物质结构与性质（鲁科版）知识点总结第一章原子结构第1节原子结构模型一、原子结构认识的演变过程1. 道尔顿原子模型(1803年):原子是组成物质的基本的粒子,它们是坚实的、不可再分的实心球。

2. 汤姆逊原子模型(1903年):原子是一个平均分布着正电荷的粒子,其中镶嵌着许多电子,中和了正电荷,从而形成了中性原子。

3. 卢瑟福原子模型(1911年):在原子的中心有一个带正电荷的原子核,它的质量几乎等于原子的全部质量,电子在它的周围沿着不同的轨道运转,就像行星环绕太阳运转一样。

4. 玻尔原子模型(1913年):电子在原子核外空间的一定轨道上绕核做高速的圆周运动。

原子结构的量子力学模型(20世纪20年代中期):现代物质结构学说。

二、原子光谱和波尔的原子结构模型1.基态、激发态与原子光谱（1）（2）原子光谱形成原因：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同波长的光。

（3）氢原子光谱是最简单的光谱。

2.玻尔的原子结构模型（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,并且不辐射能量,所以原子是稳定的。

（2）只有电子在原子轨道间跃迁时才会辐射或吸收能量，并且以光的形式进行。

（3）在原子核外不同轨道上运动的电子具有不同的能量，而且能量是量子化的。

玻尔只引入一个量子数n,n越大，轨道的能量越高,n取1、2、3、4…的正整数，所以原子核外轨道的能量是量子化的，当电子在原子轨道间的跃迁所吸收或放出的能量是量子化的，是不连续的。

三、电子层、能级、原子轨道【关键提醒】（1）一个原子轨道上最多容纳2个电子，且运动状态不同。

（2）任一电子层的能级总是从s能级开始,而且能级数电子层数。

（3）每个电子层(n)中，原子轨道总数为n2个，核外电子的运动状态共有2n2种。

2.不同原子轨道能量大小关系（1）相同电子层不同能级的原子轨道能量:ns<np<nd<nf（2）不同电子层中同一能级的原子轨道能量:1s<2s<3s<4s , 2p<3p<4p。

（3）相同电子层和相同能级的各原子轨道能量相等,例如:2p x=2p y=2p z 。

【关键提醒】（1）原子核外电子的能量取决于电子层和能级。

（2）一般离核越近的电子具有的能量越低。

四、原子轨道的图形描述和电子云1.电子云（1）电子云图中的小点不代表电子。

小点疏密程度表示电子在原子核外出现概率的大小。

（2）离核越近,电子出现的概率越大,电子云越密集。

如1s电子云比2s电子云更密集。

（3）s能级的电子云为球形，只有一种空间伸展方向p能级的电子云为哑铃形，有三种空间伸展方向。

2.原子轨道（1）不同电子层的同种能级的原子轨道形状相似，只是半径不同。

电子层序数n越大,原子轨道的半径越大。

（2）s能级只有1个原子轨道。

p能级有3个原子轨道,它们互相垂直,分别以p x、p y、p z表示。

（3）原子轨道数与电子层序数(n)的关系是原子轨道数为n2个【关键提醒】量子力学中的轨道含义与玻尔轨道的含义完全不同,原子轨道不能理解成圆周轨道，也不能理解成电子的实际运动轨道。

第2节原子结构与元素周期表一、基态原子核外电子排布原则1.能量最低原则基态原子按能量顺序1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s……即按ns、(n-2)f、(n-1)d、np顺序排布。

能量高低:ns<np<nd<nf,1s<2s<3s,2p<3p<4p。

2.泡利不相容原理一个原子轨道中最多只能容纳两个电子,且这两个电子的自旋方向必须相反。

如2s2的电子排布为,不能为3.洪特规则（1）原子核外电子在能量相同的各个原子轨道上排布时，将尽可能分占不同的原子轨道,且自旋方向相同，这样整个原子的能量最低。

如2p3轨道上的电子排布为,不能为或（2）洪特规则特例:能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5 )和全空(如p0和d0 )状态时体系的能量较低,原子较稳定。

如Cr:3d54s1，不能为3d44s2 ；Cu:3d104s1，不能为394s2。

【关键提醒】基态原子核外电子排布必须同时符合核外电子排布三原则。

二、基态原子核外电子排布方法K:1s22s23s23p64s1(1)简单原子的电子排布式的书写按照基态原子核外电子排布顺序将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。

如: 6C: 1s2 2s2 2p2，19K: 1s22s23s23p64s1(2)复杂原子的电子排布式的书写先按能量最低原理从低到高排列,然后将同一层的电子移到一起。

如26Fe:先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d6，,然后将同一层的排列一起,即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。

(3)特殊原子的电子排布式如24Cr:先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5较3d4稳定，因此需要将4s2的一个电子调整到3d能级,得1s22s22p63s23p64s13d5。

再将同一层的排到一起，,即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1(3d5、4s1均为半充满,稳定)。

Cu:先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10比3d9更稳定，因此需要将4s2的29一个电子调整到3d能级，得1s22s22p63s23p64s13d10(3d10为全充满,稳定,4s1为半充满,稳定)。

再将同一层的排到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1 。

(4)简化电子排布式的书写为避免电子排布式书写烦琐,可把内层电子排布达到稀有气体结构的部分用相应稀有气体的元素符号外加“[ ]”表示。

如S:[Ne]3s23p4,Ca:[Ar]4s2,Fe:[Ar]3d64s2, Ge: [Ar]3d104s24p2 (5)简单离子电子排布式的书写先写原子的电子排布式,然后再得失电子。

例如:O2-的电子排布式,先写O原子的电子排布式为1s22s22p4,再得2个电子知O2-的电子排布式为1s22s22p6。

Fe3+的电子排布式,先写Fe原子的电子排布式为[Ar]3d64s2,再失去3个电子(由外层向里层失去电子)得到Fe电子排布式为[Ar]3d5,而不能先失去3个电子,再按轨道能量顺序写成[Ar]3d24s2.三、核外电子排布与元素周期表1.原子核外电子排布与周期的划分（1）周期序数=电子层数=最外层电子所在轨道的主量子数。

（2）周期元素数目一相应能级组最多容纳的电子数2.原子核外电子排布与族的划分族序数由该元素原子的价电子数决定。

(1)主族(IA~ⅦA)的族序数=价电子数=原子最外层电子数。

(2)0族:原子最外层电子数等于8或2。

(3)IB、ⅦB族:族序数=原子最外层电子数。

(4)ⅦB~ⅦB族:族序数=价电子数=原子最外层ns电子数+次外层(n-1)d电子数=最高正价。

(5)Ⅶ族:原子最外层ns电子数+次外层(n-1)d电子数之和,分别为8、9、103.族序数与价电子排布（1）同主族元素原子的价电子排布完全相同。

IA~ⅦA的价电子排布分别为ns1、ns2、ns2np3、ns2np2、ns2np3、ns2np4、ns2np5(2)稀有气体的价电子排布式为1s2或ns2np6。

(3)过渡元素同一纵行的价电子排布基本相同s区包含He和IA、ⅦA两族元素;除氢、氦外,其余都是活泼的金属元素;p区包含ⅦA~ⅦA和0族(He除外)元素;除氢、氦外,所有的非金属元素都在p区;d区包含ⅦB~ⅦB和Ⅶ族(镧系和锕系除外)全是金属元素ds区包含IB和ⅦB族,全是金属元素f区包含镧系和锕系,全是金属元素。

s区、d区、ds区的元素,它们的原子最外层电子数均不超过2个,只有p区的元素原子最外层电子数可为3~8个。

四、微利半径大小的比较1.有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析“一层”: 先比较电子层数,一般电子层越多,半径越大。

“二核”: 当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。

“三电子”: 当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。

2.判断微粒半径大小的规律（1）同周期,从左到右,原子半径依次减小（2）同主族,从上到下,原子或同价态离子半径均增大。

（3）阳离子半径小于对应的原子半径,阴离子半径大于对应的原子半径,如r(Na+)<r(Na),r(S)<r(S2-)。

（4）电子层结构相同的离子,随核电荷数增大,离子半径减小,如r(S2-)>r(C1-)>r(K+)>r(Ca2+)。

（5）不同价态的同种元素的离子,核外电子多的半径大如r(Fe2+)>r(Fe3+),r(Cu+)>r(Cu2+)。

【关键提醒】(1)不同周期不同主族元素原子半径比较:找出其中一种元素的同主族元素作为参照进行比较,如比较P与F原子半径的大小,可引入N元素,可通过原子半径P>N>F比较。

(2)对于离子的半径比较:要借助于电子层结构相同的离子半径和元素周期律进行判断。

第三节原子结构与元素性质一、电离能规律及其应用1.影响电离能的因素及变化规律电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。

（1）核电荷数、原子半径对电离能的影响①同周期元素具有相同的电子层数,从左到右核电荷数增大,原子半径减小,I1总体上有增大的趋势(而非逐渐增大,因ⅡA、ⅤA元素岀现特殊情况)。

碱金属元素的I1最小,稀有气体元素的I1最大。

②同主族元素从上到下,原子半径增大起主要作用,元素的I1逐渐减小Ⅶ第一电离能最大的元素为氦。

第一电离能最小的元素为铯。

（2）核外电子层排布对电离能的影响①某原子或离子具有全充满、半充满、全空的电子排布时,电离能较大。

如ⅡA族元素、VA族元素比同周期左2右相邻元素的I1都大,这是因为ⅦA族的元素原子的最外层原子轨道为ns2全充满nP0全空稳定状态,V A族的元素原子的最外层原子轨道为np3半充满的稳定状态。

各周期稀有气体元素的I1最大,原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。

Ⅶ通常情况下,元素的电离能逐级增大。

因此离子的电荷正值越来越大,离子半径越来越小,所以失去这些电子逐渐变难,需要的能量越来越高。

Ⅶ当相邻逐级电离能突然变大时,说明电子的电子层发生了变化,即同一电子层中电离能相近,不同电子层中电离能有很大的差距。

2.电离能的应用（1）比较元素金属性的强弱一般情况下,元素的第一电离能越小,元素的金属性越强。

（2）确定元素原子的核外电子层排布由于电子是分层排布的,内层电子比外层电子难失去,因此元素的电离能会发生突变。