§1 原子结构与性质 李仲林
一、原子核外电子排布及表示方法 1．能层、能级及其最多容纳电子数的关系
能层：根据多电子原子的核外电子的能量不同，可以将核外电子分成不同的能层。 能级：多电子原子中，同一能层电子的能量也可能不同，还可以把它们分成不同能级。
说明：①能层的能级数==该能层序数。
②任一能层的能级总是从s 能级开始。
③在每一能层中，能级符号与能量大小的顺序是：ns ＜np ＜nd ＜nf „ 2．电子云和原子轨道
（1）电子云：电子在原子核外空间一定范围内出现, 可以想象为一团带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围, 人们形象地把它叫做“电子云”称作电子云。 （2）原子轨道
①s 电子的原子轨道呈球形对称，n s 能级上各有1个原子轨道（用p x 、p y 、p z 表示）。 ②p 电子原子轨道呈纺锤形，n p 能级各有3个原子轨道，相互垂直。 ③n d 能级各有5个原子轨道。 ④n f 能级有7个原子轨道。
3．构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：
1s 、2s 、2p 、3s 、3p 、 、 、4p 、5s 、4d 、5p 、6s 、4f„„
构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，不同电子层的能级有交错现象，如E (3d)＞E (4s)、
E (4d)＞E (5s)、E (5d)＞E (6s)、E (6d)＞E (7s)、E (4f)＞E (5p)、E (4f)＞E (6s)等。
构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。
说明：各能级的能量高低顺序
(1)相同能层的不同能级的能量高低顺序：ns ＜np ＜nd ＜nf
(2)英文字母相同的不同能级的能量高低顺序：1s ＜2s ＜3s ＜4s ；2p ＜3p ＜4p ；3d ＜4d (3)不同层不同能级可由下面的公式得出：ns ＜(n-2)f＜(n-1)d＜np (n为能层序数) 4．原子核外电子排布原理
(1)能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。 即在基态原子里，电子优先排布在 的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。当某能级中的原子轨道处于全充满或半充满状态时能量较低。
(2)泡利原理：1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。又称泡利不相容原理。
(3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，电子的排布将尽可能分占不同的轨道
且
自旋方向相同。
洪特规则特例：当同一能级上的电子排布为全充满(如p 和d ) 、半充满(如p 和d ) 和全
空(如p 和d ) 状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
解释：为什么Fe 的化合价有+2价和+3价？ 5．基态、激发态、光谱
（1）基态：处于最低能量状态的原子称为基态原子（稳定）。
（2）激发态：较高能量状态（相对基态而言）。如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁
至
较高能级成为激发态原子（不稳定）。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能
级，
变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放
能
量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。如：（霓虹）灯光、激光、焰火等。 解释：焰火呈现五颜六色的原因：焰色反应就是某些金属原子的电子在高温火焰中，接受了能量，使原子外层的电子从基态激跃迁到激发态；处于激发态的电子是十分不稳定的，在极短的时间内（约10
－８0
6
10
3
5
s ）便跃迁到基态或较低的能级上，并在跃迁过程中将能量以一
定波长（颜色）的光释放出来。由于各种元素的能级是被限定的，因此在向基态跃迁时释放的能量也就不同。碱金属及碱土金属的能级差正好对应于可见光范围，于是我们就看到了各种色彩。
（3）光谱：分为线状光谱和连续光谱。
线状光谱(了解)---具有特定波长、彼此分离的谱线组成的光谱。如氢原子光谱。 连续光谱(了解)---由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而不能分辨所得的光
谱，如阳光形成的光谱
光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（基态→激发态）能
量，从而吸收和放出不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱和发射光谱，总称原子光谱。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 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。 说明：光谱分析既可以用发射光谱也可以用吸收光谱，不能用连续光谱。 P8. 锂、氦、汞的发射光谱特征:暗背景, 亮线, 线状不连续。
吸收光谱特征:亮背景, 暗线, 线状不连续。
注意：比较氢元素的发射光谱中的亮线与其在吸收光谱中的暗线所处的位置完全相同。
6．基态原子核外电子排布的表示方法
(1)原子结构示意图(或称原子结构简图) ：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数 及各能层上的电子数。如： (2)电子式：可表示原子最外层电子数目，如：
(3)电子排布式：能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数。
①用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数，如K ：1s 2s 2p 3s 3p 4s 。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以 相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，即简化电子排布式，如K ：[Ar]4s (4)轨道表示式(电子排布图) ：能反映各轨道的能量的高低及各轨道上的电子分布情况，自
旋方向。每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如：
注意：A. 书写基态原子的电子排布图时，常出现以下几种错误： ①
违反泡利原理．②
违反洪特规则．③
违反洪特规则.
1
2
2
6
2
6
1
B. 当出现d 轨道，在书写电子排布式时，仍把(n-1)d放在ns 前，如Fe ：1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s (正确) ；Fe ：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d (错误) ．
C. 注意对比电子排布式，简化电子排布式，外围电子排布的区别与联系。如Fe 的电子排布式：1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s ；简化电子排布式：[Ar]3d4s ；外围电子排布式：3d 4s 。 二、原子结构与元素周期表的关系
1．元素周期表中每周期所含元素种数的变化规律
1．原子半径
(1)原子半径的周期性变化
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外) ， 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。 (2)判断微粒半径大小的规律
2
2
6
2
6
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2
2
2
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2
6
2
6
2．周期表的分区与原子的价电子排布的关系
三、元素周期律
①同周期从左到右，原子半径依次减小(稀有气体元素除外) ． ②同主族从上到下，原子或同价态离子半径均增大．
③阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如：
④电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r (S)>r (Cl)>r (K)>r (Ca)
⑤不同价态的同种元素的离子，核外电子数多的半径大，如r (Fe)>r (Fe) ，
2+
3+
+
2+
2--
r (Cu+)>r (Cu2+)
2、电离能 （1）概念：
第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能
量。
意 义：电离能是衡量气态原子失去电子难易程度的物理量，元素的电离能越小，表示
气态时越容易失电子，还原性越强。
（2）第一电离能变化规律：同周期从左到右，元素的第一电离能逐渐变小；同主族从上到
下，元素的第一电离能逐渐变大。
注意：通常ⅡA 族元素的第一电离能大于ⅢA 族元素，第ⅤA 族元素大于ⅥA 族元素，这
是因为ⅡA 和ⅤA 族元素原子的价电子排布分别为ns 、ns np ，是较稳定的全充满、半充满状态，因而失去电子所需的能量教高。
3、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。 （2）电 负 性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 ①意义：电负性越大，非金属性越强，反之越弱。
②电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准，电负性最小的元素是铯
（0.7）。短周期元素中电负性最小的是钠（0.9）。
③电负性的变化规律是：同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大，同主族从上到下，
元素的电负性逐渐变小。
（3）电负性的应用：
①判断元素的金属性和非金属性的强弱：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”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
②判断化学键的类型：一般认为：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。
③解释元素“对角线”规则：在元素周期表某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是 相似的，如右图所示。 4、元素性质递变规律
中，
2
2
3
§1 原子结构与性质 李仲林
一、原子核外电子排布及表示方法 1．能层、能级及其最多容纳电子数的关系
能层：根据多电子原子的核外电子的能量不同，可以将核外电子分成不同的能层。 能级：多电子原子中，同一能层电子的能量也可能不同，还可以把它们分成不同能级。
说明：①能层的能级数==该能层序数。
②任一能层的能级总是从s 能级开始。
③在每一能层中，能级符号与能量大小的顺序是：ns ＜np ＜nd ＜nf „ 2．电子云和原子轨道
（1）电子云：电子在原子核外空间一定范围内出现, 可以想象为一团带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围, 人们形象地把它叫做“电子云”称作电子云。 （2）原子轨道
①s 电子的原子轨道呈球形对称，n s 能级上各有1个原子轨道（用p x 、p y 、p z 表示）。 ②p 电子原子轨道呈纺锤形，n p 能级各有3个原子轨道，相互垂直。 ③n d 能级各有5个原子轨道。 ④n f 能级有7个原子轨道。
3．构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：
1s 、2s 、2p 、3s 、3p 、 、 、4p 、5s 、4d 、5p 、6s 、4f„„
构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，不同电子层的能级有交错现象，如E (3d)＞E (4s)、
E (4d)＞E (5s)、E (5d)＞E (6s)、E (6d)＞E (7s)、E (4f)＞E (5p)、E (4f)＞E (6s)等。
构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。
说明：各能级的能量高低顺序
(1)相同能层的不同能级的能量高低顺序：ns ＜np ＜nd ＜nf
(2)英文字母相同的不同能级的能量高低顺序：1s ＜2s ＜3s ＜4s ；2p ＜3p ＜4p ；3d ＜4d (3)不同层不同能级可由下面的公式得出：ns ＜(n-2)f＜(n-1)d＜np (n为能层序数) 4．原子核外电子排布原理
(1)能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。 即在基态原子里，电子优先排布在 的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。当某能级中的原子轨道处于全充满或半充满状态时能量较低。
(2)泡利原理：1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。又称泡利不相容原理。
(3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，电子的排布将尽可能分占不同的轨道
且
自旋方向相同。
洪特规则特例：当同一能级上的电子排布为全充满(如p 和d ) 、半充满(如p 和d ) 和全
空(如p 和d ) 状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
解释：为什么Fe 的化合价有+2价和+3价？ 5．基态、激发态、光谱
（1）基态：处于最低能量状态的原子称为基态原子（稳定）。
（2）激发态：较高能量状态（相对基态而言）。如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁
至
较高能级成为激发态原子（不稳定）。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能
级，
变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放
能
量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。如：（霓虹）灯光、激光、焰火等。 解释：焰火呈现五颜六色的原因：焰色反应就是某些金属原子的电子在高温火焰中，接受了能量，使原子外层的电子从基态激跃迁到激发态；处于激发态的电子是十分不稳定的，在极短的时间内（约10
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（3）光谱：分为线状光谱和连续光谱。
线状光谱(了解)---具有特定波长、彼此分离的谱线组成的光谱。如氢原子光谱。 连续光谱(了解)---由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而不能分辨所得的光
谱，如阳光形成的光谱
光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（基态→激发态）能
量，从而吸收和放出不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱和发射光谱，总称原子光谱。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 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。 说明：光谱分析既可以用发射光谱也可以用吸收光谱，不能用连续光谱。 P8. 锂、氦、汞的发射光谱特征:暗背景, 亮线, 线状不连续。
吸收光谱特征:亮背景, 暗线, 线状不连续。
注意：比较氢元素的发射光谱中的亮线与其在吸收光谱中的暗线所处的位置完全相同。
6．基态原子核外电子排布的表示方法
(1)原子结构示意图(或称原子结构简图) ：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数 及各能层上的电子数。如： (2)电子式：可表示原子最外层电子数目，如：
(3)电子排布式：能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数。
①用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数，如K ：1s 2s 2p 3s 3p 4s 。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以 相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，即简化电子排布式，如K ：[Ar]4s (4)轨道表示式(电子排布图) ：能反映各轨道的能量的高低及各轨道上的电子分布情况，自
旋方向。每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如：
注意：A. 书写基态原子的电子排布图时，常出现以下几种错误： ①
违反泡利原理．②
违反洪特规则．③
违反洪特规则.
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B. 当出现d 轨道，在书写电子排布式时，仍把(n-1)d放在ns 前，如Fe ：1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s (正确) ；Fe ：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d (错误) ．
C. 注意对比电子排布式，简化电子排布式，外围电子排布的区别与联系。如Fe 的电子排布式：1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s ；简化电子排布式：[Ar]3d4s ；外围电子排布式：3d 4s 。 二、原子结构与元素周期表的关系
1．元素周期表中每周期所含元素种数的变化规律
1．原子半径
(1)原子半径的周期性变化
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外) ， 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。 (2)判断微粒半径大小的规律
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2．周期表的分区与原子的价电子排布的关系
三、元素周期律
①同周期从左到右，原子半径依次减小(稀有气体元素除外) ． ②同主族从上到下，原子或同价态离子半径均增大．
③阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如：
④电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r (S)>r (Cl)>r (K)>r (Ca)
⑤不同价态的同种元素的离子，核外电子数多的半径大，如r (Fe)>r (Fe) ，
2+
3+
+
2+
2--
r (Cu+)>r (Cu2+)
2、电离能 （1）概念：
第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能
量。
意 义：电离能是衡量气态原子失去电子难易程度的物理量，元素的电离能越小，表示
气态时越容易失电子，还原性越强。
（2）第一电离能变化规律：同周期从左到右，元素的第一电离能逐渐变小；同主族从上到
下，元素的第一电离能逐渐变大。
注意：通常ⅡA 族元素的第一电离能大于ⅢA 族元素，第ⅤA 族元素大于ⅥA 族元素，这
是因为ⅡA 和ⅤA 族元素原子的价电子排布分别为ns 、ns np ，是较稳定的全充满、半充满状态，因而失去电子所需的能量教高。
3、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。 （2）电 负 性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 ①意义：电负性越大，非金属性越强，反之越弱。
②电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准，电负性最小的元素是铯
（0.7）。短周期元素中电负性最小的是钠（0.9）。
③电负性的变化规律是：同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大，同主族从上到下，
元素的电负性逐渐变小。
（3）电负性的应用：
①判断元素的金属性和非金属性的强弱：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”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
②判断化学键的类型：一般认为：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。
③解释元素“对角线”规则：在元素周期表某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是 相似的，如右图所示。 4、元素性质递变规律
中，
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