1、第一节 原子结构能层KLMNO能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p 最多电子数226261026101426（1 1）根据）根据构造原理，绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循如图所示构造原理，绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循如图所示顺序顺序（2 2）原子）原子核外电子按能量由低到高的顺序依次排布。可依此比较各级能核外电子按能量由低到高的顺序依次排布。可依此比较各级能量高低量高低（3 3）图）图中每个小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，圆圈间的连中每个小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，圆圈间的连线顺序表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序。从第三能层线顺序表示
2、随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序。从第三能层开始，出现了能级交错现象。开始，出现了能级交错现象。（4 4）在）在多原子电子中，电子最后填入的能级不一定是原子最外层上的能多原子电子中，电子最后填入的能级不一定是原子最外层上的能级级（5 5）原子核）原子核外最外层电子数目不超过外最外层电子数目不超过8 8（K K层位最外层时不能超过层位最外层时不能超过2 2），），次外层电子数目不超过次外层电子数目不超过1818（6 6）构造）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据。原理是书写基态原子电子排布式的依据。（1 1）能量最低）能量最低原理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
3、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。体系具有的能量越低越稳定。（2 2）泡利（不相容）泡利（不相容）原理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，在一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且它们的自旋方向相反（用“”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。在同一个原子中，不可能存在运动状态完全相同的两个电子（3 3）洪特）洪特规则规则当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，基态原子中的电子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。比如，p3的轨
4、道式为 或 而不是 。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。即全空(p0、d0、f0);半满(p3、d5、f7),全满(p6、d10、f14)时，是相对稳定状态。前前3636号元素中号元素中全空全空状态：状态：4铍Be 2s2p0；12镁 Mg 3s23p0；20钙Ca 4s23d0；半充满半充满状态：状态：7 氮N 2s22p3；15 磷P 3s23p3；24 铬Cr 3d54s2；25锰 Mn 3d54s2；33 砷As 4s24p3；全充满全充满状态：状态：10 氖Ne 2s22p6；18氩 Ar 3s23p6；29 铜Cu 3d104
5、s1；30 锌Zn 3d104s2；36 氪Kr 4s24p6。(1)电子排布式电子排布式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，例如K：1s22s22p63s23p64s1。简化电子排布式：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。价电子（外围电子）排布式：主族元素最外层上的电子、副族元素的最外层及次外层（部分元素倒数第三层的f能级）上的电子与元素化合价有关，这部分电子均为价电子，表示价电子排布的表示式即价电子排布式，价电子排布式也称为外围电子排布式。例Al：3s23p1。（2
6、）电子电子排布图排布图(轨道表示式轨道表示式)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。如基态硫原子的轨道表示式为（3）原子（离子）结构示意图）原子（离子）结构示意图将每个电子层上的总数表示在原子核外的图示。（4）电子式）电子式化学中常在元素符号周围用“”或“”来表示元素原子的最外层电子的式子叫做电子式。能直观的反应最外层电子数。第二节 原子结构与元素周期表(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)
7、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。(1)分区根据电子排布分区(1)分区根据金属元素与非金属元素分区金属金属与非金属交界处元素的性质特点：位于金属和非金属交界处的元素兼有金属与非金属交界处元素的性质特点：位于金属和非金属交界处的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素常被称为准金属或半金属（一般可用作半导体材料）和非金属的性质，位于此处的元素常被称为准金属或半金属（一般可用作半导体材料）（2）各区元素原子的价电子排布、元素的位置及类别分区分区元素位置元素位置价电子排布式价电子排布式元素种类及性质特点元素种类及性
8、质特点s区区IA族、IIA族ns12原子核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金属（氢除外），为碱金属和碱土金属p区区IIIAVIIA族及0族元素ns2np16（He除外）原子核外电子最后排布在np能级（He为s能级）上，为非金属和少数金属d区区IIIBVIIB族（镧系、锕系除外）以及VIII族（n-1）d19ns12（钯除外）为过渡金属，原子的核外电子最后排布在（n-1）d能级上，d轨道可以不同程度的参与化学键的形成ds区区IB族、IIB族（n-1）d10ns12为过渡金属，原子的核外电子先排布在（n-1）d能级而后再填充ns能级，由于d轨道已填满电子，d轨道一般不参与化学键的形成f区区镧系
9、和锕系元素（n-2）f014、（n-1）d02ns2镧系元素化学性质相近；锕系元素化学性质相近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。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期A族元素。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)。第三节 元素周期率（1）电离能电离能电离能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，第一第一电离能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，常用符号I1表示，常
10、用单位是kJmol-1。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IA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现递增趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小，表示自上而下原子越来越易失去电子。同一原子的第二电离能比第一电离能要大过渡元素的第一电离能变化不太规则。总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。（2）电离能的应用）电离能的应用 根据电离能数据推断元素的核外电子排布 判断主族元素的最高正化合价或价电子数（3）电负性电负性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。电负性越大的原子
11、，对键合电子的吸引力越大。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。（4）电负性电负性的应用的应用 判断元素的金属性和非金属性及其强弱，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 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
12、属性。解释对角线规则。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。判断化合物的类型：性质性质同周期（从左往右）同周期（从左往右）同主族（自上而下）同主族（自上而下）能层数能层数相同从1递增到6（或7）最外层电子数最外层电子数从1递增到8（第一周期例外）相同原子半径原子半径减小（稀有气体除外）增大金属性（原子失电子能金属性（原子失电子能力）力）减弱增强非金属性（原子得电子非金属性（原子得电子能力）能力）增强减弱电负性电负性增强减弱第一电离能第一电离能增大的趋势减小单质还原性单质还原性减弱增强单质氧化性单质氧化性增强减弱最高价氧化物对应水化最高价氧化物对应水化物的酸碱性物的酸碱
13、性碱性减弱，酸性增强碱性增强，酸性减弱非金属形成气态氢化物非金属形成气态氢化物的难易程度的难易程度由难到易由易到难气态氢化物的稳定性气态氢化物的稳定性增强减弱主要化合价主要化合价最高正价从+1递增到+7（O、F例外），最低负价从第IV族-4递增到-1相同离子半径离子半径R（阴离子）减小，r（阳离子）减小，r（阴离子）r（阳离子）增大原子序数原子序数=质子数质子数周期序数周期序数=能层数能层数主族序数主族序数=最外层电子数最外层电子数=价电子数价电子数=最高正化合价（最高正化合价（O O、F F除外）除外）对角线规则：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化学性质是相似的，被称为对角线规则。此三组元素，此三组元素，符合对角线规则。它们的电负性接近，所以它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。
