化学干货II高中化学电子排布、第一电离能和电负性知识汇总

一、原子结构

1.原子的组成: 原子核、核外电子

2.原子的特点：

原子不显电性，体积小，质量小，质量主要集中在原子核上，原子核的密度非常大

3.核外电子排布规律

（1）能量最低原理

（2）每一层最多容纳电子数：2n2个

（3）最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）

（4）次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个

二、能层与能级

能量最低原理:原子的电子排布遵循能使整个原子的能量处于最低状态

基态原子:处于最低能量的原子

1.能层: 核外电子的能量是不同的,按电子能量差异，可以将核外电子分成不同的能层——电子层

同一能层的电子，能量也可能不同，还可以分成不同能级能级数

2.能级： s、p、d、f····

以s、p、d、f····排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7、······的二倍。

能级数=能层序数(n)

三、构造原理

1.电子排布式

Na：1s22s22p63s1

试书写N、Cl、K、26Fe原子的核外电子排布式

注意：

24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1

29Cu：1s22s22p63s23p263d104s1

离子电子排布式书写——先失去最外层电子与能量最低原则无关

1)、能量最低原理

2）、每个原子轨道上最多能容纳__2__个电子，且自旋方向__相反____（泡利不相容原理）

3）、当电子排布在同一能级时，总是__首先单独占一个轨道__，而且自旋方向_相同__。（洪特规则）

4)、补充规则：全充满（p6，d10，f14）和半充满（p3，d5，f7）更稳定

2.简化电子排布式

15P:[Ne]3s23p3（表示内层电子与Ne相同。与上层稀有气体的核外电子排布相同）

29Cu:[Ar]3d104s1

3.外围电子(价电子)

价电子层：电子数在化学反应中可发生变化的能级

主族元素的性质由最外层电子决定

过渡元素的性质由最外层电子和次外层电子决定

四、电子云与原子轨道

1、电子云：电子在原子核外出现的概率分布图

2.原子轨道：s、p、d、f电子轨道形状

3.原子的电子排布图

五、能量最低原理、基态与激发态、光谱

基态原子:处于最低能量的原子 (稳定)

激发态原子:基态原子的电子吸收能量后电子会跃迁到较高的能级,变为激发态原子

原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的能量，表现为光的形式得到各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱可利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。

六、原子结构与元素周期表

周期数=电子层数

主族序数=外围电子数=最外层电子数

大多数副族序数=外围电子数=（n-1)d+ns的电子数

区的划分

除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号

s区元素：结构特点：ns1和ns2

包括ⅠA族和ⅡA族　除氢外均为金属

P区元素：结构特点：ns2np1-6

包括ⅢA族-ⅦA族和0族　绝大多数为非金属

d区元素：结构特点：（n-1）d1-9ns1-2

包括ⅢB族-ⅦB族和第Ⅷ族　全部是金属

ds区元素：结构特点：（n-1）d10ns1-2　

包括ⅠB族和ⅡB族　全部是金属

f区元素：包括镧系和锕系

d区、ds区和f区元素称过渡元素

练习1．下列元素是主族元素还是副族元素？第几周期？第几族？

（1）1s22s2 2p6 3s2 3p5

（2）[Ar]3d104s1

2．由下列元素在周期表中的位置，给出其原子的价电子层构型

（3）第四周期第ⅥB族 （4）第六周期第ⅡA族

七、元素的性质

1、主要化合价： 最高正价=最外层电子数=主族序数

负化合价= 最外层电子数–8

2、元素的金属性、非金属性 ：金属性左下；非金属性右上

3、原子半径：层数、质子数

4、电离能：

气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。

用符号I1表示.

衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。

第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；反之越难

同周期从左往右越来越大（二五族反常），同主族从上往下越来越小

5、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，对键合电子的吸引力越大。

同周期从左往右越来越大，同主族从上往下越来越小

电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱,金属性越强

一般：非金属＞1.8 金属＜1.8 类金属≈1.8

电负性相差很大的元素化合通常形成离子键,电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键。

成键元素原子的电负性差＞1.7，离子键 成键元素原子的电负性差＜1.7，共价键

初三化学上册，原子的结构认识历程与原子结构示意图分析讲解

原子结构与原子结构示意图是中学化学学习的重点内容。

1、一些物质是由分子构成，分子由原子构成，那么原子是由什么构成的，可以再分吗？，科学家们对原子的结构做了大量的研究和探索，对原子的结构认识经历了以下几个历程。

1.1、道尔顿（1803年提出：实心小球模型）

英国科学家道尔顿 ，认为原子是组成物质的最小单元，是个坚硬的不可分割的实心小球。他对原子结构认识有以下几点：

①原子是不可再分的粒子；

②原子是个实心小球；

③同种元素的原子的各种性质和质量都相等。

道尔顿的原子学说虽然不正确，但他第一个提出了原子的概念，为以后原子结构的研究奠定了基础。

1.2、汤姆森（1904年提出：葡萄干布丁模型）

1897年英国物理学家汤姆森发现原子中存在电子，证明原子可分 ，并提出了“葡萄干布丁”的原子模型 ，认为原子是一个圆球状内充斥着正电荷，而带负电的电子像一粒粒葡萄干一样均匀相欠在其中。他对原子结构认识有以下几点：

①原子可以分为带负电的电子和带正电荷的物质；

②原子是个平均分布正电荷的球体，带负电的电子相嵌在其中；

③电子是静止不动的。

1.3、卢瑟福（1911年提出：核式模型或行星模型）

1909年著名物理学家卢瑟福通过α粒子散射实验 （也叫金箔实验 ），提出了原子的核式模型。

α粒子散射实验： 用一束带正电的α粒子 去轰击金箔，发现大多数α粒子都能穿过金箔，且发生很小的偏转，很少的α粒子发生大的偏角，极少数α粒子发生超过90度的偏转，极个别的α粒子发生180度角偏转而反弹回来。

核式原子的结构模型的基本观点：

①原子质量几乎全部集中在直径很小的带正电的原子核上；

②原子内部大部分体积是空的；

③带负电的电子随意的绕带正电荷的原子核运动；

1.3、波尔原子模型（1913年提出：波尔量子化模型）

1913年波尔原子模型指出：电子不是随意占据在原子核的周围，而是在固定层面上运动。

波尔原子结构模型的基本观点：

①原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上，绕原子核运动；

②在不同轨道上的运动的电子具有不同的能量；

③当电子从一个轨道跃迁到另个轨道时，才会辐射或吸收能量。

1.4、现代电子云模型（1926年提出）

现代电子云原子模型指出，电子绕原子核运动形成一个带负电的云团，如上图。

2、原子结构的划分

原子分为： 原子核和核外电子（带负电）；原子核分为质子（带正点）和中子（不带电）；

2.1、原子核很小且原子质量主要集中在原子核上，电子的质量很小，几乎忽略不计。

2.2、原子的体积与半径

原子体积和半径的大小和电子层数密切相关，一般情况下电子层数越多的原子的体积与半径越大，

如氧原子（O）核外有二个电子层，钠原子（Na）有三个电子层。所以氧原子的半径和体积小于钠原子。

3、原子结构示意图

原子结构示意图是表示原子核电荷数和电子层排布图示，比较直观的表示原子的结构。

3.1、原子结构示意图认识

以氧（Na）原子的结构示意图为例：

“圆圈 ”代表原子核，圆圈内的“+11”代表带11个正电荷的质子；“弧线 ”代表电子层，三个弧线代表三个电子层。弧线上的数字表示每个电子层上的电子数（带负电）。在原子中 ，圆圈内的数值等于所有电子数之和，整个原子不带电。

电子层上电子的简单排列方法 ：第一层最多只能放2个电子，最外层最多只能放8个电子。初中只要掌握1~20号元素的原子原子结构示意图。

3.2、原子结构示意图的书写方法

①由已知原子画出原子结构示意图（1~20号元素以），以钠为例：

第一步：找到钠元素在元素周期表中的排列序数（即质子数 ），将“+序数”写入圆圈内，

第二步：后在根据第一层、等二层、第三层…依次写上2、8、1…，最后保证正电荷数等于核外电子数。

②由原子结构示意图写出粒子种类（1~20号元素）

第一步：根据圆圈中的数字，得到元素的质子数（即元素周期表中的排列序数）；写出元素的符号

第二步：根据正电荷总数与核外电子总数来判断原子还是离子。

正电荷总数=核外电子总数：原子 ；

正电荷总数>核外电子总数：阳离子 ；

正电荷总数<核外电子总数：阴离子 ；

3.3、原子的最外层电子得失规律

在化学反应中原子的最外层容易失去或得到电子，最终趋于稳定结构。

原子的稳定结构： 原子的最外层电子数达到8，若只有一个电子层，第一层电子数为2，就形成了原子的稳定结构。原子达到稳定结构的两种方式：

①原子的最外层电子全部失去 ：原子的最外层电子全部失去后，次外层并成最外层，次外层的8个电子并成了稳定结构（如果次外层是第一层，02个电子也成了稳定结构）。

②原子的最外层得到电子： 原子的最外层得到电子后，让最外层达到8个电子并成了稳定结构。

原子的最外层电子得失规律：

原子最外层电子的得失遵循“就近原则“

①最外层电子数接近“0“的原子，容易失去电子，如金属元素（锂、鈉、镁等），最外层电子数为1、2、3的原子，容易失去电子形成阳离子。

②最外层电子数接近“8“的原子，容易得到电子，如非金属元素（氧、氯、硫等），最外层电子数为6、7的原子，容易得到电子形成阴离子。

③最外层电子数接近“0”与”8“中间的原子，既可以得到电子也可以失去电子，如碳、氮等元素，最外层电子数为4、5的原子。

3.4、原子的最外层电子数与原子的化学性质有关

从微观上看：化学反应是反应物中的旧分子分解成原子，原子在重新组合成新分子的过程，如氢气在氧气中燃烧生成水的反应：

原子形成分子的过程： 是原子在接触过程中，原子的最外层电子的得失（或偏向某个原子）产生正负电性，原子通过电荷间的吸引连接在一起，形成新的分子。所以原子的最外层电子数决定原子的化学性质，最外层电子数相同的原子，化学性质相似。

比较两种原子的化学性质是否相似，注意以下三点：

①一定要是不同种原子与原子 之间的比较，不能是离子与原子，离子与离子之间的比较。

②如果某原子最外层是第一层且有2个电子，他和其他最外层也为2电子(最外层不是第一层）的原子的化学性质不相似。

③如果某原子最外层是第一层且有2个电子，和其他最外层为8电子(最外层不是第一层）的原子的化学性质相似。因为他们都达到稳定结构。

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