第一章 原子结构与性质（知识清单）化学人教版选择性必修2

第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构 一、能层与能级 1．能层与能级 (1)能层：按照电子能量的差异，将核外电子分成不同的能层(即电子层)。 能层n 一 二 三 四 五 六 七 符号 K L M N O P Q 电子离核远近 近→远 电子能量高低 低→高 (2)能级：同一能层中能量不同的电子，分成不同的能级。 能层 K L M N … 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f … 2．能层与能级中的数量关系 (1)一至七能层的符号分别为K、L、M、N、O、P、Q，各能层容纳的最多电子数为2n2。 (2)s、p、d、f能级中最多容纳的电子数分别为2、6、10、14。 (3)能级数等于能层序数，不同能层的能级中所能容纳的最多电子数不同。 二、基态与激发态、电子跃迁 1．基态与激发态 (1)基态原子：处于最低能量的原子(稳定)。 (2)激发态原子：基态原子的电子吸收能量后电子会跃迁到较高的能级，变为激发态原子(不稳定)。 基态原子激发态原子 2．光(辐射)是电子释放能量的重要形式 电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将以光的形式释放能量。日常生活中看到的灯光、激光、焰火等可见光，都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。 3．原子光谱 (1)光谱的成因与分类： (2)光谱分析： 在现代化学中，利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素的分析方法。 (3)光谱分析的应用：鉴定元素。 三、构造原理 1．构造原理 随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按如图所示的能级顺序填充的，填满一个能级再填一个能级。 其中，每一行对应一个能层，每个小圈表示一个能级 各圆圈间的连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序。 2．能量与能层、能级的关系 (1)决定电子能量高低的因素： ①能层：能级符号相同时，能层序数越大，电子能量越高； ②能级：在同一能层的不同能级中，s、p、d、f能级的能量依次升高； ③在多电子原子中会发生能级交错现象。 (2)多电子原子中，相同能层上不同能级能量的高低为ns＜np＜nd＜nf；不同能层上符号相同的能级能量的高低为1s＜2s＜3s＜4s。1s＜3d；3s＜3d。 四、电子排布式的书写 1．原子的电子排布式 (1)简单原子的电子排布式 按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。如： 6C：1s22s22p2；10Ne：1s22s22p6； 17Cl：1s22s22p63s23p5；19K：1s22s22p63s23p64s1。 (2)复杂原子的电子排布式 对于较复杂原子的电子排布式，应先按构造原理从低到高排列，然后将同能层的能级移到一起。 如26Fe，先排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一能层的能级排到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。 (3)简化电子排布式 如K：1s22s22p63s23p64s1，其简化电子排布式可表示为[Ar]4s1，其中[Ar]代表Ar的核外电子排布式，即1s22s22p63s23p6。再如Fe的简化电子排布式为[Ar]3d64s2。 (4)特殊原子的电子排布式 当p、d、f能级处于全空、全充满或半充满状态时，能量相对较低，原子结构较稳定。如24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1，29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。 2．离子的电子排布式 (1)判断该原子变成离子时会得到或失去的电子数。 (2)原子失去电子时，总是从能量高的能级失去电子，即失去电子的顺序是由外向里。一般来说，主族元素只失去它们的最外层电子，而副族和第Ⅷ族元素可能还会进一步向里失去内层电子。 (3)原子得到电子而形成阴离子，则得到的电子填充在最外一个能层的某一个能级上。如Cl－的电子排布式为1s22s22p63s23p6(得到的电子填充在最外面的3p能级上)。 五、电子云与原子轨道 1．电子云 (1)电子运动的特点 现代量子力学指出，不可能像描述宏观物体运动那样确定核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处，只能确定在原子核外各处出现的概率。用P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积，则P/V称为概率密度，用ρ表示。 (2)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。电子云中，小黑点越密，表示电子出现的概率密度越大。 2．原子轨道 电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，s能级只有一个原子轨道，p能级有三个原子轨道：px、py、pz。 3．不同能层对应的能级和原子轨道 能层 能级 原子轨道数 原子轨道名称 原子轨道的形状 K 1s 1 1s 球形 L 2s 2p 1 3 2s 2px、2py、2pz 球形 哑铃形 M 3s 3p 3d 1 3 5 3s 3px、3py、3pz …… 球形 哑铃形 …… …… …… …… …… …… 4．能层中能级与原子轨道关系 能层(n) 能级 原子轨道 原子轨道数 K(1) 1s 1s 1 L(2) 2s 2s 1 2p 2px、2py、2pz 3 M(3) 3s 3s 1 3p 3px、3py、3pz 3 3d … 5 N(4) 4s 4s 1 4p 4px、4py、4pz 3 4d … 5 4f … 7 … … … n2 说明：①同一能级不同轨道能量相同，如：3px、3py、3pz具有相同的能量，4px、4py、4pz则具有另外相同的能量。 ②任意能层中，能级数等于能层序数(n)，原子轨道总数为n2，如N层有4s、4p、4d、4f 4个能级，16个原子轨道。 第二节 原子结构与元素的性质 一、核外电子排布规律与表示方法 1．核外电子排布规律 基态原子的核外电子排布规律应遵循： (1)泡利原理：每个能级最多容纳2个自旋方向相反的电子。 (2)洪特规则：同能级电子优先单独占据一个轨道，且自旋平行。 (3)能量最低原理：遵循构造原理，优先占据能量较低的轨道，使原子总能量最低。 (4)特殊性 有少数元素基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的偏差，因为能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如 24Cr：1s22s22p63s23p63d44s2 (×) 24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 (√) 29Cu：1s22s22p63s23p63d94s2 (×) 29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 (×) 2．核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式： ①电子排布式。如K原子的电子排布式：1s22s22p63s23p64s1。 ②简化的电子排布式。如K原子简化的电子排布式：[Ar]4s1。 (2)轨道表示式(电子排布图)： 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如N的轨道表示式： 3．价电子排布式的表示方法 (1)价电子原子在参与化学反应时能够用于成键的电子，是原子核外跟元素化合价有关的电子。 (2)在主族元素中，价电子数就是最外层电子数。副族元素原子的价电子，除最外层电子外，还可包括次外层电子。例如：Mn的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，价电子排布式为3d54s2。 二、核外电子排布与周期表的关系 1．元素周期系的形成 (1)定义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。 (2)特点：元素周期系周期性发展就像螺壳上的螺旋。 (3)形成： (4)原因：元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。 2．构造原理与元素周期表 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p…… 周期 一 二 三 四 五 六 七 元素 2 8 8 18 18 32 32 3．价层电子排布和周期表的关系 (1)原子的电子层数＝能级中最高能层序数＝周期序数。 (2)主族元素原子的价层电子数＝该元素在周期表中的主族序数。 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 价层电子排布 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6 (3)过渡元素(除镧系、锕系外，以第四周期为例) 周期表中列数 族序数 价层电子排布 3 ⅢB (n－1)d1ns2 4 ⅣB (n－1)d2ns2 5 ⅤB (n－1)d3ns2 6 ⅥB (n－1)d5ns1 7 ⅦB (n－1)d5ns2 8～10 Ⅷ (n－1)d6～8ns2 11 ⅠB (n－1)d10ns1 12 ⅡB (n－1)d10ns2 4．价层电子排布与元素的最高正价数 (1)当主族元素失去全部价电子后，表现出该元素的最高化合价，最高正价＝主族序数(O、F除外)。 (2)ⅢB～ⅦB族可失去ns和(n－1)d轨道上的全部电子，所以，最高正价数＝族序数。 (3)Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n－1)d电子，所以最高正价低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现八价。 (4)ⅠB族可失去ns1电子和部分(n－1)d电子，所以ⅠB的族数<最高正价，ⅡB只失去ns2电子，ⅡB的族序数＝最高正价。 三、元素周期表的分区 1．元素周期表的分区 按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区。除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。 2．各区元素化学性质及价电子排布特点 包括的元素 价电子排布 化学性质 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1～2(最后的电子填在ns上) 除氢外，都是活泼金属元素(碱金属和碱土金属) p区 ⅢA～ⅦA、0族 ns2np1～6(除氦外，最后 的电子填在np上) 最外层电子参与反应，随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱(0族除外) d区 ⅢB～ⅦB(镧系、锕系除外)、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2[最后的电子填在(n－1)d上] 均为过渡金属，由于d轨道都未充满电子，因此d轨道上的电子可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2[(n－1)d全充满] 均为过渡金属，d轨道已充满电子，因此d轨道上的电子一般不再参与化学键的形成 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 镧系元素的化学性质非常相近；锕系元素的化学性质也非常相近 3．由元素的价电子排布判断其在周期表中的位置的规律 价电子排布 x或y的取值 周期表中位置 nsx x=1，2 第n周期xA族(说明：书写时，x、y应换成相应的罗马字母表示，下同) ns2npx x=1，2，3，4，5 第n周期(2+x)A族 x=6 第n周期0族 (n-1)dxnsy x+y≤7 第n周期(x+y)B族 7<x+y≤10 第n周期Ⅷ族 (n-1)d10nsx x=1，2 第n周期xB族 4．元素周期表中各族元素的分布特点 包括元素 价电子排布 元素分类 s区 ⅠA．ⅡA族 ns1、ns2 活泼金属 p区 ⅢA～0族 ns2np1～6 大多为非金属 d区 ⅢB～Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 过渡元素 ds区 ⅠB．ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 过渡元素 f区 镧系和锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 过渡元素 四、微粒半径大小比较 1．原子半径大小的比较 (1)同电子层：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，有“序小径大”的规律。 (2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，能层数越多，原子半径越大。 2．离子半径大小的比较 (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。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。 (4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。如比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。 五、电离能及其应用 1．电离能 (1)概念：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量。 (2)符号：I，单位：kJ·mol－1。 2．第一电离能 (1)定义：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要的最低能量叫做第一电离能。第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。 (2)意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即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)变化规律 一般规律：同周期：随原子序数的递增而增大；同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有气体元素；第一电离能最大的元素是氦。同主族：随原子序数的递增而减小。 3．第一电离能的影响因素 (1)同一周期：一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大。 (2)同一族：同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。 (3)电子排布：各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子(He为2电子)最外层电子构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性也较高，如Be(2s2)、N(2s22p3)、Mg(3s2)、P(3s23p3)比同周期相邻元素的第一电离能大。 4．电离能的应用 (1)确定元素原子的核外电子排布。如Li：I1＜＜I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，而且最外层上只有一个电子。 (2)确定元素的化合价。如K元素I1＜＜I2＜I3，表明K原子容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，元素的非金属性就越强；I1越小，元素的金属性就越强。 (4)ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，导致这两族元素原子第一电离能反常。 六、电负性及应用 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 (1)定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 (2)意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 (3)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，得出各元素的电负性。 3．电负性的变化规律 (1)同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大。 (2)同主族自上而下，元素的电负性呈减小的趋势。 (3)周期表中，电负性大的元素集中在元素周期表的右上方，电负性小的元素集中在元素周期表的左下方。 4．电负性的意义 元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强，该元素的非金属性越强；元素电负性越小，其原子在化合物中吸引电子的能力越弱，则该元素的金属性越强。 5．电负性的应用 (1)判断金属性、非金属性的强弱 电负性大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据。 (2)元素的电负性数值大小与化合物类型的关系 (3)电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负值的关系 电负性数值小的元素的化合价为正值；电负性数值大的元素的化合价为负值。如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，故在NaH中Na显正价，H显负价。 ▁▃▅▇易错点01：宏观物体的运动与微观电子的运动对比易错点 1．宏观物体的运动有确定的轨迹，可以准确测出其在某一时刻所处的位置及运动的速度。 2．由于微观粒子质量小、运动空间小、运动速度快，不能同时准确测定其位置与速度，所以对于核外电子，只能确定其在原子核外各处出现的概率。 (1)电子云表示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。电子云图中小点密度越大，表示电子出现的概率越大。 (2)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。 (3)由氢原子的1s电子在原子核外出现的概率密度分布图可知，在离原子核越近的空间电子出现的概率越大。 ▁▃▅▇易错点02：核外电子排布常见易错点 1．在写基态原子的电子排布式时，常出现以下错误： (1)(违反能量最低原理) (2)(违反泡利原理) (3)(违反洪特规则) 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。 3．注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、价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；价电子排布式：3d104s1。 ▁▃▅▇易错点03：价电子认识易错点 1．价电子不一定是最外层电子，只有主族元素的价电子才是最外层电子。对于过渡元素还包括部分内层电子。 2．元素的价电子数不一定等于其所在族的族序数，对部分过渡元素是不成立的。 3．同一族元素的价电子排布不一定相同，如过渡元素中的镧系元素和锕系元素就不相同，在第Ⅷ族中部分元素的价电子排布也不相同。 ▁▃▅▇易错点04：前四周期元素核外电子排布的易错点 1．最外层只有1个未成对电子的元素 ⅠA族(ns1：H、Li、Na、K)；ⅢA族(ns2np1：B、Al、Ga)； ⅦA族(ns2np5：F、Cl、Br)；Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)。 2．最外层有2个未成对电子的元素 ⅣA族(ns2np2：C、Si、Ge)；ⅥA族(ns2np4：O、S、Se)。 3．最外层有3个未成对电子的元素 ⅤA族(ns2np3：N、P、As) 4．核外电子排布中，未成对电子数最多的元素 Cr(3d54s1，共有6个未成对电子) ▁▃▅▇易错点05：对微粒半径的认识易错点 1．微粒半径要受电子层数、核电荷数和核外电子数的综合影响，并不是单独地取决于某一方面的因素。 2．原子电子层数多的原子半径不一定大，如锂的原子半径为0.152 nm，而氯的原子半径为0.099 nm。 3．对于同一种元素，并不是原子半径一定大于离子半径。如Cl－的半径大于Cl的半径。 ▁▃▅▇易错点06：电离能的易混易错点 1．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。如： (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。 2．一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。 3．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。 4．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。 ▁▃▅▇易错点07：电负性易错点 1．元素电负性的值是相对量，没有单位。 2．不同元素的电负性可能相等(如C、S、I的电负性都是2.5)。 3．电负性描述的是原子核对电子吸引能力的强弱，并不是把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 4．并不是所有电负性差值大于1.7的两元素间形成的化学键一定为离子键，电负性差值小于1.7的两元素间一定形成共价键，应注意一些特殊情况。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。 5．电负性数值相同，元素的非金属性或金属性不一定相同，如N和Cl的电负性数值相同，但N的非金属性弱于Cl的。 ■方法01能层与能级的解题方法 【解题通法】 1．能级的个数=所在能层的能层序数。 2．能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1，3，5，7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子。 3．英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。 4．每一能层最多容纳电子数为2n2(n为能层序数)。 5．各能级所在能层的取值：ns(n≥1)；np(n≥2)；nd(n≥3)；nf(n≥4)。 6．能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)<E(nd)< E(nf) ……。 7．不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高。例如：E(1s)< E(2s)<E(3s) 。 8．不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同。例如：Ar的1s能级的能量≠S的1s能级的能量。 【典型例题】若以E(nl)表示某能级的能量，以下各式中正确的是( ) A．E(5s)>E(4f)>E(4s)>E(3d) B．E(3d)>E(4s)>E(3p)>E(3s) C．E(4s)<E(3s)<E(2s)<E(1s) D．E(5s)>E(4s)>E(4f)>E(3d) 【答案】B 【解析】根据构造原理，各能级能量大小的排列顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s……能量由低到高，A项和D项正确顺序为：E(4f)>E(5s)>E(3d)>E(4s)；对于不同能层的相同能级，能层序数越大，能量越高，C项正确顺序为E(4s)>E(3s)>E(2s)>E(1s)。 ■方法02基态、激发态、原子光谱的解题方法 【解题通法】 1．电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子发生的是化学变化。 2．电子可以从基态跃迁到激发态，相反也可以从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态，释放能量。光(辐射)是电子跃迁释放能量的重要形式。举例：焰火、霓虹灯光、激光、荧光、LED灯光等 3．激发态原子不稳定，易释放能量变为基态原子。 4．一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。如1s22s22p2 表示基态碳原子，1s22s12p3为激发态碳原子(电子数不变)。 5．基态原子与激发态原子的关系 【典型例题】对充有氖气的霓虹灯管通电，灯管发出红色光。产生这一现象的主要原因是( ) A．电子由激发态向基态跃迁时以光的形式释放能量 B．电子由基态向激发态跃迁时吸收除红光以外的光线 C．氖原子获得电子后转变成发出红光的物质 D．在电流的作用下，氖原子与构成灯管的物质发生反应 【答案】A 【解析】解答该题的关键是明确基态原子与激发态原子的相互转化及其转化过程中的能量变化及现象。在电流作用下，基态氖原子的电子吸收能量跃迁到较高的能级，变为激发态原子，这一过程要吸收能量，不会发出红光；而电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将释放能量，从而产生红光，故A项正确。 ■方法03电子排布式的书写方法 【解题通法】 1．“三步法”书写一般电子排布式： ①按照构造原理写出电子填入能级的顺序 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s…… ②分析基态原子的核外电子数，根据各能级容纳的电子数填充电子 基态Fe原子的核外电子数为26，电子填充顺序为 1s2→2s2→2p6→3s2→3p6→4s2→3d6 ③去掉空能级，并按能层顺序书写，能量低的能级写在左边，而不是按照构造原理的顺序书写 Fe原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2不能写成 1s22s22p63s23p64s23d6 2．简化电子排布式 将电子排布式中内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式；方括号里的符号的意义是该元素上一个周期的惰性气体电子排布式的结构，称为“原子实” 实例 氮 钠 铁 砷 电子排布式 1s22s22p3 1s22s22p63s1 1s22s22p63s23p63d64s2 1s22s22p63s23p63d104s24p3 简化的电子排布式 [He]2s22p3 [Ne]3s1 [Ar]3d64s2 [Ar]3d104s24p3 3．离子核外电子排布式的书写 先写出原子的电子排布式，再根据得失电子情况进行调整。原子失去电子时总是先失去最外层电子，然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子……对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外能层未填满的能级上 实例 O2－ 电子排布式 1s22s22p6 4．价层电子排布式的书写步骤 第一步 写出简化电子排布式 Na Mn 简化电子排布式 [Ne]3s1 [Ar]3d54s2 第二步 删去基态原子电子排布式中方括号部分，即得价层电子排布式，该写法适应于元素周期表中第IA、IIA和过渡元素 价层电子排布式 3s1 3s1 第三步 对于第IIIA～VIIA和零族元素，其价层电子排布式的书写方法是在第一步的基础上删去内层电子排布，只保留最外层电子排布 33As的电子排布式为[Ar]3d104s24p3，故价层电子排布式为4s24p3 【典型例题】下列微粒的核外电子的表示方法中正确的是( ) A．碳原子轨道表示式为 B．P原子价层电子轨道表示式为 C．Cr原子的价层电子排布式为3d44s2 D．Fe2+价层电子排布式为3d44s2 【答案】A 【解析】碳是6号元素，6个电子分别排在1s、2s、2p能级上，碳原子轨道表示式为 ，故A正确；3p能级上三个电子自旋状态相同，P原子价层电子轨道表示式为 ，故B错误；Cr原子的价层电子排布式为3d54s1，故C错误；Fe原子失去4s能级上两个电子，形成Fe2+，Fe2+的价层电子排布式为3d6，故D错误。 ■方法04元素周期表的分区与价电子排布的方法 【解题通法】 1．周期表的分区 2．各区价电子排布特点 分区 价电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外 ) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除Pd外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 【典型例题】下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。 下列关于元素在周期表中的位置的叙述正确的是( ) A．K位于元素周期表中第四周期第ⅡB族，属于ds区元素 B．J位于元素周期表中第四周期第ⅣB族，属于d区元素 C．F位于元素周期表中第三周期第ⅡA族，属于s区元素 D．I位于元素周期表中第三周期第ⅦA族，属于ds区元素 【答案】C 【解析】K位于元素周期表中第四周期第ⅠB族，属于ds区元素，A错误；J位于元素周期表中第四周期第ⅥB族，属于d区元素，B错误；F位于元素周期表中第三周期第ⅡA族，属于s区元素，C正确；I位于元素周期表中第三周期第ⅦA族，属于p区元素，D错误。 ■方法05微粒半径大小的比较方法 【解题通法】 1．三看法比较粒子半径大小 (1)“一看层”：先看能层数，能层数越多，一般粒子半径越大。 (2)“二看核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，粒子半径越小。 (3)“三看电子”：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。 2．具体方法 (1)同周期主族元素，从碱金属元素到卤素，原子半径逐渐减小。如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 (2)同主族元素，从上到下，原子或同价态离子半径逐渐增大。如r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)< r(Cs+)。 (3)能层结构相同的离子，随着核电荷数的递增，半径逐渐减小。如r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(Ca2+)。 (4)同种元素形成的粒子的半径大小比较规律：阳离子的半径<中性原子的半径<阴离子的半径，且阳离子价态越高，半径越小。如r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)；r(Cl)<r(Cl-)；r(H+)<r(H)<r(H-)。 (5)能层结构和所带电荷数都不同的粒子，其半径大小一般要找参照物进行比较。如比较Al3+和S2-半径的大小，可找出与Al3+能层结构相同，且与S2-所带电荷数相同的O2-来比较，因为r(Al3+)<r(O2-)，r(O2-)<r(S2-)，故r(Al3+)<r(S2-)。 【典型例题】下列有关微粒半径大小关系比较中，正确的是( ) A．微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+>Y- B．原子X与Y的原子序数X>Y，则原子半径一定是X<Y C．r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+) D．同一主族非金属原子半径X>Y，则非金属性：X>Y 【答案】C 【解析】核外电子排布相同的阴、阳离子，核电荷数越大，半径越小，故离子半径X＋<Y-，A正确；同一周期的元素，原子序数越大，原子半径越小；但若位于不同周期，则原子序数越大，原子半径可能越大，B错误；原子失去电子后生成阳离子，半径变小，失去电子越多，半径越小，故r(Cu)>r(Cu＋)>r(Cu2＋)，C正确；同一主族元素，电子层数越多，半径越大，非金属性越弱，D错误；故选C。 ■方法06电离能的分析方法 【解题通法】 1．电离能越小，金属原子越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。 2．第2、3、4周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能分别大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。 3．如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠原子的最外层电子数为1，钠元素I2≫I1，其化合价为＋1。多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，当电离能的变化出现突变时，电子所在的电子层数就可能发生变化。 【典型例题】在第2周期中，B、C、N、O四种元素的第一电离能由大到小的排列顺序是( ) A．I1(N)＞I1(C)＞I1(O)＞I1(B) B．I1(N)＞I1(O)＞I1(B)＞I1(C) C．I1(N)＞I1(O)＞I1(C)＞I1(B) D．I1(O)＞I1(N)＞I1(C)＞I1(B) 【答案】C 【解析】B、C、N、O属于同周期元素，同一周期元素随原子序数递增，第一电离能有增大的变化趋势，但ⅡA族元素大于ⅢA族元素，ⅤA族元素大于ⅥA族元素。 ■方法07电负性的分析方法 【解题通法】 1．决定元素电负性大小的因素：质子数、原子半径、核外电子排布。 2．同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。 3．同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，因而电负性递减。 4．在周期表中，右上方氟的电负性最大(稀有气体除外)，左下方铯的电负性最小(放射元素除外)；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的电负性最大。 【典型例题】不能说明X的电负性比Y大的是( ) A．与H2化合时X单质比Y单质容易 B．X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物酸性强 C．X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多 D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 【答案】C 【解析】元素的非金属性越强，其电负性越大，A、B、D均能说明非金属性：X>Y，即说明电负性X>Y。 9 / 18 学科网（北京）股份有限公司 $ 第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构 一、能层与能级 1．能层与能级 (1)能层：按照电子能量的差异，将核外电子分成不同的能层(即电子层)。 能层n 一 二 三 四 五 六 七 符号 ______ ______ ______ ______ ______ ______ ______ 电子离核远近 ______→______ 电子能量高低 ______→______ (2)能级：同一能层中能量不同的电子，分成不同的能级。 能层 K L M N … 能级 ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ___ … 2．能层与能级中的数量关系 (1)一至七能层的符号分别为____、____、____、____、O、P、Q，各能层容纳的最多电子数为____。 (2)s、p、d、f能级中最多容纳的电子数分别为____、____、____、14。 (3)能级数等于能层序数，不同能层的能级中所能容纳的最多电子数不同。 二、基态与激发态、电子跃迁 1．基态与激发态 (1)基态原子：处于最低________的原子(稳定)。 (2)激发态原子：基态原子的电子吸收能量后电子会跃迁到较高的________，变为激发态原子(不稳定)。 基态原子激发态原子 2．光(辐射)是电子释放能量的重要形式 电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将以____的形式释放能量。日常生活中看到的灯光、激光、焰火等可见光，都与原子核外电子发生跃迁释放________有关。 3．原子光谱 (1)光谱的成因与分类： (2)光谱分析： 在现代化学中，利用原子光谱上的________________来鉴定元素的分析方法。 (3)光谱分析的应用：________元素。 三、构造原理 1．构造原理 随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按如图所示的________________填充的，填满一个能级再填一个能级。 其中，每一行对应一个能层，每个小圈表示一个能级 各圆圈间的连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序。 2．能量与能层、能级的关系 (1)决定电子能量高低的因素： ①能层：能级符号相同时，能层序数越大，电子能量越____； ②能级：在同一能层的不同能级中，s、p、d、f能级的能量依次________； ③在多电子原子中会发生________________现象。 (2)多电子原子中，相同能层上不同能级能量的高低为ns____np____nd____nf；不同能层上符号相同的能级能量的高低为1s____2s____3s____4s。1s____3d；3s____3d。 四、电子排布式的书写 1．原子的电子排布式 (1)简单原子的电子排布式 按照________________将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。如： 6C：1s22s22p2；10Ne：1s22s22p6； 17Cl：1s22s22p63s23p5；19K：1s22s22p63s23p64s1。 (2)复杂原子的电子排布式 对于较复杂原子的电子排布式，应先按________________从低到高排列，然后将同能层的能级移到一起。 如26Fe，先排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一能层的能级排到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。 (3)简化电子排布式 如K：1s22s22p63s23p64s1，其简化电子排布式可表示为[Ar]4s1，其中[Ar]代表Ar的________________，即1s22s22p63s23p6。再如Fe的简化电子排布式为[Ar]3d64s2。 (4)特殊原子的电子排布式 当p、d、f能级处于全空、全充满或半充满状态时，能量相对较低，原子结构较稳定。如24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1，29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。 2．离子的电子排布式 (1)判断该原子变成离子时会得到或失去的电子数。 (2)原子失去电子时，总是从能量高的能级失去电子，即失去电子的顺序是由____向____。一般来说，主族元素只失去它们的________电子，而副族和第Ⅷ族元素可能还会进一步向里失去________电子。 (3)原子得到电子而形成阴离子，则得到的电子填充在最外一个能层的某一个能级上。如Cl－的电子排布式为1s22s22p63s23p6(得到的电子填充在最外面的3p能级上)。 五、电子云与原子轨道 1．电子云 (1)电子运动的特点 现代量子力学指出，不可能像描述宏观物体运动那样确定核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处，只能确定在原子核外各处出现的________。用P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积，则P/V称为概率密度，用ρ表示。 (2)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________________分布的形象化描述。电子云中，小黑点越密，表示电子出现的________________越大。 2．原子轨道 电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，s能级只有一个原子轨道，p能级有三个原子轨道：____、____、____。 3．不同能层对应的能级和原子轨道 能层 能级 原子轨道数 原子轨道名称 原子轨道的形状 K 1s 1 1s ________形 L 2s 2p 1 3 2s 2px、2py、2pz ________形 ________形 M 3s 3p 3d 1 3 5 3s 3px、3py、3pz …… ________形 ________形 …… …… …… …… …… …… 4．能层中能级与原子轨道关系 能层(n) 能级 原子轨道 原子轨道数 K(1) 1s 1s ____ L(2) 2s 2s ____ 2p 2px、2py、2pz ____ M(3) 3s 3s ____ 3p 3px、3py、3pz ____ 3d … ____ N(4) 4s 4s ____ 4p 4px、4py、4pz ____ 4d … ____ 4f … ____ … … … ____ 说明：①同一能级不同轨道能量相同，如：3px、3py、3pz具有相同的能量，4px、4py、4pz则具有另外相同的能量。 ②任意能层中，能级数等于能层序数(n)，原子轨道总数为n2，如N层有4s、4p、4d、4f 4个能级，16个原子轨道。 第二节 原子结构与元素的性质 一、核外电子排布规律与表示方法 1．核外电子排布规律 基态原子的核外电子排布规律应遵循： (1)泡利原理：每个能级最多容纳________________的电子。 (2)洪特规则：同能级电子优先________________，且________。 (3)能量最低原理：遵循构造原理，优先占据能量较低的________，使原子总能量最低。 (4)特殊性 有少数元素基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的偏差，因为能量相同的原子轨道在________ (如p6和d10)、________ (如p3和d5)和________ (如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如 24Cr：1s22s22p63s23p63d44s2 (×) 24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 (√) 29Cu：1s22s22p63s23p63d94s2 (×) 29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 (×) 2．核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式： ①电子排布式。如K原子的电子排布式：________________。 ②简化的电子排布式。如K原子简化的电子排布式：________。 (2)轨道表示式(电子排布图)： 每个方框代表一个________________，每个箭头代表一个________。如N的轨道表示式： 3．价电子排布式的表示方法 (1)价电子原子在参与化学反应时能够用于________的电子，是原子核外跟元素________有关的电子。 (2)在主族元素中，价电子数就是________________。副族元素原子的价电子，除最外层电子外，还可包括________________。例如：Mn的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，价电子排布式为________。 二、核外电子排布与周期表的关系 1．元素周期系的形成 (1)定义：元素按其原子________________递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着________________的递增发生周期性的重复。 (2)特点：元素周期系周期性发展就像螺壳上的螺旋。 (3)形成： (4)原因：元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生________的重复。 2．构造原理与元素周期表 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p…… 周期 一 二 三 四 五 六 七 元素 2 8 8 18 18 32 32 3．价层电子排布和周期表的关系 (1)原子的电子层数＝能级中最高能层序数＝周期序数。 (2)主族元素原子的价层电子数＝该元素在周期表中的主族序数。 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 价层电子排布 ____ ______ ______ ______ ______ ______ ______ ______ (3)过渡元素(除镧系、锕系外，以第四周期为例) 周期表中列数 族序数 价层电子排布 3 ⅢB ________ 4 ⅣB ________ 5 ⅤB ________ 6 ⅥB ________ 7 ⅦB ________ 8～10 Ⅷ ________ 11 ⅠB ________ 12 ⅡB ________ 4．价层电子排布与元素的最高正价数 (1)当主族元素失去全部价电子后，表现出该元素的______化合价，最高正价____主族序数(O、F除外)。 (2)ⅢB～ⅦB族可失去ns和(n－1)d轨道上的全部电子，所以，最高正价数____族序数。 (3)Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n－1)d电子，所以最高正价低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现八价。 (4)ⅠB族可失去ns1电子和部分(n－1)d电子，所以ⅠB的族数<最高正价，ⅡB只失去ns2电子，ⅡB的族序数＝最高正价。 三、元素周期表的分区 1．元素周期表的分区 按电子排布，可把周期表里的元素划分成______个区。除ds区外，区的名称来自按构造原理____________的能级符号。 2．各区元素化学性质及价电子排布特点 包括的元素 价电子排布 化学性质 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1～2(最后的电子填在ns上) 除氢外，都是活泼金属元素(碱金属和碱土金属) p区 ⅢA～ⅦA、0族 ns2np1～6(除氦外，最后 的电子填在np上) 最外层电子参与反应，随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱(0族除外) d区 ⅢB～ⅦB(镧系、锕系除外)、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2[最后的电子填在(n－1)d上] 均为过渡金属，由于d轨道都未充满电子，因此d轨道上的电子可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2[(n－1)d全充满] 均为过渡金属，d轨道已充满电子，因此d轨道上的电子一般不再参与化学键的形成 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 镧系元素的化学性质非常相近；锕系元素的化学性质也非常相近 3．由元素的价电子排布判断其在周期表中的位置的规律 价电子排布 x或y的取值 周期表中位置 nsx x=1，2 第n周期xA族(说明：书写时，x、y应换成相应的罗马字母表示，下同) ns2npx x=1，2，3，4，5 第n周期(2+x)A族 x=6 第n周期0族 (n-1)dxnsy x+y≤7 第n周期(x+y)B族 7<x+y≤10 第n周期Ⅷ族 (n-1)d10nsx x=1，2 第n周期xB族 4．元素周期表中各族元素的分布特点 包括元素 价电子排布 元素分类 s区 ⅠA．ⅡA族 ns1、ns2 活泼金属 p区 ⅢA～0族 ns2np1～6 大多为非金属 d区 ⅢB～Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 过渡元素 ds区 ⅠB．ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 过渡元素 f区 镧系和锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 过渡元素 四、微粒半径大小比较 1．原子半径大小的比较 (1)同电子层：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐______ (稀有气体除外)，有“序小径大”的规律。 (2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，能层数越多，原子半径越____。 2．离子半径大小的比较 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子______阳离子，低价阳离子______高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越____。如r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。 (4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。如比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。 五、电离能及其应用 1．电离能 (1)概念：____________或____________失去一个电子所需要的最小能量。 (2)符号：______，单位：___________。 2．第一电离能 (1)定义：气态电中性基态原子失去____________转化为气态基态正离子所需要的______能量叫做第一电离能。第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。 (2)意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即第一电离能数值越____，原子越______失去一个电子；第一电离能数值越____，原子越____失去一个电子。 (3)变化规律 一般规律：同周期：随原子序数的递增而增____；同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有气体元素；第一电离能最大的元素是氦。同主族：随原子序数的递增而减____。 3．第一电离能的影响因素 (1)同一周期：一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越____。 (2)同一族：同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越____。 (3)电子排布：各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子(He为2电子)最外层电子构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性也较高，如Be(2s2)、N(2s22p3)、Mg(3s2)、P(3s23p3)比同周期相邻元素的第一电离能____。 4．电离能的应用 (1)确定元素原子的核外电子排布。如Li：I1＜＜I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，而且最外层上只有一个电子。 (2)确定元素的化合价。如K元素I1＜＜I2＜I3，表明K原子容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，元素的非金属性就越强；I1越小，元素的金属性就越____。 (4)ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，导致这两族元素原子____________反常。 六、电负性及应用 1．键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成___________的电子称为键合电子。 2．电负性 (1)定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的______ (2)意义：电负性越____的原子，对键合电子的吸引力越____。 (3)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______标准，得出各元素的电负性。 3．电负性的变化规律 (1)同周期从左到右，元素的电负性逐渐______。 (2)同主族自上而下，元素的电负性呈______的趋势。 (3)周期表中，电负性大的元素集中在元素周期表的______方，电负性小的元素集中在元素周期表的______方。 4．电负性的意义 元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越____，该元素的非金属性越____；元素电负性越小，其原子在化合物中吸引电子的能力越____，则该元素的金属性越____。 5．电负性的应用 (1)判断金属性、非金属性的强弱 电负性大小可以作为判断金属性和非金属性______的依据。 (2)元素的电负性数值大小与化合物类型的关系 (3)电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负值的关系 电负性数值小的元素的化合价为____值；电负性数值大的元素的化合价为____值。如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，故在NaH中Na显正价，H显负价。 ▁▃▅▇易错点01：宏观物体的运动与微观电子的运动对比易错点 1．宏观物体的运动有确定的轨迹，可以准确测出其在某一时刻所处的位置及运动的速度。 2．由于微观粒子质量小、运动空间小、运动速度快，不能同时准确测定其位置与速度，所以对于核外电子，只能确定其在原子核外各处出现的概率。 (1)电子云表示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。电子云图中小点密度越大，表示电子出现的概率越大。 (2)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。 (3)由氢原子的1s电子在原子核外出现的概率密度分布图可知，在离原子核越近的空间电子出现的概率越大。 ▁▃▅▇易错点02：核外电子排布常见易错点 1．在写基态原子的电子排布式时，常出现以下错误： (1)(违反能量最低原理) (2)(违反泡利原理) (3)(违反洪特规则) 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。 3．注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、价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；价电子排布式：3d104s1。 ▁▃▅▇易错点03：价电子认识易错点 1．价电子不一定是最外层电子，只有主族元素的价电子才是最外层电子。对于过渡元素还包括部分内层电子。 2．元素的价电子数不一定等于其所在族的族序数，对部分过渡元素是不成立的。 3．同一族元素的价电子排布不一定相同，如过渡元素中的镧系元素和锕系元素就不相同，在第Ⅷ族中部分元素的价电子排布也不相同。 ▁▃▅▇易错点04：前四周期元素核外电子排布的易错点 1．最外层只有1个未成对电子的元素 ⅠA族(ns1：H、Li、Na、K)；ⅢA族(ns2np1：B、Al、Ga)； ⅦA族(ns2np5：F、Cl、Br)；Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)。 2．最外层有2个未成对电子的元素 ⅣA族(ns2np2：C、Si、Ge)；ⅥA族(ns2np4：O、S、Se)。 3．最外层有3个未成对电子的元素 ⅤA族(ns2np3：N、P、As) 4．核外电子排布中，未成对电子数最多的元素 Cr(3d54s1，共有6个未成对电子) ▁▃▅▇易错点05：对微粒半径的认识易错点 1．微粒半径要受电子层数、核电荷数和核外电子数的综合影响，并不是单独地取决于某一方面的因素。 2．原子电子层数多的原子半径不一定大，如锂的原子半径为0.152 nm，而氯的原子半径为0.099 nm。 3．对于同一种元素，并不是原子半径一定大于离子半径。如Cl－的半径大于Cl的半径。 ▁▃▅▇易错点06：电离能的易混易错点 1．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。如： (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。 2．一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。 3．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。 4．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。 ▁▃▅▇易错点07：电负性易错点 1．元素电负性的值是相对量，没有单位。 2．不同元素的电负性可能相等(如C、S、I的电负性都是2.5)。 3．电负性描述的是原子核对电子吸引能力的强弱，并不是把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 4．并不是所有电负性差值大于1.7的两元素间形成的化学键一定为离子键，电负性差值小于1.7的两元素间一定形成共价键，应注意一些特殊情况。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。 5．电负性数值相同，元素的非金属性或金属性不一定相同，如N和Cl的电负性数值相同，但N的非金属性弱于Cl的。 ■方法01能层与能级的解题方法 【解题通法】 1．能级的个数=所在能层的能层序数。 2．能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1，3，5，7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子。 3．英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。 4．每一能层最多容纳电子数为2n2(n为能层序数)。 5．各能级所在能层的取值：ns(n≥1)；np(n≥2)；nd(n≥3)；nf(n≥4)。 6．能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)<E(nd)< E(nf) ……。 7．不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高。例如：E(1s)< E(2s)<E(3s) 。 8．不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同。例如：Ar的1s能级的能量≠S的1s能级的能量。 【典型例题】若以E(nl)表示某能级的能量，以下各式中正确的是( ) A．E(5s)>E(4f)>E(4s)>E(3d) B．E(3d)>E(4s)>E(3p)>E(3s) C．E(4s)<E(3s)<E(2s)<E(1s) D．E(5s)>E(4s)>E(4f)>E(3d) ■方法02基态、激发态、原子光谱的解题方法 【解题通法】 1．电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子发生的是化学变化。 2．电子可以从基态跃迁到激发态，相反也可以从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态，释放能量。光(辐射)是电子跃迁释放能量的重要形式。举例：焰火、霓虹灯光、激光、荧光、LED灯光等 3．激发态原子不稳定，易释放能量变为基态原子。 4．一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。如1s22s22p2 表示基态碳原子，1s22s12p3为激发态碳原子(电子数不变)。 5．基态原子与激发态原子的关系 【典型例题】对充有氖气的霓虹灯管通电，灯管发出红色光。产生这一现象的主要原因是( ) A．电子由激发态向基态跃迁时以光的形式释放能量 B．电子由基态向激发态跃迁时吸收除红光以外的光线 C．氖原子获得电子后转变成发出红光的物质 D．在电流的作用下，氖原子与构成灯管的物质发生反应 ■方法03电子排布式的书写方法 【解题通法】 1．“三步法”书写一般电子排布式： ①按照构造原理写出电子填入能级的顺序 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s…… ②分析基态原子的核外电子数，根据各能级容纳的电子数填充电子 基态Fe原子的核外电子数为26，电子填充顺序为 1s2→2s2→2p6→3s2→3p6→4s2→3d6 ③去掉空能级，并按能层顺序书写，能量低的能级写在左边，而不是按照构造原理的顺序书写 Fe原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2不能写成 1s22s22p63s23p64s23d6 2．简化电子排布式 将电子排布式中内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式；方括号里的符号的意义是该元素上一个周期的惰性气体电子排布式的结构，称为“原子实” 实例 氮 钠 铁 砷 电子排布式 1s22s22p3 1s22s22p63s1 1s22s22p63s23p63d64s2 1s22s22p63s23p63d104s24p3 简化的电子排布式 [He]2s22p3 [Ne]3s1 [Ar]3d64s2 [Ar]3d104s24p3 3．离子核外电子排布式的书写 先写出原子的电子排布式，再根据得失电子情况进行调整。原子失去电子时总是先失去最外层电子，然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子……对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外能层未填满的能级上 实例 O2－ 电子排布式 1s22s22p6 4．价层电子排布式的书写步骤 第一步 写出简化电子排布式 Na Mn 简化电子排布式 [Ne]3s1 [Ar]3d54s2 第二步 删去基态原子电子排布式中方括号部分，即得价层电子排布式，该写法适应于元素周期表中第IA、IIA和过渡元素 价层电子排布式 3s1 3s1 第三步 对于第IIIA～VIIA和零族元素，其价层电子排布式的书写方法是在第一步的基础上删去内层电子排布，只保留最外层电子排布 33As的电子排布式为[Ar]3d104s24p3，故价层电子排布式为4s24p3 【典型例题】下列微粒的核外电子的表示方法中正确的是( ) A．碳原子轨道表示式为 B．P原子价层电子轨道表示式为 C．Cr原子的价层电子排布式为3d44s2 D．Fe2+价层电子排布式为3d44s2 ■方法04元素周期表的分区与价电子排布的方法 【解题通法】 1．周期表的分区 2．各区价电子排布特点 分区 价电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外 ) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除Pd外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 【典型例题】下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。 下列关于元素在周期表中的位置的叙述正确的是( ) A．K位于元素周期表中第四周期第ⅡB族，属于ds区元素 B．J位于元素周期表中第四周期第ⅣB族，属于d区元素 C．F位于元素周期表中第三周期第ⅡA族，属于s区元素 D．I位于元素周期表中第三周期第ⅦA族，属于ds区元素 ■方法05微粒半径大小的比较方法 【解题通法】 1．三看法比较粒子半径大小 (1)“一看层”：先看能层数，能层数越多，一般粒子半径越大。 (2)“二看核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，粒子半径越小。 (3)“三看电子”：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。 2．具体方法 (1)同周期主族元素，从碱金属元素到卤素，原子半径逐渐减小。如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 (2)同主族元素，从上到下，原子或同价态离子半径逐渐增大。如r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)< r(Cs+)。 (3)能层结构相同的离子，随着核电荷数的递增，半径逐渐减小。如r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(Ca2+)。 (4)同种元素形成的粒子的半径大小比较规律：阳离子的半径<中性原子的半径<阴离子的半径，且阳离子价态越高，半径越小。如r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)；r(Cl)<r(Cl-)；r(H+)<r(H)<r(H-)。 (5)能层结构和所带电荷数都不同的粒子，其半径大小一般要找参照物进行比较。如比较Al3+和S2-半径的大小，可找出与Al3+能层结构相同，且与S2-所带电荷数相同的O2-来比较，因为r(Al3+)<r(O2-)，r(O2-)<r(S2-)，故r(Al3+)<r(S2-)。 【典型例题】下列有关微粒半径大小关系比较中，正确的是( ) A．微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+>Y- B．原子X与Y的原子序数X>Y，则原子半径一定是X<Y C．r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+) D．同一主族非金属原子半径X>Y，则非金属性：X>Y ■方法06电离能的分析方法 【解题通法】 1．电离能越小，金属原子越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。 2．第2、3、4周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能分别大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。 3．如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠原子的最外层电子数为1，钠元素I2≫I1，其化合价为＋1。多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，当电离能的变化出现突变时，电子所在的电子层数就可能发生变化。 【典型例题】在第2周期中，B、C、N、O四种元素的第一电离能由大到小的排列顺序是( ) A．I1(N)＞I1(C)＞I1(O)＞I1(B) B．I1(N)＞I1(O)＞I1(B)＞I1(C) C．I1(N)＞I1(O)＞I1(C)＞I1(B) D．I1(O)＞I1(N)＞I1(C)＞I1(B) ■方法07电负性的分析方法 【解题通法】 1．决定元素电负性大小的因素：质子数、原子半径、核外电子排布。 2．同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。 3．同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，因而电负性递减。 4．在周期表中，右上方氟的电负性最大(稀有气体除外)，左下方铯的电负性最小(放射元素除外)；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的电负性最大。 【典型例题】不能说明X的电负性比Y大的是( ) A．与H2化合时X单质比Y单质容易 B．X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物酸性强 C．X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多 D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 9 / 17 学科网（北京）股份有限公司 $