第1章 原子结构与元素性质（复习讲义）化学鲁科版选择性必修2

第1章原子结构与元素性质 复习讲义 复习目标 1.前四周期元素中基态原子核外电子排布式的书写以及根据电子排布式的特点进行元素推断； 2.运用电离能、电负性解释、推测某些元素的性质； 3.结合元素周期律、周期表以推断题的形式进行考查原子结构与性质的应用。 重点和难点 重点：核外电子排布规律的应用；元素周期律的本质与性质递变规律；“位 - 构 - 性” 关系的应用。 难点：洪特规则特例的理解与应用；第一电离能的 “反常” 现象分析；不同类型微粒半径的比较；电负性与化学键类型的关系判断。 █知识点一 原子结构与元素性质的化学用语的正误判断 一、电子的运动状态与构造原理、和泡利原理、洪特规则、能量最低原理、电子排布式 1、构造原理 （1）内容：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 称为构造原理。 原子核外电子排布的轨道能量顺序 （2）多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律： ①相同能层上原子轨道能量的高低：ns np nd nf。 ②形状相同的原子轨道能量的高低：1s 2s 3s 4s…… ③能层和形状均相同的原子轨道能量 ，例如2px、2py、2pz轨道的能量 。 ④能级交错规律：ns (n-2)f (n-1)d np。 2.基态原子的核外电子排布规律 （1）能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量 的原子轨道，使整个原子的能量最低，这就是能量最低原理。 （2）泡利原理：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取向相 。 （3）洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先 分占，且自旋 。洪特规则的特例：在处于简并（等价）轨道的 充满(p6、d10、f14)、 充满(p3、d5、f7)、全 (p0、d0、f0)的状态时，具有较 的能量和较 的稳定性。如Cr:[Ar]3d54s1、Cu:[Ar]3d104s1。 【特别提醒】s轨道不存在简并轨道，故不存在全充满、半充满、全空情况。换一名话说，就是不存在s轨道全充满、半充满、全空的能量更低的状态。 二、基态原子（离子）核外电子排布的表示方法 表示方法 以硫原子为例 电子排布式 简化电子排布式 电子排布图（或轨道表示式） 价电子排布式或轨道表示式 离子（S2-）的电子、价电子排布式 三、核外电子排布式与原子结构示意图、轨道表示式的关系 原子结构示意图→电子排布式→轨道表示式逐步细化核外电子的运动状态。 四、电子式书写常见的6大误区 1.漏写未参与成键的电子，如：N2：N⋮⋮N，正确应为∶N⋮⋮N∶ 2.化合物类型不清楚，漏写或多写[　]及错写电荷数，如：NaCl：Na＋；HF：H＋[]－，正确应为NaCl：Na＋[]－，HF：H。 3.书写不规范，错写共用电子对，写双原子分子的非金属单质的电子式时，要注意共用电子对的数目和表示方法。如：N2的电子式为∶N⋮⋮N∶，不能写成∶N∶∶∶N∶，更不能写成或· ·。 4.错误理解原子间的结合顺序，如HClO的结构式为H—O—Cl而非H—Cl—O。确定原子间连接顺序的方法是先标出各原子的化合价，然后根据异性微粒相邻，同性微粒相间的原则确定，如HClO中各元素的化合价为，其结构式为H—O—Cl，电子式为：：：H。 5.忽视原子最外层电子数，均写成8电子结构，如CH的电子式为[H：H：H]＋而非[H：H：]＋。 6.不考虑A2B、AB2型离子化合物中2个A、2个B是分开写还是一起写。要注意每一个离子都与带相反电荷的离子直接相邻的事实。如Na2O的电子式应为Na＋[：：]2－Na＋，不能写成Na[：：]2－；再如CaBr2的电子式为[：：]－Ca2＋[：：]－。 五、电子排布式书写的易错点 1.电子排布式的书写: ①要依据 原理来完成； ②对于副族元素要注意能级 ； ③要注意“价电子排布”“核外电子排布”的区别； ④关注原子电子排布式与离子电子排布式的区别。 2.并不是所有的原子核外电子的排布都遵循 原理。Cr原子和Cu原子具有特殊性Cr:[Ar]3d54s1,Cu:[Ar]3d104s1。 3.与化合价有关的电子叫 电子,价层电子并不都是指原子的 电子,主族元素的价层电子就是最外层电子,但过渡元素的价层电子包括最外层s电子,次外层d电子,有的还包括倒数第三层f电子。 4.书写电子排布式时,同一能层按能级由低到高顺序连在一起。如基态Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,而不能写成1s22s22p63s23p64s23d6。 5.在原子失去价电子时,并不都是按照填充的 失去,而是按电子排布式顺序从外层向 失去。如基态Fe3+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5,即Fe→Fe3+是失去4s能级上的两个电子和3d能级上的一个电子。 6.1~36号元素中原子核外电子排布的特殊性。 （1）最外层只有一个未成对电子的元素: ①第 族(ns1:H、Li、Na、K)； ②第 族(ns2np1:B、Al、Ga)； ③第 族(ns2np5:F、Cl、Br)； ④Cr(3d54s1)和Cu(3d104s1)。 （2）最外层有2个未成对电子的元素: ①第 族(ns2np2:C、Si、Ge)； ②第 族(ns2np4:O、S、Se)。 （3）最外层有3个未成对电子的元素: 第 族(ns2np3:N、P、As)。 （4）3d能级半充满的元素:Cr(3d54s1)和Mn(3d54s2)。 效果检测特别提醒/易错提醒/教材延伸 在画基态原子的轨道表示式时,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)； ④(违反洪特规则)； ⑤画轨道表示式时,不能省略空轨道。如C的轨道表示式应为,而不是。 1.下列表达式正确的是 A．基态铬原子Cr的价电子排布式： B．氮原子的L层电子轨道表示式： C．的结构示意图： D．HClO的电子式： 2.反应用于工业制取硫酸，下列相关微粒的化学用语正确的是 A．中子数为的铁原子： B．O原子电子式： C．的结构示意图： D．原子最外层的轨道表示式： █知识点二 原子核外电子能量高低的判断 一、能层与能级 1、能层与能级的认识误区 （1）任何能层均含有 能级,都是从 能级开始,且能级数与能层 相同,但不是任何能层均含有任何能级。 （2）能层就是 层。 （3）从第3能层开始出现 能级,且 能级的能量大于 能级。 （4）每个能层最多容纳电子数是能层序数 ,但与实际填充的电子数 相同。 2、判断能级能量高低的方法 （1）首先看能层,一般能层序数越大,能量越 。 （2）再看能级,同一能层中的各能级,能量由低到高的顺序是ns np nd nf。 （3）还要注意能级交错现象,即高能层的s、p能级的能量可能会 于低能层的d、f能级,如4s 3d,6p 5f等。 3.能层、能级中的数量关系: （1）任一能层,能级数=能层 ,且总是从s能级开始。 （2）以s、p、d、f……排序的各能级最多容纳的电子数依次为1、3、5、7……的二倍。 （3）每个能层最多可容纳的电子数是能层序数的 ,即 。 （4）能级符号相同的不同能级中所容纳的最多电子数 同。 二、电子云和原子轨道 1.电子云： （1）概念：由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。换句话说，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。 （2）意义：①电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对 。电子云图中小点越密，表示电子出现的概率越 。 ②电子云图中的小点并不代表 ，小点的数目也不代表电子实际出现的 ③电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图 （3）绘制电子云轮廓图的目的：表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。例如，绘制电子云轮廓图时，把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来。 ①s电子的电子云轮廓图：所有原子的任一能层的s电子的电子云轮廓图都是 形，只是球的 不同。同一原子的能层越高，s电子云的半径越 。 ②p电子的电子云轮廓图：p电子云轮廓图是 状的。每个p能级都有3个相互 的电子云，分别称为px、py,和pz，右下标x、y、z分别是p电子云在直角坐标系里的取向。 2.原子轨道 （1）定义：量子力学把电子在原子核外的一个 运动状态称为一个原子轨道。 （2）意义：各能级的一个伸展方向的电子云轮廓图即表示一个 轨道 说明：①同一能层中，不同能级原子轨道的能量及空间伸展方向不同；但同一能级的几个原子轨道的能量 ,但半径 。能层序数n越大,原子轨道的半径越 。 ②s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px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量 。 ③原子轨道数与能层序数n的关系:原子轨道数目= 。 ④人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为 轨道。 特别提醒 判断核外电子能量高低易错点梳理 1.混淆能层与能级的能量关系：电子能量并非只由能层（n）决定，同一能层中不同能级能量不同（如n=3时，E(3d)＞E(3p)＞E(3s)）。易误将“能层序数越大，电子能量一定越高”，忽略“能级交错”现象（如E(4s)＜E(3d)，基态原子中4s电子先填充、先失去）。 2.误判不同能层同能级的能量：同一能级（如2p和3p），能层序数越大，电子能量越高（E(3p)＞E(2p)）。易因关注能级相同而忽视能层差异，导致能量判断颠倒。 3.忽视电子排布状态的影响：同一轨道中，自旋相反的两个电子能量相同；不同轨道的电子，若能层、能级相同（如2pₓ、2pᵧ、2pz），能量也相同。易误将“不同轨道”等同于“不同能量”，或认为同一轨道中电子能量不同。 4.混淆“基态”与“激发态”电子能量：基态电子按能量最低原理排布，能量处于稳定状态；激发态电子是基态电子吸收能量后跃迁到更高能级，能量更高。易在未明确电子状态时，直接按基态能级顺序判断能量。 效果检测 1.下列各微粒的电子排布式或外围电子轨道表示式不符合能量最低原理的是 A．Fe2+　 B．S 　 C．F 　 D．Na+　 2.下列状态的氟中，能量最高的是 A． B． C． D． █知识点三 核外电子运动状态的判断 1. 电子运动的核心特征 （1）量子化：电子的能量(如不同电子层、亚层的能量)和轨道角动量不连续，只能取特定数值(如能量量子化表现为电子在固定能级间跃迁，吸收/释放特定频率光子)。 （2）波粒二象性：电子既具有粒子性(有质量、动量),又具有波动性(能发生衍射现象),可用德布罗意关系式λ=h/p(λ为波长，h为普朗克常数，p为动量)描述其波动性。 （3）无确定轨迹：受海森堡不确定性原理(△z·△p≥h/(4π),△z为位置不确定量，△p为动量不确定量)限制，无法同时精确测定电子的位置和动量，故用“电子云”(电子出现概率较高的区域)描述其运动分布。 2.描述电子运动的四大量子数 量子数 符号 物理意义 取值规则 关键关联 主量子数 n 决定电子层（能量主要来源），n越大，电子离核越远、能量越高 正整数（1,2,3,...），对应电子层K、L、M、N... n决定l的取值范围 角量子数 l 决定电子亚层（轨道形状），l越大，亚层能量越高（同一n下） 0 到n-1的整数，对应亚层s、p(、d、f(l=3)... l决定m的取值范围和轨道形状（如l=0为球形，l=1为哑铃形） 磁量子数 m 决定原子轨道的空间取向 -l到+l的整数（含 0），共2l+1个值 每个m对应 1 个轨道，如l=1（p亚层）有 3 个m值，对应 3 个p轨道 自旋量子数 ms 决定电子自旋方向 仅+1/2（自旋向上）或-1/2（自旋向下） 同一轨道中 2 个电子的m_s必相反（泡利不相容原理） 3.电子层、亚层与原子轨道的关系 （1）层级结构：电子层(n)包含多个亚层(l),每个亚层包含多个原子轨道(m),每个轨道最多容纳2个自旋相反的电子(ms不同)。 （2）轨道特征：s亚层(1个轨道，球形)、p亚层(3个轨道，哑铃形，相互垂直)、d亚层(5个轨道)、f亚层(7个轨道)。 （3）能量差异：同一电子层中，亚层能量：s<p<d<f；不同电子层间存在能级交错(如E4s<E3d),源于屏蔽效应(内层电子对外层电子的斥力)和钻穿效应(外层电子进入内层空间的概率)。 4.电子运动状态及电子的空间运动状态 （1）电子运动状态——描述电子的完整运动特征（即 ） ①概念定义：电子运动状态是对原子核外单个电子运动的全面描述，需涵盖电子的能量、轨道形状、轨道空间取向及自旋方向，体现电子运动的 “量子化”“波粒二象性” 等核心特征，是区分不同电子的唯一依据（同一原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子）。 ②核心构成要素：四大量子数的组合 电子运动状态由主量子数(n)、角量子数(l)、磁量子数(m)、自旋量子数(ms)共同决定，四者的不同组合对应不同的电子运动状态，具体关联如下： A.主量子数(n):决定电子所在电子层，影响电子能量高低(n越大，能量通常越高)； B.角量子数(l):决定电子所在亚层及轨道形状(如l=0为s轨道，球形),同—n下，l 越大，亚层能量越高； C.磁量子数(m):决定原子轨道的空间取向(如l=1时，m可取-1an0a+1,对应3个 相互垂直的p轨道)； D.自旋量子数(ms):决定电子自旋方向(仅+1/2或-1/2,即自旋向上或向下),是区分同 一轨道内两个电子的关键。 （2）电子的空间运动状态——描述电子的轨道分布特征（即 ） ①概念定义：电子的空间运动状态是对电子在原子核外空间分布区域的描述，仅关注电子所处的原子轨道（即电子出现概率较高的空间区域），不涉及电子的自旋方向，核心反映 “轨道的能量、形状、空间取向” 三大特征。 ②核心构成要素：三大量子数的组合 电子的空间运动状态由主量子数(n)、角量子数(l)、磁量子数(m)共同决定，三者的不同组合对应不同的原子轨道，即不同的空间运动状态，具体规则如下： A.同一n(电子层)、l(亚层)、m(轨道取向)的组合，对应1种空间运动状态(1个原子 轨道)； B.空间运动状态的数量=原子轨道的总数，例如： a.n=1(K层):l=0(s亚层),m=0,仅1种空间运动状态(1s轨道)； b.n=2(L层):l=0(s亚层，1种)、l=1(p亚层，m=-1,O,+1,3种),共4种空间运动状态； c.n=3(M层):l=0(1种)、l=1(3种)、l=2(d亚层，m=-2,-l,O,+l,+2,5种),共9种空间运动状态。 教材延伸 核外电子运动状态和核外电子空间运动状态的实例分析 1.核外电子运动状态的计算：以氧原子(核外8个电子)为例，其价电子层(2s2p)中电子的运动状态差异如下：2s轨道的2个电子：n=2,l=0,m=0相同(空间运动状态一致),但ms分别为+1/2和-1/2,故对应2种不同的电子运动状态；2p轨道的4个电子：n=2,l=1相同，m可取-1、O、+1(3种空间运动状态),其中1个m值对应2个电子(ms不同),另外2个m值各对应1个电子(ms为+1/2),故2p轨道对应4种不同的电子运动状态；综上所述，氧原子8个电子对应8种不同的电子运动状态，符合“同一原子中电子运动状态唯一”的规律。 2.核外电子空间运动状态的计算：以铁原子(电子排布式[Ar]3d⁶4s²)为例，其核外电子的空间运动状态数量计算如下：内层([Ar]):对应氩原子的电子层结构，n=1(1种)、n=2(4种)、n=3(3s3p,共1+3=4种),合计1+4+4=9种；外层(3d4s):4s亚层(l=0,1种)、3d亚层(l=2,5种),合计1+5=6种；综上所述，铁原子核外电子的空间运动状态共9+6=15种，与“各电子层轨道总数之和”(1+4+9=14?此处需修正：[Ar]为18电子，轨道总数为1s（1）+2s（1）+2p（3）+3s（1）+3p（3）=9,3d（5）+4s（1）=6,总计15种，正确)一致，体现空间运动状态与原子轨道的——对应关系。 效果检测 1.下列说法能区分电子运动状态与空间运动状态的是（ ） A. 是否涉及电子所处的电子层 B. 是否描述电子的轨道形状 C. 是否考虑电子的自旋方向 D. 是否关联电子的能量高低 2.某基态原子最高能级上电子排布式为、、。下列关于该电子排布的说法不正确的是 A．三个电子具有的能量不同 B．三个电子的电子云形状相同 C．该元素最高正价为+5 D．该原子最高能层上电子的空间运动状态有4种 █知识点四 元素周期表和元素周期律的应用 一、元素周期表 1.元素“位”“构”“性”的关系 元素在周期表中的位置、元素的原子结构和元素的性质有下图所示的关系。 2．三者的推断关系 （1）结构与位置的互推 ①明确四个关系式 a．电子层数＝ 序数。 b．质子数＝ 序数。 c．最外层电子数＝ 序数。 d．主族元素的最高正价＝ 电子数。 最低负价＝－|8－ 电子数|。 ②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律 a．各周期所能容纳元素种数。 b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置。 c．同族上下相邻元素原子序数的关系。 （2）性质与位置互推 熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。主要包括： ①元素的金属性、非金属性。 ②气态氢化物的稳定性。 ③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。 ④金属与H2O或酸反应的难易程度。 3．结构和性质的互推 （1） 电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。 （2）原子半径决定了元素 的性质；离子半径决定了元素组成 的性质。 （3）同主族元素最外层电子数 ，性质 。 4.元素周期表中的有关规律 （1）原子序数序差规律 ①同主族、邻周期元素的原子序数差 元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类 元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类 ②同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 原子序数差 无 1 11 25 （2）元素化合价规律 ①主族元素的最高正化合价=它所在的 数= 电子数(即价电子数),但要注意F 正价,O一般不显正价。 ②只有非金属元素才有负价,非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。 ③若某原子的最外层电子数为奇数(m),则正常化合价为 数,从+1价到+m价,若出现偶数则为 正常化合价,其氧化物为不成盐氧化物,如NO、NO2。 ④若某原子的最外层电子数为偶数(n),则元素的正常化合价为一系列 数,例如。 （3）微粒半径大小比较的一般规律 ①同周期(除0族外)，随原子序数的 ,原子半径由大到小，如Na>Mg>Al； ②同主族，随原子序数的 ,原子半径、离子半径由小到大，如Li<Na<K；Li+<Na+<K+； ③具有 核外电子排布的微粒，核电荷数越 ,微粒的半径越小（阴前阳下，径小序大），如Al3+<Mg2+<Na+<F-<O2-； ④同种元素形成的微粒，阳离子<原子<阴离子,价态越 ,微粒的半径越 ，如H+<H<H-；Fe3+<Fe2+<Fe。 （4）元素种类判断规律 ①周期元素种类：设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为 ；偶数周期为 。如第3周期为种，第4周期为种。 ②族“m-2” 非金属元素种类判断规律：任何一主族中，非金属元素种类＝（ 序数－2）的绝对值 （5）对角线规律 金属与非金属分界线对角（ 角与 角）的两主族元素性质 ，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。 （6）相似规律： ①相邻相似：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别 ，俗称相邻相似规律； ②同族相似；由于同族元素的最外层电子数 ，故同族元素性质 。 ③对角相似：①沿表中金属与非金属分界线方向（），对角 的两主族元素（都是金属或非金属）性质（金属性或非金属性）相近．②元素周期表中左上右下（）相邻的两金属元素的离子半径 ． （7）递变规律： ①同周递变：同一周期的元素从左到右，随着核电荷数的 ，最外层电子数依次增多，原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，所以，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 ②同族递变：同一主族的元素从上到下，随着核电荷数的 ，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 ③三角递变；所谓“三角递变”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的递变规律。如：原子序数Z(C)>Z(B)>Z(A)；原子半径r(C)>r(A)>r(B)；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C，单质的氧化性B>A>C等。 （8）“定性”规律：若主族元素族数为m，周期数为n，则： ①＜1时为金属，值越 ，金属性越强； ②＞1时是非金属，越 ，非金属性越强； ③＝1时多为 元素 5.金属性和非金属性强弱的判断方法 一表 两序 元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强” 金属活动性顺序：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱 非金属活动性顺序：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性减弱 三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属 与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强 与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强 氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应元素的金属性越强 还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应元素的非金属性越强 第一电离能 第一电离能越小，元素的金属性越强（注意第ⅡA族和第ⅢA族的元素例外）；第一电离能越大，元素的非金属性越强（注意第ⅡA族和第ⅢA族的元素例外） 电负性 电负性越小，元素的金属性越强；电负性越大，元素的非金属性越强 二、元素周期律 1.电离能 （1）元素第一电离能的周期性变化规律。 一般 规律 同一周期,随着原子序数的 ,元素的第一电离能呈现增大的趋势,稀有气体元素的第一电离能最 ,碱金属元素的第一电离能最 ；但要注意第ⅡA族和第ⅢA族的 ，如I1 (Be)> I1 (B)，I1 (Mg)> I1 (Al)；第ⅤA族和第ⅥA族的反常，如I1 (N)> I1 (O)，I1 (P)> I1 (S)。同一主族,从上到下，随着电子层数的 ,元素的第一电离能逐渐减小 特殊 情况 第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下,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)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。如同周期主族元素,第ⅡA族元素的原子最外层p能级 、ⅤA族元素的原子最外层p能级 ,比较稳定，所以其第一电离能 同周期相邻的主族元素 （2）逐级电离能变化规律 ①同一元素的逐级电离能是逐渐 的，即I1 I2 I3 … ②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在 发生了变化 （3）电离能的应用 ①推断元素原子的核外电子 ，例如：Li的逐级电离能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，且最外层上只有一个电子。 ②判断主族元素的 化合价或 电子数，如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。 ③判断元素的金属性、非金属性 ，I1越 ，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外)； I1越 ，元素的金属性越强。 2.电负性 （1）电负性大小判断。 规律 在周期表中,同周期主族元素电负性从左到右逐渐 ,同主族从上往下逐渐 方法 常常应用化合价及物质类别判断电负性的 ,如O与Cl的电负性比较:①HClO中Cl为+1价、O为-2价,可知O的电负性大于Cl；②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物,可知O的电负性大于Cl （2）应用 ①判断元素的金属性或非金属性 I、金属元素的电负性一般小于 ,非金属元素的电负性一般大 ,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。 注：不能把电负性 作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准 II、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判断化学键的类型 I、如果两种成键元素的电负性差值大于 ,它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。 II、如果两种成键元素的电负性差值小于 ,它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。 ③判断元素的化合价 I、电负性小的元素易呈现 价 II、电负性大的元素易呈现 价 ④解释对角线规则 利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。 3.电负性与第一电离能的关系 电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性 的原子对应元素的第一电离能也 。 原子结构或性质 同一周期(从左到右) 同一主族(从上到下) 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 酸性 增强 减弱 碱性 减弱 增强 气态氢化物的稳定性 增强 减弱 第一电离能 增大(但ⅡA族>ⅢA族,ⅤA族>ⅥA族) 减小 电负性 变大 变小 易错提醒 元素周期表和元素周期律的应用易错提醒 1.规律适用范围判断易错 （1）混淆“主族”与“全部元素”：周期律中“最高正价=主族序数”“非金属性越强，最高价含氧酸酸性越强”等规律，仅适用于主族元素。易误用于副族、第Ⅷ族元素，如Fe无+8价，不能用主族价态规律判断。 （2）忽略“同周期”“同主族”前提：比较元素金属性、非金属性，或原子半径、化合价时，必须限定“同周期从左到右”或“同主族从上到下”。易在未明确周期/主族关系时直接套用规律，如误判“O非金属性强于Cl”（二者不同周期不同主族，需通过中间元素或氢化物稳定性间接判断）。 2.特殊元素与特例忽视易错 （1）无视“反常”元素性质：部分元素性质不符合周期律递变，易直接套用规律出错。例如同主族中，H2O、HF因存在氢键，熔沸点高于同主族相邻氢化物（如H2O＞H2S，HF＞HCl）；碱金属中，Li的密度小于煤油，不能保存在煤油中（需用石蜡密封）。 （2）遗忘“无正价”“无最高价”元素：F无正价，O无最高正价（无+6价），在判断“最高价氧化物对应水化物”或“最高正价”时，易忽略这两种元素，如误写F的最高价含氧酸为HFO4（实际不存在）。 效果检测 1.结合元素周期律，根据下列事实所得推测合理的是 选项 事实 推测 A CO2是分子晶体，熔点较低 SiO2是分子晶体，但熔点高于CO2 B 根据“对角线规则”，元素Be和Al的化学性质相似 Be(OH)2具有两性，可与稀氨水反应 C 电解CuCl2溶液可得到金属Cu 电解MgCl2溶液可得到金属Mg D 三氟乙酸的酸性强于三氯乙酸的酸性 三氯乙酸酸性强于三溴乙酸酸性 2.硒是人体必需的微量元素，它能有效提高人体免疫机能，抑制癌症和心脑血管等疾病的发病率。下列有关说法正确的是 A．硒元素位于元素周期表S区 B．硒的基态原子核外电子排布中共有7个能级 C．硒的氧化物只有一种 D．硒是第四周期第VIA族元素 █知识点五 元素的推断与性质判断 1.元素推断的一般思路 2．推断题要点总结 （1）结构与位置互推是解题的核心 ①掌握四个关系式：a.电子层数＝ 数；b.质子数＝ 序数；c.最外层电子数＝ 序数；d.主族元素的最高正价＝ 序数(O、F除外)，负价＝ 序数－8。 ②熟练掌握周期表的结构及周期表中的一些特殊规律 a．“凹”型结构的“三短四长，七主七副八零完”；b.各周期元素种类；c.稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；d.同主族上下相邻元素原子序数的关系。 （2）利用常见元素及其化合物的特征 ①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中存在的硬度最大的物质的元素、气态氢化物中氢的质量分数最大的元素： 。 ②空气中含量最多的元素、气态氢化物水溶液呈碱性的元素： 。 ③地壳中含量最多的元素： 。 ④常见的具有漂白性的物质： 等。 ⑤单质是最活泼的非金属元素、无正价的元素或无含氧酸的非金属元素、气态氢化物的水溶液可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素、阴离子还原性最弱的元素： 。 ⑥单质密度最小的元素： ；密度最小的金属元素： 。 ⑦常温下单质呈液态的非金属元素： ；金属元素： 。 ⑧最高价氧化物及其水化物既能与强酸又能与强碱反应的元素： 。 ⑨元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能化合的元素： ；能发生氧化还原反应的元素： 。 ⑩元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素： 。 （3）利用稀有气体元素原子结构的特殊性。 稀有气体元素原子电子层结构与同周期非金属元素原子形成阴离子的电子层结构相同,与下一周期某些金属元素原子形成阳离子的电子层结构相同。 ①与 电子层结构相同的离子有H－、Li＋、Be2＋等。 ②与 电子层结构相同的离子有F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋等。 ③与 电子层结构相同的离子有Cl－、S2－、K＋、Ca2＋等。 （4）由基态原子的价电子排布式给元素定位。 ①周期序数＝电子层数(能层序数)＝最高能层 ②主族元素的族序数＝价电子 ③第ⅢB族～第ⅦB族的价电子排布式为(n－1)d1～10ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝ 。如锰的价电子排布式为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。 ④第ⅠB族和第ⅡB族的价电子排布式为(n-1)d10ns1~2,族序数=ns能级上的 。 易错提醒 一、元素推断易错点： 1.“四同”概念混淆：同位素描述对象是原子，同素异形体是单质，同系物和同分异构体是有机化合物。易出现如将1H2和2H2误认为同位素等错误，实际上它们既不是同位素，也不是同素异形体。 2.10电子体和18电子体判断错误：10电子体和18电子体是元素推断的重要突破口，需以Ne和Ar为中心记忆。如常见10电子体有Ne、HF、H2O、NH3、CH4等，18电子体有Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4等，若记忆不清，推断时易受阻。 3.忽视元素成键特点和化合物特征：短周期元素的成键特点及化合物特征是推断元素的关键。如某元素形成化合物种类最多，应为C；元素的气态氢化物可用作制冷剂，其水溶液呈碱性，应为N。若不熟悉这些特征，难以准确推断元素。 二、元素性质判断依据易错点： 1.忽视特殊元素：氧无最高正价，氟无正价，在判断元素最高正化合价与主族序数关系时，易忽略这两种元素。 2.混淆得失电子数量与难易：判断元素金属性和非金属性强弱，依据的是原子得失电子的难易程度，而非得失电子的多少。如Na失1个电子，Al失3个电子，但金属性Na＞Al。 3.未强调最高价氧化物对应水化物：根据元素氧化物对应水化物酸碱性判断元素非金属性或金属性强弱时，必须是最高价氧化物对应的水化物。如不能根据HNO2酸性强于H3PO4，得出N非金属性强于P，因为HNO2不是N的最高价含氧酸。 4.错用氢化物相关性质：应根据简单氢化物的稳定性讨论非金属性强弱，不能用氢化物的酸性、熔沸点高低讨论。如不能因为HF酸性弱于HCl，就认为F非金属性弱于Cl。 效果检测 1.W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，W是宇宙中含量最多的元素，X的最高能级不同轨道都有电子且自旋方向相同，Y的最外层电子数为偶数，Z的核外电子数等于X与Y的最外层电子数之和。下列说法正确的是 A．电负性： B．第一电离能： C．W与Y形成的化合物一定只含极性共价键 D．原子半径： 2.某物质结构如图所示，其中X、Y、Z、R、W分别位于3个短周期且原子序数依次增大，Y的某种同位素常用于测定文物的年代，下列说法正确的是 A．X、Y、R、W形成的化合物对应水溶液可能呈酸性 B．简单离子半径:W>Z>R C．Z的氢化物的稳定性和沸点都高于Y的氢化物 D．Y和W的单质均能导电 █考点一 原子结构与元素性质的化学用语的正误判断 【例1】下列化学用语表示正确的是 A．中子数为8的氮原子： B．基态Cr原子价层电子轨道表示式： C．O原子的2s轨道电子云轮廓图： D．的结构示意图： 【变式1-1】下列化学用语使用正确的是 A．用电子式表示形成过程： B．钾离子的结构示意图： C．氨分子的电子式： D．的一种同位素为 【变式1-2】下列描述原子结构的化学用语正确的是 A．碳原子结构示意图： B．基态铜原子()的价层电子排布式： C．氧原子核外能量最高的电子云的形状： D．碳原子核外电子的轨道表示式： █考点二 原子核外电子能量高低的判断 【例2】下列轨道表示式所表示的元素原子中，能量处于最低状态的是 A．   B．   C．   D．   【变式2-1】下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最高的是 A． B． C． D． 【变式2-2】下列状态的原子中，能量最低的是 A． B． C． D． █考点三 核外电子运动状态的判断 【例3】如图化合物Q是一种表面涂层材料，其中W、X、Y、Z是分别处于三个短周期的主族元素，原子序数依次增大且不相邻，下列有关说法错误的是 A．第一电离能：Y>X B．X的基态原子有4种空间运动状态的电子 C．的沸点较高，主要是因为分子中的共价键强 D．Q在酸性条件下水解生成的气体为非极性分子 【变式3-1】中国科学家成功合成了一种非线性光学晶体氟硼铝酸铯()，其在精密测量领域有着重要的应用价值。下列说法不正确的是 A．元素的电负性： B．基态氧原子的核外电子有8种运动状态 C．Cs是第六周期中原子半径最小的主族元素 D．X射线衍射实验可测定氟硼铝酸铯晶体的结构 【变式3-2】由O、F、I组成化学式为的化合物，能体现其成键结构的片段如图所示。下列说法错误的是 A．基态氧原子的核外电子有5种空间运动状态 B．O、F、I均为p区元素 C．该化合物中存在过氧键 D．该化合物中I原子存在孤对电子 █考点四 元素周期表和元素周期律的应用 【例4】下列关于元素周期表的描述正确的是 A．可以在过渡元素区寻找半导体材料 B．碱金属元素的电负性从上到下依次增大 C．位于第六周期第ⅢB族，属于f区 D．元素周期表有7个横行，18个纵行，其中包含9个副族 【变式4-1】青金石是方钠石类铝硅酸盐中的一种，其中一种化学式为Na5Ca3[AlSiO4]6Cl2，可作为彩绘用的蓝色颜料。下列说法错误的是 A．第一电离能：Cl>Si>Al B．离子半径：Ca2+>Cl->Na+ C．电负性：Cl>Si>Al D．原子半径：Ca>Cl>O 【答案】B 【解析】A．同周期主族元素从左到右，随着原子序数的递增，元素的第一电离能总体趋势递增，第三周期中Mg、P反常，故Cl＞Si＞Al，A正确；B．对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小；电子层数越多，离子半径越大，则离子半径：Cl⁻(3层，核电荷17)＞Ca2⁺(3层，核电荷20)＞Na⁺(2层)，B错误；C．同周期主族元素从左到右，元素的电负性依次增大，Al、Si、Cl同周期且原子序数递增，则电负性Cl＞Si＞Al，C正确；D．同周期主族元素从左到右，原子半径递减，同主族元素从上到下，原子半径递增，则原子半径：Ca(第四周期)＞Cl(第三周期)＞O(第二周期)，D正确；故选B。 【变式4-2】元素周期表中，某些主族元素与下方的主族元素(如图)的性质具有相似性，这种规律被称为“对角线规则”。下列叙述正确的是 A．Li在空气中燃烧能生成Li2O、Li3N B．硼酸是强酸 C．B与水常温下能剧烈反应 D．BeCl2是离子化合物 █考点五 元素的推断与性质判断 【例5】W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的5种前四周期元素，其元素性质或原子结构如下： 元素 元素性质或原子结构 W 电子只有一种自旋取向 X 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都低于同周期相邻元素 Y 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都高于同周期相邻元素 Z 基态原子核外有9种不同空间运动状态的电子，且只有一个不成对电子 N 同周期中不成对电子最多 下列说法不正确的是 A．简单离子半径：Z＞X＞Y B．的键角比的键角大 C．YX的熔点比的熔点高 D．N元素位于周期表第四周期ⅥB族，属于d区 【变式5-1】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，W是宇宙中含量最多的元素，X的最高能级不同轨道都有电子且自旋方向相同，Y的最外层电子数为偶数，Z的核外电子数等于X与Y的最外层电子数之和。下列说法正确的是 A．电负性： B．第一电离能： C．W与Y形成的化合物一定只含极性共价键 D．原子半径： 【变式5-2】部分短周期元素原子(用字母表示)最外层电子数与原子序数的关系如图。下列说法正确的是 A．简单离子半径：W>Z>X B．仅由Y与Z形成的化合物中含有共价键 C．最简单氢化物的稳定性：Y>W>R D．Y单质能从W的盐溶液中置换出W单质 基础应用 1．（24-25高二下·福建漳州·期中）近几年我国在航空航天、量子通讯等方面大放异彩，下列说法错误的是 A．“祝融号”火星探测器上使用的钛合金具有优良的性能，钛属于IVB族元素 B．“天问一号”中形状记忆合金的两种金属都属于过渡金属元素，Ni在元素周期表中位于ds区 C．清华大学打造的世界首款异构融合类脑芯片—天机芯的主要材料硅的价电子排布式为 D．量子通信材料螺旋碳纳米管TEM与石墨烯互为同素异形体 2．（24-25高二下·浙江杭州·期中）下列化学用语表示正确的是 A．中子数为10的氧原子： B．HCN的结构式是 C．基态Cr原子核外电子排布式为： D．的电子式： 3．（24-25高二下·湖北武汉·期中）下列状态的铝中，电离最外层一个电子所需能量最大的是 A． B． C． D． 4．（24-25高二下·云南·期中）基态Cr原子的价层电子排布图为，下列说法错误的是 A．该轨道表示式书写符合洪特规则和能量最低原理 B．基态Cr原子中未成对电子数为6 C．基态Cr原子核外电子的空间运动状态种类数为24 D．根据基态Cr原子的价层电子排布图，Cr元素在化合物中可以显价 5．（24-25高二下·江苏淮安·期中）铵明矾是常用的食品添加剂。下列判断正确的是 A．第一电离能： B．电负性： C．原子半径： D．键角： 6．（24-25高二下·内蒙古·期中）若某基态原子的外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是 A．该元素位于周期表第5周期第ⅢB族 B．该元素原子核外有4个电子层 C．该元素原子最外层共有3个电子 D．该元素原子位于ds区 7．（24-25高二下·广东广州·期中）下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用……表示，单位为). …… R 740 1500 7700 10500 下列关于元素R的判断中一定正确的是 A．R的最高正价为+3价 B．R元素位于元素周期表的P区 C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素 D．R元素基态原子的电子排布式为 8．（24-25高二下·四川达州·期中）某元素基态原子的电子排布式为，下列说法错误的是 A．该元素与Ni同属一族 B．该元素基态原子不含未成对电子 C．该元素基态原子有15个原子轨道 D．该元素基态原子中有26个不同运动状态的电子 9．（24-25高二下·上海奉贤·期中）原子光谱是研究物质中原子结构的重要方法，下列与氢原子有关的说法中错误的是 A．氢原子电子云图中小黑点的疏密表示电子在该区域出现的概率密度 B．霓虹灯能的发光机理与氢原子光谱形成机理基本相同 C．利用玻尔原子结构模型可以较好地解释氢原子光谱为线状光谱 D．氢原子核外只有一个电子，它产生的原子光谱中只有一根或明或暗的线 10．（24-25高二下·福建福州·期中）根据要求回答下列问题： （1）《中华本草》等中医典籍中，记载了炉甘石()入药，可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。Zn、C、O电负性由大至小的顺序是 。 （2）① ②  ③  ④的半径由大到小排列为 (用序号表示)。 （3）下列属于氧原子激发态的轨道表示式的有 (填字母)。 a．    b． c．    d． （4）Cu的外围电子排布式为 。 （5）基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为 。 （6）基态S原子的原子核外电子有 种空间运动状态，其能量最高的电子电子云轮廓图为 形。 （7）由于Be与Al处于对角线位置，性质具有相似性，根据“对角线规则”，写出与NaOH反应的化学方程式 。 能力提升 11．（24-25高二下·四川·期中）下列关于原子结构的说法正确的是 A．有10种不同能量的电子 B．基态原子价电子排布式为的元素位于元素周期表第四周期第ⅥB族 C．根据泡利不相容原理，原子核外可能有两个电子的运动状态是完全相同的 D．某原子的电子排布式违反了洪特规则 12．（24-25高三上·云南昆明·期中）一种有机物催化剂由原子序数依次递增的短周期元素组成，结构式如下图。下列说法正确的是 A．原子半径： B．氢化物沸点： C．元素电负性： D．第一电离能： 13．（24-25高二下·浙江·期中）我国科研人员利用激光操控方法，从Ca原子束流中直接俘获41Ca原子，实现了对同位素41Ca的灵敏检测。41Ca的半衰期(放射性元素的原子核有半数发生衰变所需的时间)长达10万年，是14C的17倍，可应用于地球科学与考古学。下列说法正确的是 A．41Ca的原子核内有20个中子 B．钙原子核外有6种不同能量的电子 C．从Ca原子束流中直接俘获41Ca原子的过程属于化学变化 D．41Ca的半衰期长，说明41Ca难以失去电子 14．（2025·云南·高考真题）钙霞石是一种生产玻璃陶瓷的原料，所含M、Q、R、T、X、Y、Z为原子序数依次增大的前20号主族元素，M是原子半径最小的元素，Q是形成物质种类最多的元素，R是地壳中含量最高的元素，T、X、Y同周期，Q、X均与Y相邻，Z的原子序数等于M、R和T的原子序数之和。下列说法正确的是 A．M与Z可形成离子化合物 B．原子半径： C．是极性分子 D．电负性： 15．（2025·山东·高考真题）第70号元素镱的基态原子价电子排布式为。下列说法正确的是 A．的中子数与质子数之差为104 B．与是同一种核素 C．基态原子核外共有10个d电子 D．位于元素周期表中第6周期 16．（24-25高二下·安徽阜阳·期中）根据原子结构、元素周期表和元素周期律的知识回答下列问题： （1）X元素基态原子次外层电子数是最外层电子数的，其价电子轨道表示式是 。 （2）Y是1~36号元素原子核外电子排布中未成对电子数最多的元素铬，其在元素周期表中的位置是 。 （3）Z元素基态原子的轨道表示式是图中的 (填写序号)， ① ② 另一轨道表示式不能作为基态原子的轨道表示式是因为它不符合 。 a.能量最低原理    b.泡利不相容原理     c.洪特规则 （4）第三周期元素的气态电中性基态原子失去最外层一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量叫作第一电离能(I1)。如图所示： ①同周期内，随着原子序数的增大，I1值变化的总趋势是 。 ②根据图中提供的信息，可推断出I氧 I氟(填“>”“<”或“=”，下同)。 ③根据第一电离能的含义和元素周期律，可推断出I镁 I钙。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 第1章 原子结构与元素性质 复习讲义 复习目标 1.前四周期元素中基态原子核外电子排布式的书写以及根据电子排布式的特点进行元素推断； 2.运用电离能、电负性解释、推测某些元素的性质； 3.结合元素周期律、周期表以推断题的形式进行考查原子结构与性质的应用。 重点和 难点 重点：核外电子排布规律的应用；元素周期律的本质与性质递变规律；“位 - 构 - 性” 关系的应用。 难点：洪特规则特例的理解与应用；第一电离能的 “反常” 现象分析；不同类型微粒半径的比较；电负性与化学键类型的关系判断。 █知识点一 原子结构与元素性质的化学用语的正误判断 一、电子的运动状态与构造原理、和泡利原理、洪特规则、能量最低原理、电子排布式 1、构造原理 （1）内容：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。 原子核外电子排布的轨道能量顺序 （2）多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律： ①相同能层上原子轨道能量的高低：ns<np<nd<nf。 ②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s…… ③能层和形状均相同的原子轨道能量相等，例如2px、2py、2pz轨道的能量相等。 ④能级交错规律：ns<(n-2)f<(n-1)d<np。 2.基态原子的核外电子排布规律 （1）能量最低原理：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，这就是能量最低原理。 （2）泡利原理：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取向相反。 （3）洪特规则：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。洪特规则的特例：在处于简并（等价）轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)的状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。如Cr:[Ar]3d54s1、Cu:[Ar]3d104s1。 易错提醒 s轨道不存在简并轨道，故不存在全充满、半充满、全空情况。换一名话说，就是不存在s轨道全充满、半充满、全空的能量更低的状态。 二、基态原子（离子）核外电子排布的表示方法 表示方法 以硫原子为例 电子排布式 1s22s22p63s23p4 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 电子排布图（或轨道表示式） 价电子排布式或轨道表示式 3s23p4 离子（S2-）的电子、价电子排布式 1s22s22p63s23p6 3s23p6 三、核外电子排布式与原子结构示意图、轨道表示式的关系 原子结构示意图→电子排布式→轨道表示式逐步细化核外电子的运动状态。 四、电子式书写常见的6大误区 1.漏写未参与成键的电子，如：N2：N⋮⋮N，正确应为∶N⋮⋮N∶ 2.化合物类型不清楚，漏写或多写[　]及错写电荷数，如：NaCl：Na＋；HF：H＋[]－，正确应为NaCl：Na＋[]－，HF：H。 3.书写不规范，错写共用电子对，写双原子分子的非金属单质的电子式时，要注意共用电子对的数目和表示方法。如：N2的电子式为∶N⋮⋮N∶，不能写成∶N∶∶∶N∶，更不能写成或· ·。 4.错误理解原子间的结合顺序，如HClO的结构式为H—O—Cl而非H—Cl—O。确定原子间连接顺序的方法是先标出各原子的化合价，然后根据异性微粒相邻，同性微粒相间的原则确定，如HClO中各元素的化合价为，其结构式为H—O—Cl，电子式为：：：H。 5.忽视原子最外层电子数，均写成8电子结构，如CH的电子式为[H：H：H]＋而非[H：H：]＋。 6.不考虑A2B、AB2型离子化合物中2个A、2个B是分开写还是一起写。要注意每一个离子都与带相反电荷的离子直接相邻的事实。如Na2O的电子式应为Na＋[：：]2－Na＋，不能写成Na[：：]2－；再如CaBr2的电子式为[：：]－Ca2＋[：：]－。 五、电子排布式书写的易错点 1.电子排布式的书写: ①要依据构造原理来完成； ②对于副族元素要注意能级交错； ③要注意“价电子排布”“核外电子排布”的区别； ④关注原子电子排布式与离子电子排布式的区别。 2.并不是所有的原子核外电子的排布都遵循构造原理。Cr原子和Cu原子具有特殊性Cr:[Ar]3d54s1,Cu:[Ar]3d104s1。 3.与化合价有关的电子叫价层电子,价层电子并不都是指原子的最外层电子,主族元素的价层电子就是最外层电子,但过渡元素的价层电子包括最外层s电子,次外层d电子,有的还包括倒数第三层f电子。 4.书写电子排布式时,同一能层按能级由低到高顺序连在一起。如基态Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,而不能写成1s22s22p63s23p64s23d6。 5.在原子失去价电子时,并不都是按照填充的相反顺序失去,而是按电子排布式顺序从外层向内层失去。如基态Fe3+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5,即Fe→Fe3+是失去4s能级上的两个电子和3d能级上的一个电子。 6.1~36号元素中原子核外电子排布的特殊性。 （1）最外层只有一个未成对电子的元素: ①第ⅠA族(ns1:H、Li、Na、K)； ②第ⅢA族(ns2np1:B、Al、Ga)； ③第ⅦA族(ns2np5:F、Cl、Br)； ④Cr(3d54s1)和Cu(3d104s1)。 （2）最外层有2个未成对电子的元素: ①第ⅣA族(ns2np2:C、Si、Ge)； ②第ⅥA族(ns2np4:O、S、Se)。 （3）最外层有3个未成对电子的元素: 第ⅤA族(ns2np3:N、P、As)。 （4）3d能级半充满的元素:Cr(3d54s1)和Mn(3d54s2)。 效果检测易错提醒 在画基态原子的轨道表示式时,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)； ④(违反洪特规则)； ⑤画轨道表示式时,不能省略空轨道。如C的轨道表示式应为,而不是。 1.下列表达式正确的是 A．基态铬原子Cr的价电子排布式： B．氮原子的L层电子轨道表示式： C．的结构示意图： D．HClO的电子式： 【答案】B 【解析】A．基态铬原子Cr的核电荷数为24，根据能量最低原理，电子排布达到半充满或全充满的结构相对稳定，则Cr的价电子排布式：3d54s1，故A错误；B．由洪特规则和泡利原理可知，态氮原子L层电子的轨道表示式为，故B正确；C．的核电荷数为17，核外电子总数为18，其离子结构示意图为，故C错误；D．次氯酸分子内O原子分别与H原子、Cl原子各形成1个电子对，其电子式为，故D错误；故选B。 2.反应用于工业制取硫酸，下列相关微粒的化学用语正确的是 A．中子数为的铁原子： B．O原子电子式： C．的结构示意图： D．原子最外层的轨道表示式： 【答案】B 【解析】A．Fe为26号元素，中子数位30的铁原子质量数位56，核素符号为，故A错误；B．O原子最外层有6个电子，电子式为：，故B正确；C．的结构示意图： ，故C错误；D．S原子最外层6个电子，轨道表示式：，故D错误；故选：B。 █知识点二 原子核外电子能量高低的判断 一、能层与能级 1、能层与能级的认识误区 （1）任何能层均含有s能级,都是从s能级开始,且能级数与能层序数相同,但不是任何能层均含有任何能级。 （2）能层就是电子层。 （3）从第3能层开始出现d能级,且3d能级的能量大于4s能级。 （4）每个能层最多容纳电子数是能层序数平方的二倍,但与实际填充的电子数不一定相同。 2、判断能级能量高低的方法 （1）首先看能层,一般能层序数越大,能量越高。 （2）再看能级,同一能层中的各能级,能量由低到高的顺序是ns<np<nd<nf。 （3）还要注意能级交错现象,即高能层的s、p能级的能量可能会小于低能层的d、f能级,如4s<3d,6p<5f等。 3.能层、能级中的数量关系: （1）任一能层,能级数=能层序数,且总是从s能级开始。 （2）以s、p、d、f……排序的各能级最多容纳的电子数依次为1、3、5、7……的二倍。 （3）每个能层最多可容纳的电子数是能层序数的平方的二倍,即2n2。 （4）能级符号相同的不同能级中所容纳的最多电子数相同。 二、电子云和原子轨道 1.电子云： （1）概念：由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。换句话说，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。 （2）意义：①电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对大小。电子云图中小点越密，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实际出现的次数 ③电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图 （3）绘制电子云轮廓图的目的：表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。例如，绘制电子云轮廓图时，把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来。 ①s电子的电子云轮廓图：所有原子的任一能层的s电子的电子云轮廓图都是球形，只是球的半径不同。同一原子的能层越高，s电子云的半径越大。 ②p电子的电子云轮廓图：p电子云轮廓图是哑铃状的。每个p能级都有3个相互垂直的电子云，分别称为px、py,和pz，右下标x、y、z分别是p电子云在直角坐标系里的取向。 2.原子轨道 （1）定义：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）意义：各能级的一个伸展方向的电子云轮廓图即表示一个原子轨道 说明：①同一能层中，不同能级原子轨道的能量及空间伸展方向不同；但同一能级的几个原子轨道的能量相同,但半径不同。能层序数n越大,原子轨道的半径越大。 ②s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px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。 ③原子轨道数与能层序数n的关系:原子轨道数目=n2。 ④人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为简并轨道。 易错提醒 判断核外电子能量高低易错点梳理 1.混淆能层与能级的能量关系：电子能量并非只由能层（n）决定，同一能层中不同能级能量不同（如n=3时，E(3d)＞E(3p)＞E(3s)）。易误将“能层序数越大，电子能量一定越高”，忽略“能级交错”现象（如E(4s)＜E(3d)，基态原子中4s电子先填充、先失去）。 2.误判不同能层同能级的能量：同一能级（如2p和3p），能层序数越大，电子能量越高（E(3p)＞E(2p)）。易因关注能级相同而忽视能层差异，导致能量判断颠倒。 3.忽视电子排布状态的影响：同一轨道中，自旋相反的两个电子能量相同；不同轨道的电子，若能层、能级相同（如2pₓ、2pᵧ、2pz），能量也相同。易误将“不同轨道”等同于“不同能量”，或认为同一轨道中电子能量不同。 4.混淆“基态”与“激发态”电子能量：基态电子按能量最低原理排布，能量处于稳定状态；激发态电子是基态电子吸收能量后跃迁到更高能级，能量更高。易在未明确电子状态时，直接按基态能级顺序判断能量。 效果检测 1.下列各微粒的电子排布式或外围电子轨道表示式不符合能量最低原理的是 A．Fe2+　 B．S 　 C．F 　 D．Na+　 【答案】B 【解析】A．Fe是26号元素，Fe原子失去最外层的2个电子形成的Fe2+核外电子数为24，核外电子排布式为，符合能量最低原理，A正确；B．S是16号元素，根据构造原理可知基态S的核外电子排布式应为，故不符合能量最低原理，B错误；C．F是9号元素，原子核外电子排布是2、7，外围电子排布式为2s22p5，由于在一个轨道上最多可容纳2个自旋方向相反的电子存在，则外围电子轨道表示式为，符合能量最低原理，C正确；D．Na是11号元素，Na原子失去最外层1个3s电子变为Na+，Na+最外电子层为第2层，有8个电子，外围电子排布式为2s22p6，Na+外围电子轨道表示式为，D符合能量最低原理，D正确；故合理选项是B。 2.下列状态的氟中，能量最高的是 A． B． C． D． 【答案】C 【解析】A．基态F原子的核外电子排布式为1s22s22p5，能量最低，选项A不符合；B．为F-离子，最高能级为2p，能量较低，选项B不符合；C．激发态F原子能量较高，2p能级上的一个电子分别跃迁到3p能级上，3p能级上的电子能量高，比选项D中的能量高，选项C符合；D．2p能级上的一个电子分别跃迁到3s能级上，3s能级上的电子能量较高，选项D不符合；答案选C。 █知识点三 核外电子运动状态的判断 1. 电子运动的核心特征 （1）量子化：电子的能量(如不同电子层、亚层的能量)和轨道角动量不连续，只能取特定数值(如能量量子化表现为电子在固定能级间跃迁，吸收/释放特定频率光子)。 （2）波粒二象性：电子既具有粒子性(有质量、动量),又具有波动性(能发生衍射现象),可用德布罗意关系式λ=h/p(λ为波长，h为普朗克常数，p为动量)描述其波动性。 （3）无确定轨迹：受海森堡不确定性原理(△z·△p≥h/(4π),△z为位置不确定量，△p为动量不确定量)限制，无法同时精确测定电子的位置和动量，故用“电子云”(电子出现概率较高的区域)描述其运动分布。 2.描述电子运动的四大量子数 量子数 符号 物理意义 取值规则 关键关联 主量子数 n 决定电子层（能量主要来源），n越大，电子离核越远、能量越高 正整数（1,2,3,...），对应电子层K、L、M、N... n决定l的取值范围 角量子数 l 决定电子亚层（轨道形状），l越大，亚层能量越高（同一n下） 0 到n-1的整数，对应亚层s、p(、d、f(l=3)... l决定m的取值范围和轨道形状（如l=0为球形，l=1为哑铃形） 磁量子数 m 决定原子轨道的空间取向 -l到+l的整数（含 0），共2l+1个值 每个m对应 1 个轨道，如l=1（p亚层）有 3 个m值，对应 3 个p轨道 自旋量子数 ms 决定电子自旋方向 仅+1/2（自旋向上）或-1/2（自旋向下） 同一轨道中 2 个电子的m_s必相反（泡利不相容原理） 3.电子层、亚层与原子轨道的关系 （1）层级结构：电子层(n)包含多个亚层(l),每个亚层包含多个原子轨道(m),每个轨道最多容纳2个自旋相反的电子(ms不同)。 （2）轨道特征：s亚层(1个轨道，球形)、p亚层(3个轨道，哑铃形，相互垂直)、d亚层(5个轨道)、f亚层(7个轨道)。 （3）能量差异：同一电子层中，亚层能量：s<p<d<f；不同电子层间存在能级交错(如E4s<E3d),源于屏蔽效应(内层电子对外层电子的斥力)和钻穿效应(外层电子进入内层空间的概率)。 4.电子运动状态及电子的空间运动状态 （1）电子运动状态——描述电子的完整运动特征（即核外电子数目） ①概念定义：电子运动状态是对原子核外单个电子运动的全面描述，需涵盖电子的能量、轨道形状、轨道空间取向及自旋方向，体现电子运动的 “量子化”“波粒二象性” 等核心特征，是区分不同电子的唯一依据（同一原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子）。 ②核心构成要素：四大量子数的组合 电子运动状态由主量子数(n)、角量子数(l)、磁量子数(m)、自旋量子数(ms)共同决定，四者的不同组合对应不同的电子运动状态，具体关联如下： A.主量子数(n):决定电子所在电子层，影响电子能量高低(n越大，能量通常越高)； B.角量子数(l):决定电子所在亚层及轨道形状(如l=0为s轨道，球形),同—n下，l 越大，亚层能量越高； C.磁量子数(m):决定原子轨道的空间取向(如l=1时，m可取-1an0a+1,对应3个 相互垂直的p轨道)； D.自旋量子数(ms):决定电子自旋方向(仅+1/2或-1/2,即自旋向上或向下),是区分同 一轨道内两个电子的关键。 （2）电子的空间运动状态——描述电子的轨道分布特征（即核外电子所占据的轨道数目） ①概念定义：电子的空间运动状态是对电子在原子核外空间分布区域的描述，仅关注电子所处的原子轨道（即电子出现概率较高的空间区域），不涉及电子的自旋方向，核心反映 “轨道的能量、形状、空间取向” 三大特征。 ②核心构成要素：三大量子数的组合 电子的空间运动状态由主量子数(n)、角量子数(l)、磁量子数(m)共同决定，三者的不同组合对应不同的原子轨道，即不同的空间运动状态，具体规则如下： A.同一n(电子层)、l(亚层)、m(轨道取向)的组合，对应1种空间运动状态(1个原子 轨道)； B.空间运动状态的数量=原子轨道的总数，例如： a.n=1(K层):l=0(s亚层),m=0,仅1种空间运动状态(1s轨道)； b.n=2(L层):l=0(s亚层，1种)、l=1(p亚层，m=-1,O,+1,3种),共4种空间运动状态； c.n=3(M层):l=0(1种)、l=1(3种)、l=2(d亚层，m=-2,-l,O,+l,+2,5种),共9种空间运动状态。 教材延伸 核外电子运动状态和核外电子空间运动状态的实例分析 1.核外电子运动状态的计算：以氧原子(核外8个电子)为例，其价电子层(2s2p)中电子的运动状态差异如下：2s轨道的2个电子：n=2,l=0,m=0相同(空间运动状态一致),但ms分别为+1/2和-1/2,故对应2种不同的电子运动状态；2p轨道的4个电子：n=2,l=1相同，m可取-1、O、+1(3种空间运动状态),其中1个m值对应2个电子(ms不同),另外2个m值各对应1个电子(ms为+1/2),故2p轨道对应4种不同的电子运动状态；综上所述，氧原子8个电子对应8种不同的电子运动状态，符合“同一原子中电子运动状态唯一”的规律。 2.核外电子空间运动状态的计算：以铁原子(电子排布式[Ar]3d⁶4s²)为例，其核外电子的空间运动状态数量计算如下：内层([Ar]):对应氩原子的电子层结构，n=1(1种)、n=2(4种)、n=3(3s3p,共1+3=4种),合计1+4+4=9种；外层(3d4s):4s亚层(l=0,1种)、3d亚层(l=2,5种),合计1+5=6种；综上所述，铁原子核外电子的空间运动状态共9+6=15种，与“各电子层轨道总数之和”(1+4+9=14?此处需修正：[Ar]为18电子，轨道总数为1s(1)+2s(1)+2p(3)+3s(1)+3p(3)=9,3d(5)+4s(1)=6,总计15种，正确)一致，体现空间运动状态与原子轨道的——对应关系。 效果检测 1.下列说法能区分电子运动状态与空间运动状态的是（ ） A. 是否涉及电子所处的电子层 B. 是否描述电子的轨道形状 C. 是否考虑电子的自旋方向 D. 是否关联电子的能量高低 【答案】C 【解析】A.电子层由主量子数(n)决定，无论是电子运动状态还是空间运动状态，均需通过n确定电子所在电子层(如n=2对应L层)，两者均涉及电子所处的电子层，无法通过该特征区分，故A错误；B.轨道形状由角量子数(l)决定(如l=0为球形，l=1为哑铃形),而l是电子运动状态(n、l、m、ms)和空间运动状态(n、l、m)的共同组成部分，两者均需描述电子的轨道形状，无法通过该特征区分，故B错误；C.电子运动状态：需考虑自旋方向，由自旋量子数(ms,取值±1/2)描述，是区分同一轨道内两个电子的关键(如1s轨道中两个电子，ms分别为+1/2和-1/2,对应两种不同运动状态)；空间运动状态：仅关注轨道分布，不涉及自旋方向(如1s轨道仅对应1种空间运动状态，与电子自旋无关),“是否考虑自旋方向”是两者的唯一核心差异，可通过该特征明确区分，故C正确； D.电子能量由主量子数(n)和角量子数(l)共同决定(如n=2、l=1的2p电子能量高于n=2、l=0的2s电子),而n、l是两者的共同组成部分，因此两者均需关联电子的能量高低，则两者均关联电子的能量高低，无法通过该特征区分，故D错误。答案选C。 2.某基态原子最高能级上电子排布式为、、。下列关于该电子排布的说法不正确的是 A．三个电子具有的能量不同 B．三个电子的电子云形状相同 C．该元素最高正价为+5 D．该原子最高能层上电子的空间运动状态有4种 【答案】A 【解析】A．同一能级（4p）中的三个p轨道（px、py、pz）属于简并轨道，能量相同，因此三个电子的能量相同，A错误；B．p轨道的电子云形状均为哑铃形，仅空间取向不同，因此电子云形状相同，B正确；C．最高能级为4p3，对应价电子结构为ns2np3，属于VA族，最高正价为+5，C正确；D．第四能层包含4s（1个轨道）和4p（3个轨道），总共有4种空间运动状态，D正确；故选A。 █知识点四 元素周期表和元素周期律的应用 一、元素周期表 1.元素“位”“构”“性”的关系 元素在周期表中的位置、元素的原子结构和元素的性质有下图所示的关系。 2．三者的推断关系 （1）结构与位置的互推 ①明确四个关系式 a．电子层数＝周期序数。 b．质子数＝原子序数。 c．最外层电子数＝主族序数。 d．主族元素的最高正价＝最外层电子数。 最低负价＝－|8－最外层电子数|。 ②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律 a．各周期所能容纳元素种数。 b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置。 c．同族上下相邻元素原子序数的关系。 （2）性质与位置互推 熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。主要包括： ①元素的金属性、非金属性。 ②气态氢化物的稳定性。 ③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。 ④金属与H2O或酸反应的难易程度。 3．结构和性质的互推 （1）最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。 （2）原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。 （3）同主族元素最外层电子数相同，性质相似。 4.元素周期表中的有关规律 （1）原子序数序差规律 ①同主族、邻周期元素的原子序数差 元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目 元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目 ②同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 原子序数差 无 1 1 11 11 25 25 （2）元素化合价规律 ①主族元素的最高正化合价=它所在的族序数=最外层电子数(即价电子数),但要注意F无正价,O一般不显正价。 ②只有非金属元素才有负价,非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。 ③若某原子的最外层电子数为奇数(m),则正常化合价为奇数,从+1价到+m价,若出现偶数则为非正常化合价,其氧化物为不成盐氧化物,如NO、NO2。 ④若某原子的最外层电子数为偶数(n),则元素的正常化合价为一系列偶数,例如。 （3）微粒半径大小比较的一般规律 ①同周期(除0族外)，随原子序数的递增,原子半径由大到小，如Na>Mg>Al； ②同主族，随原子序数的递增,原子半径、离子半径由小到大，如Li<Na<K；Li+<Na+<K+； ③具有相同核外电子排布的微粒，核电荷数越大,微粒的半径越小（阴前阳下，径小序大），如Al3+<Mg2+<Na+<F-<O2-； ④同种元素形成的微粒，阳离子<原子<阴离子,价态越高,微粒的半径越小，如H+<H<H-；Fe3+<Fe2+<Fe。 （4）元素种类判断规律 ①周期元素种类：设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为；偶数周期为。如第3周期为种，第4周期为种。 ②族“m-2” 非金属元素种类判断规律：任何一主族中，非金属元素种类＝（族序数－2）的绝对值 （5）对角线规律 金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。 （6）相似规律： ①相邻相似：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律； ②同族相似；由于同族元素的最外层电子数相等，故同族元素性质相似。 ③对角相似：①沿表中金属与非金属分界线方向（），对角相邻的两主族元素（都是金属或非金属）性质（金属性或非金属性）相近．②元素周期表中左上右下（）相邻的两金属元素的离子半径相近． （7）递变规律： ①同周递变：同一周期的元素从左到右，随着核电荷数的递增，最外层电子数依次增多，原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，所以，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 ②同族递变：同一主族的元素从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 ③三角递变；所谓“三角递变”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的递变规律。如：原子序数Z(C)>Z(B)>Z(A)；原子半径r(C)>r(A)>r(B)；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C，单质的氧化性B>A>C等。 （8）“定性”规律：若主族元素族数为m，周期数为n，则： ①＜1时为金属，值越小，金属性越强； ②＞1时是非金属，越大，非金属性越强； ③＝1时多为两性元素 5.金属性和非金属性强弱的判断方法 一表 两序 元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强” 金属活动性顺序：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱 非金属活动性顺序：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性减弱 三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属 与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强 与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强 氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应元素的金属性越强 还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应元素的非金属性越强 第一电离能 第一电离能越小，元素的金属性越强（注意第ⅡA族和第ⅢA族的元素例外）；第一电离能越大，元素的非金属性越强（注意第ⅡA族和第ⅢA族的元素例外） 电负性 电负性越小，元素的金属性越强；电负性越大，元素的非金属性越强 二、元素周期律 1.电离能 （1）元素第一电离能的周期性变化规律。 一般 规律 同一周期,随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈现增大的趋势,稀有气体元素的第一电离能最大,碱金属元素的第一电离能最小；但要注意第ⅡA族和第ⅢA族的反常，如I1 (Be)> I1 (B)，I1 (Mg)> I1 (Al)；第ⅤA族和第ⅥA族的反常，如I1 (N)> I1 (O)，I1 (P)> I1 (S)。同一主族,从上到下，随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小 特殊 情况 第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下,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)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。如同周期主族元素,第ⅡA族元素的原子最外层p能级全空、ⅤA族元素的原子最外层p能级半充满,比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的主族元素 （2）逐级电离能变化规律 ①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<… ②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化 （3）电离能的应用 ①推断元素原子的核外电子排布，例如：Li的逐级电离能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，且最外层上只有一个电子。 ②判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数，如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。 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(稀有气体元素除外)； I1越小，元素的金属性越强。 2.电负性 （1）电负性大小判断。 规律 在周期表中,同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大,同主族从上往下逐渐减小 方法 常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小,如O与Cl的电负性比较:①HClO中Cl为+1价、O为-2价,可知O的电负性大于Cl；②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物,可知O的电负性大于Cl （2）应用 ①判断元素的金属性或非金属性强弱 I、金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大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。 注：不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准 II、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判断化学键的类型 I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。 II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。 ③判断元素的化合价 I、电负性小的元素易呈现正价 II、电负性大的元素易呈现负价 ④解释对角线规则 利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。 3.电负性与第一电离能的关系 电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。 原子结构或性质 同一周期(从左到右) 同一主族(从上到下) 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 酸性 增强 减弱 碱性 减弱 增强 气态氢化物的稳定性 增强 减弱 第一电离能 增大(但ⅡA族>ⅢA族,ⅤA族>ⅥA族) 减小 电负性 变大 变小 易错提醒 元素周期表和元素周期律的应用 1.规律适用范围判断易错 (1)混淆“主族”与“全部元素”：周期律中“最高正价=主族序数”“非金属性越强，最高价含氧酸酸性越强”等规律，仅适用于主族元素。易误用于副族、第Ⅷ族元素，如Fe无+8价，不能用主族价态规律判断。 (2)忽略“同周期”“同主族”前提：比较元素金属性、非金属性，或原子半径、化合价时，必须限定“同周期从左到右”或“同主族从上到下”。易在未明确周期/主族关系时直接套用规律，如误判“O非金属性强于Cl”（二者不同周期不同主族，需通过中间元素或氢化物稳定性间接判断）。 2.特殊元素与特例忽视易错 (1)无视“反常”元素性质：部分元素性质不符合周期律递变，易直接套用规律出错。例如同主族中，H2O、HF因存在氢键，熔沸点高于同主族相邻氢化物（如H2O＞H2S，HF＞HCl）；碱金属中，Li的密度小于煤油，不能保存在煤油中（需用石蜡密封）。 (2)遗忘“无正价”“无最高价”元素：F无正价，O无最高正价（无+6价），在判断“最高价氧化物对应水化物”或“最高正价”时，易忽略这两种元素，如误写F的最高价含氧酸为HFO4（实际不存在）。 效果检测 1.结合元素周期律，根据下列事实所得推测合理的是 选项 事实 推测 A CO2是分子晶体，熔点较低 SiO2是分子晶体，但熔点高于CO2 B 根据“对角线规则”，元素Be和Al的化学性质相似 Be(OH)2具有两性，可与稀氨水反应 C 电解CuCl2溶液可得到金属Cu 电解MgCl2溶液可得到金属Mg D 三氟乙酸的酸性强于三氯乙酸的酸性 三氯乙酸酸性强于三溴乙酸酸性 【答案】D 【解析】A．SiO2是共价（原子）晶体，故A错误；B．根据“对角线规则”，元素Be和Al的化学性质相似，Al(OH)3与稀氨水不反应，所以Be(OH)2不与稀氨水反应，故B错误；C．电解MgCl2溶液生成氢氧化镁、氢气、氯气，故C错误；D．F、Cl、Br电负性依次减弱，吸引电子能力依次降低，三氟乙酸的酸性强于三氯乙酸的酸性，三氯乙酸酸性强于三溴乙酸酸性，故D正确；选D。 2.硒是人体必需的微量元素，它能有效提高人体免疫机能，抑制癌症和心脑血管等疾病的发病率。下列有关说法正确的是 A．硒元素位于元素周期表S区 B．硒的基态原子核外电子排布中共有7个能级 C．硒的氧化物只有一种 D．硒是第四周期第VIA族元素 【答案】D 【解析】A．硒为34号元素，有6个价电子，所以硒的价层电子排布式为4s24p4，硒元素位于元素周期表p区，选项A错误；B．硒是34号元素，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p4，应含有8个能级，选项B错误；C．由同主族元素硫存在两种氧化物SO2和SO3，可推得硒也有两种氧化物SeO2和SeO3，选项C错误；D．硒元素位于元素周期表中第16列的ⅥA族，选项D正确；答案选B。 █知识点五 元素的推断与性质判断 1.元素推断的一般思路 2．推断题要点总结 （1）结构与位置互推是解题的核心 ①掌握四个关系式：a.电子层数＝周期数；b.质子数＝原子序数；c.最外层电子数＝主族序数；d.主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)，负价＝主族序数－8。 ②熟练掌握周期表的结构及周期表中的一些特殊规律 a．“凹”型结构的“三短四长，七主七副八零完”；b.各周期元素种类；c.稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；d.同主族上下相邻元素原子序数的关系。 （2）利用常见元素及其化合物的特征 ①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中存在的硬度最大的物质的元素、气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。 ②空气中含量最多的元素、气态氢化物水溶液呈碱性的元素：N。 ③地壳中含量最多的元素：O。 ④常见的具有漂白性的物质：氯水、SO2、Na2O2、双氧水等。 ⑤单质是最活泼的非金属元素、无正价的元素或无含氧酸的非金属元素、气态氢化物的水溶液可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素、阴离子还原性最弱的元素：F。 ⑥单质密度最小的元素：H；密度最小的金属元素：Li。 ⑦常温下单质呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。 ⑧最高价氧化物及其水化物既能与强酸又能与强碱反应的元素：Al。 ⑨元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能化合的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：S。 ⑩元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。 （3）利用稀有气体元素原子结构的特殊性。 稀有气体元素原子电子层结构与同周期非金属元素原子形成阴离子的电子层结构相同,与下一周期某些金属元素原子形成阳离子的电子层结构相同。 ①与He电子层结构相同的离子有H－、Li＋、Be2＋等。 ②与Ne电子层结构相同的离子有F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋等。 ③与Ar电子层结构相同的离子有Cl－、S2－、K＋、Ca2＋等。 （4）由基态原子的价电子排布式给元素定位。 ①周期序数＝电子层数(能层序数)＝最高能层序数 ②主族元素的族序数＝价电子数 ③第ⅢB族～第ⅦB族的价电子排布式为(n－1)d1～10ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝价电子数。如锰的价电子排布式为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。 ④第ⅠB族和第ⅡB族的价电子排布式为(n-1)d10ns1~2,族序数=ns能级上的电子数。 易错提醒 一、元素推断易错点： 1.“四同”概念混淆：同位素描述对象是原子，同素异形体是单质，同系物和同分异构体是有机化合物。易出现如将1H2和2H2误认为同位素等错误，实际上它们既不是同位素，也不是同素异形体。 2.10电子体和18电子体判断错误：10电子体和18电子体是元素推断的重要突破口，需以Ne和Ar为中心记忆。如常见10电子体有Ne、HF、H2O、NH3、CH4等，18电子体有Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4等，若记忆不清，推断时易受阻。 3.忽视元素成键特点和化合物特征：短周期元素的成键特点及化合物特征是推断元素的关键。如某元素形成化合物种类最多，应为C；元素的气态氢化物可用作制冷剂，其水溶液呈碱性，应为N。若不熟悉这些特征，难以准确推断元素。 二、元素性质判断依据易错点： 1.忽视特殊元素：氧无最高正价，氟无正价，在判断元素最高正化合价与主族序数关系时，易忽略这两种元素。 2.混淆得失电子数量与难易：判断元素金属性和非金属性强弱，依据的是原子得失电子的难易程度，而非得失电子的多少。如Na失1个电子，Al失3个电子，但金属性Na＞Al。 3.未强调最高价氧化物对应水化物：根据元素氧化物对应水化物酸碱性判断元素非金属性或金属性强弱时，必须是最高价氧化物对应的水化物。如不能根据HNO2酸性强于H3PO4，得出N非金属性强于P，因为HNO2不是N的最高价含氧酸。 4.错用氢化物相关性质：应根据简单氢化物的稳定性讨论非金属性强弱，不能用氢化物的酸性、熔沸点高低讨论。如不能因为HF酸性弱于HCl，就认为F非金属性弱于Cl。 效果检测 1.W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，W是宇宙中含量最多的元素，X的最高能级不同轨道都有电子且自旋方向相同，Y的最外层电子数为偶数，Z的核外电子数等于X与Y的最外层电子数之和。下列说法正确的是 A．电负性： B．第一电离能： C．W与Y形成的化合物一定只含极性共价键 D．原子半径： 【答案】A 【分析】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，W是宇宙中含量最多的元素，则W为H元素；X的最高能级不同轨道都有电子且自旋方向相同，则X的电子排布式为1s22s22p3，X为N元素；Y的最外层电子数为偶数，则Y为O元素；Z的核外电子数等于X与Y的最外层电子数之和，则Z的核外电子数为5+6=11，Z为Na元素。从而得出W、X、Y、Z分别为H、N、O、Na。 【解析】A．W、X、Y、Z分别为H、N、O、Na，则电负性：，A正确；B．X、Y、Z分别为N、O、Na，N原子的2p轨道半充满，第一电离能反常，则第一电离能：，B不正确；C．W与Y分别为H和O，形成的化合物H2O2中，既含极性共价键又含非极性共价键，C不正确；D．W、X、Y分别为H、N、O，原子半径：，D不正确；故选A。 2.某物质结构如图所示，其中X、Y、Z、R、W分别位于3个短周期且原子序数依次增大，Y的某种同位素常用于测定文物的年代，下列说法正确的是 A．X、Y、R、W形成的化合物对应水溶液可能呈酸性 B．简单离子半径:W>Z>R C．Z的氢化物的稳定性和沸点都高于Y的氢化物 D．Y和W的单质均能导电 【答案】A 【分析】根据Y的某种同位素常用于测定文物的年代可推知Y为C，X连有一根共价键，应为第一周期的H，Z连有三根键，说明为N，R应连有两根共价键，为O，易知W为Na。 【解析】A．X、Y、R、W形成的化合物NaHC2O4对应水溶液呈酸性，A正确；B．Na、N、O对应的简单离子半径由大到小为：N3->O2->Na+，B错误；C．Z的简单氢化物NH3的稳定性和沸点高于Y的简单氢化物CH4，C的氢化物有多种，C错误；D．C的常见单质石墨导电，但金刚石不导电，D错误。故选A。 █考点一 原子结构与元素性质的化学用语的正误判断 【例1】下列化学用语表示正确的是 A．中子数为8的氮原子： B．基态Cr原子价层电子轨道表示式： C．O原子的2s轨道电子云轮廓图： D．的结构示意图： 【答案】C 【解析】A．中子数为8的氮原子：，故A错误；B．基态Cr原子价层电子轨道表示式： ，故B错误；C．s轨道为球形，故C正确；D．为9号元素，核电荷数为9，故D错误；故选：C。 解题要点 1.化学用语需“规范书写+依据明确”，如描述元素性质时，需关联核外电子排布（如“\ce{N}的第一电离能高于O，因N的2p3为半满稳定结构”）。数据类表达需带单位（如电离能），符号类需区分大小写（如s轨道小写，元素符号大写）。 2.书写类误区： （1）电子排布式遗漏特例（Cr、Cu）；价电子排布式混淆主族与过渡元素；电子排布图违反洪特规则。 （2）规避方法：熟记1-36号元素排布特例，用“构造原理+能量最低原理”双重验证。 3.规律应用误区： （1）机械套用“电负性差1.7分界”；忽略第一电离能反常现象的解释。 （2）规避方法：结合教材典型案例（AlCl3、BeCl2），强调“结构决定性质”的核心逻辑。 【变式1-1】下列化学用语使用正确的是 A．用电子式表示形成过程： B．钾离子的结构示意图： C．氨分子的电子式： D．的一种同位素为 【答案】B 【解析】A．用电子式表示形成过程，要写出离子符号，A错误；B．钾离子的结构示意图：，B正确；C．氨分子的电子式：，C错误；D．同位素是指质子数相同而中子数不同的两种原子，和不是同位素，D错误；故选B。 【变式1-2】下列描述原子结构的化学用语正确的是 A．碳原子结构示意图： B．基态铜原子()的价层电子排布式： C．氧原子核外能量最高的电子云的形状： D．碳原子核外电子的轨道表示式： 【答案】C 【解析】A．在原子结构示意图中，圆圈内的质子数应带“+”，则碳原子结构示意图为，A不正确；B．原子核外电子排布时，需遵循洪特规则，所以基态铜原子()的价层电子排布式不是，而是3d104s1，B不正确；C．氧原子的电子排布式为1s22s22p4，则核外能量最高的电子云为p电子云，形状为：，C正确；D．碳原子核外电子排布为1s22s22p2，轨道表示式为，D不正确；故选C。 █考点二 原子核外电子能量高低的判断 【例2】下列轨道表示式所表示的元素原子中，能量处于最低状态的是 A．   B．   C．   D．   【答案】C 【解析】A．  表示基态碳原子中有1个2s电子激发到2p轨道上，原子处于能量较高的状态，A不符合题意；B．  中，电子排布没有遵循洪特规则，原子处于能量较高的状态，B不符合题意；C．  中，电子的排布满足能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则，原子的能量处于最低状态，C符合题意；D．  表示氮原子的1个2p电子激发到3s轨道，原子处于能量较高的状态，D不符合题意；故选C。 【变式2-1】下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最高的是解题要点 判断能级能量高低的方法 (1)首先看能层,一般能层序数越大,能量越高。 (2)再看能级,同一能层中的各能级,能量由低到高的顺序是ns<np<nd<nf。 (3)还要注意能级交错现象,即高能层的s、p能级的能量可能会小于低能层的d、f能级,如4s<3d,6p<5f等。 A． B． C． D． 【答案】D 【分析】在原子轨道中，能量关系为1s＜2s＜2px=2py =2pz。 【解析】A．表达式中，2s电子有2个，最高能量电子所在的轨道为2px，但只有1个电子；B．表达式中，最高能量电子所在的轨道为2s，低于2px轨道的能量；C．表达式中，最高能量电子所在的轨道为2s，低于2px轨道的能量，原子处于基态，能量最低；D．表达式中，2s电子有1个，最高能量电子所在的轨道为2px，且有2个电子；综合以上分析，表达式中，电子的能量最高，故选D。 【变式2-2】下列状态的原子中，能量最低的是 A． B． C． D． 【答案】B 【解析】为基态Cr原子的核外电子排布式，其他选项表示的均为激发态，B项符合题意。 █考点三 核外电子运动状态的判断 【例3】如图化合物Q是一种表面涂层材料，其中W、X、Y、Z是分别处于三个短周期的主族元素，原子序数依次增大且不相邻，下列有关说法错误的是 A．第一电离能：Y>X B．X的基态原子有4种空间运动状态的电子 C．的沸点较高，主要是因为分子中的共价键强 D．Q在酸性条件下水解生成的气体为非极性分子 【答案】C 【分析】W、X、Y、Z是分别处于三个短周期的主族元素，原子序数依次增大且不相邻，W形成1条键，W为H，X形成4条键，X为C，Y形成2条键，Y为O，Z形成1条键，则Z在第三周期，为Cl； 【解析】A．X为C，Y为O，同周期元素从左到右第一电离能一般逐渐增强，则第一电离能：Y>X，A正确；B．C的基态原子核外有6个电子，电子排布式为1s22s22p2，有4种空间运动状态的电子，B正确；C．为H2O，沸点较高，主要是因为分子间存在氢键，C错误；D．根据Q的结构可知，其中存在酯基，酸性条件下其水解能生成二氧化碳气体，二氧化碳为非极性分子，D正确；故答案选C。 【变式3-1】中国科学家成功合成了一种非线性光学晶体氟硼铝酸铯()，其在精密测量领域有着重要的应用价值。下列说法不正确的是解题要点 电子运动状态是指原子核外的电子数目，空间运动状态是指原子核外电子所占据的轨道数目。 A．元素的电负性： B．基态氧原子的核外电子有8种运动状态 C．Cs是第六周期中原子半径最小的主族元素 D．X射线衍射实验可测定氟硼铝酸铯晶体的结构 【答案】C 【解析】A．同周期元素从左到右电负性逐渐增大，B、O、F位于同一周期，原子序数B<O<F ，所以电负性B <O<F，A正确；B．基态氧原子的核外电子数为8，每个电子的运动状态都不同，所以核外电子有8种运动状态，B正确；C．同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，Cs是第六周期第ⅠA族元素，是第六周期中原子半径最大的主族元素，C错误；D．X射线衍射实验可用于测定晶体的结构，通过分析X射线衍射图谱能得到晶体中原子的排列等信息，所以可测定氟硼铝酸铯晶体的结构，D正确；故选C。 【变式3-2】由O、F、I组成化学式为的化合物，能体现其成键结构的片段如图所示。下列说法错误的是 A．基态氧原子的核外电子有5种空间运动状态 B．O、F、I均为p区元素 C．该化合物中存在过氧键 D．该化合物中I原子存在孤对电子 【答案】C 【分析】由图中原子的成键方式和成键的结构片段可知，白色的小球代表O原子、灰色的小球代表F原子，黑色的大球代表I原子。 【解析】A．基态氧原子的核外电子排布式为：1s22s22p4，核外电子空间运动状态有5种，A正确；B．氧元素、氟元素、碘元素的原子序数分别为8、9、53，价电子排布式分别为2s22p4、2s22p5、5s25p5，均处于元素周期表p区，B正确；C．根据该化合物结构片段可知，每个I原子与3个O原子形成共价键，根据均摊法可以判断必须有2个O原子分别与2个I原子成键，才能确定该化合物化学式为，因此，该化合物中不存在过氧键，C错误；D．I原子的价电子数为7，该化合物中F元素的化合价为-1，O元素的化合价为-2，则I元素的化合价为+5，据此可以判断每I原子与其他原子形成3个单键和1个双键，I原子的价电子数不等于其形成共价键的数目，因此，该化合物中I原子存在孤对电子，D正确；故选C。 █考点四 元素周期表和元素周期律的应用 【例4】下列关于元素周期表的描述正确的是 A．可以在过渡元素区寻找半导体材料 B．碱金属元素的电负性从上到下依次增大 C．位于第六周期第ⅢB族，属于f区 D．元素周期表有7个横行，18个纵行，其中包含9个副族 【答案】C 【解析】A．半导体元素存在于金属与非金属的分界线附近，在过渡元素区域寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料，A不正确；B．碱金属元素从上到下，金属性依次增强，非金属性越强，电负性越大，则碱金属元素的电负性从上到下依次减小，B不正确；C．位于第六周期第ⅢB族，属于镧系元素，镧系和锕系元素都属于f区元素，C正确；D．元素周期表有7个横行，18个纵行，其中包含8个副族(ⅠB~ⅦB族和第Ⅷ族)，D不正确；故选C。 【变式4-1】青金石是方钠石类铝硅酸盐中的一种，其中一种化学式为Na5Ca3[AlSiO4]6Cl2，可作为彩绘用的蓝色颜料。下列说法错误的是解题要点 元素周期表和元素周期律的应用 1.根据元素周期表中的位置寻找未知元素 2.预测元素的性质(由递变规律推测) ①比较不同周期、不同主族元素的性质 如：金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2，则Ca(OH)2＞Al(OH)3(填“＞”“＜”或“＝”)。 ②推测未知元素的某些性质 如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。 3.启发人们在一定区域内寻找新物质 ①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。 ②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。 A．第一电离能：Cl>Si>Al B．离子半径：Ca2+>Cl->Na+ C．电负性：Cl>Si>Al D．原子半径：Ca>Cl>O 【答案】B 【解析】A．同周期主族元素从左到右，随着原子序数的递增，元素的第一电离能总体趋势递增，第三周期中Mg、P反常，故Cl＞Si＞Al，A正确；B．对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小；电子层数越多，离子半径越大，则离子半径：Cl⁻(3层，核电荷17)＞Ca2⁺(3层，核电荷20)＞Na⁺(2层)，B错误；C．同周期主族元素从左到右，元素的电负性依次增大，Al、Si、Cl同周期且原子序数递增，则电负性Cl＞Si＞Al，C正确；D．同周期主族元素从左到右，原子半径递减，同主族元素从上到下，原子半径递增，则原子半径：Ca(第四周期)＞Cl(第三周期)＞O(第二周期)，D正确；故选B。 【变式4-2】元素周期表中，某些主族元素与下方的主族元素(如图)的性质具有相似性，这种规律被称为“对角线规则”。下列叙述正确的是 A．Li在空气中燃烧能生成Li2O、Li3N B．硼酸是强酸 C．B与水常温下能剧烈反应 D．BeCl2是离子化合物 【答案】A 【解析】A．Mg在空气中燃烧生成MgO和Mg3N2，根据对角线规则，Li在空气中燃烧生成Li2O、Li3N，故A正确；B．硅酸是弱酸，根据对角线规则，硼酸是弱酸，故B错误；C．Si和水常温下不反应，故B不能够与水反应，故C错误；D．氯化铝是共价化合物，根据对角线规则可知，BeCl2是共价化合物，故D错误；答案选A。 █考点五 元素的推断与性质判断 【例5】W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的5种前四周期元素，其元素性质或原子结构如下： 元素 元素性质或原子结构 W 电子只有一种自旋取向 X 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都低于同周期相邻元素 Y 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都高于同周期相邻元素 Z 基态原子核外有9种不同空间运动状态的电子，且只有一个不成对电子 N 同周期中不成对电子最多 下列说法不正确的是 A．简单离子半径：Z＞X＞Y B．的键角比的键角大 C．YX的熔点比的熔点高 D．N元素位于周期表第四周期ⅥB族，属于d区 【答案】B 【分析】W的电子只有一种自旋取向，故W为H；X的原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都低于同周期相邻元素，X为O；Y的原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都高于同周期相邻元素，Y为Mg；Z的基态原子核外有9种不同空间运动状态的电子，且只有一个不成对电子，故Z的核外电子排布为：1s22s22p63s23p5，Z为Cl；N在同周期中不成对电子最多，原子序数最大，为Cr。 【解析】A．Z、X、Y的简单离子分别为：Cl-、O2-、Mg2+，电子层数越多半径越大，同层时核电荷数越大，半径越小，故离子半径：Cl->O2->Mg2+，A正确；B．和的价层电子对数均为4，但中含2对孤电子对，孤电子对越多，孤单子对对成键电子对之间的斥力越大，键角越小，B错误；C．MgO和MgCl2均为离子晶体，O2-半径小于Cl-，故离子键MgO强于MgCl2，熔点MgO高，C正确；D．Cr元素位于周期表第四周期ⅥB族，属于d区，D正确；故选B。 【变式5-1】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，W是宇宙中含量最多的元素，X的最高能级不同轨道都有电子且自旋方向相同，Y的最外层电子数为偶数，Z的核外电子数等于X与Y的最外层电子数之和。下列说法正确的是解题要点 元素推断的一般思路 A．电负性： B．第一电离能： C．W与Y形成的化合物一定只含极性共价键 D．原子半径： 【答案】A 【分析】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，W是宇宙中含量最多的元素，则W为H元素；X的最高能级不同轨道都有电子且自旋方向相同，则X的电子排布式为1s22s22p3，X为N元素；Y的最外层电子数为偶数，则Y为O元素；Z的核外电子数等于X与Y的最外层电子数之和，则Z的核外电子数为5+6=11，Z为Na元素。从而得出W、X、Y、Z分别为H、N、O、Na。 【解析】A．W、X、Y、Z分别为H、N、O、Na，则电负性：，A正确；B．X、Y、Z分别为N、O、Na，N原子的2p轨道半充满，第一电离能反常，则第一电离能：，B不正确；C．W与Y分别为H和O，形成的化合物H2O2中，既含极性共价键又含非极性共价键，C不正确；D．W、X、Y分别为H、N、O，原子半径：，D不正确；故选A。 【变式5-2】部分短周期元素原子(用字母表示)最外层电子数与原子序数的关系如图。下列说法正确的是 A．简单离子半径：W>Z>X B．仅由Y与Z形成的化合物中含有共价键 C．最简单氢化物的稳定性：Y>W>R D．Y单质能从W的盐溶液中置换出W单质 【答案】C 【解析】由图中信息可知，元素X、Y、Z、R、W分别为N、F、Mg、P、S。 A．简单离子半径：，A项错误；B．中只含离子键，B项错误；C．最简单氢化物的稳定性：HF>H2S>PH3，C正确；D．极易与水反应，不能从W的盐溶液中置换出W单质，D项错误。答案选C。 基础应用 1．（24-25高二下·福建漳州·期中）近几年我国在航空航天、量子通讯等方面大放异彩，下列说法错误的是 A．“祝融号”火星探测器上使用的钛合金具有优良的性能，钛属于IVB族元素 B．“天问一号”中形状记忆合金的两种金属都属于过渡金属元素，Ni在元素周期表中位于ds区 C．清华大学打造的世界首款异构融合类脑芯片—天机芯的主要材料硅的价电子排布式为 D．量子通信材料螺旋碳纳米管TEM与石墨烯互为同素异形体 【答案】B 【解析】A．钛是22号元素，位于第四周期IVB族，A正确；B．Ni的电子排布为[Ar]3d84s2，最后填充d电子，位于d区而非ds区，B错误；C．硅的价电子排布为3s23p2，C正确；D．碳纳米管和石墨烯均为碳单质，结构不同，互为同素异形体，D正确；故选B。 2．（24-25高二下·浙江杭州·期中）下列化学用语表示正确的是 A．中子数为10的氧原子： B．HCN的结构式是 C．基态Cr原子核外电子排布式为： D．的电子式： 【答案】B 【解析】A．氧原子的质子数为8，中子数为10，则质量数为18，因此中子数为10的氧原子表示为，A错误；B．HCN为共价化合物，碳原子形成碳氢单键和碳氮三键，则结构式为，B正确；C．Cr为第24号元素，其3d轨道为半充满结构，则基态Cr原子核外电子排布式为，C错误；D．为共价化合物，其电子式为，D错误；答案选B。 3．（24-25高二下·湖北武汉·期中）下列状态的铝中，电离最外层一个电子所需能量最大的是 A． B． C． D． 【答案】C 【解析】A．铝核外有13个电子，属于基态原子，电离最外层一个电子即为第一电离能；B．表示Al+，电离最外层一个电子即为第二电离能；C．表示Al2+，电离最外层一个电子即为第三电离能；D．属于激发态；铝的第三电离能＞第二电离能＞第一电离能，为激发态，能量较高，则电离最外层一个电子所需能量小于，故电离最外层一个电子所需能量最大的是，故选C。 4．（24-25高二下·云南·期中）基态Cr原子的价层电子排布图为，下列说法错误的是 A．该轨道表示式书写符合洪特规则和能量最低原理 B．基态Cr原子中未成对电子数为6 C．基态Cr原子核外电子的空间运动状态种类数为24 D．根据基态Cr原子的价层电子排布图，Cr元素在化合物中可以显价 【答案】C 【分析】基态Cr原子价电子排布为3d54s1； 【解析】A．能量最低原理即电子尽可能占据能量最低的轨道；洪特规则是指在相同能量的轨道上，电子总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向相同；图示基态Cr的3d轨道为半满较稳定状态，符合洪特规则和能量最低原理，A正确；B．由图，基态Cr原子中未成对电子数为6，B正确；C．电子占据了多少个轨道，就有多少种空间运动状态，基态Cr原子电子排布为1s22s22p63s23p63d54s1，空间运动状态种类数为15，C错误；D．根据基态Cr原子的价层电子排布图，Cr价电子数为6，在化合物中可以显价，D正确；故选C。 5．（24-25高二下·江苏淮安·期中）铵明矾是常用的食品添加剂。下列判断正确的是 A．第一电离能： B．电负性： C．原子半径： D．键角： 【答案】D 【解析】A．O与S同主族，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，因此，A错误；B．同周期元素从左到右电负性增大，O在N右侧，故电负性，B错误；C．Al与S同周期，同周期元素从左到右原子半径减小，Al在S左侧，因此，C错误；D．为V形结构，有两对孤电子对，孤电子对排斥作用大，键角小；为正四面体结构，无孤电子对，键角大。故键角：，D正确；故答案选D。 6．（24-25高二下·内蒙古·期中）若某基态原子的外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是 A．该元素位于周期表第5周期第ⅢB族 B．该元素原子核外有4个电子层 C．该元素原子最外层共有3个电子 D．该元素原子位于ds区 【答案】A 【解析】A．外围电子排布为4d15s2，该元素位于周期表第五周期第ⅢB族，A正确；B．该元素原子已经占有5s轨道，核外有5个电子层，B错误；C．该元素原子最外层为5s2，共有2个电子，C错误；D．该元素原子位于第五周期第ⅢB族，位于d区，D错误；故选A。 7．（24-25高二下·广东广州·期中）下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用……表示，单位为). …… R 740 1500 7700 10500 下列关于元素R的判断中一定正确的是 A．R的最高正价为+3价 B．R元素位于元素周期表的P区 C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素 D．R元素基态原子的电子排布式为 【答案】C 【解析】A．因I3显著增大，表明R失去第三个电子困难，则R最外层应有2个电子，所以R的最高正价为+2价，故A错误；B．R应为第IIA族元素，第ⅡA族元素价电子在s轨道，属于s区，故B错误；C．第ⅡA族元素因s轨道全满，第一电离能高于同周期相邻ⅠA和ⅢA族，故C正确；D．R元素可能是Be或Mg，基态原子的电子排布式为1s22s2或1s22s22p63s2，故D错误；故选C。 8．（24-25高二下·四川达州·期中）某元素基态原子的电子排布式为，下列说法错误的是 A．该元素与Ni同属一族 B．该元素基态原子不含未成对电子 C．该元素基态原子有15个原子轨道 D．该元素基态原子中有26个不同运动状态的电子 【答案】B 【解析】A．基态Fe的电子排布式为[Ar]3d64s2，原子序数为26，属于第Ⅷ族；基态Ni的电子排布式为[Ar]3d84s2，原子序数为28，属于第Ⅷ族，A正确；B．Fe的3d轨道有6个电子，根据洪特规则，其中4个轨道各含1个未成对电子，1个轨道含2个成对电子，因此存在4个未成对电子，B错误；C．基态Fe的电子占据的原子轨道包括：1s（1）、2s（1）、2p（3）、3s（1）、3p（3）、3d（5）、4s（1），总计15个轨道，C正确；D．每个电子的运动状态由四个量子数确定，Fe有26个电子，因此有26种不同运动状态的电子，D正确；故选B。 9．（24-25高二下·上海奉贤·期中）原子光谱是研究物质中原子结构的重要方法，下列与氢原子有关的说法中错误的是 A．氢原子电子云图中小黑点的疏密表示电子在该区域出现的概率密度 B．霓虹灯能的发光机理与氢原子光谱形成机理基本相同 C．利用玻尔原子结构模型可以较好地解释氢原子光谱为线状光谱 D．氢原子核外只有一个电子，它产生的原子光谱中只有一根或明或暗的线 【答案】D 【解析】A．在氢原子的电子云图中，小点的疏密程度表示电子在该区域空间出现机会的多少，即概率的大小，密的地方出现机会多、疏的地方出现机会少，A正确；B．霓虹灯能够发出五颜六色的光，其发光机理与氢原子光谱形成机理基本相同，都是电子的跃迁导致的，B正确；C．玻尔的原子结构模型，提出了核外电子分层排布和电子的能量具有量子化特征的观点， 成功地解释了原子的稳定性和氢原子的线状光谱，C正确；D．氢原子核外只有一个电子，但它可以在不同的能级间跃迁，吸收或放出的能量不同，即吸收或产生不同波长的光，故它产生的原子光谱中不会只有一根或明或暗的线，D错误；故选D。 10．（24-25高二下·福建福州·期中）根据要求回答下列问题： （1）《中华本草》等中医典籍中，记载了炉甘石()入药，可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。Zn、C、O电负性由大至小的顺序是 。 （2）① ②  ③  ④的半径由大到小排列为 (用序号表示)。 （3）下列属于氧原子激发态的轨道表示式的有 (填字母)。 a．    b． c．    d． （4）Cu的外围电子排布式为 。 （5）基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为 。 （6）基态S原子的原子核外电子有 种空间运动状态，其能量最高的电子电子云轮廓图为 形。 （7）由于Be与Al处于对角线位置，性质具有相似性，根据“对角线规则”，写出与NaOH反应的化学方程式 。 【答案】（1）O＞C＞Zn （2）③＞④＞①＞② （3）bc （4）3d104s1 （5）M （6）9 哑铃 （7）Be(OH)2+2NaOH=Na2[Be(OH)4] 【解析】（1）金属元素的电负性小于非金属元素的，同周期自左而右元素的电负性增大，则Zn、C、O电负性由大至小的顺序是：O＞C＞Zn。 （2）电子层数不同时，电子层数越大，粒子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，粒子半径越小，O2-、Al3+的电子层数相同，为2个电子层，Cl-、Ca2+的电子层数相同，为3个电子层，则离子的半径由大到小排列为：③＞④＞①＞②。 （3）a．基态氧原子的电子排布式为1s22s22p4，为基态氧原子轨道表示式，故a不符合题意；b．2p轨道上的一个电子跃迁到3s轨道，属于激发态，故b符合题意；c．2s轨道上的一个电跃迁到2p轨道，属于激发态，故c符合题意；d．为基态氧原子轨道表示式，故d不符合题意；故答案为：bc。 （4）Cu的原子序数为29，外围电子排布式为3d104s1。 （5）基态Si原子的电子排布式1s22s22p63s23p2，电子占据的最高能层符号为：M。 （6）基态S原子的电子排布式1s22s22p63s23p4，它的原子核外电子有9种空间运动状态，其能量最高的电子电子云轮廓图为哑铃形。 （7）由于Be与Al处于对角线位置，根据“对角线规则”，性质具有相似性， Be(OH)2与NaOH反应的化学方程式：Be(OH)2+2NaOH=Na2[Be(OH)4]。 能力提升 11．（24-25高二下·四川·期中）下列关于原子结构的说法正确的是 A．有10种不同能量的电子 B．基态原子价电子排布式为的元素位于元素周期表第四周期第ⅥB族 C．根据泡利不相容原理，原子核外可能有两个电子的运动状态是完全相同的 D．某原子的电子排布式违反了洪特规则 【答案】B 【解析】A．的电子排布为，共有3个能级（1s、2s、2p），对应3种不同能量的电子，而非10种，A错误；B．基态原子价电子排布为的元素是铬（Cr），位于第四周期ⅥB族，此排布符合铬的实际电子填充（洪特规则特例），B正确；C．泡利不相容原理指出，同一原子中不可能存在四个量子数完全相同的电子，因此不可能有两个电子运动状态完全相同，C错误；D．电子排布式未填充4s轨道，直接填充3d，违反了能量最低原理（填充顺序应为先4s后3d），而非洪特规则，D错误；故答案选B。 12．（24-25高三上·云南昆明·期中）一种有机物催化剂由原子序数依次递增的短周期元素组成，结构式如下图。下列说法正确的是 A．原子半径： B．氢化物沸点： C．元素电负性： D．第一电离能： 【答案】A 【分析】由原子序数依次递增的短周期元素组成，根据结构式中共价键的个数判断。 【解析】A．原子半径随层数增加而增加，同周期质子数越大半径越小，故，A正确；B．碳的氢化物是烃类，其物质种类多，熔沸点变化较大，无法与O对应的氢化物比较熔沸点，B错误；C．元素的电负性与非金属性呈正比，故非金属性，C错误；D．Na最外层只有一个电子，失去较容易，第一电离能比O小，第一电离能，D错误；故选A。 13．（24-25高二下·浙江·期中）我国科研人员利用激光操控方法，从Ca原子束流中直接俘获41Ca原子，实现了对同位素41Ca的灵敏检测。41Ca的半衰期(放射性元素的原子核有半数发生衰变所需的时间)长达10万年，是14C的17倍，可应用于地球科学与考古学。下列说法正确的是 A．41Ca的原子核内有20个中子 B．钙原子核外有6种不同能量的电子 C．从Ca原子束流中直接俘获41Ca原子的过程属于化学变化 D．41Ca的半衰期长，说明41Ca难以失去电子 【答案】B 【解析】A．41Ca的原子核内中子数为41﹣20＝21，故A错误；B．钙原子的核外电子排布式为，核外有6种不同能量的电子，故B正确；C．从Ca原子束流中直接俘获41Ca原子的过程没有新物质生成，不属于化学变化，故C错误；D．41Ca的半衰期长，说明原子核衰变时间长，与Ca得失电子难易无关，故D错误；故答案选：B。 14．（2025·云南·高考真题）钙霞石是一种生产玻璃陶瓷的原料，所含M、Q、R、T、X、Y、Z为原子序数依次增大的前20号主族元素，M是原子半径最小的元素，Q是形成物质种类最多的元素，R是地壳中含量最高的元素，T、X、Y同周期，Q、X均与Y相邻，Z的原子序数等于M、R和T的原子序数之和。下列说法正确的是 A．M与Z可形成离子化合物 B．原子半径： C．是极性分子 D．电负性： 【答案】A 【分析】M是原子半径最小的为H，Q是形成物质种类最多，则为C， R是地壳中含量最高，为O， T、X、Y同周期且原子序数递增。Q（C）和X均与Y相邻，结合Z的原子序数Z = M + R + T = 1 + 8 + T，Z ≤ 20，得T = 11（Na），Z = 20（Ca）。又因为T、X、Y同周期，Q、X均与Y相邻，可推出 Q（C）与Y（Si）同主族相邻，X（Al）与Y（Si）相邻且T（Na）、X（Al）、Y（Si）同属第三周期， 故推出M为H、Q为C、R为O、T为Na、X为Al、Y为Si、Z为Ca，据此解答。 【解析】A．H与Ca形成CaH2，为活泼金属形成的氢化物，为离子化合物，A正确；B．同周期原子半径从左到右逐渐减小，同主族原子半径从上到下逐渐增大，R为O、T为Na、X为Al，则它们的原子半径大小为O＜Al＜Na，即R＜X＜T，B错误；C．为CO2，为直线型的非极性分子，C错误；D．同周期电负性从左到右逐渐增大，同主族电负性从下到上逐渐增大，Q为C、R为O、Y为Si，则电负性Si＜C＜O，正确顺序为Y＜Q＜R，D错误；故选A。 15．（2025·山东·高考真题）第70号元素镱的基态原子价电子排布式为。下列说法正确的是 A．的中子数与质子数之差为104 B．与是同一种核素 C．基态原子核外共有10个d电子 D．位于元素周期表中第6周期 【答案】D 【解析】A．中子数=174-70=104，与质子数70的差为104-70=34，而非104，A错误；B．同位素之间质子数相同，但中子数不同，两者属于不同核素，B错误；C．根据构造原理可知，Yb的电子排布为[Xe]4f146s2，在3d和4d轨道上有电子，共20个d电子，C错误；D．根据Yb的价电子排布式可知，其有6s轨道，说明其有6个电子层，其位于第6周期，D正确；故选D。 16．（24-25高二下·安徽阜阳·期中）根据原子结构、元素周期表和元素周期律的知识回答下列问题： （1）X元素基态原子次外层电子数是最外层电子数的，其价电子轨道表示式是 。 （2）Y是1~36号元素原子核外电子排布中未成对电子数最多的元素铬，其在元素周期表中的位置是 。 （3）Z元素基态原子的轨道表示式是图中的 (填写序号)， ① ② 另一轨道表示式不能作为基态原子的轨道表示式是因为它不符合 。 a.能量最低原理    b.泡利不相容原理     c.洪特规则 （4）第三周期元素的气态电中性基态原子失去最外层一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量叫作第一电离能(I1)。如图所示： ①同周期内，随着原子序数的增大，I1值变化的总趋势是 。 ②根据图中提供的信息，可推断出I氧 I氟(填“>”“<”或“=”，下同)。 ③根据第一电离能的含义和元素周期律，可推断出I镁 I钙。 【答案】（1） （2）第四周期ⅥB族 （3）② c （4）①增大 ②< ③> 【解析】（1）X元素基态原子次外层电子数是最外层电子数的，则X为10号元素氖，其价电子轨道表示式是； （2）1∼36号元素，未成对电子数最多的元素为有6个未成对电子的铬元素，位于元素周期表中第四周期ⅥB族； （3）由电子排布图中原子的电子数可知，Z元素为硅元素，基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2，由洪特规则可知，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，且自旋方向相同，则基态原子的电子排布图为②；电子排布图①违背了洪特规则，故选c； （4）①由图可知，同周期内，随着原子序数的增大，第一电离能值呈增大的趋势，故答案为：增大；②由图可知，同周期内，随着原子序数的增大，第一电离能值呈增大的趋势，则氧元素的第一电离能小于氟元素，故答案为：<；③同主族元素，从上到下元素的金属性依次增强，第一电离能依次减小，则镁元素的第一电离能大于钙元素，故答案为：>。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $