第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（知識清單）-高二化學(xué)（人教版2019選擇性必修2）

第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識清單考點(diǎn)1能層與能級基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜一、能層與能級1.能層（相當(dāng)于必修中的電子層）①定義：核外電子按能量不同分成能層。②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)及能層的能量與能層離原子核距離的關(guān)系：能層一二三四五六七符號KLMNOPQ最多電子數(shù)281832507298離核遠(yuǎn)近近遠(yuǎn)能量高低低高即能層越高，電子的能量越高，離原子核越遠(yuǎn)2.能級①定義：同一能層的電子，還被分成不同能級。②能級的符號和所能容納的最多電子數(shù)如下表：能層12345能層符號KLMNO能級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p……最多電子數(shù)226261026101426281832……2n23、能層與能級的有關(guān)規(guī)律（1）能級的個數(shù)=所在能層的能層序數(shù)（2）能級的字母代號總是以s、p、d、f排序，字母前的數(shù)字是它們所處的能層序數(shù)，它們可容納的最多電子數(shù)依次為自然數(shù)中的奇數(shù)序列1,3,5,7…的2倍。即s級最多容納2個電子，p級最多容納6個電子，d級最多容納10個電子，f級最多容納14個電子（3）英文字母相同的不同能級中所能容納的最多電子數(shù)相同。例如，1s、2s、3s、4s…能級最多都只能容納2個電子。（4）每一能層最多容納電子數(shù)為2n2（n為能層序數(shù)）（5）f能級的最小能層為4，d能級的最小能層為3（6）能級能量大小的比較：先看能層，一般情況下，能層序數(shù)越大，能量越高；再看同一能層各能級的能量順序?yàn)椋篍(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)……（7）不同能層中同一能級，能層序數(shù)越大，能量越高。例如：E(1s)<E(2s)<E(3s)（8）不同原子同一能層，同一能級的能量大小不同。例如：Ar的1s能級的能量≠S的1s能級的能量二、基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜1.基態(tài)與激發(fā)態(tài)(1)基態(tài)原子：處于最低能量狀態(tài)的原子叫做基態(tài)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?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子(3)基態(tài)原子與激發(fā)態(tài)原子的關(guān)系注：①電子的躍遷是物理變化(未發(fā)生電子轉(zhuǎn)移),而原子得失電子發(fā)生的是化學(xué)變化。②電子可以從基態(tài)躍遷到激發(fā)態(tài)，相反也可以從較高能量的激發(fā)態(tài)躍遷到較低能量的激發(fā)態(tài)乃至基態(tài)，釋放能量。光（輻射）是電子躍遷釋放能量的重要形式。舉例：焰火、霓虹燈光、激光、熒光、LED燈光等2.原子光譜(1)定義：不同元素原子的電子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。(2)形成原因：(3)分類：吸收光譜：明亮背景的暗色譜線發(fā)射光譜：暗色背景的明亮譜線(4)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?？键c(diǎn)2構(gòu)造原理與電子排布式1.構(gòu)造原理(1)內(nèi)容：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)構(gòu)造原理示意圖：圖中用小圓圈表示一個能級，每一行對應(yīng)一個能層，箭頭引導(dǎo)的曲線顯示遞增電子填入能級的順序。注：電子填充的常見一般規(guī)律：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s(3)能級交錯：構(gòu)造原理告訴我們，隨核電荷數(shù)遞增，電子并不總是填滿一個能層后再開始填入下一個能層的。這種現(xiàn)象被稱為能級交錯。注：①構(gòu)造原理呈現(xiàn)的能級交錯源于光譜學(xué)事實(shí)，是經(jīng)驗(yàn)的，而不是任何理論推導(dǎo)的結(jié)果。構(gòu)造原理是一個思維模型，是個假想過程。②能級交錯現(xiàn)象是電子隨核電荷數(shù)遞增而出現(xiàn)的填入電子順序的交錯，并不意味著先填的能級能量一定比后填的能級能量低2.電子排布式(1)定義：電子排布式是用核外電子分布的能級及各能級上的電子數(shù)來表示電子排布的式子。(2)表示方法：(3)書寫方法——“三步法”（構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的主要依據(jù)）第一步：按照構(gòu)造原理寫出電子填入能級的順序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s第二步：根據(jù)各能級容納的電子數(shù)填充電子。第三步：去掉空能級，并按照能層順序排列即可得到電子排布式。注：(1)在書寫電子排布式時，一般情況下，能層低的能級要寫在左邊，而不是按構(gòu)造原理的順序?qū)?。?）在得出構(gòu)造原理之前，由原子光譜得知有些過渡金屬元素基態(tài)原子電子排布不符合構(gòu)造原理，如Cr和Cu的最后兩個能級的電子排布分別為3d54s1和3d104s1。由此可見，構(gòu)造原理是被理想化了的。(5)簡化電子排布式①定義：將原子中已經(jīng)達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分，用相應(yīng)的稀有氣體元素符號外加方括號表示的式子稱為簡化電子排布式。②表示方法：如氮、鈉、鈣的簡化電子排布式分別為[He]2s22p3、[Ne]3s1、[Ar]4s2。(6)價層電子排布式①價電子層的定義：為突出化合價與電子排布的關(guān)系，將在化學(xué)反應(yīng)中可能發(fā)生電子變動的能級稱為價電子層(簡稱價層)。②價電子的位置：對于主族元素和零族元素來說，價電子就是最外層電子。表示方法：nsx或nsxnpy對于副族和第VIII族元素來說，價電子除最外層電子外，還可能包括次外層電子。表示方法：(n1)dxnsy或ndx(鈀4d10)或(n2)fx(n1)dynsz或(n2)fxnsy③舉例：元素周期表中給出了元素的價層電子排布式。如Cl的價層電子排布式為3s23p5,Cr的價層電子排布式為3d54s1?？键c(diǎn)3電子云與原子軌道1.電子云(1)概率密度：用P表示電子在某處出現(xiàn)的概率，V表示該處的體積，則稱為概率密度，用ρ表示。(2)電子云：由于核外電子的概率密度分布看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云。換句話說，電子云是處于一定空間運(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。注：①電子云圖表示電子在核外空間出現(xiàn)概率的相對大小。電子云圖中小點(diǎn)越密，表示電子出現(xiàn)的概率越大。②電子云圖中的小點(diǎn)并不代表電子，小點(diǎn)的數(shù)目也不代表電子實(shí)際出現(xiàn)的次數(shù)。③電子云圖很難繪制，使用不方便，故常使用電子云輪廓圖。(3)電子云輪廓圖：①繪制電子云輪廓圖的目的：表示電子云輪廓的形狀，對核外電子的空間運(yùn)動狀態(tài)有一個形象化的簡便描述。例如，繪制電子云輪廓圖時，把電子在原子核外空間出現(xiàn)概率P=90%的空間圈出來②s電子、p電子的電子云輪廓圖s電子的電子云輪廓圖：所有原子的任一能層的s電子的電子云輪廓圖都是球形，只是球的半徑不同。同一原子的能層越高，s電子云的半徑越大，如下圖所示。這是由于1s、2s、3s……電子的能量依次增高，電子在離核更遠(yuǎn)的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴(kuò)展。圖：同一原子的s電子的電子云輪廓圖p電子的電子云輪廓圖：p電子云輪廓圖是啞鈴狀的。每個p能級都有3個相互垂直的電子云，分別稱為px、py,和pz，右下標(biāo)x、y、z分別是p電子云在直角坐標(biāo)系里的取向，如圖所示。p電子云輪廓圖的平均半徑隨能層序數(shù)的增大而增大。圖：px、py、pz的電子云輪廓圖2.原子軌道(1)定義：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。各能級的一個伸展方向的電子云輪廓圖即表示一個原子軌道。(2)不同能層的能級、原子軌道及電子云輪廓圖注：①同一能層中，不同能級原子軌道的能量及空間伸展方向不同；但同一能級的幾個原子軌道的能量相同②人們把同一能級的幾個能量相同的原子軌道稱為簡并軌道。(3)各能級所含原子軌道的數(shù)目能級符號nsnpndnf軌道數(shù)目1357考點(diǎn)4泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理1.電子自旋（1）定義：電子除空間運(yùn)動狀態(tài)外，還有一種狀態(tài)叫做自旋。電子自旋可以比喻成地球的自轉(zhuǎn)。（2）兩種取向及表示方法：電子自旋在空間有順時針和逆時針兩種取向。常用方向相反的箭頭“↑”和“↓”表示自旋狀態(tài)相反的電子。注：①自旋是微觀粒子普遍存在的一種如同電荷、質(zhì)量一樣的內(nèi)在屬性。②能層、能級、原子軌道和自旋狀態(tài)四個方面共同決定電子的運(yùn)動狀態(tài)，電子能量與能層、能級有關(guān)，電子運(yùn)動的空間范圍與原子軌道有關(guān)③一個原子中不可能存在運(yùn)動狀態(tài)完全相同的2個電子。2、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，這個原理被稱為泡利原理（也稱為泡利不相容原理）。3,電子排布的軌道表示式(1)含義：軌道表示式(又稱電子排布圖)是表述電子排布的一種圖式。舉例：如氫和氧的基態(tài)原子的軌道表示式：(2)書寫要求：①在軌道表示式中，用方框(也可用圓圈)表示原子軌道，1個方框代表1個原子軌道，通常在方框的下方或上方標(biāo)記能級符號。②不同能層及能級的原子軌道的方框必須分開表示，能量相同（同一能層相同能級）的原子軌道(簡并軌道)的方框相連。③箭頭表示一種自旋狀態(tài)的電子，“↑↓”稱電子對，“↑”或“↓”稱單電子(或稱未成對電子);箭頭同向的單電子稱自旋平行，如基態(tài)氧原子有2個自旋平行的2p電子。④軌道表示式的排列順序與電子排布式順序一致，即按能層順序排列。有時畫出的能級上下錯落，以表達(dá)能量高低不同。⑤軌道表示式中能級符號右上方不能標(biāo)記電子數(shù)。(3)書寫方法：以Si原子為例，說明軌道表示式中各部分的含義：4.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，稱為洪特規(guī)則。注：①洪特規(guī)則只針對電子填入簡并軌道而言，并不適用于電子填入能量不同的軌道。②當(dāng)電子填入簡并軌道時，先以自旋平行依次分占不同軌道，剩余的電子再以自旋相反依次填入各軌道。(2)特例：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高的穩(wěn)定性。舉例：如基態(tài)24Cr的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1,為半充滿狀態(tài)，易錯寫為1s22s22p63s23p63d44s2；基態(tài)29Cu的電子排布式為[Ar]3d104s1，易錯寫為[Ar]3d94s2。5.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，這就是能量最低原理。(2)說明：①基態(tài)原子的能量最低，故基態(tài)原子的電子排布是能量最低的原子軌道組合。②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，相鄰能級能量相差很大時，電子填入能量低的能級即可使整個原子能量最低(如所有主族元素的基態(tài)原子);而當(dāng)相鄰能級能量相差不太大時，有1~2個電子占據(jù)能量稍高的能級可能反而降低了電子排斥能而使整個原子能量最低(如所有副族元素的基態(tài)原子)。③基態(tài)原子的核外電子排布遵循泡利原理、洪特規(guī)則和能量最低原理?？键c(diǎn)5原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1、元素周期律（1）定義：元素的性質(zhì)隨原子的核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性遞變，這一規(guī)律叫做元素周期律（2）實(shí)質(zhì)：元素性質(zhì)的周期性變化是元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結(jié)果。2、元素周期系定義：元素按其原子核電荷數(shù)遞增排列的序列稱為元素周期系。這個序列中的元素性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的重復(fù)。3、元素周期表（1）含義：元素周期表是呈現(xiàn)元素周期系的表格。（2）元素周期系與元素周期表的關(guān)系：注：①門捷列夫提出的原子序數(shù)是按相對原子質(zhì)量從小到大的順序?qū)υ剡M(jìn)行編號②原子序數(shù)是按照元素核電荷數(shù)由小到大的順序給元素編號而得到的序數(shù)。③原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)4、元素周期表的結(jié)構(gòu)：（1）周期（七橫七周期，三短四長）從上到下類別各周期原子的電子層數(shù)各周期最多容納的元素種類數(shù)同周期內(nèi)原子序數(shù)變化規(guī)律第一周期短周期12依次遞增依次遞增左右第二周期28第三周期38第四周期長周期418第五周期518第六周期632（含鑭系15種元素）第七周期732（含錒系15種元素）（2）族（十八縱行十六族，七主八副一0）列數(shù)123456789101112131415161718類別主族副族第VIII族副族主族0族名稱IAIIAIIIBIVBVBVIBVIIB第VIII族IBIIBIIIAIVAVAVIAVIIA0族注：電子層數(shù)=周期序數(shù)；主族元素族序數(shù)=原子最外層電子數(shù)5、根據(jù)構(gòu)造原理得出的核外電子排布與周期中元素種類數(shù)的關(guān)系：各周期總是從ns能級開始、以np結(jié)束(第一周期除外，第一周期從1s1開始，以1s2結(jié)束),中間按照構(gòu)造原理依次排滿各能級。而從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)，具體數(shù)據(jù)如下：6、原子核外電子排布與族的關(guān)系族按族分類價層電子排布式價層電子數(shù)特點(diǎn)IA主族ns11族序數(shù)=最外層電子數(shù)=價層電子數(shù)ⅡAns22ⅢAns2np13IVAns2np24VAns2np35ⅥAns2np46ⅦAns2np57ⅢB副族(鑭系、錒系除外)(n1)d110ns123價層電子數(shù)=族序數(shù)ⅣB4VB5VIB6VIIB7IB11（n1）d軌道為全充滿狀態(tài)，族序數(shù)=最外層ns軌道上的電子數(shù)ⅡB12ⅧⅧ族(n1)d610ns028Ⅷ族第1列元素的價電子數(shù)=族序數(shù)Ⅷ族第2列元素的價電子數(shù)為9Ⅷ族第3列元素的價電子數(shù)為1091000族1s2或ns2np6(n>1)2或8為原子軌道全充滿的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)小結(jié)：對于主族和0族元素而言，價層電子數(shù)=ns能級上的電子數(shù)或ns+np能級上的電子總數(shù)對于副族（鑭系和錒系除外）和第VIII族而言，價層電子數(shù)=(n1)d+ns能級上的電子總數(shù)7、元素周期表的分區(qū)（1）按電子排布分區(qū)①按核外電子排布式中最后填入電子的能級符號可將元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分為s、p、d、f4個區(qū)，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外電子因先填滿了(n1)d能級而后填充ns能級而得名ds區(qū)。這5個區(qū)的位置關(guān)系如圖所示。②各區(qū)元素原子的價層電子排布、元素的位置及類別分區(qū)元素位置價層電子排布式元素種類及性質(zhì)特點(diǎn)s區(qū)IA族、ⅡA族ns12原子的核外電子最后排布在ns能級上，屬于活潑金屬元素(H除外),為堿金屬元素和堿土金屬元素p區(qū)ⅢA~ⅦA族及0族ns2np16(He除外)原子的核外電子最后排布在np能級(He為s能級)上，為非金屬元素和少數(shù)金屬元素d區(qū)ⅢB~ⅦB族(鑭系、錒系除外)以及Ⅷ族(n1)d19ns12(Pd除外)為過渡金屬元素，原子的核外電子最后排布在(n1)d能級上，d軌道可以不同程度地參與化學(xué)鍵的形成ds區(qū)IB族、ⅡB族(n1)d10ns12為過渡金屬元素，核外電子先填滿(n1)d能級而后再填充ns能級，由于d軌道已填滿電子，因此d軌道一般不參與化學(xué)鍵的形成f區(qū)鑭系和錒系(n2)f014(n1)d02ns2鑭系元素化學(xué)性質(zhì)相似；錒系元素化學(xué)性質(zhì)相似（2）按金屬元素與非金屬元素分區(qū)①金屬元素、非金屬元素在元素周期表中的位置沿著周期表中硼、硅、砷、碲、砹、與鋁、鍺、銻、釙、之間畫一條線，線的左邊是金屬元素(氫除外),線的右邊是非金屬元素。非金屬元素要集中在元素周期表右上角的三角區(qū)內(nèi)(如圖)。②金屬與非金屬交界處元素的性質(zhì)特點(diǎn)在元素周期表中位于金屬和非金屬分界線上的元素兼有金屬和非金屬的性質(zhì)，位于此處的元素(如硼、硅、鍺、砷、銻等)常被稱為半金屬或類金屬(一般可用作半導(dǎo)體材料)。8、對角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(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，如圖所示?？键c(diǎn)6元素周期律一.原子半徑1.影響原子半徑大小的因素：電子的能層數(shù)和核電荷數(shù)。2.影響方式：注：因?yàn)橄∮袣怏w元素與其他元素的原子半徑的判定依據(jù)不同，一般不將其原子半徑與其他原子的半徑相比較。3.微粒半徑大小比較①同種元素的微粒：陰離子>原子>陽離子；低價離子>高價離子②電子層數(shù)越多，半徑越大（一般情況下）；特例：堿金屬元素的原子半徑比其下一周期的大多數(shù)非堿金屬元素的原子半徑要大③電子層數(shù)相同時，原子序數(shù)越小，半徑越大，即“序小徑大”二.電離能1.第一電離能（1）定義：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。（2）符號和單位：常用符號I表示，常用單位是kJ·mol1（3）意義：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。（4）變化規(guī)律①一般規(guī)律：同周期：隨原子序數(shù)的遞增而增大；同周期中，第一電離能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有氣體元素；第一電離能最大的元素是氦。同主族：隨原子序數(shù)的遞增而減?、谔乩壕哂腥錆M、半充滿及全空的電子構(gòu)型的原子穩(wěn)定性較高，其電離能數(shù)值較大。例如：第IIA族>第IIIA族；第VA族>第VIA族③過渡元素的第一電離能的變化不太規(guī)則，同周期元素中隨著元素原子核電荷數(shù)的增加，第一電離能略有增加。總之，第一電離能的周期性遞變是原子半徑、核外電子排布周期性變化的結(jié)果。2、逐級電離能（1）含義：原子的+1價氣態(tài)基態(tài)離子再失去1個電子所需要的最低能量叫做第二電離能，依次類推。可以表示為M(g)=M+(g)+eI1(第一電離能)M+(g)=M2+(g)+eI2(第二電離能)M2+(g)=M3+