归纳与整理教学设计及课堂实录

考纲要求

1.了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的排布式和轨道表达式。2.了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。3.了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。4.了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。

考点一

原子核外电子排布原理

1．能层、能级与原子轨道

(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。

(2)能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。

(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。

原子轨道

s p 轨道形状

球形

哑铃形

轨道个数

1 3 特别提醒

第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。

2．基态原子的核外电子排布

(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。

如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：

注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。

(2)泡利原理

每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。

如2s轨道上的电子排布为(3)洪特规则

，不能表示为。

当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。如2p3的电子排布为

，不能表示为

或。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。

3．基态、激发态及光谱示意图

深度思考

1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”

(1)p能级能量一定比s能级的能量高(

)

(2)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多(

) (3)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等(

) (4)2px,2py,2pz的能量相等(

) (5)2s轨道的电子排布图为(6)2p3的电子排布图为(

)

(

) 答案

(1)×

(2)×

(3)×

(4)√

(5)×

(6)×

2．完成下表，理解能层、能级及其最多容纳电子数的关系

能层

符号

能级

最多容纳电子数

特别提醒

(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数；(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍；(3)构造原理中存在着能级交错现象；(4)我们一定要记住前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。

3．请用核外电子排布的相关规则解释Fe3较Fe2更稳定的原因。

＋＋一

K 1s 2 2 2s 2 二

L 2p 6 8 3s 2 三

M 3p 6 18

3d 10 4s 2 4p 6 四

N 4d 10 32

4f 14 5s 2 五

O …

…

…

…

…

…

…

2n2

答案

26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3价层电子的电子排布式为3d5，Fe2价层电＋＋子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则，3d5处于半满状态，结构更为稳定，所以Fe3较Fe2更为稳定。

＋＋特别提醒

由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。

题组一

电子排布式、排布图的书写与判断

1．写出下列原子的电子排布式与简化电子排布式：

原子

N 电子排布式

1s22s22p3

简化电子排布式

[He]2s22p3

Cl Ca Fe Cu As 1s22s22p63s23p5

1s22s22p63s23p64s2

1s22s22p63s23p63d64s2

1s22s22p63s23p63d104s1

1s22s22p63s23p63d104s24p3

[Ne]3s23p5

[Ar]4s2

[Ar]3d64s2

[Ar]3d104s1

[Ar]3d104s24p3

2.下列电子排布图所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是__________。

答案

③⑤

解析

①、④不符合能量最低原理；②不符合洪特规则。

“两原理，一规则”的正确理解

(1)原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。

易误警示

在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：

(违反能量最低原理)

(违反泡利原理)

(违反洪特规则)

(违反洪特规则) (2)半充满、全充满状态的原子结构稳定

如ns2、np3、np6 Cr：3d54s1

Mn：3d54s2 Cu：3d104s1

Zn：3d104s2 (3)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写时，仍把(n－1)d放

在ns前。

注意

在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]＋价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。

题组二

化学用语的规范使用

3.按要求填空：

(1)质量数为37的氯原子符号为________。

(2)S2的结构示意图________。

－(3)氮原子的电子式________，N2的电子式________，NH4的电子式________。

(4)磷原子的核外电子排布式______________________________________，

价电子排布式________________________________________________，

价电子排布图___________________________________。

(5)按要求用三种化学用语表示基态铁原子和三价铁离子。

原子(或离子)结构示意图

电子排布式

电子排布图

Fe

Fe3

＋＋

答案

(1)3717Cl

(2)

(3)

(4)1s22s22p63s23p3

3s23p3

(5) 原子(或离子)结构示意图

电子排布式

[Ar]3d4s

62

[Ar]3d

5[Ar] 电子排布图

[Ar]

4.已知A原子中只含1个电子；B原子的3p轨道上得到1个电子后不能容纳外来电子；C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原子的第三电子层上有

8个电子，第四电子层上只有1个电子；E原子的价电子排布式为3s23p6。按要求书写下列图式。

(1)B原子的结构示意图：

____________________________；

(2)C原子的电子排布图：

________________________________________；

(3)D原子的核外电子排布式：

______________________________________________；

(4)B离子的电子式：

____________________________________________________。

答案

(1)(2)

(3)1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1 (4)

解析

由题意可知，A原子中只有1个电子，A为H；B原子的3p轨道上有5个电子，则B为Cl；C原子的2p轨道上有4个电子，则C为O；D原子的价电子排布式为4s1，则D为K；由E原子的价电子排布式可知E为Ar。

5.A、B、C、D、E、F代表6种元素。请填空：

(1)A元素基态原子的最外层有2个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为__________。

(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C的元素符号为________。

(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为_______________________。

(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为_______________________________。

(5)F元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1，则n＝________；原子中能量最高的是________电子。

答案

(1)C或O

(2)Cl

K (3)Fe

1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2 (4)Cu

1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 (5)2

2p

解析

(1)A元素基态原子次外层有2个电子，故次外层为K层，A元素有2个电子层，由题意可写出其电子排布图为，则该元素核外有6个电子，为碳元素，其元素符号为C，另外氧原子同样也符合要求，其电子排布图为。

(2)B－、C＋的电子层结构都与Ar相同，即核外都有18个电子，则B为17号元素Cl，C为19号元素K。

(3)D元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，即为26号元素铁。

(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：

1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号元素Cu。

(5)s能级只有1个原子轨道，故最多只能容纳2个电子，即n＝2，所以元素F的原子最外层电子排布式为2s22p3，由此可知F是N元素；根据核外电子排布的能量最低原理，可知氮原子的核外电子中的2p能级能量最高。

为了书写和学术交流的方便，采用国际统一的符号来表示各个元素。

元素符号

↓

原子(核素)符号

AZX代表一个质量数为A、质子数为Z的X原子

↓

原子结构示意图

↓

电子式

在元素符号周围用“·”或“×”表示原子的最外层电子价电子

↓

电子排布式

根据构造原理表示：能级符号＋右上角数字。

↓

电子排布图

根据构造原理表示：能级符号＋右上角数字。

它们有各自不同的侧重点：

(1)结构示意图：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各层上的电子数。

(2)核组成式：如16 8O，侧重于表示原子核的结构，它能告诉我们该原子核内的质子数和核外

电子数以及质量数，但不能反映核外电子的排布情况。

(3)电子排布式：能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数，但不能表示原子核的情况，也不能表示各个电子的运动状态。

(4)电子排布图：能反映各轨道的能量的高低，各轨道上的电子分布情况及自旋方向。

(5)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为

1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。

考点二

原子结构与元素性质

1.原子结构与周期表的关系

(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格) 每周期第一个元素

周期

能层数

原子

序数

二

三

四

五

六

2 3 4 5 6 3 11 19 37 55 基态原子的简

化电子排布式

[He]2s1

[Ne]3s1

[Ar]4s1

[Kr]5s

[Xe]6s1

1每周期最后一个元素

原子

序数

10 18 36 54 86 基态原子的

电子排布式

1s22s22p6

1s22s22p63s23p6

1s22s22p63s23p63d104s24p6

1s22s22p63s23p63d10 4s24p64d105s25p6

1s22s22p63s23p63d104s24p6 4d104f145s25p65d106s26p6

(2)每族元素的价层电子排布特点

①主族

主族

排布特点

ⅠA ns1

ⅡA ns2

主族

排布特点

②0族：He：1s2；其他ns2np6。

③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ⅢA ns2np1

ⅣA ns2np2

ⅤA ns2np3

ⅥA ns2np4

ⅦA ns2np5

ns12。

～

(3)元素周期表的分区

①根据核外电子排布

a.分区

b.各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

分区

s区

p区

d区

ds区

f区

②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。

元素分布

ⅠA、ⅡA族

ⅢA族～ⅦA族、0族

ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外) ⅠB族、ⅡB族

镧系、锕系

价电子排布

ns1～2元素性质特点

除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应

通常是最外层电子参与反应

ns2np16

～(n－1)d1～10ns1～2

d轨道可以不同程度地参与化学键的形成

金属元素

镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近

(n－1)d10ns12

～(n－2)f0～14

注意

(1)对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。

2.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

。

3.元素周期律

(1)原子半径

能层数：能层数越多，原子半径越大①影响因素核电荷数：能层数相同核电荷数越大，

原子半径越小②变化规律

元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

(2)电离能

①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，符号：I1，单位：kJ·mol1。

－

②规律

a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。

b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。

c.同种原子：逐级电离能越来越大(即I1＜I2＜I3…)。

(3)电负性

①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。

②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。

③变化规律

金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。

在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。

深度思考

1.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”

(1)s区全部是金属元素(

) (2)共价化合物中，成键元素电负性大的表现为负价(

) (3)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(

) (4)第四周期元素中，锰原子价电子层中未成对电子数最多(

) [2016·海南，19－Ⅰ(A)]

(5)电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属(

) (6)电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，小于1.7时，一般形成共价键(

) 答案

(1)×

(2)√

(3)×

(4)×

(5)×

(6)√

2.根据前四周期元素原子核外电子排布特点，回答下列问题：

(1)价电子层有2个未成对电子的有________________________________________________________________________；

有3个未成对电子的有________。

(2)未成对电子数与周期数相等的元素有________。

答案

(1)C、Si、Ge、O、S、Se、Ti、Ni

N、P、As、V、Co (2)H、C、O、P、Fe 3.根据4s24p4回答问题：

该元素位于________区，为第________周期________族，是________元素(填名称)。

答案

p

四

ⅥA

硒

4.第四周期中，未成对电子数最多的元素是________(填名称)。

(1)它位于________族。

(2)核外电子排布式是________。

(3)它有________个能层，________个能级，________种运动状态不同的电子。

(4)价电子排布式________，价电子排布图_________________________________。

(5)属于________区。

答案

铬

(1)ⅥB (2)1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1

(3)4

7

24 (4)3d54s1

(5)d

5.为什么镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大？

答案

Mg：1s22s22p63s2

P：1s22s22p63s23p3。镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于全满或半满状态，相对比较稳定，失电子较难。用此观点可以解释N的第一电离能大于O，Zn的第一电离能大于Ga。

6.为什么Na容易形成＋1价离子，而Mg、Al分别易形成＋2价、＋3价离子？

答案

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个电子容易得多，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＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

特别提醒

(1)金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。

(2)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。

(3)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。

(4)同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。

题组一

元素周期律的准确判断

1.对Na、Mg、Al的有关性质的叙述不正确的是(

) A.第一电离能：Na＜Mg＜Al B.电负性：Na＜Mg＜Al C.还原性：Na＞Mg＞Al D.碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3

答案

A 解析

第一电离能同周期从左到右一般呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族元素的p轨道全空或半充满是较稳定结构，所以其电离能较相邻元素的略大。

2.下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：

①1s22s22p63s23p4

②1s22s22p63s23p3

③1s22s22p3

④1s22s22p5

则下列有关的比较中正确的是(

) A.第一电离能：④＞③＞②＞①

B.原子半径：④＞③＞②＞①

C.电负性：④＞③＞②＞①

D.最高正化合价：④＞③＝②＞①

答案

A 解析

由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。第一电离能为④＞③＞②＞①，A正确；B不正确，原子半径应是②最大，④最小；C不正确，电负性：④最大，②最小；D不正确，F无正价，最高正价：①＞②＝③。

3.A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述：①原子半径A＜B，②离子半径A＞B，③原子序数A＞B，④原子最外层电子数A＜B，⑤A的正价与B的负价绝对值一定相等，⑥A的电负性小于B的电负性，⑦A的第一电离能大于B的第一电离能。其中正确的是(

) A.①②⑦

C.③⑤

答案

B 解析

A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，则A在B的下一周期。①错误，因A原子半径大于同一主族的上一周期元素原子的半径，该原子的半径又大于同一周期的B原子的半径，所以原子半径A＞B；②错误，具有相同的电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小；⑦错误，A的第一电离能小于B的第一电离能。

题组二

元素推断与元素的逐级电离能

4.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol1)。

－B．③④⑥

D．③④⑤⑥⑦

R I1

740 I2

1 500 I3

7 700 I4

10 500 ……

下列关于元素R的判断中一定正确的是(

) ①R的最高正价为＋3价

②R元素位于元素周期表中第ⅡA族

③R元素第一电离能大于同周期相邻元素

④R元素基态原子的电子排布式为1s22s2

A.①②

C.③④

答案

B B．②③

D．①④

解析

由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距最大，故最外层有2个电子，最高正价为＋2价，位于第ⅡA族，可能为Be或Mg元素，故①错误，②正确；短周期第ⅡA族(ns2np0)的元素，因p轨道处于全空状态，比较稳定，故其第一电离能大于同周期相邻主族元素，③正确。

5.根据下列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列各题：

元素代号

Q R S T U

(1)在周期表中，最可能处于同一族的是________。

A.Q和R

C.T和U

E.R和U (2)下列离子的氧化性最弱的是________。

A.S2＋

C.T3＋

B．R2＋

D．U＋

B．S和T D．R和T I1

2 080 500 740 580 420 I2

4 000 4 600 1 500 1 800 3 100 I3

6 100 6 900 7 700 2 700 4 400 I4

9 400 9 500 10 500 11 600 5 900 (3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是________。

A.硼

B．铍

C．氦

D．氢

(4)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：________________________________________________________________________，

如果U元素是短周期元素，你估计它的第2次电离能飞跃数据将发生在失去第______个电子时。

(5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是__________，

其中________元素的第一电离能异常高的原因是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。

答案

(1)E

(2)D

(3)C (4)电子分层排布，各能层能量不同

10 (5)R＜S＜T

S

S元素的最外层电子处于s能级全充满状态，能量较低，比较稳定，失去第一个电子吸收的能量较多

解析

(1)根据电离能的变化趋势知，Q为稀有气体元素，R为第ⅠA族元素，S为第ⅡA族元素，T为第ⅢA族元素，U为第ⅠA族元素，所以R和U处于同一主族。

(2)由于U＋为第ⅠA族元素且比R电离能小，所以U＋的氧化性最弱。

(3)由于Q是稀有气体元素，所以氦的物理性质和化学性质与其最像。

(4)电离能的突跃变化，说明核外电子是分层排布的。若U是短周期元素，则U是Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1，由于2s22p6所处能层相同，所以它的第2次电离能飞跃数据发生在失去第10个电子时。

(5)同一周期，第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族比相邻元素要高，因为其最外层电子呈全充满或半充满结构。

题组三

电离能、电负性的综合应用

6.根据信息回答下列问题：

A.第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的最低能量。下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。

B.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认

为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：

元素Li 符号

电负1.0 性值

(1)认真分析信息A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断第三周期Na～Ar这几种元素中，Al的第一电离能的大小范围为______＜Al＜______(填元素符号)。

(2)信息A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是________周期________族。

(3)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有________性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是_________________ ________________________________________________________________________。

(4)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围是________________。

(5)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。

(6)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物，说出理由并写出判断的方法：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。

答案

(1)Na

Mg

(2)第五

第ⅠA (3)两

Be(OH)2＋2H===Be2＋2H2O、Be(OH)2＋2OH===BeO22＋2H2O

(4)0.9～1.5 ＋＋－－Be B C O F Na Al Si P S Cl 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 (5)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小

(6)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5(＜1.7)，所以形成共价键，为共价化合物；判断方法：将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物

解析

(1)由信息所给的图可以看出，同周期的ⅠA族元素的第一电离能最小，而第ⅢA族元素的第一电离能小于第ⅡA族元素的第一电离能，故Na＜Al＜Mg。(2)根据第一电离能的递变规律可以看出，图中所给元素中Rb的第一电离能最小，其在周期表中的位置为第五周期第ⅠA族。(3)根据对角线规则，Al(OH)3与Be(OH)2的性质相似，Be(OH)2应具有两性，根据

Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O可以类似地写出Be(OH)2与酸、碱反应的离子方程式。(4)根据电负性的递变规律：同周期元素，从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小可知，在同周期中电负性Na＜Mg＜Al，Be＞Mg＞Ca，最小范围应为0.9～1.5。(5)因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力的大小，所以电负性越大，原子吸引电子的能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。(6)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.5，根据信息，电负性差值若小于1.7，则形成共价键，所以AlCl3为共价化合物。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物不能导电。

正确表述元素周期律

项目

原子核外电子排布

原子半径

同周期(从左→右) 电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→7(第一周期1→2) 逐渐减小(0族除外) 最高正价由＋1→＋7 最低负价由－4→－1 得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱

第一电离能呈增大的趋势

电负性逐渐增大

金属性逐渐减弱

非金属性逐渐增强

氧化性逐渐增强

还原性逐渐减弱

碱性逐渐减弱

酸性逐渐增强

生成由难到易

稳定性逐渐增强

同主族(从上→下)

最外层电子数相同，电子层数递增

逐渐增大

最高正价＝主族序数(O、F除外)，非金属最低负价＝主族序数－8 得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强

第一电离能逐渐减小

电负性逐渐减小

金属性逐渐增强

非金属性逐渐减弱

氧化性逐渐减弱

还原性逐渐增强

碱性逐渐增强

酸性逐渐减弱

生成由易到难

稳定性逐渐减弱

元素主要化合价

原子得、失电子能力

元素的第一电离能

元素的电负性

元素金属性、非金属性

单质氧化性、还原性

最高价氧化物对应水化物的酸碱性

非金属气态氢化物的稳定性

(一)原子核外电子排布

1.[2016·全国卷Ⅰ，37(1)]基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]________，有________个未成对电子。

答案

(1)3d104s24p2

2 2.[2016·全国卷Ⅱ，37(1)]镍元素基态原子的电子排布式为______________，3d能级上的未成对电子数为________。

答案

1s22s22p63s23p63d84s2(或[Ar]3d84s2)

2 3.[2016·全国卷Ⅲ，37(1)]写出基态As原子的核外电子排布式：________________________________________________________________________。

答案

1s22s22p63s23p63d104s24p3(或[Ar]3d104s24p3) 4.[2015·全国卷Ⅰ，37(1)]处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用________形象化描述。在基态14C原子中，核外存在________对自旋相反的电子。

答案

电子云

2 5.[2014·新课标全国卷Ⅰ，37(2)]基态Fe原子有______个未成对电子。Fe3的电子排布式为＋______________。可用硫氰化钾检验Fe3，形成的配合物的颜色为＋________________________________________________________________________。

答案

4

1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)

红色

解析

基态Fe原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，其中3d轨道有4个轨道未充满，含有4个未成对电子。Fe原子失去4s轨道的2个电子和3d轨道的1个电子形成Fe3，则其电子排＋布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5。检验Fe3时，Fe3与SCN形成配合物而使溶液显红色。

＋＋－(二)原子结构与元素性质

6.[2016·全国卷Ⅰ，37(4)]Zn、Ge、O电负性由大到小的顺序是________________________________________________________________________。

答案

O＞Ge＞Zn 7.[2016·全国卷Ⅱ，37(3)]单质铜及镍都是由________键形成的晶体；元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 958 kJ·mol–1、INi＝1 753 kJ·mol1，ICu>INi的原因是－________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。

答案

金属

铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子

8.[2016·全国卷Ⅲ，37(2)]根据元素周期律，原子半径Ga________As，第一电离能

Ga________As。(填“大于”或“小于”) 答案

大于

小于

9.[2014·新课标全国卷Ⅱ，37(1)改编]在N、O、S中第一电离能最大的是________。

答案

N 10.[2013·新课标全国卷Ⅱ，37(2)]前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A和B的电子数相差为8；与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。

四种元素中第一电离能最小的是__________，电负性最大的是__________(填元素符号)。

答案

K

F －＋

1.元素“氦、铷、铯”等是用下列哪种科学方法发现的(

) A.红外光谱

C.原子光谱

答案

C 2.在核电荷数为26的元素Fe的原子核外3d、4s轨道内，下列电子排布图正确的是(

) B．质谱

D．核磁共振谱

答案

C 解析

核电荷数为26的Fe基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,3d有5个轨道，只有1个轨道排满两个电子，且自旋方向相反，其他4个轨道各排1个电子，4s轨道排满2个电子，且自旋方向相反，即C项正确。

3．下列说法中正确的是(

) A．随原子序数的递增，第三周期元素的电负性逐渐减小

B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大

C．在所有的元素中，氟的第一电离能最大

D．在所有的元素中，氟的电负性最大

答案

D 4．原子核外电子填充在6个轨道上的元素有(

) A．1种

C．3种

答案

B 解析

此元素可能的排布式为1s22s22p63s1或1s22s22p63s2，所以B正确，选B。

5．某元素基态原子的价电子排布式为3d54s2，则下列说法不正确的是(

) A．该元素为Mn元素

B．该元素原子核外有4个能层

C．该元素原子最外层共有7个电子

D．该元素属于d区元素

答案

C 6．当镁原子由1s22s22p63s2 →1s22s22p63p2时，以下认识正确的是(

) A．镁原子由基态转化成激发态，这一过程中吸收能量

B．镁原子由激发态转化成基态，这一过程中释放能量

C．转化后位于p能级上的两个电子处于同一轨道，且自旋方向相同

D．转化后镁原子与硅原子电子层结构相同，化学性质相似

答案

A 7．周期表中27号元素钴的方格中注明“3d74s2”，由此可以推断(

) A．它位于周期表的第四周期ⅡA族

B．它的基态核外电子排布式可简写为[Ar]4s2

C．Co2的核外价电子排布式为3d54s2

＋B．2种

D．4种

D．Co位于周期表中第9列

答案

D 解析

“3d74s2”为Co的价电子排布，其简写式中，也要注明3d轨道，B项错误；“7＋2＝9”，说明它位于周期表的第9列，D项正确；从左向右数，应为过渡元素，A项错误；失电子时，应失去最外层的电子，即先失4s上的电子，Co2的价电子排布为3d7，C项错误。

＋

8．下列说法中正确的是(

) A．所有非金属元素都分布在p区

B．最外层电子数为2的元素都分布在s区

C．元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素

D．同一主族元素从上到下，金属性呈周期性变化

答案

C 解析

非金属元素中氢在s区，其余非金属元素均分布在p区，A项错误；最外层电子数为2的元素可能在s区(如Mg)、p区(如He)或d区(如Ti、Fe)等，B项错误；同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，属递变性质而不是周期性变化，D项错误。

9．已知某元素原子的各级电离能数值如下：I1＝736 kJ·mol1，I2＝1 450 kJ·mol1，I3＝7 740 －－kJ·mol1，I4＝10 500 kJ·mol1，I5＝13 600 kJ·mol1，则该原子形成离子的化合价为(

) －－－A．＋1

C．＋3

答案

B 10．已知下列元素的原子半径

原子

半径(10

根据以上数据，磷原子的半径(10A．0.80

C．1.20

答案

B －10－10B．＋2 D．＋4 N m) 0.75 S 1.02 O 0.74 Si 1.17 m)可能是(

) B．1.10 D．0.70 解析

根据元素周期表的规律，同一周期，由左到右原子半径逐渐减小，同一主族，由上到下原子半径逐渐增大，则磷的半径应比硫的半径大，比硅的半径小，答案选B。

11．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是(

) 元素

最低化合价

电负性

A －4 2.5 B －2 2.5 C －1 3.0 D －2 3.5 E －1 4.0 A.C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>E

B．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子

C．元素B、C之间不可能形成化合物

D．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应

答案

D 解析

根据电负性和最低化合价，推知A为C元素、B为S元素、C为Cl元素、D为O元素、E为F元素。A项，C、D、E的氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF>H2O>HCl；B项，元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2,2p2上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同；C项，S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成S2Cl2等化合物；D项，Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2。

12．已知元素的某种性质“X”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出13种元素的X的数值：

元素

X的数值

元素

X的数值

试结合元素周期律知识完成下列问题：

(1)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的X差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlBr3中的化学键类型：____________。

(2)根据上表给出的数据，简述主族元素的X的数值大小与元素的金属性或非金属性强弱之间的关系：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________；

简述第二周期元素(除惰性气体外)的X的数值大小与原子半径之间的关系：________________________________________________________________________。

(3)请你预测Br与I元素的X数值的大小关系：________________。

(4)某有机化合物分子中含有S—N键，你认为该共用电子对偏向于________(填元素符号)原子。

答案

(1)共价键

(2)元素X的数值越大，元素的非金属性越强(或元素X的数值越小，元素的金属性越强)

原Al 1.5 Mg 1.2 B 2.0 Na 0.9 Be 1.5 O 3.5 C 2.5 P 2.1 Cl 2.8 S 2.5 F 4.0 Si 1.7 Li 1.0

子半径越小，X的数值越大

(3)Br大于I (4)N 解析

(1)根据表中数值，Al是1.5，Br小于2.8，所以Al和Br的X数值之差小于1.7，为共价键。(2)X相当于电负性，和电负性的变化规律相同。(4)因为S、C的X数值是2.5，N的X数值应大于2.5，所以该共用电子对偏向于N原子。

13．W、X、Y、Z、N是短周期元素，它们的核电荷数依次增大。

元素

W X Y Z N (1)W单质的化学元素性质或原子结构

原子核内无中子

原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等

元素的离子半径在该周期中最小

原子核外p能级上的电子总数比s能级上的电子总数多2 最外层电子数比次外层电子数少1 式为________，Z元素原子核外有________________________________________________________________________ 个原子轨道填充了电子。

(2)Y、Z和N三种元素第一电离能由大到小的顺序为____________(填元素符号)。

(3)X与Z两元素的电负性较大的是________(填元素符号)。

(4)Z元素原子共有________种不同运动状态的电子。

答案

(1)H2

8

(2)Cl>Si>Al

(3)O

(4)14 解析

原子核内无中子的元素是氢元素；原子核外s能级电子数与p能级电子数相等的是1s22s22p4(氧元素)；元素的离子半径在该周期中最小的是Al3，原子核外s能级电子数比p＋能级电子数少2的是1s22s22p63s23p2(硅元素)；最外层电子数比次外层电子数少1的是氯元素。核外有多少个电子就有多少种不同的运动状态。

14．我国发射的嫦娥卫星圆满完成了多项科学任务。月球上的主要矿物有辉石(CaMgSi2O6)、斜长石(KAlSi3O8)和橄榄石(可分为铁橄榄石(Fe2SiO4)、镁橄榄石(Mg2SiO4)、铁-镁橄榄石[(Mg·Fe)2SiO4])等。

(1)铁橄榄石中铁元素化合价为________，硅元素原子核外电子排布式为________________。

(2)硅元素的原子核外共有________种不同能级的电子，其原子最外层共有______种不同运动

状态的电子。

(3)月球上的上述主要矿物中，属于短周期元素的原子半径由大到小的顺序为__________(填元素符号)。

(4)某元素与氧元素同周期，且与氧元素组成的化合物中氧元素显＋2价，两者电负性关系是________(填元素符号)。

答案

(1)＋2

1s22s22p63s23p2

(2)5

4 (3)Mg>Al>Si>O

(4)F>O 解析

(1)根据氧元素为－2价、硅元素为＋4价，铁橄榄石Fe2SiO4中铁元素化合价为＋2价，硅元素原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p2。(2)硅元素原子核外有5种不同能级的电子，最外层有4种不同运动状态的电子。(3)属于短周期元素的是Mg、Al、Si、O。(4)与氧元素组成的化合物中氧元素显＋2价，说明电负性比氧元素更强，只有F元素。

15．下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：

(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子电子排布式：

___________________。

(2)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。

(3)o、p两元素的部分电离能数据如下表：

元素

电离能/kJ·mol

I1

I2

I3

比较两元素的I2、I3可知，气态o2再失去一个电子比气态p2再失去一个电子难。对此，你＋＋－1o 717 1 509 3 248 p 759 1 561 2 957 的解释是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。

(4)第三周期8种元素单质熔点高低的顺序如图1所示，其中电负性最大的是________(填图1

中的序号)。

(5)表中所列的某主族元素的电离能情况如图2所示，则该元素是__________(填元素符号)。

答案

(1)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2) (2)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量

(3)Mn2的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定

＋(4)2 (5)Al 解析

(2)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时以光(子)的形式释放能量。(3)o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，Mn2的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满结＋构，相对比较稳定，当其失去第3个电子时比较困难，而Fe2的基态电子排布式为＋1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满结构，故其失去第3个电子比较容易。(4)第三周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成原子晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，8种元素熔点最低的为氩，其次为氯，其中电负性最大的为氯。(5)由图可知，该元素的电离能I4

远大于I3，故为ⅢA族元素，应为Al。