高中化学： 原子结构与性质知识归纳
高中化学： 原子结构与性质知识归纳
高中化学：原子结构与性质知识归纳
原子的结构和性质是关于原子的核心概念。
原子是微小的，不可分解的物质组成单位，它是一切物质的基本单位。
原子内部以电子为主要结构物。
电子位于原子核以外在显影期间环绕原子核往复运动着，各种元素的原子通过差异的电子构成，而形成了物质的不同性质。
原子的内部构造也影响着其外在的性质。
在原子核内，核子和中子构成了原子核，它
们就犹如原子小宇宙的基本因素。
核子质量质子用来表示物质化学性质，随着原子引力而
紧紧地结合，这也决定了一种物质的形剂及其在物理性质上的表现。
原子性质可以分为理论性质和实验性质。
理论性质包括原子结构、原子直径、原子电
荷和原子时间等；实验性质包括原子的光谱和吸收光谱、元素的结核量和同位素离子化等。
实际上，性质的研究是在研究原子的内部结构的基础上进行的，研究原子结构有助于
了解原子各种性质，比如化学反应、化学溶解等都与原子结构有关，从而明确了原子各种
性质从而影响物质的行为。
总之，原子的结构和性质对探究物质的本质和应用具有重要意义，因此研究原子的构
造及其性质是物理、化学研究的基础。
只有通过对原子的性质有深入的研究，才能更好地
理解物质的本质，从而发现物质的新的应用，发展包括物理、化学等各个领域。
高中化学-原子结构知识点汇总
高中化学-原子结构知识点汇总1. 原子的组成- 原子是物质最小的基本单位，由原子核和电子构成。
- 原子核包含了质子和中子，质子带正电荷，中子不带电荷。
- 电子带负电荷，围绕原子核的轨道上运动。
2. 原子尺寸- 原子的尺寸非常小，一般以皮米（pm）为单位来表示。
- 原子的尺寸可以通过原子的半径来表示，常用皮米或安格斯特罗姆（Å）作为单位。
3. 原子质量- 原子的质量可以通过质子和中子的质量总和来表示。
- 原子的质量一般以原子质量单位（amu）来表示。
4. 元素周期表- 元素周期表是一种按照元素的原子序数（或原子数）排列而成的表格。
- 元素周期表按照元素的化学性质和电子结构进行分组和分类。
- 元素周期表包含了元素的基本信息，如元素符号、原子序数、原子质量等。
5. 原子的能级和电子排布- 原子中的电子分布在不同能级上，能级从内到外依次增加。
- 每个能级最多可以容纳一定数量的电子，第一能级最多容纳2个电子，第二能级最多容纳8个电子，以此类推。
- 电子的排布遵循一定的顺序和规律，如填充顺序、分区原则等。
6. 原子的离子与化合价- 原子可以失去或获得电子形成带电的离子。
- 失去电子的原子形成正离子（阳离子），获得电子的原子形成负离子（阴离子）。
- 原子的化合价是指原子与其他原子形成化合物时发生电荷转移的能力。
7. 同位素- 同位素是指原子核中质子数相同、中子数不同的同类原子。
- 同位素具有相同的化学性质，但物理性质和放射性性质可能会有所不同。
- 同位素常用质量数来表示，即中子数加上质子数的总和。
以上是高中化学中关于原子结构的知识点的汇总。
希望对你有帮助！。
原子结构与性质高考知识点
原子结构与性质高考知识点一、引言原子结构与性质是化学科学的基础。
了解原子结构与性质的知识点，不仅对高中化学的学习有重要意义，也为将来深入学习化学或相关学科打下坚实的基础。
本文将从原子结构与性质的基本概念、电子结构、元素周期表等方面进行论述。
二、原子结构的基本概念原子是构成物质的最小单位，由原子核和围绕核运动的电子构成。
原子核由质子和中子组成，电子带有负电荷，质子带有正电荷，中子则是不带电荷。
原子的质子数等于其原子序数，质子数和中子数之和则等于其质量数。
该结构是由尝试通过实验证据建立的，著名的阴极射线实验（J.J.汤姆逊实验）揭示了原子的基本结构。
三、电子结构电子结构是原子结构与性质中的重要内容。
电子的运动轨道被量子力学描述为能量的程量。
一个电子的运动轨道可以分解为不同的能级，每个能级下有一定数量的子能级，而每个子能级最多容纳一定数量的电子。
表征电子结构的方式是电子排布方式，即由能级、子能级和轨道描述的。
知道了电子结构，我们可以推断出元素的离子价态、元素电子亲和能等重要性质。
四、量子力学与原子结构原子结构与性质不仅与经典物理学有关，量子力学也是解释原子结构与性质的重要理论。
量子力学认为粒子的运动不再是连续的，而是由离散的量子数来决定。
根据不确定性原理，我们无法同时确定位置和动量，这种不确定性在原子尺度下尤其明显。
量子力学为我们提供了更全面、准确的原子结构与性质的解释，并解决了一些经典物理学解释无法解释的现象。
五、元素周期表与原子结构元素周期表是描述化学元素性质的基本工具，它是根据元素的原子序数和元素周期定律所构建的。
元素周期表按照原子结构和性质将所有已知元素进行了系统的分类与整理。
元素周期表以横、竖两个方向分类元素。
纵向按照原子序数排列，横向按照元素周期定律中的元素周期数排列。
元素周期表中的主要分类有金属性与非金属性、金属与非金属、半金属等。
元素周期表的结构与元素性质之间有着密切的关系。
六、原子结构与物质性质原子结构决定了物质的性质。
高中化学选修3-物质结构和性质-全册知识点总结
高中化学选修3物质结构与性质知识点总结主要知识要点：1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。
2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E （5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。
原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。
（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。
基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
高中化学-原子结构知识点汇总
高中化学-原子结构知识点汇总
1. 原子的组成：
- 原子由质子、中子和电子组成。
- 质子位于原子核中，带有正电荷。
- 中子也位于原子核中，没有电荷。
- 电子绕着原子核运动，带有负电荷。
2. 原子的基本性质：
- 原子的质量数等于质子数加上中子数。
- 原子的电荷数等于质子数减去电子数。
3. 原子的核结构：
- 原子核是原子的中心部分，由质子和中子组成。
- 原子中电子围绕着原子核运动。
4. 原子的电子结构：
- 电子以壳层的方式分布在原子周围。
- 第一壳层最多可容纳2个电子。
- 第二壳层最多可容纳8个电子。
- 第三壳层最多可容纳18个电子。
- 原子的化学性质主要取决于外层电子的数量和分布。
5. 原子的元素周期表：
- 元素周期表是将元素按照原子序数和元素性质分类的表格。
- 元素周期表中的每一行称为一个周期，每一列称为一个族。
- 周期表中的元素按照原子序数递增排列。
6. 原子的同位素：
- 同位素是指具有相同质子数但中子数不同的元素。
- 同位素的质量数不同，但化学性质相似。
以上是高中化学中关于原子结构的一些基本知识点。
希望对你有帮助！。
原子结构与性质知识点总结
原子结构与性质知识点总结(总6页)-CAL-FENGHAI.-(YICAI)-Company One1-CAL-本页仅作为文档封面，使用请直接删除第一章原子结构与性质一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低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整个原子的能量处于最低状态，简称能量说明：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。
（3）泡利（不相容）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，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。
（4）洪特规则 当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，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p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
化学原子结构知识归纳总结
化学原子结构知识归纳总结在化学学科中，原子结构是一个基础性的概念，它描述了物质的最基本的组成单位——原子的构成和性质。
理解和掌握化学原子结构对于学好化学以及应用化学知识至关重要。
本文将对化学原子的结构进行归纳总结，并探讨其相关概念和性质。
一、原子的基本构成1. 原子的组成原子由三种基本粒子组成：质子、中子和电子。
质子带正电荷，中子没有电荷，电子带负电荷。
质子和中子位于原子的核心，称为原子核，而电子则绕着核心围绕运动。
2. 质子和中子原子的质子数等于其核中的质子数，决定了元素的原子序数。
中子数可以不同，对同一元素的不同同位素而言，中子数不同，但质子数一定相同。
3. 电子原子的电子数等于其核中的电子数，决定了元素的化学性质。
电子负电荷的大小和质子正电荷相等，所以一个元素的正电荷和负电荷相等，保持电中性。
二、原子的结构模型1. 托姆森模型托姆森模型（提出于19世纪末）认为原子是一个带正电的球体，电子嵌入其中，如“西瓜糖葫芦”的糖葫芦是正电，糖果是电子。
这个模型强调了原子中带负电荷的电子存在。
2. 鲁瑟福模型鲁瑟福模型（提出于20世纪初）通过金箔实验的结果，提出了原子核的概念。
鲁瑟福模型认为原子由一个极小且带正电荷的核和围绕核运动的电子构成，类似于太阳系的构造。
这个模型强调了原子中的正电荷集中在核内。
3. 波尔模型波尔模型（提出于1913年）是鲁瑟福模型的发展，引入了能级概念，解释了为什么电子在围绕核运动时不会向核坠落。
波尔模型中电子只能处于特定能级，吸收或释放能量时跃迁能级。
三、量子力学的发展1. 波尔模型的局限性波尔模型无法解释原子光谱的全貌以及电子在原子中的精确位置和运动轨迹。
2. 德布罗意假说德布罗意提出了一种物质粒子也具有波动性的假说，也被应用到原子结构中。
这为原子结构的研究提供了新的理论依据。
3. 薛定谔方程薛定谔方程是描述微观粒子运动的方程，用于计算原子中电子的能级和电子云的概率分布。
四、电子排布和元素周期表1. 电子能级和轨道电子在原子中的排布遵循一定的规律，按照能级和轨道的顺序填充电子。
高中化学第一章知识点总结
高中化学第一章知识点总结1. 原子结构原子是构成物质的最小单位，由电子、质子和中子组成。
质子和中子位于原子核中，电子绕核运动。
质子带正电，中子无电荷，电子带负电。
2. 元素与原子量元素是由一种原子构成的物质，原子量是一个元素的相对质量。
元素的原子量约等于质子数加上中子数。
例如，氧元素的原子量为16，表示一个氧原子的相对质量为16。
3. 元素周期表元素周期表按照元素的原子序数排列，同一周期上的元素具有相似的化学性质，同一族的元素具有相似的反应性。
周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，中间是过渡金属元素。
4. 原子核与核外电子排布原子核包含质子和中子，核外电子以能级分布，每个壳层包含的电子数有一定规律。
第一主能级最多容纳2个电子，第二主能级最多容纳8个电子，第三主能级最多容纳18个电子。
5. 化学键与分子结构化学键是原子间的相互作用力，共价键是物质中最强的化学键，离子键和金属键也是常见的化学键。
分子是由原子通过化学键连接而成的结构。
6. 气体的性质气体是无定形无体积的物质，具有可压缩性和扩散性。
气体的压强与温度、体积呈一定关系，可以通过查找气体的状态方程计算。
7. 气体的摩尔体积气体的摩尔体积是指单位摩尔气体的体积，在标准状态下，1摩尔理想气体的体积为22.4升。
8. 气体的摩尔质量气体的摩尔质量是指单位摩尔气体的质量，通常以克为单位表示。
9. 溶液稀释与浓度溶液的浓度指单位溶液中溶质的质量或物质量浓度，可以通过溶质质量与溶剂质量的比值来表示。
10. 化学反应化学反应是指物质之间发生变化而形成新物质的过程，可以通过化学方程式描述。
反应物与生成物的摩尔比可以通过平衡方程式确定。
11. 氧化还原反应氧化还原反应是一类重要的化学反应，涉及物质的氧化和还原过程。
通过电子转移来描述氧化还原反应，氧化剂是接受电子的物质，还原剂是失去电子的物质。
12. 化学键的性质化学键的性质包括共价键、离子键、金属键等，不同类型的化学键具有不同的强度和特点。
高中化学必修二知识点归纳总结
精品文档高中化学必修二知识点归纳总结一、原子结构A第一章：物质结构元素周期律质子（Z 个）原子核注意：中子（N 个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.原子（Z X ）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z 个）★熟背前20 号元素，熟悉1～20 号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8 个（K 层为最外层不超过2 个），次外层不超过18 个，倒数第三层电子数不超过32 个。
电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
(对于原子来说)二、元素周期表1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。
（周期序数＝原子的电子层数）③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。
主族序数＝原子最外层电子数2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2 种元素短周期第二周期 2 8 种元素周期第三周期 3 8 种元素元（7 个横行）第四周期 4 18 种元素素（7 个周期）第五周期 5 18 种元素周长周期第六周期 6 32 种元素期第七周期7 未填满（已有26 种元素）表主族：ⅠA～ⅦA 共7 个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7 个副族（18 个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB 和ⅠB 之间（16 个族）零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
高一化学原子结构与性质知识点
高一化学原子结构与性质知识点原子是构成物质的最基本单位，掌握原子结构与性质对于深入理解化学世界至关重要。
本文将为您详细介绍高一化学原子结构与性质的相关知识点。
一、原子结构原子由带正电的原子核和围绕核运动的电子构成。
1. 原子核：原子核由带正电的质子和中性粒子——中子组成。
质子质量为1，带正电；中子质量为1，电荷中性。
2. 电子：电子是质量很轻、带负电的粒子。
每个原子的电子数与质子数相同，使得原子整体电荷为中性。
二、原子质量原子质量是指一个原子的质子数和中子数之和。
以质子质量为基础，可以计算出原子质量的相对大小。
1. 原子质量单位：原子质量单位（缩写：u）定义为^12C的质量的1/12。
相对质量较小的元素，其原子质量是小数；较重的元素，原子质量通常为整数。
2. 原子质量数：原子质量数是指原子核中质子数和中子数之和。
用A表示，如氧的原子质量数为16。
三、元素周期表元素周期表是由Dmitri Mendeleev按照原子序数和性质将元素分类而成的表格。
使用元素周期表可以了解元素的基本性质和结构。
1. 元素周期表的构成：元素周期表按序数递增排列，横排称为周期，竖排称为族。
2. 元素周期表的分区：- 主族元素：位于周期表的1A至8A族元素，具有较为相似的性质。
- 过渡元素：位于主族元素之后，包括3B至2B族元素。
- 稀有气体：位于元素周期表最后一列的18族元素，具有稳定的八电子外层。
- 锕系和锔系元素：位于元素周期表下方的两行分别为锕系和锔系元素。
四、原子的电子结构原子的电子结构指的是原子内电子的排布方式，可分为主壳层、次壳层和轨道。
1. 主壳层：原子中离核越远的电子主壳层数值越大。
主壳层的编号使用数字和字母表示（如1、2、3...K、L、M）。
2. 次壳层：主壳层内部的层级，由数字表示（如1s、2s、2p 等）。
3. 轨道：次壳层下的进一步划分，用字母表示（如s、p、d、f 等）。
五、原子的化学键和分子原子间的化学键和分子为物质的结构和性质提供了基础。
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构造原理
关键点：一定要记住电子排入轨道的顺序， 这是本章最重要的内容。从第四能层开 始，该能层的ns与np能级之间插入了(n1)层的d能级，第六能层开始还插入（n2）f，其能量关系是：ns＜（n-2）f ＜ （n-1）d ＜np
核外电子排布的表示方法：
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原子序数
核外电子排 价电子层 布式
最高正价和 负价
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比较: (1)微粒半径:Mg2+,Na+,F(2)第一电离能:Na,Mg,K (3)电负性:F,S,O (4)热稳定性:HF,HCl,HBr,HI (5)酸性:H2SO4,HClO4,H3PO4,H2CO3
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核外电子排布规律
①能量最低理 ②泡利理： ③洪特规则： （1）
。
（2） 。 以上使得原子核外电子排布最外层不超过8 个电子，次外层最多不超过18个电子等。 基态与激发态：
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四、核外电子排布规律
用轨道表示式表示出铁原子的 核外电子排布
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微 粒 半 径 的 比 较
判 断 的 依 据
具 体 规 律
电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。 核电荷数: 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多 ，半径越大。 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（ 稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。 如：Li<Na<K<Rb<Cs 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。 如：F--<Cl--<Br--<I-4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减 小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径 越小。如Fe>Fe2+>Fe3+
原子结构与性质知识归纳
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本章知识网络
原 子 结 构 电 结 子 构 层 能层与能级 电子云与原子轨道
本 章 知 识 网 络
能量最低原理 构造原理 核外电子排布规律 泡利原理 洪特规则
元 素 周 期 律
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基态与激发态 原子半径 电离能 电负性 对角线规则 各周期元素数目 元素的金属性与非金属性 周期表中元素的分区 电子排布式 原子实 外围电子排布
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元素的金属性与非金属性
规律： • ①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加 而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷 数的增加而增大，如：Si<P<S<Cl。 • ②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加 而增大，如：Li<Na<K<Rb<Cs;非金属性，随荷 电荷数的增加而减小，如：F>Cl>Br>I。 • ③、金属活动性顺序表： K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag >Pt>Au
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电负性 对角线规则
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。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”电负性的电负性在1.8左 右。它们既有金属性，又有非金属性。 对角线规则： 元素周期表中各周期最多容纳的元素数目分 别为：2、8、8、18、18、32、32、50
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练习
5、氢原子的电子云图中小黑点表示的是 A １个小黑点表示１一个电子 Ｂ 黑点的多少表示电子个数的多少 Ｃ 表示电子运动的轨迹 Ｄ 表示电子在核外空间出现机会的多少 ６、仔细研究构造原理，得出ns、np、(n-1)d、 (n-2)f 能级的高低顺序是： ，这 与元素周期表中每个周期所容纳的元素个数有 何关系？
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4、一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kj.mol-1)
第一个电子 第二个电子 第三个电子 第四个电子
锂 519 7296 11799
X 502 4570 6920 9550
Y 580 1820 2750 11600
(1)为什么锂原子失去第二个电子所需能量远大于失去第一 个电子所需能量? (2)X元素的硫酸盐的化学式为 (3)Y是周期表中
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族元素。
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练 习
1、某元素原子的核电荷数是电子层数的5倍,其质子数是最外层 电子数的3倍,该元素基态原子的电子排布式 。 2、写出下列元素的电子排布式： Al Cu Fe K 写出下列元素的外围电子排布式： Cl Ca Zn Cr 3、试用有关理论解释Cu元素原子的外围电子排布是3d104s1而不 是3d94s2，简述其理由。
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除ds区外，区的名称来自按构造原 理最后填入的电子的能级的符号。
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练习
1、以下能级符号不正确的是： A 5s B 4d C 3f D 6p 2、下列各原子或离子的电子排布式正确的是 A F 1s22s22p7 B Na+ 1s22s22p6 C Fe D Al3+ 1s22s22p63s2 3、下列核外电子排布属于基态的是 A C 1s22s12p3 B C 1s22s22p2 C Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 D Mg 1s22s22p63s13p1 4、下列原子结构与洪特规则有关的是 A Cu原子的外围电子排布是 3d104s1而不是3d94s2。 B S 原子的价电子排布是 3s23p4而不是3s13p5。 C Fe 原子的外围电子排布是3d64s2 而不是3d8。 D N原子的最外层有3个未成对电子，且自旋方向相同。
泡 利 原 理
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洪特规则
构造 原理
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能量最低原理
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原子半径 电离能
原子半径： 电离能：
第一电离能：
。
电离能反映了不同元素的原子失电子的难易， 同时也与元素的金属性密切相关。 每个周期的第一个元素第一电离能最 最后 一个元素的第一电离能最 。 同族元素从上至下，元素的第一电离能逐 渐 。
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元素的金属性与非金属性
金属 性强 弱
①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极 上得电子的先后） ④互相置换反应 ⑤原电池反应中正负极
判 断 依 据
非金 属性 强弱
①与H2化合的难易及氢化物的稳定性 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 ③单质的氧化性或离子的还原性 ④互相置换反应
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能层、能级、原子轨道之间的关系：
能层n 符号 能级 轨道数 1 K s 1 s 1 2 L p 3 s 1 3 M p 3 d 5 s 1 p 3 4 N d 5 f 7
最多容纳 的电子数
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18
10
2
6
10
32
14
2n2
3
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