化學之原子結構與性質

最新 04-15

原子結構

能級與能層

原子軌道

原子核外電子排布規律

（1）構造原理：隨著核電荷數遞增，大多數元素的電中性基態原子的電子按下圖順序填入核外電子運動軌道（能級），叫做構造原理。

能級交錯：由構造原理可知，電子先進入4s軌道，後進入3d軌道，這種現象叫能級交錯。

（PS：構造原理並非4s能級比3d能級能量低，而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。）

（2）能量最低原理：原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處於最低狀態，簡稱能量最低原理。

（3）泡利（不相容）原理：一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反（用「↑↓」表示），這個原理稱為泡利原理。

（4）洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時，總是優先單獨佔據一個軌道，而且自旋方向相同，這個規則叫洪特規則。

洪特規則特例：當p、d、f軌道填充的電子數為全空、半充滿或全充滿時，原子處於較穩定的狀態。

基態原子核外電子排布的表示方法

（1）電子排布式

①用數字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數，這就是電子排布式。

②為了避免電子排布式書寫過於繁瑣，把內層電子達到稀有氣體元素原子結構的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括弧表示。

（2）電子排布圖（軌道表示式）

每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。如基態硫原子的軌道表示式為：

原子結構與元素周期表

原子的電子構型與周期的關係

（1）每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其餘為ns2np6。He核外只有2個電子，只有1個s軌道，還未出現p軌道，所以第一周期結尾元素的電子排布跟其他周期不同。

（2）一個能級組最多所容納的電子數等於一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。

元素周期表的分區

根據核外電子排布，可確定：

①分區

②各區元素化學性質及原子最外層電子排布特點

③若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。

如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位於p區，為第四周期ⅥA族元素。即最大能層為其周期數，最外層電子數為其族序數，但應注意過渡元素（副族與第Ⅷ族）的最大能層為其周期數，外圍電子數應為其縱列數而不是其族序數（鑭系、錒系除外）。

元素周期律

電離能、電負性

（1）電離能是指氣態原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態原子失去1個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量。第一電離能數值越小，原子越容易失去1個電子。在同一周期的元素中，鹼金屬（或第ⅠA族）第一電離能最小，稀有氣體（或0族）第一電離能最大，從左到右總體呈現增大趨勢。同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大。

（2）元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負性為4.0，鋰的電負性為1.0作為相對標準,得出了各元素的電負性。電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度，金屬的電負性一般小於1.8，非金屬的電負性一般大於1.8，而位於非金屬三角區邊界的「類金屬」的電負性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。

（3）電負性的應用

①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱。

②金屬的電負性一般小於1.8，非金屬的電負性一般大於1.8，而位於非金屬三角區邊界的「類金屬」（如鍺、銻等）的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。

③金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。

④同周期自左到右，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小。

原子結構與元素性質的遞變規律