第一章 原子结构与性质 基础知识填空-（2019新）人教版高中化学高二选择性必修二.rar

第一章第一章 原子结构与性质原子结构与性质一、能层与能级一、能层与能级（一）核外电子排布的一般规律（一）核外电子排布的一般规律“一低四不超一低四不超”1、能量规律能量最低原理：核外电子总是先排布在能量较 的电子层里，然后由内向外，依次排布在能量逐渐 的电子层2、数量规则：四不超：（1）每层最多容纳电子数为 （2）最外层不超过 个电子（K 层为最外层时不超过 个电子） （3）次外层不超过 个电子 （4）倒数第三层不超过 个电子（二）能层（二）能层:1、能层相当于必修一中所学的 2、电子的能层由内向外排序，其序号、符号以及所能容纳的最多电子数及能层的能量与能层离原子核距离的关系：能层能层一二三四五六七符号符号最多电子数最多电子数离核远近离核远近 能量高低能量高低 3、能层越高，电子的能量越 ，离原子核越 （三）能级（三）能级1、能级的符号和所能容纳的最多电子数如下表：能层12345能层符号能级最多电子数写通式：2、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 排序，字母前的数字是它们所处的 序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的 数序列 的 倍。即 s 级最多容纳 个电子，p 级最多容纳 个电子，d 级最多容纳 个电子，f 级最多容纳 个电子（3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数 。（4）每一能层最多容纳电子数为 （n 为能层序数）（5）f 能级的最小能层为 ，d 能级的最小能层为 （6）能级能量大小的比较：先看 ，一般情况下， 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) （7）不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越 （8）不同原子同一能层，同一能级的能量大小 。二、基态与激发态二、基态与激发态 原子光谱原子光谱（一）基态与激发态（一）基态与激发态1、基态原子：处于 能量状态的原子叫做基态原子。2、激发态原子：基态原子 能量，它的电子会跃迁到 能级，变为激发态原子3、基态原子与激发态原子的关系基态原子 能量，成为激发态原子；激发态原子 能量，成为基态原子4、电子的跃迁是 变化,原子得失电子发生的是 变化。5、光（辐射）是电子跃迁 能量的重要形式。（二）原子光谱（二）原子光谱1、形成原因：基态原子 能量，成为激发态原子，形成吸收光谱；激发态原子 能量，成为基态原子，形成发射光谱2、分类：吸收光谱： 背景的 色谱线发射光谱： 背景的 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（一）构造原理1、电子填充的常见一般规律： 2、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 后再开始填入下一个 的。这种现象被称为能级交错。3、能级交错现象是电子随核电荷数递增而出现的填入电子顺序的交错，并不意味着先填的能级能量一定比后填的能级能量 （二）电子排布式和轨道表示式（二）电子排布式和轨道表示式(又称电子排布图又称电子排布图)的书写的书写1、1-36 号元素、稀有气体基态原子的核外电子排布式原子序数元素名称元素符号电子排布式简化电子排布式1氢2氦3锂4铍5硼6碳7氮8氧9氟10氖11钠12镁13铝14硅15磷16硫17氯18氩19钾20钙21钪22钛23钒24铬25锰26铁27钴28镍29铜30锌31镓32锗33砷34硒35溴36氪54氙86氡118OgOg2、1-36 号原子的轨道表示式(又称电子排布图)1H: 2He: 3Li: 4Be: 5B: 6C: 7N: 8O: 9F: 10Ne: 11Na: 12Mg: 13Al: 14Si: 15P: 16S: 17Cl: 18Ar: 19K: 20Ca: 21Sc: 22Tl: 23V: 24Cr: 25Mn: 26Fe: 27Co: 28Ni: 29Cu: 30Zn: 31Ga: 32Ge: 33As: 34Se:35Br: 36Kr: 3、价电子的位置： （1）对于主族元素和零族元素来说，价电子就是 电子。表示方法： 或 （2）对于副族和第 VIII 族元素来说，价电子除 电子外，还可能包括 电子。表示方法： 或 (钯) 或 或 四、电子云与原子轨道四、电子云与原子轨道（一）电子云（一）电子云1、电子云：电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的 分布的形象化描述。注：(1)电子云图表示电子在核外空间出现 的相对大小。电子云图中小点越密，表示电子出现的 越大。(2)电子云图中的小点并不代表 ，小点的数目也不代表 。2、电子云轮廓图：（1）绘制电子云轮廓图时，把电子在原子核外空间出现概率 P= 的空间圈出来（2）s 电子、p 电子的电子云轮廓图 s 电子的电子云轮廓图：所有原子的任一能层的 s 电子的电子云轮廓图都是 形，只是球的半径不同。同一原子的能层越高，s 电子云的半径越 。这是由于 1s、2s、3s电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐 ，电子云越来越向更大的空间扩展。p 电子的电子云轮廓图：p 电子云轮廓图是 状的。每个 p 能级都有 个相互 的电子云，分别称为 ，右下标 x、y、z 分别是p 电子云在直角坐标系里的 。p 电子云轮廓图的平均半径随能层序数的增大而 。（二）原子轨道（二）原子轨道1、定义：量子力学把电子在原子核外的一个 称为一个原子轨道。各能级的一个伸展方向的 即表示一个原子轨道。2、同一能层中，不同能级原子轨道的能量及空间伸展方向 ；同一能级的几个原子轨道的能量 3、人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为 轨道。4、各能级所含原子轨道的数目能级符号nsnpndnf轨道数目五、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）电子自旋与泡利原理（一）电子自旋与泡利原理1、电子自旋：（1）两种取向及表示方法：电子自旋在空间有 和 两种取向。常用方向相反的箭头“ ”和“ ”表示自旋状态相反的电子。（2） 、 、 和 四个方面共同决定电子的运动状态，电子能量与 、 有关，电子运动的空间范围与 有关（3）一个原子中 存在运动状态完全相同的 2 个电子。2、泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳 个电子，它们的自旋 ，这个原理被称为泡利原理（也称为泡利不相容原理） 。（二）洪特规则（二）洪特规则1、内容：基态原子中，填入 轨道的电子总是先 ，且自旋 ，称为洪特规则。注： (1)洪特规则只针对电子填入 轨道而言，并不适用于电子填入 的轨道。(2)当电子填入 轨道时，先以 依次分占不同轨道，剩余的电子再以 依次填入各轨道。2、特例：简并轨道上的电子排布处于 、 和 状态时，具有较低的能量和较高的稳定性。（三）能量最低原理（三）能量最低原理内容：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量 的原子轨道，使整个原子的能量 ，这就是能量最低原理。六、原子结构与元素周期表六、原子结构与元素周期表（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表1、元素周期律：元素的性质随原子的 递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律2、元素周期系：元素按其原子 递增排列的序列称为元素周期系。3、元素周期表：元素周期表是呈现 的表格。4、元素周期系与元素周期表的关系： 只有一种， 有若干种注：（1）门捷列夫提出的原子序数是按 从小到大的顺序对元素进行编号（2）原子序数是按照元素 由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。（3）原子序数 核电荷数 质子数 核外电子数（二）构造原理与元素周期表（二）构造原理与元素周期表1、元素周期表的结构：（1）周期（ 横 周期， 短 长）从上到下从上到下类别类别各周期原子的电子层数各周期原子的电子层数各周期最多容纳的元素种类数各周期最多容纳的元素种类数同周期内原子序数变化规律同周期内原子序数变化规律第一周期第二周期第三周期 周期第四周期第五周期第六周期第七周期 周期左 右（2）族（ 纵行 族， 主 副 0）列数123456789101112131415161718类别名称注：电子层数 周期序数；主族元素族序数 原子最外层电子数2、原子核外电子排布与族的关系族按族分类价层电子排布式价层电子数特点I AAA主族族序数 最外层电子数 价层电子数依次递增 IVAVAAABBVBVIBVIIB价层电子数 族序数I BB副族(镧系、锕系除外)（n-1）d 轨道为 状态，族序数 最外层 ns 轨道上的电子数族族第 1 列元素的价电子数 族序数族第 2 列元素的价电子数为 族第 3 列元素的价电子数为 00 族为原子轨道 的稳定结构3、元素周期表的分区（1）按电子排布分区按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第 IB 族、第B 族除外)分为 4 个区，而第 IB 族、第B 族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d 能级而后填充 ns 能级而得名 区。各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别分区元素位置s 区p 区d 区ds 区f 区（2）按金属元素与非金属元素分区金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是 元素( 除外),线的右边是 元素。 元素要集中在元素周期表右上角的三角区内。金属与非金属交界处元素的性质特点在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有 和 的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为 或 (一般可用作 材料) 。 5、对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为 规则。 七、元素周期律七、元素周期律（一）原子半径（一）原子半径1、影响原子半径大小的因素： 和 。2、影响方式：（1）电子的能层越多，电子之间的排斥作用越 ，原子半径越 （2）核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越 ，原子半径越 3、微粒半径大小比较（1）同种元素的微粒：阴离子 原子 阳离子；低价离子 高价离子（2）电子层数越多，半径越 （一般情况下） ；特例：碱金属元素的原子半径比其下一周期的大多数非碱金属元素的原子半径要 （3）电子层数相同时，原子序数越小，半径越 （二）电离能（二）电离能 1、第一电离能（1）定义： 态电中性基态原子失去一个电子转化为 态基态正离子所需要的 能量叫做第一电离能。（2）意义：衡量元素的原子 的难易程度。第一电离能数值越小，原子越 失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越 失去一个电子。（3）变化规律一般规律：同周期：随原子序数的递增而 ；同周期中，第一电离能最小的是 的元素，最大的是 元素；第一电离能最大的元素是 。同主族：随原子序数的递增而 特例：具有 、 及 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2、逐级电离能变化规律(1)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即 I1 I2 I3 (2)当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在 发生了变化3、电离能的应用判断元素的金属性、非金属性强弱I1越大，元素的 性越强(稀有气体元素除外); I1越小，元素的 越强。（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 的电子称为键合电子2、电负性（1）定义：用来描述不同元素的原子对 的大小 （2）意义：电负性越大的原子，对 越大。 （3）大小的标准：以氟的电负性为 和锂的电负性为 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 ；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变 。 金属元素的电负性较 ，非金属元素的电负性较 。电负性最大的是 ，最小的是 （5）应用判断元素的金属性或非金属性强弱I、金属元素的电负性一般小于 ,非金属元素的电负性一般大 ,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 左右。 注：不能把电负性 作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准II、金属元素的电负性越小，金属元素越 ；非金属元素的电负性越 ，非金属元素越 。判断化学键的类型 I、如果两种成键元素的电负性差值大于 ,它们之间通常形成 键，但也有特例（如 ） 。 II、如果两种成键元素的电负性差值小于 ,它们之间通常形成 键, 但也有特例（如 ） 。 判断元素的化合价I、电负性小的元素易呈现 价II、电负性大的元素易呈现 价（6）电负性与第一电离能的关系一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能 。第一章第一章 原子结构与性质原子结构与性质一、能层与能级一、能层与能级（一）核外电子排布的一般规律（一）核外电子排布的一般规律“一低四不超一低四不超”1、能量规律能量最低原理：核外电子总是先排布在能量较 低 的电子层里，然后由内向外，依次排布在能量逐渐 升高 的电子层2、数量规则：四不超：（1）每层最多容纳电子数为 2n2 （2）最外层不超过 8 个电子（K 层为最外层时不超过 2 个电子） （3）次外层不超过 18 个电子 （4）倒数第三层不超过 32 个电子（二）能层（二）能层:1、能层相当于必修一中所学的 电子层 2、电子的能层由内向外排序，其序号、符号以及所能容纳的最多电子数及能层的能量与能层离原子核距离的关系：能层能层一二三四五六七符号符号KLMNOPQ最多电子数最多电子数281832507298离核远近离核远近近 远能量高低能量高低低 高3、能层越高，电子的能量越 高 ，离原子核越 远 （三）能级（三）能级1、能级的符号和所能容纳的最多电子数如下表：能层12345能层符号KLMNO能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p226261026101426最多电子数2818322n22、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 级最多容纳 2 个电子，p 级最多容纳 6 个电子，d 级最多容纳 10 个电子，f 级最多容纳 14 个电子（3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数 相同 。（4）每一能层最多容纳电子数为 2n2 （n 为能层序数）（5）f 能级的最小能层为 4 ，d 能级的最小能层为 3 （6）能级能量大小的比较：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) 1)2 或 8为原子轨道全充满的稳定结构3、元素周期表的分区（1）按电子排布分区按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第 IB 族、第B 族除外)分为 s、p、d、f 4 个区，而第 IB 族、第B 族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d 能级而后填充 ns 能级而得名 ds 区。各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别分区元素位置s 区IA 族、A 族p 区AA 族及 0 族d 区BB 族(镧系、锕系除外) 以及族ds 区IB 族、B 族f 区镧系和锕系（2）按金属元素与非金属元素分区金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是 金属 元素( H 除外),线的右边是非金属元素。 非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内。金属与非金属交界处元素的性质特点在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有 金属 和非金属 的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为 半金属 或 类金属 (一般可用作半导体 材料) 。 5、对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为对角线 规则。 七、元素周期律七、元素周期律（一）原子半径（一）原子半径1、影响原子半径大小的因素： 电子的能层数 和 核电荷数 。2、影响方式：（1）电子的能层越多，电子之间的排斥作用越 大 ，原子半径越 大 （2）核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越 大 ，原子半径越 小 3、微粒半径大小比较（1）同种元素的微粒：阴离子 原子 阳离子；低价离子 高价离子（2）电子层数越多，半径越 大 （一般情况下） ；特例：碱金属元素的原子半径比其下一周期的大多数非碱金属元素的原子半径要 大 （3）电子层数相同时，原子序数越小，半径越 大 （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）意义：衡量元素的原子 失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越 容易 失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越 难 失去一个电子。（3）变化规律一般规律：同周期：随原子序数的递增而增大 ；同周期中，第一电离能最小的是第一主族 的元素，最大的是稀有气体 元素；第一电离能最大的元素是 氦 。同主族：随原子序数的递增而 减小 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2、逐级电离能变化规律(1)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即 I1 I2 I3 (2)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3、电离能的应用判断元素的金属性、非金属性强弱I1越大，元素的非金属 性越强(稀有气体元素除外); I1越小，元素的 金属性 越强。（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 的电子称为键合电子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I、金属元素的电负性一般小于 1.8 ,非金属元素的电负性一般大 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。 注：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II、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 。判断化学键的类型 I、如果两种成键元素的电负性差值大于 1.7 ,它们之间通常形成 离子键，但也有特例（如 HF ） 。 II、如果两种成键元素的电负性差值小于 1.7 ,它们之间通常形成 共价 键, 但也有特例（如 NaH ） 。 判断元素的化合价I、电负性小的元素易呈现 正 价II、电负性大的元素易呈现 负 价（6）电负性与第一电离能的关系一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能 大 。