第一章《原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》知識(shí)點(diǎn)歸納

1、第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識(shí)點(diǎn)歸納課標(biāo)要求. 了解原子核外電子的能級(jí)分布，能用電子排布式表示 常見元素的（ 136 號(hào)）原子核外電子的排布。了解原子核外 電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。2. 了解元素電離能的含義，并能用以說明元素的某種性 質(zhì)3. 了解原子核外電子在一定條件下會(huì)發(fā)生躍遷，了解其 簡單應(yīng)用。4. 了解電負(fù)性的概念，知道元素的性質(zhì)與電負(fù)性的關(guān)系。 要點(diǎn)精講一. 原子結(jié)構(gòu)1. 能級(jí)與能層2. 原子軌道3. 原子核外電子排布規(guī)律（ 1）構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電 中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運(yùn)動(dòng)軌道（能 級(jí)），叫做構(gòu)造原理。能級(jí)交錯(cuò)：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入 4s 軌道，后

2、進(jìn)入 3d 軌道，這種現(xiàn)象叫能級(jí)交錯(cuò)。說明：構(gòu)造原理并不是說 4s 能級(jí)比 3d 能級(jí)能量低（實(shí) 際上 4s 能級(jí)比 3d 能級(jí)能量高） ，而是指這樣順序填充電子 可以使整個(gè)原子的能量最低。也就是說，整個(gè)原子的能量不 能機(jī)械地看做是各電子所處軌道的能量之和。（2）能量最低原理 現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實(shí)，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理 能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能 量高低，而不局限于某個(gè)能級(jí)。（ 3 ）泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原子中，不可 能同時(shí)存在 4 個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。換言之，一個(gè)軌道 里最多只能容納兩個(gè)電子，且電旋方向

3、相反（用“fj”表 示），這個(gè)原理稱為泡利（ Pauli ）原理。（ 4）洪特規(guī)則： 當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道（能量相同）時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相 同，這個(gè)規(guī)則叫洪特（Hund）規(guī)則。洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、d、 f 軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時(shí)，原子處于 較穩(wěn)定的狀態(tài)。即 p0、 d0、 f0、 p3、 d5、 f7 、 p6、 d10、 f14 時(shí)，是較穩(wěn)定狀態(tài)。4. 基態(tài)原子核外電子排布的表示方法（ 1）電子排布式 用數(shù)字在能級(jí)符號(hào)的右上角表明該能級(jí)上排布的電 子數(shù)，這就是電子排布式。 為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的

4、部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號(hào) 外加方括號(hào)表示，例如 k： Ar4s1 。（2）電子排布圖（軌道表示式） 每個(gè)方框或圓圈代表一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭頭代表一個(gè) 電子。二、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表. 原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系（1） 每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1每周期結(jié)尾元素的最外層電子排布式除He 為 1s2 外，其余為ns2np6。He核外只有2個(gè)電子，只有1個(gè)s軌道，還未 出現(xiàn) p 軌道，所以第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期 不同。（2）一個(gè)能級(jí)組最多所容納的電子數(shù)等于一個(gè)周期所 包含的元素種類。但一個(gè)能級(jí)組不一定全部是能量相同的能 級(jí)，而是能量相近的能級(jí)。2、元素周期表的分區(qū)（

5、1）根據(jù)核外電子排布 分區(qū) 各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點(diǎn) 若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周 期表中的位置。即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其 族序數(shù)，但應(yīng)注意過渡元素（副族與第忸族）的最大能層為 其周期數(shù)， 外圍電子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù) （鑭系、 錒系除外）。三. 元素周期律. 電離能、電負(fù)性（ 1）電離能是指氣態(tài)原子或離子失去 1 個(gè)電子時(shí)所需 要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去 1 個(gè)電 子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù) 值越小，原子越容易失去 1 個(gè)電子。在同一周期的元素中， 堿金屬（或第I A族）第一電離能最小，稀有

6、氣體（或0族） 第一電離能最大， 從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢。 同主族元素， 從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比 第一電離能要大（ 2）元素的電負(fù)性用來描述不同元素的原子對鍵合電 子吸引力的大小。以氟的電負(fù)性為 4.0 ，鋰的電負(fù)性為 1.0 作為相對標(biāo)準(zhǔn) , 得出了各元素的電負(fù)性。電負(fù)性的大小也可 以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度，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”的電負(fù)性在 1.8 左右。它們既有金 屬性，又有非金屬性。（ 3）電負(fù)性的應(yīng)用判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱金屬的電負(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。 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