第一章《原子结构与性质》知识点+（2019新）人教版高中化学高二选择性必修二.rar

1第一章第一章 原子结构与性质原子结构与性质第一节第一节 原子结构原子结构一、能层与能级一、能层与能级（一）能层：核外电子按能量不同分成能层。能层一二三四五六七符号KLMNOPQ最多电子数281832507298离核远近近 远能量高低低 高即能层越高，电子的能量越高，离原子核越远（二）能级：同一能层的电子，还被分成不同能级。能层一二三四五能层符号KLMNO能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p226261026101426最多电子数281832 2n2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）能级的字母代号总是以 s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列 1，3，5，7的 2 倍。即 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。（3）每一能层最多容纳电子数为 2n2（n 为能层序数） 。二、基态与激发态二、基态与激发态原子光谱原子光谱（一）基态原子与激发态原子基态原子：处于最低能量状态的原子叫做基态原子。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【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。举例：焰火、霓虹灯光、激光、荧光、LED 灯光等（二）原子光谱21、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三、构造原理与电子排布式三、构造原理与电子排布式(一)构造原理1、内容：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、构造原理示意图：图中用小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，箭头引导的曲线显示递增电子填入能级的顺序。3、能级交错：构造原理告诉我们，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。这种现象被称为能级交错。电子填入能级顺序的一般规律：电子填入能级顺序的一般规律： 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s（二）电子排布式1、电子排布式中能级符号右上角的数字表示该能级的电子数。如：Al 原子电子排布式中各符号、数字的意义为2、书写方法“三步法” （构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据）第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s。3第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。【注】电子排布式书写时，电子填入按能级顺序，但最终按能层顺序排列。24Cr 的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu 的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s13、简化电子排布式（1）定义：将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。（2）表示方法：如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为He2s22p3、Ne3s1 、Ar4s2。4、价层电子排布式（1）价电子层的定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层(简称价层)。（2）价电子的位置：对于主族元素和零族元素来说，价电子就是最外层电子。表示方法：nsx或 nsxnpy对于副族元素来说，价电子不仅是最外层电子，还涉及次外层电子，某些元素的倒数第三层电子也可成为价电子。（3）举例：元素周期表中给出了元素的价层电子排布式。如 Cl 的价层电子排布式为 3s23p5，Cr 的价层电子排布式为 3d54s1。四、电子云与原子轨道四、电子云与原子轨道（一）电子云1、概率密度：用 P 表示电子在某处出现的概率，V 表示该处的体积，则 P/V 称为概率密度，用 表示。2、电子云：由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。【注】 （1）电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对大小。电子云图中小点越密，表示电子出现的概率密度越大。（2）电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子实际出现的次数。（3）电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图。3、电子云轮廓图为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。把电子在原子核外空间出现概率 P90%的空间圈出来，即电子云轮廓图。（二）原子轨道1、定义：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。42、形状： s 电子的原子轨道呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 p 电子云轮廓图是呈哑铃状的。每个 p 能级都有 3 个相互垂直的电子云，分别称为 px、py和pz，右下标 x、y、z 分别是 p 电子云在直角坐标系里的取向，如图所示。3、各能级所含有原子轨道数目【注】原子轨道与能层序数的关系：(1) 不同能层的同种能级的原子轨道形状相同，只是半径不同。能层序数 n 越大，原子轨道的半径越大。(2) 同一能层中，不同能级原子轨道的能量及空间伸展方向不同；但同一能级的几个原子轨道的能量相同人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为简并轨道。五、泡利原理、洪特规则、能量最低原理五、泡利原理、洪特规则、能量最低原理（一）泡利原理一个原子轨道中最多只能容纳两个电子且两个电子自旋状态相反洪特规则基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。如 np3： 特例：简并轨道上电子排布为全充满、半充满或全空状态时，原子的能量最低，状态最稳定。如 Cr：3d54s1，Cu：3d104s1能量最低原理在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低（二）轨道表示式(又称电子排布图) 书写方法：以 Si 原子为例，说明轨道表示式中各部分的含义：能级符号nsnpndnf轨道数目13575(1) 在轨道表示式中，用方框(也可用圆圈)表示原子轨道，1 个方框代表 1 个原子轨道，通常在方框的下方或上方标记能级符号。 (2) 不同能层及能级的原子轨道的方框必须分开表示，能量相同（同一能层相同能级）的原子轨道(简并轨道)的方框相连。 (3) 箭头表示一种自旋状态的电子， “”称电子对， “”或 “”称单电子(或称未成对电子);箭头同向的单电子称自旋平行，如基态氧原子有 2 个自旋平行的 2p 电子。(4) 轨道表示式的排列顺序与电子排布式顺序一致，即按能层顺序排列。有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同。(5) 轨道表示式中能级符号右上方不能标记电子数。【小结小结】1含义将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子原子(离子)结构示意图实例含义用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式电子排布式实例K：1s22s22p63s23p64s1含义为了避免电子排布式书写过于烦琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示简化电子排布式实例K：Ar4s1含义主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式；副族元素的价电子不仅是最外层电子，还涉及次外层电子，某些元素的倒数第三层电子也可成为价电子。价电子排布式实例Al：3s23p1 Fe：3d64s2含义每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子轨道表示式(电子排布图)实例2. 原子核外电子排布的轨道能量顺序（1）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（2）不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高。例如：E(1s) E(2s)E(3s)（3）相同能层，相同能级：电子能量相同。例如 2px、2py、2pz轨道的能量相等。（4）能级交错规律：ns(n2)f(n1)d原子阳离子；低价离子高价离子。如 FeFe2+Fe3+，ClCl（3）电子层结构相同的离子，随着核电荷数的增加，离子半径减小。如 FNa+（二）电离能（二）电离能 1、第一电离能（1）定义：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。（2）元素原子第一电离能变化规律8一般规律：同周期，第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大（第一电离能最大的元素是氦） ；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。同族：从上到下第一电离能变小，表明自上而下原子越来越易失去电子。特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高，其电离能数值较大。 例如：第 IIA 族第 IIIA 族； 第 VA 族第 VIA 族过渡元素的第一电离能的变化不太规则。2、逐级电离能（1）含义：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。可以表示为 M(g)=M+(g)+e- I1 (第一电离能) M+(g)=M2+(g)+e- I2 (第二电离能)M2+(g)=M3+(g)+e- I3 (第三电离能) （2）变化规律 同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即 I1 I2 I3 当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化。如钠、镁、铝逐级失去电子的电离能：3、电离能的应用（1）推断元素原子的核外电子排布例如：Li 的逐级电离能 I1 I2 第 IIIA 族；第 VA 族第 VIA 族（三）电负性（三）电负性1、键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。2、电负性（1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 （2）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 （3）大小的标准：以氟的电负性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 作为相对标准，得出各元素的电负性。（4）变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。 金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯（5）应用判断元素的金属性或非金属性强弱 注：.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。.不能把电负性 1.8 作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准判断化学键的类型 一般认为：a.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。b.如果两个成键元素原子间的电负性差值小于 1.7，它们之间通常形成共价键。判断元素的化合价a.电负性小的元素易呈现正价；b.电负性大的元素易呈现负价解释对角线规则利用电负性可以解释对角线规则，如 Li-Mg、Be-Al、B-Si，由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。