背记知识清单02（期末复习知识清单）高二化学上学期苏教版

该高中化学知识清单聚焦“原子结构与性质”专题，涵盖原子核外电子运动（能层、能级、电子排布等）和元素性质递变规律（电离能、电负性等）核心内容，通过思维导图、6大考点清单、5大易错清单搭建从基础概念到应用规律的递进式学习支架。 清单以“考点-易错点”双线架构呈现知识体系，用表格对比能层能级关系（如能层符号、轨道数对应表）帮助构建物质结构观念，设计判断正误题（如电子排布式错误辨析）强化科学思维。特别标注洪特规则特例等重难点，配备原子光谱示意图，学生可分层高效复习，教师能直接用于考点突破和易错点精讲，提升教学实效。

专题1 原子结构与性质（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（6大考点）→易错清单（5大易错点） 第一单元 原子核外电子的运动 · 考点01 能层、能级、原子轨道 1．能层、能级与原子轨道的含义 (1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的_ __是不同的，按照电子的_ __差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。 (2)能级：在多电子原子中，同一能层里电子的_ __也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用_ __等表示，同一能层里，各能级的能量按_ __的顺序依次升高，即_ __。 (3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在_ __的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。 2．能层、能级与原子轨道之间的关系 能层 一 二 三 四 五 六 七 能层 符号 ___ _ __ _ __ _ __ _ __ P Q 能级 符号 ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ 4f 5s 5p …… …… 原子轨道数 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 …… …… 最多容纳电子数 2 _ _ _ _ _ _ _ _ ___ ___ __ ___ 14 …… …… 2 _ __ _ __ _ __ 50 2n2 3．原子轨道的形状与能量的关系 原子轨道 · 考点02 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。 3．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 4．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。 · 考点03 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 提醒：对于同一元素来说，能量：基态原子<激发态原子；稳定性：基态原子>激发态原子。 第二单元 元素性质的递变规律 · 考点01 电离能 1．定义：气态电中性基态原子_ __一个电子转化为气态基态正离子所需的_ __。 2．电离能的规律 ①同周期：第一种元素的第一电离能_ __，最后一种元素的第一电离能_ __，总体呈现从左至右呈_ __的变化趋势。 ②同族元素：从上至下第一电离能逐渐_ __。 ③同种元素的逐级电离能逐渐_ __，即I1_ __I2_ __I3。不同电子层的逐级电离能发生突跃，如Na的I1≪I2。 3．电离能的3个重要应用 ①判断元素的金属性和非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金属性越强。 ②判断元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3表明K原子易失去1个电子形成＋1价阳离子。 ③判断元素核外电子的分层排布情况。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(K、L)上，且最外层上只有一个电子。 · 考点02 电负性 1．概念 用来描述不同元素的原子对键合电子_ __的大小。 2．意义 电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力_ __。利用电负性的大小可以判断元素的金属性和非金属性的强弱。如电负性最大的元素为_ __元素。 3．标准 以氟的电负性为_ __作为相对标准，计算得出其他元素的电负性。电负性没有单位，且均为正值。在元素周期表中氟的电负性数值最大，铯的电负性数值最小，为0.7(放射性元素除外) 4．变化规律 金属元素的电负性一般_ __，非金属元素的电负性一般_ __，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_ __性，又有_ __性。 · 考点03 原子结构与元素在周期表中位置的关系 1．原子结构与周期表的关系 周期 能层数 每周期第一种元素 每周期最后一种元素 原子序数 基态原子的电子排布式 原子序数 基态原子的电子排布式 二 2 3 [He]2s1 10 1s22s22p6 三 3 11 _ __ _ __ _ __ 四 4 19 _ __ _ __ _ __ 五 5 37 [Kr]5s1 54 1s22s22p63s23p63d10 4s24p64d105s25p6 六 6 55 [Xe]6s1 86 1s22s22p63s23p63d10 4s24p64d104f145s25p6 5d106s26p6 2．每族元素的价电子排布特点。 ①主族。 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA 排布特点 _ __ _ __ _ __ _ __ 主族 ⅤA ⅥA ⅦA 排布特点 _ __ _ __ _ __ ②0族：He：1s2；其他：ns2np6。 ③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系、锕系除外)。 3．元素周期表的分区。 ①周期表的分区。 ②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点。 分区 元素分布 价电子排布 元素性质特点 s区 ⅠA、ⅡA族 _ __ 除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应 p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 _ __ (除He外) 通常是最外层电子参与反应 d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系锕系外) (n－1)d1～9ns1～2 (Pd除外) d轨道可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 金属元素 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14 (n－1)d0～2ns2 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近 ③元素的分布：非金属在元素周期表中主要集中在右上角三角区内，处于非金属三角区与金属接近的边缘的元素常被称为_ __或_ __，但不能叫两性非金属。 · 易错点01 能层、能级与原子轨道 　能层数＝电子层数，能级数＝能层序数。即：第一能层(K,1层电子)，只有s能级；第二能层(L,2层电子)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量，第三能层(M,3层电子)，有s、p、d三种能级。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)原子核外的电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称为电子云。(　 　) (2)p能级能量一定比s能级的能量高。(　 　) (3)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。(　 　) (4)2p和3p轨道形状均为哑铃状，能量也相等。(　 　) (5)2s能级和2p能级所具有的原子轨道数目之比为1∶3。(　 　) (6)能量关系：1s<2s<3p<3d<4s。(　 　) · 易错点02 基态原子核外电子排布的表示方法 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。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)基态磷原子的电子排布图为(　 　) 。 (2)基态Zn原子的电子排布式为[Ar]4s23d10。(　 　) (3)电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原理。(　 　) · 易错点03 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。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 （1）基态磷原子的轨道表示式为。（　 　） （2）Cl－的最外层电子排布式是3s23p5。（　 　） （3）基态24Cr原子的价层电子轨道表示式为。（　 　） （4）碳的基态原子轨道表示式：。（　 　） （5）能量最低的激发态N原子的电子排布式：1s22s12p33s1。（　 　） · 易错点04 电离能 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。 (3)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。 (4)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。 (5)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。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C(　 　) (2)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(　 　) (3)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大(　 　) (4)第一电离能O>N。(　 　) (5)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。(　 　) (6)根据元素周期律，原子半径Ga小于As，第一电离能Ga大于As。(　 　) (7)最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子第一电离能较大。(　 　) · 易错点05 电负性 （1）不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 （2）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。 （3）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。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)B和N相比，电负性较大的是N(　 　) (2)电负性大的元素非金属性强(　 　) (3)在元素周期表中，同周期元素电负性从左到右越来越大(　 　) (4)金属元素电负性一定小于非金属元素电负性(　 　) (5)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价。(　 　) (6)光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂，Zn、Ge、O电负性由大到小的顺序是O>Ge>Zn。(　 　) 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题1 原子结构与性质（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（6大考点）→易错清单（5大易错点） 第一单元 原子核外电子的运动 · 考点01 能层、能级、原子轨道 1．能层、能级与原子轨道的含义 (1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的_能量__是不同的，按照电子的_能量__差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。 (2)能级：在多电子原子中，同一能层里电子的_能量__也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用_s、p、d、f__等表示，同一能层里，各能级的能量按_s、p、d、f__的顺序依次升高，即_E(s)<E(p)<E(d)<E(f)__。 (3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在_核外经常出现__的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。 2．能层、能级与原子轨道之间的关系 能层 一 二 三 四 五 六 七 能层 符号 _K__ _L__ _M__ _N__ _O__ P Q 能级 符号 _1s__ _2s__ _2p__ _3s__ _3p__ _3d__ _4s__ _4p__ _4d__ 4f 5s 5p …… …… 原子轨道数 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 …… …… 最多容纳电子数 2 _2__ _6__ _2__ _6__ _10__ _2__ _6__ _10__ 14 …… …… 2 _8__ _18__ _32__ 50 2n2 3．原子轨道的形状与能量的关系 原子轨道 · 考点02 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。 3．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 4．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。 · 考点03 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 提醒：对于同一元素来说，能量：基态原子<激发态原子；稳定性：基态原子>激发态原子。 第二单元 元素性质的递变规律 · 考点01 电离能 1．定义：气态电中性基态原子_失去__一个电子转化为气态基态正离子所需的_最低能量__。 2．电离能的规律 ①同周期：第一种元素的第一电离能_最小__，最后一种元素的第一电离能_最大__，总体呈现从左至右呈_增大__的变化趋势。 ②同族元素：从上至下第一电离能逐渐_减小__。 ③同种元素的逐级电离能逐渐_增大__，即I1_<__I2_<__I3。不同电子层的逐级电离能发生突跃，如Na的I1≪I2。 3．电离能的3个重要应用 ①判断元素的金属性和非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金属性越强。 ②判断元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3表明K原子易失去1个电子形成＋1价阳离子。 ③判断元素核外电子的分层排布情况。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(K、L)上，且最外层上只有一个电子。 · 考点02 电负性 1．概念 用来描述不同元素的原子对键合电子_吸引力__的大小。 2．意义 电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力_越强__。利用电负性的大小可以判断元素的金属性和非金属性的强弱。如电负性最大的元素为_氟__元素。 3．标准 以氟的电负性为_4.0__作为相对标准，计算得出其他元素的电负性。电负性没有单位，且均为正值。在元素周期表中氟的电负性数值最大，铯的电负性数值最小，为0.7(放射性元素除外) 4．变化规律 金属元素的电负性一般_较小(一般小于1.8)__，非金属元素的电负性一般_较大(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。 · 考点03 原子结构与元素在周期表中位置的关系 1．原子结构与周期表的关系 周期 能层数 每周期第一种元素 每周期最后一种元素 原子序数 基态原子的电子排布式 原子序数 基态原子的电子排布式 二 2 3 [He]2s1 10 1s22s22p6 三 3 11 _[Ne]3s1__ _18__ _1s22s22p63s23p6__ 四 4 19 _[Ar]4s1__ _36__ _1s22s22p63s23p63d104s24p6__ 五 5 37 [Kr]5s1 54 1s22s22p63s23p63d10 4s24p64d105s25p6 六 6 55 [Xe]6s1 86 1s22s22p63s23p63d10 4s24p64d104f145s25p6 5d106s26p6 2．每族元素的价电子排布特点。 ①主族。 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA 排布特点 _ns1__ _ns2__ _ns2np1__ _ns2np2__ 主族 ⅤA ⅥA ⅦA 排布特点 _ns2np3__ _ns2np4__ _ns2np5__ ②0族：He：1s2；其他：ns2np6。 ③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系、锕系除外)。 3．元素周期表的分区。 ①周期表的分区。 ②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点。 分区 元素分布 价电子排布 元素性质特点 s区 ⅠA、ⅡA族 _ns1～2__ 除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应 p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 _ns2np1～6__ (除He外) 通常是最外层电子参与反应 d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系锕系外) (n－1)d1～9ns1～2 (Pd除外) d轨道可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 金属元素 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14 (n－1)d0～2ns2 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近 ③元素的分布：非金属在元素周期表中主要集中在右上角三角区内，处于非金属三角区与金属接近的边缘的元素常被称为_半金属__或_准金属__，但不能叫两性非金属。 · 易错点01 能层、能级与原子轨道 　能层数＝电子层数，能级数＝能层序数。即：第一能层(K,1层电子)，只有s能级；第二能层(L,2层电子)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量，第三能层(M,3层电子)，有s、p、d三种能级。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)原子核外的电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称为电子云。(　×　) (2)p能级能量一定比s能级的能量高。(　×　) (3)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。(　×　) (4)2p和3p轨道形状均为哑铃状，能量也相等。(　×　) (5)2s能级和2p能级所具有的原子轨道数目之比为1∶3。(　√　) (6)能量关系：1s<2s<3p<3d<4s。(　×　) · 易错点02 基态原子核外电子排布的表示方法 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。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)基态磷原子的电子排布图为(　×　) 。 (2)基态Zn原子的电子排布式为[Ar]4s23d10。(　×　) (3)电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原理。(　×　) · 易错点03 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。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 （1）基态磷原子的轨道表示式为。（　✕　） （2）Cl－的最外层电子排布式是3s23p5。（　✕　） （3）基态24Cr原子的价层电子轨道表示式为。（　✕　） （4）碳的基态原子轨道表示式：。（　✕　） （5）能量最低的激发态N原子的电子排布式：1s22s12p33s1。（　✕　） · 易错点04 电离能 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。 (3)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。 (4)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。 (5)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。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C(　×　) (2)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(　×　) (3)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大(　×　) (4)第一电离能O>N。(　×　) (5)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。(　×　) (6)根据元素周期律，原子半径Ga小于As，第一电离能Ga大于As。(　×　) (7)最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子第一电离能较大。(　√　) · 易错点05 电负性 （1）不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 （2）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。 （3）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。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)B和N相比，电负性较大的是N(　√　) (2)电负性大的元素非金属性强(　√　) (3)在元素周期表中，同周期元素电负性从左到右越来越大(　√　) (4)金属元素电负性一定小于非金属元素电负性(　√　) (5)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价。(　√　) (6)光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂，Zn、Ge、O电负性由大到小的顺序是O>Ge>Zn。(　√　) 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $