（全国通用）2019版高考化学一轮复习 第39讲 原子结构与性质学案.doc

第39讲　原子结构与性质 1．能层、能级与原子轨道 (1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N、O、P、Q……表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层，能量依次升高。 (2)能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即：E(s)E(p)E(d)E(f)。 (3)原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域，这种电子云轮廓图也就是轨道的形象化描述。 (4)原子轨道的能量关系(5)能层、能级与原子轨道关系 2.原子核外电子的排布规律 (1)构造原理：从氢原子开始，随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按下图所示的能级顺序填充的，填满一个能级再填一个新能级。这个规律称为构造原理。如图为构造原理示意图，亦即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图： (2)泡利原理 每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。 如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。 (3)洪特规则 当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。如2p3的电子排布为，不能表示为或。 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，而不是1s22s22p63s23p63d44s2。 3．电子跃迁与原子光谱 (1)能量最低原理：原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。 (2)原子的状态 ①基态原子：处于最低能量的原子。 ②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从低能级跃迁到高能级状态的原子。 (3)原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。 (4)基态、激发态及光谱示意图 4．原子结构与周期表的关系 (1)原子结构与周期的关系 每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。 (2)每族元素的价电子排布特点 ①主族 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA 排布特点 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 主族 ⅤA ⅥA ⅦA — 排布特点 ns2np3 ns2np4 ns2np5 — ②0族：He：1s2；其他：ns2np6。 ③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。 (3)元素周期表的分区与价电子排布的关系 ①周期表的分区 分区 元素分布 外围电子排布 元素性质特点 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1～2 除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应 p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6 通常是最外层电子参与反应 d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外) (n－1)d1～9 ns1～2除Pd(外) d轨道可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10 ns1～2　 金属元素 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2 ns2 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近 ②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素，又称为半金属或准金属，但不能叫两性元素。 5．元素周期律 (1)电离能 ①第一电离能：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，符号：I1，单位：kJ·mol－1。 ②规律 a．同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左到右逐渐增大的变化趋势。第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素，如第一电离能MgAl，PS。 b．同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。 c．同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多，再失去电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越大，逐级电离能越来越大(即I1I2I3……)。 (2)电负性 ①含义 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 ②标准 以氟的电负性为4.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。 ③规律 金属元素的电负性一