第一章原子结构与性质知识归纳
二、知识归纳
（一）原子结构
1、电子在核外空间运动状态的描述--------电子云
S电子云：球形，一个轨道
P电子云：哑铃形，三个轨道（P x、P y、P z）
2、能层、能级、轨道
（1）能层
①符号：K、L、M、N、O、P、Q
②电子排布规律：各能层最多容纳2n2个电子；最外层电子数不能8个；( K层为最外层时不超过2个)；次外层不超过18个，倒数第三层不能超过32个。

（2）能级
①符号：ns、np、nd、nf；各能级最多容纳电子数依次为：
②电子填入各能级的顺序：遵循能量最低原理（即构造原理）（见书6页）
1s→→6p
（能量：低高）
（3）轨道
① s、p、d、f的轨道数目依次为：
②电子填入轨道的规则：泡利原理和洪特规则
泡利原理：每个轨道中最多只能容纳个电子，且自旋方向。

洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先轨道，且自旋
方向 。

3、基态、激发态、光谱
（1）基态原子：只要原子的电子排布遵循构造原理、泡利原理、洪特规则，其能量处于 状态，这样的原子称为基态原子。

（2）激发态：基态原子的电子从 能级跃迁到 能级，得到的原子就是激发态原子。

4
、核外电子排布的表示式----------有多种 （注意区别） （请以碳原子为例，填空）
碳原子结构示意图： 碳原子电子排布式：
碳原子简化的电子排布式：
碳原子电子排布图（轨道表示式）： 碳原子（外围电子排布式）： 练习：
(二)元素周期表
1、周期周期序数 = 原子的电子层
2、族主族
．．序数=原子的最外层电子数=价电子数=最高正化合价
副族、八族的列序数=价电子数
（三）元素周期律
核外电子排布，原子半径，元素化合价、元素的金属性和非金属性、第一电离能、电负性呈周期性变化
1、第一电离能
(1)定义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（2）规律
一般来说，同周期，从左至右，第一电离能逐渐
特殊：Be B，Mg Al，N O，P S
同主族，从上至下，第一电离能逐渐
2、电负性
（1）定义电负性：描述不同元素的原子对键合电子的大小，电负性越大的原子则对键合电子的越
（2）规律
一般来说，同周期，从左至右，电负性逐渐
同主族，从上至下，电负性逐渐
三、旧知识复习
1、粒子半径的变化规律
同周期，从左至右，原子半径由大到小
同主族，从上至下，原子半径由小到大
2、比较粒子半径的方法-------三看法
一看层数：（层数不同时）层多径大，如Na F, S2- Na+
二看序数: (层数相同时) 序小径大, 如Na S, S2- Cl- K+ Ca2+
三看电子数:(同种元素的粒子) 数大径大，如 Na Na+ Cl- Cl
3、元素的化合价
同周期的主族元素，ⅠA→ⅦA，最高正价依次从+1→+7，（一、二周期除外，O、F无正价）ⅣA→ⅦA，最低负价依次从-4→-1，
原子结构与化合价关系：最高正价=原子的最外层电子数=主族序数
∣最低负价∣+ 最高正价=8
用相应化学式填写表格
4、元素的金属性和非金属性
（1）元素金属性强弱判断依据：
①金属单质与水或者与酸反应置换出氢气越容易，则金属性越
②金属元素最高价氧化物对应水化物碱性越强，则金属性越
③金属单质的还原性越强，则金属性越
④金属阳离子氧化性越弱，则金属性越
其中③、④可通过金属单质之间的置换反应表现，如：Zn+CuSO4==Cu+ZnSO4，
还原性：Zn>Cu或氧化性：Cu2+>Zn2+，可得出，金属性：Zn>Cu
（2）元素非金属性强弱判断依据：
①非金属单质与氢气反应越容易，生成氢化物就越稳定，则非金属性越
②非金属元素最高价氧化物对应水化物（指最高价含氧酸
．．．．．．）酸性越强，则非金属性越
③非金属单质的氧化性越强，则非金属性越
④非金属阴离子的还原性越弱，则非金属性越
其中③、④可通过非金属单质之间的置换反应表现，如：Cl2 +Na2S==S↓ +2NaCl，氧化性： Cl2 >S或还原性：S2->Cl-，可得出，非金属性：Cl>S
5、元素、核素、同位素的概念
元素------具有相同质子数的一类原子的总称
核素-----具有一定数目质子和一定数目中子的原子叫做核素。

例如：氢元素有三种核素（三种原子）1
1H(H)、2
1
H(D)、3
1
H(T)，
同位素-----同一种元素的不同核素（原子）之间互称为同位素。

如H、D、T。