专题04 原子结构与元素性质（寒假复习讲义）高二化学鲁科版

专题04 原子结构与元素性质 内容导航 考点聚焦：紧扣考试命题常考点，有的放矢 重点速记：知识点和关键点梳理，查漏补缺 难点强化：难点内容标注与讲解，能力提升 复习提升：基础巩固+提升专练，全面突破 1．了解原子结构，理解核外电子排布、能层与能级、基态与激发态、原子光谱、电子跃迁等概念与变化 2．理解原子轨道、电子云、核外电子运动状态等概念 3．理解构造原理，掌握电子排布式、轨道表示式、泡利原理、洪特规则、能量最低原理 4．掌握周期表的结构、分区及应用 5．掌握金属性、非金属性、原子半径、元素第一电离能、电负性之间的递变规律及应用 6．树立结构决定性质思想，掌握元素位构性综合推断及应用 一、原子光谱 1．原子结构模型的发展历程 时间或年代 1803年 1903年 1911年 1913年 20世纪20年代中期 原子结 构模型 模型名称 实心球体模型 葡萄干布丁模型 核式模型 电子分层排布模型 量子力学模型 相关科学家 道尔顿 汤姆逊 卢瑟福 玻尔 薛定谔 2．基态原子与激发态原子 （1）基态原子：处于 状态的原子。 （2）激发态原子：基态原子 能量，它的电子会跃迁到 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 3．光谱 （1）光谱的含义：利用仪器将物质吸收的光或发射的光的 和 分布记录下来，就得到所谓的光谱。 （2）光谱的类型 ①连续光谱：若光谱是由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而 ，则这种光谱为连续光谱。例如，阳光形成的光谱即为连续光谱。 ②线状光谱：若光谱是由具有 的、彼此分立的谱线组成，则所得光谱为线状光谱。 4．光谱与光谱分析 光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的电子的 光谱或 光谱，总称原子光谱。 光谱分析：在现代化学中常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。 二、玻尔原子结构模型 1．基本观点 运动轨迹 原子中的电子在具有确定半径的 轨道上绕 运动，并且不辐射能量 能量分布 在不同轨道上运动的电子具有 的能量(E)，而且能量是 的。轨道能量随量子数n(1，2，3，……)的增大而 。 对氢原子而言，电子处于n＝1的轨道时能量最低，这种状态称为基态；能量高于基态的状态，称为 态。 电子跃迁 只有当电子从一个轨道(Ei)跃迁到另一个轨道(Ej)才会辐射或吸收能量。如果辐射或吸收的能量以光的形式表现出来并被记录下来，就形成 。 2．贡献 （1）成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。 （2）阐明了原子光谱源自核外电子在能量不同的 之间的跃迁，而电子所处的轨道的能量是 的。 3．玻尔的原子结构模型意义 玻尔的核外电子分层排布的原子结构模型成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。 三、原子轨道 1．电子层 将量子数n所描述的 称为电子层。 分层标准 电子离核的远近 取值 1 2 3 4 5 6 7 符号 能量 离核 2．能级 在同一电子层中，电子所具有的能量可能 ，所以同一电子层可分成不同的 ，用 等来表示。 ①描述同一电子层中能量不同的能级，也称为(电子云)原子轨道的形状、电子亚层。 ②第1电子层(n=1，K 层)有1个能级： ； 第2电子层(n=2，L 层)有2个能级： ； 第3电子层(n=3，M层)有3个能级：3s、3p、3d； 第4电子层(n=4，N层)有4个能级：4s、4p、4d、4f …… 3．原子轨道 （1）描述磁场中原子轨道的不同能量状态，也称为电子云或原子轨道的 方向。 （2）同一能级的不同伸展方向，在没有外加磁场时，能量相同 （3）s能级有1个原子轨道，p能级有3个能量相同的原子轨道，px、py、 pz；d能级有5个能量相同的原子轨道，；f能级有7个能量相同的原子轨道…… 概念 单个电子在原子核外的空间运动状态 各能级上对应的原子轨道数 ns np nd nf 4．核外电子的自旋量子化状态 （1）描述在能量完全相同时运动的特殊状态，简称为 。 （2）处于同一原子轨道上的电子的自旋状态只有 种。 （3）通常用符号 和 表示。 5.能层与能级的有关规律 （1）能级的个数=所在能层的 。 （2）能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1，3，5，7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子。 （3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。 （4）每一能层最多容纳电子数为2n2(n为能层序数)。 （5）各能级所在能层的取值：ns(n≥1)；np(n≥2)；nd(n≥3)；nf(n≥4)。 （6）能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)<E(nd)< E(nf) ……。 （7）不同能层中同一能级，能层序数越大， 。例如：E(1s)< E(2s)<E(3s) 。 （8）不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同。例如：Ar的1s能级的能量≠S的1s能级的能量。 6．能层、能级与最多容纳的电子数 能层(n) 一 二 三 四 五 六 七 …… 符号 K L M N O P Q …… 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s …… …… …… …… 最多容纳的电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 …… …… …… …… 2 8 18 32 …… …… …… 2n2 四、原子轨道的图形描述 1．原子轨道的图形描述 2．s电子的原子轨道 s能级电子的原子轨道呈 形，即该原子轨道具有球对称性，电子层(能层)序数越大，原子轨道的半径 。 3．p电子的原子轨道 P电子的原子轨道是 形(哑铃形)形的，每个P原子轨道有 个轨道(伸展方向)，它们互相 ，P轨道在空间的分布特点是分别相对于x、y、z轴对称， P原子轨道在空间的分布分别沿x、y、z方向。P原子轨道的平均半径也随电子层序数增大而 。 五、电子在核外的空间分布 1．原子核外电子的运动特点 （1）电子的质量很小(9.109 5×10－31 kg)，带 电荷。 （2）相对于原子和电子的体积而言，电子运动的空间 。 （3）电子运动的速度很快，接近 (3.0×108 m·s－1)。 2．电子云 （1）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 分布的形象化描述。 （2）电子云轮廓图的形状：s能级的电子云轮廓图是 形，p能级的电子云轮廓图是 形。 3．电子在核外的空间分布 （1）电子云图：描述电子在核外空间某处单位体积内的 的图形。 （2）意义：点密集的地方，表示电子在此处单位体积内出现的 ；点稀疏的地方，表示电子在此处单位体积内出现的 。 六、基态原子核外电子排布 1．能量最低原则 （1）能量最低原理 基态原子的核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量 。 （2） 基态原子按能量顺序1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s……即按ns、(n－2)f、(n－1)d、np顺序排布。 能量高低：ns<np<nd<nf，1s<2s<3s，2p<3p<4p。 2．泡利不相容原理 一个原子轨道中最多只能容纳 个电子，并且这两个电子的自旋方向必须 ，或者说一个原子中不会存在 个量子数完全相同的电子。如2s2的电子排布为，不能为。 3．洪特规则 原子核外电子在能量相同的各个原子轨道上排布时，将尽可能分占 ，且自旋方向 ，这样整个原子的能量最低。如2p3轨道上的电子排布为，不能为或。 4．核外电子排布的表示方法 原子结构示意图 意义 将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 意义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子排布式 意义 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子排布式 意义 主族元素的价电子指最外层电子，价电子排布式即外围电子排布式 实例 Al：3s23p1 轨道表示式 意义 每个圆圈(或方框)代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 或 5．多电子的基态原子核外电子排布遵循的排布顺序 七、核外电子排布与元素周期表 1．原子核外电子排布与周期的划分 （1）鲍林近似能级图 ①能量相近的原子轨道属于 组； ②相邻能级组之间的能量差较 ，同一能级组内能级之间的能量差较 。 （2）周期与能级组的关系 周期数 能级组序号 能级组内原子轨道 能级组内最多容纳电子数 元素种类数 1 1 1s 2 2 2s、2p 3 3 3s、3p 4 4 4s、3d、4p 5 5 5s、4d、5p 6 6 6s、4f、5d、6p 7 7 7s、5f、6d、7p 32 32 （3）周期与核外电子排布的本质联系 ①元素周期表的七个周期分别对应 个能级组。 ②周期数＝ 。 ③一个周期所包含的元素种类数 对应能级组最多容纳的电子数。 2．原子核外电子排布与族的划分 （1）族的划分依据：族的划分与原子的 和 密切相关。 （2）特点：一般来说，同族元素的价电子数目 。 （3）规律： 稀有气体元素→价电子排布： (He除外)。 3．元素周期表的分区与外围电子排布的关系 （1）元素周期表的分区 （2）各区外围电子排布特点 分区 外围电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除Pd外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 4.各区元素化学性质及原子价电子排布特点 包括的元素 价电子排布 化学性质 s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2(最后的电子填充在ns上) 除氢外，都是活泼金属元素(碱金属和碱土金属) p区 ⅢA～ⅦA族、0族 ns2np1～6(氦除外，最后的电子填充在np上) 最外层电子参与反应，随着最外层电子数目的增加，元素非金属性增强，金属性减弱(0族除外) d区 ⅢB～ⅦB族(镧系、锕系除外)、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2[Pd除外，最后的电子填充在(n－1)d上] 均为过渡金属元素，由于(n－1)d轨道都未充满电子，因此(n－1)d轨道上的电子可以不同程度地参与化学键的形成(Pd除外) ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10 ns1～2[(n－1)d全充满] 均为过渡金属元素，(n－1)d轨道已充满电子，因此(n－1)d轨道上的电子一般不再参与化学键的形成 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2 ns2 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 5．原子结构与周期表的关系 周期 电子层数 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 基态原子的简化电子排布式 2 2 3 [He]2s1 10 1s22s22p6 3 3 11 [Ne]3s1 18 1s22s22p63s23p6 4 4 19 [Ar]4s1 36 1s22s22p63s23p63d104s24p6 5 5 37 [Kr]5s1 54 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 6 6 55 [Xe]6s1 86 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6 6．第4周期部分过渡元素的价电子排布为 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB 价电子排布 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 7．原子核外电子排布与元素周期表的分区 s区包含He和ⅠA、ⅡA两族元素；除氢、氦外，其余都是活泼的金属元素； p区包含ⅢA～ⅦA和0族(He除外)元素；除氢、氦外，所有的非金属元素都在p区； d区包含ⅢB～ⅦB和Ⅷ族(镧系和锕系除外)全是金属元素； ds区包含ⅠB和ⅡB族，全是金属元素； f区包含镧系和锕系，全是金属元素。 s区、d区、ds区的元素，它们的原子最外层电子数均不超过2个，只有p区的元素原子最外层电子数可为3～8个。 八、原子半径及其比较 1．原子半径 依据量子力学理论，人们假定原子是一个 ，并用统计的方法来测定它的半径。 2．原子半径的周期性变化 3．原子半径的变化规律 规律 原因 同主族元素(自上而下) 原子半径逐渐 核电荷数增加对外层电子的吸引作用 增加电子间的排斥作用 同周期元素(从左到右) 原子半径逐渐 (除稀有气体元素外) 增加电子产生的电子间的排斥作用 核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用 同周期过渡元素(从左到右) 原子半径逐渐 ，但变化幅度不大 增加的电子都分布在 轨道上，它对外层电子的排斥作用与核电荷增加带来的核对电子的有效吸引作用大致 4．判断微粒半径大小的规律 （1）同周期，从左到右，原子半径依次减小。 （2）同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 （3）阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)<r(Na)，r(S)<r(S2－)。 （4）电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 （5）不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。 5．有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析 “一层”：先比较电子层数，一般电子层越多，半径越大。 “二核”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三电子”：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 九、电离能变化规律、影响因素及应用 1．电离能的概念 气态原子或气态离子失去 所需要的最小能量叫做电离能，常用符号 表示，单位是 。 判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。电离能越小，表示在气态时该原子越 失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该原子越 电子。 2．电离能的分类 （1）第一电离能是处于基态的气态原子失去1个电子，生成＋1价气态阳离子所需要的能量，符号为I1；表示为M(g)===M＋(g)＋e－ I1 （2）第二电离能是由＋1价气态阳离子再失去一个电子形成＋2价气态阳离子所需要的能量，符号为I2；表示为M＋(g)===M2＋(g)＋e－ I2 （3）依次还有第三电离能I3，第四电离能I4等。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)=M3+(g)+e- I3(第三电离能) 3．电离能的意义 （1）电离能越小，该气态原子越 失去电子。 （2）电离能越大，该气态原子越 失去电子。 （3）运用电离能可以判断 原子在气态时 电子的难易程度。 4．元素逐级电离能的变化规律 同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级 。 5．元素第一电离能的变化规律 元素第一电离能呈现 性变化，变化趋势图如下： （1）同周期从左到右，元素的第一电离能总体上呈现 的趋势。 （2）同主族自上而下，元素的第一电离能逐渐 。 （3）同周期从左到右，过渡元素的第一电离能变化不太规则，第一电离能略有 。 6．影响因素 （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排布。 （2）具有全充满、半充满及全空的电子排布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。一般情况下，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 7．电离能的应用 （1）根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≤I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在 电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有 电子。 （2）根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≤I2<I3，表明K原子易失去 电子形成 价阳离子。 （3）判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性 ；I1越小，元素的金属性 。 十、电负性变化规律及其应用 1．电负性的意义 （1）定义：元素的原子在化合物中 能力的标度。 （2）意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力 ；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力 。 （3）标准：以氟的电负性为 作为标准，得出各元素的电负性。 2．电负性周期性变化规律 （1）同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐 。 （2）同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐 。 （3）电负性大的元素集中在周期表的 ，电负性小的元素集中在周期表的 。 （4）同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐 的趋势。 3．判断元素的金属性和非金属性及其强弱 （1）金属的电负性一般小于 ，非金属的电负性一般大于 ，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在 左右，它们既有金属性，又有非金属性。 （2）金属元素的电负性越小，金属元素越 ；非金属元素的电负性越大，非金属元素越 。 （3）元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。 4．判断元素化合价的正负 （1）电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值； （2）电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值。 5．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 。 （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 。 （3）离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种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；如果两种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。 6．对角线规则 元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。例如， 处于对角线的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质 。 7．电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系 （1）电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中 能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价。 （2）金属元素一般都在元素周期表的 ，同一周期的左边，同一族的下面，电负性值较小，在形成化合物时，容易失去电子从而形成正价。非金属元素一般都在元素周期表的 ，同一周期的右边，同一族的上面，电负性值较大，在形成化合物时，容易得到电子从而形成负价。对于大部分非金属元素，在形成化合物时，既可以在与比它电负性小的元素形成化合物时显负价，也可以在与比它电负性大的元素形成化合物时显正价。 一、 19～36号元素的基态原子的核外电子排布 1．洪特规则特例 （1）内容：能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。 （2）举例：写出下列基态原子的电子排布式。 Cr： 1s22s22p63s23p63d54s1。 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。 2．价电子和价电子排布式 （1）价电子：一般化学反应涉及原子外层轨道上的电子。 （2）价电子排布式：只表示出原子的价电子排布的式子，如基态铁原子价电子排布式为3d64s2。 （3）主族元素原子的价电子数一般等于该元素的最高正化合价。 3．复杂原子的核外电子排布式 对于复杂原子的核外电子排布式，应先按能量最低原理从低到高排列，然后将同一电子层的排在一起。例如：26Fe，先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一电子层的电子排在一起，即该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。 4．特殊原子的核外电子排布式 例如：24Cr，先将电子按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5是半充满状态稳定，因此需要将4s轨道上的一个电子调整到3d轨道上，得1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一电子层的排在一起，得该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。再如：29Cu，先将电子按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10是全充满状态稳定，因此需要将4s轨道上的一个电子调整到3d轨道上，得1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一电子层的排在一起，得该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。 5．前四周期元素核外电子排布的特殊性 （1）最外层只有1个未成对电子的元素 ⅠA族(ns1：H、Li、Na、K)； ⅢA族(ns2np1：B、Al、Ga)； ⅦA族(ns2np5：F、Cl、Br)； Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)。 （2）最外层有2个未成对电子的元素 ⅣA族(ns2np2：C、Si、Ge)； ⅥA族(ns2np4：O、S、Se)。 （3）最外层有3个未成对电子的元素 ⅤA族(ns2np3：N、P、As) （4）核外电子排布中，未成对电子数最多的元素 Cr(3d54s1，共有6个未成对电子) 总结：基态原子电子排布原则 核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则，对三条原则不能孤立地理解，要综合应用。其中，能量最低原则又可叙述为：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量最低。 二、元素周期律 1.微粒半径大小比较 范围 微粒半径的变化 举例 同周期(0族除外) 原子或离子半径从左到到右逐渐变小 Na＞Mg＞Al 同主族 原子或离子半径从上而下依次增大 Li＜Na＜K；Li＋＜Na＋＜K＋ 同元素 ①原子半径比其阳离子半径大 ②原子半径比其阴离子半径小 H＋＜H＜H－ 电子层结构相同离子 其核电荷数越大，离子半径越小 Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜F－＜O2－ 既不在同周期 又不在同主族 找与一种元素在同周期、与另一种元素在同主族的元素作参照物 如比较F、Na的原子半径，找Cl或Li作参照物：F＜Cl＜Na或F＜Li＜Na 2.电离能与电负性 电离能 递变性 同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大 同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。 应用 ①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱 ②判断元素的化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1 电负性 递变性 同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大 同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势 应用 ①判断金属性怀非金属性强弱：金属的电负性通常小于1.8 ②判断元素在化合物中的价态：电负性大者显负价 ③判断化学键类型：两元素的电负性差值大于1.7为离子键 3.主族元素结构及性质的递变规律 内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 电子层数_相同__ 电子层数逐渐_增多__ 最外层 电子数 最外层电子数逐渐_增多__ (1～7或2) 最外层电子数_相同__ 原子半径 逐渐_减小__ 逐渐_增大__ 离子半径 阳离子半径逐渐_减小__，阴离子半径逐渐_减小__，r(阴离子)>r(阳离子) 逐渐增大 元素性质 得电子能力 逐渐_增强__ 逐渐_减弱__ 失电子能力 逐渐_减弱__ 逐渐_增强__ 金属性 逐渐减弱 逐渐_增强__ 非金属性 逐渐_增强__ 逐渐_减弱__ 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱 阳离子氧化性逐渐减弱，阴离子还原性逐渐增强 主要化合价 最高正价：由＋1→＋7(O、F除外) 最低负价：主族序数－8 最高正价数＝主族序数(O、F除外) 化合物的性质 气态氢化物 的还原性 依次_减弱__ 依次_增强__ 非金属元素 气态氢化物 的形成难易 及稳定性 气态氢化物的形成越来越_容易__，其稳定性逐渐_增强__ 气态氢化物形成越来越_困难__，其稳定性逐渐_减弱__ 最高价氧 化物对应 水化物的 酸碱性 酸性逐渐_增强__ 碱性逐渐_减弱__ 酸性逐渐减弱 碱性逐渐增强 三、“三看法”快速比较简单粒子半径的大小 一看：电子层数 当最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－) 二看：核电荷数 当电子层数或电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋) 三看：核外电子数 当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大 例：r(Cl－)>r(Cl)　r(Fe2＋)>r(Fe3＋) 四、判断元素电负性大小的方法 1．决定元素电负性大小的因素：质子数、原子半径、核外电子排布。 2．同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。 3．同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，因而电负性递减。 4．在周期表中，右上方氟的电负性最大(稀有气体除外)，左下方铯的电负性最小(放射元素除外)；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的电负性最大。 5．非金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强。 6．电负性差值大的元素之间形成的化学键不一定是离子键，若判断化学键类型须看其化合物在熔融状态下是否导电。 基础巩固 1．下列说法正确的是 A．各电子层含有的原子轨道数为2n2(n为电子层序数) B．霓虹灯光、节日焰火，都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关 C．电子的“自旋”类似于地球的“自转” D．电子仅在激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱 2．下列关于原子核外电子的描述正确的是 A．原子核外电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称“电子云” B．s能级电子的能量一定低于p能级电子的能量 C．同一能层不同能级上的电子，其能量一定不同 D．3s的电子云半径比1s的大，说明3s的电子比1s的多 3．月壤中的“嫦娥石”是中国首次在月球上发现的新矿物，其化学式为(是钇，39号元素)。下列说法正确的是 A．上述组成元素只位于区、区 B．基态钇原子价电子排布式： C．基态氧原子最高能级的电子云轮廓图： D．在形成新矿物时，Y的价电子全部失去，则该化合物中铁显+3价 4．下列关于电子云示意图的叙述正确的是 A.电子云表示电子的运动轨迹 B.小黑点的多少表示电子个数的多少 C.处于1s轨道上的电子在空间出现的概率分布呈球形对称，而且电子在原子核附近出现的概率小，离核越远电子出现的概率越大 D.处在2pz轨道的电子主要在xy平面的上、下方出现 5．下列关于多电子原子核外电子排布的说法正确的是 A．各能层含有的能级数等于能层序数减去1 B．同是s能级，在不同的能层中最多所能容纳的电子数是不相同的 C．原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数为n2 D．M能层中含有3d能级 6．若以E表示某能级的能量，下列能量大小顺序中正确的是 A．E(3s)>E(2s)>E(1s) B．E(3s)>E(3p)>E(3d) C．E(4f)>E(4s)>E(4d) D．E(5s)>E(4s)>E(5f) 7．下列关于原子结构或元素性质的说法正确的是 A．电子云图中的每个点都表示一个电子 B．激光、焰火都与核外电子跃迁吸收光能有关 C．电子由3s能级跃迁至3p能级时，可以用光谱仪摄取其吸收光谱 D．根据对角线规则，Mg和B的化学性质相似 8．X元素的简单阳离子和Y元素的简单阴离子的核外电子层结构相同，下列叙述正确的是 A.简单离子半径：X>Y B.原子半径：X<Y C.原子序数：X<Y D.原子最外层电子数：X<Y 9．由原子序数依次增大的短周期主族元素X、Y、Z、W组成的化合物，其结构如图所示。X的核外电子数与电子层数相同，Y、W同族，Z的价电子数等于X与Y的价电子数之和。下列说法错误的是 A．原子半径： B．电负性： C．简单氢化物的沸点： D．Y的第一电离能高于同周期相邻元素 10．X、Y、Z、W为四种短周期主族元素，且原子序数依次增大，其中X、Z同主族，Y原子半径是短周期主族元素中最大的，X原子最外层电子数是其核外电子层数的3倍。下列说法正确的是 A．W元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Z B．X、Y、Z三种元素组成的化合物只有2种 C．简单气态氢化物稳定性：Z>X D．离子半径：Z>W>X>Y 11．下列说法错误的是 A．ns电子的能量不一定高于(n-1)p电子的能量 B．6C的电子排布式1s22s22违反了洪特规则 C．电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理 D．电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理 12．在化工、医药等领域有着广泛的应用。下列说法错误的是 A．基态原子中，核外电子占据的最高能层的符号是 B．基态的核外电子排布式为 C．氧原子的价层电子轨道表示式为 D．钾的焰色为紫色，这与钾原子核外电子发生跃迁有关 13．下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z代表4种短周期主族元素，其中W原子L层电子数是层的2倍。下列说法不正确的是 W X Y Z A．的非金属性比的强 B．与可能会组成离子化合物 C．与氢元素组成的化合物在常温下可能是固体 D．单质可以和的最高价氧化物对应水化物反应 14．回答下列问题。 （1）下表是某短周期元素R的部分电离能数据： …… 电离能 740 1500 7700 10500 …… 则R是第 族(填族表示符号)，最高正价为 。 （2）含有NaOH的悬浊液可用于检验醛基，也可用于和葡萄糖反应制备纳米。广泛应用于太阳能电池领域。以和抗坏血酸为原料，可制备。 ①氧位于元素周期表 区，基态氧原子的最高能级的电子云轮廓图的形状为 ，其最外层电子中有 个未成对电子。 ②基态核外电子排布式为 。 15．氮气的活化与转化是现代化学领域极具挑战的课题之一。 （1）基态15N核外有 个运动状态不同的电子；某学生将基态硅原子核外电子轨道表示式画为，该轨道表示式违反了 。 （2）Li原子的核外电子由状态变化为状态所得原子光谱为 (填“发射”或“吸收”)光谱。 （3）从原子结构角度解释电负性Si＜Cl的原因： 。 提升专练 16．下列关于能层与能级的说法中，正确的是 A．同一原子中，符号相同的能级，其上电子能量一定相同 B．多电子原子中，每个能层上电子的能量一定不同 C．同是s能级，在不同的能层中所能容纳的最多电子数是不相同的 D．任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数一定等于该能层序数 17．下列有关原子结构与性质的说法，正确的是 A．基态电子排布式违反了泡利不相容原理 B．激发态的电子轨道表示式： C．基态中能级最高的电子所占据轨道的电子云形状为球形 D．基态原子有16种能量不同的电子 18．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 19．W、X、Y、Z为短周期元素，化合物X2Y2Z7与X2YZ4所含的质子数相差40， Y、Z同主族，X的焰色呈黄色，W有两个未成对电子。下列说法正确的是 A．X原子的L能层上共有4个原子轨道 B．离子半径： C．Y元素的最高正化合价为+5 D．W与Z形成的化合物均难溶于水 20．如图所示的化合物是一种重要的化工原料，X、Y、Z、W、E是原子序数依次增大的短周期主族元素，其中Z、E同族，下列说法正确的是 A．简单离子半径：Y>Z>W>E B．电负性：Z>Y>X C．第一电离能：W>Z>Y>X D．该物质中所有原子均达到8电子稳定结构 21．NH4H2PO4可用作面包的发酵剂。下列说法正确的是 A．原子半径： B．电负性： C．电离能： D．热稳定性： 22．下列说法中不正确的是 A．K+的电子排布式为1s22s22p63s23p6 B．24价层电子排布式为 C．基态Fe3+、Fe2+中未成对电子数之比为4：5 D．某元素的原子最外层电子排布式为nsn-1npn+1，则该元素-2价阴离子的核外电子排布式为[Ne]3s23p6 23．若某元素原子处于能量最低状态时，原子的最外层电子数为1，价层电子数为6，下列关于该元素的叙述正确的是 A．该元素原子层电子共有13种空间运动状态 B．该元素是副族元素，位于元素周期表的ds区 C．该元素的同族基态原子的价层电子排布式都为 D．该基态原子是同周期基态原子核外未成对电子数最多的原子 24．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W为第二周期原子核外电子排布中未成对电子数最多的主族元素，X无正化合价，Y为同周期原子半径最大的主族元素；基态Z原子最高能级中成对电子数与未成对电子数相等。下列说法正确的是 A．Y、Z形成的Y2Z2中只含离子键 B．氧化物对应水化物酸性：W>Z C．第一电离能：X>W>Z>Y D．简单氢化物的稳定性：W>X 25．回答下列问题。 （1）尿素(CO(NH2)2)，又称碳酰胺，是生产脲醛树脂和三聚氰胺树脂的重要原料。 ①基态N原子电子占据 个能层，其最高能层有 个原子轨道； ②C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为 ； ③氢化物CH4、NH3、H2O的热稳定性由大到小顺序 。 （2）黄铜矿(CuFeS2)是一种重要的铜铁硫化物矿石，用于工业，医药，化工等领域。Fe3＋基态核外电子排布式为 基态Cu原子外围电子排布式为 。 （3）元素X的基态原子的3p轨道上有5个电子，元素Y基态原子的核外电子共有16种运动状态，X和Y最高价氧化物对应的水化物酸性较强的酸是 (填化学式)。 （4）下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是_______(填标号)。 A． B． C． D． （5）NH3·BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性()，与B原子相连的H负电性()。在H、B、N三种元素中， 电负性由大到小的顺序是 。 26．过渡金属元素铬(Cr)是不锈钢的重要成分，在工农业生产和国防建设中有着广泛应用。对于基态Cr原子，下列叙述正确的是( )。 A．轨道处于半充满时体系总能量低，核外电子排布应为[Ar]3d54s1 B．4s电子能量较高，总是在比3s电子离核更远的地方运动 C．电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大 （2）Goodenough等人因在锂离子电池及钴酸锂、磷酸铁锂等正极材料研究方面的卓越贡献而获得2019年诺贝尔化学奖。Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是______________。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是_________________。 I1/(kJ·mol-1) Li 520 Be 900 B 801 Na 496 Mg 738 Al 578 （3）钙钛矿(CaTiO3)型化合物是一类可用于生产太阳能电池、传感器、固体电阻器等的功能材料。CaTiO3的组成元素的电负性大小顺序是 。 / 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题04 原子结构与元素性质 内容导航 考点聚焦：紧扣考试命题常考点，有的放矢 重点速记：知识点和关键点梳理，查漏补缺 难点强化：难点内容标注与讲解，能力提升 复习提升：基础巩固+提升专练，全面突破 1．了解原子结构，理解核外电子排布、能层与能级、基态与激发态、原子光谱、电子跃迁等概念与变化 2．理解原子轨道、电子云、核外电子运动状态等概念 3．理解构造原理，掌握电子排布式、轨道表示式、泡利原理、洪特规则、能量最低原理 4．掌握周期表的结构、分区及应用 5．掌握金属性、非金属性、原子半径、元素第一电离能、电负性之间的递变规律及应用 6．树立结构决定性质思想，掌握元素位构性综合推断及应用 一、原子光谱 1．原子结构模型的发展历程 时间或年代 1803年 1903年 1911年 1913年 20世纪20年代中期 原子结 构模型 模型名称 实心球体模型 葡萄干布丁模型 核式模型 电子分层排布模型 量子力学模型 相关科学家 道尔顿 汤姆逊 卢瑟福 玻尔 薛定谔 2．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 3．光谱 （1）光谱的含义：利用仪器将物质吸收的光或发射的光的波长和强度分布记录下来，就得到所谓的光谱。 （2）光谱的类型 ①连续光谱：若光谱是由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而不能分辨，则这种光谱为连续光谱。例如，阳光形成的光谱即为连续光谱。 ②线状光谱：若光谱是由具有特定波长的、彼此分立的谱线组成，则所得光谱为线状光谱。 4．光谱与光谱分析 光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。 光谱分析：在现代化学中常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。 二、玻尔原子结构模型 1．基本观点 运动轨迹 原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动，并且不辐射能量 能量分布 在不同轨道上运动的电子具有不同的能量(E)，而且能量是量子化的。轨道能量随量子数n(1，2，3，……)的增大而升高。 对氢原子而言，电子处于n＝1的轨道时能量最低，这种状态称为基态；能量高于基态的状态，称为激发态。 电子跃迁 只有当电子从一个轨道(Ei)跃迁到另一个轨道(Ej)才会辐射或吸收能量。如果辐射或吸收的能量以光的形式表现出来并被记录下来，就形成光谱。 2．贡献 （1）成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。 （2）阐明了原子光谱源自核外电子在能量不同的轨道之间的跃迁，而电子所处的轨道的能量是量子化的。 3．玻尔的原子结构模型意义 玻尔的核外电子分层排布的原子结构模型成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。 三、原子轨道 1．电子层 将量子数n所描述的电子运动状态称为电子层。 分层标准 电子离核的远近 取值 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 能量 逐渐升高 离核 越来越远 2．能级 在同一电子层中，电子所具有的能量可能不同，所以同一电子层可分成不同的能级，用s、p、d、f等来表示。 ①描述同一电子层中能量不同的能级，也称为(电子云)原子轨道的形状、电子亚层。 ②第1电子层(n=1，K 层)有1个能级：1s； 第2电子层(n=2，L 层)有2个能级：2s、2p； 第3电子层(n=3，M层)有3个能级：3s、3p、3d； 第4电子层(n=4，N层)有4个能级：4s、4p、4d、4f …… 3．原子轨道 （1）描述磁场中原子轨道的不同能量状态，也称为电子云或原子轨道的不同伸展方向。 （2）同一能级的不同伸展方向，在没有外加磁场时，能量相同 （3）s能级有1个原子轨道，p能级有3个能量相同的原子轨道，px、py、 pz；d能级有5个能量相同的原子轨道，；f能级有7个能量相同的原子轨道…… 概念 单个电子在原子核外的空间运动状态 各能级上对应的原子轨道数 ns np nd nf 1 3 5 7 4．核外电子的自旋量子化状态 （1）描述在能量完全相同时运动的特殊状态，简称为电子自旋状态。 （2）处于同一原子轨道上的电子的自旋状态只有两种。 （3）通常用符号↑和↓表示。 5.能层与能级的有关规律 （1）能级的个数=所在能层的能层序数。 （2）能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1，3，5，7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子。 （3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。 （4）每一能层最多容纳电子数为2n2(n为能层序数)。 （5）各能级所在能层的取值：ns(n≥1)；np(n≥2)；nd(n≥3)；nf(n≥4)。 （6）能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)<E(nd)< E(nf) ……。 （7）不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高。例如：E(1s)< E(2s)<E(3s) 。 （8）不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同。例如：Ar的1s能级的能量≠S的1s能级的能量。 6．能层、能级与最多容纳的电子数 能层(n) 一 二 三 四 五 六 七 …… 符号 K L M N O P Q …… 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s …… …… …… …… 最多容纳的电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 …… …… …… …… 2 8 18 32 …… …… …… 2n2 四、原子轨道的图形描述 1．原子轨道的图形描述 2．s电子的原子轨道 s能级电子的原子轨道呈球形，即该原子轨道具有球对称性，电子层(能层)序数越大，原子轨道的半径越大。 3．p电子的原子轨道 P电子的原子轨道是纺锤形(哑铃形)形的，每个P原子轨道有3个轨道(伸展方向)，它们互相垂直，P轨道在空间的分布特点是分别相对于x、y、z轴对称， P原子轨道在空间的分布分别沿x、y、z方向。P原子轨道的平均半径也随电子层序数增大而增大。 五、电子在核外的空间分布 1．原子核外电子的运动特点 （1）电子的质量很小(9.109 5×10－31 kg)，带负电荷。 （2）相对于原子和电子的体积而言，电子运动的空间很大。 （3）电子运动的速度很快，接近光速(3.0×108 m·s－1)。 2．电子云 （1）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）电子云轮廓图的形状：s能级的电子云轮廓图是球形，p能级的电子云轮廓图是哑铃形。 3．电子在核外的空间分布 （1）电子云图：描述电子在核外空间某处单位体积内的概率分布的图形。 （2）意义：点密集的地方，表示电子在此处单位体积内出现的概率大；点稀疏的地方，表示电子在此处单位体积内出现的概率小。 六、基态原子核外电子排布 1．能量最低原则 （1）能量最低原理 基态原子的核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量最低。 （2） 基态原子按能量顺序1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s……即按ns、(n－2)f、(n－1)d、np顺序排布。 能量高低：ns<np<nd<nf，1s<2s<3s，2p<3p<4p。 2．泡利不相容原理 一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反，或者说一个原子中不会存在四个量子数完全相同的电子。如2s2的电子排布为，不能为。 3．洪特规则 原子核外电子在能量相同的各个原子轨道上排布时，将尽可能分占不同原子轨道 ，且自旋方向相同，这样整个原子的能量最低。如2p3轨道上的电子排布为，不能为或。 4．核外电子排布的表示方法 原子结构示意图 意义 将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 意义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子排布式 意义 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子排布式 意义 主族元素的价电子指最外层电子，价电子排布式即外围电子排布式 实例 Al：3s23p1 轨道表示式 意义 每个圆圈(或方框)代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 或 5．多电子的基态原子核外电子排布遵循的排布顺序 七、核外电子排布与元素周期表 1．原子核外电子排布与周期的划分 （1）鲍林近似能级图 ①能量相近的原子轨道属于同一能级组； ②相邻能级组之间的能量差较大，同一能级组内能级之间的能量差较小。 （2）周期与能级组的关系 周期数 能级组序号 能级组内原子轨道 能级组内最多容纳电子数 元素种类数 1 1 1s 2 2 2 2 2s、2p 8 8 3 3 3s、3p 8 8 4 4 4s、3d、4p 18 18 5 5 5s、4d、5p 18 18 6 6 6s、4f、5d、6p 32 32 7 7 7s、5f、6d、7p 32 32 （3）周期与核外电子排布的本质联系 ①元素周期表的七个周期分别对应7个能级组。 ②周期数＝电子层数。 ③一个周期所包含的元素种类数＝对应能级组最多容纳的电子数。 2．原子核外电子排布与族的划分 （1）族的划分依据：族的划分与原子的价电子数和价电子排布密切相关。 （2）特点：一般来说，同族元素的价电子数目相同。 （3）规律： 稀有气体元素→价电子排布：ns2np6(He除外)。 3．元素周期表的分区与外围电子排布的关系 （1）元素周期表的分区 （2）各区外围电子排布特点 分区 外围电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除Pd外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 4.各区元素化学性质及原子价电子排布特点 包括的元素 价电子排布 化学性质 s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2(最后的电子填充在ns上) 除氢外，都是活泼金属元素(碱金属和碱土金属) p区 ⅢA～ⅦA族、0族 ns2np1～6(氦除外，最后的电子填充在np上) 最外层电子参与反应，随着最外层电子数目的增加，元素非金属性增强，金属性减弱(0族除外) d区 ⅢB～ⅦB族(镧系、锕系除外)、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2[Pd除外，最后的电子填充在(n－1)d上] 均为过渡金属元素，由于(n－1)d轨道都未充满电子，因此(n－1)d轨道上的电子可以不同程度地参与化学键的形成(Pd除外) ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10 ns1～2[(n－1)d全充满] 均为过渡金属元素，(n－1)d轨道已充满电子，因此(n－1)d轨道上的电子一般不再参与化学键的形成 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2 ns2 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 5．原子结构与周期表的关系 周期 电子层数 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 基态原子的简化电子排布式 2 2 3 [He]2s1 10 1s22s22p6 3 3 11 [Ne]3s1 18 1s22s22p63s23p6 4 4 19 [Ar]4s1 36 1s22s22p63s23p63d104s24p6 5 5 37 [Kr]5s1 54 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 6 6 55 [Xe]6s1 86 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6 6．第4周期部分过渡元素的价电子排布为 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB 价电子排布 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 7．原子核外电子排布与元素周期表的分区 s区包含He和ⅠA、ⅡA两族元素；除氢、氦外，其余都是活泼的金属元素； p区包含ⅢA～ⅦA和0族(He除外)元素；除氢、氦外，所有的非金属元素都在p区； d区包含ⅢB～ⅦB和Ⅷ族(镧系和锕系除外)全是金属元素； ds区包含ⅠB和ⅡB族，全是金属元素； f区包含镧系和锕系，全是金属元素。 s区、d区、ds区的元素，它们的原子最外层电子数均不超过2个，只有p区的元素原子最外层电子数可为3～8个。 八、原子半径及其比较 1．原子半径 依据量子力学理论，人们假定原子是一个球体，并用统计的方法来测定它的半径。 2．原子半径的周期性变化 3．原子半径的变化规律 规律 原因 同主族元素(自上而下) 原子半径逐渐增大 核电荷数增加对外层电子的吸引作用小于增加电子间的排斥作用 同周期元素(从左到右) 原子半径逐渐减小(除稀有气体元素外) 增加电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用 同周期过渡元素(从左到右) 原子半径逐渐减小，但变化幅度不大 增加的电子都分布在(n－1)d轨道上，它对外层电子的排斥作用与核电荷增加带来的核对电子的有效吸引作用大致相当 4．判断微粒半径大小的规律 （1）同周期，从左到右，原子半径依次减小。 （2）同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 （3）阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)<r(Na)，r(S)<r(S2－)。 （4）电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 （5）不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。 5．有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析 “一层”：先比较电子层数，一般电子层越多，半径越大。 “二核”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三电子”：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 九、电离能变化规律、影响因素及应用 1．电离能的概念 气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能，常用符号I表示，单位是kJ·mol－1。 判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该原子越难失去电子。 2．电离能的分类 （1）第一电离能是处于基态的气态原子失去1个电子，生成＋1价气态阳离子所需要的能量，符号为I1；表示为M(g)===M＋(g)＋e－ I1 （2）第二电离能是由＋1价气态阳离子再失去一个电子形成＋2价气态阳离子所需要的能量，符号为I2；表示为M＋(g)===M2＋(g)＋e－ I2 （3）依次还有第三电离能I3，第四电离能I4等。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)=M3+(g)+e- I3(第三电离能) 3．电离能的意义 （1）电离能越小，该气态原子越容易失去电子。 （2）电离能越大，该气态原子越难失去电子。 （3）运用电离能可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。 4．元素逐级电离能的变化规律 同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级增大。 5．元素第一电离能的变化规律 元素第一电离能呈现周期性变化，变化趋势图如下： （1）同周期从左到右，元素的第一电离能总体上呈现增大的趋势。 （2）同主族自上而下，元素的第一电离能逐渐减小。 （3）同周期从左到右，过渡元素的第一电离能变化不太规则，第一电离能略有增加。 6．影响因素 （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排布。 （2）具有全充满、半充满及全空的电子排布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。一般情况下，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 7．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。 十、电负性变化规律及其应用 1．电负性的意义 （1）定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。 （2）意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。 （3）标准：以氟的电负性为4.0作为标准，得出各元素的电负性。 2．电负性周期性变化规律 （1）同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。 （2）同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小。 （3）电负性大的元素集中在周期表的右上角，电负性小的元素集中在周期表的左下角。 （4）同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐减小的趋势。 3．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。 （3）元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。 4．判断元素化合价的正负 （1）电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值； （2）电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。 5．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。 （3）离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种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；如果两种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。 6．对角线规则 元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。例如， 处于对角线的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质相似。 7．电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系 （1）电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价。 （2）金属元素一般都在元素周期表的左下方，同一周期的左边，同一族的下面，电负性值较小，在形成化合物时，容易失去电子从而形成正价。非金属元素一般都在元素周期表的右上方，同一周期的右边，同一族的上面，电负性值较大，在形成化合物时，容易得到电子从而形成负价。对于大部分非金属元素，在形成化合物时，既可以在与比它电负性小的元素形成化合物时显负价，也可以在与比它电负性大的元素形成化合物时显正价。 一、 19～36号元素的基态原子的核外电子排布 1．洪特规则特例 （1）内容：能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。 （2）举例：写出下列基态原子的电子排布式。 Cr： 1s22s22p63s23p63d54s1。 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。 2．价电子和价电子排布式 （1）价电子：一般化学反应涉及原子外层轨道上的电子。 （2）价电子排布式：只表示出原子的价电子排布的式子，如基态铁原子价电子排布式为3d64s2。 （3）主族元素原子的价电子数一般等于该元素的最高正化合价。 3．复杂原子的核外电子排布式 对于复杂原子的核外电子排布式，应先按能量最低原理从低到高排列，然后将同一电子层的排在一起。例如：26Fe，先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一电子层的电子排在一起，即该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。 4．特殊原子的核外电子排布式 例如：24Cr，先将电子按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5是半充满状态稳定，因此需要将4s轨道上的一个电子调整到3d轨道上，得1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一电子层的排在一起，得该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。再如：29Cu，先将电子按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10是全充满状态稳定，因此需要将4s轨道上的一个电子调整到3d轨道上，得1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一电子层的排在一起，得该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。 5．前四周期元素核外电子排布的特殊性 （1）最外层只有1个未成对电子的元素 ⅠA族(ns1：H、Li、Na、K)； ⅢA族(ns2np1：B、Al、Ga)； ⅦA族(ns2np5：F、Cl、Br)； Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)。 （2）最外层有2个未成对电子的元素 ⅣA族(ns2np2：C、Si、Ge)； ⅥA族(ns2np4：O、S、Se)。 （3）最外层有3个未成对电子的元素 ⅤA族(ns2np3：N、P、As) （4）核外电子排布中，未成对电子数最多的元素 Cr(3d54s1，共有6个未成对电子) 总结：基态原子电子排布原则 核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则，对三条原则不能孤立地理解，要综合应用。其中，能量最低原则又可叙述为：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量最低。 二、元素周期律 1.微粒半径大小比较 范围 微粒半径的变化 举例 同周期(0族除外) 原子或离子半径从左到到右逐渐变小 Na＞Mg＞Al 同主族 原子或离子半径从上而下依次增大 Li＜Na＜K；Li＋＜Na＋＜K＋ 同元素 ①原子半径比其阳离子半径大 ②原子半径比其阴离子半径小 H＋＜H＜H－ 电子层结构相同离子 其核电荷数越大，离子半径越小 Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜F－＜O2－ 既不在同周期 又不在同主族 找与一种元素在同周期、与另一种元素在同主族的元素作参照物 如比较F、Na的原子半径，找Cl或Li作参照物：F＜Cl＜Na或F＜Li＜Na 2.电离能与电负性 电离能 递变性 同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大 同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。 应用 ①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱 ②判断元素的化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1 电负性 递变性 同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大 同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势 应用 ①判断金属性怀非金属性强弱：金属的电负性通常小于1.8 ②判断元素在化合物中的价态：电负性大者显负价 ③判断化学键类型：两元素的电负性差值大于1.7为离子键 3.主族元素结构及性质的递变规律 内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 电子层数_相同__ 电子层数逐渐_增多__ 最外层 电子数 最外层电子数逐渐_增多__ (1～7或2) 最外层电子数_相同__ 原子半径 逐渐_减小__ 逐渐_增大__ 离子半径 阳离子半径逐渐_减小__，阴离子半径逐渐_减小__，r(阴离子)>r(阳离子) 逐渐增大 元素性质 得电子能力 逐渐_增强__ 逐渐_减弱__ 失电子能力 逐渐_减弱__ 逐渐_增强__ 金属性 逐渐减弱 逐渐_增强__ 非金属性 逐渐_增强__ 逐渐_减弱__ 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱 阳离子氧化性逐渐减弱，阴离子还原性逐渐增强 主要化合价 最高正价：由＋1→＋7(O、F除外) 最低负价：主族序数－8 最高正价数＝主族序数(O、F除外) 化合物的性质 气态氢化物 的还原性 依次_减弱__ 依次_增强__ 非金属元素 气态氢化物 的形成难易 及稳定性 气态氢化物的形成越来越_容易__，其稳定性逐渐_增强__ 气态氢化物形成越来越_困难__，其稳定性逐渐_减弱__ 最高价氧 化物对应 水化物的 酸碱性 酸性逐渐_增强__ 碱性逐渐_减弱__ 酸性逐渐减弱 碱性逐渐增强 三、“三看法”快速比较简单粒子半径的大小 一看：电子层数 当最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－) 二看：核电荷数 当电子层数或电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋) 三看：核外电子数 当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大 例：r(Cl－)>r(Cl)　r(Fe2＋)>r(Fe3＋) 四、判断元素电负性大小的方法 1．决定元素电负性大小的因素：质子数、原子半径、核外电子排布。 2．同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。 3．同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，因而电负性递减。 4．在周期表中，右上方氟的电负性最大(稀有气体除外)，左下方铯的电负性最小(放射元素除外)；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的电负性最大。 5．非金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强。 6．电负性差值大的元素之间形成的化学键不一定是离子键，若判断化学键类型须看其化合物在熔融状态下是否导电。 基础巩固 1．下列说法正确的是 A．各电子层含有的原子轨道数为2n2(n为电子层序数) B．霓虹灯光、节日焰火，都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关 C．电子的“自旋”类似于地球的“自转” D．电子仅在激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱 【答案】B 【解析】各电子层含有的原子轨道数为(n为电子层序数)，A项错误；霓虹灯光、节日焰火等是原子中的电子吸收了能量，从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道，但处于能量较高轨道上的电子是不稳定的，很快跃迁回能量较低的轨道，这时就将多余的能量以光的形式放出，即与电子跃迁释放能量有关，B项正确；电子在原子核外高速、无规则运动，电子的“自旋”并不意味着电子像地球那样绕轴“自转”，C项错误；电子在能量较高的激发态跃迁到较低激发态或基态时，会产生发射光谱，电子由能量较低的基态跃迁到激发态时，会产生吸收光谱，吸收光谱与发射光谱总称原子光谱，D项错误；故选B。 2．下列关于原子核外电子的描述正确的是 A．原子核外电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称“电子云” B．s能级电子的能量一定低于p能级电子的能量 C．同一能层不同能级上的电子，其能量一定不同 D．3s的电子云半径比1s的大，说明3s的电子比1s的多 【答案】C 【解析】电子云是对电子运动的形象化描述，它仅表示电子在某一区域内出现的概率，并非原子核真被电子云雾所笼罩，A错误；由构造原理可知，能层相同时，s能级电子的能量低于p能级，但能层不同时，3s能级电子的能量高于2p能级，所以s能级电子的能量不一定低于p能级电子的能量，B错误；同一能层中的电子依据电子的能量不同，分为s、p、d、f不同能级，所以同一能层不同能级的电子能量一定不同，C正确；电子云半径大小由核外电子出现的概率决定，与电子数无关，D错误；故选C。 3．月壤中的“嫦娥石”是中国首次在月球上发现的新矿物，其化学式为(是钇，39号元素)。下列说法正确的是 A．上述组成元素只位于区、区 B．基态钇原子价电子排布式： C．基态氧原子最高能级的电子云轮廓图： D．在形成新矿物时，Y的价电子全部失去，则该化合物中铁显+3价 【答案】C 【解析】钙为20号元素，位于区，是39号元素、是26号元素，位于区，是8号元素、P是15号元素，位于区，A错误；基态钇原子价电子排布式为，B错误；的电子云沿轴延伸的哑铃形，C正确；钇的价电子全部失去，钇元素显+3价，由化合价规则可知铁显+2价，D错误；故选C。 4．下列关于电子云示意图的叙述正确的是 A.电子云表示电子的运动轨迹 B.小黑点的多少表示电子个数的多少 C.处于1s轨道上的电子在空间出现的概率分布呈球形对称，而且电子在原子核附近出现的概率小，离核越远电子出现的概率越大 D.处在2pz轨道的电子主要在xy平面的上、下方出现 【答案】D 【解析】电子云示意图是用小黑点的疏密来表示电子在原子核外出现的概率的大小，A、B错误；1s轨道的电子云呈球形对称，在原子核附近小点密集，电子出现的概率大，离核越远电子出现的概率越小，C错误；处在2pz轨道上的电子在空间出现的概率分布沿z轴方向伸展，电子主要在xy平面的上、下方出现，D正确。 5．下列关于多电子原子核外电子排布的说法正确的是 A．各能层含有的能级数等于能层序数减去1 B．同是s能级，在不同的能层中最多所能容纳的电子数是不相同的 C．原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数为n2 D．M能层中含有3d能级 【答案】D 【解析】各能层的能级数等于其能层序数，A错误；s能级仅1个轨道，最多容纳2个电子，与能层无关，B错误；能层最大电子容量为，C错误；M能层（n=3）包含3d能级，尽管电子填充顺序中3d能级在4s之后，但能级本身属于M能层，D正确；故选D。 6．若以E表示某能级的能量，下列能量大小顺序中正确的是 A．E(3s)>E(2s)>E(1s) B．E(3s)>E(3p)>E(3d) C．E(4f)>E(4s)>E(4d) D．E(5s)>E(4s)>E(5f) 【答案】A 【解析】根据构造原理可知各能级能量由低到高的顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f…，则：E(3s)>E(2s)>E(1s)，符合构造原理，A正确；应为E(3d)>E(3p)>E(3s)，B错误；应为E(4f)>E(4d)>E(4s)，C错误；应为E(5f)>E(5s)>E(4s)，D错误；故选A。 7．下列关于原子结构或元素性质的说法正确的是 A．电子云图中的每个点都表示一个电子 B．激光、焰火都与核外电子跃迁吸收光能有关 C．电子由3s能级跃迁至3p能级时，可以用光谱仪摄取其吸收光谱 D．根据对角线规则，Mg和B的化学性质相似 【答案】C 【解析】电子云图中的点表示电子出现的概率密度，并非每个点代表一个电子，A错误；激光、焰火发光都是电子从高能级跃迁到低能级释放能量有关，并非吸收光能，B错误；电子从3s跃迁至3p需吸收能量，形成吸收光谱，可用光谱仪检测，C正确；对角线规则中，Mg对应Li而非B，Mg与B化学性质不相似，D错误；故选C。 8．X元素的简单阳离子和Y元素的简单阴离子的核外电子层结构相同，下列叙述正确的是 A.简单离子半径：X>Y B.原子半径：X<Y C.原子序数：X<Y D.原子最外层电子数：X<Y 【答案】D 【解析】具有相同核外电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，由题意可知：X 元素的核电荷数大于Y，则简单离子半径：X<Y，原子序数：X>Y，A、C错误；一般电子层数越多，原子半径越大，X 位于Y的下一个周期，则原子半径：X>Y，B 错误；同周期元素从左到右，最外层电子数依次增大，X形成阳离子，Y形成阴离子，则通常 X 最外层电子数小于 4，Y最外层电子数大于4，所以原子最外层电子数：X<Y，D正确。 9．由原子序数依次增大的短周期主族元素X、Y、Z、W组成的化合物，其结构如图所示。X的核外电子数与电子层数相同，Y、W同族，Z的价电子数等于X与Y的价电子数之和。下列说法错误的是 A．原子半径： B．电负性： C．简单氢化物的沸点： D．Y的第一电离能高于同周期相邻元素 【答案】D 【解析】原子序数依次增大的短周期主族元素X、Y、Z、W，X的核外电子数与电子层数相同，X可以形成一条共价键，故X为H；Y可以形成两条共价键，则为ⅥA族，Y、W同族，故Y为O，W为S；Z的价电子数等于X与Y的价电子数之和（1+6=7），Z为ⅦA族，且原子序数小于S，故Z为F，据此分析。 根据分析可知，W、Y、Z、X分别为S、O、F、H，同周期元素由左至右原子半径减（半径O>F）小，不同周期元素，电子层数越多，半径越大，故原子半径S>O>F>H，A正确；同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，电负性：F>O>S，B正确；H2O分子之间可以形成氢键使沸点升高，而H2S无分子间氢键，简单氢化物的沸点：H2O>H2S，C正确；Y是O，同周期元素由左至右第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素高，故第一电离能，N>O、F>O，D错误； 故答案为D。 10．X、Y、Z、W为四种短周期主族元素，且原子序数依次增大，其中X、Z同主族，Y原子半径是短周期主族元素中最大的，X原子最外层电子数是其核外电子层数的3倍。下列说法正确的是 A．W元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Z B．X、Y、Z三种元素组成的化合物只有2种 C．简单气态氢化物稳定性：Z>X D．离子半径：Z>W>X>Y 【答案】D 【解析】X、Y、Z、W为四种短周期主族元素，且原子序数依次递增，Y原子半径是短周期主族元素中最大的，Y为Na元素；X原子最外层电子数是核外电子层数的3倍，X为第二周期O元素；X、Z同主族，则Z为S；W的原子序数最大，可以知道W为Cl，由上述分析可以知道，X为O，Y为Na，Z为S，W为Cl。Cl元素氧化物对应水化物的酸性不一定强于S，HClO的酸性弱于H2SO4，A错误； B．O、Na、S三种元素组成的化合物不止2种，如亚硫酸钠、硫酸钠、硫代硫酸钠等，B错误； C．S的简单氢化物为H2S，O的简单氢化物为H2O，非金属性O＞S，则简单气态氢化物稳定性：H2S＜H2O，C错误；电子层越多，离子半径越大，相同电子层结构的微粒，核电荷数越大，半径减小，则简单离子半径：S2-＞Cl-＞O2-＞Na+，D正确；故选D。 11．下列说法错误的是 A．ns电子的能量不一定高于(n-1)p电子的能量 B．6C的电子排布式1s22s22违反了洪特规则 C．电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理 D．电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理 【答案】A 【解析】根据构造原理，能级顺序中ns的能级一定高于(n-1)p的能级（如4s > 3p），A错误；碳原子2p轨道应遵循洪特规则，两个电子分占不同轨道且自旋相同，写成违反此规则，B正确；钪（Sc）的电子应先填满4s轨道（能量低于3d），排布式3d3未填4s，违反能量最低原理，C正确；钛（Ti）的3p轨道最多容纳6个电子，排布式3p10超过轨道容量，违反泡利原理，D正确；故选A。 12．在化工、医药等领域有着广泛的应用。下列说法错误的是 A．基态原子中，核外电子占据的最高能层的符号是 B．基态的核外电子排布式为 C．氧原子的价层电子轨道表示式为 D．钾的焰色为紫色，这与钾原子核外电子发生跃迁有关 【答案】B 【解析】基态K原子的电子排布式为：，有4个电子层，能层的符号为K、L、M、N，最高能层的符号是N，A正确；Mn为25号元素，基态Mn原子的价电子排布式为：，则基态的核外电子排布式为，B错误；氧原子核外电子排布式为：，根据洪特规则，其价层电子轨道表示式为：，C正确；核外电子吸收能量发生跃迁后再跃迁回原来轨道释放出一定波长的光，为焰色反应，所以钾的焰色为紫色，与钾原子核外电子发生跃迁有关，D正确；故选B。 13．下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z代表4种短周期主族元素，其中W原子L层电子数是层的2倍。下列说法不正确的是 W X Y Z A．的非金属性比的强 B．与可能会组成离子化合物 C．与氢元素组成的化合物在常温下可能是固体 D．单质可以和的最高价氧化物对应水化物反应 【答案】A 【解析】W原子L层电子数是K层的2倍，说明W为C，根据位置关系可知，X为O，Y为Na，Z为Al。 同周期元素从左到右非金属性增强，W的非金属性弱于X，A错误；Y为Na，X为O，可形成离子化合物Na2O，B正确；W为C，与氢元素可组成的烃类有机物，随着碳原子个数的增多，状态可能为固体，C正确；Y为Na，Z为Al，Y的最高价氧化物对应水化物为NaOH，Al可与NaOH反应，D正确； 故答案为A。 14．回答下列问题。 （1）下表是某短周期元素R的部分电离能数据： …… 电离能 740 1500 7700 10500 …… 则R是第 族(填族表示符号)，最高正价为 。 （2）含有NaOH的悬浊液可用于检验醛基，也可用于和葡萄糖反应制备纳米。广泛应用于太阳能电池领域。以和抗坏血酸为原料，可制备。 ①氧位于元素周期表 区，基态氧原子的最高能级的电子云轮廓图的形状为 ，其最外层电子中有 个未成对电子。 ②基态核外电子排布式为 。 【答案】（1）IIA +2 （2）p 哑铃状 2 或 【解析】（1）由表格可知I2到I3出现了突跃，故R元素最外层2个电子，为IIA族元素，最高正价为+2； （2）①基态氧原子的核外价层电子排布式为2s22p4，氧元素位于元素周期表p区，基态氧原子的最高能级的电子云轮廓图的形状为：哑铃状，基态氧原子价电子轨道表示式为：，最外层电子中有：2个未成对电子；②基态核外电子排布式为：或。 15．氮气的活化与转化是现代化学领域极具挑战的课题之一。 （1）基态15N核外有 个运动状态不同的电子；某学生将基态硅原子核外电子轨道表示式画为，该轨道表示式违反了 。 （2）Li原子的核外电子由状态变化为状态所得原子光谱为 (填“发射”或“吸收”)光谱。 （3）从原子结构角度解释电负性Si＜Cl的原因： 。 【答案】（1） 7 洪特规则 （2）吸收 （3）Cl的原子半径小于Si的，且Cl元素的核电荷数大于Si元素的，Cl原子对键合电子吸引能力更强，电负性更大 【解析】（1）基态15N核外电子排布式为1s22s22p3，有7个电子，每个电子的运动状态都不同，则基态15N核外有7个运动状态不同的电子；某学生将基态硅原子核外电子轨道表示式画为，洪特规则是指在能量相等的轨道上，电子尽可能分占在不同的轨道上，并且自旋方向相同，该轨道表示式违反了洪特规则。（2）Li原子的核外电子由状态变化为状态，电子由低能级跃迁到高能级，需要吸收能量，所得原子光谱为吸收光谱。（3）Cl的原子半径小于Si的，且Cl元素的核电荷数大于Si元素的，Cl原子对键合电子吸引能力更强，电负性更大。 提升专练 16．下列关于能层与能级的说法中，正确的是 A．同一原子中，符号相同的能级，其上电子能量一定相同 B．多电子原子中，每个能层上电子的能量一定不同 C．同是s能级，在不同的能层中所能容纳的最多电子数是不相同的 D．任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数一定等于该能层序数 【答案】D 【解析】由构造原理可知，同一原子中，符号相同的能级，其上电子能量不一定相同，如同一原子中2s能级的能量高于1s能级能量，故A错误；多电子原子中，同一能级上电子的伸展方向不同，但能量相同，故B错误；由核外电子排布规律可知，同是s能级，在不同的能层中所能容纳的最多电子数都是2个，故C错误；由构造原理可知，能层含有的能级数等于能层序数，且每一能层总是从s能级开始，故D正确；故选D。 17．下列有关原子结构与性质的说法，正确的是 A．基态电子排布式违反了泡利不相容原理 B．激发态的电子轨道表示式： C．基态中能级最高的电子所占据轨道的电子云形状为球形 D．基态原子有16种能量不同的电子 【答案】B 【解析】基态的正确电子排布式应为，因半满结构更稳定，题目中的违反的是洪特规则的特例（全满、半满更稳定），而非泡利不相容原理（一个轨道最多2个电子，自旋相反），A错误；核外有10个电子，基态电子排布为，基态电子可由低能量轨道跃迁到能量高的轨道，图中两个轨道上的电子分别跃迁到了和轨道上，B正确；基态电子排布为，最高能级为，轨道电子云形状为哑铃形，C错误；基态原子电子排布为，不同能级（、、、、）能量不同，同一能级电子能量相同，共5种能量不同的电子，D错误；故选B。 18．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】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；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；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；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；故选B。 19．W、X、Y、Z为短周期元素，化合物X2Y2Z7与X2YZ4所含的质子数相差40， Y、Z同主族，X的焰色呈黄色，W有两个未成对电子。下列说法正确的是 A．X原子的L能层上共有4个原子轨道 B．离子半径： C．Y元素的最高正化合价为+5 D．W与Z形成的化合物均难溶于水 【答案】A 【解析】X的焰色呈黄色，X为Na，Y、Z为同主族元素，且化合物X2Y2Z7与X2YZ4所含的质子数相差40，则Y为S元素，Z为O元素，W有两个未成对电子，W为C元素或Si元素。X为Na ，L能层对应主量子数n=2，原子轨道数为n2=4个，包括1个s轨道和3个p轨道，故A正确；Y为S元素，X为Na，S2-半径大于Na+半径，故B错误；Y为S元素，最高正化合价为+6，故C错误；W为C元素或Si元素，Z为O元素，形成的化合物二氧化碳可以溶于水，故D错误；故选A。 20．如图所示的化合物是一种重要的化工原料，X、Y、Z、W、E是原子序数依次增大的短周期主族元素，其中Z、E同族，下列说法正确的是 A．简单离子半径：Y>Z>W>E B．电负性：Z>Y>X C．第一电离能：W>Z>Y>X D．该物质中所有原子均达到8电子稳定结构 【答案】B 【解析】X、Y、Z、W、E为原子序数依次增大的短周期主族元素；Z、E同族，Y连三个键，则Y在短周期中为第ⅤA族元素(价电子为ns2np3)，结合原子序数可知Y为N元素；Z在Y之后且与E同族，且Z共用2个键，可推测出Z为O元素，E为S元素；Y连接2个X且X只用1个键，可得到X为H元素；W+为+1价阳离子，且原子序数在O元素与S元素之间，则W为Na元素，综上所述可得各元素分别为：X=H、Y=N、Z=O、W=Na、E=S。电子层结构相同的离子，原子序数越大，离子半径越小，E2-(S2-)有3个电子层，W+(Na+)、Y3-(N3-)、Z2-(O2-)都只有2个电子层且核外电子数相同，则得到离子半径大小顺序为：E2-(S2-)＞Y3-(N3-)＞Z2-(O2-)＞W+(Na+)，即E＞Y＞Z＞W，故A错误；在H、N、O中H的电负性最小，O的电负性大于N，故电负性O>N>H，故B正确；W是Na，第一电离能最小，N的p能级的半充满情况，使其第一电离能比它们右侧相邻的元素大，即N>O，故第一电离能N>O>H>Na，故C错误；S原子形成了6个共用电子对，不满足8电子稳定结构，故D错误；故选B。 21．NH4H2PO4可用作面包的发酵剂。下列说法正确的是 A．原子半径： B．电负性： C．电离能： D．热稳定性： 【答案】A 【解析】A．磷和氮同主族，根据同主族元素从上至下，原子半径依次增大，可知原子半径：P>N，A正确； B．同周期从左到右电负性依次增大，氧在氮右侧，O的电负性更大，B错误；C．氮的2p轨道为半充满状态，其结构更稳定，故第一电离能N＞O，C错误；D．同主族，从上至下，非金属性依次减弱，即非金属性N＞P，NH3的热稳定性强于PH3，D错误；答案选A。 22．下列说法中不正确的是 A．K+的电子排布式为1s22s22p63s23p6 B．24价层电子排布式为 C．基态Fe3+、Fe2+中未成对电子数之比为4：5 D．某元素的原子最外层电子排布式为nsn-1npn+1，则该元素-2价阴离子的核外电子排布式为[Ne]3s23p6 【答案】C 【解析】K为19号元素，K+的电子排布式为，A正确；Cr3+的价层电子排布式为3d3，B正确；基态Fe3+的价电子排布式为，有5个未成对电子；Fe2+的价电子排布式为，有4个未成对电子，基态Fe3+、Fe2+中未成对电子数之比为5：4，C错误；某元素最外层电子排布为，s轨道最多容纳2个电子，则，，该元素为硫，其-2价阴离子为S2-的电子排布为，D正确；故选C。 23．若某元素原子处于能量最低状态时，原子的最外层电子数为1，价层电子数为6，下列关于该元素的叙述正确的是 A．该元素原子层电子共有13种空间运动状态 B．该元素是副族元素，位于元素周期表的ds区 C．该元素的同族基态原子的价层电子排布式都为 D．该基态原子是同周期基态原子核外未成对电子数最多的原子 【答案】D 【解析】分析题给信息：若某元素原子处于能量最低状态时，最外层电子数为1，价层电子数为6，结合电子排布规则，可知该元素为Cr，其基态电子排布为[Ar]3d⁵4s¹。M层轨道数为9，空间运动状态数对应轨道数，该元素原子层电子共有9种空间运动状态，A错误；Cr是副族元素，属于d区VIB族，非ds区，B错误；同族元素W的价层电子排布为5d46s2，与(n−1)d5ns1不符，C错误；Cr的未成对电子数为6，在同周期中最多（如Mn为5，Fe为4等），D正确；故选D。 24．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W为第二周期原子核外电子排布中未成对电子数最多的主族元素，X无正化合价，Y为同周期原子半径最大的主族元素；基态Z原子最高能级中成对电子数与未成对电子数相等。下列说法正确的是 A．Y、Z形成的Y2Z2中只含离子键 B．氧化物对应水化物酸性：W>Z C．第一电离能：X>W>Z>Y D．简单氢化物的稳定性：W>X 【答案】C 【解析】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W为第二周期原子核外电子排布中未成对电子数最多的主族元素，则W是N元素，X无正化合价，则X是F元素，Y为同周期原子半径最大的主族元素,则Y是Na元素，基态Z原子最高能级中成对电子数与未成对电子数相等.则Z是S元素。 含有S-S共价键和的离子键，故A错误；可以比较N和S的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，但是无法比较N和S的氧化物对应水化物的酸性强弱，故B错误；第一电离能顺序为F（X）＞N（W）＞S（Z）＞Na（Y），符合实际规律，故C正确；因F的非金属性更强，HF（X的氢化物）稳定性强于NH3（W的氢化物），故D错误；故选C。 25．回答下列问题。 （1）尿素(CO(NH2)2)，又称碳酰胺，是生产脲醛树脂和三聚氰胺树脂的重要原料。 ①基态N原子电子占据 个能层，其最高能层有 个原子轨道； ②C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为 ； ③氢化物CH4、NH3、H2O的热稳定性由大到小顺序 。 （2）黄铜矿(CuFeS2)是一种重要的铜铁硫化物矿石，用于工业，医药，化工等领域。Fe3＋基态核外电子排布式为 基态Cu原子外围电子排布式为 。 （3）元素X的基态原子的3p轨道上有5个电子，元素Y基态原子的核外电子共有16种运动状态，X和Y最高价氧化物对应的水化物酸性较强的酸是 (填化学式)。 （4）下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是_______(填标号)。 A． B． C． D． （5）NH3·BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性()，与B原子相连的H负电性()。在H、B、N三种元素中， 电负性由大到小的顺序是 。 【答案】（1） 2 4 N＞O＞C H2O＞NH3＞CH4 （2） 1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5 3d104s1 （3）HClO4 （4）A （5）N>H>B 【解析】（1）①N是7号元素，核外电子排布式为1s22s22p3，基态N原子电子占据2个电子层，即2个能层；其最高能层为L层，含有4个轨道，即1个2s轨道和3个2p轨道； ②同周期从左往右，元素的第一电离能递增，N元素因2p轨道处于半满的稳定结构，第一电离能高于相邻元素，故第一电离能：N>O>C； ③元素的非金属性越强，对应简单氢化物的稳定性越大，元素非金属性O>N>C，故稳定性：H2O＞NH3＞CH4； （2）Fe为26号元素，位于第四周期Ⅷ族，故基态Fe3+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5；Cu为29号元素，位于第四周期ⅠB族，故基态Cu原子外围电子排布式为3d104s1； （3）元素X的基态原子的3p轨道上有5个电子，元素Y基态原子的核外电子共有16种运动状态，则X、Y分别为Cl和S，Cl的非金属性强于S，其最高价氧化物对应的水化物的酸性更强，故较强的酸是HClO4； （4）A．该结构为基态Mg＋，再失去一个电子所需能量即为镁的第二电离能，电离最外层一个电子所需能量最大，A正确；B．该结构为基态Mg原子，其3s轨道全满，电离最外层一个电子即镁的第一电离能，故失去最外层一个电子所需能量较A低，B错误；C．该结构中镁原子的电子处于激发态，容易失去3p上的电子，失去一个电子所需能量比基态Mg原子失去一个电子更低，C错误；D．该结构为激发态Mg＋，再失去一个电子即为镁的第二电离能，最外层的电子处于激发态，失去最外层一个电子所需能量比基态Mg＋失去一个最外层电子所需能量低，D错误；故答案选A。 （5）与N原子相连的H呈正电性(Hδ+)，则电负性：N>H，与B原子相连的H负电性(Hδ−)，则电负性H>B，故电负性：N>H>B。 26．过渡金属元素铬(Cr)是不锈钢的重要成分，在工农业生产和国防建设中有着广泛应用。对于基态Cr原子，下列叙述正确的是( )。 A．轨道处于半充满时体系总能量低，核外电子排布应为[Ar]3d54s1 B．4s电子能量较高，总是在比3s电子离核更远的地方运动 C．电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大 （2）Goodenough等人因在锂离子电池及钴酸锂、磷酸铁锂等正极材料研究方面的卓越贡献而获得2019年诺贝尔化学奖。Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是______________。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是_________________。 I1/(kJ·mol-1) Li 520 Be 900 B 801 Na 496 Mg 738 Al 578 （3）钙钛矿(CaTiO3)型化合物是一类可用于生产太阳能电池、传感器、固体电阻器等的功能材料。CaTiO3的组成元素的电负性大小顺序是 。 【答案】（1）AC （2）Na与Li同族，Na的电子层数多，原子半径大，易失电子　Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加，Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大，与Li相比，B的核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，故第一电离能较大 （3）O>Ti>Ca 【解析】（1）电负性为原子对键合电子的吸引力，同周期除0族外，原子序数越大电负性越强，钾与铬位于同周期，铬原子序数大于钾，故铬的电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大，C项正确。（2）同主族元素，从上至下，原子半径逐渐增大，第一电离能逐渐减小，所以I1(Li)>I1(Na)；同周期元素，从左至右，第一电离能呈现增大的趋势，但由于第ⅡA族元素基态原子s能级轨道处于全充满的状态，能量更低更稳定，所以其第一电离能大于同一周期的第ⅢA族元素，因此I1(Be)>I1(B)>I1(Li)。（3）CaTiO3晶体中含有Ca、Ti、O三种元素，Ca、Ti是同为第四周期的金属元素，Ca在Ti的左边，根据同一周期元素的电负性从左往右依次增大，故电负性Ti>Ca，O为非金属元素，故其电负性最强，故三者电负性由大到小的顺序是O>Ti>Ca。 / 学科网（北京）股份有限公司 $