第1章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（知識清單）高二化學(xué)必備單元知識清單與測試（滬科版2020選擇性必修2）

第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)【單元知識框架】【單元知識清單】考點(diǎn)1氫原子結(jié)構(gòu)模型原子核外電子運(yùn)動模型的歷史發(fā)展過程一、\t"s://baike.baidu/item/%E5%8E%9F%E5%AD%90%E7%BB%93%E6%9E%84%E6%A8%A1%E5%9E%8B%E5%8F%91%E5%B1%95/_blank"道爾頓模型英國自然科學(xué)家\t"s://baike.baidu/item/%E5%8E%9F%E5%AD%90%E7%BB%93%E6%9E%84%E6%A8%A1%E5%9E%8B%E5%8F%91%E5%B1%95/_blank"約翰·道爾頓提出了世界上第一個原子（1803年）。理論：①原子都是不能再分的粒子；②\t"s://baike.baidu/item/%E5%8E%9F%E5%AD%90%E7%BB%93%E6%9E%84%E6%A8%A1%E5%9E%8B%E5%8F%91%E5%B1%95/_blank"同種元素的原子的各種性質(zhì)和質(zhì)量都相同；③原子是微小的實(shí)心球體。湯姆森的葡萄干面包模型葡萄干面包模型是1904年約瑟夫·約翰·湯姆森（）（英國物理學(xué)家）提出的模型，他認(rèn)為原子是一個帶正電荷的球，電子鑲嵌在里面，形狀酷似“葡萄干布丁”（Plumpudding），也稱“棗糕模型”或“葡萄干面包模型”。湯姆孫、湯姆遜、湯姆生等是不同的教材對人名的音譯不同。三、盧瑟福的行星模型（有核模型）湯姆森的學(xué)生\t"s://baike.baidu/item/%E5%8E%9F%E5%AD%90%E7%BB%93%E6%9E%84%E6%A8%A1%E5%9E%8B%E5%8F%91%E5%B1%95/_blank"盧瑟福（英國物理學(xué)家）完成的\t"s://baike.baidu/item/%E5%8E%9F%E5%AD%90%E7%BB%93%E6%9E%84%E6%A8%A1%E5%9E%8B%E5%8F%91%E5%B1%95/_blank"α粒子轟擊金箔實(shí)驗(yàn)（散射實(shí)驗(yàn)），否認(rèn)了葡萄干面包式模型的正確性。1911年盧瑟福提出行星模型：原子的大部分體積是空的，電子按照一定軌道圍繞著一個帶正電荷的很小的原子核運(yùn)轉(zhuǎn)。行星模型由盧瑟福在提出，以\t"s://baike.baidu/item/%E5%8E%9F%E5%AD%90%E7%BB%93%E6%9E%84%E6%A8%A1%E5%9E%8B%E5%8F%91%E5%B1%95/_blank"經(jīng)典電磁學(xué)為理論基礎(chǔ)，主要內(nèi)容有：①原子的大部分體積是空的②在原子的中心有一個很小的\t"s://baike.baidu/item/%E5%8E%9F%E5%AD%90%E7%BB%93%E6%9E%84%E6%A8%A1%E5%9E%8B%E5%8F%91%E5%B1%95/_blank"原子核。③原子的全部正電荷在原子核內(nèi)，且?guī)缀跞抠|(zhì)量均集中在原子核內(nèi)部。帶負(fù)電的電子在核空間進(jìn)行繞核運(yùn)動。四、玻爾的原子結(jié)構(gòu)（能級結(jié)構(gòu)）1913年玻爾（丹麥物理學(xué)家）在盧瑟福的行星模型和普朗克的量子論基礎(chǔ)上提出了核外電子分層排布的原子結(jié)構(gòu)模型。五、現(xiàn)代電子云模型\t"s://baike.baidu/item/%E7%94%B5%E5%AD%90%E4%BA%91%E6%A8%A1%E5%9E%8B/_blank"電子云是1926年\t"s://baike.baidu/item/%E7%94%B5%E5%AD%90%E4%BA%91%E6%A8%A1%E5%9E%8B/_blank"奧地利學(xué)者\(yùn)t"s://baike.baidu/item/%E7%94%B5%E5%AD%90%E4%BA%91%E6%A8%A1%E5%9E%8B/_blank"薛定諤在\t"s://baike.baidu/item/%E7%94%B5%E5%AD%90%E4%BA%91%E6%A8%A1%E5%9E%8B/_blank"德布羅意關(guān)系式的基礎(chǔ)上，對電子的運(yùn)動做了適當(dāng)?shù)臄?shù)學(xué)處理，提出了薛定諤方程，再用三維坐標(biāo)將解表示出來，就得到了電子云。原子光譜發(fā)展沿襲一、原子光譜1、光譜：光譜就是通過棱鏡或光柵的分光作用，將一束復(fù)色光分解成各種波長的單色光，按照波長或頻率大小順序排列起來形成的圖案。2、連續(xù)光譜和線光譜：得到的圖案如果是一條連續(xù)的亮帶，就是連續(xù)光譜；得到的圖案如果是不連續(xù)的亮線，就是線光譜。各元素原子的線光譜就叫做原子光譜。圖中最上一條是連續(xù)譜，其他幾條則既有線光譜又有連續(xù)譜。氣體中中性原子的發(fā)光光譜都是線狀譜，說明原子只發(fā)出幾種特定頻率的光。不同原子的亮線位置不同，說明不同原子的發(fā)光頻率是不一樣的，因此，這些亮線稱為原子的特征譜線。既然每種原子都有自己的特征譜線，我們就可以利用它來鑒別物質(zhì)和確定物質(zhì)的組成成分。這種方法稱為光譜分析。微觀粒子既有波動性又有粒子性，描述宏觀物體運(yùn)動的經(jīng)典力學(xué)不適用于描述微觀粒子的運(yùn)動。3、原子光譜的形成和種類二、玻爾的原子結(jié)構(gòu)模型1、波爾原子結(jié)構(gòu)模型的主要觀點(diǎn)：（1）原子中的電子只能在某些確定半徑的圓周軌道上運(yùn)繞原子和運(yùn)動，這些軌道稱為定態(tài)軌道；（2）在不同定態(tài)軌道上運(yùn)動的電子具有不同的能量（E），而且能量是量子化①的，即軌道能量是“一份一份”地增加或減少的。軌道能量與n值有關(guān)。n的取值為正整數(shù)1、2、3、......、∞，n值越小，電子離核越近；反之能量就越高。一般把原子能量最低的電子狀態(tài)稱為基態(tài)②。對于氫原子而言，當(dāng)核外的一個電子處于n=1的軌道時能量最低，這個狀態(tài)就稱為氫原子的基態(tài)；當(dāng)這個電子躍遷至n>1的軌道上運(yùn)動時，這些狀態(tài)稱為氫原子的激發(fā)態(tài)②。（3）電子在不通過能量的兩個軌道之間發(fā)生躍遷時，才會輻射或吸收能量。如果電子從高能量的軌道躍回低能量軌道，就會以光的形式釋放出這些能量，光輻射的波長（λ）與兩個軌道的能量差（ΔE）有關(guān)?！嚓P(guān)概念解釋：①量子化：玻爾認(rèn)為能量是量子化的，即能量是以一個微小單位的形式存在和轉(zhuǎn)播的；②基態(tài)和激發(fā)態(tài)：基態(tài)：基態(tài)是指在正常狀態(tài)下，原子處于最低軌道，這時電子在離核最近的軌道上運(yùn)動的這種\t"s://baike.baidu/item/_blank"定態(tài)。激發(fā)態(tài)：激發(fā)態(tài)一般是指電子激發(fā)態(tài)，\t"s://baike.baidu/item/_blank"原子或分子吸收一定的能量后，電子被激發(fā)到較高軌道但尚未離開原子的狀態(tài)。由于能量是不連續(xù)的，因此不同軌道之間能量的差值是不連續(xù)的，導(dǎo)致光輻射的波長也是不連續(xù)的。氫原子的光譜在可見光區(qū)中的4條譜線，就是電子分別從n=3、4、5、6的軌道躍遷回到n=2的軌道時釋放的能量所形成的。2、軌道躍遷與氫原子光譜系列的關(guān)系\t"s://baike.baidu/item/%E6%B0%A2%E5%8E%9F%E5%AD%90%E5%85%89%E8%B0%B1/_blank"主量子數(shù)n大于或等于2的電子躍遷到n=1：紫外線系（賴曼系）\t"s://baike.baidu/item/%E6%B0%A2%E5%8E%9F%E5%AD%90%E5%85%89%E8%B0%B1/_blank"主量子數(shù)n大于或等于3的電子躍遷到n=2：可見光系（巴爾末系）\t"s://baike.baidu/item/%E6%B0%A2%E5%8E%9F%E5%AD%90%E5%85%89%E8%B0%B1/_blank"主量子數(shù)n大于或等于4的電子躍遷到n=3：紅外光系（帕邢系）3、玻爾模型的局限性1）保留了經(jīng)典粒子的概念，仍把電子的運(yùn)動看作經(jīng)典力學(xué)描述下的軌道運(yùn)動?？茖W(xué)家研究發(fā)現(xiàn)，微觀粒子既具有波動性又具有粒子性，他的運(yùn)動速度和空間位置無法同時準(zhǔn)確測量，描述宏觀物體的經(jīng)典力學(xué)方法不適用于描述微觀粒子。2）對稍微復(fù)雜一點(diǎn)的原子（多電子原子）如氦原子，就無法解釋他的光譜現(xiàn)象。【思考】（教材P5）光輻射的波長和電子躍遷時吸收或釋放的能量ΔE有關(guān)，ΔE=E2—E1=h·cλ×10—34J·s，為普朗克常數(shù)；c=2.99792458請指出氫原子中電子分別從n=5和n=2的軌道躍遷道基態(tài)時，哪種光輻射的波長更長。【答案】n=5對應(yīng)的軌道與n=2對應(yīng)的軌道相對比，n=5的軌道能量更高，與n=1軌道的能量差值更大，釋放能量更多，ΔE5→1>ΔE2→1但ΔE與波長λ成反比，故電子從n=2躍遷至n=1（基態(tài)）光輻射的波長更長。（規(guī)律：主量子數(shù)數(shù)值越大，相鄰主量子數(shù)之間差值越?。荒芰孔兓叫?，波長越長）（教材P6）每當(dāng)夜幕降臨，華燈初上，五顏六色的燈光就把城市裝扮的五彩繽紛。請聯(lián)系氫原子光譜的成因，說民這些美麗的光是怎樣產(chǎn)生的?！敬鸢浮磕藓鐭魞?nèi)充有稀有氣體，當(dāng)外電路接通后，變壓器輸出端會產(chǎn)生幾千伏甚至幾萬伏高壓，當(dāng)這一電壓接到霓虹燈兩端后，管內(nèi)帶電粒子（電子）就會發(fā)生躍遷，發(fā)出五顏六色的光。氫原子結(jié)構(gòu)模型基本概念1、原子軌道當(dāng)電子處于不同的運(yùn)動狀態(tài)時具有的能量是不同的。我們把氫原子中電子的一個空間運(yùn)動狀態(tài)稱為一個原子軌道。需要注意的是，此處軌道的含義和玻爾原子結(jié)構(gòu)模型中軌道的含義完全不同，它既不是圓周軌道，也不是其他經(jīng)典意義上的固定軌跡?！纠斫狻坎栐幽Ｐ椭械摹败壍馈笔侵高\(yùn)行其中的電子每時每刻都有確定的速度、位置、能量和角動量；本節(jié)所提及的“軌道”（屬于量子力學(xué)中的軌道中的一種）是指一種量子狀態(tài)，他具有某種特定的能量和角動量（對應(yīng)于確定的主量子數(shù)、角量子數(shù)和磁量子數(shù)），但其速度和位置都是不能確定的，只有一個概率分布，電子位置的概率分布能夠用“電子云”這個概念能夠形象的表示出來。2、能層與能級電子運(yùn)動的空間離核的遠(yuǎn)近是不同的。人們用n表示電子層數(shù)，n相同的原子軌道成為一個電子層，n的取值為正整數(shù)1、2、3、4、5、6、7......。一個電子層也叫做一個能層，和n=1、2、3、4、5、6、7......的電子層相對應(yīng)的能層符號分別用K、L、M、N、O、P、Q......表示。當(dāng)n=1時，K層的電子離核最近，電子的運(yùn)動狀態(tài)能量最低；n越大，表示電子離核越遠(yuǎn)，電子的運(yùn)動狀態(tài)能量越高。n相同的原子軌道，軌道呈現(xiàn)的圖像形狀可以不同，我們分別用s、p、d、f......表示不同形狀的原子軌道。例如：s軌道是呈球形的，p軌道是呈啞鈴形的。不同形狀的原子軌道可能有不同的能量，因此同一能層中的原子軌道，還可以分成不同的能級，如ns、np、nd、nf等能級。第一能層只有1s一個能級，第二層有2s、2p兩個能級。同一的原子軌道在三維空間坐標(biāo)系中還可以有不同的伸展方向。s軌道只有一種空間取向，所以ns只有一個原子軌道。p軌道分別沿x軸、y軸、z軸有三個不同的伸展方向，所以np有px、py、pz三個原子軌道。d軌道有5個伸展方向，則nd有5個原子軌道。f軌道有7個伸張方向，則nf有七個原子軌道。如圖是s軌道和p軌道的軌道空間伸展方向。我們將電子層的n值和表示軌道形狀的s、p、d、f結(jié)合起來表示原子軌道，如1s、2s、2p（2px、2py、2pz）等。此外，原子核外電子還存在一種被稱為“自旋”的運(yùn)動狀態(tài)。處于同一原子軌道的電子有兩種不同的運(yùn)動狀態(tài)，通常用向上箭頭“↑”和向下箭頭“↓”表示。當(dāng)然，電子“自旋”并非真像地球繞軸自旋一樣，它只是表示電子的兩種不同的自旋狀態(tài)。原子中的能級按能量由低到高、由下往上排列的示意圖叫原子的能級圖。在只有一個電子的氫原子中，原子軌道的能量僅與n值有關(guān)，因此n相同的原子軌道處于同一能級。3d3p3s3d3p3s2p2s2p2s1s1s3、電子云由于微觀粒子運(yùn)動的特性，用統(tǒng)計的方法來了解電子在原子核外空間某處出現(xiàn)的概率大小。為了方便理解，人們常用小黑點(diǎn)的疏密程度來表示電子在原子核外單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率大小。點(diǎn)密集的地方表示電子在單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率大；點(diǎn)稀疏的地方表示電子在單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率小。這種對電子在原子核外空間單位體積出現(xiàn)概率大小的形象化描述稱為電子云。下圖是1s和2p軌道的電子云空間分布圖1s軌道上的電子（也稱1s電子）在空間出現(xiàn)的概率分布呈球形對稱，并且電子在原子核附近單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率大，離核越遠(yuǎn)，單位體積內(nèi)電子的出現(xiàn)概率越小。處于2p軌道的電子在空間單位體積內(nèi)出現(xiàn)的的概率是沿著一個坐標(biāo)軸（x軸、y軸或z軸）對稱分布的。二、原子光譜分析原子光譜分析法主要包括原子發(fā)射光譜分析法和原子吸收光譜分析法。考點(diǎn)2能層與能級1．能層(1)核外電子按能量不同分成能層并用符號K、L、M、N、O、P、Q…表示。(2)能層越高，電子的能量越高，能量的高低順序?yàn)镋(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。2．能級(1)定義：根據(jù)多電子原子的能量也可能不同，將它們分為不同能級。(2)表示方法：分別用相應(yīng)能層的序數(shù)和字母s、p、d、f等表示，如n能層的能級按能量由低到高的排列順序?yàn)閚s、np、nd、nf等。(3)能層、能級與最多容納的電子數(shù)由上表可知：①能層序數(shù)等于該能層所包含的能級數(shù)，如第三能層有3個能級。②s、p、d、f各能級可容納的電子數(shù)分別為1、3、5、7的2倍。③原子核外電子的每一能層最多可容納的電子數(shù)與能層的序數(shù)(n)間存在的關(guān)系是2n2?！咀ⅰ?1)不同能層之間，符號相同的能級的能量隨著能層數(shù)的遞增而增大。(2)在相同能層各能級能量由低到高的順序是ns<np<nd<nf。(3)不同能層中同一能級，能層數(shù)越大，能量越高。例如：1s<2s<3s<4s……考點(diǎn)3基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜1．基態(tài)原子與激發(fā)態(tài)原子(1)基態(tài)原子：處于最低能量狀態(tài)的原子。(2)激發(fā)態(tài)原子：基態(tài)原子吸收能量，電子會躍遷到較高能級，變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子。(3)基態(tài)、激發(fā)態(tài)相互間轉(zhuǎn)化的能量變化基態(tài)原子eq\o(,\s\up21(吸收能量),\s\do15(釋放能量，主要形式為光))激發(fā)態(tài)原子。2．光譜(1)原子光譜不同元素原子的電子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發(fā)射光譜。(2)原子光譜的成因及分類(3)光譜分析：在現(xiàn)代化學(xué)中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析?！咀ⅰ?1)電子從較高能量的激發(fā)態(tài)躍遷到較低能量的激發(fā)態(tài)乃至基態(tài)時，將釋放能量；反之，將吸收能量。光(輻射)是電子釋放能量的重要形式之一。(2)電子的躍遷是物理變化(未發(fā)生電子轉(zhuǎn)移)，而原子得失電子時發(fā)生的是化學(xué)變化。(3)一般在能量相近的能級間發(fā)生電子躍遷。（4）焰火、霓虹燈光、激光、熒光、LED燈光等都與核外電子躍遷釋放能量有關(guān)?？键c(diǎn)4構(gòu)造原理與電子排布式1．構(gòu)造原理（1）構(gòu)造原理：從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入能級的順序。即電子所排的能級順序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……。能級交錯【注】電子能量高低①相同能層，不同能級：ns<np<nd<nf。②英文字母相同的不同能級：1s<2s<3s<4s③不同能層不同能級：ns<(n2)f<(n1)d<np④相同能層，相同能級：電子能量相同。2．電子排布式(1)電子排布式中能級符號右上角的數(shù)字表示該能級的電子數(shù)。如：Al原子電子排布式中各符號、數(shù)字的意義為(2)寫出下列原子或離子的電子排布式：①8O：1s22s22p4；②19K：1s22s22p63s23p64s1；可簡寫為[Ar]4s1；③17Cl：1s22s22p63s23p5；可簡寫為[Ne]3s23p5；④16S2－：1s22s22p63s23p6?！咀ⅰ竣匐娮优挪际綍鴮憰r，電子填入按能級順序，氮最終按能層順序排列。②24Cr的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s129Cu的電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s1價層電子排布式價層電子：主族元素的最外層電子，過渡元素不僅最外層電子，次外層電子及某些元素倒數(shù)第三層電子。Cl的價層電子排布式：3s23p5K的價層電子排布式：4s1電子云與原子軌道1．概率密度用P表示電子在某處出現(xiàn)的概率，V表示該處的體積，則P/V稱為概率密度，用ρ表示。2.電子云由于核外電子的概率密度分布看起來像一片云霧，因而被形象地稱為電子云?！咀ⅰ侩娮釉浦皇切蜗蟮谋硎倦娮映霈F(xiàn)在個點(diǎn)的概率高低，二實(shí)際上并不存在。3．電子云輪廓圖為了表示電子云輪廓的形狀，對核外電子的空間運(yùn)動狀態(tài)有一個形象化的簡便描述。把電子在原子核外空間出現(xiàn)概率P＝90%的空間圈出來，即電子云輪廓圖。4．原子軌道(1)定義：電子在原子核外的一個空間運(yùn)動狀態(tài)稱為一個原子軌道。(2)形狀①s電子的原子軌道呈球形，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。②除s電子云外，其他電子云輪廓圖都不是球形的。例如，p電子云輪廓圖是呈啞鈴狀的。(3)各能級所含有原子軌道數(shù)目能級符號nsnpndnf軌道數(shù)目1357【注】原子軌道與能層序數(shù)的關(guān)系(1)不同能層的同種能級的原子軌道形狀相同，只是半徑不同。能層序數(shù)n越大，原子軌道的半徑越大。(2)s能級只有1個原子軌道。p能級有3個原子軌道，它們互相垂直，分別以px、py、pz表示。在同一能層中px、py、pz的能量相同?？键c(diǎn)5泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理1．電子自旋與泡利原理(1)自旋是微觀粒子普遍存在的一種如同電荷、質(zhì)量一樣的內(nèi)在屬性，電子自旋在空間有順時針和逆時針兩種取向，簡稱自旋相反，常用上下箭頭(↑和↓)表示自旋相反的電子。(2)泡利原理：在一個原子軌道里，最多只能容納2個電子，它們的自旋相反。2．電子排布的軌道表示式(1)在軌道表示式中，用方框(或圓圈)表示原子軌道，能量相同的原子軌道(簡并軌道)的方框相連，箭頭表示一種自旋狀態(tài)的電子，“↑↓”稱電子對，“↑”或“↓”稱單電子(或稱未成對電子)。(2)表示方法：以鋁原子為例，軌道表示式中各符號、數(shù)字的意義為通常應(yīng)在方框下方或上方標(biāo)記能級符號，有時畫出的能級上下錯落，以表達(dá)能量高低不同。3．洪特規(guī)則(1)內(nèi)容：基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨(dú)分占，且自旋平行。(2)特例在簡并軌道(同一能級)上的電子排布處于全充滿、半充滿和全空狀態(tài)時，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性。相對穩(wěn)定的狀態(tài)eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(全充滿：p6、d10、f14,全空：p0、d0、f0,半充滿：p3、d5、f7))如24Cr的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1，為半充滿狀態(tài)，易錯寫為1s22s22p63s23p63d44s2?！咀ⅰ亢樘匾?guī)則不僅適用于基態(tài)原子，也適用于基態(tài)離子。4．能量最低原理在構(gòu)建基態(tài)原子時，電子將盡可能地占據(jù)能量最低的原子軌道，使整個原子的能量最低。能級的能量高低順序如構(gòu)造原理所示(對于1～36號元素來說，應(yīng)重點(diǎn)掌握和記憶“1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p”這一順序)?！咀ⅰ棵總€電子核外運(yùn)動狀態(tài)均不相同。如鋁原子核外共有13種不同運(yùn)動狀態(tài)的電子?！究偨Y(jié)】核外電子排布的表示方法原子(離子)結(jié)構(gòu)示意圖含義將每個能層上的電子總數(shù)表示在原子核外的式子實(shí)例電子排布式含義用數(shù)字在能級符號右上角標(biāo)明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式實(shí)例K：1s22s22p63s23p64s1簡化電子排布式含義為了避免電子排布式書寫過于煩瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體元素符號外加方括號表示實(shí)例K：[Ar]4s1價電子排布式含義主族元素的價層電子指最外層電子，價層電子排布式即最外層電子排布式實(shí)例Al：3s23p1軌道表示式含義每個方框代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子實(shí)例電子式含義化學(xué)中常在元素符號周圍用“·”或“×”來表示元素原子的最外層電子，相應(yīng)的式子叫做電子式實(shí)例考點(diǎn)6元素周期律元素周期律、元素周期系和元素周期表1．元素周期律：元素性質(zhì)隨著原子核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性的遞變。2．元素周期系：按其原子核電荷數(shù)遞增排列的序列稱為元素周期系。這個序列中的元素性質(zhì)隨著核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性重復(fù)。3．元素周期表：呈現(xiàn)元素周期系的表格?！咀ⅰ吭刂芷谙抵挥幸粋€，元素周期表多種多樣。構(gòu)造原理與元素周期表1．核外電子排布與周期的劃分(1)電子排布與周期劃分的本質(zhì)聯(lián)系根據(jù)構(gòu)造原理得出的核外電子排布可以解釋元素周期系中每個周期的元素數(shù)。第一周期從1s1開始，以1s2結(jié)束，只有兩種元素。其余各周期總是從ns能級開始，以np結(jié)束，而從ns能級開始以np結(jié)束遞增的核電荷數(shù)(或電子數(shù))就等于每個周期里的元素數(shù)。周期外圍電子排布各周期增加的能級元素種數(shù)ⅠA族0族最外層最多容納電子數(shù)一1s11s221s2二2s12s22p682s、2p8三3s13s23p683s、3p8四4s14s24p684s、3d、4p18五5s15s25p685s、4d、5p18六6s16s26p686s、4f、5d、6p32七7s17s27p687s、5f、6d、7p32(2)規(guī)律：①周期序數(shù)＝電子層數(shù)。②本周期包含的元素種數(shù)＝對應(yīng)能級組所含原子軌道數(shù)的2倍＝對應(yīng)能級組最多容納的電子數(shù)。2．核外電子排布與族的劃分(1)劃分依據(jù)：取決于原子的價電子數(shù)目和價層電子排布。(2)特點(diǎn)：同族元素的價電子數(shù)目和價層電子排布相同。(3)規(guī)律①對主族元素，同主族元素原子的價層電子排布完全相同，價層電子全部排布在ns或ns、np軌道上(見下表)。價層電子數(shù)=族序數(shù)。族序數(shù)ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA價電子排布ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5③稀有氣體元素：價電子排布為ns2np6(He除外)。三、元素周期表1．元素周期表的結(jié)構(gòu)2．元素周期表的分區(qū)(1)根據(jù)核外電子排布根據(jù)核外電子排布式中最后填入電子的能級符號可把周期表里的元素劃分成4個區(qū)：s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)和f區(qū)（除ΙB、ⅡB族外。）(2)根據(jù)元素金屬性與非金屬性①金屬元素和非金屬元素的分界線為沿B、Si、As、Te、At與Al、Ge、Sb、Po之間所畫的一條連線，非金屬性較強(qiáng)的元素處于元素周期表的右上角位置，金屬性較強(qiáng)的元素處于元素周期表的左下角位置。②處于d區(qū)、ds區(qū)和f區(qū)的元素全部是金屬元素。s區(qū)的元素除氫外，也全部是金屬元素?！咀ⅰ縫區(qū)元素價電子不都是ns2np1～6，如He元素的價電子為2s2?！究偨Y(jié)】各區(qū)元素的特點(diǎn)包括的元素價電子排布化學(xué)性質(zhì)s區(qū)第ⅠA、ⅡA族ns1～2(最后的電子填在ns上)除氫外，都是活潑金屬元素(堿金屬和堿土金屬元素)p區(qū)第ⅢA～ⅦA族、0族ns2np1～6(最后的電子填在np上)隨著最外層電子數(shù)目的增加，非金屬性增強(qiáng)，金屬性減弱d區(qū)第ⅢB～ⅦB、Ⅷ族(n－1)d1～9ns1～2[最后的電子填在(n－1)d上]均為過渡金屬，由于d軌道都未充滿電子，因此d軌道可以不同程度地參與化學(xué)鍵的形成ds區(qū)第ⅠB、ⅡB族(n－1)d10ns1～2[(n－1)d全充滿]均為過渡金屬，d軌道已充滿電子，因此d軌道一般不再參與化學(xué)鍵的形成f區(qū)鑭系、錒系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2鑭系元素的化學(xué)性質(zhì)非常相近，錒系元素的化學(xué)性質(zhì)也非常相近四、元素周期律1．原子半徑（1）影響因素2.電離能（1）第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。（2）元素原子第一電離能的變化規(guī)律①對同一周期的元素而言，第一種(堿金屬和氫)元素的第一電離能最小，最后一種(稀有氣體)元素的第一電離能最大；從左到右，元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢，表示元素原子越來越難失去電子。②同族元素，自上而下第一電離能變小，表明自上而下原子越來越易失去電子。③過渡元素的第一電離能的變化不太規(guī)則。④同周期元素第一電離能的變化呈現(xiàn)的是一種趨勢，第ⅡA族和ⅤA族元素的第一電離能比同周期的相鄰元素都高。（3）逐級電離能①含義：氣態(tài)基態(tài)一價正離子再失去一個電子成為氣態(tài)基態(tài)二價正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。②特點(diǎn)：由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會更加困難，因此同一元素的各級電離能之間存在如下關(guān)系：I1<I2<I3……。元素原子逐級電離能逐漸增大并且會發(fā)生一個突變，即突然增大多倍，這是由于電子分層排布的。如鈉、鎂、鋁逐級失去電子的電離能NaMgAl電離能/kJ·mol－1I1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575③影響電離能的因素電離能的數(shù)值大小主要取決于原子的核電荷數(shù)、原子半徑以及原子的電子排布。一般來說，同一周期的元素具有相同的電子層數(shù)，從左到右核電荷數(shù)增大，原子的半徑減小，核對最外層電子的吸引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去電子，電離能也就越大。b.同一主族元素電子層數(shù)不同，最外層的電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增大起主要作用，因此半徑越大，核對最外層電子的吸引力越小，越易失去電子，電離能也就越小。c.電子排布是影響電離能的第三個因素某些元素具有全充滿或半充滿的電子排布，穩(wěn)定性也較高，其電離能數(shù)值較大。如稀有氣體的第一電離能在同周期元素中最大；第ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外層s原子軌道全滿