专题2 原子结构与元素性质（知识清单）化学苏教版选择性必修2

该高中化学资料系统梳理“原子结构与元素性质”知识体系。从原子结构模型演变切入，建立电子层、原子轨道等量子力学认知，通过排布原理掌握核外电子排布规律，进而关联元素性质周期性变化及周期表结构，形成“结构决定性质”的学习支架。 知识链路以微观结构（电子运动、排布）到宏观性质（电离能、电负性）为逻辑主线，设易错点辨析与解题方法专栏。通过典型例题强化证据推理与模型建构的科学思维，凸显“物质结构决定性质”的化学观念，助力学生系统掌握学科核心知识。

专题2 原子结构与元素性质 知识1 原子核外电子的运动 一、人类对原子结构的认识 1．原子结构模型的演变 （1）实心球模型：19世纪，英国科学家道尔顿提出了 ，认为原子有质量，不可分割。 （2）葡萄干面包模型：19世纪末，英国物理学家汤姆生发现了 ，提出 普遍存在于原子中。 （3）有核模型：1911年，英国物理学家卢瑟福根据_ 实验，认为原子的质量主要集中在 _上，电子在原子核外空间做 运动。 （4）1913年，丹麦物理学家玻尔研究了 后，根据量子力学的观点，提出了新的原子结构模型： ①原子核外电子在一系列 上运动，既不 ，也不 。 ②不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是 的，即量子化的。 ③原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生 。 当电子吸收了能量后，就会从能量较低的轨道 到能量较高的轨道上。处于能量较高轨道上的电子不稳定，当电子从能量较高的轨道回到能量较低的轨道时，就会发射出光子，发出的光的波长取决于两个轨道的 。 2．现代量子力学模型 （1）电子主要在原子核周围的 区域内运动。运动区域距离核近，电子出现的机会 ；运动区域距离核远，电子出现的机会 。 （2）电子云： 用小点的疏密描述电子在原子核外空间 的大小所得到的图形叫电子云。 用小点代表电子在核外空间区域内 ，小点的疏密与电子在该区域内 大小成正比。 二、原子核外电子的运动特征 1．电子层 根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，认为核外电子处于不同的电子层上。 电子层n 1 2 3 4 5 6 7 符号 特点 离核由__ ___到__ ____，能量由__ __到__ ____。 2．原子轨道与能级 （1）原子轨道与能级 电子在原子核外的一个__ __状态称为一个原子轨道。原子轨道是用_ _描述电子在原子核外空间运动的主要区域。 处于同一电子层的原子核外电子，可以在不同__ __的原子轨道上运动，其__ __也不相同，故可将同一电子层进一步划分为不同的能级。 （2）原子轨道 ①类型 原子轨道 形状 延伸方向 轨道数 可容纳的电子数 s 球形 1 1 2 p 纺锤形 3 3 6 d ­­­­­ 5 5 10 f ­­­­­ 7 7 14 原子轨道的伸展方向_ ___原子轨道数 ②表示方法：原子轨道用_ ____和___ ___结合起来共同表示，如1s、2s、2p(2px、2py、2pz)、3d等。 ③各电子层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数 电子层 原子轨道类型 原子轨道数目 可容纳的电子数 1 1s 1 2 2 2s、2p 4 8 3 3s、3p、3d 9 18 4 4s、4p、4d、4f 16 32 n —— n2 2n2 ④原子轨道能量高低 相同电子层的原子轨道中 ns__ __np_ __nd__ __nf 形状相同的原子轨道 2p_ __3p_ __4p 电子层数和原子轨道形状均相同 2px_ _2py_ __2pz 3．电子自旋 原子核外电子有_ __种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。 易错提示： (1)任何电子层均含有s能级，但不是任何电子层均含有任何能级。 (2)电子层序数等于该电子层所包含的能级数，如第四电子层有4个能级：4s、4p、4d、4f。 (3)从第三电子层开始出现d能级，且3d能级的能量大于4s能级。 三、基态原子核外电子排布的三个原理 1．能量最低原理： 电子总是先占有_ __的轨道，然后依次进入_ __的轨道，使整个原子的能量处于_ __。即原子的电子排布遵循构造原理，能使整个原子的能量处于_ __状态。如图为构造原理示意图： 2．泡利不相容原理： 在一个原子轨道中，最多只能容纳_ __电子，并且这两个电子的自旋状态_ __。如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。 3． 洪特规则： 当电子排布在同一能级的不同的轨道时，基态原子中的电子总是优先_ __占据一个轨道，并且自旋状态_ __。如2p3的电子排布为，不能表示为或。 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在_ __(p6、d10、f14)、_ __(p3、d5、f7)和_ __(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1；29Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。 四、基态原子核外电子排布的表示方法 表示方法 举例(以硫原子为例) 电子排布式 S：_ __ 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 电子排布图(轨道表达式)注意空轨道不能省略 外围(价层)电子排布式 3s23p4 易错提示 1．要注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；外围价层电子排布式：3d104s1。 2．核外电子排布常见错误 ①在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误： ②当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，而失电子时，却先失4s轨道上的电子，如Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5。 五、原子状态与原子光谱 1．原子的状态 ①基态原子：处于 的原子。 ②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从 跃迁到 状态的原子。 2．原子光谱 不同元素的原子发生电子跃迁时会 或 不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为 分析。 3．基态、激发态及光谱示意图 易错提示： 对于同一元素来说，能量：基态原子<激发态原子；稳定性：基态原子>激发态原子。 六、基态原子电子排布式的书写方法 1．知道原子序数书写核外电子排布式的方法 ①常规方法：常根据构造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)，各能级最多容纳的电子数及能量最低原理，依次由低能级向高能级排列，如31号元素镓，首先排满1s2，依次2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10最后4p1。 ②原子序数大于18的方法：如31号元素，我们也可以用31－18＝13，然后在[Ar]的基础上再填充13个电子，如[Ar]3d104s24p1。 2．知道元素名称书写核外电子排布式的方法 ①前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如S的最外层电子数为6，其排布式为[Ne]3s23p4。 ②第四周期的元素，要熟记元素名称，然后从K开始数，数到几，就可以写成“[Ar]＋几个电子”。如Fe，从钾开始数到铁为8，其排布式为[Ar]3d64s2；Se，从钾开始数到Se为16，其排布式为[Ar]3d104s24p4。 3．注意事项 基态原子失电子生成金属阳离子时，应先失去最外层上的电子，如Fe原子核外电子排布式为[Ar]3d64s2，失电子变为Fe2＋，失去的不是能量高的3d轨道上的电子，而是能量低的4s轨道上的电子。所以Fe2＋的基态核外电子排布式正确的为[Ar]3d6，其他[Ar]3d44s2、[Ar]3d54s1均错误。 知识2 元素性质的递变规律 一、原子核外电子排布的周期性 1.每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从 到 的周期性变化。每一周期元素的周期数都等于该周期元素原子的 ；除第1周期元素最外层电子数从1个到2个，即1s1～1s2；其他周期元素最外层电子数都从 递增到 ，即 。 2.主族元素原子核外电子排布和元素性质的周期性变化 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 原子核外外围电子排布 _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ __ 最高正化合价 最低负化合价 —— —— —— 　 化合价的变化规律 最高正价＝主族序数(O、F除外)，最高正价＋|最低负价|＝8 金属性和非金属性的变化规律 同一主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱； 同一周期主族元素从左到右，金属性依次减弱非金属性依次增强 原子半径的变化规律 同一主族元素从上到下，原子半径逐渐增大； 同一周期主族元素从左到右原子半径依次减小 　 二、原子核外电子排布与周期表结构的关系 1.周期与 相同。 2.主族元素的族序数等于该元素原子的 。对于过渡元素的原子(镧系、锕系除外)，外围电子排布为 。ⅢB～ⅦB族的外围电子数目与 相同。外围电子排布为 的三个族统称为Ⅷ族。ⅠB和ⅡB族则是根据ns轨道上是一个还是两个电子来划分的，外围电子排布为 。 三、核外电子排布与周期表的分区 1.s区：主要包括 和 ，外围电子排布为ns1～2，容易失去最外层电子，形成 离子，除 外，这些元素都是 。 2.p区：包括 和 族共六族元素，它们原子的外围电子排布为 (氦为 )。 3.d区：包括 元素(镧系和锕系元素除外)，外围电子排布为 ，由于它们的次外层都 电子，因此d轨道不同程度地参与化学键的形成。 4.ds区：包括 族元素，它们的原子的d轨道为充满电子的轨道，外围电子排布为 。 5.f区：包括 系、 系，原子的外围电子排布为 。 四、元素第一电离能的周期性变化 1.元素第一电离能的概念与意义 (1)概念：某元素的 原子失去一个电子形成＋1价 阳离子所需要的 ，叫做该元素的第一电离能。元素第一电离能符号： 。 即M(g)－e－―→M＋(g) (2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的气态原子失去一个电子的 。第一电离能数值越小，原子越 失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越 失去一个电子。 (3)气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做该元素的第二电离能，第三电离能、第四电离能和第五电离能可以以此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加 ，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3…… 2.元素第一电离能变化规律 (1)第一电离能的变化趋势如图所示： (2)观察分析上图，总结元素第一电离能的变化规律： ①对同一周期的元素而言， 元素的第一电离能最小， 元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从 到 的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 ②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐 ，表明自上而下原子越来越 失去电子。 ③具有全充满、半充满及全空的电子结构的元素稳定性较高，其电离能数值 。如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。 3.电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。 (2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去 形成 阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的 性越强；I1越小，元素的 性越强。 易错提示： 同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布轨道是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大。 示例 (1)第三周期所有元素的第一电离能(I1)大小顺序为Na<Al<Mg<Si<S<P<Cl<Ar(用元素符号表示)。 (2)高温条件下Cu2O比CuO稳定的原因是Cu2O中Cu＋的3d轨道处于全充满稳定状态，难失电子。 五、元素电负性的周期性变化 1.电负性的有关概念与意义 (1)键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性用来衡量元素在化合物中 的能力。 (2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引能力 。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为 作为相对标准。 2.电负性的变化规律 随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。 (1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐 ，元素的非金属性逐渐 ，金属性逐渐 。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐 ，元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。 3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ①金属的电负性一般 1.8，非金属的电负性一般 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在 ，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性 ，金属元素越活泼；非金属元素的电负性 ，非金属元素越活泼。 (2)判断元素的化合价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 。 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 。 (3)判断化学键的类型 ①如果两个成键元素原子间的电负性差值 1.7，它们之间通常形成 键。 ②如果两个成键元素原子间的电负性差值 1.7，它们之间通常形成 键。 六、对角线规则。 在元素周期表中，某些主族元素与 的主族元素的有些性质是相似的，如。 易错提示： (1)一个原子的逐级电离能逐渐增大的原因： 随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性吸引力也越来越大，消耗的能量越来越多。 (2)第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)元素，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素的，如第一电离能：Mg>Al，P>S。 (3)①金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。 ②不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 ③共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。 ④同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。 易错点01：误认为电子在核外沿“轨道”做确定性的圆周运动。 核外电子的运动不能用经典力学的轨道来描述。现代量子力学模型用“电子云”来形象化表示电子在核外空间出现的概率密度分布。电子云图中，小黑点的疏密代表电子在该区域出现的概率大小，并非电子的运动轨迹。它是一种统计规律，而非确定的路径。 易错点02：混淆“电子填充顺序”与“电子排布式书写顺序”。 电子在填充原子轨道时，遵循构造原理（能量最低原理），顺序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p...。但书写基态原子的电子排布式时，必须按能层由小到大的顺序排列，并将同一能层的轨道写在一起。 易错点03：认为“价电子”就是“最外层电子”。 对于主族元素，价电子就是最外层电子。但对于过渡元素，价电子包括最外层的ns电子和次外层的（n-1）d电子。不能将过渡元素的价电子仅看作最外层电子。 易错点04：认为同周期元素第一电离能（I₁）的变化是严格单调递增的。 同周期从左到右，I₁总体呈增大趋势，但存在“锯齿形”反常。这是因为全满（s², p⁶）和半满（p³, d⁵）的电子构型具有额外的稳定性，使得失去一个电子需要更多能量。这是洪特规则特例的体现。 易错点05：误用“对角线规则”进行无限制的类推。 “对角线规则”（如Li与Mg、Be与Al、B与Si的性质相似性）是经验性规则，源于这些元素离子电荷与半径之比的相似性。它并非普遍规律，有严格的适用范围（主要适用于第二、三周期元素），不能随意推广到其他对角元素。应用时需谨慎，并优先考虑周期律。 易错点06：比较离子半径时，忽视“电子层结构相同”的前提。 对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，对核外电子吸引越强，离子半径越小。这是最可靠的比较原则。若电子层数不同，则电子层数多的离子半径大。 易错点07：认为电负性是原子的固有绝对性质，与成键对象无关。 电负性是原子在分子中吸引成键电子对能力的相对标度。它是一个相对值（通常以鲍林标度，F=4.0），用于比较不同原子在化学键中吸引电子的能力。虽然同一原子的电负性在不同化合物中略有浮动，但通常采用其平均值。其周期性规律清晰：同周期从左到右增大，同主族从上到下减小。 易错点08：书写阳离子电子排布式时，误认为先失去能量较高的内层电子。 原子失去电子形成阳离子时，总是先失去最外层的电子，即使内层有能量更高的轨道。对于过渡金属，先失去最外层的ns电子，然后再失去（n-1）d电子。 易错点09：误将原子结构的“能级交错”现象视为对构造原理的违背。 能级交错（如4s能级能量低于3d）是构造原理的组成部分，而非例外。构造原理是指电子在填充时，按照能级能量从低到高的顺序填充。能级交错（4s<3d<4p）正是这个顺序的具体体现。它导致了过渡元素电子排布的特殊性，是理解元素周期表结构的关键。 方法01 判断元素金属性与非金属性强弱 【解题通法】判断元素金属性与非金属性的依据是原子失电子与得电子的难易程度。解这类题需抓住核心规律：① 同周期，从左到右，原子半径减小，失电子能力减弱，金属性减弱；得电子能力增强，非金属性增强。② 同主族，从上到下，原子半径增大，失电子能力增强，金属性增强；得电子能力减弱，非金属性减弱。切勿仅凭单质置换反应或最高价氧化物水化物的酸性一点判断，要综合分析原子结构的变化趋势。 【典型例题】某种离子化合物的结构如图所示，其中X、Y、Z、Q、W是原子序数依次增大的短周期主族元素，Y的最外层电子数是内层电子数的2倍，Z与W 同主族，Q是元素周期表中电负性最大的元素。下列说法错误的是 A．非金属性：Z>W B．氢化物沸点：Z>Y C．ZQ3分子中各原子最外层均达到8电子稳定结构 D．X、Z、Q三种元素能形成离子化合物 方法02 书写基态原子（或离子）的电子排布式与轨道表示式 【解题通法】书写电子排布式与轨道表示式是基础。① 遵循构造原理填充电子。② 书写基态原子电子排布式时，按能层顺序排列，同一能层的轨道写在一起。③ 书写离子电子排布式时，先写出原子排布式，阳离子先失最外层电子。④ 轨道表示式中，需遵循泡利不相容原理、洪特规则，用箭头表示电子自旋。 【典型例题】配合物可用于蚀刻铜，蚀刻后的产物可在氧气中再生，再生反应为。下列说法正确的是 A．的电子排布式为 B．中有16个键 C．的晶体类型为共价晶体 D．属于共价化合物 方法03 比较元素第一电离能（I₁）的大小 【解题通法】比较元素第一电离能（I₁）时，需综合考虑：① 周期性：同周期从左到右I₁总体增大；同主族从上到下I₁减小。② 关键特例：注意全满（s², p⁶）和半满（p³, d⁵）结构的额外稳定性，会使该元素I₁高于相邻元素。解题时先定周期表位置，再查是否有全满、半满结构。 【典型例题】某化合物是一种常用的食品营养强化剂，其组成元素M、X、Y、Z、Q、R的原子序数依次增大，前5种元素为主族元素且在短周期均有分布。X原子核外有6种不同运动状态的电子；Z与X同周期，且基态Z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；Q的原子半径在同周期主族元素中最大；R原子的质子数等于Y、Z、Q原子的质子数之和。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．简单氢化物的键角： C．的常见氧化物均可与水反应且所得水溶液均显碱性 D．常温下，的单质与的最高价氧化物对应的水化物的浓溶液不能反应 方法04 比较元素电负性（χ）的大小 【解题通法】电负性用于比较原子在分子中吸引电子的能力。规律：① 同周期从左到右电负性增大；同主族从上到下电负性减小。② 电负性差值可用于定性判断化学键类型。记忆典型元素（F, O, N, Cl等）的电负性有助于快速判断。 【典型例题】冠醚因分子结构形如皇冠而得名，某冠醚分子Z可识别，实现卤水中的萃取，其合成方法如下。下列说法正确的是 A．X分子为非极性分子 B．电负性： C．与通过弱配位键相结合 D．Z可以识别、、、等碱金属离子，形成类似于R的结构 方法05 判断基态原子中未成对电子数 【解题通法】判断未成对电子数，最可靠的方法是写出价电子轨道表示式。依据洪特规则，电子在能量相同的轨道上填充时，优先分占不同轨道且自旋平行。特别注意过渡元素d轨道的填充。切勿仅凭电子排布式简单推断。 【典型例题】是一种常见的营养强化剂。其中，元素周期表中Z与Y、M相邻，基态Y原子的价电子排布式为，且Y的第一电离能小于Z；基态M原子与基态Y原子的未成对电子数相同；X为原子半径最小的元素；E的合金是目前用量最大的金属材料。下列说法正确的是 A．电负性： B．高温下，E的单质与反应得到 C．简单氢化物的稳定性： D．M元素对应的单质可能为极性分子 方法06 比较原子与离子半径的大小 【解题通法】比较微粒半径大小遵循：① 同元素：阴离子半径 > 原子半径 > 阳离子半径。② 同电子层结构：核电荷数越大，半径越小。③ 同主族：从上到下，电子层数增多，半径增大。④ 同周期：原子从左到右，核电荷数增大主导，半径减小。 【典型例题】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Y的原子序数等于W与X的原子序数之和，最外层电子数为层的一半，与可形成原子个数比为4：2的分子。下列说法正确的是 A．简单离子半径： B．与能形成含有非极性键的化合物 C．和的最简单氢化物的沸点： D．由W、X、Y三种元素所组成的化合物一定是离子化合物 方法07 应用“对角线规则”进行性质类比 【解题通法】“对角线规则”（如Li与Mg、Be与Al、B与Si性质相似）是经验性规律，源于这些对角线上原子或离子的离子极化作用相近。解题时，若遇到不常见元素的性质推测，可考虑其“对角线”位置的常见元素进行类比。但此规则有严格适用范围，并非普遍规律，不能随意推广。 【典型例题】已知、、、、是元素周期表前四周期中原子序数依次增大的常见元素，相关信息如下表： 元素 相关信息 X 元素原子的核外电子数比电子数少 Y 地壳中含量最多的元素 Z 第一至第四电离能是：I1=578kJ/mol，I2=1817kJ/mol，I3=2745kJ/mol，I4=11575kJ/mol W 前四周期中电负性最小的元素 R 在周期表的第十一列 下列说法错误的是 A．和可以组成多种二元化合物，其中显价的物质常见有两种 B．与元素成“对角线规则”的元素的最高价氧化物的水化物具有两性，该两性物质与强碱反应的离子方程式为： C．、、元素均位于元素周期表的区，元素位于元素周期表的区 D．元素最外层电子数比更少 方法08 利用元素周期律进行综合推断（“位-构-性”一体） 【解题通法】这是本专题的核心思维模型。已知元素在周期表中的位置、原子结构或元素性质中的任意一项，可推导另外两项。推理链条为：位置→结构→性质。例如，已知某元素位于第三周期第ⅦA族，则可推知其原子结构为[Ne]3s²3p⁵，性质上为非金属，易得电子，最高正化合价为+7等。这是解答元素推断题的万能钥匙。 【典型例题】湖南水口山六厂素有“中国铍业一枝花”之称，是我国唯一一家以硅铍石(主要成分为)为原料提取氧化铍的企业。已知：铍和铝在元素周期表中处于对角线位置，其单质及化合物在结构和性质等方面具有相似性。下列叙述正确的是 A．属于酸性氧化物，易溶于水 B．BeO为两性氧化物 C．作为磁性材料，能用于油墨的生产 D．工业冶炼铝时应先将转化为无水 方法09 分析电离能、电负性等数据的“反常”现象 【解题通法】当遇到电离能、电负性等数据的变化趋势与同周期总体趋势不符时，应首先检查电子层结构。全满（s², p⁶）和半满（p³, d⁵, f⁷）结构具有额外的稳定性，会导致其电离能高于相邻元素，电负性也可能相应偏高。这是洪特规则特例在元素性质上的体现。 【典型例题】对下列事实的解释错误的是 选项 事实 解释 A 第一电离能： N的轨道半充满，结构更稳定，能量更低 B 碳正离子稳定性： 电负性比F小，电子云更加的偏向碳正离子 C 热稳定性： 分子间存在氢键，分子间不存在氢键 D 键键长： C的杂化轨道中s成分越多，形成的键越强，键长越短 A．A B．B C．C D．D 方法10 辨析“价电子”概念在不同元素类型中的应用 【解题通法】准确判断“价电子”是分析元素化合价、氧化还原性的关键。① 对于主族元素，价电子就是最外层电子。② 对于过渡元素，价电子包括最外层的ns电子和次外层的（n-1）d电子。 【典型例题】光合作用中水的氧化过程是一个重要环节，水氧化的活性中心是含有4个锰原子的配位簇，其过程如下图所示。下列说法错误的是 A．X是[Mn(Ⅳ)4] B．步骤i~iv为4转移的过程 C．Mn(Ⅲ)的基态价电子排布是3d4 D．水氧化过程的催化剂是[Mn(V)Mn(Ⅳ)3] 4 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题2 原子结构与元素性质 知识1 原子核外电子的运动 一、人类对原子结构的认识 1．原子结构模型的演变 （1）实心球模型：19世纪，英国科学家道尔顿提出了 近代原子论 ，认为原子有质量，不可分割。 （2）葡萄干面包模型：19世纪末，英国物理学家汤姆生发现了 电子 ，提出 电子 普遍存在于原子中。 （3）有核模型：1911年，英国物理学家卢瑟福根据_α粒子散射 实验，认为原子的质量主要集中在 原子核_上，电子在原子核外空间做 高速 运动。 （4）1913年，丹麦物理学家玻尔研究了 氢原子光谱 后，根据量子力学的观点，提出了新的原子结构模型： ①原子核外电子在一系列 稳定的轨道 上运动，既不 放出能量 ，也不 吸收能量 。 ②不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是 不连续 的，即量子化的。 ③原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生 跃迁 。 当电子吸收了能量后，就会从能量较低的轨道 跃迁 到能量较高的轨道上。处于能量较高轨道上的电子不稳定，当电子从能量较高的轨道回到能量较低的轨道时，就会发射出光子，发出的光的波长取决于两个轨道的 能量之差 。 2．现代量子力学模型 （1）电子主要在原子核周围的 球形 区域内运动。运动区域距离核近，电子出现的机会 大 ；运动区域距离核远，电子出现的机会 小 。 （2）电子云： 用小点的疏密描述电子在原子核外空间 出现的机会 的大小所得到的图形叫电子云。 用小点代表电子在核外空间区域内 出现的机会 ，小点的疏密与电子在该区域内 出现的机会 大小成正比。 二、原子核外电子的运动特征 1．电子层 根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，认为核外电子处于不同的电子层上。 电子层n 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 特点 离核由__近____到__远____，能量由___ 低___到__高____。 2．原子轨道与能级 （1）原子轨道与能级 电子在原子核外的一个__空间运动__状态称为一个原子轨道。原子轨道是用_量子力学_描述电子在原子核外空间运动的主要区域。 处于同一电子层的原子核外电子，可以在不同__类型__的原子轨道上运动，其__能量__也不相同，故可将同一电子层进一步划分为不同的能级。 （2）原子轨道 ①类型 原子轨道 形状 延伸方向 轨道数 可容纳的电子数 s 球形 1 1 2 p 纺锤形 3 3 6 d ­­­­­ 5 5 10 f ­­­­­ 7 7 14 原子轨道的伸展方向__=___原子轨道数 ②表示方法：原子轨道用_表示电子层的n____和___表示原子轨道形状的s、p、d、f___结合起来共同表示，如1s、2s、2p(2px、2py、2pz)、3d等。 ③各电子层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数 电子层 原子轨道类型 原子轨道数目 可容纳的电子数 1 1s 1 2 2 2s、2p 4 8 3 3s、3p、3d 9 18 4 4s、4p、4d、4f 16 32 n —— n2 2n2 ④原子轨道能量高低 相同电子层的原子轨道中 ns__<__np_<__nd__<__nf 形状相同的原子轨道 2p_<__3p_<__4p 电子层数和原子轨道形状均相同 2px_=__2py_=__2pz 3．电子自旋 原子核外电子有__两__种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。 易错提示： (1)任何电子层均含有s能级，但不是任何电子层均含有任何能级。 (2)电子层序数等于该电子层所包含的能级数，如第四电子层有4个能级：4s、4p、4d、4f。 (3)从第三电子层开始出现d能级，且3d能级的能量大于4s能级。 三、基态原子核外电子排布的三个原理 1．能量最低原理： 电子总是先占有_能量低__的轨道，然后依次进入_能量较高__的轨道，使整个原子的能量处于_最低状态__。即原子的电子排布遵循构造原理，能使整个原子的能量处于_最低__状态。如图为构造原理示意图： 2．泡利不相容原理： 在一个原子轨道中，最多只能容纳_2个__电子，并且这两个电子的自旋状态_相反__。如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。 3． 洪特规则： 当电子排布在同一能级的不同的轨道时，基态原子中的电子总是优先_单独__占据一个轨道，并且自旋状态_相同__。如2p3的电子排布为，不能表示为或。 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在_全满__(p6、d10、f14)、_半满__(p3、d5、f7)和_全空__(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1；29Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。 四、基态原子核外电子排布的表示方法 表示方法 举例(以硫原子为例) 电子排布式 S：_1s22s22p63s23p4__ 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 电子排布图(轨道表达式)注意空轨道不能省略 外围(价层)电子排布式 3s23p4 易错提示 1．要注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；外围价层电子排布式：3d104s1。 2．核外电子排布常见错误 ①在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误： ②当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，而失电子时，却先失4s轨道上的电子，如Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5。 五、原子状态与原子光谱 1．原子的状态 ①基态原子：处于 最低能量 的原子。 ②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从 低能级 跃迁到 高能级 状态的原子。 2．原子光谱 不同元素的原子发生电子跃迁时会 吸收 或 释放 不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为 光谱 分析。 3．基态、激发态及光谱示意图 易错提示： 对于同一元素来说，能量：基态原子<激发态原子；稳定性：基态原子>激发态原子。 六、基态原子电子排布式的书写方法 1．知道原子序数书写核外电子排布式的方法 ①常规方法：常根据构造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)，各能级最多容纳的电子数及能量最低原理，依次由低能级向高能级排列，如31号元素镓，首先排满1s2，依次2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10最后4p1。 ②原子序数大于18的方法：如31号元素，我们也可以用31－18＝13，然后在[Ar]的基础上再填充13个电子，如[Ar]3d104s24p1。 2．知道元素名称书写核外电子排布式的方法 ①前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如S的最外层电子数为6，其排布式为[Ne]3s23p4。 ②第四周期的元素，要熟记元素名称，然后从K开始数，数到几，就可以写成“[Ar]＋几个电子”。如Fe，从钾开始数到铁为8，其排布式为[Ar]3d64s2；Se，从钾开始数到Se为16，其排布式为[Ar]3d104s24p4。 3．注意事项 基态原子失电子生成金属阳离子时，应先失去最外层上的电子，如Fe原子核外电子排布式为[Ar]3d64s2，失电子变为Fe2＋，失去的不是能量高的3d轨道上的电子，而是能量低的4s轨道上的电子。所以Fe2＋的基态核外电子排布式正确的为[Ar]3d6，其他[Ar]3d44s2、[Ar]3d54s1均错误。 知识2 元素性质的递变规律 一、原子核外电子排布的周期性 1.每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从 ns1 到 ns2np6 的周期性变化。每一周期元素的周期数都等于该周期元素原子的 电子层数 ；除第1周期元素最外层电子数从1个到2个，即1s1～1s2；其他周期元素最外层电子数都从 1 递增到 8 ，即 ns1～ns2np6 。 2.主族元素原子核外电子排布和元素性质的周期性变化 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 原子核外外围电子排布 _ns1_ _ns2_ _ns2np1_ _ns2np2_ _ns2np3_ _ns2np4_ ns2np5__ 最高正化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6(O除外) ＋7(F除外) 最低负化合价 —— —— —— －4 －3　 －2 －1 化合价的变化规律 最高正价＝主族序数(O、F除外)，最高正价＋|最低负价|＝8 金属性和非金属性的变化规律 同一主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱； 同一周期主族元素从左到右，金属性依次减弱非金属性依次增强 原子半径的变化规律 同一主族元素从上到下，原子半径逐渐增大； 同一周期主族元素从左到右原子半径依次减小 　 二、原子核外电子排布与周期表结构的关系 1.周期与 电子层数 相同。 2.主族元素的族序数等于该元素原子的 外围电子数 。对于过渡元素的原子(镧系、锕系除外)，外围电子排布为 (n－1)d1～10ns0～2 。ⅢB～ⅦB族的外围电子数目与 族序数 相同。外围电子排布为 (n－1)d6～10ns0～2 的三个族统称为Ⅷ族。ⅠB和ⅡB族则是根据ns轨道上是一个还是两个电子来划分的，外围电子排布为 (n－1)d10ns1～2 。 三、核外电子排布与周期表的分区 1.s区：主要包括 ⅠA 和 ⅡA族元素 ，外围电子排布为ns1～2，容易失去最外层电子，形成 阳 离子，除 H 外，这些元素都是 金属元素 。 2.p区：包括 ⅢA～ⅦA 和 0 族共六族元素，它们原子的外围电子排布为 ns2np1～6 (氦为 1s2 )。 3.d区：包括 ⅢB～ⅦB、Ⅷ族 元素(镧系和锕系元素除外)，外围电子排布为 (n－1)d1～9ns1～2(钯为4d10) ，由于它们的次外层都 未充满 电子，因此d轨道不同程度地参与化学键的形成。 4.ds区：包括 ⅠB、ⅡB 族元素，它们的原子的d轨道为充满电子的轨道，外围电子排布为 (n－1)d10ns1～2 。 5.f区：包括 镧 系、 锕 系，原子的外围电子排布为 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 。 四、元素第一电离能的周期性变化 1.元素第一电离能的概念与意义 (1)概念：某元素的 气态 原子失去一个电子形成＋1价 气态 阳离子所需要的 最低能量 ，叫做该元素的第一电离能。元素第一电离能符号： I1 。 即M(g)－e－―→M＋(g) (2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的气态原子失去一个电子的 难易程度 。第一电离能数值越小，原子越 容易 失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越 难 失去一个电子。 (3)气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做该元素的第二电离能，第三电离能、第四电离能和第五电离能可以以此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加 困难 ，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3…… 2.元素第一电离能变化规律 (1)第一电离能的变化趋势如图所示： (2)观察分析上图，总结元素第一电离能的变化规律： ①对同一周期的元素而言， 碱金属 元素的第一电离能最小， 稀有气体 元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从 小 到 大 的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 ②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐 减小 ，表明自上而下原子越来越 容易 失去电子。 ③具有全充满、半充满及全空的电子结构的元素稳定性较高，其电离能数值 较大 。如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。 3.电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。 (2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去 一个电子 形成 ＋1价 阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的 非金属 性越强；I1越小，元素的 金属 性越强。 易错提示： 同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布轨道是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大。 示例 (1)第三周期所有元素的第一电离能(I1)大小顺序为Na<Al<Mg<Si<S<P<Cl<Ar(用元素符号表示)。 (2)高温条件下Cu2O比CuO稳定的原因是Cu2O中Cu＋的3d轨道处于全充满稳定状态，难失电子。 五、元素电负性的周期性变化 1.电负性的有关概念与意义 (1)键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性用来衡量元素在化合物中 吸引电子 的能力。 (2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引能力 越大 。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为 4.0 作为相对标准。 2.电负性的变化规律 随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。 (1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐 增大 ，元素的非金属性逐渐 增强 ，金属性逐渐 减弱 。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐 减小 ，元素的金属性逐渐 增强 ，非金属性逐渐 减弱 。 3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ①金属的电负性一般 小于 1.8，非金属的电负性一般 大于 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在 1.8左右 ，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性 越小 ，金属元素越活泼；非金属元素的电负性 越大 ，非金属元素越活泼。 (2)判断元素的化合价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 弱 ，元素的化合价为 正值 。 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 强 ，元素的化合价为 负值 。 (3)判断化学键的类型 ①如果两个成键元素原子间的电负性差值 大于 1.7，它们之间通常形成 离子 键。 ②如果两个成键元素原子间的电负性差值 小于 1.7，它们之间通常形成 共价 键。 六、对角线规则。 在元素周期表中，某些主族元素与 右下方 的主族元素的有些性质是相似的，如。 易错提示： (1)一个原子的逐级电离能逐渐增大的原因： 随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性吸引力也越来越大，消耗的能量越来越多。 (2)第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)元素，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素的，如第一电离能：Mg>Al，P>S。 (3)①金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。 ②不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 ③共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。 ④同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。 易错点01：误认为电子在核外沿“轨道”做确定性的圆周运动。 核外电子的运动不能用经典力学的轨道来描述。现代量子力学模型用“电子云”来形象化表示电子在核外空间出现的概率密度分布。电子云图中，小黑点的疏密代表电子在该区域出现的概率大小，并非电子的运动轨迹。它是一种统计规律，而非确定的路径。 易错点02：混淆“电子填充顺序”与“电子排布式书写顺序”。 电子在填充原子轨道时，遵循构造原理（能量最低原理），顺序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p...。但书写基态原子的电子排布式时，必须按能层由小到大的顺序排列，并将同一能层的轨道写在一起。 易错点03：认为“价电子”就是“最外层电子”。 对于主族元素，价电子就是最外层电子。但对于过渡元素，价电子包括最外层的ns电子和次外层的（n-1）d电子。不能将过渡元素的价电子仅看作最外层电子。 易错点04：认为同周期元素第一电离能（I₁）的变化是严格单调递增的。 同周期从左到右，I₁总体呈增大趋势，但存在“锯齿形”反常。这是因为全满（s², p⁶）和半满（p³, d⁵）的电子构型具有额外的稳定性，使得失去一个电子需要更多能量。这是洪特规则特例的体现。 易错点05：误用“对角线规则”进行无限制的类推。 “对角线规则”（如Li与Mg、Be与Al、B与Si的性质相似性）是经验性规则，源于这些元素离子电荷与半径之比的相似性。它并非普遍规律，有严格的适用范围（主要适用于第二、三周期元素），不能随意推广到其他对角元素。应用时需谨慎，并优先考虑周期律。 易错点06：比较离子半径时，忽视“电子层结构相同”的前提。 对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，对核外电子吸引越强，离子半径越小。这是最可靠的比较原则。若电子层数不同，则电子层数多的离子半径大。 易错点07：认为电负性是原子的固有绝对性质，与成键对象无关。 电负性是原子在分子中吸引成键电子对能力的相对标度。它是一个相对值（通常以鲍林标度，F=4.0），用于比较不同原子在化学键中吸引电子的能力。虽然同一原子的电负性在不同化合物中略有浮动，但通常采用其平均值。其周期性规律清晰：同周期从左到右增大，同主族从上到下减小。 易错点08：书写阳离子电子排布式时，误认为先失去能量较高的内层电子。 原子失去电子形成阳离子时，总是先失去最外层的电子，即使内层有能量更高的轨道。对于过渡金属，先失去最外层的ns电子，然后再失去（n-1）d电子。 易错点09：误将原子结构的“能级交错”现象视为对构造原理的违背。 能级交错（如4s能级能量低于3d）是构造原理的组成部分，而非例外。构造原理是指电子在填充时，按照能级能量从低到高的顺序填充。能级交错（4s<3d<4p）正是这个顺序的具体体现。它导致了过渡元素电子排布的特殊性，是理解元素周期表结构的关键。 方法01 判断元素金属性与非金属性强弱 【解题通法】判断元素金属性与非金属性的依据是原子失电子与得电子的难易程度。解这类题需抓住核心规律：① 同周期，从左到右，原子半径减小，失电子能力减弱，金属性减弱；得电子能力增强，非金属性增强。② 同主族，从上到下，原子半径增大，失电子能力增强，金属性增强；得电子能力减弱，非金属性减弱。切勿仅凭单质置换反应或最高价氧化物水化物的酸性一点判断，要综合分析原子结构的变化趋势。 【典型例题】某种离子化合物的结构如图所示，其中X、Y、Z、Q、W是原子序数依次增大的短周期主族元素，Y的最外层电子数是内层电子数的2倍，Z与W 同主族，Q是元素周期表中电负性最大的元素。下列说法错误的是 A．非金属性：Z>W B．氢化物沸点：Z>Y C．ZQ3分子中各原子最外层均达到8电子稳定结构 D．X、Z、Q三种元素能形成离子化合物 【答案】B 【详解】A．由分析可知，Z为N元素，W为P元素，非金属性同主族从上到下依次减小，则非金属性：N>P，A正确； B．由分析可知，Z为N元素，Y为C元素，简单氢化物沸点：CH4<NH3，C、N均存在其他种类氢化物，该选项未强调简单氢化物，B错误； C．由分析可知，Z为N元素，Q为F元素，NF3分子中含有3个N-F键，N、F原子最外层均达到8电子稳定结构，C正确； D．由分析可知，X、Z、Q三种元素分别为H、N、F，能形成离子化合物NH4F，D正确； 故选B。 方法02 书写基态原子（或离子）的电子排布式与轨道表示式 【解题通法】书写电子排布式与轨道表示式是基础。① 遵循构造原理填充电子。② 书写基态原子电子排布式时，按能层顺序排列，同一能层的轨道写在一起。③ 书写离子电子排布式时，先写出原子排布式，阳离子先失最外层电子。④ 轨道表示式中，需遵循泡利不相容原理、洪特规则，用箭头表示电子自旋。 【典型例题】配合物可用于蚀刻铜，蚀刻后的产物可在氧气中再生，再生反应为。下列说法正确的是 A．的电子排布式为 B．中有16个键 C．的晶体类型为共价晶体 D．属于共价化合物 【答案】B 【详解】A．的原子序数为29，基态Cu的电子排布式为，失去4s轨道的1个电子形成，Cu+的电子排布式为，A错误； B．每个含3个N-Hσ键，4个共12个σ键，加上4个的N与的配位键（σ键），总计16个σ键，B正确； C．的晶体由氨分子构成，属于分子晶体，C错误； D．含和，通过离子键结合，属于离子化合物，D错误； 故选B。 方法03 比较元素第一电离能（I₁）的大小 【解题通法】比较元素第一电离能（I₁）时，需综合考虑：① 周期性：同周期从左到右I₁总体增大；同主族从上到下I₁减小。② 关键特例：注意全满（s², p⁶）和半满（p³, d⁵）结构的额外稳定性，会使该元素I₁高于相邻元素。解题时先定周期表位置，再查是否有全满、半满结构。 【典型例题】某化合物是一种常用的食品营养强化剂，其组成元素M、X、Y、Z、Q、R的原子序数依次增大，前5种元素为主族元素且在短周期均有分布。X原子核外有6种不同运动状态的电子；Z与X同周期，且基态Z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；Q的原子半径在同周期主族元素中最大；R原子的质子数等于Y、Z、Q原子的质子数之和。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．简单氢化物的键角： C．的常见氧化物均可与水反应且所得水溶液均显碱性 D．常温下，的单质与的最高价氧化物对应的水化物的浓溶液不能反应 【答案】C 【详解】A．由题分析可知： X为C，Y为N，Z为O，第一电离能：，A错误； B．X，Y，Z的简单氢化物分别为、、，键角：，B错误； C．Na的常见氧化物和均可与水反应且所得水溶液均显碱性，C正确； D．常温下，浓硝酸使发生钝化，发生了化学反应，D错误； 故答案选C。 方法04 比较元素电负性（χ）的大小 【解题通法】电负性用于比较原子在分子中吸引电子的能力。规律：① 同周期从左到右电负性增大；同主族从上到下电负性减小。② 电负性差值可用于定性判断化学键类型。记忆典型元素（F, O, N, Cl等）的电负性有助于快速判断。 【典型例题】冠醚因分子结构形如皇冠而得名，某冠醚分子Z可识别，实现卤水中的萃取，其合成方法如下。下列说法正确的是 A．X分子为非极性分子 B．电负性： C．与通过弱配位键相结合 D．Z可以识别、、、等碱金属离子，形成类似于R的结构 【答案】C 【详解】A．X分子为邻苯二酚，分子结构不对称，正负电荷中心不重合，为极性分子，A错误； B．当O与Cl形成共价键时，共用电子对偏向O，电负性：O（3.44）大于Cl（3.16），则χ(O) > χ(Cl)，B错误； C．Li+有空轨道，Z中氧原子有孤对电子，二者通过氧原子提供孤对电子、Li+提供空轨道而形成配位键，配位键属于弱相互作用的化学键类型，C正确； D．冠醚识别碱金属离子具有选择性，取决于冠醚空腔的大小与碱金属离子半径的匹配度，Z可识别Li+，但Na+、K+、Cs+半径依次增大，Z无法识别它们并形成类似 R 的结构，D错误； 故选C。 方法05 判断基态原子中未成对电子数 【解题通法】判断未成对电子数，最可靠的方法是写出价电子轨道表示式。依据洪特规则，电子在能量相同的轨道上填充时，优先分占不同轨道且自旋平行。特别注意过渡元素d轨道的填充。切勿仅凭电子排布式简单推断。 【典型例题】是一种常见的营养强化剂。其中，元素周期表中Z与Y、M相邻，基态Y原子的价电子排布式为，且Y的第一电离能小于Z；基态M原子与基态Y原子的未成对电子数相同；X为原子半径最小的元素；E的合金是目前用量最大的金属材料。下列说法正确的是 A．电负性： B．高温下，E的单质与反应得到 C．简单氢化物的稳定性： D．M元素对应的单质可能为极性分子 【答案】D 【详解】A．电负性：C（Y）的电负性小于N（Z），A错误； B．高温下Fe（E）与水蒸气反应生成Fe3O4而非Fe2O3，B错误； C．非金属性O>N，故H2O（M的氢化物）的稳定性强于NH3（Z的氢化物），C错误； D．O（M）的单质中O3是极性分子，D正确； 故选D。 方法06 比较原子与离子半径的大小 【解题通法】比较微粒半径大小遵循：① 同元素：阴离子半径 > 原子半径 > 阳离子半径。② 同电子层结构：核电荷数越大，半径越小。③ 同主族：从上到下，电子层数增多，半径增大。④ 同周期：原子从左到右，核电荷数增大主导，半径减小。 【典型例题】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Y的原子序数等于W与X的原子序数之和，最外层电子数为层的一半，与可形成原子个数比为4：2的分子。下列说法正确的是 A．简单离子半径： B．与能形成含有非极性键的化合物 C．和的最简单氢化物的沸点： D．由W、X、Y三种元素所组成的化合物一定是离子化合物 【答案】B 【详解】A．X、Y、Z的简单离子为N3-、O2-、Na+，它们核外电子排布相同，因此原子序数越大，离子半径越小，即r(N3-)＞r(O2-)＞r(Na+)，故A错误； B．H与O可以形成H2O、H2O2，前者只含有极性键，后者含有非极性键和极性键，故B正确； C．N的简单氢化物为NH3，O的简单氢化物为H2O，前者常温下为气体，后者常温下为液体，因此H2O的沸点高于NH3，故C错误； D．H、N、O三种元素组成的化合物可以是共价化合物，如HNO3，也可以是离子化合物，如NH4NO3，故D错误； 答案为B。 方法07 应用“对角线规则”进行性质类比 【解题通法】“对角线规则”（如Li与Mg、Be与Al、B与Si性质相似）是经验性规律，源于这些对角线上原子或离子的离子极化作用相近。解题时，若遇到不常见元素的性质推测，可考虑其“对角线”位置的常见元素进行类比。但此规则有严格适用范围，并非普遍规律，不能随意推广。 【典型例题】已知、、、、是元素周期表前四周期中原子序数依次增大的常见元素，相关信息如下表： 元素 相关信息 X 元素原子的核外电子数比电子数少 Y 地壳中含量最多的元素 Z 第一至第四电离能是：I1=578kJ/mol，I2=1817kJ/mol，I3=2745kJ/mol，I4=11575kJ/mol W 前四周期中电负性最小的元素 R 在周期表的第十一列 下列说法错误的是 A．和可以组成多种二元化合物，其中显价的物质常见有两种 B．与元素成“对角线规则”的元素的最高价氧化物的水化物具有两性，该两性物质与强碱反应的离子方程式为： C．、、元素均位于元素周期表的区，元素位于元素周期表的区 D．元素最外层电子数比更少 【答案】D 【详解】A．X为N元素，Y为O元素，可以形成如：NO、N2O、NO2、N2O3、N2O4、N2O5等，其中X显价的物质常见有NO2、N2O4，共两种，故A正确； B．与Al元素成“对角线规则”的元素Be的最高价氧化物的水化物具有两性，该两性物质与强碱反应的离子方程式为：，故B正确； C．N、O、Al均位于元素周期表的p区，Cu位于元素周期表的ds区，故C正确； D．W为K元素，最外层电子数为1，R为Cu元素，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，最外层电子数也为1，故D错误； 故答案选D。 方法08 利用元素周期律进行综合推断（“位-构-性”一体） 【解题通法】这是本专题的核心思维模型。已知元素在周期表中的位置、原子结构或元素性质中的任意一项，可推导另外两项。推理链条为：位置→结构→性质。例如，已知某元素位于第三周期第ⅦA族，则可推知其原子结构为[Ne]3s²3p⁵，性质上为非金属，易得电子，最高正化合价为+7等。这是解答元素推断题的万能钥匙。 【典型例题】湖南水口山六厂素有“中国铍业一枝花”之称，是我国唯一一家以硅铍石(主要成分为)为原料提取氧化铍的企业。已知：铍和铝在元素周期表中处于对角线位置，其单质及化合物在结构和性质等方面具有相似性。下列叙述正确的是 A．属于酸性氧化物，易溶于水 B．BeO为两性氧化物 C．作为磁性材料，能用于油墨的生产 D．工业冶炼铝时应先将转化为无水 【答案】B 【详解】A．属于酸性氧化物，但难溶于水，A项错误； B．由已知中铍和铝在元素周期表中处于对角线位置，其单质及化合物在结构和性质等方面具有相似性可知，BeO为两性氧化物，B项正确； C．作为磁性材料，能用于油墨生产的是，C项错误； D．工业上用电解熔融的冶炼铝，D项错误。 故选B。 方法09 分析电离能、电负性等数据的“反常”现象 【解题通法】当遇到电离能、电负性等数据的变化趋势与同周期总体趋势不符时，应首先检查电子层结构。全满（s², p⁶）和半满（p³, d⁵, f⁷）结构具有额外的稳定性，会导致其电离能高于相邻元素，电负性也可能相应偏高。这是洪特规则特例在元素性质上的体现。 【典型例题】对下列事实的解释错误的是 选项 事实 解释 A 第一电离能： N的轨道半充满，结构更稳定，能量更低 B 碳正离子稳定性： 电负性比F小，电子云更加的偏向碳正离子 C 热稳定性： 分子间存在氢键，分子间不存在氢键 D 键键长： C的杂化轨道中s成分越多，形成的键越强，键长越短 A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【详解】A．N的电子排布式为1s22s22p3，O的电子排布式为1s22s22p4，即N的2p轨道半充满，结构更稳定，所以第一电离能N＞O，故A正确； B．Br电负性比F小，电子云更加的偏向碳正离子,所以碳正离子稳定性： ，故B正确； C．分子间氢键只能影响物理性质，不能够影响化学性质，应该是元素的非金属性越强，氢化物的稳定性越强，所以热稳定性H2O＞H2S，故C错误； D．CH4中C的杂化类型为sp3，C2H4中C的杂化类型为sp2，C的杂化轨道中s成分越多，形成的C-H键越强，键长越短，所以C-H键键长：CH4＞C2H4，故D正确； 故答案为：C。 方法10 辨析“价电子”概念在不同元素类型中的应用 【解题通法】准确判断“价电子”是分析元素化合价、氧化还原性的关键。① 对于主族元素，价电子就是最外层电子。② 对于过渡元素，价电子包括最外层的ns电子和次外层的（n-1）d电子。 【典型例题】光合作用中水的氧化过程是一个重要环节，水氧化的活性中心是含有4个锰原子的配位簇，其过程如下图所示。下列说法错误的是 A．X是[Mn(Ⅳ)4] B．步骤i~iv为4转移的过程 C．Mn(Ⅲ)的基态价电子排布是3d4 D．水氧化过程的催化剂是[Mn(V)Mn(Ⅳ)3] 【答案】D 【详解】A．根据分析，结合图示可知，X是[Mn(Ⅳ)4]，A正确； B．步骤ⅰ～ⅳ中共有4e-转移，即每一步转移一个电子，B正确； C．Mn为25号元素，基态价电子排布为3d54s2，Mn(Ⅲ)失去3个电子（4s2和1个3d电子），价电子排布为3d4，C正确； D．催化剂反应前后不变，[Mn(V)Mn(Ⅳ)3]是中间产物，并非催化剂，D错误； 故选D。 4 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $