第一二章 揭示物质结构的奥秘 原子结构和元素性质
知识梳理
揭示物质结构的奥秘
第 1 章
第一单元 物质结构研究的内容
一、认识物质的特征结构
1．原子结构与元素性质的关系
元素原子 的周期性是元素性质周期性变化的主要原因。
2．研究物质之间化学反应的本质及过程
本质：研究从一种结构(反应物)如何转变为 (生成物)。
二、揭示物质结构与性质的关系
1．物质的结构在很大程度上决定了该物质的某些性质。
2．同素异形现象
白磷晶体是由白磷分子(P4)组成的分子晶体，分子呈正四面体结构，分子中 P—P 键键长是 221 pm，键角∠PPP
是 60°。因其中的 P—P 键弯曲而具有较大的张力，其键能较 ，易 ，所以白磷在常温、常压下
就有很高的 。而红磷的链状结构比较 ，室温下 氧气反应。
不同碳单质的结构与用途
第二单元 物质结构研究的范式与方法
一、物质结构研究的范式
1．物质结构研究有两种常见的范式：一是 ，二是 。
二、物质结构研究的方法
1．常用的化学研究方法有 、 和 等。
第三单元 物质结构研究的意义
三、物质结构研究的意义
研究物质结构，既能够为设计与合成新物质提供 ，也可以帮助我们预测物质的 。
专题 2 原子结构与元素性质
原子核外电子的运动
第 1 节
一、人类对原子结构的认识
1．卢瑟福原子结构模型
1911 年，英国物理学家卢瑟福根据 实验。认为原子的质量主要集中于 上，电子在原
子核外空间做高速运动。
2．玻尔原子结构模型
1913 年，丹麦物理学家玻尔研究了 后，根据量子力学的观点，提出了新的原子结构模型：
(1)原子核外电子在一系列 上运动，既不 ，也不 。
3．电子云
(1)电子主要在原子核周围的球形区域内运动。运动区域距离核近，电子出现的机会 ；运动区域距
离核远，电子出现的机会 。
(2)电子云：
用小点的疏密来描述电子在原子核外空间 的机会大小所得到的图形叫做电子云。
二、原子核外电子的运动特征
1．电子层
根据电子能量差异和主要运动区域的不同，认为原核外电子处于不同的电子层上。
电子层 n 1 2 3 4 5 6 7
符号
特点 离核由 到 ，能量由 到
2．原子轨道与能级
(1)含义
电子在原子核外的一个 状态称为一个原子轨道。原子轨道是指 描述电子在原子核外空
间运动的主要区域。
处于同一电子层的原子核外电子，可以在不同 的原子轨道上运动，其 也不相同，故可将同一电
子层进一步划分为不同的能级。
(2)原子轨道
①类型
原子轨道 形状 延伸方向 轨道数 可容纳的电子数
s —
p
d —
f —
②表示方法：原子轨道用 和 结合起来共同表示，如 1s、2s、2p(2px、2py、2pz)、
3d 等。
③原子轨道能量高低
相同电子层的原子轨道中 ns np nd nf
形状相同的原子轨道 2p 3p 4p
电子层数和原子
2px 2py 2pz
轨道形状均相同
3. 电子自旋
原子核外电子有 种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。
原子核外电子的排布
第 2 节
一、核外电子排布遵循的原理
1．原子核外电子排布的轨道能量由低到高的顺序为 …。
2．能量最低原理：原子核外电子先占据能量 的轨道，然后依次进入能量 的轨道，这样使整个
原子处于能量 的状态，从而满足能量最低原理。
3．泡利不相容原理：原子中同种运动状态的电子只有 ，即每个轨道上最多容纳自旋状
态 的 个电子，称为泡利不相容原理。
4．洪特规则：为了使体系的总能量最低，原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能以自
旋 的状态分占 的轨道，这称为洪特规则。
5．洪特规则的补充规则
能量相同的原子轨道在 、 和 时，体系的能量较低，原子较稳定。能量相同的原子
全充满 p6 d10{ f
14
轨道：如 p 能级的 3 个轨道，d 能级的 5 个轨道，f 能级的 7 个轨道。相对稳定的状态 全空 p0 d0 f0
半充满 p3 d5 f7
二、表示原子核外电子排布的化学用语
1．电子排布式：如 Na ；钙的电子排布式为 ，原子结构示意图为 ，电
子式： 。
2．轨道表示式：用 代表一个原子轨道，可用箭头表示一个电子，这样的式子称为轨道表示式，如：
Na 。
3．外围电子排布式：如氯原子外围电子排布式为 ，外围电子轨道表示式为 。
三、光谱与光谱分析
1．光谱形成原因
不同元素的原子中电子发生 时会吸收或释放不同的光。
2．光谱分类
原子光谱原子吸收光 光谱原子释放光 光谱
3．光谱分析
在现代化学中，人们可通过原子 或 来检测元素，称为光谱分析。
原子核外电子排布的周期性
第 3 节
一、原子核外电子排布的周期性
1.每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布呈现从 到 的周期性变化。每一周期元素
的周期数都等于该周期元素原子的 ；除第 1 周期元素最外层电子数从 1 个到 2 个，即 1s1～1s2；其
他周期元素最外层电子数重复出现从 逐渐增加到 的周期性变化。即 。
2.主族元素原子核外电子排布和元素性质的周期性变化
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
原子核外
价电子排布
最高正化合价
最低负化合价
化合价的变化规律
金属性和非金属性的
变化规律
原子半径的变化规律
二、原子核外电子排布与周期表结构的关系
1.周期与 相同。
2.主族元素的族序数等于该元素原子的 。对于过渡元素的原子(镧系、锕系除外)，外围电子排布
为 。ⅢB～ⅦB 族的外围电子数目与 相同。外围电子排布为 的三个
族统称为Ⅷ族。ⅠB 和ⅡB 族则是根据 ns 轨道上是一个还是两个电子来划分的，外围电子排布为 。
三、元素周期表的分区
根据元素原子的 的特征，可将元素周期表分成五个区域：s 区、p 区、d 区、ds 区和 f 区，
如下图。
元素第一电离能和电负性的周期性变化
第 4 节
一、元素第一电离能的周期性变化
1.元素第一电离能的概念与意义
(1)概念：某元素的 原子失去一个电子形成＋1 价 阳离子所需要的 ，叫做该元
素的第一电离能。元素第一电离能符号： 。
即 M(g)－e－→M＋(g)
(2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的气态原子失去一个电子的 。第一电离能数值越小，
原子越 失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越 失去一个电子。
2.元素第一电离能变化规律
(1)第一电离能的变化趋势如图所示：
(2)观察分析上图，总结元素第一电离能的变化规律：
①对同一周期的元素而言， 元素的第一电离能最小， 元素的第一电离能最大；从左
到右，元素的第一电离能在总体上呈现从 到 的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐 ，表明自上而下原子越来越 失去电子。
③具有全充满、半充满及全空的电子结构的元素稳定性较高，其电离能数值 。如稀有气体的电离
能在同周期元素中最大，N 为半充满、Mg 为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。
3.逐级电离能
(1)概念：理论上，原子有几个电子，就有对应的第几电离能。气态＋1 价离子再失去一个电子，形成气态＋
2 价离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依次类推，逐级电离能依次用
I1、I2、I3……表示。
(2)变化规律
①通常同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1＜I2＜I3……
②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化。如 Na 元素的 I1、I2、I3分别是
496、4 562、6 912(单位：kJ·mol－1)，在 I1、I2之间发生突变。
二、元素电负性的周期性变化
1.电负性
(1)概念：元素的原子在化合物中 能力的标度。
(2)标准：指定氟的电负性为 ，并以此为标准确定其他元素的电负性。
2.主族元素电负性的变化规律
同一周期，主族元素的电负性从左到右依次 ，表明其吸引电子的能力逐渐 ， 逐渐
减弱， 逐渐增强。
同一主族，元素的电负性从上到下呈现 的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐 ，
逐渐增强， 逐渐减弱。
3.电负性的应用
(1)衡量元素金属性和非金属性的强弱
一般认为电负性大于 1.8 的元素为 元素；小于 1.8 的元素为 元素。
(2)判断化合物中元素化合价的正负
电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值；电负性数值大的元
素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值。
(3)判断化学键的类型
一般认为两种成键元素的电负性差值大于 1.7，它们之间通常形成 键；小于 1.7 通常形成 键。第一二章 揭示物质结构的奥秘 原子结构和元素性质
知识梳理
揭示物质结构的奥秘
第 1 章
第一单元 物质结构研究的内容
一、认识物质的特征结构
1．原子结构与元素性质的关系
元素原子最外层电子排布的周期性是元素性质周期性变化的主要原因。
2．研究物质之间化学反应的本质及过程
本质：研究从一种结构(反应物)如何转变为另一种新的结构(生成物)。
二、揭示物质结构与性质的关系
1．物质的结构在很大程度上决定了该物质的某些性质。
2．同素异形现象
白磷晶体是由白磷分子(P4)组成的分子晶体，分子呈正四面体结构，分子中 P—P 键键长是 221 pm，键角∠PPP
是 60°。因其中的 P—P 键弯曲而具有较大的张力，其键能较小，易断裂，所以白磷在常温、常压下就有很
高的反应活性。而红磷的链状结构比较稳定，室温下不与氧气反应。
不同碳单质的结构与用途
第二单元 物质结构研究的范式与方法
一、物质结构研究的范式
1．物质结构研究有两种常见的范式：一是归纳范式，二是演绎范式。
二、物质结构研究的方法
1．常用的化学研究方法有科学假设和论证、实验和模型建构等。
第三单元 物质结构研究的意义
三、物质结构研究的意义
研究物质结构，既能够为设计与合成新物质提供理论基础，也可以帮助我们预测物质的性能。
专题 2 原子结构与元素性质
原子核外电子的运动
第 1 节
一、人类对原子结构的认识
1．卢瑟福原子结构模型
1911 年，英国物理学家卢瑟福根据 α 粒子散射实验。认为原子的质量主要集中于原子核上，电子在原子核
外空间做高速运动。
2．玻尔原子结构模型
1913 年，丹麦物理学家玻尔研究了氢原子的光谱后，根据量子力学的观点，提出了新的原子结构模型：
(1)原子核外电子在一系列稳定的轨道上运动，既不放出能量，也不吸收能量。
3．电子云
(1)电子主要在原子核周围的球形区域内运动。运动区域距离核近，电子出现的机会大；运动区域距离核远，
电子出现的机会小。
(2)电子云：
用小点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得到的图形叫做电子云。
二、原子核外电子的运动特征
1．电子层
根据电子能量差异和主要运动区域的不同，认为原核外电子处于不同的电子层上。
电子层 n 1 2 3 4 5 6 7
符号 K L M N O P Q
特点 离核由近到远，能量由低到高
2．原子轨道与能级
(1)含义
电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。原子轨道是指量子力学描述电子在原子核外空间
运动的主要区域。
处于同一电子层的原子核外电子，可以在不同类型的原子轨道上运动，其能量也不相同，故可将同一电子
层进一步划分为不同的能级。
(2)原子轨道
①类型
原子轨道 形状 延伸方向 轨道数 可容纳的电子数
s 球形 — 1 2
p 纺锤形 3 3 6
d — 5 5 10
f — 7 7 14
②表示方法：原子轨道用表示电子层的 n 和表示原子轨道形状的 s、p、d、f 结合起来共同表示，如 1s、
2s、2p(2px、2py、2pz)、3d 等。
③原子轨道能量高低
相同电子层的原子轨道中 ns形状相同的原子轨道 2p<3p<4p
电子层数和原子
2px＝2py＝2pz
轨道形状均相同
3. 电子自旋
原子核外电子有两种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。
原子核外电子的排布
第 2 节
一、核外电子排布遵循的原理
1．原子核外电子排布的轨道能量由低到高的顺序为 1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、
4f、5d、6p、7s、5f、6d…。
2．能量最低原理：原子核外电子先占据能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处
于能量最低的状态，从而满足能量最低原理。
3．泡利不相容原理：原子中同种运动状态的电子只有一个，即每个轨道上最多容纳自旋状态不同的两个电
子，称为泡利不相容原理。
4．洪特规则：为了使体系的总能量最低，原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能以自
旋相同的状态分占不同的轨道，这称为洪特规则。
5．洪特规则的补充规则
能量相同的原子轨道在全充满、半充满和全空时，体系的能量较低，原子较稳定。能量相同的原子轨道：
全充满 p6 d10 f14
如 p 能级的 3 个轨道，d 能级的 5 个轨道，f 能级的 7 个轨道。相对稳定的状态{全空 p0 d0 f0 。半充满 p3 d5 f7
二、表示原子核外电子排布的化学用语
1 ．电子排布式：如 Na1s22s22p63s1 ；钙的电子排布式为 1s22s22p63s23p64s2 ，原子结构示意图为
，电子式：·Ca·。
2．轨道表示式：用 代表一个原子轨道，可用箭头表示一个电子，这样的式子称为轨道表示式，如：
Na 。
3．外围电子排布式：如氯原子外围电子排布式为 3s23p5，外围电子轨道表示式为 。
三、光谱与光谱分析
1．光谱形成原因
不同元素的原子中电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光。
2．光谱分类
原子光谱原子吸收光吸收光谱原子释放光发射光谱
3．光谱分析
在现代化学中，人们可通过原子发射光谱或吸收光谱来检测元素，称为光谱分析。
原子核外电子排布的周期性
第 3 节
一、原子核外电子排布的周期性
1.每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布呈现从 ns1到 ns2np6的周期性变化。每一周期元素的周期
数都等于该周期元素原子的电子层数；除第 1 周期元素最外层电子数从 1 个到 2 个，即 1s1～1s2；其他周期
元素最外层电子数重复出现从 1 逐渐增加到 8 的周期性变化。即 ns1～ns2np6。
2.主族元素原子核外电子排布和元素性质的周期性变化
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
原子核外
ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
价电子排布
＋6 ＋7
最高正化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5
(O 除外) (F 除外)
最低负化合价 — — — －4 －3 －2 －1
化合价的变化规律 最高正价＝主族序数(O、F 除外)，最高正价＋|最低负价|＝8
金属性和非金属性的 同一主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；同一周期主族元素
变化规律 从左到右，金属性依次减弱，非金属性依次增强
同一主族元素从上到下，原子半径逐渐增大；同一周期主族元素从左到右原子半径
原子半径的变化规律
依次减小
二、原子核外电子排布与周期表结构的关系
1.周期与电子层数相同。
2.主族元素的族序数等于该元素原子的外围电子数。对于过渡元素的原子(镧系、锕系除外)，外围电子排布
为(n－1)d1～10ns0～2。ⅢB～ⅦB 族的外围电子数目与族序数相同。外围电子排布为(n－1)d6～10ns0～2的三个族
统称为Ⅷ族。ⅠB 和ⅡB 族则是根据 ns 轨道上是一个还是两个电子来划分的，外围电子排布为(n－1)d10ns1～
2。
三、元素周期表的分区
根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s 区、p 区、d 区、ds 区和 f 区，如
下图。
元素第一电离能和电负性的周期性变化
第 4 节
一、元素第一电离能的周期性变化
1.元素第一电离能的概念与意义
(1)概念：某元素的气态原子失去一个电子形成＋1 价气态阳离子所需要的最低能量，叫做该元素的第一电离
能。元素第一电离能符号：I1。
即 M(g)－e－→M＋(g)
(2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的气态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；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
2.元素第一电离能变化规律
(1)第一电离能的变化趋势如图所示：
(2)观察分析上图，总结元素第一电离能的变化规律：
①对同一周期的元素而言，ⅠA 族元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元
素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子。
③具有全充满、半充满及全空的电子结构的元素稳定性较高，其电离能数值较大。如稀有气体的电离能在
同周期元素中最大，N 为半充满、Mg 为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。
3.逐级电离能
(1)概念：理论上，原子有几个电子，就有对应的第几电离能。气态＋1 价离子再失去一个电子，形成气态＋
2 价离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依次类推，逐级电离能依次用
I1、I2、I3……表示。
(2)变化规律
①通常同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1＜I2＜I3……
②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化。如 Na 元素的 I1、I2、I3分别是
496、4 562、6 912(单位：kJ·mol－1)，在 I1、I2之间发生突变。
二、元素电负性的周期性变化
1.电负性
(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
(2)标准：指定氟的电负性为 4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。
2.主族元素电负性的变化规律
同一周期，主族元素的电负性从左到右依次增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非
金属性逐渐增强。
同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，
非金属性逐渐减弱。
3.电负性的应用
(1)衡量元素金属性和非金属性的强弱
一般认为电负性大于 1.8 的元素为非金属元素；小于 1.8 的元素为金属元素。
(2)判断化合物中元素化合价的正负
电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物
中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
(3)判断化学键的类型
一般认为两种成键元素的电负性差值大于 1.7，它们之间通常形成离子键；小于 1.7 通常形成共价键。
