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专题01 原子结构与性质 ——2022-2023学年高一化学下学期期末知识点精讲+训练学案+期末模拟卷（沪科版2020选择性必修2）
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这是一份专题01 原子结构与性质 ——2022-2023学年高一化学下学期期末知识点精讲+训练学案+期末模拟卷（沪科版2020选择性必修2），文件包含专题01原子结构与性质解析版docx、专题01原子结构与性质原卷版docx等2份学案配套教学资源，其中学案共37页， 欢迎下载使用。
专题01 原子结构与性质
知识梳理
知识详解
考点1 氢原子的结构模型
一、 氢原子光谱与波尔的原子结构模型
光谱就是通过棱镜或光栅的分光作用，将一束复色光分解成各种波长的单色光，按照波长或频率大小顺序排列起来形成的图案。得到的图案如果是一条连续的亮带，就是连续光谱得到的图案如果是不连续的亮线，就是线光谱。各元素原子的线光谱就叫做原子光谱。
锶原子光谱
二、玻尔原子结构模型的主要观点如下：
（ 1） 原子中的电子只能在某些确定半径的圆周轨道上
绕原子核运动。电子在这些轨道上绕核运动时既不吸收能量也不辐射能量，这些轨道称为定态轨道。
（ 2） 在不同定态轨道上运动的电子具有不同的能量
（ E），而且能量是量子化的，即轨道能量是“一份一份”地增加或减少的。轨道能量与 n 值有关。 n 的取值为正整数 1、 2、
3、 ……、 ∞ ， n 值越小，电子离核越近，能量就越低；反之能量就越高。一般把原子能量最低的电子状态称为基态。对氢原子而言，当核外的一个电子处于 n=1 的轨道时能量最低，这个状态称为氢原子的基态；当这个电子跃迁至 n>1 的轨道上运动时，这些状态称为氢原子的激发态。（ 3） 电子在不同能量的两个轨道之间发生跃迁时，才会辐射或吸收能量。如果电子从高能量的轨道跃迁回到低能量轨道，就会以光的形式释放出这些能量，光辐射的波长（ λ ）与两个轨道的能量差（ ΔE）有关。
三、氢原子的结构模型
1. 原子轨道
当电子处于不同的运动状态时具有的能量是不同的。通过有关的理论计算，可以得到氢原子核外电子运动的各种状态和相对应的能量。人们沿用了玻尔原子结构模型中“轨道”的概念，把氢原子中电子的一个空间运动状态称为一个原子轨道。需要注意的是，此处轨道的含义与玻尔原子结构模型中轨道的含义完全不同，它既不是圆周轨道，也不是其他经典意义上的固定轨迹。由于描述电子运动状态用的都是一些复杂的函数，所以常用图像的方式在三维
空间坐标系中表示出来。电子运动的空间离核的远近是不同的。人们用 n 表示电子层数， n 相同的原子轨道称为一个电子层， n 的取值为正整数 1、 2、 3、 4、 5、 6、 7……。一个电子层也叫做一个能层，和 n = 1， 2， 3， 4， 5， 6， 7，……的电子层
相对应的能层符号分别用 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q……表示。 n = 1 时， K 层的电子离核最近，电子运动状态的能量最低； n 越大，表示电子离核越远，电子运动状态的
能量越高。n 相同的原子轨道，轨道的图像形状可以不同，人们分别用 s、 p、 d、 f……表示不同形状的原子轨道。例如， s轨道是呈球形的， p 轨道是呈哑铃形的。不同形状的原子轨道可能有不同的能量，因此同一能层中的原子轨道，还可以分成不同的能级，如 ns、 np、 nd、 nf 等能级。第一能层只有 1s 一个能级，第二能层有 2s、 2p 两个能级，第三
能层有 3s、 3p、 3d 三个能级。
同一能级的原子轨道在三维空间坐标系中还可以有不同的伸展方向。 s 轨道只有一种空间取向，所以 ns 只有一个原子轨道［图 1.5（ a）］。 p 轨道分别沿着 x 轴、 y 轴、 z 轴有三个不同的伸展方向，所以 np 有 px、 py、 pz 三个原子轨道。 d 轨道有五个伸展方向，则 nd 有五个原子轨道。f 轨道有七个伸展方向，则 nf 有七个原子轨道
人们将表示电子层的 n 值和表示原子轨道形状的 s、 p、d、 f 结合起来表示原子轨道，如 1s、 2s、 2p（ 2px、 2py、2pz）等。此外，原子核外电子还存在一种被称为“自旋”的运动状态。处于同一原子轨道的电子有两种不同的自旋状态，通常用向上箭头“ ”和向下箭头“ ”表示。当然，电子“自旋”并非真像地球绕轴自旋一样，它只是表示电子两种不同的自旋状态。原子中的能级按能量由低到高、由下往上排列的示意图叫做原子的能级图，图 1.7 是氢原子的能级图。在只有一个电子的氢原子中，原子轨道的能量仅与 n 值有关，因此 n 相同的原子轨道
处于同一个能级。
2. 电子云
由于微观粒子的运动特性，人们不能同时准确测量电子运动的速度和位置，于是用统计的方
法来了解电子在原子核外空间某处出现的概率大小。为了便于理解，人们常用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外单位体积内出现的概率大小。点密集的地方，表示电子在单位体积内出现的概率大；点稀疏的地方，表示电子在单位体积内出现的概率小。这种对电子在原子核外空间单位体积内出现概率大小的形象化描述称为电子云。1s、 2p 轨道的电子云，如图 1.8 所示。处于1s 轨道上的电子（也称 1s 电子）在空间出现的概率分布呈球形对称，并且电子在原子核附近单位体积内出现的概率大，离核越远，单位体积内电子出现的概率越小。处于 2p 轨道上的电子在空间单位体积内出现的概率是沿着一个坐标轴（ x
轴、 y 轴或 z 轴）对称分布的。 2px 最大的电子云密度沿着 x 轴分布， 2py 最大的电子云密度沿着 y 轴分布，
2pz 最大的电子云密度沿着 z 轴分布。
3.原子光谱分析
原子光谱分析法主要包括原子发射光谱分析法和原子吸收光谱分析法。
原子在高温的作用下发射出各种波长的光，复合光经分光后得到的由一系列不连续亮线组成的光谱，就是该种元素的原子发射光谱。每一种元素的原子发射光谱都有其各自确定的特征谱线， 这些谱线给出了原子核外电子在不同能级的分布、能级之间跃迁的概率等丰富信息。科学家根据原子发射光谱所提供的大量的、最直接的实验数据，在研究、分析和阐明原子光谱的过程中建立和发展了原子结构理论。原子发射光谱分析法也是元素定性、定量分析
和发现新元素的重要方法。如果将一束白光通过受电或热的作用而产生的某种元素的气态原子，由于气态原子吸收了白光中某些波长的单色光，因此通过气态原子后的白光经分光后就会出现一系列不连续的暗线，得到的光谱就是该种元素的原子吸收光谱。科学家在对太阳光谱的研究中，就是根据原子吸收光的现象，分析并发现了太阳中的化学元素。在此基础上发展起来的原子吸收光谱分析法也被广泛应用于元素的定量分析中。
【典例1】下列有关原子结构与性质的说法，正确的是( )
A. 基态 24Cr电子排布式1s22s22p63s23p63d44s2违反了泡利原理
B. 激发态Mg2+的电子轨道表示式：
C. 基态K+中能级最高的电子所占据轨道的电子云形状为球形
D. 光谱分析法只能鉴定原子光谱在可见光范围的元素
【典例2】下列判断正确的是( )
A. Li原子的核外电子排布式写成1s3违背了能量最低原理
B. 电子的吸收光谱和发射光谱总称原子光谱
C. 处于基态的氧原子电子排布图表示成，违背了泡利原理
D. 某种基态原子中可能存在运动状态完全相同的电子
考点2 多电子原子核外电子排布
一、核外电子的运动状态
1．电子云：电子在核外空间一定范围内出现，好像带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，我们形象地称它为 “电子云”。在电子云示意图中，小黑点表示电子出现的次数(注意：小黑点不表示电子数），小黑点的疏密（电子云密度)表示电子出现机会的多少。
2．电子层：根据电子的能量高低和运动区域离核的远近，分为七个电子层，电子层符号为n
3．电子亚层：在同一电子层中，电子的能量还稍有差别，电子云的形状也不相同，所以又把一个电子层分成一个或几个亚层，分别用s、p、d、f等符号表示。
s电子云为球形，P电子云为纺锤形……它们均以原子核为对称中心。每个电子层所含亚层数不等，K电子层只有一个S亚层(Is)，L电子层有s、P两个亚层(2s、2p) ，M电子层有s、p、d三个亚层(3s、3p、3d)，N电 子层有s、p、d、f四个亚层(4s、4P、4d、4f)。在同一个电子层，亚层电子的能量是按s、p、d、f的次序递增的。
电子的能量是由电子层和电子亚层共同决定的。
4．电子云伸展方向(又称为轨道）：电子云不仅有确定的形状，而且有一定的伸展方向。s电子云是球形对称的，一种伸展方向，P电子云有三种伸展方向，d电子云有五种伸展方向，f电子云有七种伸展方向。把在一定的电子层上，具有一定形状和伸展方向的电子云所占据的空间称为一个轨道。
5．电子自旋：电子自旋有两种状态，相当于顺时针和逆时针两种方向。每个轨道最多容纳两个电子。同一轨道中的两个电子称成对电子，若一个轨道中只有一个电子，该电子被称为单电子
各电子层上的电子亚层数、轨道数和最多容纳的电子数
电子层Oz)
电子亚层
轨道数(n2)
最多容纳电子数(2/z2)
K
Is
1
2
L
2s、2p
1 + 3
8
M
3s、3p、3d
1 + 3 + 5
18(不可能出现在最外层）
N
4s、4p、4d、4f
1+3+5+7
32(不可能出现在最外层和次外层）
0
5s( 5p、5d、5f、…
1 + 3 + 5 + 7 + -
P
6s、6p、6d、6f、…
1+3+5+7+…
Q
7s、7p、7d、7f、…
1+3+5+7+…
二、核外电子的排布规律
泡利不相容原理：在同一个原子中，不可能有运动状态完全相同的两个电子存在。即：同一原子中每一个轨道上只能容纳自旋方向相反的两个电子。
能量最低原理：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是优先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道。
在同一电子层上，各亚层的能量顺序为ns
从图可以看出，从第3电子层起就出现能级交错现象。例如：3d的能量似乎应该低于4s，而实际上，E3d>E4s。
因此，按能量最低原理，电子是先排4s，再排3d。由于能级交错，在次外层未达最大容量之前，已出现了最外层，而且最外层未达最大容量时，又进行次外层电子的填充，所以，原子最外层和次外层电子数一般达不到最大容量。
洪特规则：电子在进入同一亚层时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。量子力学证明，电子这样排布可使能量最低。同时，洪特为此又归纳出一种特例：对于同一电子亚层，当电子的排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。即：全充满p6或d10或f14，半充满p3或d5或f7，全空p0或d0或f0。
三、核外电子排布的表示方法
1、结构示意图：（原子和离子）
氮原子：
2、电子式
氮原子：
3、电子排布式
硫原子： 1s22s22p63s23p4
4、轨道排布式
O原子:
四、微粒半径大小的比较规律
电子层数 相同条件下，电子层越多，半径越大。
判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）
如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li
如：F-> Na+>Mg2+>Al3+
5、 同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+
10电子、18电子归纳
1.核外有10个电子的微粒：
(1)分子：Ne、HF、H20、NH3、CH4。
(2)阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H30+
(3)阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。
2．前18号元素的原子结构的特殊性
(1)原子核中无中子的原子1 H
(2)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na
(3)最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He
(4)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Al。
(5)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。
(6)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、A1。·
(7)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
(8)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：S ：
(9)内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P
【典例1】下列表达方式错误的是（ ）
A．甲烷的电子式
B．氟化钠的电子式
C．硫离子的核外电子排布式 1s22s22p63s23p4
D．碳－12原子 C
【典例2】基态碳原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是 ( )
（ ）
A B C D
考点3 元素周期律
知识框架
① 、按原子序数递增的顺序从左到右排列；
排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；
③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期）
七主七副零和八
三长三短一不全
周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期）
周期表结构 ③、不完全周期（第七周期）
① 主族（ⅠA～ⅦA共7个）
1、元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）
③、Ⅷ族（8、9、10纵行）
④、零族（稀有气体）
同周期同主族元素性质的递变规律
①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数
②、原子半径
性质递变 ③、主要化合价
④、金属性与非金属性
⑤、气态氢化物的稳定性
⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性
2、元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
原子结构及性质变化规律
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
原子结构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
性质
化合价
最高正价由+1至+7，
负价数=—（8-族序数）
最高正价、负价数相同
最高正价=+族序数
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
单质的氧化性和还原性
还原性减弱，氧化性增强
还原性增强弱，氧化性减弱
最高价的氧化物的水化物的酸碱性
碱性减弱，酸性增强
酸性减弱，碱性增强
气态氢化物的稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
①与水反应置换氢的难易
②最高价氧化物的水化物碱性强弱
金属性强弱 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）
④互相置换反应
依据： ⑤原电池反应中正负极
①与H2化合的难易及氢化物的稳定性
元素的 非金属性强弱 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱
金属性或非金属 ③单质的氧化性或离子的还原性
性强弱的判断 ④互相置换反应
①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：SiCl>Br>I。
③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。
判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li
5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+
3、元素的原子结构、位置及性质之间的关系
【典例1】1999年1月，俄美科学家联合小组宣布合成出114号元素的一种同位素，该同位素原子的质量数为298．以下叙述不正确的是( )
A．该元素属于第七周期
B．该元素为金属元素，性质与相似
C．该元素位于ⅢA族
D．该同位素原子含有114个电子，184个中子
【典例2】下列排列顺序正确的是 （ ）
①热稳定性：H2O>HF>H2S ②原子半径：Na>Mg>O
③酸性：H3PO4>H2SO4>HClO4 ④结合质子(H+)能力：OH->HCO3->CH3COO-
A．①③ B．②④ C．①④ D．②③
【典例3】致冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时吸收热量，使环境温度降低，达到致冷目的．人们曾采用过乙醚、NH4、CH3Cl等作致冷剂，但它们不是有毒，就是易燃、于是科学家根据元素性质的递变规律来开发新的致冷剂．
据现有知识，某些元素化合物的易燃性、毒性变化趋势如下：
(1)氢化物的易燃性：第二周期______>______>H2O、HF；第三周期SiH4>PH3
(2)化合物的毒性：PH3>NH3；H2S： H2O；CS CO2；CCl4>CF4(选填>或< =)．
于是科学家们开始把注意力集中在含F、C1的化合物上．
(3)已知CCl4的沸点为76．8℃，CF4的沸点为一128℃’，新致冷剂的沸点范围应介于其间．经过较长时间反复试验，一种新的致冷剂氟里昂CF2Cl2终于诞生了，其它类似的还可以是 ．
(4)然而，这种致冷剂造成了当今的某一环境问题是________．但求助于周期表中元素及其化合物的________变化趋势来开发致冷剂的科学思维方法是值得借鉴的．
①毒性 ②沸点 ③易燃性 ④水溶性 ⑤颜色
(a)①②③ (b)②④⑤ (c)②③④
专项练习
1. 下列各组性质比较中，正确的有个( )
①沸点：HF>HCl>HBr>HI； ②离子还原性：S2->Cl->Br->I-；
③酸性：HClO4>HBrO4>HIO4； ④金属性：K>Na>Mg>Al；
⑤气态氢化物稳定性：HF>HCl>H2S； ⑥半径：O2->F->Na+>Mg2+。
A. 5 B. 4 C. 3 D. 2
2. 如图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下列说法不正确的是( )
A. 简单离子半径：X>Y>Z
B. WX2能使石蕊溶液褪色
C. 最高价氧化物对应的水化物碱性：Y>Z
D. W、R的气态氢化物的热稳定性：R>W
3. 下列各项比较错误的是
A. 微粒半径：r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)
B. 碱性强弱：Ca(OH)2>Ba(OH)2>Mg(OH)2
C. 稳定性：HF>H2O>H2S
D. 酸性强弱：HClO4>H2SO4>H3PO4
4. R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素，下列说法一定正确的是(m、n均为正整数) ( )
A. 若HnXOm为强酸，则Y是活泼非金属元素
B. 若R(OH)n为强碱，则W(OH)n+1也为强碱
C. 若Y的最低化合价为-2，则Z的最高正化合价为+6
D. 若X的最高正化合价为+5，则五种元素都是非金属元素
5. 今年是门捷列夫发现元素周期律151周年。下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是( )
A. 原子半径：W
A. 最高价氧化物对应水化物的碱性：Y>Z
B. X与Z只能形成含有离子键的化合物
C. W、X的单质可具有杀菌、消毒作用
D. 原子半径：W>Y>Z
7. 化学科学需要借助化学专用语言来描述，下列化学用语的书写正确的是( )
A. 基态Mg原子的核外电子排布图：
B. 过氧化氢的电子式：
C. As原子的简化电子排布式：[Ar]4s24p3
D. 原子核内有10个中子的氧原子： 818O
8. 下列说法或有关化学用语的表达正确的是( )
A. 在基态多电子原子中，p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
B. 基态Fe原子的价电子轨道表示式：
C. 因氧元素电负性比氮元素大，故氧原子第一电离能比氮原子第一电离能大
D. 根据原子核外电子排布的特点，Cu在周期表中属于s区元素
9. 下列各项叙述中，正确的是( )
A. 镁原子的核外电子排布由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，释放能量，原子由基态转化成激发态
B. 24Cr原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d44s2
C. 主族元素的原子核外电子最后填入的能级是s能级或p能级
D. M层全充满而N层电子排布为4s1的原子对应的元素和位于第4周期I A族的元素是同一种元素
10. 现有前四周期T、X、Y、Z、W、M六种元素，已知W、Z、X、T、Y五种非金属元素原子半径依次减小，其中W原子的s电子总数等于p电子总数的2倍。M原子的M能层上有4个未成对电子。请完成下列问题：
(1)写出W、Z、X、T四种元素第一电离能由大到小的顺序：________(用元素符号表示)。
(2)基态M原子的核外电子排布式为________，其在周期表中的位置是________，属于________区。
(3)Z原子核外有________种不同运动状态的电子，Z原子的价电子排布图________。
(4)与WX互为等电子体的微粒有________。(填2种，写化学式)
(5)W2Y4是石油炼制产品，1molW2Y4中含σ键的数目为________。
(6)比较W元素和该族第三周期的元素分别与T元素形成的化合物稳定性，其稳定性由大到小的顺序为________(用化学式表示)。原因________。
11. 已知A、B、C、D、E为短周期主族元素，F、G为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。
A元素的核外电子数和电子层数相等，也是宇宙中最丰富的元素
B元素原子的核外p电子数比s电子数少1
C原子的第一至第四电离能分别是： I1=738kJ/mol
I2= 1451 kJ/mol I3= 7733kJ/mol I4= 10540kJ/mol
D元素简单离子半径是该周期中最小的
E元素是该周期电负性最大的元素
F所在族的元素种类是周期表中最多的
G在周期表的第十一列
(1)已知BA5为离子化合物，写出其电子式 ______________
(2)B基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有____个方向，原子轨道呈_______形。
(3)实验室制备E的单质的离子反应方程式为_____________________________________。
(4)BE3在常温下是一种淡黄色的液体，其遇水即发生反应可生成一种具有漂白性的物质，写出反应的化学方程式 _____________________；该反应说明其中B和E中非金属性较强的是__________(填元素的符号)。
(5)C与D的第一电离能大小为 ______________。 D与E的最高价氧化物对应水化物相互反应的离子方程式为_____________________。
(6)G价电子排布图为 ________________，位于_____区。F元素的原子结构示意图为 ____________，前四周期中未成对电子数最多的元素在周期表中位置为__________________。
12. Ⅰ.前四周期A、B、C、D、E五种元素，它们的核电荷数依次增大，其中C、E是金属元素;A和C原子的价电子构型均为ns1; B原子中s能级和p能级的电子数相等；D原子核外电子占据 9个原子轨道，且只有一个未成对电子；E原子在前四周期中未成对电子数最多。
请回答下列问题：
(1)A、B和D按原子个数比1:1:1形成的化合物的电子式为_____。
(2)B原子价电子的轨道表示式为：______。
(3) B、C、D三种元素的离子半径由小到大的顺序为(用离子符号表示) ________。
(4)元素的电负性比较：B_____D；元素的第一电离能比较：C _____E。(填>、<、=)
(5) E位于周期表中第___族。
(6)己知E(BA)3是两性化合物，它在强碱溶液中反应的离子方程式为： _____。
Ⅱ. M是第四周期元素，最外层只有1个电子，次外层的所有原子轨道均充满电子。元素Y的负一价离子的最外层电子数与次外层的相同。回答下列问题：
(1)写出M原子外围电子排布式 ________。
(2)画出Y的负一价离子的电子式________，元素Y的含氧酸中，酸性最强的是________(写化学式)。
(3)Y的同周期元素中，第一电离能最大的是______(写元素符号)；同周期主族元素第一电离比较Ca_____Ga(填>、<、=)
专题01 原子结构与性质
知识梳理
知识详解
考点1 氢原子的结构模型
一、 氢原子光谱与波尔的原子结构模型
光谱就是通过棱镜或光栅的分光作用，将一束复色光分解成各种波长的单色光，按照波长或频率大小顺序排列起来形成的图案。得到的图案如果是一条连续的亮带，就是连续光谱得到的图案如果是不连续的亮线，就是线光谱。各元素原子的线光谱就叫做原子光谱。
锶原子光谱
二、玻尔原子结构模型的主要观点如下：
（ 1） 原子中的电子只能在某些确定半径的圆周轨道上
绕原子核运动。电子在这些轨道上绕核运动时既不吸收能量也不辐射能量，这些轨道称为定态轨道。
（ 2） 在不同定态轨道上运动的电子具有不同的能量
（ E），而且能量是量子化的，即轨道能量是“一份一份”地增加或减少的。轨道能量与 n 值有关。 n 的取值为正整数 1、 2、
3、 ……、 ∞ ， n 值越小，电子离核越近，能量就越低；反之能量就越高。一般把原子能量最低的电子状态称为基态。对氢原子而言，当核外的一个电子处于 n=1 的轨道时能量最低，这个状态称为氢原子的基态；当这个电子跃迁至 n>1 的轨道上运动时，这些状态称为氢原子的激发态。（ 3） 电子在不同能量的两个轨道之间发生跃迁时，才会辐射或吸收能量。如果电子从高能量的轨道跃迁回到低能量轨道，就会以光的形式释放出这些能量，光辐射的波长（ λ ）与两个轨道的能量差（ ΔE）有关。
三、氢原子的结构模型
1. 原子轨道
当电子处于不同的运动状态时具有的能量是不同的。通过有关的理论计算，可以得到氢原子核外电子运动的各种状态和相对应的能量。人们沿用了玻尔原子结构模型中“轨道”的概念，把氢原子中电子的一个空间运动状态称为一个原子轨道。需要注意的是，此处轨道的含义与玻尔原子结构模型中轨道的含义完全不同，它既不是圆周轨道，也不是其他经典意义上的固定轨迹。由于描述电子运动状态用的都是一些复杂的函数，所以常用图像的方式在三维
空间坐标系中表示出来。电子运动的空间离核的远近是不同的。人们用 n 表示电子层数， n 相同的原子轨道称为一个电子层， n 的取值为正整数 1、 2、 3、 4、 5、 6、 7……。一个电子层也叫做一个能层，和 n = 1， 2， 3， 4， 5， 6， 7，……的电子层
相对应的能层符号分别用 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q……表示。 n = 1 时， K 层的电子离核最近，电子运动状态的能量最低； n 越大，表示电子离核越远，电子运动状态的
能量越高。n 相同的原子轨道，轨道的图像形状可以不同，人们分别用 s、 p、 d、 f……表示不同形状的原子轨道。例如， s轨道是呈球形的， p 轨道是呈哑铃形的。不同形状的原子轨道可能有不同的能量，因此同一能层中的原子轨道，还可以分成不同的能级，如 ns、 np、 nd、 nf 等能级。第一能层只有 1s 一个能级，第二能层有 2s、 2p 两个能级，第三
能层有 3s、 3p、 3d 三个能级。
同一能级的原子轨道在三维空间坐标系中还可以有不同的伸展方向。 s 轨道只有一种空间取向，所以 ns 只有一个原子轨道［图 1.5（ a）］。 p 轨道分别沿着 x 轴、 y 轴、 z 轴有三个不同的伸展方向，所以 np 有 px、 py、 pz 三个原子轨道。 d 轨道有五个伸展方向，则 nd 有五个原子轨道。f 轨道有七个伸展方向，则 nf 有七个原子轨道
人们将表示电子层的 n 值和表示原子轨道形状的 s、 p、d、 f 结合起来表示原子轨道，如 1s、 2s、 2p（ 2px、 2py、2pz）等。此外，原子核外电子还存在一种被称为“自旋”的运动状态。处于同一原子轨道的电子有两种不同的自旋状态，通常用向上箭头“ ”和向下箭头“ ”表示。当然，电子“自旋”并非真像地球绕轴自旋一样，它只是表示电子两种不同的自旋状态。原子中的能级按能量由低到高、由下往上排列的示意图叫做原子的能级图，图 1.7 是氢原子的能级图。在只有一个电子的氢原子中，原子轨道的能量仅与 n 值有关，因此 n 相同的原子轨道
处于同一个能级。
2. 电子云
由于微观粒子的运动特性，人们不能同时准确测量电子运动的速度和位置，于是用统计的方
法来了解电子在原子核外空间某处出现的概率大小。为了便于理解，人们常用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外单位体积内出现的概率大小。点密集的地方，表示电子在单位体积内出现的概率大；点稀疏的地方，表示电子在单位体积内出现的概率小。这种对电子在原子核外空间单位体积内出现概率大小的形象化描述称为电子云。1s、 2p 轨道的电子云，如图 1.8 所示。处于1s 轨道上的电子（也称 1s 电子）在空间出现的概率分布呈球形对称，并且电子在原子核附近单位体积内出现的概率大，离核越远，单位体积内电子出现的概率越小。处于 2p 轨道上的电子在空间单位体积内出现的概率是沿着一个坐标轴（ x
轴、 y 轴或 z 轴）对称分布的。 2px 最大的电子云密度沿着 x 轴分布， 2py 最大的电子云密度沿着 y 轴分布，
2pz 最大的电子云密度沿着 z 轴分布。
3.原子光谱分析
原子光谱分析法主要包括原子发射光谱分析法和原子吸收光谱分析法。
原子在高温的作用下发射出各种波长的光，复合光经分光后得到的由一系列不连续亮线组成的光谱，就是该种元素的原子发射光谱。每一种元素的原子发射光谱都有其各自确定的特征谱线， 这些谱线给出了原子核外电子在不同能级的分布、能级之间跃迁的概率等丰富信息。科学家根据原子发射光谱所提供的大量的、最直接的实验数据，在研究、分析和阐明原子光谱的过程中建立和发展了原子结构理论。原子发射光谱分析法也是元素定性、定量分析
和发现新元素的重要方法。如果将一束白光通过受电或热的作用而产生的某种元素的气态原子，由于气态原子吸收了白光中某些波长的单色光，因此通过气态原子后的白光经分光后就会出现一系列不连续的暗线，得到的光谱就是该种元素的原子吸收光谱。科学家在对太阳光谱的研究中，就是根据原子吸收光的现象，分析并发现了太阳中的化学元素。在此基础上发展起来的原子吸收光谱分析法也被广泛应用于元素的定量分析中。
【典例1】下列有关原子结构与性质的说法，正确的是( )
A. 基态 24Cr电子排布式1s22s22p63s23p63d44s2违反了泡利原理
B. 激发态Mg2+的电子轨道表示式：
C. 基态K+中能级最高的电子所占据轨道的电子云形状为球形
D. 光谱分析法只能鉴定原子光谱在可见光范围的元素
【典例2】下列判断正确的是( )
A. Li原子的核外电子排布式写成1s3违背了能量最低原理
B. 电子的吸收光谱和发射光谱总称原子光谱
C. 处于基态的氧原子电子排布图表示成，违背了泡利原理
D. 某种基态原子中可能存在运动状态完全相同的电子
考点2 多电子原子核外电子排布
一、核外电子的运动状态
1．电子云：电子在核外空间一定范围内出现，好像带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，我们形象地称它为 “电子云”。在电子云示意图中，小黑点表示电子出现的次数(注意：小黑点不表示电子数），小黑点的疏密（电子云密度)表示电子出现机会的多少。
2．电子层：根据电子的能量高低和运动区域离核的远近，分为七个电子层，电子层符号为n
3．电子亚层：在同一电子层中，电子的能量还稍有差别，电子云的形状也不相同，所以又把一个电子层分成一个或几个亚层，分别用s、p、d、f等符号表示。
s电子云为球形，P电子云为纺锤形……它们均以原子核为对称中心。每个电子层所含亚层数不等，K电子层只有一个S亚层(Is)，L电子层有s、P两个亚层(2s、2p) ，M电子层有s、p、d三个亚层(3s、3p、3d)，N电 子层有s、p、d、f四个亚层(4s、4P、4d、4f)。在同一个电子层，亚层电子的能量是按s、p、d、f的次序递增的。
电子的能量是由电子层和电子亚层共同决定的。
4．电子云伸展方向(又称为轨道）：电子云不仅有确定的形状，而且有一定的伸展方向。s电子云是球形对称的，一种伸展方向，P电子云有三种伸展方向，d电子云有五种伸展方向，f电子云有七种伸展方向。把在一定的电子层上，具有一定形状和伸展方向的电子云所占据的空间称为一个轨道。
5．电子自旋：电子自旋有两种状态，相当于顺时针和逆时针两种方向。每个轨道最多容纳两个电子。同一轨道中的两个电子称成对电子，若一个轨道中只有一个电子，该电子被称为单电子
各电子层上的电子亚层数、轨道数和最多容纳的电子数
电子层Oz)
电子亚层
轨道数(n2)
最多容纳电子数(2/z2)
K
Is
1
2
L
2s、2p
1 + 3
8
M
3s、3p、3d
1 + 3 + 5
18(不可能出现在最外层）
N
4s、4p、4d、4f
1+3+5+7
32(不可能出现在最外层和次外层）
0
5s( 5p、5d、5f、…
1 + 3 + 5 + 7 + -
P
6s、6p、6d、6f、…
1+3+5+7+…
Q
7s、7p、7d、7f、…
1+3+5+7+…
二、核外电子的排布规律
泡利不相容原理：在同一个原子中，不可能有运动状态完全相同的两个电子存在。即：同一原子中每一个轨道上只能容纳自旋方向相反的两个电子。
能量最低原理：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是优先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道。
在同一电子层上，各亚层的能量顺序为ns
从图可以看出，从第3电子层起就出现能级交错现象。例如：3d的能量似乎应该低于4s，而实际上，E3d>E4s。
因此，按能量最低原理，电子是先排4s，再排3d。由于能级交错，在次外层未达最大容量之前，已出现了最外层，而且最外层未达最大容量时，又进行次外层电子的填充，所以，原子最外层和次外层电子数一般达不到最大容量。
洪特规则：电子在进入同一亚层时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。量子力学证明，电子这样排布可使能量最低。同时，洪特为此又归纳出一种特例：对于同一电子亚层，当电子的排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。即：全充满p6或d10或f14，半充满p3或d5或f7，全空p0或d0或f0。
三、核外电子排布的表示方法
1、结构示意图：（原子和离子）
氮原子：
2、电子式
氮原子：
3、电子排布式
硫原子： 1s22s22p63s23p4
4、轨道排布式
O原子:
四、微粒半径大小的比较规律
电子层数 相同条件下，电子层越多，半径越大。
判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）
如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li
如：F-> Na+>Mg2+>Al3+
5、 同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+
10电子、18电子归纳
1.核外有10个电子的微粒：
(1)分子：Ne、HF、H20、NH3、CH4。
(2)阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H30+
(3)阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。
2．前18号元素的原子结构的特殊性
(1)原子核中无中子的原子1 H
(2)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na
(3)最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He
(4)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Al。
(5)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。
(6)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、A1。·
(7)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
(8)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：S ：
(9)内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P
【典例1】下列表达方式错误的是（ ）
A．甲烷的电子式
B．氟化钠的电子式
C．硫离子的核外电子排布式 1s22s22p63s23p4
D．碳－12原子 C
【典例2】基态碳原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是 ( )
（ ）
A B C D
考点3 元素周期律
知识框架
① 、按原子序数递增的顺序从左到右排列；
排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；
③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期）
七主七副零和八
三长三短一不全
周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期）
周期表结构 ③、不完全周期（第七周期）
① 主族（ⅠA～ⅦA共7个）
1、元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）
③、Ⅷ族（8、9、10纵行）
④、零族（稀有气体）
同周期同主族元素性质的递变规律
①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数
②、原子半径
性质递变 ③、主要化合价
④、金属性与非金属性
⑤、气态氢化物的稳定性
⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性
2、元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
原子结构及性质变化规律
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
原子结构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
性质
化合价
最高正价由+1至+7，
负价数=—（8-族序数）
最高正价、负价数相同
最高正价=+族序数
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
单质的氧化性和还原性
还原性减弱，氧化性增强
还原性增强弱，氧化性减弱
最高价的氧化物的水化物的酸碱性
碱性减弱，酸性增强
酸性减弱，碱性增强
气态氢化物的稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
①与水反应置换氢的难易
②最高价氧化物的水化物碱性强弱
金属性强弱 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）
④互相置换反应
依据： ⑤原电池反应中正负极
①与H2化合的难易及氢化物的稳定性
元素的 非金属性强弱 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱
金属性或非金属 ③单质的氧化性或离子的还原性
性强弱的判断 ④互相置换反应
①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Si
③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。
判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li
5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+
3、元素的原子结构、位置及性质之间的关系
【典例1】1999年1月，俄美科学家联合小组宣布合成出114号元素的一种同位素，该同位素原子的质量数为298．以下叙述不正确的是( )
A．该元素属于第七周期
B．该元素为金属元素，性质与相似
C．该元素位于ⅢA族
D．该同位素原子含有114个电子，184个中子
【典例2】下列排列顺序正确的是 （ ）
①热稳定性：H2O>HF>H2S ②原子半径：Na>Mg>O
③酸性：H3PO4>H2SO4>HClO4 ④结合质子(H+)能力：OH->HCO3->CH3COO-
A．①③ B．②④ C．①④ D．②③
【典例3】致冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时吸收热量，使环境温度降低，达到致冷目的．人们曾采用过乙醚、NH4、CH3Cl等作致冷剂，但它们不是有毒，就是易燃、于是科学家根据元素性质的递变规律来开发新的致冷剂．
据现有知识，某些元素化合物的易燃性、毒性变化趋势如下：
(1)氢化物的易燃性：第二周期______>______>H2O、HF；第三周期SiH4>PH3
(2)化合物的毒性：PH3>NH3；H2S： H2O；CS CO2；CCl4>CF4(选填>或< =)．
于是科学家们开始把注意力集中在含F、C1的化合物上．
(3)已知CCl4的沸点为76．8℃，CF4的沸点为一128℃’，新致冷剂的沸点范围应介于其间．经过较长时间反复试验，一种新的致冷剂氟里昂CF2Cl2终于诞生了，其它类似的还可以是 ．
(4)然而，这种致冷剂造成了当今的某一环境问题是________．但求助于周期表中元素及其化合物的________变化趋势来开发致冷剂的科学思维方法是值得借鉴的．
①毒性 ②沸点 ③易燃性 ④水溶性 ⑤颜色
(a)①②③ (b)②④⑤ (c)②③④
专项练习
1. 下列各组性质比较中，正确的有个( )
①沸点：HF>HCl>HBr>HI； ②离子还原性：S2->Cl->Br->I-；
③酸性：HClO4>HBrO4>HIO4； ④金属性：K>Na>Mg>Al；
⑤气态氢化物稳定性：HF>HCl>H2S； ⑥半径：O2->F->Na+>Mg2+。
A. 5 B. 4 C. 3 D. 2
2. 如图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下列说法不正确的是( )
A. 简单离子半径：X>Y>Z
B. WX2能使石蕊溶液褪色
C. 最高价氧化物对应的水化物碱性：Y>Z
D. W、R的气态氢化物的热稳定性：R>W
3. 下列各项比较错误的是
A. 微粒半径：r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)
B. 碱性强弱：Ca(OH)2>Ba(OH)2>Mg(OH)2
C. 稳定性：HF>H2O>H2S
D. 酸性强弱：HClO4>H2SO4>H3PO4
4. R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素，下列说法一定正确的是(m、n均为正整数) ( )
A. 若HnXOm为强酸，则Y是活泼非金属元素
B. 若R(OH)n为强碱，则W(OH)n+1也为强碱
C. 若Y的最低化合价为-2，则Z的最高正化合价为+6
D. 若X的最高正化合价为+5，则五种元素都是非金属元素
5. 今年是门捷列夫发现元素周期律151周年。下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是( )
A. 原子半径：W
A. 最高价氧化物对应水化物的碱性：Y>Z
B. X与Z只能形成含有离子键的化合物
C. W、X的单质可具有杀菌、消毒作用
D. 原子半径：W>Y>Z
7. 化学科学需要借助化学专用语言来描述，下列化学用语的书写正确的是( )
A. 基态Mg原子的核外电子排布图：
B. 过氧化氢的电子式：
C. As原子的简化电子排布式：[Ar]4s24p3
D. 原子核内有10个中子的氧原子： 818O
8. 下列说法或有关化学用语的表达正确的是( )
A. 在基态多电子原子中，p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
B. 基态Fe原子的价电子轨道表示式：
C. 因氧元素电负性比氮元素大，故氧原子第一电离能比氮原子第一电离能大
D. 根据原子核外电子排布的特点，Cu在周期表中属于s区元素
9. 下列各项叙述中，正确的是( )
A. 镁原子的核外电子排布由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，释放能量，原子由基态转化成激发态
B. 24Cr原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d44s2
C. 主族元素的原子核外电子最后填入的能级是s能级或p能级
D. M层全充满而N层电子排布为4s1的原子对应的元素和位于第4周期I A族的元素是同一种元素
10. 现有前四周期T、X、Y、Z、W、M六种元素，已知W、Z、X、T、Y五种非金属元素原子半径依次减小，其中W原子的s电子总数等于p电子总数的2倍。M原子的M能层上有4个未成对电子。请完成下列问题：
(1)写出W、Z、X、T四种元素第一电离能由大到小的顺序：________(用元素符号表示)。
(2)基态M原子的核外电子排布式为________，其在周期表中的位置是________，属于________区。
(3)Z原子核外有________种不同运动状态的电子，Z原子的价电子排布图________。
(4)与WX互为等电子体的微粒有________。(填2种，写化学式)
(5)W2Y4是石油炼制产品，1molW2Y4中含σ键的数目为________。
(6)比较W元素和该族第三周期的元素分别与T元素形成的化合物稳定性，其稳定性由大到小的顺序为________(用化学式表示)。原因________。
11. 已知A、B、C、D、E为短周期主族元素，F、G为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。
A元素的核外电子数和电子层数相等，也是宇宙中最丰富的元素
B元素原子的核外p电子数比s电子数少1
C原子的第一至第四电离能分别是： I1=738kJ/mol
I2= 1451 kJ/mol I3= 7733kJ/mol I4= 10540kJ/mol
D元素简单离子半径是该周期中最小的
E元素是该周期电负性最大的元素
F所在族的元素种类是周期表中最多的
G在周期表的第十一列
(1)已知BA5为离子化合物，写出其电子式 ______________
(2)B基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有____个方向，原子轨道呈_______形。
(3)实验室制备E的单质的离子反应方程式为_____________________________________。
(4)BE3在常温下是一种淡黄色的液体，其遇水即发生反应可生成一种具有漂白性的物质，写出反应的化学方程式 _____________________；该反应说明其中B和E中非金属性较强的是__________(填元素的符号)。
(5)C与D的第一电离能大小为 ______________。 D与E的最高价氧化物对应水化物相互反应的离子方程式为_____________________。
(6)G价电子排布图为 ________________，位于_____区。F元素的原子结构示意图为 ____________，前四周期中未成对电子数最多的元素在周期表中位置为__________________。
12. Ⅰ.前四周期A、B、C、D、E五种元素，它们的核电荷数依次增大，其中C、E是金属元素;A和C原子的价电子构型均为ns1; B原子中s能级和p能级的电子数相等；D原子核外电子占据 9个原子轨道，且只有一个未成对电子；E原子在前四周期中未成对电子数最多。
请回答下列问题：
(1)A、B和D按原子个数比1:1:1形成的化合物的电子式为_____。
(2)B原子价电子的轨道表示式为：______。
(3) B、C、D三种元素的离子半径由小到大的顺序为(用离子符号表示) ________。
(4)元素的电负性比较：B_____D；元素的第一电离能比较：C _____E。(填>、<、=)
(5) E位于周期表中第___族。
(6)己知E(BA)3是两性化合物，它在强碱溶液中反应的离子方程式为： _____。
Ⅱ. M是第四周期元素，最外层只有1个电子，次外层的所有原子轨道均充满电子。元素Y的负一价离子的最外层电子数与次外层的相同。回答下列问题：
(1)写出M原子外围电子排布式 ________。
(2)画出Y的负一价离子的电子式________，元素Y的含氧酸中，酸性最强的是________(写化学式)。
(3)Y的同周期元素中，第一电离能最大的是______(写元素符号)；同周期主族元素第一电离比较Ca_____Ga(填>、<、=)
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