专题09 原子结构与性质（期末培优讲义）高二化学上学期人教版

该高中化学单元复习讲义通过表格对比、构造原理示意图等工具系统构建原子结构与性质的知识体系，梳理能层能级、电子排布原理、周期表分区及电离能、电负性等核心内容，用规律总结突出能层与能级关系、“位-构-性”内在联系等重难点。 讲义亮点在于“构性关联”的典例设计，如根据化合物结构推断短周期元素性质，引导学生从原子结构推导元素位置及性质，培养科学思维与证据推理素养。典例与分层检测题结合，基础题巩固电子排布式书写，综合题提升“位-构-性”分析能力，助力教师精准教学与学生自主复习。

专题09 原子结构与性质 重点一 能层能级与构造原理 一．能层与能级 1.能层 （1）定义：核外电子按能量不同分成能层。 （2）电子的能层由内向外排序，其序号、符号以及所能容纳的最多电子数及能层的能量与能层离原子核距离的关系： 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 离核远近 近 远 能量高低 低 高 能层越高，离原子核越 ，电子的能量越 ，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。 能层电子排布规律 ①每一层最多容纳的电子数： 个。 ②最外层电子数不超过 个（K层为最外层时不超过2个）。 ③次外层电子数不超过 个，倒数第三层不超过 个。 2.能级 (1)定义：根据同一能层电子能量的不同，将它们分成不同能级（s、p、d、f 等）。 (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。 (3)能级的符号和所能容纳的最多电子数如下表： 能层 1 2 3 4 5 能层符号 K L M N O 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p …… 最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 2 8 18 32 ……2n2 多电子原子中，同一能层各能级的能量顺序为E(ns) E(np) E(nd) E(nf)...... 不同能层的同一能级中，能层序数越大，能量越 。例如：E(1s) E(2s) E(3s) E(4s)...... 能层与能级的有关规律 ①能级个数=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 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不同能层的同一能级中所能容纳的最多电子数 。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。 ④不同原子同一能层，同一能级的能量大小 。例如：Ar的1s能级的能量≠S的1s能级的能量。 二．基态与激发态 原子光谱 1.基态与激发态 (1)基态原子：处于最低能量状态的原子叫做基态原子。 (2)激发态原子：基态原子 能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。 (3)电子跃迁 电子可以从基态跃迁到激发态，相反也可以从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态，释放能量。光（辐射）是电子跃迁释放能量的重要形式。举例：焰火、霓虹灯光、激光、荧光、LED灯光等。 ①电子的跃迁是 变化(未发生电子转移)，而原子得失电子发生的是 变化。 ②激发态原子 ，易释放能量变为基态原子。 ③一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。如1s22s22p2 表示基态碳原子，1s22s12p3为激发态碳原子（电子数不变）。 2.原子光谱 (1)定义 不同元素原子的电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吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。 (2)形成原因 (3)分类及其特征 光谱：明亮背景的暗色谱线 光谱：暗色背景的明亮谱线 (4)原子光谱的应用——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。光谱分析的依据是每一种元素都有自己的特征谱线。光谱图就像“指纹”一样，可以用于辨别形成光谱的元素。 三．构造原理与电子排布式 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。 (2)构造原理示意图 图中用小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，箭头引导的曲线显示递增电子填入能级的顺序。由图可知电子填充的常见一般规律：1s→2s→2p→3s→3p→4s→ →4p→5s→ →5p→6s (3)能级交错 由构造原理可知，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。这种现象被称为能级交错。 (4)能级交错的局限性 ①构造原理呈现的能级交错源于光谱学事实，是经验的，而不是任何理论推导的结果。构造原理是一个思维模型，是个假想过程。 ②能级交错现象是电子随核电荷数递增而出现的填入电子顺序的交错，并不意味着先填的能级能量一定比后填的能级能量 。 2.电子排布式 (1)定义：电子排布式是用核外电子分布的 及各能级上的 来表示电子排布的式子。 (2)表示方法： (3)书写方法——“三步法”（构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据） 第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s 第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。 第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。 ①电子排布时按构造原理填充，而书写电子排布式时，按能层序数由 到 的顺序书写，同一能层按能级顺序排在一起。如基态Fe：1s22s22p63s23p63d64s2,而不能写成1s22s22p63s23p64s23d6。 ②在得出构造原理之前，由原子光谱得知有些过渡金属元素基态原子电子排布不符合构造原理，如Cr和Cu的最后两个能级的电子排布分别为3d54s1和3d104s1。由此可见，构造原理是被理想化了的。 (4)简化电子排布式 ①定义：将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。 ②表示方法：如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1 、[Ar]4s2。 (5)离子的核外电子排布式书写 基态原子转化为相应离子时的一般规律：原子失去电子时总是先失去 电子，然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子…… (6)价层电子排布式 ①价电子层的定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在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)。 ②价电子的位置 对于主族元素和零族元素来说，价电子就是 电子。表示方法：nsx或nsxnpy 对于副族和第VIII族元素来说，价电子除最外层电子外，还可能包括 电子。 表示方法：(n-1)dxnsy 或 ndx (钯4d10) 或 (n-2)fx(n-1)dynsz 或(n-2)fxnsy ③举例：元素周期表中给出了元素的价层电子排布式。如Cl的价层电子排布式为3s23p5,Cr的价层电子排布式为3d54s1。 重点二 原子轨道及核外电子排布原理 一.电子云与原子轨道 1.电子云 (1)概率密度 用P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积，则称为 ，用ρ表示。 (2)电子云 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 。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。 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 。 ②电子云图中的小点 代表电子，小点的数目 代表电子实际出现的次数。 ③离原子核越近的空间电子出现的概率密度越 ，电子云的外围形状具有不规则性，且电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云 图。 (3)电子云轮廓图 为了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，把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来，即为电子云轮廓图。 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，只是球的半径不同。 同一原子的能层越高，s电子云的半径 ，如下图所示。这是由于1s、2s、3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐 ，电子云越来越向更大的空间扩展。 图：同一原子的s电子的电子云轮廓图 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 ，如图所示。p电子云轮廓图的平均半径随能层序数的增大而 。 图：px、py、pz的电子云轮廓图 2.原子轨道 (1)定义：量子力学把电子在原子核外的一个 称为一个原子轨道。常用电子云轮廓图的形状和取向来表示原子轨道的形状和取向。 ①不同能层的同一能级的原子轨道只是半径不同。能层序数n越大，电子的能量越高，原子轨道的半径越 。例如1s、2s、3s原子轨道均为球形，原子轨道半径：r(1s)<r(2s)<r(3s)。 (2)各能级所含原子轨道的数目 能级符号 ns np nd nf 轨道数目 (3)原子轨道的能量关系 ①同一能层中，不同能级原子轨道的能量及空间伸展方向 ；但同一能级的几个原子轨道的能量 。 ②一般把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为 轨道。 二.泡利原理、洪特规则、能量最低原理 1.电子自旋 （1）定义 电子除空间运动状态外，还有一种状态叫做自旋。电子自旋可以比喻成地球的自转。 运动状态与空间运动状态 核外电子的运动状态种数= ；核外电子的空间运动状态种数= ；二者的区别在于是否区分电子的自旋状态。 （2）两种取向及表示方法： 电子自旋在空间有 和 两种取向。常用方向相反的箭头“↑”和“↓”表示自旋状态相反的电子。 ①自旋是微观粒子普遍存在的一种如同电荷、质量一样的内在属性。 ②能层、能级、原子轨道和自旋状态四个方面共同决定电子的运动状态，电子能量与能层、能级有关，电子运动的空间范围与原子轨道有关 ③一个原子中 存在运动状态完全相同的2个电子。 2.泡利原理 在一个原子轨道里，最多只能容纳 个电子，它们的自旋 ，这个原理被称为泡利原理（也称为泡利不相容原理）。 3.电子排布的轨道表示式 (1)含义 轨道表示式(又称电子排布图)是表述电子排布的一种图式。 (2)书写要求 ①在轨道表示式中，用方框(也可用 )表示原子轨道，1个方框代表 个原子轨道，通常在方框的下方或 标记能级符号。 ②不同能层及能级的原子轨道的方框必须 表示，能量相同（同一能层相同能级）的原子轨道(简并轨道)的方框 。 ③箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称电子对，“↑”或 “↓”称单电子(或称 电子);箭头同向的单电子称自旋 ，如基态氧原子有2个自旋平行的2p电子。 ④轨道表示式的排列顺序与电子排布式顺序一致，即按能层顺序排列。有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同。 ⑤轨道表示式中能级符号右上方 标记电子数。 4.洪特规则 (1)内容 基态原子中，填入简并轨道的电子总是先 分占，且自旋 ，称为洪特规则。 ①洪特规则只针对电子填入 轨道而言，并不适用于电子填入能量 的轨道。 ②当电子填入简并轨道时，先以自旋 依次分占不同轨道，剩余的电子再以自旋相反依次填入各轨道。 ③洪特规则不仅适用于基态原子，也适用于基态 。 (2)特例 简并轨道上的电子排布处于 、 和 状态时，具有较低的能量和较高的稳定性。 相对稳定的状态 全充满：p6、d10、f14 全空：p0、d0、f0 半充满：p3、d5、f7 ①如基态24Cr的电子排布式为 ,为半充满状态，易错写为1s22s22p63s23p63d44s2；基态29Cu的电子排布式为 ，易错写为[Ar]3d94s2。 5.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，这就是能量最低原理。 (2)说明： ①基态原子的能量最 ，故基态原子的电子排布是能量最低的原子轨道组合。 ②整个原子的能量由 、 和 三个因素共同决定，相邻能级能量相差很大时，电子填入能量低的能级即可使整个原子能量最低(如所有主族元素的基态原子);而当相邻能级能量相差不太大时，有1~2个电子占据能量稍高的能级可能反而降低了电子 能而使整个原子能量最低(如所有副族元素的基态原子)。 ③基态原子的核外电子排布遵循泡利原理、洪特规则和能量最低原理。 重点三 原子结构与元素周期表 一．元素周期律、元素周期系和元素周期表 1.元素周期律 （1）定义：元素的 随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律。 （2）实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 2.元素周期系 （1）定义：元素按其原子核电荷数递增排列的 称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。 （2）形成： 3.元素周期表 （1）含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。 （2）元素周期系与元素周期表的关系： 4.元素周期表的结构 （1）周期（七横七周期，三短四长） 从上到下 类别 各周期原子的电子层数 各周期最多容纳的元素种类数 第一周期 短周期 1 第二周期 2 第三周期 3 第四周期 长周期 4 第五周期 5 第六周期 6 （含镧系15种元素） 第七周期 7 （含锕系15种元素） （2）族（十八纵行十六族，七主八副一0） 列数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 类别 主族 副族 第VIII族 副族 主族 0族 名称 IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB 第VIII族 IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA 0族 ①电子层数= ；主族元素族序数= 二.构造原理与元素周期表 1.根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系 各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束),中间按照构造原理依次排满各能级。而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数，具体数据如下： 2.原子核外电子排布与族的关系 族 按族分类 价层电子排布式 价层电子数 特点 I A 主族 ns1 族序数=最外层电子数=价层电子数 ⅡA ns2 ⅢA ns2np1 IVA ns2np2 VA ns2np3 ⅥA ns2np4 ⅦA ns2np5 ⅢB 副族(镧系、锕系除外) (n-1)d1-10ns1-2 价层电子数=族序数 ⅣB VB VIB VIIB I B (n-1)d轨道为 状态，族序数=最外层ns轨道上的 数 ⅡB Ⅷ Ⅷ族 (n-1)d6-10ns0-2 Ⅷ族第1列元素的价电子数= Ⅷ族第2列元素的价电子数为 Ⅷ族第3列元素的价电子数为 0 0族 1s2或ns2np6(n>1) 为原子轨道 的稳定结构 ①对于主族和0族元素而言，价层电子数= 能级上的电子数或 能级上的电子总数； ②对于副族（镧系和锕系除外）和第VIII族而言，价层电子数= 能级上的电子总数。 3.元素周期表的分区 （1）按电子排布分区 ①按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。这5个区的位置关系如图所示。 ②各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别 分区 元素位置 价层电子排布式 元素种类及性质特点 s区 IA族、ⅡA族 ns1-2 原子的核外电子最后排布在 能级上，属于活泼金属元素(H除外),为 元素和 元素 p区 ⅢA~ⅦA族及0族 ns2np1-6(He除外) 原子的核外电子最后排布在 能级(He为s能级)上，为非金属元素和少数金属元素 d区 ⅢB~ⅦB族(镧系、锕系除外) 以及Ⅷ族 (n-1)d1-9ns1-2(Pd除外) 为过渡金属元素，原子的核外电子最后排布在 能级上，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 为过渡金属元素，核外电子先填满 能级而后再填充 能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般 参与化学键的形成 f区 镧系和锕系 (n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2 镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质相似 （2）按金属元素与非金属元素分区 ①金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置 沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外),线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图)。 ②金属与非金属交界处元素的性质特点 在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为 或 (一般可用作 材料) 。 ③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 的（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为对角线规则，如图所示。 ①对角线规则是从相关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规则,不是定理。 重点四 元素周期率 一．原子半径 1.原子半径的种类 根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为共价半径、金属半径、范德华半径。 共价半径 共价分子或共价晶体中原子核间距的一半 金属半径 金属晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的一半即是该金属原子的金属半径。 范德华半径 分子晶体中共价分子之间最短距离的一半 2.影响原子半径大小的因素 ①因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据 ，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 3.微粒半径大小比较 ①同种元素的微粒：阴离子 原子 阳离子；低价离子 高价离子。 ②电子层数越多，半径越 （一般情况下）；特例：碱金属元素的原子半径比其下一周期的大多数非碱金属元素的原子半径要 。 ③电子层数相同时，原子序数越小，半径越 ，即“序小径大”。 比较微粒半径的一般思路 ①“一层”：先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越 。 ②“二核”：若电子层数相同则看核电荷数,核电荷数越大,微粒半径越 。 ③“三电子”：若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径 。 二．电离能 1.第一电离能 （1）定义： 电中性基态原子失去一个电子转化为 基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。 ①第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。 （2）符号和单位：常用符号 表示，常用单位是kJ·mol-1 （3）意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即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，原子越难失去一个电子。 （4）变化规律 ①一般规律 同周期：随原子序数的递增而 ；同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有气体元素；第一电离能最大的元素是 。 同主族：随原子序数的递增而 。 ②特例 具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高，其电离能数值较大。 突变：第IIA族 第IIIA族； 第VA族 第VIA族 ①过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有 。第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。 2.逐级电离能 （1）含义：理论上，原子有几个电子，就有对应的第几电离能。气态基态+1价阳离子再失去一个电子成为气态基态+2价阳离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依次类推，依次用I2、I3、I4……表示。 （2）变化规律 ①同一原子的逐级电离能是逐渐 的，即I1< I2< I3<… ②当相邻逐级电离能 时，说明失去的电子所在电子层发生了变化，即电离能的差别大小反映了电子的分层排布。 ①通常情况，原子首先失去的电子是能量最高的电子，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所以同一原子的逐级电离能呈增大趋势。 3.电离能的应用 （1）推断元素原子的核外电子排布 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 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 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 个电子，最高正化合价为 (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 (稀有气体元素除外)；I1越小，元素的金属性越强。 三.电负性 1.键合电子 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的 称为键合电子。 2.电负性 定义 用来描述不同元素的原子对键合电子 的大小 意义 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越 。 大小的标准 以 的电负性为4.0和 的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。 变化规律 一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐 ；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐 。金属元素的电负性较 ，非金属元素的电负性较 。电负性最大的是 ，最小的是铯。 ①电负性的值是相对值，没有单位； ②不同元素的电负性可能 （如C、S、I的电负性都是2.5）； ③比较电负性大小时，一般不考虑稀有气体元素； ④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 。 3.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 1.8,非金属元素的电负性一般 1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属 ”(元素性质介于金属与非金属之间的元素，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。 ①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 ；非金属元素的电负性越大，非金属元素越 。 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 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 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。 化学用语及相关图示的表达 【典例1】（24-25高二下·北京昌平·期末）下列图示表达不正确的是 A．基态碳原子的轨道表示式： B．乙烯的球棍模型： C．H2O 的 VSEPR 模型： D．1s 的电子云图： 【即时检测1-1】（25-26高二上·河北石家庄·期中）下列化学用语或图示表达正确的是 A．的电子式为 B．Cl原子结构示意图： C．电子云图为 D．基态原子的价层电子轨道表示式为 【即时检测1-2】（24-25高二下·四川雅安·期末）下列化学用语表达正确的是 A．1-丙醇的结构简式：CH3CH(OH)CH3 B．基态铬原子价层电子排布式：3d54s1 C．羟基的电子式： D．基态镁原子最外层电子的电子云轮廓图： 原子的电子排布式及轨道表达式 【典例2】（25-26高二上·黑龙江大庆·期中）下列关于原子结构的说法不正确的是 A．基态Cr原子的电子排布式[Ar]3d54s1遵循能量最低原理 B．光是电子跃迁吸收能量的重要形式 C．基态C原子的轨道表示式为，违反了洪特规则 D．基态Sc原子的电子排布式1s22s22p63s23p9违反了泡利原理 【即时检测2-1】（24-25高二上·安徽亳州·期末）下列不同状态硼原子的电子轨道表示式中，能量最高的是 A． B． C． D． 【即时检测2-1】（24-25高二上·陕西安康·期末）下列不同状态的硼中，用光谱仪可能能捕捉到发射光谱的是 ①；        ② ③    ④ A．①②③④ B．①② C．②③ D．③④ 元素的“位—构—性”关系 【典例3】（25-26高二上·河北石家庄·期中）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 【即时检测3-1】（24-25高二下·湖南益阳·期末）已知元素周期表中前四周期元素Q、X、Y、Z、W的原子序数依次增大。Q原子核外成对电子数和未成对电子数之比为4:3；X、Z同主族，它们形成的两种化合物中，两元素的原子的质子总数之比分别为1:1和2:3；Y原子半径在短周期中最大，W+的K、L、M层电子全充满。下列说法错误的是 A．第一电离能：Q>X>Z B．X与Y形成的化合物中可能含有两种化学键 C．HnX的沸点比HnZ的沸点低 D．W+离子在酸性条件下易转化为W2+离子和W单质 【即时检测3-2】（24-25高二下·陕西安康·期末）X、Y、Z、M、Q、R是元素周期表前四周期元素，且原子序数依次增大，其相关信息如下表，用化学用语回答下列问题： 元素 相关信息 X 原子核外有6种不同运动状态的电子 Y 基态原子中s电子总数与p电子总数相等 Z 原子半径在短周期主族元素中最大 M 逐级电离能()依次为578、1817、2745、11575、14830、18376…… Q 基态原子的最外层p轨道上有两个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反 R 基态原子核外有7个能级且能量最高的能级上有6个电子 (1)X元素位于元素周期表第 周期第 族；R是 区的元素。 (2)写出Q元素基态原子的价层电子轨道表示式： 。 (3)X、Y、Z、M四种元素的原子半径由小到大的顺序是 (用元素符号表示)。 (4)R元素可形成和，其中较稳定的是，原因是 。 (5)M元素原子的逐级电离能越来越大的原因是 。 (6)已知T元素和Q元素的电负性分别为1.5和3.0，则它们形成的化合物是 (填“离子化合物”或“共价化合物”)。 电离能及电负性的应用 【典例4】（24-25高二上·陕西西安·期末）太阳能的开发利用在新能源研究领域中占据重要地位。单晶硅太阳能电池片在加工时，一般掺杂微量的铜、硼、镓、硒、钛、钒等。回答下列问题： (1)基态钒原子的电子排布式为 ，其中电子占据的最高能级的原子轨道有 个伸展方向。 (2)VO2+与可形成新型化合物。中，第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。 (3)镓与硒相比，电负性更大的是 (填元素符号)。 (4)已知高温下Cu2O比CuO更稳定，试从铜原子核外电子结构角度解释原因： 。 (5)与钛同周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与钛相同的有 (填元素符号)。 (6)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，而氢气与硒反应时，单质硒是氧化剂，则硒与硅的电负性相对大小为Se (填“>”或“<”)Si．与Si同周期的部分元素的电离能如下图所示，其中a、b和c分别代表 (填字母)。 A．a为I1，b为I2，c为I3                B．a为I2，b为I3，c为I1 C．a为I3，b为I2，c为I1                D．a为I1，b为I3，c为I2 【即时检测4-1】硫氰铝镁可作为聚合反应的催化剂。下列说法正确的是 A．电负性： B．原子半径： C．电离能： D．碱性： 【即时检测4-2】（24-25高二上·北京大兴·期末）铁触媒、MnO2等可作氨催化还原脱除NOx的催化剂。下表列出了几种元素的电负性。 元素 H B C N O Si 电负性 2.1 2.0 x 3.0 3.5 1.8 (1)通过分析电负性的变化规律，确定C元素电负性x的最小范围是 。 (2)基态氧原子中电子占据的最高能级电子云轮廓图的形状为 (填字母)。 a．球形      b．哑铃形 资料：在水等强极性溶剂中，成键原子电负性的差异是影响化学键断裂难易程度的原因之一、水化物中存在M−O−H结构时，成键原子电负性差异越大，所成化学键越容易断裂，电离出OH−或H＋。 (3)HNO2水溶液显酸性而不显碱性的可能原因是 。 (4)第一电离能从大到小顺序是： (填“C”、“N”和“O”)。 (5)催化剂中Mn和Fe两种元素的部分电离能数据如下表。 元素 Mn Fe 电离能 (kJ·mol-1) I1 717 759 I2 1509 1561 I3 3248 2957 ①基态Mn原子价层电子排布的轨道表示式是 。 ②比较两种元素的I2、I3可知，气态二价离子再失去一个电子：Mn2+比Fe2+更 (填“易”或“难”)；从结构的角度进行解释： 。 夯实基础 1．（23-24高二上·河北·期末）下列说法正确的是 A．p能级的能量总是大于s能级的能量 B．2s原子轨道半径比1s大，说明2s的电子云中的电子比1s的多 C．铬元素价层电子排布式： D．N电子层的原子轨道类型数和原子轨道数分别为4和16 2．（24-25高二上·广东江门·期末）铝碳酸镁可用于治疗胃酸过多。下列说法正确的是 A．电负性： B．原子半径： C．碱性： D．与盐酸反应的剧烈程度： 3．（24-25高二上·贵州贵阳·期末）下列化学用语表述正确的是 A．二氧化碳的电子式： B．在水中的电离方程式： C．的离子结构示意图： D．基态碳原子的轨道表示式： 4．（24-25高二上·河北衡水·期末）下列关于能层与能级的说法中，正确的是 A．能级中、、三个轨道相互垂直，能量一定相等 B．任一能层的能级总是从能级开始，能级结束 C．同是能级，电子云轮廓图大小相同 D．、、能级的轨道数依次增多 5．（24-25高二上·北京大兴·期末）下列化学用语表示不正确的是 A．Mg2+的结构示意图： B．水的电子式： C．基态铬原子(24Cr)的价层电子排布式：3d54s1 D．基态氧原子的轨道表示式： 6．（24-25高二下·广东江门·期末）飞向太空的运载火箭发动机以偏二甲肼和液态为主要燃料，发生的反应为：。下列有关说法正确的是 A．C、N、O的第一电离能依次升高 B．基态碳原子价层电子的轨道表示式为： C．偏二甲肼结构中所有原子最外层均满足8电子稳定结构 D．基态O原子有2个未成对电子 7．（24-25高二上·山东菏泽·期末）基态铁原子的价层电子轨道表示式正确的是 A． B． C． D． 8．（24-25高二上·河北衡水·期末）三种元素的基态原子的电子排布式如下：①；②；③。则下列有关比较中正确的是 A．未成对电子数：③>②>① B．第一电离能：③>②>① C．电负性：③>②>① D．原子半径：③>②>① 9．（24-25高二上·浙江丽水·期末）硫酸亚铁铵俗称摩尔盐，化学式为(NH4)2Fe (SO4)2·6H2O，用途十分广泛。下列有关微粒结构说法正确的是 A．硫原子结构示意图： B．氧的基态原子最外层轨道表示式： C．基态铁原子的简化电子排布式：[Ar]3d64s2 D．基态氮原子最高能级的原子轨道形状： 10．（25-26高二上·河北石家庄·期中）下列说法正确的是 A．和含有的电子数相同 B．和轨道形状均为哑铃形 C．电子云通常是用小黑点来表示电子的多少 D．基态与离子中未成对的电子数之比为5:4 11．（25-26高二上·北京·期末）根据元素周期律，下列说法正确的是 A．第一电离能：Na<Mg<Al B．电负性：H<Si<Cl C．稳定性：H2O>H2S D．酸性：HF>HCl>HI 12．（24-25高二上·北京朝阳·期末）下列化学用语或图示表达不正确的是 A．的电子式： B．的结构示意图： C．电子云图： D．激发态H原子的轨道表示式： 13．（24-25高二上·陕西安康·期末）下列说法错误的是 A．基态Fe原子结构示意图表述为，遵循了构造原理 B．基态碳原子的轨道表示式表述为，违反了泡利原理 C．基态锗(Ge)原子的电子排布式表述为，违反了能量最低原理 D．基态铬原子的价层电子排布式表述为，违反了能量最低原理 综合运用 14．（24-25高二上·广东江门·期末）我国科学家设计一种新型催化剂用于的捕集，该催化剂的大阴离子如图所示。、为原子序数依次增大的短周期主族元素，其中和同主族。下列叙述不正确的是 A．第一电离能： B．最高正化合价： C．W的氢化物可用于刻蚀玻璃 D．的价层电子中未成对电子与成对电子数目比值为1：2 15．（24-25高二上·江苏·期末）硫酸亚铁铵(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O为浅绿色晶体，易溶于水，难溶于酒精，在工业领域有广泛的应用。下列说法正确的是 A．半径：r(S2-)>r(O2-) B．稳定性：NH3>H2O C．电负性：χ(N)>χ(O) D．第一电离能：I1(S)>I1(O) 16．（24-25高二下·贵州毕节·期末）X、Y、Z、M、Q为原子序数依次增大的前四周期元素，X、Y、Z三种元素位于同周期且相邻，Y的价层电子排布为，Z、M同主族，Q为前四周期中未成对电子数最多的元素。下列说法正确的是 A．第一电离能：X＜Y＜Z B．最简单氢化物的稳定性：X＜Y＜Z C．Q的价层电子排布：3d44s2 D．原子半径大小：X＜Y＜Z＜M 17．（23-24高二上·云南普洱·期末）如图为周期表中短周期的一部分，若基态原子X的价层电子排布式可表示为，则下列说法正确的是 A．第一电离能： B．原子半径： C．Y元素的氧化物对应的水化物一定为强酸 D．基态Z元素原子核外电子的空间运动状态有17种 18．（25-26高二上·广西南宁·期中）科研团队在距离地球约124光年的太阳系外行星的大气中检测到了可能表明生命存在的化学指纹DMS和DMDS，这两种化学物质的结构如图所示。、、、、是原子序数依次增大的短周期主族元素，其中与同主族，的基态原子价层轨道半充满。下列叙述正确的是 A．简单氢化物的沸点： B．原子半径： C．第一电离能： D．电负性： 19．（24-25高二上·河北衡水·期末）原子结构与元素周期表存在着内在联系。回答下列问题： (1)写出轨道上有2个未成对电子的所有元素符号： 。 (2)X原子在第二电子层上只有一个空轨道，则的轨道表示式为 。 (3)被誉为“21世纪的金属”的钛()元素原子的价层电子排布式为 。 (4)写出原子序数最小的第IB族元素的基态原子的核外电子排布式： 。 (5)日常生活中广泛应用的不锈钢，在其生产过程中添加了某种元素，该元素在第四周期未成对电子数目最多，该元素的名称为 。 (6)近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料，其中一类为组成的化合物。 ①元素在周期表的位置是 。 ②基态原子价层电子中已成对电子个数与未成对电子个数比为 。 ③、等少数金属元素可以用焰色试验来检验，但、等金属元素没有焰色试验，解释其原因： 。 思维拔高 20．（24-25高二上·广西柳州·期末）X、Y、Z、R为前四周期元素且原子序数依次增大。X的单质与氢气可化合生成气体G，其水溶液的pH>7；Y的单质是一种黄色固体；基态R原子3d轨道的电子数是4s轨道电子数的3倍；Z元素的电负性是第三周期主族元素中最大的。 请回答下列问题： (1)基态X原子中能量最高的能级为 。 (2)G分子中第一电离能较大的元素的名称为 。 (3)基态Y原子的核外电子排布式是 。 (4)Z元素的p轨道上共有 个电子。 (5)R3+比R2+稳定，请用原子结构知识解释其原因： ，R3+和R2+中未成对电子数之比为 。 (6)Z的氢化物稳定性 (填“大于”、“小于”或“等于”)Y的氢化物稳定性。 21．（23-24高二上·河北·期末）已知A、B、C、D、E为前四周期元素，其中A原子半径最小；B基态原子的3p轨道上得到1个电子后形成半充满结构；C基态原子的2p轨道上有1个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反；D基态原子3d能级全空，其N能层上只有1个电子；E的原子序数等于B、D原子序数之和。回答下列问题： (1)E在周期表中的位置是第 族，属于 区(填“s”、“p”或“d”)。 (2)基态C原子的价层电子排布式为 。 (3)基态D原子的电子排布式为 。 (4)1-36号元素中未成对电子数最多的 (5)比较第一电离能：D A(填“>”、“<”或“=”，下同)；电负性：B C。 22．（24-25高二上·陕西安康·期末）前四周期部分元素在元素周期表中的位置如图所示： 回答下列问题： (1)以上7种元素中，基态原子核外电子的电子云轮廓图只有球形的有 (填元素符号)。 (2)基态X原子有 个能层、 种能量不同的电子， 种空间运动状态不同的电子， 种运动状态不同的电子。 (3)W的第一电离能比X的第一电离能大，原因是 。 (4)T和Y形成的某种化合物中，化合价分别为+4价和-4价，其中显+4价的是 (填元素符号)。 (5)基态Z原子价层电子的轨道表示式为 ；与相比，更易失去一个电子的原因为 。 (6)下列说法正确的是 (填选项序号)。 ①s区全部是金属元素 ②共价化合物中电负性大的成键元素表现为负价 ③有两种金属元素，第一电离能越小的金属性越强 ④现行元素周期表中元素所在族序数一定等于其价层电子数之和 ⑤第四周期元素中未成对电子数最多的元素位于钾元素后面第五位 23．（24-25高二上·安徽亳州·期末）X、Y、Z、W、Q是原子序数依次增大的前四周期元素(0族除外)，X、Y、Z原子核外电子层数相同且依次相邻，的基态原子价电子排布式为，元素的焰色是黄色，Q元素的基态原子价电子有8种运动状态。 (1)X在周期表中的位置是 ，举例说明非金属性X<Y的实验事实： 。 (2)五种元素中电负性最小的是 (填元素符号)，Y、Z、W的简单离子半径由大到小的顺序是 (用离子符号表示)，W元素产生焰色时相应电子的能量变化情况是 (填“升高”或“降低”)。 (3)X、Y、Z的逐级电离能变化趋势(纵坐标的标度不同)如图所示，其中第三电离能的变化图是 (填序号)，X、Y的第三电离能出现如图所示变化的原因是 。 (4)基态Q原子的电子排布式为 ，Q能形成两种常见阳离子，其中较稳定的是 。 24．（24-25高二上·吉林松原·期末）化学用语、元素周期律等是学习元素及其化合物知识的重要工具。回答下列问题： (1)下列说法正确的是 (填选项序号)。 ①s区全部是金属元素 ②共价化合物中电负性大的成键元素表现为负价 ③有两种金属元素，第一电离能越小的金属性越强 ④现行元素周期表中元素所在族序数一定等于其价层电子数之和 ⑤第四周期元素中未成对电子数最多的元素位于钾元素后面第五位 (2)新型半导体材料如碳化硅(SiC)、氮化镓(GaN)等在航空航天、国防技术及5G技术等领域扮演着重要的角色。基态Si原子的核外电子空间运动状态共有 种，其核外电子占据最高能级的电子云轮廓图的形状为 ；基态镓原子的价层电子排布式为 。 (3)原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用表示，与之相反的用表示，称为电子的自旋磁量子数。对于基态的磷原子，其价层电子自旋磁量子数的代数和为 。 (4)N、O、Mg元素的前3级电离能如表所示，①、②、③中为N元素的是 。 元素 /kJ·mol-1 /kJ·mol-1 /kJ·mol-1 ① 738 1451 7733 ② 1314 3388 5301 ③ 1402 2856 4578 (5)已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42.X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X与Y可形成化合物，Z元素可以形成负一价离子。已知检验微量化合物可以用一种称为马氏检验的方法，其原理为样品在盐酸中可被金属锌还原为气体，产物还有氯化锌和，该反应的化学方程式是 (用推导出来的元素表达)。 3 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题09 原子结构与性质 重点一 能层能级与构造原理 一．能层与能级 1.能层 （1）定义：核外电子按能量不同分成能层。 （2）电子的能层由内向外排序，其序号、符号以及所能容纳的最多电子数及能层的能量与能层离原子核距离的关系： 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 离核远近 近 远 能量高低 低 高 能层越高，离原子核越远，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)。 能层电子排布规律 ①每一层最多容纳的电子数：2n2个。 ②最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。 ③次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。 2.能级 (1)定义：根据同一能层电子能量的不同，将它们分成不同能级（s、p、d、f 等）。 (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。 (3)能级的符号和所能容纳的最多电子数如下表： 能层 1 2 3 4 5 能层符号 K L M N O 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p …… 最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 2 8 18 32 ……2n2 多电子原子中，同一能层各能级的能量顺序为E(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)...... 不同能层的同一能级中，能层序数越大，能量越高。例如：E(1s)<E(2s)<E(3s)<E(4s)...... 能层与能级的有关规律 ①能级个数=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不同能层的同一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。 二．基态与激发态 原子光谱 1.基态与激发态 (1)基态原子：处于最低能量状态的原子叫做基态原子。 (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)电子跃迁 电子可以从基态跃迁到激发态，相反也可以从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态，释放能量。光（辐射）是电子跃迁释放能量的重要形式。举例：焰火、霓虹灯光、激光、荧光、LED灯光等。 ①电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子发生的是化学变化。 ②激发态原子不稳定，易释放能量变为基态原子。 ③一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。如1s22s22p2 表示基态碳原子，1s22s12p3为激发态碳原子（电子数不变）。 2.原子光谱 (1)定义 不同元素原子的电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吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。 (2)形成原因 (3)分类及其特征 吸收光谱：明亮背景的暗色谱线 发射光谱：暗色背景的明亮谱线 (4)原子光谱的应用——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。光谱分析的依据是每一种元素都有自己的特征谱线。光谱图就像“指纹”一样，可以用于辨别形成光谱的元素。 三．构造原理与电子排布式 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。 (2)构造原理示意图 图中用小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，箭头引导的曲线显示递增电子填入能级的顺序。由图可知电子填充的常见一般规律：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s (3)能级交错 由构造原理可知，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。这种现象被称为能级交错。 (4)能级交错的局限性 ①构造原理呈现的能级交错源于光谱学事实，是经验的，而不是任何理论推导的结果。构造原理是一个思维模型，是个假想过程。 ②能级交错现象是电子随核电荷数递增而出现的填入电子顺序的交错，并不意味着先填的能级能量一定比后填的能级能量低。 2.电子排布式 (1)定义：电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子。 (2)表示方法： (3)书写方法——“三步法”（构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据） 第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s 第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。 第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。 ①电子排布时按构造原理填充，而书写电子排布式时，按能层序数由小到大的顺序书写，同一能层按能级顺序排在一起。如基态Fe：1s22s22p63s23p63d64s2,而不能写成1s22s22p63s23p64s23d6。 ②在得出构造原理之前，由原子光谱得知有些过渡金属元素基态原子电子排布不符合构造原理，如Cr和Cu的最后两个能级的电子排布分别为3d54s1和3d104s1。由此可见，构造原理是被理想化了的。 (4)简化电子排布式 ①定义：将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。 ②表示方法：如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1 、[Ar]4s2。 (5)离子的核外电子排布式书写 基态原子转化为相应离子时的一般规律：原子失去电子时总是先失去最外层电子，然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子…… (6)价层电子排布式 ①价电子层的定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在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)。 ②价电子的位置 对于主族元素和零族元素来说，价电子就是最外层电子。表示方法：nsx或nsxnpy 对于副族和第VIII族元素来说，价电子除最外层电子外，还可能包括次外层电子。 表示方法：(n-1)dxnsy 或 ndx (钯4d10) 或 (n-2)fx(n-1)dynsz 或(n-2)fxnsy ③举例：元素周期表中给出了元素的价层电子排布式。如Cl的价层电子排布式为3s23p5,Cr的价层电子排布式为3d54s1。 重点二 原子轨道及核外电子排布原理 一.电子云与原子轨道 1.电子云 (1)概率密度 用P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积，则称为概率密度，用ρ表示。 (2)电子云 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。 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离原子核越近的空间电子出现的概率密度越大，电子云的外围形状具有不规则性，且电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图。 (3)电子云轮廓图 为了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，把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来，即为电子云轮廓图。 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，如下图所示。这是由于1s、2s、3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。 图：同一原子的s电子的电子云轮廓图 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，如图所示。p电子云轮廓图的平均半径随能层序数的增大而增大。 图：px、py、pz的电子云轮廓图 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。常用电子云轮廓图的形状和取向来表示原子轨道的形状和取向。 ①不同能层的同一能级的原子轨道只是半径不同。能层序数n越大，电子的能量越高，原子轨道的半径越大。例如1s、2s、3s原子轨道均为球形，原子轨道半径：r(1s)<r(2s)<r(3s)。 (2)各能级所含原子轨道的数目 能级符号 ns np nd nf 轨道数目 1 3 5 7 (3)原子轨道的能量关系 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。 ②一般把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为简并轨道。 二.泡利原理、洪特规则、能量最低原理 1.电子自旋 （1）定义 电子除空间运动状态外，还有一种状态叫做自旋。电子自旋可以比喻成地球的自转。 运动状态与空间运动状态 核外电子的运动状态种数=电子总数；核外电子的空间运动状态种数=原子轨道总数；二者的区别在于是否区分电子的自旋状态。 （2）两种取向及表示方法： 电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向。常用方向相反的箭头“↑”和“↓”表示自旋状态相反的电子。 ①自旋是微观粒子普遍存在的一种如同电荷、质量一样的内在属性。 ②能层、能级、原子轨道和自旋状态四个方面共同决定电子的运动状态，电子能量与能层、能级有关，电子运动的空间范围与原子轨道有关 ③一个原子中不可能存在运动状态完全相同的2个电子。 2.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，这个原理被称为泡利原理（也称为泡利不相容原理）。 3.电子排布的轨道表示式 (1)含义 轨道表示式(又称电子排布图)是表述电子排布的一种图式。 (2)书写要求 ①在轨道表示式中，用方框(也可用圆圈)表示原子轨道，1个方框代表1个原子轨道，通常在方框的下方或上方标记能级符号。 ②不同能层及能级的原子轨道的方框必须分开表示，能量相同（同一能层相同能级）的原子轨道(简并轨道)的方框相连。 ③箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称电子对，“↑”或 “↓”称单电子(或称未成对电子);箭头同向的单电子称自旋平行，如基态氧原子有2个自旋平行的2p电子。 ④轨道表示式的排列顺序与电子排布式顺序一致，即按能层顺序排列。有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同。 ⑤轨道表示式中能级符号右上方不能标记电子数。 4.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，称为洪特规则。 ①洪特规则只针对电子填入简并轨道而言，并不适用于电子填入能量不同的轨道。 ②当电子填入简并轨道时，先以自旋平行依次分占不同轨道，剩余的电子再以自旋相反依次填入各轨道。 ③洪特规则不仅适用于基态原子，也适用于基态离子。 (2)特例 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高的稳定性。 相对稳定的状态 全充满：p6、d10、f14 全空：p0、d0、f0 半充满：p3、d5、f7 ①如基态24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,为半充满状态，易错写为1s22s22p63s23p63d44s2；基态29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1，易错写为[Ar]3d94s2。 5.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，这就是能量最低原理。 (2)说明： ①基态原子的能量最低，故基态原子的电子排布是能量最低的原子轨道组合。 ②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，相邻能级能量相差很大时，电子填入能量低的能级即可使整个原子能量最低(如所有主族元素的基态原子);而当相邻能级能量相差不太大时，有1~2个电子占据能量稍高的能级可能反而降低了电子排斥能而使整个原子能量最低(如所有副族元素的基态原子)。 ③基态原子的核外电子排布遵循泡利原理、洪特规则和能量最低原理。 重点三 原子结构与元素周期表 一．元素周期律、元素周期系和元素周期表 1.元素周期律 （1）定义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律。 （2）实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 2.元素周期系 （1）定义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。 （2）形成： 3.元素周期表 （1）含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。 （2）元素周期系与元素周期表的关系： 4.元素周期表的结构 （1）周期（七横七周期，三短四长） 从上到下 类别 各周期原子的电子层数 各周期最多容纳的元素种类数 第一周期 短周期 1 2 第二周期 2 8 第三周期 3 8 第四周期 长周期 4 18 第五周期 5 18 第六周期 6 32（含镧系15种元素） 第七周期 7 32（含锕系15种元素） （2）族（十八纵行十六族，七主八副一0） 列数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 类别 主族 副族 第VIII族 副族 主族 0族 名称 IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB 第VIII族 IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA 0族 ①电子层数=周期序数；主族元素族序数=原子最外层电子数 二.构造原理与元素周期表 1.根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系 各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束),中间按照构造原理依次排满各能级。而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数，具体数据如下： 2.原子核外电子排布与族的关系 族 按族分类 价层电子排布式 价层电子数 特点 I A 主族 ns1 1 族序数=最外层电子数=价层电子数 ⅡA ns2 2 ⅢA ns2np1 3 IVA ns2np2 4 VA ns2np3 5 ⅥA ns2np4 6 ⅦA ns2np5 7 ⅢB 副族(镧系、锕系除外) (n-1)d1-10ns1-2 3 价层电子数=族序数 ⅣB 4 VB 5 VIB 6 VIIB 7 I B 11 (n-1)d轨道为全充满状态，族序数=最外层ns轨道上的电子数 ⅡB 12 Ⅷ Ⅷ族 (n-1)d6-10ns0-2 8 Ⅷ族第1列元素的价电子数=族序数 Ⅷ族第2列元素的价电子数为9 Ⅷ族第3列元素的价电子数为10 9 10 0 0族 1s2或ns2np6(n>1) 2或8 为原子轨道全充满的稳定结构 ①对于主族和0族元素而言，价层电子数=ns能级上的电子数或ns+np能级上的电子总数； ②对于副族（镧系和锕系除外）和第VIII族而言，价层电子数=(n-1)d+ns能级上的电子总数。 3.元素周期表的分区 （1）按电子排布分区 ①按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。这5个区的位置关系如图所示。 ②各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别 分区 元素位置 价层电子排布式 元素种类及性质特点 s区 IA族、ⅡA族 ns1-2 原子的核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金属元素(H除外),为碱金属元素和碱土金属元素 p区 ⅢA~ⅦA族及0族 ns2np1-6(He除外) 原子的核外电子最后排布在np能级(He为s能级)上，为非金属元素和少数金属元素 d区 ⅢB~ⅦB族(镧系、锕系除外) 以及Ⅷ族 (n-1)d1-9ns1-2(Pd除外) 为过渡金属元素，原子的核外电子最后排布在(n-1)d能级上，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 为过渡金属元素，核外电子先填满(n-1)d能级而后再填充ns能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成 f区 镧系和锕系 (n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2 镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质相似 （2）按金属元素与非金属元素分区 ①金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置 沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外),线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图)。 ②金属与非金属交界处元素的性质特点 在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为半金属或类金属(一般可用作半导体材料) 。 ③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（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为对角线规则，如图所示。 ①对角线规则是从相关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规则,不是定理。 重点四 元素周期率 一．原子半径 1.原子半径的种类 根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为共价半径、金属半径、范德华半径。 共价半径 共价分子或共价晶体中原子核间距的一半 金属半径 金属晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的一半即是该金属原子的金属半径。 范德华半径 分子晶体中共价分子之间最短距离的一半 2.影响原子半径大小的因素 ①因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 3.微粒半径大小比较 ①同种元素的微粒：阴离子>原子>阳离子；低价离子>高价离子。 ②电子层数越多，半径越大（一般情况下）；特例：碱金属元素的原子半径比其下一周期的大多数非碱金属元素的原子半径要大。 ③电子层数相同时，原子序数越小，半径越大，即“序小径大”。 比较微粒半径的一般思路 ①“一层”：先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。 ②“二核”：若电子层数相同则看核电荷数,核电荷数越大,微粒半径越小。 ③“三电子”：若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径大。 二．电离能 1.第一电离能 （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要的最低能量叫做第一电离能。 ①第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。 （2）符号和单位：常用符号I1表示，常用单位是kJ·mol-1 （3）意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即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。 （4）变化规律 ①一般规律 同周期：随原子序数的递增而增大；同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有气体元素；第一电离能最大的元素是氦。 同主族：随原子序数的递增而减小。 ②特例 具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高，其电离能数值较大。 突变：第IIA族>第IIIA族； 第VA族>第VIA族 ①过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。 2.逐级电离能 （1）含义：理论上，原子有几个电子，就有对应的第几电离能。气态基态+1价阳离子再失去一个电子成为气态基态+2价阳离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依次类推，依次用I2、I3、I4……表示。 （2）变化规律 ①同一原子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，即电离能的差别大小反映了电子的分层排布。 ①通常情况，原子首先失去的电子是能量最高的电子，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所以同一原子的逐级电离能呈增大趋势。 3.电离能的应用 （1）推断元素原子的核外电子排布 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。 三.电负性 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称为键合电子。 2.电负性 定义 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 意义 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 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，得出各元素的电负性。 变化规律 一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。 ①电负性的值是相对值，没有单位； ②不同元素的电负性可能相等（如C、S、I的电负性都是2.5）； ③比较电负性大小时，一般不考虑稀有气体元素； ④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。 3.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 ”(元素性质介于金属与非金属之间的元素，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。 ①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。 化学用语及相关图示的表达 【典例1】（24-25高二下·北京昌平·期末）下列图示表达不正确的是 A．基态碳原子的轨道表示式： B．乙烯的球棍模型： C．H2O 的 VSEPR 模型： D．1s 的电子云图： 【答案】A 【详解】 A．基态碳原子的轨道表示式应该为，A错误； B．乙烯中含有碳碳双键且半径碳比氢大，B正确； C．水的中心O原子的价层电子对数为，孤电子对数为2，VSEPR模型为四面体形，C正确； D．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，1s电子云图为，D正确； 故答案选A。 【即时检测1-1】（25-26高二上·河北石家庄·期中）下列化学用语或图示表达正确的是 A．的电子式为 B．Cl原子结构示意图： C．电子云图为 D．基态原子的价层电子轨道表示式为 【答案】C 【详解】 A．氯化钠是离子化合物，其电子式是，故A错误； B．Cl原子核外有17个电子，结构示意图为，故B错误： C．p轨道电子云为哑铃型，电子云图为，故C正确； D．基态的价电子排布为3d54s1，3d轨道上的电子要占据每个轨道，且自旋方向相同，其价层电子轨道表示式为，故D错误； 选C。 【即时检测1-2】（24-25高二下·四川雅安·期末）下列化学用语表达正确的是 A．1-丙醇的结构简式：CH3CH(OH)CH3 B．基态铬原子价层电子排布式：3d54s1 C．羟基的电子式： D．基态镁原子最外层电子的电子云轮廓图： 【答案】B 【详解】A．结构简式为2-丙醇，1-丙醇的结构简式应该为：CH3CH2CH2OH，A错误； B．Cr是24号元素，根据构造原理，可知基态铬原子价层电子排布式：3d54s1，B正确； C．O原子最外层有6个电子，其中有2个成单电子，当一个成单电子与H原子的1s电子形成共价键时，就得到羟基，故羟基—OH的电子式为：，C错误； D．Mg是12号元素，根据构造原理，可知其价层电子排布式是3s2，故Mg原子最外层2个电子是2个3s电子，其电子云是球形对称的，而不是2个3p电子，D错误； 故合理选项是B。 原子的电子排布式及轨道表达式 【典例2】（25-26高二上·黑龙江大庆·期中）下列关于原子结构的说法不正确的是 A．基态Cr原子的电子排布式[Ar]3d54s1遵循能量最低原理 B．光是电子跃迁吸收能量的重要形式 C．基态C原子的轨道表示式为，违反了洪特规则 D．基态Sc原子的电子排布式1s22s22p63s23p9违反了泡利原理 【答案】B 【详解】A．基态Cr原子的电子排布式为[Ar]3d54s1，而非 [Ar]3d44s2，原因是3d轨道半满时体系能量更低，更稳定，遵循能量最低原理，A正确； B．光是电子跃迁释放能量的重要形式，B错误； C．洪特规则是指在基态原子中，当电子填充能量相等的简并轨道时，优先以自旋平行方式分占不同轨道，基态C原子的轨道表示式为，违反了洪特规则，C正确； D．泡利不相容原理是指在基态原子中，指每个轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反，3p能级含有3个轨道，最多容纳6个电子，基态Sc原子的电子排布式1s22s22p63s23p9违反了泡利原理，D正确； 故选B。 【即时检测2-1】（24-25高二上·安徽亳州·期末）下列不同状态硼原子的电子轨道表示式中，能量最高的是 A． B． C． D． 【答案】A 【详解】B项中电子处于基态，能量最低，C、D项中电子由激发至，A项中电子由激发至，所以A项中能量最高； 答案选A。 【即时检测2-1】（24-25高二上·陕西安康·期末）下列不同状态的硼中，用光谱仪可能能捕捉到发射光谱的是 ①；        ② ③    ④ A．①②③④ B．①② C．②③ D．③④ 【答案】D 【详解】硼为5号元素，基态硼原子核外电子排布式为1s22s22p1，②表示基态B原子，④表示激发态B原子；①为基态B＋，③为激发态B＋；③④中电子处于激发态，电子跃迁回低能量态时会释放能量，形成发射光谱； 故选D。 元素的“位—构—性”关系 【典例3】（25-26高二上·河北石家庄·期中）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 【分析】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。 【详解】A．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； B．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； C．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； D．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。 【即时检测3-1】（24-25高二下·湖南益阳·期末）已知元素周期表中前四周期元素Q、X、Y、Z、W的原子序数依次增大。Q原子核外成对电子数和未成对电子数之比为4:3；X、Z同主族，它们形成的两种化合物中，两元素的原子的质子总数之比分别为1:1和2:3；Y原子半径在短周期中最大，W+的K、L、M层电子全充满。下列说法错误的是 A．第一电离能：Q>X>Z B．X与Y形成的化合物中可能含有两种化学键 C．HnX的沸点比HnZ的沸点低 D．W+离子在酸性条件下易转化为W2+离子和W单质 【答案】C 【分析】Q原子核外成对电子数与未成对电子数之比为4：3，核外电子排布为1s22s22p3，则Q是N元素；X、Z同主族，它们形成的两种化合物中，两元素的原子的质子总数之比分别为1：1和2：3，分别为SO2和SO3，则X为O，Z为S元素，Y原子半径在短周期中最大，则Y为Na元素，W+的K、L、M层电子全充满，W+电子数为2+8+18=28，则W为29号元素即Cu元素，据此作答。 【详解】A．N的2p轨道半充满更稳定，第一电离能大于O；O与S同主族，O的电离能高于S，第一电离能：N＞O＞S，A正确； B．O与Na形成的化合物如Na2O2含离子键和共价键，可能有两种化学键，B正确； C．H2O的沸点比H2S高，因水分子间存在氢键，C错误； D．Cu+在酸性条件下易歧化为Cu2+和Cu单质，符合实际，D正确； 故答案选C。 【即时检测3-2】（24-25高二下·陕西安康·期末）X、Y、Z、M、Q、R是元素周期表前四周期元素，且原子序数依次增大，其相关信息如下表，用化学用语回答下列问题： 元素 相关信息 X 原子核外有6种不同运动状态的电子 Y 基态原子中s电子总数与p电子总数相等 Z 原子半径在短周期主族元素中最大 M 逐级电离能()依次为578、1817、2745、11575、14830、18376…… Q 基态原子的最外层p轨道上有两个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反 R 基态原子核外有7个能级且能量最高的能级上有6个电子 (1)X元素位于元素周期表第 周期第 族；R是 区的元素。 (2)写出Q元素基态原子的价层电子轨道表示式： 。 (3)X、Y、Z、M四种元素的原子半径由小到大的顺序是 (用元素符号表示)。 (4)R元素可形成和，其中较稳定的是，原因是 。 (5)M元素原子的逐级电离能越来越大的原因是 。 (6)已知T元素和Q元素的电负性分别为1.5和3.0，则它们形成的化合物是 (填“离子化合物”或“共价化合物”)。 【答案】(1) 二 ⅣA d (2) (3) (4)因为的价层电子排布式为，d能级处于半充满状态，能量低，结构稳定 (5)随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再失去一个电子需要克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多 (6)共价化合物 【分析】X元素原子核外有6种不同运动状态的电子，则X为碳元素； Y元素的基态原子中s电子总数与p电子总数相等，则核外电子排布为ls22s22p4，则Y为氧元素； Z元素的原子半径在同周期元素中最大且应该在第三周期，则Z为钠元素； M原子的第四电离能剧增，表现+3价，则M为Al元素； Q元素的基态原子的最外层p轨道上有两个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反，则 p轨道上有5个电子，则Q为氯元素； 元素R基态原子核外有7个能级且能量最高的能级上有6个电子，则核外电子排布为ls22s22p63s23p63d64s2，则R为铁元素； 【详解】（1）X为碳元素，位于元素周期表第二周期ⅣA族；R为铁元素，位于元素周期表的d区； （2）Q为氯元素，其基态原子的价层电子轨道表示式：； （3）X、Y、Z、M四种元素对应为C、O、Na、Al，C、O在第二周期且C排在O左边，故原子半径C>O；Na、Al在第三周期且Na排在Al左边，故Na>Al；综上，原子半径由小到大的顺序是； （4）R3+为Fe3+，Fe3+的价层电子排布为3d5，处于d能级半充满状态，能量低，结构稳定； （5）M元素原子的逐级电离能越来越大的原因是随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再失去一个电子需要克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多； （6）T元素和Q元素的电负性分别为1.5和3.0，二者差值为1.5，则它们形成的化合物是共价化合物。 电离能及电负性的应用 【典例4】（24-25高二上·陕西西安·期末）太阳能的开发利用在新能源研究领域中占据重要地位。单晶硅太阳能电池片在加工时，一般掺杂微量的铜、硼、镓、硒、钛、钒等。回答下列问题： (1)基态钒原子的电子排布式为 ，其中电子占据的最高能级的原子轨道有 个伸展方向。 (2)VO2+与可形成新型化合物。中，第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。 (3)镓与硒相比，电负性更大的是 (填元素符号)。 (4)已知高温下Cu2O比CuO更稳定，试从铜原子核外电子结构角度解释原因： 。 (5)与钛同周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与钛相同的有 (填元素符号)。 (6)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，而氢气与硒反应时，单质硒是氧化剂，则硒与硅的电负性相对大小为Se (填“>”或“<”)Si．与Si同周期的部分元素的电离能如下图所示，其中a、b和c分别代表 (填字母)。 A．a为I1，b为I2，c为I3                B．a为I2，b为I3，c为I1 C．a为I3，b为I2，c为I1                D．a为I1，b为I3，c为I2 【答案】(1) 1s22s22p63s23p63d34s2{或[Ar]3d34s2} 5 (2)O>C (3)Se (4)亚铜离子价电子排布式为3d¹⁰，核外电子处于稳定的全充满状态 (5)Ni、Ge、Se (6) > B 【详解】（1）钒为23号元素，基态钒原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2{或[Ar]3d34s2}，其中能量最高的电子所占据能级为3d，其原子轨道有5个伸展方向； （2）第二周期元素为碳、氧，同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，故第一电离能由大到小的顺序为O>C； （3）同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；镓与硒相比，电负性更大的是Se； （4）亚铜离子价电子排布式为3d¹⁰，核外电子处于稳定的全充满状态，故导致高温下Cu2O比CuO更稳定； （5）钛位于第四周期，价电子排布为3d24s2，未成对电子数为2，与钛同周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与钛相同的有Ni、Ge、Se； （6）“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，则电负性氢大于硅；氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒得电子能力大于氢，故电负性硒大于氢；故硒与硅的电负性相对大小为Se>Si；同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，但是镁原子价电子为3s2全满稳定状态，电离能较相邻元素大；P的3p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素；则c为；失去第一个电子后，钠离子为8电子稳定结构，失去第二电子需要较大能量，其第二电离能在同周期主族元素中最大，故a为； 故选B。 【即时检测4-1】硫氰铝镁可作为聚合反应的催化剂。下列说法正确的是 A．电负性： B．原子半径： C．电离能： D．碱性： 【答案】C 【详解】A．同周期元素，从左往右元素电负性逐渐增大，则电负性大小：，故A错误； B．同周期元素，从左到右元素原子半径逐渐减小，则原子半径大小：，故B错误； C．同一周期从左到右，元素的第一电离能呈增大的趋势，但第IIA族、第VA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素的第一电离能，同主族元素，从上到下元素电离能逐渐减小，则电离能大小：，故C正确； D．非金属性越强，元素最高价氧化物对应的水化物碱性越强，非金属性：Mg＞Al，碱性强弱：，故D错误； 故选C。 【即时检测4-2】（24-25高二上·北京大兴·期末）铁触媒、MnO2等可作氨催化还原脱除NOx的催化剂。下表列出了几种元素的电负性。 元素 H B C N O Si 电负性 2.1 2.0 x 3.0 3.5 1.8 (1)通过分析电负性的变化规律，确定C元素电负性x的最小范围是 。 (2)基态氧原子中电子占据的最高能级电子云轮廓图的形状为 (填字母)。 a．球形      b．哑铃形 资料：在水等强极性溶剂中，成键原子电负性的差异是影响化学键断裂难易程度的原因之一、水化物中存在M−O−H结构时，成键原子电负性差异越大，所成化学键越容易断裂，电离出OH−或H＋。 (3)HNO2水溶液显酸性而不显碱性的可能原因是 。 (4)第一电离能从大到小顺序是： (填“C”、“N”和“O”)。 (5)催化剂中Mn和Fe两种元素的部分电离能数据如下表。 元素 Mn Fe 电离能 (kJ·mol-1) I1 717 759 I2 1509 1561 I3 3248 2957 ①基态Mn原子价层电子排布的轨道表示式是 。 ②比较两种元素的I2、I3可知，气态二价离子再失去一个电子：Mn2+比Fe2+更 (填“易”或“难”)；从结构的角度进行解释： 。 【答案】(1)2.0<x<3.0(或2.0~3.0) (2)b (3)HNO2中存在N-O-H结构，元素N与O的电负性相差0.5，而H与O的电负性相差1.4，故O−H键容易断裂，在水中电离出H＋，显酸性 (4)N>O>C (5) 难 Mn2+的价层电子排布为3d5，3d轨道为半充满状态，比较稳定；Fe2+价层电子排布为3d6，再失去一个电子即可达到半充满状态，所以，再失去一个电子Mn2+比Fe2+更难 【分析】同一周期从左到右元素的电负性逐渐增强。HNO2中存在N-O-H结构，元素N与O的电负性相差0.5，而H与O的电负性相差1.4，故O−H键容易断裂，在水中电离出H＋，HNO2显酸性。同一周期从左到右，元素第一电离能呈增大的趋势，第IIA、VA族的第一电离能高于相邻元素。Mn2+的价层电子排布为3d5，3d轨道为半充满状态，比较稳定；Fe2+价层电子排布为3d6，再失去一个电子即可达到半充满状态，所以，再失去一个电子Mn2+比Fe2+更难。 【详解】（1）同一周期从左到右元素的电负性逐渐增强。第二周期原子序数：B<C<N，电负性B<C<N，x的取值范围为2.0<x<3.0(或2.0~3.0)，故答案为：2.0<x<3.0(或2.0~3.0)； （2）基态氧原子核外8个电子，电子排布式为1s22s22p4，占据的最高能级电子为2p能级，电子云轮廓图的形状为哑铃形，故答案为：b； （3）HNO2中存在N-O-H结构，元素N与O的电负性相差0.5，而H与O的电负性相差1.4，故O−H键容易断裂，在水中电离出H＋，HNO2显酸性，故答案为：HNO2中存在N-O-H结构，元素N与O的电负性相差0.5，而H与O的电负性相差1.4，故O−H键容易断裂，在水中电离出H＋，显酸性； （4）同一周期从左到右，元素第一电离能呈增大的趋势，N原子2p能级半充满状态，能量较低，第一电离能大于相邻元素的第一电离能，第一电离能：N>O>C，故答案为：N>O>C； （5） ①基态Mn原子核外电子25个，价层电子排布的轨道表示式是，故答案为：； ②Mn2+的价层电子排布为3d5，3d轨道为半充满状态，比较稳定；Fe2+价层电子排布为3d6，再失去一个电子即可达到半充满状态，所以，再失去一个电子Mn2+比Fe2+更难，故答案为：难；Mn2+的价层电子排布为3d5，3d轨道为半充满状态，比较稳定；Fe2+价层电子排布为3d6，再失去一个电子即可达到半充满状态，所以，再失去一个电子Mn2+比Fe2+更难。 夯实基础 1．（23-24高二上·河北·期末）下列说法正确的是 A．p能级的能量总是大于s能级的能量 B．2s原子轨道半径比1s大，说明2s的电子云中的电子比1s的多 C．铬元素价层电子排布式： D．N电子层的原子轨道类型数和原子轨道数分别为4和16 【答案】D 【详解】A．同一电子层中p能级能量高于s，但不同层时可能相反，如3s能量高于2p，A错误； B．轨道半径由主量子数n决定，与电子数无关，2s和1s最多均容纳2个电子，B错误； C．铬（Cr）基态电子排布为，遵循半充满稳定结构，而非，C错误； D．N层（n=4）轨道类型为s、p、d、f（4种），轨道数1+3+5+7=16，D正确； 答案选D。 2．（24-25高二上·广东江门·期末）铝碳酸镁可用于治疗胃酸过多。下列说法正确的是 A．电负性： B．原子半径： C．碱性： D．与盐酸反应的剧烈程度： 【答案】D 【详解】A．同周期从左往右元素的电负性增强，故电负性：，A错误； B．同周期从左往右原子半径逐渐减小，原子半径：，B错误； C．同周期从左往右元素的金属性减弱，故金属性Mg＞Al，碱性Mg(OH)2＞Al(OH)3，C错误； D．金属活动性Mg＞Al，Mg与盐酸反应更剧烈，D正确； 故选D。 3．（24-25高二上·贵州贵阳·期末）下列化学用语表述正确的是 A．二氧化碳的电子式： B．在水中的电离方程式： C．的离子结构示意图： D．基态碳原子的轨道表示式： 【答案】B 【详解】 A．二氧化碳为共价化合物，存在碳氧双键，故其电子式为：，A项错误； B．为弱酸，在水中的电离方程式： ，B项正确； C．的离子结构示意图为，C项错误； D．碳的基态原子轨道表示式表述为，D项错误； 故选B。 4．（24-25高二上·河北衡水·期末）下列关于能层与能级的说法中，正确的是 A．能级中、、三个轨道相互垂直，能量一定相等 B．任一能层的能级总是从能级开始，能级结束 C．同是能级，电子云轮廓图大小相同 D．、、能级的轨道数依次增多 【答案】A 【详解】A．3p能级包含三个轨道（3px、3py、3pz），它们在空间中相互垂直，且处于同一能级时能量相等（简并轨道），A正确； B．并非所有能层都以f能级结束，例如，第一能层（K）仅含s能级，第二能层（L）以p能级结束，仅当能层数n≥4时才会出现f能级，B错误； C．不同能层的s能级（如1s、2s、3s）电子云均为球形，但半径随能层增大而增大，轮廓大小不同，C错误； D．所有p能级（无论2p、3p、4p）均含3个轨道，轨道数相同，D错误； 故选A。 5．（24-25高二上·北京大兴·期末）下列化学用语表示不正确的是 A．Mg2+的结构示意图： B．水的电子式： C．基态铬原子(24Cr)的价层电子排布式：3d54s1 D．基态氧原子的轨道表示式： 【答案】B 【详解】 A．是由原子失去最外层的2个电子而形成的，所以其结构示意图为，A正确； B．水是共价化合物，电子式为：，B错误； C．为24号元素，其原子核外电子数为24，其中能级达到半满，所以其核外电子排布式为：，基态铬原子的价层电子排布式：，C正确； D．基态氧原子的电子排布式是，根据核外电子排布规律，其轨道表示式为，D正确； 故选B。 6．（24-25高二下·广东江门·期末）飞向太空的运载火箭发动机以偏二甲肼和液态为主要燃料，发生的反应为：。下列有关说法正确的是 A．C、N、O的第一电离能依次升高 B．基态碳原子价层电子的轨道表示式为： C．偏二甲肼结构中所有原子最外层均满足8电子稳定结构 D．基态O原子有2个未成对电子 【答案】D 【详解】A．同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，故C、N、O的第一电离能大小：N>O>C，A错误； B．基态碳原子核外电子排布式为1s22s22p2，即基态碳原子价层电子的轨道表示式为：，B错误； C．偏二甲肼结构中氢子最外层不满足8电子稳定结构，C错误； D．基态O原子核外电子排布图为；基态O原子有2个未成对电子，D正确； 故选D。 7．（24-25高二上·山东菏泽·期末）基态铁原子的价层电子轨道表示式正确的是 A． B． C． D． 【答案】A 【详解】 Fe为26号元素，其基态原子价层电子为3d64s2，则基态铁原子的价层电子轨道表示式为，故选A。 8．（24-25高二上·河北衡水·期末）三种元素的基态原子的电子排布式如下：①；②；③。则下列有关比较中正确的是 A．未成对电子数：③>②>① B．第一电离能：③>②>① C．电负性：③>②>① D．原子半径：③>②>① 【答案】B 【分析】根据核外电子排布式可知①是S，②是P，③是F。 【详解】A．S、P、F的未成对电子数分别为2、3、1，则未成对电子数：P >S>F，故A错误； B．同周期元素自左向右第一电离能呈增大趋势，但的3p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，第一电离能大于Cl>P>S，同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，第一电离能F>Cl，则第一电离能：F>P>S，故B正确； C．同周期元素自左向右电负性逐渐增大，同主族元素自上而下电负性逐渐减小，则电负性：F>S>P，故C错误； D．同周期元素自左向右原子半径逐渐减小，同主族元素自上而下原子半径逐渐增大，则原子半径：P>S>F，故D错误； 选B。 9．（24-25高二上·浙江丽水·期末）硫酸亚铁铵俗称摩尔盐，化学式为(NH4)2Fe (SO4)2·6H2O，用途十分广泛。下列有关微粒结构说法正确的是 A．硫原子结构示意图： B．氧的基态原子最外层轨道表示式： C．基态铁原子的简化电子排布式：[Ar]3d64s2 D．基态氮原子最高能级的原子轨道形状： 【答案】C 【详解】 A．硫原子为16号元素，原子核外有16个电子，结构示意图：，A错误； B．氧原子的价电子排布式为2s22p4，基态原子最外层轨道表示式：，B错误； C．铁为26号元素，基态铁原子的简化电子排布式：[Ar]3d64s2，C正确； D．N的核外电子排布式为1s22s22p3，基态氮原子最高能级为2p的原子轨道形状为哑铃形，不是球形，D错误； 故选C。 10．（25-26高二上·河北石家庄·期中）下列说法正确的是 A．和含有的电子数相同 B．和轨道形状均为哑铃形 C．电子云通常是用小黑点来表示电子的多少 D．基态与离子中未成对的电子数之比为5:4 【答案】B 【详解】A．的质子数为26，电子数为26-2=24；Fe原子的质子数为26，电子数为26，两者电子数不同，A错误； B．所有p轨道（包括2p、3p）形状均为哑铃形，B正确； C．电子云的小黑点表示电子出现的概率密度，而非电子数量，C错误； D．基态的有4个未成对电子，的有5个未成对电子，未成对电子数之比为4:5，D错误； 故选B。 11．（25-26高二上·北京·期末）根据元素周期律，下列说法正确的是 A．第一电离能：Na<Mg<Al B．电负性：H<Si<Cl C．稳定性：H2O>H2S D．酸性：HF>HCl>HI 【答案】C 【详解】A．Na、Mg、Al为同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，但Mg的3s轨道全满更稳定，电离能高于Al，第一电离能Na<Al<Mg，A错误； B．元素的非金属性越强，电负性越强，非金属性Si<H<Cl，因此电负性Si<H<Cl，B错误； C．稳定性指气态氢化物热稳定性，O和S同主族，非金属性O>S，故H₂O稳定性大于H₂S，C正确； D．酸性指氢卤酸酸性，同主族从上到下H-X键减弱，酸性增强，实际顺序为HF<HCl<HI，D错误； 故选C。 12．（24-25高二上·北京朝阳·期末）下列化学用语或图示表达不正确的是 A．的电子式： B．的结构示意图： C．电子云图： D．激发态H原子的轨道表示式： 【答案】D 【详解】A．已知NaCl是离子化合物，则的电子式为，故A正确； B．Al3+的质子数为13，电子数为10，最外层电子数为8，其结构示意图为，故B正确； C．p轨道电子云轮廓图为哑铃形，2pz是沿z轴方向延伸的p轨道，电子云图为，故C正确； D．K层只有s能级，没有p能级，则H原子1s能级上的电子可以跃迁到L能层的s能级或p能级上，故D错误； 故答案为D。 13．（24-25高二上·陕西安康·期末）下列说法错误的是 A．基态Fe原子结构示意图表述为，遵循了构造原理 B．基态碳原子的轨道表示式表述为，违反了泡利原理 C．基态锗(Ge)原子的电子排布式表述为，违反了能量最低原理 D．基态铬原子的价层电子排布式表述为，违反了能量最低原理 【答案】B 【详解】 A．依据构造原理得基态Fe原子的电子排布式为，则Fe原子结构示意图为，A项正确； B．若碳的基态原子轨道表示式表述为，则违反了洪特规则，应为，B项错误； C．若基态锗(Ge)原子的电子排布式表述为，则违反了能量最低原理，应为，C项正确； D．基态铬原子的价层电子排布式应为，若表述为，则违反了能量最低原理，D项正确； 故选B。 综合运用 14．（24-25高二上·广东江门·期末）我国科学家设计一种新型催化剂用于的捕集，该催化剂的大阴离子如图所示。、为原子序数依次增大的短周期主族元素，其中和同主族。下列叙述不正确的是 A．第一电离能： B．最高正化合价： C．W的氢化物可用于刻蚀玻璃 D．的价层电子中未成对电子与成对电子数目比值为1：2 【答案】B 【分析】、为原子序数依次增大的短周期主族元素，其中和同主族，阴离子中X形成4个共价键，Z形成2个共价键，可知X为碳元素、Z为氧元素，R为硫元素，则Y为氮元素，W为氟元素。 【详解】A．同周期主族元素从左向右第一电离能呈现增大趋势，氮的2p电子处于半充满的较稳定结构，其第一电离能大于相邻元素，则第一电离能：，A正确； B．氮的最高正价为+5，通常氧元素没有最高正价、氟元素没有正价，B错误； C．氟的氢化物的水溶液氢氟酸常用于刻蚀玻璃，C正确； D．氧原子价层电子数为6，未成对电子数为2，成对电子数为4，比值为1：2，D正确； 故选B。 15．（24-25高二上·江苏·期末）硫酸亚铁铵(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O为浅绿色晶体，易溶于水，难溶于酒精，在工业领域有广泛的应用。下列说法正确的是 A．半径：r(S2-)>r(O2-) B．稳定性：NH3>H2O C．电负性：χ(N)>χ(O) D．第一电离能：I1(S)>I1(O) 【答案】A 【详解】A. 同主族离子，核电荷数越大，离子半径越大，S2-半径确实大于O2-，A正确； B. 非金属性越强，其氢化物越稳定，氧的非金属性强于氮，则H2O更稳定，B错误； C. 同周期越靠右，电负性越大，氧的电负性在周期表中位于氮右侧，故更大，C错误； D. 同主族越靠上第一电离能越大，氧原子半径更小，核电荷更高，第一电离能更大，D错误； 故选A。 16．（24-25高二下·贵州毕节·期末）X、Y、Z、M、Q为原子序数依次增大的前四周期元素，X、Y、Z三种元素位于同周期且相邻，Y的价层电子排布为，Z、M同主族，Q为前四周期中未成对电子数最多的元素。下列说法正确的是 A．第一电离能：X＜Y＜Z B．最简单氢化物的稳定性：X＜Y＜Z C．Q的价层电子排布：3d44s2 D．原子半径大小：X＜Y＜Z＜M 【答案】B 【分析】Y的价层电子排布为，n=2时对应2s22p3（氮元素），故Y为N；X、Y、Z同周期相邻，X为C，Z为O，Z（O）与M同主族，M为S，Q是前四周期未成对电子最多的元素，Cr（3d54s1，6个未成对电子）符合条件，以此解题。 【详解】A．同周期越靠右第一电离能越大，但是第ⅡA族，第ⅤA族大于相邻的元素，则第一电离能顺序应为C<O<N，A错误； B．非金属性越强，氢化物越稳定，非金属性C<N<O，则氢化物稳定性<<，B正确； C．Q是Cr，Cr的价层电子排布为3d54s1，C错误； D．电子层越多，半径越大，同周期越靠右原子半径越小，则原子半径顺序S>C>N>O，D错误； 故选B。 17．（23-24高二上·云南普洱·期末）如图为周期表中短周期的一部分，若基态原子X的价层电子排布式可表示为，则下列说法正确的是 A．第一电离能： B．原子半径： C．Y元素的氧化物对应的水化物一定为强酸 D．基态Z元素原子核外电子的空间运动状态有17种 【答案】A 【分析】若基态原子X的价层电子排布式可表示为为，则，故X为磷；根据短周期元素在周期表的位置可知：Y为硫、Z为氯、R为氧。 【详解】A．X为磷、Y为硫，同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势，但VA族元素的第一电离能大于同周期相邻的两种元素，故，A正确； B．X为磷、Y为硫、Z为氯，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；原子半径：，B错误； C．Y为硫，其氧化物对应的水化物可能是亚硫酸，是弱酸，C错误； D．氯原子的电子排布式是，轨道表示式是，原子核外电子的空间运动状态有1+1+3+1+3=9种，D错误； 故选A。 18．（25-26高二上·广西南宁·期中）科研团队在距离地球约124光年的太阳系外行星的大气中检测到了可能表明生命存在的化学指纹DMS和DMDS，这两种化学物质的结构如图所示。、、、、是原子序数依次增大的短周期主族元素，其中与同主族，的基态原子价层轨道半充满。下列叙述正确的是 A．简单氢化物的沸点： B．原子半径： C．第一电离能： D．电负性： 【答案】B 【详解】X、Y、Z、W、Q为原子序数依次增大的短周期主族元素。根据“Z的基态原子价层轨道半充满”，推知价电子为或；结合“W与Q同主族”及、的结构，推断X为H(原子序数1，单键)、Y为C(原子序数6，四键)、Z为N(原子序数7)、W为(原子序数8，族)、为(原子序数16，族，与同主族)。 A．简单氢化物沸点比较中、分子间存在氢键沸点较大，沸点最低，分子间的氢键比的更强，的沸点比的更高，故沸点：，A错误； B．原子半径：半径最小，同周期，则，B正确； C．第一电离能：同周期从左到右呈增大趋势，因轨道半充满，第一电离能大于，即，C错误； D．同周期从左到右主族元素的电负性逐渐增大，电负性，D错误； 故答案为：B。 19．（24-25高二上·河北衡水·期末）原子结构与元素周期表存在着内在联系。回答下列问题： (1)写出轨道上有2个未成对电子的所有元素符号： 。 (2)X原子在第二电子层上只有一个空轨道，则的轨道表示式为 。 (3)被誉为“21世纪的金属”的钛()元素原子的价层电子排布式为 。 (4)写出原子序数最小的第IB族元素的基态原子的核外电子排布式： 。 (5)日常生活中广泛应用的不锈钢，在其生产过程中添加了某种元素，该元素在第四周期未成对电子数目最多，该元素的名称为 。 (6)近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料，其中一类为组成的化合物。 ①元素在周期表的位置是 。 ②基态原子价层电子中已成对电子个数与未成对电子个数比为 。 ③、等少数金属元素可以用焰色试验来检验，但、等金属元素没有焰色试验，解释其原因： 。 【答案】(1)， (2) (3) (4)或 (5)铬 (6) 第四周期第VA族 2：1 、等金属的发射光谱不在可见光范围内 【详解】（1）3p轨道有3个轨道，每个最多容纳2个电子。未成对电子数为2时，有两种电子排布： ：两个电子各占一个轨道（未成对），对应元素Si（14号）； ：四个电子中两个轨道各有一个未成对电子，另一个轨道有配对电子，对应元素S（16号）； （2）第二电子层（n=2）包含2s和2p轨道。若只有一个空轨道，说明2p轨道中有两个轨道被占据。根据洪德规则，的电子排布为两个轨道各一个电子，第三个轨道空，对应碳（C）原子，轨道表示式为； （3）钛（Ti，22号）的电子排布为，其中3d和4s轨道为价层电子，参与化学反应； （4）第IB族原子序数最小的元素是铜（Cu，29号）。基态电子排布为，满足洪德规则特例； （5）第四周期中，铬（Cr）的未成对电子数最多（6个：），且不锈钢中添加铬以提高耐腐蚀性； （6）①砷（As，33号）位于第四周期第VA族； ②氧（O）的价层电子为。已配对，中有两个未成对电子和两对成对电子，故比为4:2=2:1； ③焰色试验依赖电子跃迁释放的可见光。K、Na的谱线在可见光区，而Al、Fe的谱线在紫外/红外区，即不在、等金属的发射光谱不在可见光范围内。 思维拔高 20．（24-25高二上·广西柳州·期末）X、Y、Z、R为前四周期元素且原子序数依次增大。X的单质与氢气可化合生成气体G，其水溶液的pH>7；Y的单质是一种黄色固体；基态R原子3d轨道的电子数是4s轨道电子数的3倍；Z元素的电负性是第三周期主族元素中最大的。 请回答下列问题： (1)基态X原子中能量最高的能级为 。 (2)G分子中第一电离能较大的元素的名称为 。 (3)基态Y原子的核外电子排布式是 。 (4)Z元素的p轨道上共有 个电子。 (5)R3+比R2+稳定，请用原子结构知识解释其原因： ，R3+和R2+中未成对电子数之比为 。 (6)Z的氢化物稳定性 (填“大于”、“小于”或“等于”)Y的氢化物稳定性。 【答案】(1)2p (2)氮 (3)1s22s22p63s23p4 (4)11 (5) Fe3+中3d轨道上的电子为半充满状态 5：4 (6)大于 【分析】X的单质与氢气可化合生成气体G，其水溶液pH > 7，G为氨气，故X为氮(N)； Y的单质是一种黄色固体，故Y为硫(S)； Z元素的电负性是第三周期主族元素中最大，故Z为氯(Cl)； 基态R原子3d轨道电子数是4s轨道电子数的3倍，满足此条件的为铁，价电子排布式为，故R为铁(Fe)； 【详解】（1）X为氮(N)，原子序数7，基态电子排布为。电子填充顺序中，能级能量由低到高为1s < 2s < 2p，故能量最高的能级是2p； （2）G为氨气，含N和H元素。第一电离能是指气态原子失去第一个电子所需能量，氮(N)的第一电离能大于氢(H)的第一电离能，故较大的是氮； （3）Y为硫(S)，原子序数16。基态S原子的核外电子排布式是； （4）Z为氯(Cl)，原子序数17，基态电子排布为。p轨道包括2p和3p，故p轨道上共有6 + 5 = 11个电子； （5）R为铁(Fe)。基态原子电子排布为；失去2个4s电子，排布为；再失去1个3d电子，排布为，稳定性原因：的3d轨道为半满状态，符合洪特规则，能量较低，比的更稳定；：5个未成对电子（d轨道半满，5个电子均未成对）。：4个未成对电子(d轨道有5个，6个电子填充时，4个轨道各1个未成对电子，1个轨道有2个成对电子)；未成对电子数之比为5:4； （6）Z为氯(Cl)，氢化物为HCl；Y为硫(S)，氢化物为。非金属性越强，氢化物越稳定。氯的电负性大于硫，非金属性更强，故HCl的稳定性大于。 21．（23-24高二上·河北·期末）已知A、B、C、D、E为前四周期元素，其中A原子半径最小；B基态原子的3p轨道上得到1个电子后形成半充满结构；C基态原子的2p轨道上有1个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反；D基态原子3d能级全空，其N能层上只有1个电子；E的原子序数等于B、D原子序数之和。回答下列问题： (1)E在周期表中的位置是第 族，属于 区(填“s”、“p”或“d”)。 (2)基态C原子的价层电子排布式为 。 (3)基态D原子的电子排布式为 。 (4)1-36号元素中未成对电子数最多的 (5)比较第一电离能：D A(填“>”、“<”或“=”，下同)；电负性：B C。 【答案】(1) VA p (2)2s22p4 (3)1s22s22p63s23p64s1 (4)Cr (5) ＜ ＜ 【分析】A原子半径最小，A为H，B基态原子的3p轨道上得到1个电子后形成半充满结构，则B为Si，C基态原子的2p轨道上有1个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反，C为O，D基态原子3d能级全空，其N能层上只有1个电子，D为K，E的原子序数等于B、D原子序数之和，E为As，以此解题。 【详解】（1）E为As，E在周期表中的位置是第四周期第VA族；其电子排布式为[Ar]3d104s24p3属于p区； （2）由分析可知，C为O，则其价层电子排布式为：2s22p4； （3）D为K，基态D原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s1； （4）1-36号元素中未成对电子数最多的为24号铬，基态Cr原子价电子排布为3d54s1，有6个未成对电子； （5）同一主族随原子序数变大，原子半径变大，第一电离能变小；同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，第一电离能K＜H；同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；同主族由上而下，金属性增强，非金属性逐渐减弱，元素电负性减弱；电负性Si＜O。 22．（24-25高二上·陕西安康·期末）前四周期部分元素在元素周期表中的位置如图所示： 回答下列问题： (1)以上7种元素中，基态原子核外电子的电子云轮廓图只有球形的有 (填元素符号)。 (2)基态X原子有 个能层、 种能量不同的电子， 种空间运动状态不同的电子， 种运动状态不同的电子。 (3)W的第一电离能比X的第一电离能大，原因是 。 (4)T和Y形成的某种化合物中，化合价分别为+4价和-4价，其中显+4价的是 (填元素符号)。 (5)基态Z原子价层电子的轨道表示式为 ；与相比，更易失去一个电子的原因为 。 (6)下列说法正确的是 (填选项序号)。 ①s区全部是金属元素 ②共价化合物中电负性大的成键元素表现为负价 ③有两种金属元素，第一电离能越小的金属性越强 ④现行元素周期表中元素所在族序数一定等于其价层电子数之和 ⑤第四周期元素中未成对电子数最多的元素位于钾元素后面第五位 【答案】(1)H和Li (2) 3 5 7 13 (3)Al的第一电离能失去的电子是3p能级的，而Mg的第一电离能失去的电子是3s能级的，3p能级的能量高于3s能级的，且Mg的3s全充满，比较稳定，第一电离能大于Al (4)Si (5) 基态Fe2+的价层电子为3d6，易失去1个电子形成3d5半充满稳定结构 (6)②⑤ 【分析】根据各元素在元素周期表中位置关系可知，R、S、T、W、X、Y、Z分别是H、Li、C、Mg、Al、Si、Fe。 【详解】（1）基态时电子云轮廓图只有球形的元素只含s能级，上述元素的原子中H只含1s能级，Li只含1s和2s能级； （2）基态Al原子有3个能层，不同能级能量不同，有1s、2s、2p、3s、3p共5个能级，有5种能量不同的电子，不同轨道有不同的空间运动状态，1s、2s、3s能级各1个轨道，2p有3个轨道，3p只有1个电子，只占据1个轨道，共有7种空间运动状态不同的电子，同一轨道的电子自旋相反，所有电子的运动状态都不同，共13种运动状态不同的电子； （3）Al的第一电离能失去的电子是3p能级的，而Mg的第一电离能失去的电子是3s能级的，3p能级的能量高于3s能级的，且Mg的3s全充满，比较稳定，不容易失去电子，故第一电离能Mg＞Al； （4）C的电负性比Si大，二者形成的化合物SiC中C为负价，Si为正价； （5） 基态Fe的价层电子排布式为3d64s2，轨道表示式为；Mn2+的价层电子排布式为3d5，3d轨道半充满，比较稳定，不易再失去电子，而Fe2+的价层电子排布式为3d6，易失去1个电子形成3d5半充满稳定结构； （6）①s区的H为非金属元素，①错误； ②共价化合物中，电负性大的成键元素对共用电子对的吸引能力较强，故电负性大的元素表现负价，②正确； ③金属性：Mg＞Al，但第一电离能：Mg＞Al，两种金属元素第一电离能小的，金属性不一定强，③错误； ④现行元素周期表中ⅠB族价层电子数之和为11，ⅡB族价层电子数之和为12，Ⅷ族价层电子数之和为8-10，元素所在族序数不一定等于其价层电子数之和，④错误； ⑤第四周期元素中未成对电子数最多的元素是铬，价层电子排布式为3d54s1，位于第四周期第ⅥB族，位于钾元素后面第五位，⑤正确； 综上所述，②⑤正确，故选②⑤。 23．（24-25高二上·安徽亳州·期末）X、Y、Z、W、Q是原子序数依次增大的前四周期元素(0族除外)，X、Y、Z原子核外电子层数相同且依次相邻，的基态原子价电子排布式为，元素的焰色是黄色，Q元素的基态原子价电子有8种运动状态。 (1)X在周期表中的位置是 ，举例说明非金属性X<Y的实验事实： 。 (2)五种元素中电负性最小的是 (填元素符号)，Y、Z、W的简单离子半径由大到小的顺序是 (用离子符号表示)，W元素产生焰色时相应电子的能量变化情况是 (填“升高”或“降低”)。 (3)X、Y、Z的逐级电离能变化趋势(纵坐标的标度不同)如图所示，其中第三电离能的变化图是 (填序号)，X、Y的第三电离能出现如图所示变化的原因是 。 (4)基态Q原子的电子排布式为 ，Q能形成两种常见阳离子，其中较稳定的是 。 【答案】(1) 第二周期第IVA族 的酸性比强(合理即可) (2) 降低 (3) ② 失去第3个电子时，碳失去的是全充满状态上的电子，氮失去的是上的电子，故碳原子的第三电离能比氮原子的第三电离能大(合理即可) (4) (或) 【分析】由于这些元素均是前四周期元素，并且Z的基态原子价电子排布式为，在前四周期只有O元素满足这一条件（），因此Z为O元素，又由于X、Y、Z原子核外电子层数相同且依次相邻由此可推导出X、Y分别为C和N，由焰色反应的颜色为黄色可知W为Na，由Q元素的基态原子价电子有8种运动状态可知Q应为Fe（Fe的基态原子有6个3d电子，2个4s电子，共8个，每个电子分别有一种运动状态，共有8种），据此分析； 【详解】（1）由分析知X为C元素，其在元素周期表中的位置为第二周期第IVA族，Y为N元素，比较C和N的非金属性，只需要比较其最高价氧化物的水化物的酸性即可，由于的酸性比更弱，可知C的非金属性弱于N； （2）根据元素周期律，金属性越强的元素电负性越小，而这五种元素中金属性最强的是Na，因此电负性最小的是Na，Y、Z、W的简单离子分别为、、，根据其电荷数和原子序数可知，其离子半径从大到小的顺序为，焰色反应的原因是激发态的电子跃迁回低能级并释放能量，这一过程中电子的能量会降低； （3）当失去第3个电子时，C失去的是全满状态的上的电子，而N失去的是上的单电子，相比之下失去全满状态的上的电子需要的能量更高，故C的第三电离能比N更大，对应的图像是②； （4）由分析知Q为Fe元素，基态Fe原子的电子排布式为，Fe可形成两种常见的阳离子，和，其中的价电子排布式为，的价电子排布式为，由于处于半充满状态，因此其比更稳定，因此，比更稳定。 24．（24-25高二上·吉林松原·期末）化学用语、元素周期律等是学习元素及其化合物知识的重要工具。回答下列问题： (1)下列说法正确的是 (填选项序号)。 ①s区全部是金属元素 ②共价化合物中电负性大的成键元素表现为负价 ③有两种金属元素，第一电离能越小的金属性越强 ④现行元素周期表中元素所在族序数一定等于其价层电子数之和 ⑤第四周期元素中未成对电子数最多的元素位于钾元素后面第五位 (2)新型半导体材料如碳化硅(SiC)、氮化镓(GaN)等在航空航天、国防技术及5G技术等领域扮演着重要的角色。基态Si原子的核外电子空间运动状态共有 种，其核外电子占据最高能级的电子云轮廓图的形状为 ；基态镓原子的价层电子排布式为 。 (3)原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用表示，与之相反的用表示，称为电子的自旋磁量子数。对于基态的磷原子，其价层电子自旋磁量子数的代数和为 。 (4)N、O、Mg元素的前3级电离能如表所示，①、②、③中为N元素的是 。 元素 /kJ·mol-1 /kJ·mol-1 /kJ·mol-1 ① 738 1451 7733 ② 1314 3388 5301 ③ 1402 2856 4578 (5)已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42.X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X与Y可形成化合物，Z元素可以形成负一价离子。已知检验微量化合物可以用一种称为马氏检验的方法，其原理为样品在盐酸中可被金属锌还原为气体，产物还有氯化锌和，该反应的化学方程式是 (用推导出来的元素表达)。 【答案】(1)②⑤ (2) 8 哑铃形(或纺锤形) (3)或 (4)③ (5) 【详解】（1）①第ⅠA、ⅡA族元素均在s区，H元素为非金属，错误；②电负性为吸引键合电子的能力，则电负性大的元素表现负价，正确；③第三周期第ⅡA族Mg的第一电离能大于第ⅢA族Al，但金属性：Mg>Al，错误；④He为0族，但其价层电子数为2，则元素所在族序数不一定等于其价电子数之和，错误；⑤第四周期未成对电子数最多的元素是铬，其价层电子排布式为，位于第ⅥB族，在钾元素后面第五位，正确，综上所述，说法正确的是②⑤。 （2）Si原子的核外电子排布式为，核外电子空间运动状态(即原子轨道)共有种；Si核外电子占据最高能级为p能级，其电子云轮廓图的形状为哑铃形或纺锤形；镓原子序数为31，其基态原子价层电子排布式为，故答案为：8；哑铃形(或纺锤形)；。 （3）基态磷原子的价层电子排布式为，3s轨道有自旋方向相反的2个电子，3p能级的3个轨道上，每个轨道上都有1个自旋方向相同的电子，则其自旋磁量子数的代数和为或。 （4）同周期元素从左到右第一电离能有增大的趋势，则Mg的I1最低，由电离能数据中得，①的第三电离能远大于第二电离能，则①为Mg元素；由于N原子的2p能级为半满稳定结构，则N、O中第一电离能大的为N，则③为N元素，②为O元素。 （5）X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，即4p能级有3个单电子，则X为33号元素As；Y元素原子2p轨道上有2个未成对电子，则Y为6号元素或8号元素；X与Y可形成化合物(即)，则Y只能为O元素，X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42，则Z为H元素，H元素可以形成负一价离子。样品在盐酸中可被金属锌还原为气体，产物还有氯化锌和，反应过程中As元素化合价由+3降低至-3，Zn元素化合价由0升高至+2，由守恒规律得方程式：。 3 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $