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1、第一章原子结构与性质知识点归纳课标要求. 了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示 常见元素的（ 136 号）原子核外电子的排布。了解原子核外 电子的运动状态。2. 了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性 质3. 了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其 简单应用。4. 了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。 要点精讲一. 原子结构1. 能级与能层2. 原子轨道3. 原子核外电子排布规律（ 1）构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电 中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能 级），叫做构造原理。能级交错：由构造原理可知，电子先进入 4s 轨道，后
2、进入 3d 轨道，这种现象叫能级交错。说明：构造原理并不是说 4s 能级比 3d 能级能量低（实 际上 4s 能级比 3d 能级能量高） ，而是指这样顺序填充电子 可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不 能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。（2）能量最低原理 现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理 能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能 量高低，而不局限于某个能级。（ 3 ）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可 能同时存在 4 个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道 里最多只能容纳两个电子，且电旋方向
3、相反（用“fj”表 示），这个原理称为泡利（ Pauli ）原理。（ 4）洪特规则： 当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相 同，这个规则叫洪特（Hund）规则。洪特规则特例：当p、d、 f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于 较稳定的状态。即 p0、 d0、 f0 、 p3、 d5、 f7 、 p6、 d10、 f14 时，是较稳定状态。4. 基态原子核外电子排布的表示方法（ 1）电子排布式 用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电 子数，这就是电子排布式。 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构
4、的部分以相应稀有气体的元素符号 外加方括号表示，例如 k： Ar4s1 。（2）电子排布图（轨道表示式） 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个 电子。二、原子结构与元素周期表. 原子的电子构型与周期的关系（1） 每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1每周期结尾元素的最外层电子排布式除He 为 1s2 外，其余为ns2np6。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未 出现 p 轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期 不同。（2）一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所 包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能 级，而是能量相近的能级。2、元素周期表的分区
5、（1）根据核外电子排布 分区 各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周 期表中的位置。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其 族序数，但应注意过渡元素（副族与第忸族）的最大能层为 其周期数， 外围电子数应为其纵列数而不是其族序数 （镧系、 锕系除外）。三. 元素周期律. 电离能、电负性（ 1）电离能是指气态原子或离子失去 1 个电子时所需 要的最低能量，第一电离能是指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。第一电离能数 值越小，原子越容易失去 1 个电子。在同一周期的元素中， 碱金属（或第I A族）第一电离能最小，稀
6、有气体（或0族） 第一电离能最大， 从左到右总体呈现增大趋势。 同主族元素， 从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比 第一电离能要大（ 2）元素的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。以氟的电负性为 4.0 ，锂的电负性为 1.0 作为相对标准 , 得出了各元素的电负性。电负性的大小也可 以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，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”的电负性在 1.8 左右。它们既有金 属性，又有非金属性。（ 3）电负性的应用判断元素的金属性和非金属性及其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”（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。 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。 同周期自左到右， 电负性逐渐增大， 同主族自上而下， 电负性逐渐减小。2. 原子结构与元素性质的递变规律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。