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专题复习
专题2 原子结构与元素性质
道尔顿原子模型
葡萄干布丁模型
核式模型
玻尔模型
“有核行星”
量子力学模型
一、人类对原子结构的认识
①原子核外电子在一系列稳定的轨道上运动，既不放出能量，也不吸收能量。
②不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是不连续的。
③原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生跃迁。
n=1
n=2
n=3
n=4
基态：能量最低的状态，最稳定，离核最近
激发态：高于基态的其它能量状态
玻尔认为，原子轨道的能量变化是不连续的，即量子化的。
当电子吸收了能量（如光能、热能等）后，就会从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上。处于能量较高轨道的电子不稳定，会回到能量较低的轨道上，当电子从能量较高的轨道回到能量较低的轨道时，就会发射出光子，发出光的波长取决于两个轨道的能量之差。
二、原子核外电子的运动特征
根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，认为核外电子处于不同的电子层上，用n表示
分层标准 电子离核的远近 电子层(n) 1 2 3 4 5 6 7
符号 __ __ __ __ __ __ __
能量 _______ 离核 _______ K
L
M
N
O
P
Q
低→高
近→远
电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。原子轨道是用量子力学描述电子在原子核外空间运动的主要区域。
原子轨道用表示电子层的n和表示原子轨道形状的s、p、d、f 结合起来共同表示。
如1s、2s、2p(2px、2py、2pz)、3d等。
轨道的类型不同，能量不同，形状也不同。
球形对称，一个原子轨道；
n越大,原子轨道的半径越大。
s 轨道：
p 轨道：
p 电子云轮廓图是纺锤形的。每个p能级都有3个相互垂直的电子云，分别称为px、py,和pz，右下标x、y、z分别是p电子云在直角坐标系里的取向。
d轨道和f轨道：
d轨道有5个伸展方向（5个轨道）
f轨道有7个伸展方向（7个轨道）
原子轨道的类型
原子轨道 形状 延伸方向 轨道数 可容纳的
电子数
s
p
d
f
球形
1
1
2
纺锤形
3
3
6
5
5
10
7
7
14
原子轨道的伸展方向=原子轨道数
原子轨道能量高低规律
2.形状相同的原子轨道能量的高低：1s＜2s＜3s＜4s…
1.处于相同电子层的原子轨道能量的高低：ns＜np＜nd＜nf。
3.电子层和形状均相同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。
电子自旋
原子核外电子的自旋可以有两种不同的状态，通常人们用向上的箭头“↑”和向下的箭头“↓”来表示这两种不同的自旋状态。
“电子自旋”并非真像地球绕轴自转一样，它只是代表电子的两种不同状态。
三、原子核外电子排布的构造原理
①能量最低原理
原子核外电子先占据能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态，从而满足能量最低原理。
能量升高
能量升高
②泡利不相容原理
每个原子轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子。
每一种运动状态的电子只有一个。
由于每一个原子轨道包括两种运动状态，所以每一个原子轨道最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
因为s、p、d、f轨道的原子轨道数分别为1，3，5，7个，所以s、p、d、f各原子轨道分别最多能容纳2，6，10，14个电子。
1
2
3
He
3p
3s
2p
2s
1s
↑↓
能量
③洪特规则
原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占在不同的原子轨道上，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低，这个规则称为洪特规则。
洪特规则特例
光谱实验发现，能量相同的原子轨道在全满、半满和全空条件时，
体系能量较低，原子较稳定。
基态原子核外电子排布的表示方法
原子结构示意图
电子式
电子排布式
简化电子排布式
价电子排布式
电子排布图
价层电子排布图
S：1s22s22p63s23p4
[Ne]3s23p4
S：3s23p4
四、原子核外电子排布的周期性
除第1周期外，每隔一定数目的元素，元素原子的最外层电子数重复出现从1逐渐增加到8的周期性变化。
1、最外层电子数目的变化
2、外围电子排布的变化
周期
元素数
1s
2s
2p
3s
3p
4s
3d
4p
5s
4d
5p
4f
5d
6p
6s
5f
6d
7p
7s
……
一
二
三
四
五
六
七
2
8
8
18
18
32
32
五、元素周期表中区的划分
原子的电子层数=能级中最高电子层序数=周期序数
外围电子排布与周期表的关系
主族元素原子的外围电子数=该元素在周期表中的主族序数
族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
外围电子排布 ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2
np5
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) 。
六、元素第一电离能的周期性变化
1.电离能
气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。
符号: I 单位: kJ·mol-1
2.意义
可利用电离能数值判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。
电离能数值越大,该气态原子越难失去电子。
电离能数值越小,该气态原子越容易失去电子。
规律1：同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
规律2：同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。
规律3：同一周期中碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。
规律4：具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高，其第一电离能数值较大。
六、元素第一电离能的周期性变化
M(g)==M+(g)+e-　I1(第一电离能)
M+(g) ==M2+(g)+e-　I2(第二电离能)
M2+(g)== M3+ (g)+e-　I3(第三电离能)
3.元素的逐级电离能
电离能
I1
I3
I2
铍
原
子
同一原子:I1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
4.电离能的应用
确定元素原子的核外电子排布
Li的逐级电离能I1 I2判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数
如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。
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。
七、元素电负性的周期性变化
1.电负性
衡量元素在化合物中吸引电子的能力。
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
2.电负性的应用
①判断元素的金属性与非金属性的强弱
电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱。
电负性 ＞ 1.8 非金属元素
电负性 ＜ 1.8 金属元素
电负性 ≈ 1.8 类金属元素
②判断共价化合物中元素的化合价的正负
在化合物中，电负性大的显负价，电负性小的显正价。
判断化学键的类型
电负性相差很大
离子键
(相差>1.7)
电负性相差不大
共价键
(相差<1.7)
但也有特例（如HF）
但也有特例（如NaH）
2.电负性的应用
3、对角线规则
“对角线”规则又称斜线关系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素的性质相类似。
在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。
有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则：
锂1.0、镁1.2；铍1.5、铝1.5；硼2.0、硅1.8。

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