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人教版 (2019)选择性必修2第一节 原子结构优秀学案设计
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这是一份人教版 (2019)选择性必修2第一节 原子结构优秀学案设计，共15页。学案主要包含了原子结构，原子结构与元素的性质等内容，欢迎下载使用。
知识清单
一、原子结构
（一）能层与能级
1.能层与能级关系表格：
2、能层与能级的有关规律：
（1）能级的个数=所在能层的能层序数
（2）s能级最多容纳2个电子，p能级最多容纳6个电子，d能级最多容纳10个电子，f能级最多容纳14个电子，即1,3,5,7…的2倍
（3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同
（4）f能级的最小能层为4，d能级的最小能层为3
（5）能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)（6）不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高
（7）不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同
（二）基态与激发态 原子光谱
1、基态原子：处于最低能量状态的原子叫做基态原子。
2、激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态
原子。
3、基态原子与激发态原子的关系：
注：（1）电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移),而原子得失电子发生的是化学变化。
（2）电子可以从基态跃迁到激发态，相反也可以从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态，释放能量。光（辐射）是电子跃迁释放能量的重要形式。
（三）原子光谱
1、定义：不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
2、形成原因：
3、分类：
吸收光谱：明亮背景的暗色谱线。
发射光谱：暗色背景的明亮谱线。
4、光谱分析
在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
（四）构造原理与电子排布式
1、内容：以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。
注：电子填充的常见一般规律： 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s
2、能级交错：构造原理告诉我们，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。这种现象被称为能级交错。
注：（1）构造原理呈现的能级交错源于光谱学事实，是经验的，而不是任何理论推导的结果。构造原理是一个思维模型，是个假想过程。
（2）能级交错现象是电子随核电荷数递增而出现的填入电子顺序的交错，并不意味着先填的能级能量一定比后填的能级能量低
（五）电子排布式
1、表示方法：
2、书写方法的关键：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s
注：(1)在书写电子排布式时，一般情况下，能层低的能级要写在左边，而不是按构造原理的顺序写。
在得出构造原理之前，由原子光谱得知有些过渡金属元素基态原子电
子排布不符合构造原理，如Cr和Cu的最后两个能级的电子排布分别
为3d54s1和3d104s1。由此可见，构造原理是被理想化了的。
3、简化电子排布式
（1）定义：将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。
（2）表示方法：如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1 、[Ar]4s2。
4、价层电子排布式
（1）价电子层的定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层(简称价层)。
（2）价电子的位置：①对于主族元素和零族元素来说，价电子就是最外层电子。表示方法：nsx或nsxnpy
②对于第四周期副族元素来说，价电子除最外层电子外，还可能包括次外层电子。
表示方法：(n-1)dxnsy
（六）电子云
1、电子云：由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。换句话说，电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。
注：(1)电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对大小。
电子云图中小点越密，表示电子出现的概率越大。
(2)电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子实际出现的次数。
2、电子云轮廓图：
（1）绘制电子云轮廓图的目的：表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。例如，绘制电子云轮廓图时，把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来
（2）s电子、p电子的电子云轮廓图
①s电子的电子云轮廓图：所有原子的任一能层的s电子的电子云轮廓图都是球形，只是球的半径不同。同一原子的能层越高，s电子云的半径越大。
②p电子的电子云轮廓图：p电子云轮廓图是哑铃状的。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，p电子云轮廓图的平均半径随能层序数的增大而增大。
（七）原子轨道
1、定义：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。
各能级的一个伸展方向的电子云轮廓图即表示一个原子轨道。
2、不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图
注：(1)同一能层中，不同能级原子轨道的能量及空间伸展方向不同；
但同一能级的几个原子轨道的能量相同。
(2)人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为简并轨道。
3、各能级所含原子轨道的数目
（八）电子自旋与泡利原理
1、电子自旋：
（1）定义：电子除空间运动状态外，还有一种状态叫做自旋。
（2）电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向。常用方向相反的箭头“↑”和“↓”表示自旋状态相反的电子。
注：①能层、能级、原子轨道和自旋状态四个方面共同决定电子的运动状态，
电子能量与能层、能级有关，电子运动的空间范围与原子轨道有关。
②一个原子中不可能存在运动状态完全相同的2个电子。
2、泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反，这个原理被称为泡利原理（也称为泡利不相容原理）。
（九）电子排布的轨道表示式
1、轨道表示式的含义：轨道表示式(又称电子排布图)是表述电子排布的一种图式。
2、书写方法：以Si原子为例，说明轨道表示式中各部分的含义：
（十）洪特规则
1、内容：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行，称为洪特规则。
注： (1)洪特规则只针对电子填入简并轨道而言，并不适用于电子填入能量不同的轨道。
(2)当电子填入简并轨道时，先以自旋平行依次分占不同轨道，剩余的电子再以自旋相反依次填入各轨道。
2、特例：简并轨道上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较高的稳定性。
（十一）能量最低原理
1、内容：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，这就是能量最低原理。
2、说明：
（1）基态原子的能量最低，故基态原子的电子排布是能量最低的原子轨道组合。
（2）整个原子的能量由核电荷数、电子数和电子状态三个因素共同决定。
（3）基态原子的核外电子排布遵循泡利原理、洪特规则和能量最低原理。
例题1：某元素基态原子核外共有15种不同运动状态的电子，下列说法正确的是（ ）
A.若将该元素基态原子的电子排布式写成1s22s22p63s23px23py1,则违背泡利原理
B.该元素基态原子中所有电子占有3个能级，9个轨道
C.该元素的最高价氧化物对应的水化物为两性化合物
D.该元素基态原子中能量最高的电子的电子云轮廓图的形状为哑铃形
【答案】D
【解析】某元素基态原子核外共有15种不同运动状态的电子，则该元素为P元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p3。P原子3p能级上的电子排布应写成3px13py13pz1,若写成3px23py1,则违背了洪特规则，A项错误；由该元素基态原子的电子排布式可知，该元素基态原子中所有电子占有5个能级，9个轨道，B项错误；该元素的最高价氧化物对应的水化物为H3PO4，不是两性化合物，C项错误；该元素基态原子中能量最高的电子处于3p能级，P电子云轮廓图为哑铃形，D项正确。
例题2：下列化学用语错误的是 （ ）
基态铜原子的价层电子排布式为3d94s2
基态Mn2+的价层电子轨道表示式为
钛原子的结构示意图为
D.基态氧原子核外能量最高的电子的电子云的形状为哑铃形
【答案】A
【解析】铜为29号元素，能量相同的原子轨道在全充满、半充满和全空状态时，体系的能量较低，基态铜原子的价层电子排布式为3d104s1,A项错误；Mn为25号元素，基态Mn原子的价层电子排布式为3d54s2,Mn原子失去4s能级的2个电子转化为Mn2+,则基态Mn2+的价层电子轨道表示式为 ，B项正确；钛为22号元素，基态钛原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2,则其
原子结构示意图为 ,C项正确；基态氧原子核外能量最高的电子占据的
能级为2p能级，其电子云的形状为哑铃形，D项正确。
例题3：短周期元素R的基态原子最外层的p能级上有2个未成对电子。下列关于基态R原子的描述一定正确的是（ ）
A.基态R原子核外电子占据的原子轨道总数为9
B.基态R原子的价层电子排布式为ns2np2 (n=2或3)
C.基态R原子核外电子的电子云轮廓图有两种：球形和哑铃形
D.基态R原子的轨道表示式为
【答案】C
【解析】由“短周期元素R的基态原子最外层的p能级上有2个未成对电子”可知，可能有两种情况：①最外层的p能级上只有2个电子，R为第IVA族元素C或Si;②最外层的p能级上有4个电子，R为第VIA族元素O或S。
由上述分析可知，基态R原子核外电子占据的原子轨道总数为4或8或5或9，A项错误；基态R原子的价层电子排布式为ns2np2(n=2或3)或ns2np4(n=2或3)，B项错误；基态R原子核外有s电子云和p电子云，分别为球形和哑铃形，C项正确；不确定R是哪种元素，无法判断基态R原子的轨道表示式，D项错误。
例题4：已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的2p轨道上有2个未成对电子。X与Y可形成化合物X2Y3,Z元素可形成负一价离子。下列说法正确的是（ ）
X元素基态原子的电子排布式为[Ar]4s24p3
X元素是第四周期第VA族元素
Y元素原子的轨道表示式为
D.Z元素的单质Z2在氧气中不能燃烧
【答案】B
【解析】由题中信息可推知X为As、Y为O、Z为H。As元素基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p3,A项错误；As元素是第四周期第VA族元素，B项正确； 是碳元素原子的轨道表示式，C项错误；H2能在O2中燃烧，D项错误。
二、原子结构与元素的性质
（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表
1、元素周期律
（1）定义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律。
（2）实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
2、元素周期系
定义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。
3、元素周期表
（1）含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。
（2）元素周期系与元素周期表的关系：
注：（1）门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号。
（2）原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。
（3）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
（二）构造原理与元素周期表
1、根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系：
各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束),中间按照构造原理依次排满各能级。而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数
2、原子核外电子排布与族的关系
（三）元素周期表的分区
1.按电子排布分区：各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别
2.按金属元素与非金属元素分区
（1）金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置
沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外),线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图)。
（2）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) 。
3、对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为对角线规则，如图所示。
（四）原子半径
1、影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数。
2、影响方式：
注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。
（五）电离能
1、第一电离能
（1）定义：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叫做第一电离能。
（2）符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·ml-1
（3）意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；
第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
（4）变化规律
①一般规律：同周期：随原子序数的递增而增大；
同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，
最大的是稀有气体元素；
第一电离能最大的元素是氦。
同主族：随原子序数的递增而减小。
②特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高，其电离能数值较大。
例如：第IIA族>第IIIA族； 第VA族>第VIA族
③过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。
2、逐级电离能
（1）含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。
（2）变化规律
①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
②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
3、电离能的应用
（1）推断元素原子的核外电子排布
例如：Li的逐级电离能I1《 I2< I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子。
（2）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)。
（3）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。
（六）电负性
1、键合电子: 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
2、电负性
（1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
（2）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
（3）大小的标准：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。
（4）变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；
同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。
金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
电负性最大的是氟，最小的是铯
（5）应用
①判断元素的金属性或非金属性强弱
I、金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大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。
注：不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准
II、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判断化学键的类型
I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。
II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。
③判断元素的化合价
I、电负性小的元素易呈现正价
II、电负性大的元素易呈现负价
④解释对角线规则
利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。
（6）电负性与第一电离能的关系
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
例题1：依诺沙星具有广谱的抗菌作用，尤其是对需氧的革兰氏阴性杆菌的抗菌活性比较好，可用于敏感细菌引起的感染。下列关于依诺沙星涉及的元素C、N、O、F的说法错误的是（ ）
A.第一电离能：F>O>N>C
B.电负性：F>O>N>C
C.稳定性：HF>H2O>NH3>CH4
D.原子半径：C>N>O>F
【答案】A
【解析】第VA族元素原子的最外层电子排布式为ns2np3,为半充满的稳定结构，第一电离能大于同周期相邻元素，故第一电离能：F>N>O>C,A项错误；电负性：F>O>N>C,B项正确；电负性越大，元素的非金属性越强，其简单氢化物越稳定，C项正确；同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，故原子半径：C>N>O>F,D项正确。。
例题2：如图为元素周期表中短周期的一部分，下列关于Y、Z、M的说法正确的是（ ）
A.电负性：Y>Z>M
B.半径：M->Z2->Y-
C.原子半径：ZD.第一电离能：Y>M>Z
【答案】D
【解析】由图示关系可知，X为He元素，Y为F元素，M为Cl元素，Z为硫元素。A项，一般来说，同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，元素的电负性：F>C1>S,错误；B项，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，离子半径：S2->Cl->F-,错误；C项，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，原子半径：S>Cl,错误；D项，第一电离能：F>Cl>S,正确。
例题3：根据表中所列五种9元素的第一至第四电离能数据（单位:kJ·ml-1),回答下列问题。
(1)在元素周期表中，最可能处于同一族的是 (填字母，下同)。
A.Q和R B.S和T C.T和U D.R和T E.R和U
(2)下列离子的氧化性最弱的是 。
A.S2+ B.R+ C.T3+ D.U+
(3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是 。
A.硼 B.铍 C.氦 D.氢
4)上述元素会出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明： 。如果U元
素是第四周期元素，请估计它的第2次电离能突跃将发生在失去第 个电子时。 (5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是 ，其中S的第一电离能异常高的原因是
。
【答案】(1)E (2)D (3)C (4)电子分层排布，各能层能量不同 10
(5)R【解析】根据表中数据可知，Q的第一电离能比较大，很可能是稀有气体元素；R和U的第二电离能均远远大于第一电离能，因此最外层电子数都是1，最有可能处于同一主族，且U的周期序数大于R;S的第三电离能远远大于第二电离能，所以S的最外层有2个电子；同理分析T的最外层电子数为3。
(1)由上述分析可知，最有可能处于同一主族的是R和U。(2)分析电离能数据可知，U+的氧化性最弱。(3)由于氦是稀有气体元素，所以氦的物理性质和化学性质与Q最像。（4)电离能的突跃变化，说明核外电子是分层排布的。若U是第四周期元素，则U是K,其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1,由于3s2、3p6所处能层相同，所以它的第2次电离能突跃发生在失去第10个电子时。(5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则R为第IA族元素、S为第ⅡA族元素，T为第ⅢA族元素，则原子序数：R1
2
3
4
5
能层符号
K
L
M
N
O
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
……
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
……
2
8
18
32
……2n2
离核远近
近 远
能量高低
低 高
能级符号
ns
np
nd
nf
轨道数目
1
3
5
7
族
按族分类
价层电子排布式
价层电子数
特点
I A
主族
ns1
1
族序数=最外层电子数=价层电子数
ⅡA
ns2
2
ⅢA
ns2np1
3
IVA
ns2np2
4
VA
ns2np3
5
ⅥA
ns2np4
6
ⅦA
ns2np5
7
ⅢB
副族(镧系、锕系除外)
(n-1)d1-10ns1-2
3
价层电子数=族序数
ⅣB
4
VB
5
VIB
6
VIIB
7
I B
11
（n-1）d轨道为全充满状态，族序数=最外层ns轨道上的电子数
ⅡB
12
Ⅷ
Ⅷ族
(n-1)d6-10ns0-2
8
Ⅷ族第1列元素的价电子数=族序数
Ⅷ族第2列元素的价电子数为9
Ⅷ族第3列元素的价电子数为10
9
10
0
0族
1s2或ns2np6(n>1)
2或8
为原子轨道全充满的稳定结构
分区
元素位置
价层电子排布式
元素种类及性质特点
s区
IA族、ⅡA族
ns1-2
原子的核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金属元素(H除外),为碱金属元素和碱土金属元素
p区
ⅢA~ⅦA族及0族
ns2np1-6(He除外)
原子的核外电子最后排布在np能级(He为s能级)上，为非金属元素和少数金属元素
d区
ⅢB~ⅦB族(镧系、锕系除外) 以及Ⅷ族
(n-1)d1-9ns1-2(Pd除外)
为过渡金属元素，原子的核外电子最后排布在(n-1)d能级上，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)d10ns1-2
为过渡金属元素，核外电子先填满(n-1)d能级而后再填充ns能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成
f区
镧系和锕系
(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2
镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质相似
知识清单
一、原子结构
（一）能层与能级
1.能层与能级关系表格：
2、能层与能级的有关规律：
（1）能级的个数=所在能层的能层序数
（2）s能级最多容纳2个电子，p能级最多容纳6个电子，d能级最多容纳10个电子，f能级最多容纳14个电子，即1,3,5,7…的2倍
（3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同
（4）f能级的最小能层为4，d能级的最小能层为3
（5）能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)
（7）不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同
（二）基态与激发态 原子光谱
1、基态原子：处于最低能量状态的原子叫做基态原子。
2、激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态
原子。
3、基态原子与激发态原子的关系：
注：（1）电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移),而原子得失电子发生的是化学变化。
（2）电子可以从基态跃迁到激发态，相反也可以从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态，释放能量。光（辐射）是电子跃迁释放能量的重要形式。
（三）原子光谱
1、定义：不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
2、形成原因：
3、分类：
吸收光谱：明亮背景的暗色谱线。
发射光谱：暗色背景的明亮谱线。
4、光谱分析
在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
（四）构造原理与电子排布式
1、内容：以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。
注：电子填充的常见一般规律： 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s
2、能级交错：构造原理告诉我们，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。这种现象被称为能级交错。
注：（1）构造原理呈现的能级交错源于光谱学事实，是经验的，而不是任何理论推导的结果。构造原理是一个思维模型，是个假想过程。
（2）能级交错现象是电子随核电荷数递增而出现的填入电子顺序的交错，并不意味着先填的能级能量一定比后填的能级能量低
（五）电子排布式
1、表示方法：
2、书写方法的关键：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s
注：(1)在书写电子排布式时，一般情况下，能层低的能级要写在左边，而不是按构造原理的顺序写。
在得出构造原理之前，由原子光谱得知有些过渡金属元素基态原子电
子排布不符合构造原理，如Cr和Cu的最后两个能级的电子排布分别
为3d54s1和3d104s1。由此可见，构造原理是被理想化了的。
3、简化电子排布式
（1）定义：将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。
（2）表示方法：如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1 、[Ar]4s2。
4、价层电子排布式
（1）价电子层的定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层(简称价层)。
（2）价电子的位置：①对于主族元素和零族元素来说，价电子就是最外层电子。表示方法：nsx或nsxnpy
②对于第四周期副族元素来说，价电子除最外层电子外，还可能包括次外层电子。
表示方法：(n-1)dxnsy
（六）电子云
1、电子云：由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。换句话说，电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。
注：(1)电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对大小。
电子云图中小点越密，表示电子出现的概率越大。
(2)电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子实际出现的次数。
2、电子云轮廓图：
（1）绘制电子云轮廓图的目的：表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。例如，绘制电子云轮廓图时，把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来
（2）s电子、p电子的电子云轮廓图
①s电子的电子云轮廓图：所有原子的任一能层的s电子的电子云轮廓图都是球形，只是球的半径不同。同一原子的能层越高，s电子云的半径越大。
②p电子的电子云轮廓图：p电子云轮廓图是哑铃状的。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，p电子云轮廓图的平均半径随能层序数的增大而增大。
（七）原子轨道
1、定义：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。
各能级的一个伸展方向的电子云轮廓图即表示一个原子轨道。
2、不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图
注：(1)同一能层中，不同能级原子轨道的能量及空间伸展方向不同；
但同一能级的几个原子轨道的能量相同。
(2)人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为简并轨道。
3、各能级所含原子轨道的数目
（八）电子自旋与泡利原理
1、电子自旋：
（1）定义：电子除空间运动状态外，还有一种状态叫做自旋。
（2）电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向。常用方向相反的箭头“↑”和“↓”表示自旋状态相反的电子。
注：①能层、能级、原子轨道和自旋状态四个方面共同决定电子的运动状态，
电子能量与能层、能级有关，电子运动的空间范围与原子轨道有关。
②一个原子中不可能存在运动状态完全相同的2个电子。
2、泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反，这个原理被称为泡利原理（也称为泡利不相容原理）。
（九）电子排布的轨道表示式
1、轨道表示式的含义：轨道表示式(又称电子排布图)是表述电子排布的一种图式。
2、书写方法：以Si原子为例，说明轨道表示式中各部分的含义：
（十）洪特规则
1、内容：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行，称为洪特规则。
注： (1)洪特规则只针对电子填入简并轨道而言，并不适用于电子填入能量不同的轨道。
(2)当电子填入简并轨道时，先以自旋平行依次分占不同轨道，剩余的电子再以自旋相反依次填入各轨道。
2、特例：简并轨道上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较高的稳定性。
（十一）能量最低原理
1、内容：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，这就是能量最低原理。
2、说明：
（1）基态原子的能量最低，故基态原子的电子排布是能量最低的原子轨道组合。
（2）整个原子的能量由核电荷数、电子数和电子状态三个因素共同决定。
（3）基态原子的核外电子排布遵循泡利原理、洪特规则和能量最低原理。
例题1：某元素基态原子核外共有15种不同运动状态的电子，下列说法正确的是（ ）
A.若将该元素基态原子的电子排布式写成1s22s22p63s23px23py1,则违背泡利原理
B.该元素基态原子中所有电子占有3个能级，9个轨道
C.该元素的最高价氧化物对应的水化物为两性化合物
D.该元素基态原子中能量最高的电子的电子云轮廓图的形状为哑铃形
【答案】D
【解析】某元素基态原子核外共有15种不同运动状态的电子，则该元素为P元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p3。P原子3p能级上的电子排布应写成3px13py13pz1,若写成3px23py1,则违背了洪特规则，A项错误；由该元素基态原子的电子排布式可知，该元素基态原子中所有电子占有5个能级，9个轨道，B项错误；该元素的最高价氧化物对应的水化物为H3PO4，不是两性化合物，C项错误；该元素基态原子中能量最高的电子处于3p能级，P电子云轮廓图为哑铃形，D项正确。
例题2：下列化学用语错误的是 （ ）
基态铜原子的价层电子排布式为3d94s2
基态Mn2+的价层电子轨道表示式为
钛原子的结构示意图为
D.基态氧原子核外能量最高的电子的电子云的形状为哑铃形
【答案】A
【解析】铜为29号元素，能量相同的原子轨道在全充满、半充满和全空状态时，体系的能量较低，基态铜原子的价层电子排布式为3d104s1,A项错误；Mn为25号元素，基态Mn原子的价层电子排布式为3d54s2,Mn原子失去4s能级的2个电子转化为Mn2+,则基态Mn2+的价层电子轨道表示式为 ，B项正确；钛为22号元素，基态钛原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2,则其
原子结构示意图为 ,C项正确；基态氧原子核外能量最高的电子占据的
能级为2p能级，其电子云的形状为哑铃形，D项正确。
例题3：短周期元素R的基态原子最外层的p能级上有2个未成对电子。下列关于基态R原子的描述一定正确的是（ ）
A.基态R原子核外电子占据的原子轨道总数为9
B.基态R原子的价层电子排布式为ns2np2 (n=2或3)
C.基态R原子核外电子的电子云轮廓图有两种：球形和哑铃形
D.基态R原子的轨道表示式为
【答案】C
【解析】由“短周期元素R的基态原子最外层的p能级上有2个未成对电子”可知，可能有两种情况：①最外层的p能级上只有2个电子，R为第IVA族元素C或Si;②最外层的p能级上有4个电子，R为第VIA族元素O或S。
由上述分析可知，基态R原子核外电子占据的原子轨道总数为4或8或5或9，A项错误；基态R原子的价层电子排布式为ns2np2(n=2或3)或ns2np4(n=2或3)，B项错误；基态R原子核外有s电子云和p电子云，分别为球形和哑铃形，C项正确；不确定R是哪种元素，无法判断基态R原子的轨道表示式，D项错误。
例题4：已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的2p轨道上有2个未成对电子。X与Y可形成化合物X2Y3,Z元素可形成负一价离子。下列说法正确的是（ ）
X元素基态原子的电子排布式为[Ar]4s24p3
X元素是第四周期第VA族元素
Y元素原子的轨道表示式为
D.Z元素的单质Z2在氧气中不能燃烧
【答案】B
【解析】由题中信息可推知X为As、Y为O、Z为H。As元素基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p3,A项错误；As元素是第四周期第VA族元素，B项正确； 是碳元素原子的轨道表示式，C项错误；H2能在O2中燃烧，D项错误。
二、原子结构与元素的性质
（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表
1、元素周期律
（1）定义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律。
（2）实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
2、元素周期系
定义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。
3、元素周期表
（1）含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。
（2）元素周期系与元素周期表的关系：
注：（1）门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号。
（2）原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。
（3）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
（二）构造原理与元素周期表
1、根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系：
各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束),中间按照构造原理依次排满各能级。而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数
2、原子核外电子排布与族的关系
（三）元素周期表的分区
1.按电子排布分区：各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别
2.按金属元素与非金属元素分区
（1）金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置
沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外),线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图)。
（2）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) 。
3、对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为对角线规则，如图所示。
（四）原子半径
1、影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数。
2、影响方式：
注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。
（五）电离能
1、第一电离能
（1）定义：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叫做第一电离能。
（2）符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·ml-1
（3）意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；
第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
（4）变化规律
①一般规律：同周期：随原子序数的递增而增大；
同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，
最大的是稀有气体元素；
第一电离能最大的元素是氦。
同主族：随原子序数的递增而减小。
②特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高，其电离能数值较大。
例如：第IIA族>第IIIA族； 第VA族>第VIA族
③过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。
2、逐级电离能
（1）含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。
（2）变化规律
①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
②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
3、电离能的应用
（1）推断元素原子的核外电子排布
例如：Li的逐级电离能I1《 I2< I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子。
（2）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)。
（3）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。
（六）电负性
1、键合电子: 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
2、电负性
（1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
（2）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
（3）大小的标准：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。
（4）变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；
同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。
金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
电负性最大的是氟，最小的是铯
（5）应用
①判断元素的金属性或非金属性强弱
I、金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大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。
注：不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准
II、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判断化学键的类型
I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。
II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。
③判断元素的化合价
I、电负性小的元素易呈现正价
II、电负性大的元素易呈现负价
④解释对角线规则
利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。
（6）电负性与第一电离能的关系
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
例题1：依诺沙星具有广谱的抗菌作用，尤其是对需氧的革兰氏阴性杆菌的抗菌活性比较好，可用于敏感细菌引起的感染。下列关于依诺沙星涉及的元素C、N、O、F的说法错误的是（ ）
A.第一电离能：F>O>N>C
B.电负性：F>O>N>C
C.稳定性：HF>H2O>NH3>CH4
D.原子半径：C>N>O>F
【答案】A
【解析】第VA族元素原子的最外层电子排布式为ns2np3,为半充满的稳定结构，第一电离能大于同周期相邻元素，故第一电离能：F>N>O>C,A项错误；电负性：F>O>N>C,B项正确；电负性越大，元素的非金属性越强，其简单氢化物越稳定，C项正确；同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，故原子半径：C>N>O>F,D项正确。。
例题2：如图为元素周期表中短周期的一部分，下列关于Y、Z、M的说法正确的是（ ）
A.电负性：Y>Z>M
B.半径：M->Z2->Y-
C.原子半径：Z
【答案】D
【解析】由图示关系可知，X为He元素，Y为F元素，M为Cl元素，Z为硫元素。A项，一般来说，同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，元素的电负性：F>C1>S,错误；B项，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，离子半径：S2->Cl->F-,错误；C项，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，原子半径：S>Cl,错误；D项，第一电离能：F>Cl>S,正确。
例题3：根据表中所列五种9元素的第一至第四电离能数据（单位:kJ·ml-1),回答下列问题。
(1)在元素周期表中，最可能处于同一族的是 (填字母，下同)。
A.Q和R B.S和T C.T和U D.R和T E.R和U
(2)下列离子的氧化性最弱的是 。
A.S2+ B.R+ C.T3+ D.U+
(3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是 。
A.硼 B.铍 C.氦 D.氢
4)上述元素会出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明： 。如果U元
素是第四周期元素，请估计它的第2次电离能突跃将发生在失去第 个电子时。 (5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是 ，其中S的第一电离能异常高的原因是
。
【答案】(1)E (2)D (3)C (4)电子分层排布，各能层能量不同 10
(5)R
(1)由上述分析可知，最有可能处于同一主族的是R和U。(2)分析电离能数据可知，U+的氧化性最弱。(3)由于氦是稀有气体元素，所以氦的物理性质和化学性质与Q最像。（4)电离能的突跃变化，说明核外电子是分层排布的。若U是第四周期元素，则U是K,其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1,由于3s2、3p6所处能层相同，所以它的第2次电离能突跃发生在失去第10个电子时。(5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则R为第IA族元素、S为第ⅡA族元素，T为第ⅢA族元素，则原子序数：R
2
3
4
5
能层符号
K
L
M
N
O
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
……
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
……
2
8
18
32
……2n2
离核远近
近 远
能量高低
低 高
能级符号
ns
np
nd
nf
轨道数目
1
3
5
7
族
按族分类
价层电子排布式
价层电子数
特点
I A
主族
ns1
1
族序数=最外层电子数=价层电子数
ⅡA
ns2
2
ⅢA
ns2np1
3
IVA
ns2np2
4
VA
ns2np3
5
ⅥA
ns2np4
6
ⅦA
ns2np5
7
ⅢB
副族(镧系、锕系除外)
(n-1)d1-10ns1-2
3
价层电子数=族序数
ⅣB
4
VB
5
VIB
6
VIIB
7
I B
11
（n-1）d轨道为全充满状态，族序数=最外层ns轨道上的电子数
ⅡB
12
Ⅷ
Ⅷ族
(n-1)d6-10ns0-2
8
Ⅷ族第1列元素的价电子数=族序数
Ⅷ族第2列元素的价电子数为9
Ⅷ族第3列元素的价电子数为10
9
10
0
0族
1s2或ns2np6(n>1)
2或8
为原子轨道全充满的稳定结构
分区
元素位置
价层电子排布式
元素种类及性质特点
s区
IA族、ⅡA族
ns1-2
原子的核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金属元素(H除外),为碱金属元素和碱土金属元素
p区
ⅢA~ⅦA族及0族
ns2np1-6(He除外)
原子的核外电子最后排布在np能级(He为s能级)上，为非金属元素和少数金属元素
d区
ⅢB~ⅦB族(镧系、锕系除外) 以及Ⅷ族
(n-1)d1-9ns1-2(Pd除外)
为过渡金属元素，原子的核外电子最后排布在(n-1)d能级上，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)d10ns1-2
为过渡金属元素，核外电子先填满(n-1)d能级而后再填充ns能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成
f区
镧系和锕系
(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2
镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质相似
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