新人教版高中化學(xué)選擇性必修第二冊高中化學(xué)知識點(diǎn)填空04-第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（答案版）

第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)

一、能層與能級

1、能層

(1)含義：根據(jù)核外電子的能量不同，將核外電子分為不同的能層(電子層)。

(2)序號及符號：能層序號一、二、三、四、五、六、七……分別用K、L、M、N、O、P、Q……表示，其

中每層所容納的電子數(shù)最多為2n2個。

(3)能量關(guān)系：能層越高，電子的能量越高，能量的高低順序?yàn)镋(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)

＜E(Q)。

2、能級

(1)含義：根據(jù)多電子原子的同一能層的電子的能量也可能不同，將它們分為不同能級。

(2)表示方法：分別用相應(yīng)能層的序數(shù)和字母s、p、d、f等表示，如n能層的能級按能量由低到高的

排列順序?yàn)閚s、np、nd、nf等。

3、能層、能級與最多容納的電子數(shù)

能層(n)一二三四五六七……

符號KLMNOPQ……

能級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s……

最多電22626102610142……

子數(shù)281832………………2n2

由上表可知：

(1)能層序數(shù)等于該能層所包含的能級數(shù)，如第三能層有3個能級。

(2)s、p、d、f各能級可容納的最多電子數(shù)分別為1、3、5、7的2倍。

(3)原子核外電子的每一能層最多可容納的電子數(shù)是2n2(n為能層的序數(shù))。

二、基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜

1、基態(tài)原子與激發(fā)態(tài)原子

(1)基態(tài)原子：處于最低能量狀態(tài)的原子。

(2)激發(fā)態(tài)原子：基態(tài)原子吸收能量，它的電子會躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。

2、光譜

(1)光譜的成因及分類

1

(2)光譜分析：在現(xiàn)代化學(xué)中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。

三、構(gòu)造原理與電子排布式

1、構(gòu)造原理

(1)含義

以光譜學(xué)事實(shí)為基礎(chǔ)，從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入能級的順序稱為構(gòu)造原理。

(2)示意圖

2、電子排布式

將能級上所容納的電子數(shù)標(biāo)在該能級符號右上角，并按照能層從左到右的順序排列的式子。

如氮原子的電子排布式為：

例：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

2

①2He：1s；

224

②8O：1s2s2p____；

226

③10Ne：__1s2s2p___；

22622

④14Si：__1s2s2p3s3p__；

22626

⑤18Ar：__1s2s2p3s3p___；

226261

⑥19K：__1s2s2p3s3p4s__；

2262612

⑦21Sc：_1s2s2p3s3p3d4s____；

2262662

⑧26Fe：__1s2s2p3s3p3d4s___。

四、電子云與原子軌道

1、概率密度

1913年，玻爾提出氫原子模型，電子在線性軌道上繞核運(yùn)行。量子力學(xué)指出，一定空間運(yùn)動狀態(tài)

P

的電子在核外空間各處都可能出現(xiàn)，但出現(xiàn)的概率不同，可用概率密度(ρ)表示，即ρ＝(P表示電子在

V

2

某處出現(xiàn)的概率；V表示該處的體積)。

2、電子云

(1)定義：處于一定空間運(yùn)動狀態(tài)的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述。

(2)含義：用單位體積內(nèi)小黑點(diǎn)的疏密程度表示電子在原子核外出現(xiàn)概率大小，小黑點(diǎn)越密，表示概率

密度越大。

(3)形狀

3、原子軌道

(1)概念：量子力學(xué)把電子在原子核外的一個空間運(yùn)動狀態(tài)稱為一個原子軌道。

(2)形狀

①s電子的原子軌道呈球形，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。

②p電子的原子軌道呈啞鈴形，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。

(3)各能級所含有原子軌道數(shù)目

能級符號nsnpndnf

軌道數(shù)目1357

4、原子軌道與能層序數(shù)的關(guān)系

(1)不同能層的同種能級的原子軌道形狀相同，只是半徑不同。能層序數(shù)n越大，原子軌道的

半徑越大。如：

(2)s能級只有1個原子軌道。p能級有3個原子軌道，它們互相垂直，分別以px、py、pz表示。在同一能層

中px、py、pz的能量相同。

(3)原子軌道數(shù)與能層序數(shù)(n)的關(guān)系：原子軌道數(shù)目＝n2。

3

五、泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理

（一）原子核外電子的排布規(guī)則

1、泡利原理：在一個原子軌道里，最多只能容納2個電子，它們的自旋相反，常用上下箭頭(↑和↓)

表示自旋相反的電子。

2、電子排布的軌道表示式(電子排布圖)

8O的軌道表示式如下：

例：根據(jù)上面回答下列問題：

(1)簡并軌道：能量相同的原子軌道。

(2)電子對：同一個原子軌道中，自旋方向相反的一對電子。

(3)單電子：一個原子軌道中若只有一個電子，則該電子稱為單電子。

(4)自旋平行：箭頭同向的單電子稱為自旋平行。

(5)在氧原子中，有3對電子對，有2個單電子。

(6)在氧原子中，有5種空間運(yùn)動狀態(tài)，有8種運(yùn)動狀態(tài)不同的電子。

3、洪特規(guī)則

(1)內(nèi)容：基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨(dú)分占，且自旋平行。

(2)特例：在簡并軌道上的電子排布處于全充滿、半充滿和全空狀態(tài)時，具有較低的能量和較大的穩(wěn)

定性。

全充滿：p6、d10、f14

相對穩(wěn)定的狀態(tài)全空：p0、d0、f0

半充滿：p3、d5、f7

22626512262642

如：24Cr的電子排布式為1s2s2p3s3p3d4s，為半充滿狀態(tài)，易錯寫為1s2s2p3s3p3d4s。

4、能量最低原理

(1)內(nèi)容：在構(gòu)建基態(tài)原子時，電子將盡可能地占據(jù)能量最低的原子軌道，使整個原子的能量最低。

(2)因素：整個原子的能量由核電荷數(shù)、電子數(shù)和電子狀態(tài)三個因素共同決定。

注意：書寫軌道表示式時，常出現(xiàn)的錯誤及正確書寫

（二）核外電子的表示方法

電子排布式與軌道表示式的比較

4

含義用數(shù)字在能級符號右上角標(biāo)明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式

電子排布式意義能直觀反映出核外的電子層、能級及各能級上的電子數(shù)

實(shí)例K：1s22s22p63s23p64s1

為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體原子結(jié)構(gòu)的部分

含義

簡化電子排以相應(yīng)稀有氣體元素符號外加方括號表示

布式意義避免書寫電子排布式過于繁瑣

實(shí)例K：[Ar]4s1

含義每個方框代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子

意義能直觀反映出電子的排布情況及電子的自旋狀態(tài)

軌道表示式

實(shí)例

Al：

熟記第四周期未成對電子數(shù)規(guī)律

未成對電子數(shù)及其占據(jù)的原子軌道元素符號及價電子排布

4sK：4s1,Cu：3d104s1

13dSc：3d14s2

4pGa：4s24p1，Br：4s24p5

3dTi：3d24s2，Ni：3d84s2

2

4pGe：4s24p2，Se：4s24p4

3dV：3d34s2，Co：3d74s2

3

4pAs：4s24p3

43dFe：3d64s2

53dMn：3d54s2

63d和4sCr：3d54s1

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第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)

一、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表

1、元素周期律：元素的性質(zhì)隨元素原子的核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性遞變。

2、元素周期系：元素按其原子核電荷數(shù)遞增排列的序列。

3、元素周期表：呈現(xiàn)周期系的表格，元素周期系只有一個，元素周期表多種多樣。

4、三張有重要?dú)v史意義的周期表

(1)門捷列夫周期表：門捷列夫周期表又稱短式周期表，重要特征是從第四周期開始每個周期截成兩

截，第1～7族分主副族，第八族稱為過渡元素。

(2)維爾納周期表

維爾納周期表是特長式周期表，每個周期一行，各族元素、過渡金屬、稀有氣體、鑭系和錒系，各有

各的位置，同族元素上下對齊，它確定了前五個周期的元素種類。

(3)玻爾元素周期表

玻爾元素周期表特別重要之處是把21～28、39～46等元素用方框框起，這說明他已經(jīng)認(rèn)識到，這些框

內(nèi)元素的原子新增加的電子是填入內(nèi)層軌道的，他已經(jīng)用原子結(jié)構(gòu)解釋元素周期系了，玻爾元素周

期表確定了第六周期為32種元素。

（二）構(gòu)造原理與元素周期表

1、元素周期表的基本結(jié)構(gòu)

(1)周期元素種數(shù)的確定

第一周期從1s1開始，以1s2結(jié)束，只有兩種元素。其余各周期總是從ns能級開始，以np結(jié)束，

從ns能級開始以np結(jié)束遞增的核電荷數(shù)(或電子數(shù))就等于每個周期里的元素?cái)?shù)目。

周期ns～np電子數(shù)元素?cái)?shù)目

～

一1s1222

～～

二2s122p1688

～～

三3s123p1688

～～～

四4s123d1104p161818

～～～

五5s124d1105p161818

～～～～

六6s124f1145d1106p163232

～～～～

七7s125f1146d1107p163232

(2)元素周期表的形成

若以一個方格代表一種元素，每個周期排一個橫排，并按s、p、d、f分段，左側(cè)對齊，可得到如下元

素周期表：

6

若將p段與p段對齊，d段與d段對齊、f段單獨(dú)列出，將2s2與p段末端對齊，則得到書末的元素周期

表：

2、元素周期表探究

(1)元素周期表的結(jié)構(gòu)

短周期：3個第一、二、三周期

周期：7個共7個橫行

長周期：4個第四、五、六、七周期

主族：7個ⅠA～ⅦA族

副族：個Ⅲ～Ⅶ族，Ⅰ～Ⅱ族

元素周期表族：16個共18個縱列7BBBB

Ⅷ族：1個第8、9、10縱列

0族：1個稀有氣體元素

(2)元素周期表的分區(qū)

①根據(jù)核外電子的排布分區(qū)

按電子排布式中最后填入電子的能級符號可將元素周期表分為s、p、d、f4個區(qū)，而ⅠB、ⅡB族這2

個縱行的元素的核外電子因先填滿了(n－1)d能級而后再填充ns能級而得名ds區(qū)。5個區(qū)的位置關(guān)系如

下圖所示。

②根據(jù)元素的金屬性和非金屬性分區(qū)

7

3、元素的對角線規(guī)則

(1)在元素周期表中，某些主族元素與其右下方的主族元素(如圖)的有些性質(zhì)是相似的(如鋰和鎂在過

量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過氧化物)，這種相似性被稱為“對角線規(guī)則”。

(2)處于“對角線”位置的元素，它們的性質(zhì)具有相似性。

實(shí)例分析：

①鋰和鎂的相似性

A、鋰與鎂的沸點(diǎn)較為接近：

元素LiNaBeMg

沸點(diǎn)/℃1341881.424671100

B、鋰和鎂在氧氣中燃燒時只生成對應(yīng)的氧化物，并且Li2O和MgO與水反應(yīng)都十分緩慢。

點(diǎn)燃點(diǎn)燃

4Li＋O2=====2Li2O、2Mg＋O2=====2MgO。

C、鋰和鎂與水的反應(yīng)都十分緩慢，并且生成的氫氧化物難溶于水，附著于金屬表面阻礙反應(yīng)的進(jìn)行。

D、鋰和鎂都能直接與氮?dú)夥磻?yīng)生成相應(yīng)的氮化物L(fēng)i3N和Mg3N2。

E、鋰和鎂的氫氧化物在加熱時，可分解為Li2O、H2O和MgO、H2O。

F、在堿金屬的氟化物、碳酸鹽和磷酸鹽中，只有鋰鹽是難溶于水的，相應(yīng)的鎂鹽也難溶于水。

②鈹和鋁的相似性

A、鈹與鋁都可與酸、堿反應(yīng)放出氫氣，并且鈹在濃硝酸中也發(fā)生鈍化。

B、二者的氧化物和氫氧化物都既能溶于強(qiáng)酸又能溶于強(qiáng)堿溶液：

Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O，Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O；

Be(OH)2＋2HCl===BeCl2＋2H2O，Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O。

C、二者的氧化物Al2O3和BeO的熔點(diǎn)和硬度都很高。

D、BeCl2和AlCl3都是共價化合物，易升華。

③硼和硅的相似性

A、自然界中B與Si均以化合物的形式存在。

8

B、B與Si的單質(zhì)都易與強(qiáng)堿反應(yīng)，且不與稀酸反應(yīng)：

2B＋2KOH＋2H2O===2KBO2＋3H2↑，Si＋2KOH＋H2O===K2SiO3＋2H2↑。

C、硼烷和硅烷的穩(wěn)定性都比較差，且都易水解。

D、硼和硅的鹵化物的熔、沸點(diǎn)比較低，易揮發(fā)，易水解。

解題技巧：根據(jù)原子結(jié)構(gòu)特征判斷元素在元素周期表中的位置

確定確定

電子排布式――→價電子排布式――→

二、元素周期律

（一）原子半徑

1、影響原子半徑大小的因素

(1)電子的能層數(shù)：電子的能層越多，電子之間的排斥作用使原子半徑增大。

(2)核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用就越大，使原子半徑減小。

2、原子半徑的遞變規(guī)律

(1)同周期：從左至右，核電荷數(shù)越大，半徑越小。

(2)同主族：從上到下，核電荷數(shù)越大，半徑越大。

3、原子或離子半徑的比較方法

(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子。例

如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。

(2)能層結(jié)構(gòu)相同的離子：核電荷數(shù)越大，半徑越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。

(3)帶相同電荷的離子：能層數(shù)越多，半徑越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，

r(O2－)＜r(S2－)＜(Se2－)＜r(Te2－)。

(4)核電荷數(shù)、能層數(shù)均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K＋)與r(Mg2＋)，可選r(Na＋)為

參照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。

解題技巧：粒子半徑比較的一般思路

(1)“一層”：先看能層數(shù)，能層數(shù)越多，一般微粒半徑越大。

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(2)“二核”：若能層數(shù)相同，則看核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越大，微粒半徑越小。

(3)“三電子”：若能層數(shù)、核電荷數(shù)均相同，則看核外電子數(shù)，電子數(shù)多的半徑大。

（二）元素的電離能

1、元素第一電離能的概念與意義

(1)概念

①第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量

叫做第一電離能，符號：I1。

②逐級電離能：氣態(tài)基態(tài)一價正離子再失去一個電子成為氣態(tài)基態(tài)二價正離子所需的最低能量

叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電

子會更加困難，因此同一原子的各級電離能之間存在如下關(guān)系：I1<I2<I3……

(2)意義：可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失

去一個電子；第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個電子。

2、元素第一電離能變化規(guī)律

(1)每個周期的第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，即一般來說，隨著

核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈增大趨勢。

(2)同一族，從上到下第一電離能逐漸減小。

3、電離能的應(yīng)用

(1)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素原子核外電子的排布及元素的化合價。如Li：I1I2<I3，表明Li原子核外的三

個電子排布在兩個能層上(K、L能層)，且最外層上只有一個電子，易失去?一個電子形成＋1價陽

離子。

(2)判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱：I1越大，元素的非金屬性越強(qiáng)；I1越小，元素的金屬性越強(qiáng)。

注意：電離能的影響因素及特例

(1)電離能數(shù)值的大小主要取決于原子的核電荷數(shù)、原子半徑及原子的電子構(gòu)型。

(2)具有全充滿、半充滿及全空的電子構(gòu)型的元素穩(wěn)定性較高，其電離能數(shù)值較大，如稀有氣體的電離能

在同周期元素中最大，N為半充滿、Mg為全充滿狀態(tài)，其電離能均比同周期相鄰元素大。一般情況，

10

第一電離能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。

解題技巧：電離能的應(yīng)用

(1)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價，如K：I1I2＜I3，表明K原子易失去一個電子形成＋1

價陽離子。?

(2)判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱：I1越大，元素的非金屬性越強(qiáng)；I1越小，元素的金屬性

越強(qiáng)。

（三）電負(fù)性

1、有關(guān)概念與意義

(1)鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。

(2)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。電負(fù)性越大的原子，對鍵合電子

的吸引力越大。

(3)電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：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)。

2、遞變規(guī)律

(1)同周期，自左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強(qiáng)、金屬性逐漸減弱。

(2)同主族，自上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)、非金屬性逐漸減弱。

3、應(yīng)用

(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱

①金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如

鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。

②金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。

(2)判斷元素的化合價

①電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值。

②電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元