第一章 原子结构与性质【基础诊断与扫盲】高二化学上学期人教版

该高中化学单元知识清单系统梳理了“原子结构与性质”单元内容，涵盖能层与能级、电子排布规则、元素周期系等10个核心知识点，搭建了从基础概念辨析到性质递变规律再到元素推断应用的递进式学习支架。 清单按知识点分类设置诊断评价题，每题标注掌握程度分级，如“构造原理”配套8道判断题检测理解，培养科学思维与自主探究能力。知识讲解结合原子轨道示意图等可视化工具，参考答案助力学生自我纠错，教师可精准定位教学重难点，提升复习效率。

第一单元 原子结构与性质 知识点 01 诊断评价 能层与能级 不了解 了解 掌握 1．ns电子的能量不一定高于(n-1)p电子的能量。( ) 2．能量关系：1s<2s<3p<3d<4s。( ) 3．任何能层均含有s能级，但不是均含有s、p、d、f能级。( ) 4．各能级最多可容纳的电子数按s、p、d、f……的顺序依次为1、3、5、7……的2倍。( ) 5．s能级的能量一定比p能级的能量低。( ) 6．不同能层，s能级的能量相同。( ) 7．能层就是电子层。( ) 8．2d表示L层上的d能级。( ) 9．某原子M层上电子数为L层电子数的4倍。(______) 10．原子核外电子中，最外层上的电子能量最高(______) 知识点 02 诊断评价 基态与激发态　原子光谱 不了解 了解 掌握 11．氢原子外围只有一个电子，故氢原子光谱只有一条谱线。(______) 12．焰色反应与电子跃迁有关，属于化学变化。(______) 13．基态氢原子转变成激发态氢原子时释放能量。(______) 14．基态原子变为激发态原子时要释放能量。( ) 15．氢原子光谱属于线状光谱。(______) 16．“火树银花合，星桥铁锁开”涉及到发光过程是电子由基态到激发态的跃迁过程。( ) 17．利用光谱仪只能测得原子的发射光谱。(______) 18．原子的能级是量子化的，故原子光谱是不连续的线状谱线。（______） 19．某些金属及其化合物在燃烧时会产生特殊的颜色，是由于电子跃迁时能量以一定频率的光释放出来。(______) 20．LED灯光与原子核外电子跃迁释放能量有关。( ) 知识点 03 诊断评价 构造原理与电子排布式 不了解 了解 掌握 21．Cu基态原子核外电子排布符合构造原理。（______） 22．同一能级组内能级之间的能量差较小，而相邻能级组之间的能量差较大。(_______) 23．原子轨道能量的相对大小为：E4s>E3d>E3p>E3s。(_______) 24．铁元素基态原子的电子排布式能否写为1s22s22p63s23p64s23d6。( ) 25．基态原子价电子排布式为。( ) 26．K的价电子排布式：4s1。(_______) 27．基态O原子电子排布式为：1s22s22p4。(_______) 28．基态Zn原子的电子排布式为[Ar]4s23d10。( ) 知识点 04 诊断评价 电子云与原子轨道 不了解 了解 掌握 29．氯气中共价键的电子云轮廓图：。(_____) 30．电子云轮廓图：。(_____) 31．p轨道电子云轮廓图的形状是互相垂直的花瓣形。( ) 32．2s轨道与1s轨道都是球形，但2s轨道的球形半径更大。( ) 33．p电子云轮廓图呈哑铃形，在空间有两个伸展方向。( ) 34．基态硼原子的核外电子有5种空间运动状态。( ) 35．磷原子中的未成对电子的电子云伸展方向不同。( ) 36．2s能级和2p能级所具有的原子轨道数目之比为1∶3。( ) 37．同一个原子轨道上的电子运动状态完全相同。( ) 38．模型中的小黑点表示电子在原子核外出现的概率密度的形象描述(______) 39．、、轨道相互垂直，但能量相等。( ) 40．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。( ) 知识点 05 诊断评价 原子核外电子的排布规则 不了解 了解 掌握 41．基态N原子的轨道表示式为违背了泡利不相容原理。( ) 42．泡利原理认为一个原子轨道内最多只能容纳两个自旋相反的电子。（______） 43．的电子排布式：违反了能量最低原理。(______) 44．每个电子层上最多容纳2n2个电子是由泡利不相容原理决定的。( ) 45．表示的原子处于能量最低状态。(_____) 46．6C的电子排布式1s22s22p违反了洪特规则。( ) 47．当电子排布在同一能级的不同轨道时，电子总是先占满1个轨道，然后再占据其他原子轨道。( ) 48．Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d44s2。( ) 49．基态N原子的价层电子排布图：。(______) 50．基态原子的价层电子轨道表达式为。(______) 51．Cr原子有6个未成对的电子。( ) 52．基态O原子的价电子排布图为。( ) 知识点 06 诊断评价 元素周期系 不了解 了解 掌握 53．基态原子的p能级上半充满的元素一定位于p区。(_____) 54．处于s区、d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。(_____) 55．原子的价电子排布为(n-1)d6～8ns2的元素一定是过渡元素。(_____) 56．元素的价电子数一定等于其所在族的族序数。(_____) 57．所有非金属元素都分布在p区。( ) 58．正三价阳离子的电子排布式为的元素在周期表中位于第ⅧB族。(_____) 59．价电子排布式为4s24p3的元素位于第4周期ⅤA族，是p区元素。( ) 60．Fe位于第四周期第ⅧB族，属于d区。( ) 61．s区全部是金属元素。(____) 62．元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素。(_____) 知识点 07 诊断评价 原子半径 不了解 了解 掌握 63．同周期主族元素形成的简单离子中，ⅠA族元素的离子半径最小。( ) 64．离子半径：O2->F->Cl->S2-。( ) 65．氮原子的原子半径及第一电离能都比氧原子的大。（____） 66．Cl－、S2－、Ca2＋、K＋半径依次减小。(____) 67．各元素的原子半径总比其离子半径大。(_____) 68．质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大。(_____) 69．核外能层结构相同的单核粒子，半径相同。(_____) 70．B、C、N、O、F原子半径依次增大。(______) 71．Mg、MgO中镁元素微粒的半径：r(Mg2+)>r(Mg)。(_____) 72．第三周期元素的离子半径从左至右逐渐减小。(_______) 73．短周期元素形成的微粒X2-和Y2＋核外电子排布相同，离子半径：X2-＞Y2＋。(_____) 知识点 08 诊断评价 元素的电离能 不了解 了解 掌握 74．第一电离能：。（______） 75．5种元素[Ca、Fe、P、O和Y(钇，原子序数比Fe大13)]中，第一电离能最小的是Fe。（______） 76．依据第二周期主族元素电负性依次增大，可推断它们的第一电离能依次增大。（______） 77．第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据。（____） 78．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大。（____） 79．钠的电离能I2≫I1，说明钠元素常显＋1价，镁的电离能I3≫I2，则镁常显＋1和＋2价。（____） 80．同周期元素，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大。（____） 81．同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，金属性逐渐增强。（____） 82．原子的电离能大小I1>I2>I3。（____） 83．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。( ) 84．根据元素周期律，原子半径Ga小于As，第一电离能Ga大于As。( ) 知识点 09 诊断评价 电负性 不了解 了解 掌握 85．形成离子键的两元素电负性差值一般较大。（____） 86．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大，非金属性越强。（____） 87．在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小。（____） 88．非金属性越活泼的元素，电负性越小。（____） 89．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强。（____） 90．金属元素电负性一定小于非金属元素电负性。( ) 91．在元素周期表中，同周期元素电负性从左到右越来越大。( ) 92．B和N相比，电负性较大的是N。( ) 93．元素的电负性越大，则元素的非金属性越强。(_____) 94．元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小。(_____) 95．在形成化合物时，电负性越大的元素越容易显示正价。( ) 知识点 10 诊断评价 元素推断 不了解 了解 掌握 96．原子序数为12的元素的最高价氧化物对应水化物的碱性大于Al(OH)3。(______) 97．Be(OH)2与Al(OH)3的化学性质相似。(______) 98．HF、HCl、HBr、HI 的稳定性依次增强。(______) 99．若两种元素原子的最外层电子数相同，则元素最高正价一定相同。(_____) 100．氮元素有多种化合价，其最高正价为+5价。(______) 参考答案： 1．× 2．× 3．√ 4．√ 5．× 6．× 7．√ 8．× 9．× 10．√ 11．× 12．× 13．× 14．× 15．√ 16．× 17．× 18．√ 19．√ 20．√ 21．× 22．√ 23．× 24．× 25．√ 26．√ 27．√ 28．× 29．√ 30．√ 31．× 32．√ 33．× 34．× 35．√ 36．√ 37．× 38．√ 39．√ 40．× 41．× 42．√ 43．× 44．√ 45．× 46．√ 47．× 48．× 49．√ 50．× 51．√ 52．√ 53．√ 54．× 55．√ 56．× 57．× 58．× 59．√ 60．× 61．× 62．× 63．× 64．× 65．√ 66．× 67．× 68．√ 69．× 70．× 71．× 72．× 73．√ 74．× 75．× 76．× 77．× 78．× 79．× 80．√ 81．√ 82．× 83．√ 84．× 85．√ 86．× 87．× 88．× 89．√ 90．× 91．√ 92．√ 93．√ 94．√ 95．× 96．√ 97．√ 98．× 99．× 100．√ 知识点01 能层与能级 1920年，丹麦科学家玻尔在氢原子模型基础上，提出构造原理，开启了用原子结构解释元素周期律的篇章。1925年以后，玻尔的“壳层”落实为“能层”与“能级”，厘清了核外电子的可能状态，复杂的原子光谱得以诠释。1936年，德国科学家马德隆发表了以原子光谱事实为依据的完整的构造原理。 1．能层 （1）含义：根据核外电子的能量不同，将核外电子分为不同的能层。 （2）序号、符号及所能容纳的最多电子数 能层 一 二 三 四 五 六 七 符号 K L M N O P Q 最多电子数 2 8 18 32 50 72 98 （3）能量关系 能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。 2．能级 （1）含义：根据多电子原子的同一能层电子的能量不同，将它们分为不同能级。 （2）表示方法：分别用相应能层的序数和字母s、p、d、f等表示，如第n能层的能级按能量由低到高的排列顺序为ns、np、nd、nf等。 知识点02 基态与激发态　原子光谱 1．基态原子与激发态原子 （1）基态原子：处于最低能量状态的原子。 （2）激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。 （3）基态、激发态原子相互间转化的能量变化 基态原子激发态原子。 2．光谱的成因及分类 【提醒】电子跃迁的形式 （1）电子吸收能量→从低能级跃迁至较高能级→吸收光谱。 （2）电子从高能级跃迁到低能级→释放能量→发射光谱。 知识点03 构造原理与电子排布式 1．构造原理 （1）含义 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。 （2）示意图 2．电子排布式 将能级上所容纳的电子数标在该能级符号右上角，并按照能层从左到右的顺序排列的式子叫电子排布式。 如氮原子的电子排布式为 3．简化电子排布式 Na的电子排布式为1s22s22p63s1，可简化为[Ne]3s1，Na的内层电子排布与稀有气体元素Ne的核外电子排布相同。 【提醒】当p、d、f能级处于全空、全充满或半充满状态时，能量相对较低，原子结构较稳定。如24Cr： 4．离子的电子排布式 （1）判断该原子变成离子时得到或失去的电子数。 （2）原子失去电子时，总是从能量高的能级失去电子，即失去电子的顺序是由外向里。一般来说，主族元素只失去它们的最外层电子，而副族元素可能还会进一步向里失去内层电子。 （3）原子得到电子形成阴离子，则得到的电子填充在最外层的某一个能级上。如Cl－的电子排布式为1s22s22p63s23p6(得到的电子填充在最外面的3p能级上)。 知识点04 电子云与原子轨道 1．概率密度 1913年，玻尔提出氢原子模型，电子在线性轨道上绕核运行。 量子力学指出，一定空间运动状态的电子在核外空间各处都可能出现，但出现的概率不同，可用概率密度(ρ)表示，即ρ＝(P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积)。 2．电子云 （1）定义：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）含义：用单位体积内小点的疏密程度表示电子在原子核外出现的概率大小，小点越密，表示概率密度越大。 （3）形状 3．原子轨道 （1）概念：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）形状 ①s电子的原子轨道呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 ②p电子的原子轨道呈哑铃形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 （3）各能级所含有的原子轨道数目 能级符号 ns np nd nf 轨道数目 1 3 5 7 知识点05 原子核外电子的排布规则 1．泡利原理 在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反，常用上下箭头(↑和↓)表示自旋相反的电子。 2．电子排布的轨道表示式(电子排布图) 在轨道表示式中，用方框(也可用圆圈)表示原子轨道。O的轨道表示式如下： O　 （1）简并轨道：能量相同的原子轨道。 （2）电子对：同一个原子轨道中，自旋方向相反的一对电子。 （3）单电子(或未成对电子)：一个原子轨道中若只有一个电子，则该电子称为单电子。 （4）自旋平行：箭头同向的单电子称为自旋平行。 （5）在氧原子中，有3个电子对，有2个单电子。 （6）在氧原子中，有5种空间运动状态，有8种运动状态不同的电子。 3．洪特规则 （1）内容：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。 （2）特例 在简并轨道上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。 相对稳定的状态 如24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，为半充满状态，易错写为1s22s22p63s23p63d44s2。 4．能量最低原理 （1）内容：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。 （2）因素：整个原子的能量由核电荷数、电子数和电子状态三个因素共同决定。 【总结】核外电子的表示方法 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复杂，可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来表示。 实例 K：[Ar]4s1 价层电子排布式 含义 化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层(简称价层)。主族元素原子的价层电子指最外层电子，价层电子排布即最外层电子排布；副族元素原子的价层电子除最外层电子外，还可包括次外层电子。 实例 Al：3s23p1 轨道表示式 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一种自旋状态的电子。 实例 Al 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，相应的式子叫作电子式。 实例 知识点06 元素周期系 1．含义 元素按其原子核电荷数递增排列的序列，称为元素周期系。元素周期表是呈现元素周期系的表格。 2．元素周期系的形成 （1）每一周期从碱金属元素开始到稀有气体元素结束，最外层电子排布从ns1递增到ns2np6(第一周期除外)，但元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多。 （2）元素形成周期系的根本原因是元素的原子核外电子排布发生周期性的重复。 （3）根据构造原理得出的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。例如，第一周期从1s1开始，以1s2结束；其余各周期总是从ns能级开始，以np能级结束，其间递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。 1s 2s→2p 3s→3p 4s→3d →4p 5s→ 4d→5p 6s→4f→ 5d→6p 7s→5f→ 6d→7p 周期 一 二 三 四 五 六 七 元素数 2 8 8 18 18 32 32 （4）元素周期表中，同族元素价层电子数相同，这是同族元素性质相似的结构基础。 3．元素周期表的结构 4．核外电子排布与族的关系 （1）价层电子 主族元素的价层电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属元素原子的价层电子排布为ns1。副族元素的价层电子与其最外层电子和次外层电子有关(镧系、锕系元素还与次次外层的f电子有关)。如铁元素的价层电子排布式为3d64s2。 （2）主族元素 主族元素的族序数＝原子的最外层电子数。同主族元素原子的价层电子排布相同，价层电子全部排布在ns或nsnp能级上(如表所示)。 主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价层电子构型 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 当主族元素原子的价层电子全部失去或偏离时，表现出该元素的最高正价(O、F除外)。 （3）稀有气体元素的价层电子排布为ns2np6(He为1s2)。 （4）过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵列原子的价层电子排布基本相同(如表所示)。 族序数 ⅢB ⅣB …… ⅦB 价层电子构型 (n－1)d1ns2 (n－1)d2ns2 …… (n－1)d5ns2 族序数 Ⅷ ⅠB ⅡB 价层电子构型 (n－1)d6～8ns2 (n－1)d10ns1 (n－1)d10ns2 第ⅢB族～ⅦB族可失去ns和(n－1)d能级上的全部电子，所以，最高正价数＝族序数。 第Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n－1)d电子，其最高正价一般低于族序数（8），只有Ru和Os可表现出＋8价。 第ⅠB族可失去ns电子和部分(n－1)d电子，所以第ⅠB族的族数<最高正价，第ⅡB族只失去ns2电子，第ⅡB族的族序数＝其最高正价。 5．元素周期表的分区 （1）根据核外电子的排布分区 按核外电子排布和构造原理最后填入电子的能级符号，可将元素周期表分为s、p、d、f 4个区，而第ⅠB、第ⅡB族这2个纵列的元素的核外电子因先填满了(n－1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。5个区的位置关系如图所示。 （2）各区元素的特点 包括的元素 价层电子排布 化学性质 s区 第ⅠA、ⅡA族 ns1～2(最后的电子填在ns上) 除氢外，都是活泼金属元素(碱金属和碱土金属元素) p区 第ⅢA～ⅦA族、0族 ns2np1～6(最后的电子填在np上) 随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱 d区 第ⅢB～ⅦB、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2[最后的电子填在(n－1)d上] 均为过渡金属，由于d轨道都未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 第ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2[(n－1)d全充满] 均为过渡金属，d轨道已充满电子，因此d轨道一般不再参与化学键的形成 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14 (n－1)d0～2ns2 镧系元素的化学性质非常相近，锕系元素的化学性质也非常相近 （3）根据元素的金属性和非金属性分区 【提醒】 （1）主族元素的最外层电子即为价层电子，过渡元素的价层电子一般包括最外层的s电子和次外层的d电子，有的还包括倒数第三层的f电子； （2）s区元素原子的价层电子特征排布为ns1～2，价层电子数等于主族序数； （3）p区元素原子的价层电子特征排布为ns2np1～6He除外，价层电子总数等于主族序数0族除外； （4）s区H除外、d区、ds区和f区都是金属元素。 4．元素的对角线规则 （1）在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。 （2）处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性。 （3）对角线规则示例 锂与钠虽属同一主族，但锂与钠的性质相差较远，而锂的化学性质与镁更相似。如 ①锂和镁在O2中燃烧，并不生成过氧化物，都只生成氧化物(Li2O、MgO)。 ②锂和镁都能直接与N2反应生成氮化物(Li3N、Mg3N2)。 ③锂和镁的氢氧化物在加热时都可分解生成氧化物(Li2O、MgO)和H2O。 ④锂和镁的碳酸盐均不稳定，受热均能分解生成相应氧化物和CO2。 ⑤含锂和镁的某些盐，如碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水。 知识点07 原子半径 1．影响原子半径大小的因素 （1）电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大。 （2）核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。 2．原子半径的递变规律 （1）同周期：从左到右，核电荷数越大，原子半径越小。 （2）同主族：从上到下，核电荷数越大，原子半径越大。 知识点08 元素的电离能 1．元素第一电离能的概念与意义 （1）概念 气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能，符号：I1。 （2）意义：可以衡量元素的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。 2．元素第一电离能变化规律 （1）每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大，即一般来说，同周期随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。 （2）同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。 3．电离能的应用 （1）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。 （2）逐级电离能的应用 ①逐级电离能 含义：原子的＋1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为 M(g)===M＋(g)＋e－　I1(第一电离能) M＋(g)===M2＋(g)＋e－　I2(第二电离能) M2＋(g)===M2＋(g)＋e－　I3(第三电离能) 逐级电离能的变化规律 a．同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级增大。 b．当相邻逐级电离能发生突变时，说明失去的电子所在的能层发生了变化。 ②应用 根据电离能数据确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价，如Li：I1≪I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去一个电子形成＋1价阳离子。 【提醒】电离能的影响因素及特例 （1）电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。 （2）具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素原子稳定性较高，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的大。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 知识点09 电负性 1．电负性有关概念与意义 （1）键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。 （2）电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 （3）电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。 2．电负性递变规律 （1）同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。 （2）同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，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强弱 ①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）判断化合物的类型 如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。 【提醒】 ①电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，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。 ②电负性之差小于1.7的元素不一定形成共价化合物，Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键是离子键。 知识点10 元素推断 1．利用元素原子或离子的核外电子排布推断 （1）最外层电子排布式为ns2np1～6的元素一定是主族或0族元素，位于p区。若是最外层电子排布式为ns2np1～5，则位于第ⅢA～ⅦA族；若最外层电子排布式为ns2np6，则位于0族。 （2）若最外层只有ns能级上有电子，价层电子排布式可能为ns1～2(He除外)，位于s区；也可能为(n－1)d1～10ns1～2，属于过渡元素，位于d区、ds区。 （3）一些元素原子核外电子排布的特殊性，如前18号元素中： ①族序数等于周期序数的元素：H、Be、Al。 ②族序数等于周期序数两倍的元素：C、S。 ③族序数等于周期序数三倍的元素：O。 ④周期序数等于族序数两倍的元素：Li。 ⑤周期序数等于族序数三倍的元素：Na。 2．利用元素的特殊性质推断 （1）最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：H、C、Si。 （2）最高正价是最低负价绝对值三倍的短周期元素：S。 （3）除H外，原子半径最小的主族元素：F。 （4）第一电离能最大的主族元素：F；第一电离能最小的主族元素：Cs(放射性元素除外)。 （5）电负性最小的主族元素：Cs(0.7，放射性元素除外)；电负性最大的主族元素：F(4.0)。 （6）同主族相邻两种元素的原子序数若具有2倍关系，此两种元素为O和S。 3.利用元素的单质或化合物的性质、用途、存在的特殊性推断 （1）地壳中含量最多的元素或通常氢化物呈液态的元素：O。 （2）空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。 （3）形成化合物种类最多的元素或形成的某种单质是自然界中硬度最大的物质的元素：C。 （4）地壳中含量最多的金属元素或常见氧化物、氢氧化物呈两性的元素：Al。 （5）最活泼的非金属元素或无氧酸可腐蚀玻璃的元素或氢化物最稳定的元素：F。 （6）焰色呈黄色的元素：Na。 （7）焰色呈紫色(透过蓝色钴玻璃)的元素：K。 （8）最轻的金属元素：Li。 （9）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。 （10）常温下单质呈液态的非金属元素：Br。 1 / 17 学科网(北京)股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司zxxk.com 学科网（北京）股份有限公司 $