，表示該元素越不不易接受電子，越容易失去電子，形成陽離子的傾向越大電負(fù)性

以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，得出各元素的電負(fù)性。電負(fù)性是相對值，沒單位。大小的標(biāo)準(zhǔn)電負(fù)性電負(fù)性的周期性變化電負(fù)性電負(fù)性隨原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化電負(fù)性的周期性變化(1)在圖中找出電負(fù)性最大和最小的元素;(2)總結(jié)出元素電負(fù)性隨原子序數(shù)遞增有什么變化規(guī)律？1、一般來說，同周期元素

從左到右，元素的電負(fù)

性逐漸變大；2、同族元素從上到下，元

素的電負(fù)性逐漸變小。

3、金屬元素的電負(fù)性較小，

非金屬元素的電負(fù)性較大。量子力學(xué)對原子核外電子運動狀態(tài)的描述原子序數(shù)元素名稱元素符號電子排布式KLMNO1氫H1s12氦He1s23鋰Li1s22s14鈹Be1s22s25硼B(yǎng)1s22s22p16碳C1s22s22p27氮N1s22s22p38氧O1s22s22p4原子序數(shù)元素名稱元素符號電子排布式KLMNO9氟F1s22s22p510氖Ne1s22s22p611鈉Na1s22s22p63s112鎂Mg1s22s22p63s213鋁Al1s22s22p63s23p114硅Si1s22s22p63s23p215磷P1s22s22p63s23p316硫S1s22s22p63s23p4練習(xí)：根據(jù)構(gòu)造原理，寫出下列基態(tài)原子的核外電子排布式(1)21Sc：______________________________；(2)26Fe：______________________________。1s22s22p63s23p63d14s2

1s22s22p63s23p63d64s2

能量交錯思考與討論4：根據(jù)核外電子在能層中的排布規(guī)律和構(gòu)造原理，寫出基態(tài)24Cr、29Cu的核外電子排布式。

Cr基態(tài)原子的電子排布式：Cu基態(tài)原子的電子排布式：1s22s22p63s23p63d54s11s22s22p63s23p63d104s1半充滿全充滿能量較低狀態(tài)穩(wěn)定全充滿（p6，d10，f14）全空時（p0，d0，f0）半充滿（p3，d5，f7）

↑

↑

↑np3對于能量相同的軌道(同一能級),當(dāng)電子排布處于全滿、半滿、全空時比較穩(wěn)定,整個體系的能量最低。Cr：1s22s22p63s23p63d44s2Cu：1s22s22p63s23p63d94s2Cr：1s22s22p63s23p63d54s1Cu：1s22s22p63s23p63d104s1√√1913年，波爾提出氫原子模型，電子在線性軌道上繞核運行

量子力學(xué)指出，一定空間運動狀態(tài)的電子并不在玻爾假定的線性軌道上運行，而在核外空間各處都可能出現(xiàn)，但出現(xiàn)的概率不同，可以算出它們的概率密度分布。P表示電子在某處出現(xiàn)的概率V表示該處的體積

概率密度：ρ=1．概率密度電子云

氫原子的1s電子在原子核外出現(xiàn)的概率分布圖

小點是1s電子在原子核外出現(xiàn)外出現(xiàn)的概率密度的形象描述,s電子云為球形,p電子云是啞鈴狀。

小點越密，表明概率密度越大電子云s電子云呈球形，p電子云呈啞鈴形或紡錘形。電子云除s電子云外，其他電子云都不是球形的。例如p電子的原子軌道呈啞鈴狀。p能級有三個原子軌道，它們互相垂直，分別以px、py、pz表示，同一能層中px、py、pz的能量相同。原子軌道P軌道的空間取向性原子軌道原子軌道S能級的原子軌道P能級的原子軌道d能級原子軌道有5個f能級原子軌道有7個原子軌道各能級包含的原子軌道數(shù)（1）ns能級各有1個原子軌道；（2）np能級各有3個原子軌道；

（3）nd能級各有5個原子軌道；（4）nf能級各有7個原子軌道；能層數(shù)KLMNOPQn能級數(shù)1234567軌道n2原子軌道能層能級原子軌道數(shù)原子軌道符號電子云輪廓圖形狀取向K1s——L2s——2pM3s——3p3d——————11s球形——12s球形——32px、2py、2pz啞鈴形相互垂直13s球形——33px、3py、3pz啞鈴形相互垂直5——————原子軌道

在一個原子軌道里,最多只能容納2個電子,且它們的自旋相反。這個原理被稱為泡利原理（也稱泡利不相容原理）（1）軌道表示式（又稱電子排布圖）：表示電子排布的一種圖式，如鈉

的基態(tài)原子的軌道表示式如下：↑↓1s2s2p3s↑↓↑↑↓↑↓↑↓Na1s22s22p63s1Na泡利原理↑↓1s2s2p3s↑↓↑↑↓↑↓↑↓Na1s22s22p63s1Na泡利原理1、用□或○代表一個原子軌道，能量相同的原子軌道（簡并軌道）的方框

相連。不同能級中的□或○要相互分開，同一能級中的□或○要相互連接4、箭頭表示一種自旋狀態(tài)的電子，一個箭頭表示一個電子，↓↑”稱電子

對，“↓”或“↑”表示單電子，箭頭同向，自旋平行，箭頭相反，自

旋相反。2、整個電子排布圖中各能級的排列順序要與相應(yīng)的電子排布式一致3、通常在方框下方或者上方標(biāo)記能級符號↑↓1s2s2p3s↑↓↑↑↓↑↓↑↓Na1s22s22p63s1Na泡利原理電子排布的軌道表示式泡利原理鋁原子核外電子排布式

鋁原子外層成對電子對的數(shù)目為6,有一個單電子。洪特規(guī)則洪特規(guī)則不僅適用于基態(tài)原子，也適用于基態(tài)離子洪特規(guī)則適用于電子填入簡并軌道，并不適用于電子填入能量不同的軌道洪特F.Hund,1896—1997能量較低狀態(tài)穩(wěn)定全充滿（p6，d10，f14）全空時（p0，d0，f0）半充滿（p3，d5，f7）

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↑np3對于能量相同的軌道(同一能級),當(dāng)電子排布處于全滿、半滿、全空時比較穩(wěn)定,整個體系的能量最低。Cr：1s22s22p63s23p63d44s2Cu：1s22s22p63s23p63d94s2Cr：1s22s22p63s23p63d54s1Cu：1s22s22p63s23p63d104s1√√能量最低原理在構(gòu)建基態(tài)原子時，電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進(jìn)入能量高的軌道，使整個原