第1章 原子结构与元素性质（知识清单）化学鲁科版选择性必修2

第1章 原子结构与元素性质 第1节 原子结构模型 一、氢原子光谱 1．原子结构模型的发展历程 时间或年代 1803年 1903年 1911年 1913年 20世纪20 年代中期 原子结构模型 模型名称 实心球 体模型 葡萄干布丁模型 核式模型 电子分层排布模型 量子力学模型 相关科学家 道尔顿 汤姆逊 卢瑟福 玻尔 薛定谔 2．光谱 (1)光谱的含义：利用原子光谱仪将物质吸收的光或发射的光的波长和强度分布记录下来，得到光谱。 (2)形成原因：电子在不同轨道间跃迁时，会辐射或吸收能量。 (3)光谱的类型 ①连续光谱：若光谱是由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而不能分辨，则这种光谱为连续光谱。例如，阳光形成的光谱即为连续光谱。 ②线状光谱：若光谱是由具有特定波长、彼此分立的谱线组成，则所得光谱为线状光谱。 3．氢原子光谱特点：线状光谱。 4．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，称为光谱分析。 发射光谱形成示意图 吸收光谱形成示意图 二、玻尔的原子结构模型 1．基本观点 运动轨迹 原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动，并且不辐射能量 能量分布 在不同轨道上运动的电子具有不同的能量(E)，而且能量是量子化的。轨道能量随量子数n(1，2，3，……)的增大而升高。 对氢原子而言，电子处于n＝1的轨道时能量最低，这种状态称为基态；能量高于基态的状态，称为激发态 电子跃迁 只有当电子从一个轨道(Ei)跃迁到另一个轨道(Ej)才会辐射或吸收能量。如果辐射或吸收的能量以光的形式表现出来并被记录下来，就形成光谱 2．贡献 (1)成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。 (2)阐明了原子光谱源自核外电子在能量不同的轨道之间的跃迁，而电子所处的轨道的能量是量子化的。 3．玻尔的原子结构模型意义： 玻尔的核外电子分层排布的原子结构模型成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。 第2节 原子结构与元素周期表 三、量子力学对原子核外电子运动状态的描述 1．核外电子运动状态的描述 (1)电子层(n) 分层标准 电子离核远近 取值 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 能量 由低到高 离核 由近到远 (2)能级 ①当n相同时，电子所具有的能量可能不同，即同一电子层可分成不同的能级。 ②当n＝x时，有x个能级，分别用符号s、p、d、f等表示。 (3)原子轨道 ①概念：原子中单个电子的空间运动状态。 ②n值所对应的能级和原子轨道的情况 n(电子层) 能级种类 原子轨道 取值 符号 符号 符号 数目 1 K s 1s 1 2 L s 2s 1 p 2p 3 3 M s 3s 1 p 3p 3 d 3d 5 4 N s 4s 1 p 4p 3 d 4d 5 f 4f 7 (4)自旋状态 ①自旋状态：处于同一原子轨道上的电子自旋状态只能有两种。 ②表示符号：“↑”和“↓” 2．电子层数(n)、能级数、原子轨道数、最多容纳电子数的关系 n(电子层) 能级 原子轨道 最多容纳电子数 取值 符号 符号 符号 数目 合计 1 K s 1s 1 1 2 2 L s 2s 1 4 8 p 2px、2py、2pz 3 3 M s 3s 1 9 18 p 3px、3py、3pz 3 d 3d 5 4 N s 4s 1 16 32 p 4px、4py、4pz 3 d 4d 5 f 4f 7 n …… n2 2n2 3．不同原子轨道能量大小的关系 三、原子轨道的图形描述和电子云 1．原子轨道的图形描述 (1)描述对象：原子中单个电子的空间运动状态。 (2)表示方法：将原子轨道的空间分布在直角坐标系中表示出来。 (3)图形形状：s轨道为球形，具有球对称性；p轨道为哑铃形，并分别相对于x、y、z轴对称，可表示为px、py、pz。 (4)意义：表示原子轨道的空间分布。 2．电子云 (1)电子云图：描述电子在核外空间某处单位体积内的概率分布的图形。 ①表示：用单位体积内小点的疏密程度来表示电子在原子核外某处单位体积内出现概率的大小。 ②概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称为“电子云”。 ③电子云只是运用统计学的方法形象地描述核外电子运动的一种图形。并不能表示核外电子运动状态的真实图像。 ④小点不仅不代表1个电子，也不代表电子在某一时刻在此一定出现过。 ⑤原子轨道的形状和电子云的形状一致。 (2)s能级的原子轨道 ①特征：s能级的原子轨道是球形的，电子序数越大，原子轨道的半径越大。 ②原因：1s、2s、3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。因而2s电子云必然比1s电子云更稀疏。 (3)p能级的原子轨道 ①特征：p能级的原子轨道是哑铃形的，每个p能级有3个轨道，分别相对于x、y、z轴呈轴对称，相互垂直，分别以px、py、pz为符号。 ②原因：p能级的原子轨道的平均半径也随着电子层序数的增大而增大。 3．宏观物体与微观粒子的运动状态的区别 项目 宏观物体 微观粒子 质量 很大 很小 速度 较小 很大(接近光速) 位移 可测 位置、速度不可同时测定 能量 可测 轨迹 可描述(画图或函数描述) 不可确定 四、基态原子核外电子排布原则 1．能量最低原则 (1)能量最低原理 基态原子的核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量最低。 (2)基态原子按能量顺序1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s……即按ns、(n－2)f、(n－1)d、np顺序排布。 能量高低：ns<np<nd<nf，1s<2s<3s，2p<3p<4p。 2．泡利不相容原理 一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反，或者说一个原子中不会存在四个量子数完全相同的电子。如2s2的电子排布为，不能为。 3．洪特规则 原子核外电子在能量相同的各个原子轨道上排布时，将尽可能分占不同原子轨道，且自旋方向相同，这样整个原子的能量最低。如2p3轨道上的电子排布为，不能为或。 4．基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 可简单写为nlx，其中n为主量子数，x为电子数，角量子数l用其所对应的符号表示。如Li原子的电子排布式为1s22s1，Al原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1。 (2)轨道表示式 用小圆圈(或方框、短线)表示一个给定量子数n、l、m的原子轨道，并用“↑”或“↓”区别自旋状态不同的电子。如基态O原子的轨道表示式为或。 五、19～36号元素的基态原子的核外电子排布 1．洪特规则特例 (1)内容：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。 (2)举例：写出下列基态原子的电子排布式。 Cr：1s22s22p63s23p63d54s1。 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。 2．价电子和价电子排布式 (1)价电子：一般化学反应涉及原子外层轨道上的电子。 (2)价电子排布式：只表示出原子的价电子排布的式子，如基态铁原子价电子排布式为3d64s2。 (3)主族元素原子的价电子数一般等于该元素的最高正化合价。 3．复杂原子的核外电子排布式 对于复杂原子的核外电子排布式，应先按能量最低原理从低到高排列，然后将同一电子层的排在一起。例如：26Fe，先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一电子层的电子排在一起，即该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。 4．特殊原子的核外电子排布式 例如：24Cr，先将电子按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5是半充满状态稳定，因此需要将4s轨道上的一个电子调整到3d轨道上，得1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一电子层的排在一起，得该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。再如：29Cu，先将电子按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10是全充满状态稳定，因此需要将4s轨道上的一个电子调整到3d轨道上，得1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一电子层的排在一起，得该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。 5．价电子 (1)定义：与元素的化学性质密切相关的外层轨道上的电子。 (2)规律 ①主族元素价电子数等于主族序数。 ②过渡元素价电子数等于3d和4s轨道上的电子数之和。 (3)价电子排布式 原子 8O 14Si 26Fe 29Cu 31Ga 34Se 价电子排布式 2s22p4 3s23p2 3d64s2 3d104s1 4s24p1 4s24p4 第3节 元素性质及其变化规律 一、原子半径 (1)影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数。 (2)影响方式： 注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 (3)微粒半径大小比较 范围 微粒半径的变化 举例 同周期(0族除外) 原子或离子半径从左到到右逐渐变小 Na＞Mg＞Al 同主族 原子或离子半径从上而下依次增大 Li＜Na＜K；Li＋＜Na＋＜K＋ 同元素 ①原子半径比其阳离子半径大 ②原子半径比其阴离子半径小 H＋＜H＜H－ 电子层结构相同离子 其核电荷数越大，离子半径越小 Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜F－＜O2－ 既不在同周期 又不在同主族 找与一种元素在同周期、与另一种元素在同主族的元素作参照物 如比较F、Na的原子半径，找Cl或Li作参照物：F＜Cl＜Na或F＜Li＜Na 二、电离能及其分类 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叫做电离能，常用符号I表示，单位是kJ·mol－1。 2．意义 判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该原子越难失去电子。 3．分类 (1)第一电离能是处于基态的气态原子失去1个电子，生成＋1价气态阳离子所需要的能量，符号为I1；表示为M(g)===M＋(g)＋e－ I1 (2)第二电离能是由＋1价气态阳离子再失去一个电子形成＋2价气态阳离子所需要的能量，符号为I2；表示为M＋(g)===M2＋(g)＋e－ I2 (3)依次还有第三电离能I3，第四电离能I4等。 4．电离能的意义 (1)电离能越小，该气态原子越容易失去电子。 (2)电离能越大，该气态原子越难失去电子。 (3)运用电离能可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。 三、电离能变化规律及其影响因素 1．元素逐级电离能的变化规律 同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级增大。 2．元素第一电离能的变化规律 元素第一电离能呈现周期性变化，变化趋势图如下： (1)同周期从左到右，元素的第一电离能总体上呈现增大的趋势。 (2)同主族自上而下，元素的第一电离能逐渐减小。 (3)同周期从左到右，过渡元素的第一电离能变化不太规则，第一电离能略有增加。 3．影响因素 4．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。 四、电负性及其变化规律 1．电负性 (1)定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。 (2)意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。 (3)标准：以氟的电负性为4.0作为标准，得出各元素的电负性。 2．电负性周期性变化规律 (1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。 (2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小。 (3)电负性大的元素集中在周期表的右上角，电负性小的元素集中在周期表的左下角。 (4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐减小的趋势。 五、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．判断元素化合价的正负 (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 一般认为： (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。 4．对角线规则 元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。例如， 处于对角线的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质相似。 ▁▃▅▇易错点01：核外电子运动状态易错点 (1)原子核外电子按能量不同分为不同的电子层，同一电子层又按能量不同分为不同的能级，每个能级(s能级除外)中又分为能量相同但空间分布不同的原子轨道，每个轨道中最多填充2个自旋状态不同的电子。由此可知，在任何一个原子中找不到两个完全相同的电子。 (2)任一电子层的能级总是从s能级开始，而且能级数＝电子层数。 (3)每个电子层(n)中，原子轨道总数为n2个，核外电子的运动状态共有2n2种。 (4)原子核外电子的能量取决于电子层和能级。 (5)一般离核越近的电子具有的能量越低。 ▁▃▅▇易错点02：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03：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04：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基态、激发态与原子光谱判断方法 【解题通法】 1．基态、激发态相互转化与能量的关系： 2．基态、激发态与光谱的联系 当基态原子的电子吸收能量，电子会跃迁到能量较高的轨道上，变成激发态原子。例如，电子可以从1s跃迁到2s、2p……相反，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，将释放能量。 光是电子释放能量的重要形式之一。在日常生活中，我们看到的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光，还包括燃放的焰火等都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。 【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02核外电子排布的表示方法 【解题通法】 原子(核素)符号 含义 在元素符号的左下方标明质子数、左上方标明质量数的一种图示即为原子符号 实例 O 电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式 实例 原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 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 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子 排布式 含义 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以相应稀有气体元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子 排布式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式 实例 Al：3s23p1 电子排 布图 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 Al： 【典型例题】下列有关核外电子排布的式子不正确的是(　　 ) A．24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1 B．K的简化电子排布式：[Ar]4s1 C．N原子的轨道表示式为 D．S原子的轨道表示式为 【答案】D 【解析】D项S原子的轨道表示式违反了洪特规则，正确的应是。 ▉方法03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04电离能变化规律分析方法 【解题通法】 (1)核电荷数、原子半径对电离能的影响 ①同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势(而非逐渐增大，因ⅡA、ⅤA元素出现特殊情况)。碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。 ②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。 (2)核外电子层排布对电离能的影响 ①某原子或离子具有全充满、半充满、全空的电子排布时，电离能较大。如ⅡA族元素、ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，这是因为ⅡA族的元素原子的最外层原子轨道为ns2全充满np0全空稳定状态，ⅤA族的元素原子的最外层原子轨道为np3半充满的稳定状态。各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。 ②通常情况下，元素的电离能逐级增大。因为离子的电荷正值越来越大，离子半径越来越小，所以失去这些电子逐渐变难，需要的能量越来越高。 ③当相邻逐级电离能突然变大时，说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。 【典型例题】下列说法中正确的是( ) A．第三周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C．在所有元素中，氟的第一电离能最大 D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大 【答案】A 【解析】同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大，故A正确，C错误。由于镁的核外电子排布为3s2属全充满结构，原子的能量较低，具有相对较大的第一电离能；而铝的核外电子排布为3s23p1，原子的能量较高，具有相对较小的第一电离能，故B错误。D中钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于镁的，D错误。 ▉方法05电离能的应用方法 【解题通法】 (1)比较元素金属性的强弱 一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。 (2)确定元素原子的核外电子层排布 由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此元素的电离能会发生突变。 (3)确定元素的化合价 如果≫，即电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，并且主族元素的最高化合价为＋n价(或只有＋n价、0价)。某元素的逐级电离能，若I2≫I1，则该元素通常显＋1价；若I3≫I2，则该元素通常显＋2价；若I4≫I3，则该元素通常显＋3价。 过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价。如锰元素通常有＋2～＋7多种化合价。 【典型例题】下列关于元素第一电离能的说法不正确的是( ) A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠 B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大 C．最外层电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大 D．对于同一元素而言，原子的电离能I1＜I2＜I3＜… 【答案】B 【解析】A项，同一主族，从上到下元素的第一电离能越来越小，活泼性越来越强；B项，同周期的第ⅡA与第ⅢA族，第ⅤA与第ⅥA族，第一电离能出现了反常；C项，ns2np6的原子为稀有气体原子， 第一电离能较大；D项，同一元素的原子，I1＜I2＜I3。 ▉方法065判断元素电负性大小的方法 【解题通法】 (1)非金属电负性>金属电负性； (2)运用同周期、同主族电负性变化规律； (3)利用气态氢化物的稳定性； (4)利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱； (5)利用单质与H2化合的难易； (6)利用单质与水或酸反应置换氢的难易； (7)利用化合物中所呈现的化合价； (8)利用置换反应。 【典型例题】不能说明X的电负性比Y的大的是( ) A．X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多 B．与H2化合时X单质比Y单质容易 C．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 D．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的酸性强 【答案】A 【解析】A项，同周期元素最外层电子数越多电负性一般越大，但不同周期最外层电子数多电负性并不一定大，如氧最外层6电子，Br最外层7电子，电负性氧大于溴，故A错误；B项，与H2化合时X单质比Y单质容易，则说明X的非金属性比Y的非金属性，则X的电负性比Y的电负性强，故B正确；C项，非金属单质之间的置换反应可以判断电负性的强弱，一般电负性强的单质能将从电负性弱的元素氢化物中置换出来，故C正确；D项，可以根据最高价氧化物的水化物的酸性作为判断电负性强弱的依据，酸性越强，电负性越强，故D正确；故选A。 2 / 16 学科网（北京）股份有限公司 $ 第1章 原子结构与元素性质 第1节 原子结构模型 一、氢原子光谱 1．原子结构模型的发展历程 时间或年代 1803年 1903年 1911年 1913年 20世纪20 年代中期 原子结构模型 模型名称 实心球 体模型 葡萄干布丁模型 核式模型 电子分层排布模型 量子力学模型 相关科学家 ________ ________ ________ ________ 薛定谔 2．光谱 (1)光谱的含义：利用________________将物质吸收的光或发射的光的________和________分布记录下来，得到光谱。 (2)形成原因：电子在不同轨道间________时，会辐射或吸收能量。 (3)光谱的类型 ①连续光谱：若光谱是由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而________，则这种光谱为连续光谱。例如，阳光形成的光谱即为连续光谱。 ②线状光谱：若光谱是由具有______________、彼此分立的谱线组成，则所得光谱为线状光谱。 3．氢原子光谱特点：________光谱。 4．光谱分析：在现代化学中常利用原子光谱上的________来鉴定元素，称为光谱分析。 发射光谱形成示意图 吸收光谱形成示意图 二、玻尔的原子结构模型 1．基本观点 运动轨迹 原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动，并且不辐射能量 能量分布 在不同轨道上运动的电子具有______的能量(E)，而且能量是______的。轨道能量随量子数n(1，2，3，……)的增大而______。 对氢原子而言，电子处于n＝1的轨道时能量最低，这种状态称为基态；能量高于基态的状态，称为______态 电子跃迁 只有当电子从一个轨道(Ei)跃迁到另一个轨道(Ej)才会辐射或吸收能量。如果辐射或吸收的能量以光的形式表现出来并被记录下来，就形成______ 2．贡献 (1)成功地解释了氢原子光谱是____________的实验事实。 (2)阐明了原子光谱源自核外电子在能量不同的____________的跃迁，而电子所处的轨道的能量是______的。 3．玻尔的原子结构模型意义： 玻尔的核外电子分层排布的原子结构模型成功地解释了氢原子光谱是____________的实验事实。 第2节 原子结构与元素周期表 三、量子力学对原子核外电子运动状态的描述 1．核外电子运动状态的描述 (1)电子层(n) 分层标准 电子离核远近 取值 1 2 3 4 5 6 7 符号 ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ 能量 由____到____ 离核 由____到____ (2)能级 ①当n相同时，电子所具有的能量可能______，即同一电子层可分成不同的______。 ②当n＝x时，有____个能级，分别用符号____、____、____、____等表示。 (3)原子轨道 ①概念：原子中单个电子的____________状态。 ②n值所对应的能级和原子轨道的情况 n(电子层) 能级种类 原子轨道 取值 符号 符号 符号 数目 1 K s ______ ______ 2 L s ______ ______ p ______ ______ 3 M s ______ ______ p ______ ______ d ______ ______ 4 N s ______ ______ p ______ ______ d ______ ______ f ______ ______ (4)自旋状态 ①自旋状态：处于同一原子轨道上的电子自旋状态只能有____种。 ②表示符号：“____”和“____” 2．电子层数(n)、能级数、原子轨道数、最多容纳电子数的关系 n(电子层) 能级 原子轨道 最多容纳电子数 取值 符号 符号 符号 数目 合计 1 K ______ ____________ ______ ______ ______ 2 L ______ ____________ ______ ______ ______ ______ ____________ ______ 3 M ______ ____________ ______ ______ ______ ______ ____________ ______ ______ ____________ ______ 4 N ______ ____________ ______ ______ ______ ______ ____________ ______ ______ ____________ ______ ______ ____________ ______ n …… ______ ______ 3．不同原子轨道能量大小的关系 三、原子轨道的图形描述和电子云 1．原子轨道的图形描述 (1)描述对象：原子中单个电子的______________________。 (2)表示方法：将原子轨道的空间分布在___________中表示出来。 (3)图形形状：s轨道为____形，具有______性；p轨道为______形，并分别相对于____________轴对称，可表示为____、____、____。 (4)意义：表示原子轨道的____________。 2．电子云 (1)电子云图：描述电子在核外空间某处单位体积内的____________的图形。 ①表示：用单位体积内小点____________来表示电子在原子核外某处单位体积内出现______的大小。 ②概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称为“电子云”。 ③电子云只是运用统计学的方法形象地描述核外电子运动的一种图形。并不能表示核外电子运动状态的真实图像。 ④小点不仅不代表1个电子，也不代表电子在某一时刻在此一定出现过。 ⑤原子轨道的形状和电子云的形状______。 (2)s能级的原子轨道 ①特征：s能级的原子轨道是____形的，电子序数越大，原子轨道的半径越____。 ②原因：1s、2s、3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。因而2s电子云必然比1s电子云更稀疏。 (3)p能级的原子轨道 ①特征：p能级的原子轨道是哑铃形的，每个p能级有3个轨道，分别相对于x、y、z轴呈轴对称，相互垂直，分别以____、____、____为符号。 ②原因：p能级的原子轨道的平均半径也随着电子层序数的增大而增大。 3．宏观物体与微观粒子的运动状态的区别 项目 宏观物体 微观粒子 质量 很大 很____ 速度 较小 很____ (接近光速) 位移 可测 位置、速度____________测定 能量 可测 轨迹 可描述(画图或函数描述) ______确定 四、基态原子核外电子排布原则 1．能量最低原则 (1)能量最低原理 基态原子的核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量最低。 (2)基态原子按能量顺序1s、2s、2p、____、____、____、____、____、____、____、5p、6s……即按ns、(n－2)f、(n－1)d、np顺序排布。 能量高低：ns<np<nd<nf，1s<2s<3s，2p<3p<4p。 2．泡利不相容原理 一个原子轨道中最多只能容纳____个电子，并且这两个电子的自旋方向必须______，或者说一个原子中不会存在____个量子数完全相同的电子。如2s2的电子排布为，不能为。 3．洪特规则 原子核外电子在能量相同的各个原子轨道上排布时，将尽可能分占____________，且自旋方向______，这样整个原子的能量最低。如2p3轨道上的电子排布为，不能为或。 4．基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 可简单写为nlx，其中n为主量子数，x为电子数，角量子数l用其所对应的符号表示。如Li原子的电子排布式为______，Al原子的电子排布式为____________。 (2)轨道表示式 用小圆圈(或方框、短线)表示一个给定量子数n、l、m的原子轨道，并用“↑”或“↓”区别自旋状态不同的电子。如基态O原子的轨道表示式为________________________或__________________ 五、19～36号元素的基态原子的核外电子排布 1．洪特规则特例 (1)内容：能量相同的原子轨道在______ (如p6和d10)、______ (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。 (2)举例：写出下列基态原子的电子排布式。 Cr：________________________。 Cu：________________________。 2．价电子和价电子排布式 (1)价电子：一般化学反应涉及原子____________上的电子。 (2)价电子排布式：只表示出原子的价电子排布的式子，如基态铁原子价电子排布式为______。 (3)主族元素原子的价电子数一般等于该元素的____________。 3．复杂原子的核外电子排布式 对于复杂原子的核外电子排布式，应先按能量最低原理从低到高排列，然后将同一电子层的排在一起。例如：26Fe，先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一电子层的电子排在一起，即该原子的核外电子排布式为________________________。 4．特殊原子的核外电子排布式 例如：24Cr，先将电子按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5是半充满状态稳定，因此需要将4s轨道上的一个电子调整到3d轨道上，得1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一电子层的排在一起，得该原子的核外电子排布式为________________________。再如：29Cu，先将电子按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10是全充满状态稳定，因此需要将4s轨道上的一个电子调整到3d轨道上，得1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一电子层的排在一起，得该原子的核外电子排布式为__________________。 5．价电子 (1)定义：与元素的____________密切相关的______轨道上的电子。 (2)规律 ①主族元素价电子数等于____________。 ②过渡元素价电子数等于____和____轨道上的电子数之和。 (3)价电子排布式 原子 8O 14Si 26Fe 29Cu 31Ga 34Se 价电子排布式 ______ ______ ______ ______ ______ ______ 第3节 元素性质及其变化规律 一、原子半径 (1)影响原子半径大小的因素：__________________和____________。 (2)影响方式： 注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 (3)微粒半径大小比较 范围 微粒半径的变化 举例 同周期(0族除外) 原子或离子半径从左到到右逐渐______ Na＞Mg＞Al 同主族 原子或离子半径从上而下依次______ Li＜Na＜K；Li＋＜Na＋＜K＋ 同元素 ①原子半径比其阳离子半径______ ②原子半径比其阴离子半径______ H＋＜H＜H－ 电子层结构相同离子 其核电荷数越大，离子半径______ Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜F－＜O2－ 既不在同周期 又不在同主族 找与一种元素在同周期、与另一种元素在同主族的元素作参照物 如比较F、Na的原子半径，找Cl或Li作参照物：F＜Cl＜Na或F＜Li＜Na 二、电离能及其分类 1．概念 气态原子或气态离子失去____________所需要的最小能量叫做电离能，常用符号I表示，单位是______。 2．意义 判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。电离能越小，表示在气态时该原子越______失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该原子越难______电子。 3．分类 (1)第一电离能是处于____________原子失去______电子，生成______价气态阳离子所需要的能量，符号为I1；表示为M(g)===M＋(g)＋e－ I1 (2)第二电离能是由____________阳离子再失去____________形成__________________所需要的能量，符号为I2；表示为M＋(g)===M2＋(g)＋e－ I2 (3)依次还有第三电离能I3，第四电离能I4等。 4．电离能的意义 (1)电离能越小，该气态原子越______失去电子。 (2)电离能越大，该气态原子越______失去电子。 (3)运用电离能可以判断金属原子在气态时______电子的难易程度。 三、电离能变化规律及其影响因素 1．元素逐级电离能的变化规律 同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级______。 2．元素第一电离能的变化规律 元素第一电离能呈现周期性变化，变化趋势图如下： (1)同周期从左到右，元素的第一电离能总体上呈现______的趋势。 (2)同主族自上而下，元素的第一电离能逐渐减小。 (3)同周期从左到右，过渡元素的第一电离能变化不太规则，第一电离能略有______。 3．影响因素 4．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______电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有______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______电子形成______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____；I1越小，元素的金属性越____。 四、电负性及其变化规律 1．电负性 (1)定义：元素的原子在化合物中____________能力的标度。 (2)意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越____；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越____。 (3)标准：以氟的电负性为______作为标准，得出各元素的电负性。 2．电负性周期性变化规律 (1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐______。 (2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐______。 (3)电负性大的元素集中在周期表的____________，电负性小的元素集中在周期表的____________。 (4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐_______的趋势。 五、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_______，非金属的电负性一般大于_______，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_______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_______；非金属元素的电负性越大，非金属元素越_______。 2．判断元素化合价的正负 (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____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____值。 3．判断化学键的类型 一般认为： (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_______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_______键。 4．对角线规则 元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。例如， 处于对角线的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质_______。 ▁▃▅▇易错点01：核外电子运动状态易错点 (1)原子核外电子按能量不同分为不同的电子层，同一电子层又按能量不同分为不同的能级，每个能级(s能级除外)中又分为能量相同但空间分布不同的原子轨道，每个轨道中最多填充2个自旋状态不同的电子。由此可知，在任何一个原子中找不到两个完全相同的电子。 (2)任一电子层的能级总是从s能级开始，而且能级数＝电子层数。 (3)每个电子层(n)中，原子轨道总数为n2个，核外电子的运动状态共有2n2种。 (4)原子核外电子的能量取决于电子层和能级。 (5)一般离核越近的电子具有的能量越低。 ▁▃▅▇易错点02：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03：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04：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基态、激发态与原子光谱判断方法 【解题通法】 1．基态、激发态相互转化与能量的关系： 2．基态、激发态与光谱的联系 当基态原子的电子吸收能量，电子会跃迁到能量较高的轨道上，变成激发态原子。例如，电子可以从1s跃迁到2s、2p……相反，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，将释放能量。 光是电子释放能量的重要形式之一。在日常生活中，我们看到的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光，还包括燃放的焰火等都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。 【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02核外电子排布的表示方法 【解题通法】 原子(核素)符号 含义 在元素符号的左下方标明质子数、左上方标明质量数的一种图示即为原子符号 实例 O 电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式 实例 原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 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 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子 排布式 含义 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以相应稀有气体元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子 排布式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式 实例 Al：3s23p1 电子排 布图 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 Al： 【典型例题】下列有关核外电子排布的式子不正确的是(　　 ) A．24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1 B．K的简化电子排布式：[Ar]4s1 C．N原子的轨道表示式为 D．S原子的轨道表示式为 ▉方法03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04电离能变化规律分析方法 【解题通法】 (1)核电荷数、原子半径对电离能的影响 ①同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势(而非逐渐增大，因ⅡA、ⅤA元素出现特殊情况)。碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。 ②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。 (2)核外电子层排布对电离能的影响 ①某原子或离子具有全充满、半充满、全空的电子排布时，电离能较大。如ⅡA族元素、ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，这是因为ⅡA族的元素原子的最外层原子轨道为ns2全充满np0全空稳定状态，ⅤA族的元素原子的最外层原子轨道为np3半充满的稳定状态。各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。 ②通常情况下，元素的电离能逐级增大。因为离子的电荷正值越来越大，离子半径越来越小，所以失去这些电子逐渐变难，需要的能量越来越高。 ③当相邻逐级电离能突然变大时，说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。 【典型例题】下列说法中正确的是( ) A．第三周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C．在所有元素中，氟的第一电离能最大 D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大 ▉方法05电离能的应用方法 【解题通法】 (1)比较元素金属性的强弱 一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。 (2)确定元素原子的核外电子层排布 由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此元素的电离能会发生突变。 (3)确定元素的化合价 如果≫，即电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，并且主族元素的最高化合价为＋n价(或只有＋n价、0价)。某元素的逐级电离能，若I2≫I1，则该元素通常显＋1价；若I3≫I2，则该元素通常显＋2价；若I4≫I3，则该元素通常显＋3价。 过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价。如锰元素通常有＋2～＋7多种化合价。 【典型例题】下列关于元素第一电离能的说法不正确的是( ) A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠 B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大 C．最外层电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大 D．对于同一元素而言，原子的电离能I1＜I2＜I3＜… ▉方法065判断元素电负性大小的方法 【解题通法】 (1)非金属电负性>金属电负性； (2)运用同周期、同主族电负性变化规律； (3)利用气态氢化物的稳定性； (4)利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱； (5)利用单质与H2化合的难易； (6)利用单质与水或酸反应置换氢的难易； (7)利用化合物中所呈现的化合价； (8)利用置换反应。 【典型例题】不能说明X的电负性比Y的大的是( ) A．X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多 B．与H2化合时X单质比Y单质容易 C．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 D．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的酸性强 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