第一章 原子结构与性质（章末复习） 【知识建构+拓展延伸】 高二化学精讲精练（人教版2019选择性必修2）

章末复习第一章原子结构与性质一、能层与能级1.能层（shell）（电子层）(1)分类依据

在多电子的原子里核外电子的能量是不同的，根据核外电子的能量差异，将核外电子分成不同的能层。即电子层。1、原子是由原子核和核外电子组成2、核外电子是分层排布的;3、离核越远的电子,能量越高。电子层能层能层越高，电子的能量越高能层一二三四五六七符号K

L

M

N

OPQ最多电子数2=2×128=2×22

18=2×3232=2×42

50=2×5272=2×6298=2×72

能层序数1、2、3、4、5、6、7分别用K、L、M、N、O、P、Q表示。能层越高,电子的能量越高。能量的高低顺序为E(K)<E(L)<E(M)<E(N)<E(O)<E(P)<E(Q)。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如下:(2)能层的表示方法及各能层最多容纳的电子数（1）先排能量低的电子层，再排能量高的电子层，由里往外。（2）每一层最多容纳电子数：2n2个。（3）最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。（4）次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。核外电子的排布能量规律:1、原子核外电子总是尽可能先排布在能量较低的电子层上，然后由内

向外依次排布在能量逐渐升高的电子层。2、能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)核外电子的排布数量规律:①同一能层的电子,又被分成不同能级,分别用相应能层的序数和字母表示，如n能层的能级按能量由低到高的排列顺序为ns、np、nd、nf等依次用

等表示。能级数=能层序数，任一能层的能级总是从s能级开始,能级的字

母代号按s、p、d、f……排序,每个能级最多可容纳的电子数依次为自然

数1、3、5、7……的2倍。②每一能层中最多容纳的电子数为2n2(n代表能层序数)。③不同能层中符号相同的能级所容纳的最多电子数相同。点拨意义：表示气态原子失去电子难易程度物理量。2、判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷1、第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。

第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此

碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。第一电离能影响因素⑴核电荷数电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。⑵原子半径同族原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越易失电子，电离能越小。第一电离能

电离能随原子序数的递增呈现周期性变化。第一电离能【思考与讨论】①以ⅡA、ⅦA族为例，同主族元素的第一电离能变化有何规律？②以二、三周期为例，同周期元素的第一电离能变化有何规律？（1）同主族元素的原子，随着核电

荷数的增大，I1逐渐减小。（2）同周期元素的原子，随着核电荷数的增大，I1呈增大趋势。【思考与讨论】从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？（1）同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，I1逐渐减小。（2）同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，I1呈增大趋势。HeNeArHLiNaBeBCNOFMgAlSiPSCl短周期元素的第一电离能在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一电离能大于相邻的元素的第一电离能。为什么？（1）所失电子的能级：能量：3s2<3p1（2）价层电子排布：全空、半满、全满状态更稳定，所需能量高。化学键：

元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小定义意义

元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强，表示该元素越容易接受电子，越不容易失去电子，形成阴离子的倾向越大。反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱，表示该元素越不不易接受电子，越容易失去电子，形成阳离子的倾向越大电负性

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。电负性是相对值，没单位。大小的标准电负性电负性的周期性变化电负性电负性随原子序数的递增呈现周期性变化电负性的周期性变化(1)在图中找出电负性最大和最小的元素;(2)总结出元素电负性随原子序数递增有什么变化规律？1、一般来说，同周期元素

从左到右，元素的电负

性逐渐变大；2、同族元素从上到下，元

素的电负性逐渐变小。

3、金属元素的电负性较小，

非金属元素的电负性较大。量子力学对原子核外电子运动状态的描述原子序数元素名称元素符号电子排布式KLMNO1氢H1s12氦He1s23锂Li1s22s14铍Be1s22s25硼B1s22s22p16碳C1s22s22p27氮N1s22s22p38氧O1s22s22p4原子序数元素名称元素符号电子排布式KLMNO9氟F1s22s22p510氖Ne1s22s22p611钠Na1s22s22p63s112镁Mg1s22s22p63s213铝Al1s22s22p63s23p114硅Si1s22s22p63s23p215磷P1s22s22p63s23p316硫S1s22s22p63s23p4练习：根据构造原理，写出下列基态原子的核外电子排布式(1)21Sc：______________________________；(2)26Fe：______________________________。1s22s22p63s23p63d14s2

1s22s22p63s23p63d64s2

能量交错思考与讨论4：根据核外电子在能层中的排布规律和构造原理，写出基态24Cr、29Cu的核外电子排布式。

Cr基态原子的电子排布式：Cu基态原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s11s22s22p63s23p63d104s1半充满全充满能量较低状态稳定全充满（p6，d10，f14）全空时（p0，d0，f0）半充满（p3，d5，f7）

↑

↑

↑np3对于能量相同的轨道(同一能级),当电子排布处于全满、半满、全空时比较稳定,整个体系的能量最低。Cr：1s22s22p63s23p63d44s2Cu：1s22s22p63s23p63d94s2Cr：1s22s22p63s23p63d54s1Cu：1s22s22p63s23p63d104s1√√1913年，波尔提出氢原子模型，电子在线性轨道上绕核运行

量子力学指出，一定空间运动状态的电子并不在玻尔假定的线性轨道上运行，而在核外空间各处都可能出现，但出现的概率不同，可以算出它们的概率密度分布。P表示电子在某处出现的概率V表示该处的体积

概率密度：ρ=1．概率密度电子云

氢原子的1s电子在原子核外出现的概率分布图

小点是1s电子在原子核外出现外出现的概率密度的形象描述,s电子云为球形,p电子云是哑铃状。

小点越密，表明概率密度越大电子云s电子云呈球形，p电子云呈哑铃形或纺锤形。电子云除s电子云外，其他电子云都不是球形的。例如p电子的原子轨道呈哑铃状。p能级有三个原子轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz表示，同一能层中px、py、pz的能量相同。原子轨道P轨道的空间取向性原子轨道原子轨道S能级的原子轨道P能级的原子轨道d能级原子轨道有5个f能级原子轨道有7个原子轨道各能级包含的原子轨道数（1）ns能级各有1个原子轨道；（2）np能级各有3个原子轨道；

（3）nd能级各有5个原子轨道；（4）nf能级各有7个原子轨道；能层数KLMNOPQn能级数1234567轨道n2原子轨道能层能级原子轨道数原子轨道符号电子云轮廓图形状取向K1s——L2s——2pM3s——3p3d——————11s球形——12s球形——32px、2py、2pz哑铃形相互垂直13s球形——33px、3py、3pz哑铃形相互垂直5——————原子轨道

在一个原子轨道里,最多只能容纳2个电子,且它们的自旋相反。这个原理被称为泡利原理（也称泡利不相容原理）（1）轨道表示式（又称电子排布图）：表示电子排布的一种图式，如钠

的基态原子的轨道表示式如下：↑↓1s2s2p3s↑↓↑↑↓↑↓↑↓Na1s22s22p63s1Na泡利原理↑↓1s2s2p3s↑↓↑↑↓↑↓↑↓Na1s22s22p63s1Na泡利原理1、用□或○代表一个原子轨道，能量相同的原子轨道（简并轨道）的方框

相连。不同能级中的□或○要相互分开，同一能级中的□或○要相互连接4、箭头表示一种自旋状态的电子，一个箭头表示一个电子，↓↑”称电子

对，“↓”或“↑”表示单电子，箭头同向，自旋平行，箭头相反，自

旋相反。2、整个电子排布图中各能级的排列顺序要与相应的电子排布式一致3、通常在方框下方或者上方标记能级符号↑↓1s2s2p3s↑↓↑↑↓↑↓↑↓Na1s22s22p63s1Na泡利原理电子排布的轨道表示式泡利原理铝原子核外电子排布式

铝原子外层成对电子对的数目为6,有一个单电子。洪特规则洪特规则不仅适用于基态原子，也适用于基态离子洪特规则适用于电子填入简并轨道，并不适用于电子填入能量不同的轨道洪特F.Hund,1896—1997能量较低状态稳定全充满（p6，d10，f14）全空时（p0，d0，f0）半充满（p3，d5，f7）

↑

↑

↑np3对于能量相同的轨道(同一能级),当电子排布处于全满、半满、全空时比较稳定,整个体系的能量最低。Cr：1s22s22p63s23p63d44s2Cu：1s22s22p63s23p63d94s2Cr：1s22s22p63s23p63d54s1Cu：1s22s22p63s23p63d104s1√√能量最低原理在构建基态原子时，电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原