专题2 原子结构与元素性质

考点1 人类对原子结构的认识

1．原子结构模型的演变

（1）实心球模型：19世纪，英国科学家道尔顿提出了近代原子论，认为原子有质量，不可分割。

（2）葡萄干面包模型：19世纪末，英国物理学家汤姆生发现了电子，提出电子普遍存在于原子中。

（3）有核模型：1911年，英国物理学家卢瑟福根据α粒子散射实验，认为原子的质量主要集中在原子核上，电子在原子核外空间做高速运动。

（4）1913年，丹麦物理学家玻尔研究了氢原子光谱后，根据量子力学的观点，提出了新的原子结构模型：

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，即量子化的。

③原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生跃迁。

当电子吸收了能量后，就会从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上。处于能量较高轨道上的电子不稳定，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，发出的光的波长取决于两个轨道的能量之差。

2．现代量子力学模型

（1）电子主要在原子核周围的球形区域内运动。运动区域距离核近，电子出现的机会大；运动区域距离核远，电子出现的机会小。

（2）电子云：

用小点的疏密描述电子在原子核外空间出现的机会的大小所得到的图形叫电子云。

用小点代表电子在核外空间区域内出现的机会，小点的疏密与电子在该区域内出现的机会大小成正比。

考点2 原子核外电子的运动特征

1．电子层

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。

2．原子轨道与能级

（1）原子轨道与能级

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。

处于同一电子层的原子核外电子，可以在不同类型的原子轨道上运动，其能量也不相同，故可将同一电子层进一步划分为不同的能级。

（2）原子轨道

①类型

原子轨道的伸展方向=原子轨道数

②表示方法：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。

③各电子层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数

④原子轨道能量高低

3．电子自旋

原子核外电子有2种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。

考点3 构造原理

电子是按照一定顺序填充的，填满一个能级之后再填下一个能级，这个规律称为构造原理。原子核外电子的排布遵循构造原理的三大内容：能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。

1．能量最低原理

(1)能量最低原理

原子核外电子先占据能量低的轨道，然后依次进入能量高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。

(2)原子核外电子排布的轨道能量顺序

电子所排的轨道顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……，这是实验得到的规律，适用于大多数基态原子的核外电子排布。

三层以上的电子层中出现能级交错现象，对核外电子排布的影响很大。

2．泡利不相容原理

每个原子轨道上最多容纳两个自旋状态不同的电子。

(1)在核外电子的排布中，排在同一轨道上的两个电子，自旋方向相反；而自旋方向相同的电子，必然处于不同的轨道上。可以这样理解：在同一原子中，没有运动状态完全相同的两个电子存在，原子核外有几个电子，就有几种运动状态。

(2)根据泡利不相容原理我们可以推算出各电子层可以容纳的最多电子数。

3．洪特规则

(1)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。

如2p3的轨道表示式为：而不是或。

(2)特例：能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。这称为洪特规则特例。

如Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，3d和4s轨道均为半充满状态，原子较为稳定；又如Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104S1，3d轨道为全充满，4s轨道为半充满状态，原子较为稳定。

4．核外电子排布遵循的三个原理间的关系

在不违反泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布应使整个原子体系的能量最低。我们称原子的最低能量状态为原子的基态，能量高于基态的状态为激发态。

考点4 原子核外电子排布的表示方法

1．电子排布式

(1)电子排布式

用数字在轨道符号右上角标明该轨道上排布的电子数，例如：

15P：1s22s22p63s23p3      19K：1s22s22p63s23p63s1

(2)简化的电子排布式

为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，得到简化的电子排布式。例如：

16S：[Ne]3s23p4         21Sc：[Ar]3d14s2

(3)外围电子排布式

外围电子又称价电子，对主族元素而言，外围电子就是最外层电子。例如：

8O：2s22p4          13Al：3s23p1

2．轨道表示式

将每一个原子轨道用一个方框表示，在方框内标明基态原子核外电子分布的式子称为轨道表示式。例如Al的轨道表示式为：

3．核外电子排布式的书写

（1）书写原子的电子排布式时，应按照电子层的顺序书写，如铁原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，而不是1s22s22p63s23p64s23d6。

（2）书写离子的电子排布式时，先失去最外层电子，再失去内层电子，如Fe2+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d6，Fe3+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d5。

考点5 原子光谱与光谱分析

1．原子光谱形成原因

在通常情况下，原子核外电子的排布总是使整个原子处于能量最低的状态。

当处于能量最低状态的原子吸收能量后，电子能从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上。

电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，将释放出能量。

2．原子光谱分类

发射光谱：原子中的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，放出光子，将发出的光通过棱镜就得到原子的原子发射光谱。

吸收光谱：原子中的电子吸收光子，原子中的电子从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道，然后将透过光通过棱镜，就得到原子吸收光谱。

3．光谱分析

通过原子发射光谱或吸收光谱检测元素，称为光谱分析。

考点6 原子核外电子排布的周期性

1．最外层电子数目的变化

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。

2．核外电子排布的周期性变化规律

每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化(第1周期除外)。

3．外围电子排布的变化

(1)第2、3周期从左到右，元素原子的外围电子排布呈现从ns1到ns2np6的变化。

(2)第4周期，从左到右，元素原子的外围电子排布呈现从4s1经过3d1～104s1～2逐渐过渡到4s24p6。

(3)第5周期元素原子的外围电子排布与第4周期元素外围电子排布有相似的变化规律。

4．元素周期表中区的划分

根据元素原子的外围电子排布特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区和f区。

(1)s区：包含ⅠA和ⅡA两族元素，除氢元素外，其余都是活泼的金属元素。

(2)p区：包含ⅢA～ⅦA族及0族元素，除氢元素外，所有的非金属元素都在p区。

(3)d区：包含ⅢB～ⅦB、Ⅷ族的元素。

(4)ds区：包含ⅠB和ⅡB族的元素。

(5)f区：镧系和锕系元素。

考点7 元素的电离能

1．第一电离能的含义

某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量。

符号：I1。

M(g) - e- → M+(g)

2．第一电离能的意义

(1)第一电离能可以衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。

(2)第一电离能数值越小，该气态原子越容易失去一个电子；第一电离能越大，该气态原子越难失去一个电子。

3．元素的第一电离能变化规律

(1)同主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，第一电离能逐渐减小。

(2)同一周期的主族元素具有相同的电子层数，随着核电荷数的递增，最外层电子数增加，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，第一电离能呈现增大的趋势。

对同周期元素来说，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大，但是第一电离能ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA。

4．元素的电离能与原子结构的关系

(1)第一电离能与原子核外电子排布的关系

当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。例如，Mg的外围电子排布为3s2，s轨道处于全充满状态，P的外围电子排布为3s23p3，p轨道处于半充满状态，因此二者电离能相对较高。

(2)元素的电离能与原子核外电子排布的关系

①同一元素的各级电离能逐级变大，即I1<I2<I3……。

②电离能突然变大，说明原子的电子层发生了变化，由此可以判断该元素原子的电子层结构和主要化合价。

5．元素的逐级电离能的变化规律

(1)原子的逐级电离能越来越大。首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是原子轨道较低的电子，所需要的能量较多。

(2)当电离能突然变大时说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。如Al：I1＜I2＜I3≪I4＜I5……

考点8 电离能的应用

1．确定元素的核外电子排布

根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布，根据核外电子排布，一个电子层的所有电子均失去之后，换新的电子层再失去电子时，由于内层是饱和结构，难失去，故电离能数值在层与层之间呈现突跃性变化，而层内电离能数值差别相对较小。

如Al的第一到第四级电离能分别为(单位：kJ·mol－1)577、1 817、2 745、11 575。从中明显看出在第三、第四电离能之间有突跃，故可判断Al最外层只有3个电子。

2．判断主族元素的外围电子数或最高化合价

通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。如K的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以K容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子。一般来说，如果某元素的电离能在In与In＋1之间发生突变，则该元素的原子易形成＋n价离子而不易形成＋(n＋1)价离子。

3．判断元素的金属性与非金属性强弱

一般地，除稀有气体外，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。

考点9 元素的电负性

1．电负性

(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。

(2)标准：指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。

2．主族元素电负性的变化规律

同一周期，主族元素的电负性从左到右依次增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

3．电负性的应用

(1) 衡量元素金属性和非金属性的强弱

①金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

②金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

(2)判断化合物中元素化合价的正负

电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

(3)判断化学键的类型

如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。

如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5＜1.7，因此AlCl3为共价化合物。

考点10 元素周期律的应用

1．对人们认识原子结构和元素性质的关系具有指导意义。

2．为人们寻找新材料提供了科学的途径：

(1)在ⅠA族可以找到制造光电材料的元素；

(2)在ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到制造优良的半导体材料的元素。