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第一章 原子结构与性质
第一节 原子结构
一、能层与能级
1、能层
(1)含义：根据核外电子的 能量 不同，将核外电子分为不同的能层(电子层)。
(2)序号及符号：能层序号一、二、三、四、五、六、七……分别用 K、L、M、N、O、
P、Q……表示，其中每层所容纳的电子数最多为 2 n 2 个。
(3)能量关系：能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为 E (K ) ＜E(L)＜ E (M) ＜
E(N)＜E(O)＜E(P) ＜ E (Q ) 。
2、能级
(1)含义：根据多电子原子的同一能层的电子的 能量 也可能不同，将它们分为不同 能
级 。
(2)表示方法：分别用相应能层的 序数 和字母s、p、d、f等表示，如n能层的能级按能
量由 低 到高 的排列顺序为ns、 n p 、 n d 、nf等。
3、能层、能级与最多容纳的电子数
能层(n) 一 二 三 四 五 六 七 ……
符号 K L M N O P Q ……
能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s …… …… …… ……
最多电 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 …… …… …… ……
子数 2 8 18 32 …… …… …… 2n2
由上表可知：
(1)能层序数 等于 该能层所包含的能级数，如第三能层有 3 个能级。
(2)s、p、d、f 各能级可容纳的最多电子数分别为 1 、 3 、 5 、 7 的2倍。
(3)原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数是 2 n 2 (n为能层的序数)。
二、基态与激发态 原子光谱
1、基态原子与激发态原子
(1)基态原子：处于 最低能量 状态的原子。
(2)激发态原子：基态原子 吸收 能量，它的电子会跃迁到 较高 能级，变成 激发
态原子。
2、光谱
(1)光谱的成因及分类
(2)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的 特征谱线 来鉴定元素，称为光谱分
学科网（北京）股份有限公司析。
三、构造原理与电子排布式
1、构造原理
(1)含义
以 光谱学 事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入 能级 的顺序称
为构造原理。
(2)示意图
2、电子排布式
将 能级 上所容纳的电子数标在该能级符号 右上角 ，并按照能层从左到右的顺序排列
的式子。
如氮原子的电子排布式为：
例：根据构造原理，写出下列基态原子的核外电子排布式
① He： 1 s 2 ；
2
② O： 1 s 2 2 s 2 2 p 4 _ __ _；
8
③ Ne：__ 1s 2 2s 2 2p 6 ___；
10
④ Si：__ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 _ _；
14
⑤ Ar：__ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 _ __；
18
⑥ K：__ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 __；
19
⑦ Sc： _ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 _ _ __；
21
⑧ Fe：__ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 _ _ _。
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四、电子云与原子轨道
1、概率密度
1913年， 玻尔 提出氢原子模型，电子在 线性轨道 上绕核运行。量子力学指出，一
定空间运动状态的电子在核外空间各处都可能出现，但出现的 概率 不同，可用概率密
度(ρ)表示，即ρ＝(P表示电子在某处出现的 概率 ；V表示该处的体积)。
学科网（北京）股份有限公司2、电子云
(1)定义：处于一定空间 运动状态 的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。
(2)含义：用单位体积内小黑点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率大小，小黑点越
密 ，表示概率密度越 大 。
(3)形状
3、原子轨道
(1)概念：量子力学把电子在原子核外的一个 空间运动状态 称为一个原子轨道。
(2)形状
①s电子的原子轨道呈 球 形，能层序数越 大 ，原子轨道的半径越 大 。
②p电子的原子轨道呈 哑铃 形，能层序数越 大 ，原子轨道的半径越 大 。
(3)各能级所含有原子轨道数目
能级符号 ns np nd nf
轨道数目 1 3 5 7
4、原子轨道与能层序数的关系
(1)不同能层的同种能级的原子轨道形状 相同 ，只是半径 不同 。能层序数n越 大
，原子轨道的半径越 大 。如：
(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、p、p 表
x y z
示。在同一能层中p、p、p 的能量 相同 。
x y z
(3)原子轨道数与能层序数(n)的关系：原子轨道数目＝ n 2 。
学科网（北京）股份有限公司五、泡利原理、洪特规则、能量最低原理
（一）原子核外电子的排布规则
1、泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳 2 个电子，它们的自旋 相反 ，常用
上下箭头(↑和↓)表示自旋相反的 电子 。
2、电子排布的轨道表示式(电子排布图)
O的轨道表示式如下：
8
例：根据上面回答下列问题：
(1)简并轨道： 能量 相同的原子轨道。
(2)电子对：同一个原子轨道中，自旋方向 相反 的一对电子。
(3)单电子： 一个原子 轨道中若只有一个电子，则该电子称为单电子。
(4)自旋平行： 箭头同向 的单电子称为自旋平行。
(5)在氧原子中，有 3 对电子对，有 2 个单电子。
(6)在氧原子中，有 5 种空间运动状态，有 8 种运动状态不同的电子。
3、洪特规则
(1)内容：基态原子中，填入 简并轨道 的电子总是先单独分占，且自旋平行。
(2)特例：在简并轨道上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有 较低 的能
量和 较大 的稳定性。
相对稳定的状态
如： Cr 的电子排布式为 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 5 4 s 1 ，为半充满状态，易错写为
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1s22s22p63s23p63d44s2。
4、能量最低原理
(1)内容：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据 能量最低 的原子轨道，使整个原子
的能量最 低 。
(2)因素：整个原子的能量由 核电荷数 、 电子数 和 电子状态 三个因素共同决定。
注意：书写轨道表示式时，常出现的错误及正确书写
（二）核外电子的表示方法
电子排布式与轨道表示式的比较
含义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的 电子数 ，这就是电子排布式
电子排布式 意义 能直观反映出核外的电子层、能级及各能级上的电子数
实例 K： 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 1
学科网（北京）股份有限公司为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分
含义
简化电子排 以相应稀有气体元素符号外加 方括号 表示
布式 意义 避免书写电子排布式过于繁琐
实例 K： [Ar]4 s 1
含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个 电子
意义 能直观反映出电子的排布情况及电子的 自旋 状态
轨道表示式
实例
Al：
熟记第四周期未成对电子数规律
未成对电子数及其占据的原子轨道 元素符号及价电子排布
4s K：4s1,Cu： 3 d 1 0 4 s 1
1 3d Sc：3d14s2
4p Ga：4s24p1，Br： 4 s 2 4 p 5
3d Ti：3d24s2，Ni： 3 d 8 4 s 2
2
4p Ge：4s24p2，Se：4s24p4
3d V：3d34s2，Co： 3 d 7 4 s 2
3
4p As：4s24p3
4 3d Fe： 3 d 6 4 s 2
5 3d Mn：3d54s2
6 3d和4s Cr：3d54s1
第二节 原子结构与元素的性质
一、原子结构与元素周期表
（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表
1、元素周期律：元素的性质随元素原子的 核电荷数 递增发生 周期性 递变。
2、元素周期系：元素按其原子 核电荷数 递增排列的序列。
3、元素周期表： 呈现周期系 的表格，元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
4、三张有重要历史意义的周期表
(1)门捷列夫周期表：门捷列夫周期表又称 短式 周期表，重要特征是从第 四 周期开
始每个周期截成两 截，第 1 ～ 7 族分 主副 族，第 八 族称为过渡元素。
学科网（北京）股份有限公司(2)维尔纳周期表
维尔纳周期表是 特长式周期表 ，每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、镧
系和锕系，各有各的位置，同族元素 上下对齐 ，它确定了前 五 个周期的元素种类。
(3)玻尔元素周期表
玻尔元素周期表特别重要之处是把21～28、39～46等元素用 方框 框起，这说明他已经
认识到，这些框内元素的原子新增加的 电子 是填入 内层轨道 的，他已经用原子结构
解释元素周期系了，玻尔元素周期表确定了第 六 周期为 32 种元素。
（二）构造原理与元素周期表
1、元素周期表的基本结构
(1)周期元素种数的确定
第一周期从 1 s 1 开始，以 1 s 2 结束，只有两种元素。其余各周期总是从 n s 能级开始，
以 np 结束，从ns能级开始以np结束递增的 核电荷数 (或电子数)就等于每个周期里
的元素数目。
周期 ns～np 电子数 元素数目
一 1s1～2 2 2
二 2s1～22p1～6 8 8
三 3s1～23p1～6 8 8
四 4s1～23d1～104p1～6 18 18
五 5s1～24d1～105p1～6 18 18
六 6s1～24f1～145d1～106p1～6 32 32
七 7s1～25f1～146d1～107p1～6 32 32
(2)元素周期表的形成
若以一个方格代表一种元素，每个 周期 排一个横排，并按s、p、d、f分段，左侧对齐，
可得到如下元素周期表：
若将p段与p段对齐，d段与d段对齐、f段单独列出，将 2 s 2 与p段末端对齐，则得到
书末的元素周期表：
学科网（北京）股份有限公司2、元素周期表探究
(1)元素周期表的结构
元素周期表
(2)元素周期表的分区
①根据核外电子的排布分区
按电子排布式中最后填入电子的 能级 符号可将元素周期表分为s、p、d、f 4个区，而
ⅠB、ⅡB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了 ( n － 1)d 能级而后再填充 n s 能级而
得名 ds 区。5个区的位置关系如下图所示。
②根据元素的金属性和非金属性分区
3、元素的对角线规则
(1)在元素周期表中，某些 主 族元素与其右下方的 主 族元素(如图)的有些性质是相似
的(如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称
为“ 对角线规则 ”。
学科网（北京）股份有限公司(2)处于“对角线”位置的元素，它们的 性质 具有相似性。
实例分析：
①锂和镁的相似性
A、锂与镁的沸点较为接近：
元素 Li Na Be Mg
沸点/℃ 1 341 881.4 2 467 1 100
B、锂和镁在氧气中 燃烧 时只生成对应的氧化物，并且LiO和MgO与水反应都十分缓
2
慢。
4Li＋O=====2LiO、2Mg＋O=====2MgO。
2 2 2
C、锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物 难 溶于水，附着于金属表面
阻碍反应的进行。
D、锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物LiN和MgN。
3 3 2
E、锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为LiO、HO和MgO、HO。
2 2 2
F、在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是 难 溶于水的，相应的镁盐也
难 溶于水。
②铍和铝的相似性
A、铍与铝都可与酸、碱反应放出 氢气 ，并且铍在浓硝酸中也发生 钝 化。
B、二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：
Al(OH) ＋3HCl=== AlCl ＋ 3H O ，Al(OH) ＋NaOH=== NaAlO ＋ 2H O ；
3 3 2 3 2 2
Be(OH) ＋2HCl=== BeCl ＋ 2H O ，Be(OH) ＋2NaOH=== Na BeO ＋ 2H O 。
2 2 2 2 2 2 2
C、二者的氧化物Al O 和BeO的熔点和硬度都很高。
2 3
D、BeCl 和AlCl 都是共价化合物，易 升华 。
2 3
③硼和硅的相似性
A、自然界中B与Si均以化合物的形式存在。
B、B与Si的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应：
2B＋2KOH＋2HO=== 2KBO ＋ 3H ↑ ，Si＋2KOH＋HO=== K SiO ＋ 2H ↑ 。
2 2 2 2 2 3 2
C、硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易 水解 。
D、硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低，易挥发，易水解。
解题技巧：根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置
电子排布式――→价电子排布式――→
学科网（北京）股份有限公司二、元素周期律
（一）原子半径
1、影响原子半径大小的因素
(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的 排斥 作用使原子半径 增大 。
(2)核电荷数：核电荷数越 大 ，核对电子的吸引作用就越 大 ，使原子半径 减小 。
2、原子半径的递变规律
(1)同周期：从左至右，核电荷数越 大 ，半径越 小 。
(2)同主族：从上到下，核电荷数越 大 ，半径越 大 。
3、原子或离子半径的比较方法
(1)同种元素的离子半径：阴离子 大 于原子，原子 大 于阳离子，低价阳离子 大
于高价阳离子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。
(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大 ，半径越 小 。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞
r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。
(3)带相同电荷的离子：能层数越 多 ，半径越 大 。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋) ＜
r(Rb＋)＜r(Cs＋)，
r(O2－)＜r(S2－) ＜ (Se2－)＜r(Te2－)。
(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2
＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋) ＞ r(Na＋) ＞ r(Mg2＋)。
解题技巧：粒子半径比较的一般思路
(1)“一层”：先看能层数，能层数越 多 ，一般微粒半径越 大 。
(2)“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越 大 ，微粒半径越 小 。
(3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数 多 的半径 大
。
（二）元素的电离能
1、元素第一电离能的概念与意义
(1)概念
①第一电离能： 气态 电中性 基态 原子失去一个电子转化为 气态基态 正离子所需
学科网（北京）股份有限公司要的 最低能量叫做第一电离能，符号： I 。
1
②逐级电离能：气态基态 一 价正离子再 失去 一个电子成为气态基态 二 价正离子
所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失
去电子形成离子后，若再失去电子会更加 困难 ，因此同一原子的各级电离能之间存在
如下关系：I ⅢA，ⅤA > ⅥA。
解题技巧：电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价，如K：I I ＜I ，表明K原子易失去
1 2 3
一个电子形成＋1价阳离子。
≪
(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：I 越 大 ，元素的非金属性越 强 ；I 越 小
1 1
，元素的金属性越 强 。
学科网（北京）股份有限公司（三）电负性
1、有关概念与意义
(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成 化学键 的电子称为 键合电子 。
(2)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。电负性越 大 的原
子，对键合电子的吸引力越 大 。
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0 和锂的电负性为1.0 作为相对标准。
2、递变规律
(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐 增大 ，元素的非金属性逐渐 增强 、金属
性逐渐 减弱 。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐 减小 ，元素的金属性逐渐 增强 、非金属性
逐渐 减弱 。
3、应用
(1)判断元素的金属性和非金属性强弱
①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”(如锗、锑等)的电负性则在 1. 8 左右，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性 越小 ，金属元素越活泼；非金属元素的电负性 越大 ，非金属元
素越活泼。
(2)判断元素的化合价
①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 。
②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)判断化合物的类型
如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝
0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为
3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl 为共价化合物；同理，BeCl 也是共价化合物。
3 2
注意：电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性
之差为1.9，但HF为共价化合物。
（四）元素周期律的综合应用
1、同周期、同主族元素性质的递变规律
性质 同一周期(从左到右) 同一主族(从上到下)
能层数 相同 增加
核外电子的排布
最外层电子数 1→2或8 相同
金属性 减弱 增强
非金属性 增强 减弱
学科网（北京）股份有限公司氧化性 增强 减弱
单质的氧化性、还原性
还原性 减弱 增强
最高价氧化物对应水化 酸性 增强 减弱
物的酸碱性 碱性 减弱 增强
气态氢化物的稳定性 增强 减弱
增大 (但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞
第一电离能 减小
ⅥA)
电负性 变大 变小
2、电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
注意：第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。
学科网（北京）股份有限公司
