1.1 原子结构 基础知识讲义-（2019新）人教版高中化学选择性必修二.doc

1、第一节 原子结构一、能层与能级（一）复习回顾电子层与核外电子排布的一般规律 1、电子层（1）定义：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。（2）表示方法电子层数（n）1234567电子层符号KLMNOPQ离核远近近 远能量高低低 高2、核外电子排布的一般规律“一低四不超”（1）能量规律能量最低原理：核外电子总是先排布在能量较低的电子层里，然后由内向外，依次排布在能量逐渐升高的电子层（2）数量规则：四不超：（1）每层最多容纳电子数为2n2 （2）最外层不超过8个电子（K层为最外层时不超过2个电子） （3）次外层不超过18个电子 （

2、4）倒数第三层不超过32个电子注：以上规律是相互联系，不能孤立地理解（二）能层（相当于必修中的电子层）1、定义：核外电子按能量不同分成能层。2、电子的能层由内向外排序，其序号、符号以及所能容纳的最多电子数及能层的能量与能层离原子核距离的关系：能层一二三四五六七符号KLMNOPQ最多电子数281832507298离核远近近 远能量高低低 高即能层越高，电子的能量越高，离原子核越远注：高中只研究到第七能层（三）能级1、定义：同一能层的电子，还被分成不同能级。2、能级的符号和所能容纳的最多电子数如下表：能层12345能层符号KLMNO能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p最多电子数22

3、62610261014262818322n23、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）能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1,3,5,7的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子（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。例如，1s、2s、3s、4s能级最多都只能容纳2个电子。（4）每一能层最多容纳电子数为2n2（n为能层序数）（5）f能级的最小能层为4，d能级的最小能层为3（6）能级能量大小的比较：先看能层，一般情况

4、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)E(nd) E(nf) （7）不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高。例如：E(1s) E(2s)E(3s)（8）不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同。例如：Ar的1s能级的能量S的1s能级的能量二、基态与激发态 原子光谱（一）基态与激发态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，

5、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。举例：焰火、霓虹灯光、激光、荧光、LED灯光等（二）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。三、构造原理与电子排布式（一）构造原理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。2、构造原理示意图

6、：图中用小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，箭头引导的曲线显示递增电子填入能级的顺序。注：电子填充的常见一般规律： 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s3、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（二）电子排布式1、定义：电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数

7、来表示电子排布的式子。2、表示方法：3、书写方法“三步法”（构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据）第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。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。（2）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。4、简化电子排布式（

8、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He2s22p3、Ne3s1 、Ar4s2。5、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：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对于副族和第VIII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 或 ndx (钯4d10) 或 (n-2)fx(

9、n-1)dynsz 或(n-2)fxnsy（3）举例：元素周期表中给出了元素的价层电子排布式。如Cl的价层电子排布式为3s23p5,Cr的价层电子排布式为3d54s1。四、电子云与原子轨道（一）电子云1、概率密度：用P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积，则称为概率密度，用表示。2、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

10、不代表电子实际出现的次数。(3)电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图。3、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 s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，如下图所示。这是由于1s、2s、3s电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。图：同一原子的s电子的电子云轮

11、廓图p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，右下标x、y、z分别是p电子云在直角坐标系里的取向，如图所示。p电子云轮廓图的平均半径随能层序数的增大而增大。图：px、py、pz的电子云轮廓图（二）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、

12、各能级所含原子轨道的数目能级符号nsnpndnf轨道数目1357五、泡利原理、洪特规则、能量最低原理（一）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。电子自旋可以比喻成地球的自转。（2）两种取向及表示方法：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：自旋是微观粒子普遍存在的一种如同电荷、质量一样的内在属性。 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 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

13、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）。（二）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。举例：如氢和氧的基态原子的轨道表示式：2、书写要求：(1)在轨道表示式中，用方框(也可用圆圈)表示原子轨道，1个方框代表1个原子轨道，通常在方框的下方或上方标记能级符号。 (2)不同能层及能级的原子轨道的方框必须分开表示，能量相同（同一能层相同能级）的原子轨道(简并轨道)的方框相连。 (3)箭头表示一种自旋状态的电子，“”称电子对，“”或 “”称单电子(或称未成对电子);箭头同向的单电子称自旋平行，如基

14、态氧原子有2个自旋平行的2p电子。(4)轨道表示式的排列顺序与电子排布式顺序一致，即按能层顺序排列。有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同。(5)轨道表示式中能级符号右上方不能标记电子数。3、书写方法：以Si原子为例，说明轨道表示式中各部分的含义：（三）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

15、量和较高的稳定性。举例：如基态24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,为半充满状态，易错写为1s22s22p63s23p63d44s2 ；基态29Cu的电子排布式为Ar3d104s1，易错写为Ar3d94s2。（四）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，相邻能级能量相差很大时，电子填入能量低的能级即可使整个原子能量最低(如所有主族元素的基态原子);而当相邻能级能量相差不太大时，有12个电子占据能量稍高的能级可能反而降低了电子排斥能而使整个原子能量最低(如所有副族元素的基态原子)。（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。