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人教版

选修三第一章

原子结构与性质

归纳与整理

一、知识网络建构

能量最低原

核外电子排布

原子结构

泡利原理

洪特规则

原子

结

构与

元素周期表

性

原子半径

质

原子结构与

主要化合价

元素的性质

元素周期律

金属性、非金属性

电离能

电负性

二、基本知识温故

（一）、原子结构

1、能层、能级

基本知识点梳理

（1）能层

对于多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的

能层

；在同一个原子中，离核越近，电子能量越

低

。各能层最多容纳的电子数为

2n2

。

能层

符号

最多电子数

（2）能级

对于多电子原子，同一能层的电子能量也可能不同，将其分成不同的

能层

。同一能层里，能级的能量按s、p、d、f、……的次序

增大

，即E（s）＜E（p）＜E（d）＜E（f）。

注意：K层指包含一个能级，即s能级；L层包含两个能级，分别为s、p能级；M层包含三个能级，分别为s、p、d能级；N层包含四个能级，分别为s、p、d、f能级。每个能层一

K

二

L

三

M

四

N

五

O

六

P

七……

Q……

中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……

能

层(n) 符

号

能

级(l) 最

多

电

子

数

一

K 1s

2s

二

L 2p

3s

三

M 3p

3d

4s

4p

四

N 4d

4f

5s 2 五

O …

…

……

六

七

P Q ……

……

2n2

小结：（1）每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……

（2）任一能层，能级数

＝

能层序数（填“＞”“＜”或“＝”）

（3）s、p、d、f……可容纳的电子数依次是

2

、

6 、

10 、

14 ……的两倍

（4）同一能级容纳的电子数相同

基础对点练习

1．(2017·福州高二检测)下列有关认识中正确的是(

) A．在同一能层不同能级上的电子，其能量肯定不同

B．各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束

C．各能层含有的能级数为n－1 D．各能层含有的电子数为2n2

解析：选A。在多电子原子中，不同能级具有的能量不同，A项正确；各能层的能级都是从s能级开始，但不都是至f能级结束，如L能层只有2s、2p两个能级，M能层只有3s、3p、3d三个能级，B项错误；各能层含有的能级数与能层序数一致，C项错误；各能层最多容纳电子数为2n2，D项错误。

2．下列说法正确的是(

) A．第三能层有s、p共2个能级

B．3d能级最多容纳5个电子

C．第三能层最多容纳8个电子

D．无论是哪一能层的s能级，最多容纳的电子数均为2 解析：选D。每一能层包含的能级数等于该能层序数，第三能层有s、p、d共3个能级，故A错误。s、d能级最多容纳的电子数分别为2、10，故B错误，D正确。每一能层最多容纳的电子数为2n2，第三能层最多容纳18个电子，故C错误。

2、原子核外电子排布规律

基本知识点梳理

（1）构造原理

电子填充的先后顺序（构造原理）为：

1s

2s2p

3s3p

4s3d4p

5s4d5p

6s4f5d6p

7s5f6d7p

…… ns (n－2)f (n－1)d np 构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。不同能层的能级有交错现象，

如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)等。

（2）电子云与原子轨道

电子云：电子在原子核外空间一定范围内出现的

概率密度分布的形象化描述

s电子的原子轨道呈

对称；p电子的原子轨道呈

形

原子轨道：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。

ns能级各有1个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级

各有7个轨道。

电子排布式：将能级上排布的电子数标在该能级符号右上角，并按照能层从左到右依次升高的顺序排列的式子，称电子排布式，如H原子的电子排布式如下：

Mg原子的电子排布式：1s22s22p63s2。

（3）核外电子排布规则

泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳

2

个电子，且自旋方向

相反

。

能层

运动状态包含

能级

原子轨道

自旋方向

洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道且自旋方向相同。

特例：

24Cr

1s22s22p63s23p63d54s1

29Cu

1s22s22p63s23p63d104s1

3d

3d ↓↑

↓↑

↓↑

↓↑

↓↑

↑

↑

↑

↑

↑

半充满

全充满

基础对点练习

1、判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)电子总是先填满低能层再填高能层。(

) (2)高能层的所有能级能量都比低能层能级的能量高。(

) (3)Mg的简化电子排布式为[Ne]3s2。(

) 答案：(1)×

(2)×

(3)√

2、下列各粒子的电子排布式错误的是(

) A．Ca2：1s22s22p63s23p6

＋B．O2：1s22s22p4

－C．Cl：1s22s22p63s23p6

－D．Ar：1s22s22p63s23p6

解析：选B。已知O原子的电子排布式为1s22s22p4，故O2的电子排布式为1s22s22p6，－B项错误。

3、判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)同一原子中2p、3p、4p能级轨道数依次增多。(

) (2)在一个基态多电子原子中，可以有两个运动状态完全相同的电子存在。(

) (3)3p2表示3p能级有两个轨道。(

)

(4)核外电子排布的表示方法中，电子排布图最能反应电子的排布情况。(

) (5)2p3x违背了洪特规则。(

) (6)3d6的电子排布图为。(

)

答案：(1)×

(2)×

(3)×

(4)√

(5)×

(6)×

4、(2017·资阳高二检测)下列关于电子云的说法中，正确的是(

) A．电子云表示电子在原子核外运动的轨迹

B．电子云表示电子在核外单位体积的空间出现的概率大小

C．电子云界面图中的小黑点越密表示该核外空间的电子越多

D．钠原子的1s、2s、3s电子云半径相同

解析：选B。电子云表示电子在核外单位体积的空间出现的概率大小，不是表示电子运动的轨迹，A错误，B正确；电子云界面图中的小黑点越密表示电子在核外空间出现的机会越多，C错误；钠原子的1s、2s、3s电子云半径逐渐增大，D错误。

5．下列基态原子的电子排布图中正确的是(

)

解析：选A。B违背了洪特规则，2p轨道应为，C、D违背了能量最低原理，C应为，D应为。

3、基态、激发态、光谱

基本知识点梳理

（1）基态：

最低

能量状态。如处于最低能量状态的原子称为基态原子。

（2）激发态：

较高

能量状态（相对基态而言）。如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。

（3）基态与激发态相互转化的能量转化的关系

（

吸收

）能量

基态原子

激发态原子

（

释放

）能量

（4）原子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的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。

基础对点练习

1、下列关于同一原子中的基态和激发态说法中，正确的是(

) A．基态时的能量比激发态时高

B．激发态时比较稳定

C．由基态转化为激发态过程中吸收能量

D．电子仅在激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱

解析：选C。同一原子处于激发态时能量较高，较不稳定，A、B不正确。电子从能量较低的基态跃迁到能量较高的激发态时，也会产生原子光谱，D不正确。

2、电子由3d能级跃迁至4p能级时，可通过光谱仪直接摄取(

) A．电子的运动轨迹图像

C．电子体积大小的图像

B．原子的吸收光谱

D．原子的发射光谱

解析：选B。能量E(3d)＜E(4p)，故电子由3d能级跃迁至4p能级时，要吸收能量，形成吸收光谱。

3、下列说法中正确的是(

) A．焰色反应是化学变化

B．基态碳原子的电子排布式是1s22s12p3

C．焰色反应中观察到的特殊焰色是金属原子在电子从基态跃迁到激发态时产生的光谱谱线的颜色

D．同一原子处于激发态时的能量一定大于其处于基态时的能量

[解析]

基态碳原子的电子排布式为1s22s22p2，B项不正确；焰色反应中观察到的特殊焰色是金属原子在电子从激发态跃迁到基态时产生的光谱谱线的颜色，焰色反应是物理变化，A、C项不正确。

[答案]

D 4、下列电子排布式是基态原子的电子排布式的是(

) A．1s12s1

C．1s22s22p63s2

B．1s22s12p1

D．1s12s12p63p1

解析：选C。根据构造原理，基态原子的核外电子的排布总是优先占据能量低的能级，填满后再逐一填充能量高的能级。低能量的能级没填满就填高能量的能级的原子处于激发态。A项，1s12s1为激发态；B项1s22s12p1为激发态；D项1s12s12p63p1为激发态；只有C项处于基态。

（二）原子结构与周期表

1、原子结构与周期表的关系

基本知识点梳理

（1）元素周期表的结构

族（

18个纵行，__16_个族）

主族（

7 个；用

A

表示

）

副族（

7 个；用

B

表示

）

第

VIII

族（

1 个，

8、9、10

列）

0

族（

1 个，

18

列）

周期（

7 个横行，

7 个周第1周期（共

2 种元素）

第2周期（共

8 种元素）

第3周期（共

8 种元素）

第4周期（共

18 种元素）

第5周期（共18

种元素）

第6周期（共

32 种元素）

第7周期（共

32 种元素）

长

周期

短

周期

（2）元素周期表的分区

按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区。除ds区外，区的名称来自按构造原

理最后填入电子的能级符号。

1) s 区: 和碱土金属; 2) p区:金属; 3) d区: 属; 4) ds区: 5) f区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在

上, 包括

,

, 包括

元素

, 最后的电子填在

上, 包括

族元素, 为过渡金, 最后的电子填在

上, 包括

族元素, 为非金属和少数, 最后的电子填在

上, 包括

, 属于活泼金属, 为碱金属

区全是金属元素，非金属元素主要集中

区。主族主要含

区，副族主要含

区，过渡元素主要含

区。

基础对点练习

1、元素周期表中，非金属元素存在的区域为(

)

A．只有s区

C．s区、d区和ds区

B．只有p区

D．s区和p区

解析：选D

s区存在非金属氢元素，而大部分非金属元素存在于p区。

2、已知某元素＋3价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，该元素在周期表中的位置是(

) A．第三周期Ⅷ族，p区

C．第四周期Ⅷ族，d区

B．第三周期ⅤB族，ds区

D．第四周期Ⅴ族，f区

解析：选C

＋3价离子的核外有23个电子，则原子核外有26个电子，26号元素是铁，位于第四周期Ⅷ族，位于d区。

3、电子排布式为[Ar]3d54s2的元素是(

) A．稀有气体

C．主族元素

B．过渡元素

D．卤族元素

解析：选B

由该原子的电子排布知该原子核外共有25个电子，即为25号元素Mn，是第ⅦB族元素。

4、具有以下结构的原子，一定属于主族元素原子的是(

) ①最外层有3个电子的原子

②最外层电子排布为ns2的原子

③最外层有3个未成对电子的原子

④次外层无未成对电子的原子

A．①②

C．①③

B．②③

D．②④

解析：选C

最外层有3个电子的原子，其最外层电子排布为ns2np1，属于第ⅢA族，①正确；如Fe的最外层电子排布为4s2，He为1s2，它们都不是主族元素，②错误；因最外层电子数最多不超过8，故最外层有3个未成对电子的原子其最外层电子排布应为ns2np3，该元素一定为主族元素，③正确；有些过渡元素的次外层也可以达到饱和状态，如Cu：1s22s22p63s23p63d104s2，所以④错误。

5、下列各组元素属于p区的是(

) A．原子序数为1,2,7的元素

C．Fe，Ar，Cl

B．O，S，P

D．Na，Li，Mg 解析：选B

A项中的氢位于s区；C中Fe位于d区；D项均位于s区。

6、元素周期表长周期共有18个纵行，从左到右排为18列，即碱金属是第1列，稀有气体是第18列。按这种规定，下列说法正确的是(

) A．第9列元素中没有非金属

B．第15列元素的原子最外层的电子排布是ns2np5

C．最外层电子排布为ns2的元素一定在第2列

D．第11、12列为d区的元素

解析：选A

第9列元素是过渡元素，没有非金属，A项正确；第15列元素的最外层电子排布是ns2np3，B项错误；最外层电子排布为ns2的元素也可能是过渡元素或0族元素He，C项错误；11、12列为ds区元素，D项错误。

7、某元素原子共有三个价电子，其中一个价电子位于第三能层d能级。

(1)该原子的电子排布式为__________________________________________。

(2)该元素的原子序数为________，在周期表中处于第________周期________族，属于________区。该元素为________(填“金属”或“非金属”)元素，其最高化合价为________。

解析：此题的关键是根据外围电子排布写出核外电子排布式。有三个价电子其中一个价电子在3d能级，则其他两个价电子必在4s上，外围电子排布为3d14s2，原子序数是21，在第四周期第ⅢB族，处于d区，是金属元素，最高化合价是＋3。

答案：(1)1s22s22p63s23p63d14s2

(2)21

四

ⅢB

d

金属

＋3

2、元素周期律

基本知识点梳理

(1)原子半径

a.影响原子半径大小的因素

电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的负电排斥使原子半径增大。

核电荷数：核电荷数越大，核对电子的引力就越大，使原子半径缩小。

b.原子半径的递变规律

同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小；

同主族：从上到下，能层数越大，半径越大。

c.离子半径大小比较的规律

同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。

电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。

带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。

基础对点练习

1、比较出下列原子的半径大小

(1)C、N、O、F

(2)Si、C、N

(3)

Li、Na、K、Rb 提示：(1)r(C)＞r(N)＞r(O)＞r(F) (2)r(Si)＞r(C)＞r(N) (3)r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb) 2、比较出下列离子的半径大小

(1)F、Cl、Br、I

(2)Na、Mg2、Al3、F、O2

＋＋＋－－－－－－提示：(1)r(F)＜r(Cl)＜r(Br)＜r(I) －－－－

(2)r(Al3)＜r(Mg2)＜r(Na)＜r(F)＜r(O2) ＋＋＋－－3、下列各组元素中，原子半径依次减小的是(

) A．Mg、Ca、Ba

C．O、S、Na 解析：选B

A项，Mg＜Ca＜Ba；B项，I＞Br＞Cl；C项，O＜S＜Na；D项，B＞C＞N。

4、下列各组粒子半径大小的比较中，错误的是(

) A．K＞Na＞Li C．Mg2＞Na＞F

＋＋－

B．I、Br、Cl

D．C、N、B

B．Na＞Mg2＞Al3

＋＋＋

D．Cl＞F＞F －－解析：选C

A项，同一主族从上到下原子半径逐渐增大；B项，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小；C项，应为Mg2＜Na＜F；D项，Cl比F多一个电子＋＋－－－层，Cl＞F，F比F多一个电子，故半径大小F＞F。

－－－－基本知识点梳理

（2）电离能

a.

第一电离能：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，通常用I1表示。

变化规律

同族元素从上到下第一电离能变小

[特别提醒] 某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性也较高，如Be(2s2)、N(2s22p3)、Mg(3s2)、P(3s23p3)比同周期相邻元素的第一电离能大。

结论：第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。

b.各级电离能：＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能，用I2表示；＋2价气态正离子再失去一个电子，形成＋3价气态正离同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现增大的趋势

子所需要的最低能量叫做第三电离能，用I3表示；依次类推。

Na 496 4562 各级电离能(KJ/mol) 6912 9543 13353 16610 20114

即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。

Mg 738 1415 7733 10540 13630 17995 21703 Al 578 1817 2745 11575 14830 18376 23293 基础对点练习

1、判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小(

) (2)铝的第一电离能比镁的第一电离能大(

) (3)在所有元素中，氟的第一电离能最大(

) (4)钾的第一电离能比镁的第一电离能大(

) 答案：(1)√

(2)×

(3)×

(4)×

2、下列各项中元素的第一电离能依次减小的是(

) A．H、Li、Na、K

C．Na、Mg、Al、Si

B．I、Br、Cl、F

D．Si、Al、Mg、Na 解析：选A

A项，四种元素处于同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小，A正确；B项，四种元素处于同一主族，但电子层数逐渐减小，第一电离能增大；同一周期，随着原子序数的递增加，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族为全满结构，第一电离能较大，C、D错误。

3、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是

( ) A ns2np3

B ns2np5

C ns2np4

D ns2np6 解析：选c

A项为第VA族元素；B项为第VIIA族元素；C项为第VIA族元素；

D为第0族元素

4、镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？

解析：Mg价电子排布为3s，是全充满结构，比较稳定;而Al的价电子排布为3s3p，、比Mg不稳定，因此失去第一个电子Al比Mg容易，第一电离能小。

－15、下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ·mol）。

元素

Na Mg I1

496 738 I2

4 562 1 451 I3

6 912 7 733 22 1

请试着解释：为什么钠易形成Na，而不易形成Na？为什么镁易形成Mg，而不易形3+成Mg？

解析：Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；

（3）电负性

a 概念

①键合电子：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。

金属性越强，金属元素原子越容易

电子，对键合电子的吸引能力越

，电负性越

；

非金属性越强；非金属元素原子越容易

电子，对键合电子的吸引能力越

，电负性越

；

故可以用电负性来度量金属性与非金属性的相对强弱。

b衡量标准

电负性是由美国化学家鲍林提出的，他以氟的电负性为4.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。

c递变规律

＋2+2＋

同周期元素从左往右，元素的电负性总体

，表明金属性逐渐

，非金属性逐渐

。

同主族元素从上往下，元素的电负性总体

，表明元素的金属性逐渐

，非金属性逐渐

。

d 电负性的应用归纳

(1)判断金属性或非金属性的相对强弱

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，位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

(2)判断元素的化合价

①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；

②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

(3)判断化学键的类型

①若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若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。

（4）在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。如：

基础对点练习

1、判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准(

) (2)元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小(

) (3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强(

) (4)同一周期电负性最大为稀有气体元素(

) 答案：(1)√

(2)√

(3)√

(4)×

2、电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是(

) A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大

B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大

C．电负性越大，金属性越强

D．电负性越小，非金属性越强

解析：选A

同周期元素从左到右，电负性逐渐变大，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，电负性越大，非金属性越强。

3、电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是

A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大

B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大

C．电负性越大，金属性越强

D．电负性越小，非金属性越强

解析：选A

4、元素电负性随原子序数的递增而增强的是

A．Na

K

Rb

B．N

P

As C．O

S

Cl

D．Si

P

Cl 解析：选D

5、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是

A、硼和硅

B、铝和铁

C、铍和镁

D、铜和金

解析：选A

6、前三周期元素中，哪种元素的电负性最大？

解析：F。前三周期中F的半径小，原子核中核电荷数大，所以电负性最大

7、根据化合物SiC、CCl4判断，Si、C、Cl的电负性由大到小的顺序是什么？

解析：Cl>C>Si。Si与C同主族，C原子半径比Si原子半径小，电负性大；Si与Cl同周期，Cl原子半径比Si原子半径小，电负性大

8、根据铝元素和氯元素的电负性差值判断，AlCl3是离子化合物还是共价化合物？

解析：共价化合物。

三、核心要点突破

要点落实

要点一

原子核外电子的排布规律

1、构造原理

2、基态原子的核外电子排布的表示形式

(1)电子排布式

①电子排布式，如K原子的电子排布式：

1s22s22p63s23p64s1。

②简化的电子排布式，如K原子简化的电子排布式：[Ar]4s1。

(2)电子排布图：每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如第二周期元素基态原子的电子排布图如下所示：

（3）少数特殊元素基态原子的电子排布

能量相同的原子轨道在全充满(如p6、d10和f14)、半充满(如p3、d5和f7)和全空(如p0、d0和f0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。

2262642Cr：1s2s2p3s3p3d4s（×）

2262651Cr：1s2s2p3s3p3d4s（√）2262692Cu：1s2s2p3s3p3d4s（×）

22626101Cu：1s2s2p3s3p3d4s（√）（4）电子排布式的简写式

把内层电子达到稀有气体结构的部分，以相应稀有气体元素符号外加方括号来表示。

如Na的核外电子排布式为1s22s22p63s1，其电子排布式可简化为[Ne]3s1；

K的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1。

解题技巧：

(1)构造原理是绝大多数基态原子的核外电子排布顺序。

(2)电子按照构造原理排布，会使整个原子的能量处于最低状态，原子相对较稳定。

(3)根据能量最低原理排布电子时，注意能级交错现象。

书写电子排布式的关键是熟悉构造原理，各能级能量由低到高可记为ns<(n－2)f<(n－1)d

例题训练

1、下列有关构造原理的说法错误的是(

) A．原子核外电子填充3p、3d、4s能级的顺序为3p→4s→3d B．某基态原子部分核外电子的排布为3s24s2

C．不是所有基态原子的核外电子排布均符合构造原理

D．构造原理中的电子填入能级的顺序，实质是各能级能量由低到高的顺序

解析：选B。根据构造原理示意图判断，故A项正确。根据构造原理可知，3s与4s能级之间还有3p能级，故B项错误。绝大多数基态原子的核外电子排布都遵循构造原理，但也有少数例外，如Cu和Ag，故C项正确。构造原理中电子填入能级的顺序即各能级能量由低到高的顺序，故D项正确。

2、若以E表示某能级的能量，以下各式中正确的是(

) A．E(5s)＞E(4f)＞E(4s)＞E(3d) B．E(3d)＞E(4s)＞E(3p)＞E(3s) C．E(4s)＜E(3s)＜E(2s)＜E(1s) D．E(5s)＞E(4s)＞E(4f)＞E(3d) 解析：选B。根据构造原理，各能级能量的大小顺序：1s＜2s＜2p＜3s＜3p＜4s＜3d＜4p＜5s……A项和D项正确顺序为E(4f)＞E(5s)＞E(3d)＞E(4s)；对于不同能层的相同能级，能层序数越大，能量越高。

3、根据构造原理写出下列原子或离子的核外电子排布式。

(1)Li：__________________；(2)22Ti：_______________________________________；

(3)F：________________；

(4)Al3：_____________________________。

－＋[解析]

Li原子有3个电子，按1s、2s顺序填充电子：1s22s1；Ti原子有22个电子，由于能量：4s＜3d，出现能级交错，按1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d顺序填充为1s22s22p63s23p64s23d2，然后将同一能层的能级排到一起；F原子有9个电子，按1s、2s、2p顺序填充为1s22s22p5，F为F原子得到1个电子后形成，故2p能级上填充6个电子，即其核外电子排布式为1s22s22p6；－Al原子有13个电子，按1s、2s、2p、3s、3p顺序填充为1s22s22p63s23p1，Al原子失去3个电子后变成Al3，故Al3的核外电子排布式为1s22s22p6。

＋＋[答案]

(1)1s22s1

(2)1s22s22p63s23p63d24s2(或[Ar]3d24s2)

(3)1s22s22p6

(4)1s22s22p6

4、应用构造原理，完成下表：

原(离)子

7N 20Ca 30Zn 34Se 2＋26Fe

电子排布式

简化的电子排布式

解析：根据原子核外电子排布原理(构造原理)书写原子(或离子)的电子排布式，同时应注意21～36号元素的原子中出现能级交错现象。

答案：

原(离)子

7N 20Ca 30Zn 34Se 2＋26Fe

电子排布式

1s22s22p3

1s22s22p63s23p64s2

1s22s22p63s23p63d104s2

1s22s22p63s23p63d104s24p4

1s22s22p63s23p63d6

简化的电子排布式

[He]2s22p3

[Ar]4s2

[Ar]3d104s2

[Ar]3d104s24p4

[Ar]3d6

5、(2017·银川高二检测)下列各原子或离子的电子排布式错误的是(

) A．K：1s22s22p63s23p6

＋B．F：[He]2s22p5

D．Ne：1s22s22p6

C．S2：1s22s22p63s23p4

－解析：选C。K的电子排布式为1s22s22p63s23p64s1，K原子失去4s上的一个电子形成

K，A正确；F原子有9个电子，电子排布式为1s22s22p5，简化为[He]2s22p5，B正确；＋S原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，得到的2个电子进入3p中，所以S2的电子排布式－为1s22s22p63s23p6，C错误；Ne的电子数为10，电子排布式为1s22s22p6，D正确。

6、完成下列各题。

(1)[2016·高考全国卷乙，37－(1)]基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]______________。

(2)[2016·高考全国卷甲，37－(1)]镍元素基态原子的电子排布式为：_____________________________________________。

(3)[2016·高考全国卷丙，37－(1)]写出基态As原子的核外电子排布式：________________________________________________________________________。

(4)(2016·高考江苏卷)Zn2基态核外电子排布式为

＋________________________________________________________________________。

解析：(1)3d104s24p2

(2)1s22s22p63s23p63d84s2(或[Ar]3d84s2) (3)1s22s22p63s23p63d104s24p3(或[Ar]3d104s24p3)

(4)1s22s22p63s23p63d10(或[Ar]3d10) 7、

如图是s能级和p能级的原子轨道图。

试回答下列问题：

(1)s电子的原子轨道呈______形，每个s能级有______个原子轨道；p电子的原子轨道呈______形，每个p能级有______个原子轨道。

(2)元素X的原子最外层电子排布式为nsnnpn1，原子中能量最高的是______电子，其电＋子云在空间有3个互相______(填“垂直”或“平行”)的伸展方向。元素X的名称是______，它的最低价氢化物的电子式是____________。

(3)元素Y的原子最外层电子排布式为nsn1npn1，Y的元素符号为______，原子的核外－＋电子排布式为________。

(4)下列电子排布图中，能正确表示元素X的原子处于最低能量状态的是________。

（5）在例题的元素Y的基态原子中，填充有电子的原子轨道数共有多少个？该元素的原子中共有多少个运动状态不同的电子？

[解析]

(1)s电子的原子轨道呈球形，每个s能级有1个原子轨道；p电子的原子轨道都呈哑铃形，每个p能级有3个原子轨道，它们相互垂直，分别以px、py、pz表示。(2)元素X的原子最外层电子排布式为nsnnpn1，np轨道已排有电子，说明ns轨道已排满电子，即n＋＝2，则元素X的原子核外电子排布式为1s22s22p3，X是氮元素。其最低价氢化物为NH3，电子式为。(3)元素Y的原子最外层电子排布式为nsn1npn1，则n－1＝2，n－＋＝3，则Y元素的原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，Y是硫元素。(4)若元素的原子处于最低能量状态，则其核外电子排布符合能量最低原理、泡利原理和洪特规则。A、B项违背洪特规则，C项表示元素的原子处于激发态，违背能量最低原理。

[答案]

(1)球

1

哑铃

3

(2)2p

垂直

氮

(3)S

1s22s22p63s23p4

(4)D

（5）填充有电子的原子轨道数共有9个，运动状态不同的电子共16个。

要点二

原子结构与元素的性质 要点落实

一、原子半径、离子半径大小的比较规律

1、原子半径大小的比较

同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小（稀有气体除外）

如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) 同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大

如r(Li)

②电子层结构相同的离子,随着核电荷数的增大,离子半径逐渐减小, 如r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(Ca2+)。

③不同价态的同种元素的离子,核外电子数越多,离子半径越大, 如r(Fe2+)>r(Fe3+),r(Cu+)>r(Cu2+)。

解题技巧

微粒半径大小的比较可以简单记忆为“一层二核三电子”: “一层”:先比较能层数,一般能层数越多,微粒半径越大; “二核”:当能层数相同时,核电荷数越大,微粒半径越小; “三电子”:当能层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,微粒半径越大。

例题训练

1、下列各组粒子半径大小的比较中，错误的是(

) A．K＞Na＞Li

＋＋－

B．Na＞Mg2＞Al3

＋＋＋C．Mg2＞Na＞F

D．Cl＞F＞F －－解析：A项，同一主族原子半径从上到下越来越大；B项，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小;C项，与B项同理，应为Mg2＜Na＜F；D项，Cl比F多一＋＋－－－个电子层，Cl＞F，F比F多一个电子，故半径大小F＞F。

2、X和Y是原子序数大于4的短周期元素，X和Y两种离子的核外电子排布相同，下列说法正确的是（

）

A.X的原子半径比Y小

B.X和Y的核电核数之差为m－n

C.电负性X>Y

D.第一电离能X

3、下列各组微粒,没有按照半径由小到大顺序排列的是(

) m＋n－－－－－

A.Cl、Na、F、K C.Ca、K、Cl、S

2++-2- B.F、Cl、Na、K D.Na、K、Cl、Br

++--解析：A项。F位于第二周期,Cl、Na位于第三周期且Na排在Cl的前面,K位于第四周期,故四者的原子半径由小到大的顺序为F

4、下列关于微观粒子半径的说法正确的是(

) A．电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径

B．核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同

C．质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大

D．原子序数越大，原子半径越大

解析：选C

由于同周期主族元素原子半径逐渐减小，故第三周期ⅦA族的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大，如r(Li)＞r(Cl)。对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的。质子数相同的不同单核粒子，阴离子半径＞原子半径＞阳离子半径。原子序数增大，原子半径不是一直增大，而是周期性变化。

二、元素性质的周期性

要点落实

1、金属性、非金属性强弱的判据

序号

金属性强弱判据

①

依据金属活动顺序表和元素周期表。

常温下与水（或酸）反应的难易程度。反应越容易，金属性越强。

金属间的置换反应。金属性强的金属能置换出金属性弱的金属。

金属阳离子的氧化性强弱（或阳离子在电极上的放电顺序）。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性越弱。

最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，对应元素的金属性越强。

利用金属原子失去电子变成同价态阳离子时所吸收的热量来比较，M-ne-=Mn+-Q，若Q值越大，说明M越难失去电子，M的金属性越弱。

非金属性强弱的判据

利用元素周期表中同周期、同主族元素非金属性递变规律来比较。

利用与H2气化合的难易程度或氢化物的稳定性。

越容易进行或所需条件越简单或生成的氢化物越稳定的元素的非金属性越强。

利用非金属元素单质间的相互置换来比较。如Cl2+2Br-=2Cl-+Br2，

Br2+2I-=2Br-+I2，则非金属性Cl2＞Br2＞I2。

利用生成物中金属元素的价态来比较：如2Cu+SCu2S

2Cu+O22CuO，通过所得化合②

③

④

物中Cu的价态可知非金属性O＞S。

利用元素最高价氧化物水化物的酸性来比较，

酸性越强，对应元素的非金属性越强。

利用非金属原子得电子变成同价态阴离子时所放出的热量来比较。如F+e-=F-+Q1，Cl+e-=Cl-+Q2，由于非金属性F＞Cl，还原性：Cl-＞F-，即稳定性：F-＞Cl-，故Q1＞Q2，即当R+ne-=Rn-+Q，Q⑤

⑥

越大，则R的非金属性越强。

⑦

元素第一电离能的大小。第一电离能数值越小，元素原子越容易失电子，金属性越强。

利用元素的第一电离能的大小。第一电离能数值越大，表明元素失电子越弱，得电子能力越强，元素的非金属性越强。

⑧

元素的电负性的大小。电负性越小，利用元素电负性的大小。元素的电负性越大，元素失电子能力越强，元素金属性元素得电子能力越强，元素的非金属性越强。

越强。

要点落实

2、电负性的应用归纳

(1)判断金属性或非金属性的相对强弱

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，位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

(2)判断元素的化合价

①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；

②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

(3)判断化学键的类型

①若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若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

（4）、对角线规则

解题技巧

1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；

非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；

故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。

2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。3、在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线 规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼

和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则

要点落实

3、第一电离能的变化规律及影响因素

（1）影响电离能的因素

各元素原子的电离能大小,主要取决于原子的电子层结构、核电荷数以及原子半径的大小。

（2）第一电离能的变化规律

1)在同一主族中,从上向下随着原子半径的增大,外层电子离核越来越远,元素原子的第一电离能逐渐减小。

2)在同一周期中,从左向右随着原子序数的增大,元素第一电离能(电离能用I表示)变化的总趋势是增大的，但有特例,如第ⅡA族元素的I1大于第ⅢA族元素的,第ⅤA族元素的I1大于第ⅥA族元素的。

3)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的,即I1

（3）元素电离能的应用

1)用来衡量原子失去电子的难易,比较金属的活泼性和元素的金属性。一般而言,元素的第一电离能越小,金属性越强。

2)判断元素原子易失去电子的数目和元素的化合价。

解题技巧

1、先判断元素在周期表中位置关系，再确定原子间半径大小关系，再判断元素电负性的大小

2、各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的最外层8电子(He为2电子)构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性也较高，如Be(2s)、N(2s2p)、Mg(3s)、P(3s3p)比同周期相邻元素的第一电离能大。

所以，同周期从左向右，元素的第一电离能呈增大趋势，其中ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA之间元素的第一电离能出现反常。

223223例题训练

1．元素性质呈现周期性变化的根本原因是(

) A．元素的电负性呈周期性变化

B．元素的第一电离能呈周期性变化

C．元素原子的核外电子排布呈周期性变化 D．元素的金属性、非金属性呈周期性变化

解析：选C

元素原子的核外电子排布呈周期性变化是元素性质呈现周期性变化的根本原因。

2．下列元素中，电负性最大的是(

) A．O

C．N

B．B D．C

解析：选A 同周期从左到右元素电负性逐渐增大，故氧元素的电负性最大。

3．元素A的各级电离能数据如下：

电离能

I1

578 I2

1 817 I3

2 745 I4

11 575 I5

14 830 I6

18 376 I/(kJ·mol－1)

则A元素的常见价态为(

) A．＋1 C．＋3 B．＋2 D．＋4 解析：选C

通过观察A元素的各级电离能数据，发现I4≫I3，即A元素最外层有3个电子，常见价态为＋3价。

4．(安徽高考)N、O、Al、Si、Cu是常见的五种元素。

(1)Si位于元素周期表第________周期第________族。

(2)N的基态原子核外电子排布式为________；Cu的基态原子最外层有________个电子。

(3)原子半径：Al________Si；电负性：N________O(用“＞”或“＜”填空)。

解析：(1)Si位于元素周期表中第三周期第ⅣA族。

(2)N是7号元素，其基态原子核外电子排布式为1s2s2p；Cu是29号元素，其基态原子核外电子排布式为1s2s2p3s3p3d4s，故最外层有1个电子。

(3)同周期元素，原子序数越大，原子半径越小，故原子半径：Al＞Si；同周期元素，原子序数越大，电负性越强，故电负性：N＜O。

答案：(1)三

ⅣA (2)1s2s2p

1 (3)＞

＜

5．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给出14种元素的电负性：

元素

电负性

试结合元素周期律知识完成下列问题：

(1)根据上表给出的数据，可推知元素的电负性的变化规律是________________________________________________________________________。

(2)由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________，由这两种元素形成的化合物属于________(填“离子”或“共价”)化合物。

解析：(1)把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到大的顺序整理如下：

1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 22322626101223

元素

原子序数

电负性

Li Be 3 1.0 4 1.5 B 5 C 6 N 7 O 8 F 9 Na 11 Mg 12 Al 13 Si 14 P 15 S 16 Cl 17 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 经过上述整理后可以看出：3～9号元素，元素的电负性由小到大；11～17号元素，元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)。

(2)根据上述规律不难得出短周期主族元素中，电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Na，两者形成的化合物——NaF为典型的离子化合物。

答案：(1)元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大) (2)F Na 离子

6．根据元素周期表中完整周期元素的性质，在下列空格中填上适当的元素符号(放射性元素除外)。

(1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是________，第一电离能最大的元素是________。

(2)在元素周期表中，电负性最大的元素是__________，电负性最小的元素是________。

(3)最活泼的金属元素是________。

(4)最活泼的气态非金属原子是________。

(5)第二、三、四周期，原子最外电子层中p能级半充满的元素是________。

解析：同周期中从左到右，元素的第一电离能(除第ⅡA族、第ⅤA族反常外)逐渐增大，同周期中ⅠA族元素最小，稀有气体最大，故第三周期中第一电离能最小的为Na，最大的为Ar。电负性的递变规律：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小。故元素周期表中，电负性最大的元素是氟，电负性最小的为铯。

答案：(1)Na Ar (2)F Cs (3)Cs (4)F (5)N、P、As 7．今有A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第三周期第一电离能最小的元素；D元素在第三周期中电负性最大。

(1)试推断A、B、C、D四种元素的符号：

A________、B________、C________、D________。

(2)写出A元素原子的核外电子排布式________；写出B元素原子核外电子排布的价电子构型________；用电子排布图表示C原子的核外电子排布情况________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。

(3)比较四种元素的第一电离能和电负性的大小：

第一电离能：__________________________________________________________；

电负性：__________________________________________________________。

解析：A是氧元素，B的电子排布式为1s2s2p3s3p4s，是钙元素，C是钠元素，D是氯元素。

答案：(1)O Ca Na Cl (2)1s2s2p

4s

2242226262

(3)Na＜Ca＜Cl＜O Na＜Ca＜Cl＜O