专题2 原子结构与元素性质【知识清单】-2024-2025学年高二化学单元速记·巧练（苏教版2019选择性必修2）

专题二 原子结构与元素性质 01 思维导图 02 考点速记 第一单元 原子核外电子的运动 一、人类对原子结构的认识 1．原子结构模型的演变 （1）实心球模型：19世纪，英国科学家道尔顿提出了 ，认为原子有质量，不可分割。 （2）葡萄干面包模型：19世纪末，英国物理学家汤姆生发现了 ，提出 普遍存在于原子中。 （3）有核模型：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在 上，电子在原子核外空间做 运动。 （4）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 。 ②不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是 的，即量子化的。 ③原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生 。 当电子吸收了能量后，就会从能量较低的轨道 到能量较高的轨道上。处于能量较高轨道上的电子不稳定，当电子从能量较高的轨道回到能量较低的轨道时，就会发射出光子，发出的光的波长取决于两个轨道的 。 2．现代量子力学模型 （1）电子主要在原子核周围的 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 。 （2）电子云： 用小点的疏密描述电子在原子核外空间 的大小所得到的图形叫电子云。 用小点代表电子在核外空间区域内_ ，小点的疏密与电子在该区域内 大小成正比。 二、原子核外电子的运动特征 1．电子层 根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，认为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）原子轨道与能级 电子在原子核外的一个_____ _______状态称为一个原子轨道。原子轨道是用____ ________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 原子轨道的伸展方向__ ___原子轨道数 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各电子层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数 电子层 原子轨道类型 原子轨道数目 可容纳的电子数 1 2 3 4 n ④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 电子层数和原子轨道形状均相同 2px_ __2py_ __2pz 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。 ★易错提醒 (1)任何电子层均含有s能级，但不是任何电子层均含有任何能级。 (2)电子层序数等于该电子层所包含的能级数，如第四电子层有4个能级：4s、4p、4d、4f。 (3)从第三电子层开始出现d能级，且3d能级的能量大于4s能级。 三、基态原子核外电子排布的三个原理 1．能量最低原理：电子总是先占有_ __的轨道，然后依次进入_ __的轨道，使整个原子的能量处于_ __。即原子的电子排布遵循构造原理，能使整个原子的能量处于_ __状态。如图为构造原理示意图： 2．泡利不相容原理： 在一个原子轨道中，最多只能容纳_ __电子，并且这两个电子的自旋状态_ __。如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。 3．洪特规则：当电子排布在同一能级的不同的轨道时，基态原子中的电子总是优先_ __占据一个轨道，并且自旋状态_ __。如2p3的电子排布为，不能表示为或。 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在_ __(p6、d10、f14)、_ __(p3、d5、f7)和_ __(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1；29Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。 四、基态原子核外电子排布的表示方法 表示方法 举例(以硫原子为例) 电子排布式 S：_ __ 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 电子排布图(轨道表达式)注意空轨道不能省略 外围(价层)电子排布式 3s23p4 ★易错提醒 1．要注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；外围价层电子排布式：3d104s1。 2．核外电子排布常见错误 ①在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误： ②当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，而失电子时，却先失4s轨道上的电子，如Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5。 五、原子状态与原子光谱 1．原子的状态 ①基态原子：处于_ __的原子。 ②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从_ __跃迁到_ __状态的原子。 2．原子光谱 不同元素的原子发生电子跃迁时会_ __或_ __不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为_ __分析。 3．基态、激发态及光谱示意图 ★易错提醒 对于同一元素来说，能量：基态原子<激发态原子；稳定性：基态原子>激发态原子。 六、基态原子电子排布式的书写方法 1．知道原子序数书写核外电子排布式的方法 ①常规方法：常根据构造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)，各能级最多容纳的电子数及能量最低原理，依次由低能级向高能级排列，如31号元素镓，首先排满1s2，依次2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10最后4p1。 ②原子序数大于18的方法：如31号元素，我们也可以用31－18＝13，然后在[Ar]的基础上再填充13个电子，如[Ar]3d104s24p1。 2．知道元素名称书写核外电子排布式的方法 ①前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如S的最外层电子数为6，其排布式为[Ne]3s23p4。 ②第四周期的元素，要熟记元素名称，然后从K开始数，数到几，就可以写成“[Ar]＋几个电子”。如Fe，从钾开始数到铁为8，其排布式为[Ar]3d64s2；Se，从钾开始数到Se为16，其排布式为[Ar]3d104s24p4。 3．注意事项 基态原子失电子生成金属阳离子时，应先失去最外层上的电子，如Fe原子核外电子排布式为[Ar]3d64s2，失电子变为Fe2＋，失去的不是能量高的3d轨道上的电子，而是能量低的4s轨道上的电子。所以Fe2＋的基态核外电子排布式正确的为[Ar]3d6，其他[Ar]3d44s2、[Ar]3d54s1均错误。 第二单元 元素性质的递变规律 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重复出现从____ ____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都从___ _____递增到__ ______，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 原子核外外围电子排布 _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ __ 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、核外电子排布与周期表的分区 1.s区：主要包括____ ___和___ _____，外围电子排布为ns1～2，容易失去最外层电子，形成____ ____离子，除_____ ___外，这些元素都是___ _____。 2.p区：包括____ ____和___ _____族共六族元素，它们原子的外围电子排布为_____ ___(氦为___ _____)。 3.d区：包括___ _____元素(镧系和锕系元素除外)，外围电子排布为____ ____，由于它们的次外层都___ _____电子，因此d轨道不同程度地参与化学键的形成。 4.ds区：包括___ _____族元素，它们的原子的d轨道为充满电子的轨道，外围电子排布为__ ______。 5.f区：包括________系、_ ______系，原子的外围电子排布为________。 四、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。 (3)气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做该元素的第二电离能，第三电离能、第四电离能和第五电离能可以以此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加________，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3…… 　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.电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。 (2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去________形成________阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的________性越强；I1越小，元素的________性越强。 ★易错提醒 同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布轨道是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大。 示例 (1)第三周期所有元素的第一电离能(I1)大小顺序为Na<Al<Mg<Si<S<P<Cl<Ar(用元素符号表示)。 (2)高温条件下Cu2O比CuO稳定的原因是Cu2O中Cu＋的3d轨道处于全充满稳定状态，难失电子。 五、元素电负性的周期性变化 1.电负性的有关概念与意义 (1)键合电子与电负性：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。电负性用来衡量元素在化合物中________的能力。 (2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引能力________。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为______作为相对标准。 2.电负性的变化规律 随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。 (1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐________，元素的非金属性逐渐________，金属性逐渐________。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐________，元素的金属性逐渐________，非金属性逐渐________。 3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ①金属的电负性一般________1.8，非金属的电负性一般_______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_______，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性________，金属元素越活泼；非金属元素的电负性________，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_______，元素的化合价为________。 ②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________。 (3)判断化学键的类型 ①如果两个成键元素原子间的电负性差值________1.7，它们之间通常形成________键。 ②如果两个成键元素原子间的电负性差值________1.7，它们之间通常形成________键。 六、对角线规则。 在元素周期表中，某些主族元素与___的主族元素的有些性质是相似的，如。 ★易错提醒 (1)一个原子的逐级电离能逐渐增大的原因： 随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性吸引力也越来越大，消耗的能量越来越多。 (2)第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)元素，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素的，如第一电离能：Mg>Al，P>S。 (3)①金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。 ②不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 ③共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。 ④同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。 03 素养提升 ◆判断正误 考点一　原子结构 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)原子核外的电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称为电子云。(　　) (2)p能级能量一定比s能级的能量高。(　　) (3)基态磷原子的电子排布图为(　　) 。 (4)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。(　　) (5)Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d44s2。(　　) (6)2p和3p轨道形状均为哑铃状，能量也相等。(　　) (7)2s能级和2p能级所具有的原子轨道数目之比为1∶3。(　　) (8)能量关系：1s<2s<3p<3d<4s。(　　) (9)基态氮原子最外层有2个未成对电子。(　　) (10)1～36号元素中，基态原子未成对电子数最多的是Cr元素。(　　) (11)基态Zn原子的电子排布式为[Ar]4s23d10。(　　) (12)电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原理。(　　) (13)Cr原子有6个未成对的电子。(　　) (14)原子光谱是因为电子的跃迁引起的。(　　) (15)某元素原子核外电子总数是最外层电子数的5倍，则其最高正价为＋7。(　　) (16)第4周期元素中，锰元素价电子层中未成对电子数最多。(　　) (17)ns电子的能量不一定高于(n－1)p电子的能量。(　　) (18)6C的电子排布式1s22s22p违反了洪特规则。(　　) 考点二　原子结构与元素的性质 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族，是p区元素(　　) (2)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第IA族，是s区元素(　　) (3)B和N相比，电负性较大的是N(　　) (4)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C(　　) (5)正三价阳离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5的元素在周期表中位于Ⅷ族(　　) (6)s区元素全部是金属元素(　　) (7)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(　　) (8)电负性大的元素非金属性强(　　) (9)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大(　　) (10)在元素周期表中，同周期元素电负性从左到右越来越大(　　) (11)金属元素电负性一定小于非金属元素电负性(　　) (12)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价。(　　) (13)第一电离能O>N。(　　) (14)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。(　　) (15)第2周期主族元素的原子半径随核电荷数增大依次减小。(　　) (16)光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂，Zn、Ge、O电负性由大到小的顺序是O>Ge>Zn。(　　) (17)根据元素周期律，原子半径Ga小于As，第一电离能Ga大于As。(　　) (18)最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子第一电离能较大。(　　) (19)最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4，短周期元素中分别为C、Si和O、S。(　　) (20)第四周期元素中，锰原子价电子层中未成对电子数最多。(　　) ◆易错点辨析 1．金属的焰色试验中，一些金属元素呈现不同的焰色的原因是什么？ 2．氢原子外围只有1个电子，氢原子光谱是否只有1条谱线？ 3．如图是氢原子的两个光谱，分别是发射光谱和吸收光谱。两者有什么共同点？ 4．电子层序数与能级数之间有何关系？ 5．电子层序数与原子轨道数之间有何关系？ 6．电子跃迁是不是仅指电子由基态跃迁至激发态？ 7．氢原子光谱为什么是线状光谱？ 8．电子层(能层)能理解为电子在核外一薄层空间内运动吗？ 9．同一能层的电子只能在特定的、分立的轨道上运动，各个轨道上的电子具有分立的能量。这句话是否正确？ 10．电子可以在不同的轨道间发生跃迁。这句话是否正确？ 11．为什么每个电子层最多容纳2n2个电子？ 12．为什么原子的最外层、次外层及倒数第三层容纳的电子数目分别不超过8、18、32? 13．基态原子核外电子在原子轨道上是先排3d轨道还是先排4s轨道？ 14．n值小的能级的轨道的能量一定小于n值大的能级的轨道的能量吗？ 15．基态钛原子的核外电子排布式如何表示？ 16．基态钛原子的轨道表示式如何表示？ 17．电子排布式和轨道表示式在描述核外电子运动状态方面有什么区别？ 18．电子云图中的小点是否代表电子？电子云是否代表电子的运动轨迹？ 19．电子云图中的小点的含义是什么？小点的密度表示什么？ 20．电子在原子核外出现的概率有什么规律？ 21．不同能层的同种能级的原子轨道形状是否完全相同？ 22．泡利原理和洪特规则有何区别？ 23．指出下列核外轨道表示式的书写分别违背了什么原则？ ①2p轨道上有3个电子的原子： ②2p轨道上有2个电子的原子： ③基态P原子：1s22s22p63s23p3p ④4s轨道上有2个电子的原子： ⑤3d轨道上有8个电子的原子： 24．如何书写简单离子的电子排布式？ 25．若116号元素的价电子排布式为7s27p4，试判断该元素应位于周期表中的哪个位置？ 26．最活泼的金属元素、最活泼的非金属元素、常温下呈液态的金属(价电子排布为5d106s2)元素分别位于元素周期表中的哪个分区？ 27．从核外电子排布角度分析，为什么同属长周期的4、5、6、7周期所包含的元素种类数为18、18、32、32。 28．试分析21号元素Sc所在的周期。 29．原子半径的大小受哪些因素影响？ 30．是否电子层数多的元素的原子半径一定大于电子层数少的元素的原子半径？ 31．“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？ 32．分析粒子半径大小比较的关键是什么？ 33．为什么过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大？ 34．根据周期表分区的依据，各区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。则p区元素价层电子都是ns2np1～6吗？价层电子为ns1～2的元素一定都在s区吗？ 35．总体上：金属元素的第一电离能都较小，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。为什么？ 36．价层电子排布为5s25p1的元素，在元素周期表中处于什么位置？据此分析元素的价层电子排布与元素在周期表中的位置有何关系？ 37．某元素位于元素周期表中第四周期第ⅤA族，你能否据此写出该元素的价层电子排布式和电子排布式？ 38．原子序数1～36的某元素基态原子的最外层电子排布式为ns2，该元素可能属于哪一族？ 39．为什么ⅡA族，ⅤA族元素的第一电离能大于相邻的元素？ 40．电负性是以氟元素的电负性4.0作为标准计算出来的，请问电负性大约为2的元素应该在周期表的什么位置？ 41．电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表的位置？ 42．电负性差值大于1.7的两种元素一定能形成离子化合物吗？ 43．根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答： ①为什么同一元素的电离能逐级增大？ ②为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3? 44．“第三个维度”是什么？ 45．根据化合物SiC、CCl4判断，Si、C、Cl的“第三个维度”由大到小的顺序是什么？ 46．根据铝元素和氯元素的“第三个维度”差值判断，AlCl3是离子化合物还是共价化合物？为什么？ 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！28 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题二 原子结构与元素性质 01 思维导图 02 考点速记 第一单元 原子核外电子的运动 一、人类对原子结构的认识 1．原子结构模型的演变 （1）实心球模型：19世纪，英国科学家道尔顿提出了近代原子论，认为原子有质量，不可分割。 （2）葡萄干面包模型：19世纪末，英国物理学家汤姆生发现了电子，提出电子普遍存在于原子中。 （3）有核模型：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在原子核_上，电子在原子核外空间做高速运动。 （4）1913年，丹麦物理学家玻尔研究了氢原子光谱后，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。 ②不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是不连续的，即量子化的。 ③原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生跃迁。 当电子吸收了能量后，就会从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上。处于能量较高轨道上的电子不稳定，当电子从能量较高的轨道回到能量较低的轨道时，就会发射出光子，发出的光的波长取决于两个轨道的能量之差。 2．现代量子力学模型 （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： 用小点的疏密描述电子在原子核外空间出现的机会的大小所得到的图形叫电子云。 用小点代表电子在核外空间区域内_出现的机会，小点的疏密与电子在该区域内出现的机会大小成正比。 二、原子核外电子的运动特征 1．电子层 根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，认为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）原子轨道与能级 电子在原子核外的一个_____空间运动_______状态称为一个原子轨道。原子轨道是用____ 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 1 2 p 纺锤形 3 3 6 d ­­­­­ 5 5 10 f ­­­­­ 7 7 14 原子轨道的伸展方向__=___原子轨道数 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各电子层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数 电子层 原子轨道类型 原子轨道数目 可容纳的电子数 1 1s 1 2 2 2s、2p 4 8 3 3s、3p、3d 9 18 4 4s、4p、4d、4f 16 32 n —— n2 2n2 ④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 电子层数和原子轨道形状均相同 2px_=__2py_=__2pz 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。 ★易错提醒 (1)任何电子层均含有s能级，但不是任何电子层均含有任何能级。 (2)电子层序数等于该电子层所包含的能级数，如第四电子层有4个能级：4s、4p、4d、4f。 (3)从第三电子层开始出现d能级，且3d能级的能量大于4s能级。 三、基态原子核外电子排布的三个原理 1．能量最低原理：电子总是先占有_能量低__的轨道，然后依次进入_能量较高__的轨道，使整个原子的能量处于_最低状态__。即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。如图为构造原理示意图： 2．泡利不相容原理： 在一个原子轨道中，最多只能容纳_2个__电子，并且这两个电子的自旋状态_相反__。如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。 3．洪特规则：当电子排布在同一能级的不同的轨道时，基态原子中的电子总是优先_单独__占据一个轨道，并且自旋状态_相同__。如2p3的电子排布为，不能表示为或。 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在_全满__(p6、d10、f14)、_半满__(p3、d5、f7)和_全空__(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1；29Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。 四、基态原子核外电子排布的表示方法 表示方法 举例(以硫原子为例) 电子排布式 S：_1s22s22p63s23p4__ 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 电子排布图(轨道表达式)注意空轨道不能省略 外围(价层)电子排布式 3s23p4 ★易错提醒 1．要注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；外围价层电子排布式：3d104s1。 2．核外电子排布常见错误 ①在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误： ②当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，而失电子时，却先失4s轨道上的电子，如Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5。 五、原子状态与原子光谱 1．原子的状态 ①基态原子：处于_最低能量__的原子。 ②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从_低能级__跃迁到_高能级__状态的原子。 2．原子光谱 不同元素的原子发生电子跃迁时会_吸收__或_释放__不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为_光谱__分析。 3．基态、激发态及光谱示意图 ★易错提醒 对于同一元素来说，能量：基态原子<激发态原子；稳定性：基态原子>激发态原子。 六、基态原子电子排布式的书写方法 1．知道原子序数书写核外电子排布式的方法 ①常规方法：常根据构造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)，各能级最多容纳的电子数及能量最低原理，依次由低能级向高能级排列，如31号元素镓，首先排满1s2，依次2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10最后4p1。 ②原子序数大于18的方法：如31号元素，我们也可以用31－18＝13，然后在[Ar]的基础上再填充13个电子，如[Ar]3d104s24p1。 2．知道元素名称书写核外电子排布式的方法 ①前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如S的最外层电子数为6，其排布式为[Ne]3s23p4。 ②第四周期的元素，要熟记元素名称，然后从K开始数，数到几，就可以写成“[Ar]＋几个电子”。如Fe，从钾开始数到铁为8，其排布式为[Ar]3d64s2；Se，从钾开始数到Se为16，其排布式为[Ar]3d104s24p4。 3．注意事项 基态原子失电子生成金属阳离子时，应先失去最外层上的电子，如Fe原子核外电子排布式为[Ar]3d64s2，失电子变为Fe2＋，失去的不是能量高的3d轨道上的电子，而是能量低的4s轨道上的电子。所以Fe2＋的基态核外电子排布式正确的为[Ar]3d6，其他[Ar]3d44s2、[Ar]3d54s1均错误。 第二单元 元素性质的递变规律 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重复出现从____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都从___1_____递增到__8______，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 原子核外外围电子排布 _ns1_ _ns2_ _ns2np1_ _ns2np2_ _ns2np3_ _ns2np4_ ns2np5__ 最高正化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6(O除外) ＋7(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变化规律 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； 同一周期主族元素从左到右，金属性依次减弱非金属性依次增强 原子半径的变化规律 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、核外电子排布与周期表的分区 1.s区：主要包括____ⅠA____和___ⅡA族元素_____，外围电子排布为ns1～2，容易失去最外层电子，形成____阳____离子，除_____H___外，这些元素都是___金属元素_____。 2.p区：包括____ⅢA～ⅦA____和___0_____族共六族元素，它们原子的外围电子排布为_____ns2np1～6___(氦为___1s2_____)。 3.d区：包括___ⅢB～ⅦB、Ⅷ族_____元素(镧系和锕系元素除外)，外围电子排布为____(n－1)d1～9ns1～2(钯为4d10)____，由于它们的次外层都___未充满_____电子，因此d轨道不同程度地参与化学键的形成。 4.ds区：包括___ⅠB、ⅡB_____族元素，它们的原子的d轨道为充满电子的轨道，外围电子排布为__(n－1)d10ns1～2______。 5.f区：包括____　镧____系、__锕______系，原子的外围电子排布为____(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2____。 四、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。 (3)气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做该元素的第二电离能，第三电离能、第四电离能和第五电离能可以以此类推。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：I1<I2<I3…… 　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，____碱金属____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.电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。 (2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去__一个电子______形成____＋1价____阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的___非金属_____性越强；I1越小，元素的___金属_____性越强。 ★易错提醒 同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布轨道是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大。 示例 (1)第三周期所有元素的第一电离能(I1)大小顺序为Na<Al<Mg<Si<S<P<Cl<Ar(用元素符号表示)。 (2)高温条件下Cu2O比CuO稳定的原因是Cu2O中Cu＋的3d轨道处于全充满稳定状态，难失电子。 五、元素电负性的周期性变化 1.电负性的有关概念与意义 (1)键合电子与电负性：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。电负性用来衡量元素在化合物中___吸引电子_____的能力。 (2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引能力____越大____。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为____4.0____作为相对标准。 2.电负性的变化规律 随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。 (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.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 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)判断化学键的类型 ①如果两个成键元素原子间的电负性差值__大于______1.7，它们之间通常形成____离子____键。 ②如果两个成键元素原子间的电负性差值___小于_____1.7，它们之间通常形成___共价_____键。 六、对角线规则。 在元素周期表中，某些主族元素与_右下方__的主族元素的有些性质是相似的，如。 ★易错提醒 (1)一个原子的逐级电离能逐渐增大的原因： 随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性吸引力也越来越大，消耗的能量越来越多。 (2)第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)元素，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素的，如第一电离能：Mg>Al，P>S。 (3)①金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。 ②不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 ③共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。 ④同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。 03 素养提升 ◆判断正误 考点一　原子结构 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)原子核外的电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称为电子云。(　　) (2)p能级能量一定比s能级的能量高。(　　) (3)基态磷原子的电子排布图为(　　) 。 (4)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。(　　) (5)Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d44s2。(　　) (6)2p和3p轨道形状均为哑铃状，能量也相等。(　　) (7)2s能级和2p能级所具有的原子轨道数目之比为1∶3。(　　) (8)能量关系：1s<2s<3p<3d<4s。(　　) (9)基态氮原子最外层有2个未成对电子。(　　) (10)1～36号元素中，基态原子未成对电子数最多的是Cr元素。(　　) (11)基态Zn原子的电子排布式为[Ar]4s23d10。(　　) (12)电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原理。(　　) (13)Cr原子有6个未成对的电子。(　　) (14)原子光谱是因为电子的跃迁引起的。(　　) (15)某元素原子核外电子总数是最外层电子数的5倍，则其最高正价为＋7。(　　) (16)第4周期元素中，锰元素价电子层中未成对电子数最多。(　　) (17)ns电子的能量不一定高于(n－1)p电子的能量。(　　) (18)6C的电子排布式1s22s22p违反了洪特规则。(　　) 【答案】(1)(×) (2)(×) (3)(×) (4)(　×　)(5)(　×　)(6)(　×　)(7)(　√　)(8)(　×　)(9)(×)(10)(√) (11)(　×　)(12)(　×　)(13)(　√　)(14)(　√　)(15)(　√　)(16)(　×　)(17)(　×　)(18)(　√　) 考点二　原子结构与元素的性质 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族，是p区元素(　　) (2)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第IA族，是s区元素(　　) (3)B和N相比，电负性较大的是N(　　) (4)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C(　　) (5)正三价阳离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5的元素在周期表中位于Ⅷ族(　　) (6)s区元素全部是金属元素(　　) (7)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(　　) (8)电负性大的元素非金属性强(　　) (9)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大(　　) (10)在元素周期表中，同周期元素电负性从左到右越来越大(　　) (11)金属元素电负性一定小于非金属元素电负性(　　) (12)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价。(　　) (13)第一电离能O>N。(　　) (14)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。(　　) (15)第2周期主族元素的原子半径随核电荷数增大依次减小。(　　) (16)光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂，Zn、Ge、O电负性由大到小的顺序是O>Ge>Zn。(　　) (17)根据元素周期律，原子半径Ga小于As，第一电离能Ga大于As。(　　) (18)最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子第一电离能较大。(　　) (19)最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4，短周期元素中分别为C、Si和O、S。(　　) (20)第四周期元素中，锰原子价电子层中未成对电子数最多。(　　) 【答案】(1)(　√　)(2)(　×　)(3)(　√　)(4)(　×　)(5)(　√　)(6)(　×　(7)(　×　)(8)(　√　)(9)(　×　) (10)(　√　)(11)(　√　)(12)(　√　)(13)(　×　)(14)(　×　)(15)(　√　)(16)(　√　)(17)(　×　) (18)(　√　)(19)(　√　)(20)(　×　) ◆易错点辨析 1．金属的焰色试验中，一些金属元素呈现不同的焰色的原因是什么？ 【解析】激发态原子中的电子跃迁到低能级时，多余的能量以光的形式释放出来。释放的能量不同，光的颜色不同。 2．氢原子外围只有1个电子，氢原子光谱是否只有1条谱线？ 【解析】不是。氢原子电子跃迁到不同原子轨道时产生不同的光谱谱线。 3．如图是氢原子的两个光谱，分别是发射光谱和吸收光谱。两者有什么共同点？ 【解析】氢原子光谱是线状的，且是不连续的。 4．电子层序数与能级数之间有何关系？ 【解析】电子层序数＝能级数，如M电子层有3个能级。 5．电子层序数与原子轨道数之间有何关系？ 【解析】电子层为n的状态含有n2个原子轨道。 6．电子跃迁是不是仅指电子由基态跃迁至激发态？ 【解析】不是。电子在不同能级中的跃迁均属于电子跃迁，可由高能量的能级跃迁至低能量的能级，也可以由低能量的能级跃迁至高能量的能级。 7．氢原子光谱为什么是线状光谱？ 【解析】电子在不同轨道上运动时能量不同，且能量值是不连续的，氢原子的电子从一个能级跃迁到另一个能级时，吸收或释放一定的能量，就会吸收或释放具有一定频率的光，并被光谱分析仪记录下来，得到线状光谱。 8．电子层(能层)能理解为电子在核外一薄层空间内运动吗？ 【解析】电子层(能层)不能理解为电子在核外一薄层空间内运动，而是按电子能量不同来划分的。 9．同一能层的电子只能在特定的、分立的轨道上运动，各个轨道上的电子具有分立的能量。这句话是否正确？ 【解析】正确。通常状况下，同一能层的电子，根据能量高低分为不同的能级，各能级电子只能在特定的、分立的轨道上运动，同一能级的电子的能量相同。 10．电子可以在不同的轨道间发生跃迁。这句话是否正确？ 【解析】正确。电子吸收能量后可以从低能级跃迁到高能级形成吸收光谱，处于较高能级的电子可跃迁到低能级形成发射光谱。 11．为什么每个电子层最多容纳2n2个电子？ 【解析】各电子层上的能级数目＝电子层序数n，根据泡利不相容原理，每个原子轨道最多只能容纳2个电子，所以每个电子层最多容纳2n2个电子。 12．为什么原子的最外层、次外层及倒数第三层容纳的电子数目分别不超过8、18、32? 【解析】ns、np、nd、nf……能级最多可容纳的电子数目依次为1、3、5、7……的2倍。根据构造原理知，原子的最外层由ns、np两个能级构成，排满时排1×2＋3×2＝8个电子；次外层由(n－1)s、(n－1)p、(n－1)d三个能级构成，排满时排1×2＋3×2＋5×2＝18个电子；倒数第三层由(n－2)s、(n－2)p、(n－2)d、(n－2)f四个能级构成，排满时排1×2＋3×2＋5×2＋7×2＝32个电子，故原子的最外层、次外层及倒数第三层容纳的电子数目分别不超过8、18、32。 13．基态原子核外电子在原子轨道上是先排3d轨道还是先排4s轨道？ 【解析】根据构造原理可知，电子在基态原子核外排布时，先排4s轨道再排3d轨道。 14．n值小的能级的轨道的能量一定小于n值大的能级的轨道的能量吗？ 【解析】不一定。电子层序数、能级不同时，核外电子在外层分布时存在原子轨道能量交错现象，如E4s<E3d<E4p，E5s<E4d<E5p。 15．基态钛原子的核外电子排布式如何表示？ 【解析】1s22s22p63s23p63d24s2。 16．基态钛原子的轨道表示式如何表示？ 【解析】 。 17．电子排布式和轨道表示式在描述核外电子运动状态方面有什么区别？ 【解析】电子排布式能够表示出每一个能级上的电子排布情况，轨道表示式除了能够表示出在每一个能级上电子的排布情况，还能表示出电子在该能级的原子轨道上的排布情况，因此比电子排布式更加具体形象。 18．电子云图中的小点是否代表电子？电子云是否代表电子的运动轨迹？ 【解析】电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子真实出现的次数。电子云是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，不代表电子的实际运动轨迹，小点的疏密表示电子在核外空间出现的概率密度的大小，小点越密，表示电子出现的概率密度越大。 19．电子云图中的小点的含义是什么？小点的密度表示什么？ 【解析】小点是电子在原子核外出现的概率密度的形象描述。小点密度越大，表明概率密度越大。 20．电子在原子核外出现的概率有什么规律？ 【解析】离核越近，电子出现的概率越大，电子云越密集。如2s电子云比1s电子云疏散。 21．不同能层的同种能级的原子轨道形状是否完全相同？ 【解析】不同能层的同种能级的原子轨道形状相似，但不完全相同。只是原子轨道的半径不同，能级序数n越大，电子的能量越大，原子轨道的半径越大。例如1s、2s、3s原子轨道均为球形，原子轨道半径：r(1s)＜r(2s)＜r(3s)。 22．泡利原理和洪特规则有何区别？ 【解析】泡利原理：在一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋相反；洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋平行。 23．指出下列核外轨道表示式的书写分别违背了什么原则？ ①2p轨道上有3个电子的原子： ②2p轨道上有2个电子的原子： ③基态P原子：1s22s22p63s23p3p ④4s轨道上有2个电子的原子： ⑤3d轨道上有8个电子的原子： 【解析】①②③⑤违背了洪特规则，当电子排布在同一能级的不同轨道时，原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋平行。④违背了泡利原理，一个原子轨道最多只容纳2个电子，而且这2个电子的自旋相反。 24．如何书写简单离子的电子排布式？ 【解析】先写原子的电子排布式，然后再根据得失电子写出离子的电子排布式。例如：O2－的电子排布式，先写氧原子的电子排布式为1s22s22p4，再得2个电子得到O2－的电子排布式为1s22s22p6。Fe3＋的电子排布式，先写铁原子的电子排布式为[Ar]3d64s2，再失3个电子(由外层向内层)得到Fe3＋的电子排布式为[Ar]3d5。 25．若116号元素的价电子排布式为7s27p4，试判断该元素应位于周期表中的哪个位置？ 【解析】根据周期数等于电子层数，主族序数等于价电子数，可判断116号元素应位于第7周期ⅥA族。 26．最活泼的金属元素、最活泼的非金属元素、常温下呈液态的金属(价电子排布为5d106s2)元素分别位于元素周期表中的哪个分区？ 【解析】最活泼的金属元素在ⅠA族，s区；最活泼的非金属元素(是氟)在ⅦA族，p区；汞的价电子排布为5d106s2，在ⅡB族，ds区。 27．从核外电子排布角度分析，为什么同属长周期的4、5、6、7周期所包含的元素种类数为18、18、32、32。 【解析】第4、5周期元素包含的能级为ns、np、(n－1)d，共有9个原子轨道，最多容纳18个电子，对应两周期中各有18种元素；而第6、7周期所含的能级除ns、np、(n－1)d外，还有(n－2)f，故多出7个原子轨道，14个电子，对应多出的14种元素，共32种元素 。 28．试分析21号元素Sc所在的周期。 【解析】21号元素Sc的价电子排布式为3d14s2，虽然电子先排在4s轨道，后排在3d轨道，但Sc元素原子的最外层电子排布在4s轨道上，4s电子的量子数(电子层数)是4，故Sc元素位于第4周期。 29．原子半径的大小受哪些因素影响？ 【解析】电子层数、核电荷数、核外电子数。 30．是否电子层数多的元素的原子半径一定大于电子层数少的元素的原子半径？ 【解析】不一定。原子半径的大小由核电荷数与电子层数两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期的卤族元素的原子半径大。 31．“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？ 【解析】不正确。此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、第Ⅷ族元素、0族元素原子半径大小不适用此规律。 32．分析粒子半径大小比较的关键是什么？ 【解析】①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。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变化规律和元素周期律进行判断。③同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。 33．为什么过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大？ 【解析】同一周期过渡元素增加的电子都分布在(n－1)d轨道上，电子间的排斥作用与核对电子吸引作用大致相当，所以过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大。 34．根据周期表分区的依据，各区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。则p区元素价层电子都是ns2np1～6吗？价层电子为ns1～2的元素一定都在s区吗？ 【解析】都不是。p区He元素的价层电子为2s2，可作为这两个问题的特例。 35．总体上：金属元素的第一电离能都较小，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。为什么？ 【解析】因为金属元素原子的最外层电子数都比较少，容易失去电子，所以金属元素的第一电离能都比较小；而非金属元素原子的最外层电子比较多，不容易失去电子，稀有气体元素原子外围电子排布式为ns2np6(He为1s2)，是稳定结构，更难失去电子，因此它们的第一电离能都比较大。 36．价层电子排布为5s25p1的元素，在元素周期表中处于什么位置？据此分析元素的价层电子排布与元素在周期表中的位置有何关系？ 【解析】该元素位于第五周期第ⅢA族。元素能级中最高能层序数＝周期序数，主族元素原子的价层电子数＝该元素在元素周期表中的主族序数。 37．某元素位于元素周期表中第四周期第ⅤA族，你能否据此写出该元素的价层电子排布式和电子排布式？ 【解析】该元素的价层电子排布式为4s24p3；电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3。 38．原子序数1～36的某元素基态原子的最外层电子排布式为ns2，该元素可能属于哪一族？ 【解析】0族(He)、ⅡA族、ⅡB族、ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅦB族、Ⅷ族。 39．为什么ⅡA族，ⅤA族元素的第一电离能大于相邻的元素？ 【解析】当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)或半充满(p3、d5、f7)或全充满(p6、d10、f14)结构时原子处于能量较低状态(即洪特规则特例)，所以失电子所需能量较大，即I1较大。ⅡA族元素原子满足ns2np0、ⅤA族元素原子满足ns2np3，故它们的第一电离能大于相邻元素。 40．电负性是以氟元素的电负性4.0作为标准计算出来的，请问电负性大约为2的元素应该在周期表的什么位置？ 【解析】氟元素非金属性最强为4.0，则电负性大约为2的元素应该既具有金属性又具有非金属性，应该在金属和非金属的分界线处。 41．电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表的位置？ 【解析】电负性最大的元素F在元素周期表的右上角；电负性最小的元素Fr在元素周期表的左下角。 42．电负性差值大于1.7的两种元素一定能形成离子化合物吗？ 【解析】不一定。如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物。 43．根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答： ①为什么同一元素的电离能逐级增大？ ②为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3? 【解析】①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3＜……这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对电子的吸引作用增强，因此第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理I3＞I2、I4＞I3……In＋1＞In。 ②Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。 44．“第三个维度”是什么？ 【解析】电负性。根据材料可知，“第三个维度”衡量的是不同原子吸引电子的能力，符合概念的是电负性。 45．根据化合物SiC、CCl4判断，Si、C、Cl的“第三个维度”由大到小的顺序是什么？ 【解析】Cl>C>Si。 46．根据铝元素和氯元素的“第三个维度”差值判断，AlCl3是离子化合物还是共价化合物？为什么？ 【解析】共价化合物。Cl元素的电负性为3.0，Al元素的电负性为1.5，二者电负性的差值小于1.7，形成共价键，故AlCl3是共价化合物。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！28 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$