第一章 原子结构与性质单元复习（教材深度精讲）

学而优教有方第一章原子结构与性质（教材深度精讲）【核心素养分析】1.宏观辨识与微观探析：通过认识原子结构及核外电子排布,知道原子核外电子的能层、能级及电子排布规律,了解电子云和原子轨道的概念，能结合能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则书写1-36号元素基态原子的核外电子排布式和轨道表示式，并说明含义，能说出元素电离能，电负性的含义，能列举周期表(律)的应用。2.证据推理与模型认知：结合原子模型的演变过程,掌握原子核外电子排布的构造原理,了解泡利原理、洪特规则、能量最低原理等，能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱。【知识导图】【目标导航】本章主要考查用原子结构理论分析和解决有关元素的性质问题，书写电子排布式、轨道表示式，用电离能、电负性等解释元素的某些性质。命题的重点仍将是对原子(或离子)结构中化学用语的考查，对概念的考查，以及对元素“位、构、性”关系的考查。题型为选择题和填空题，难度中等。【重难点精讲】一、能层与能级1、能层与能级的认识误区(1)任何能层均含有s能级,都是从s能级开始,且能级数与能层序数相同,但不是任何能层均含有任何能级。(2)能层就是电子层。(3)从第3能层开始出现d能级,且3d能级的能量大于4s能级。(4)4.每个能层最多容纳电子数是能层序数平方的二倍,但与实际填充的电子数不一定相同。2、判断能级能量高低的方法(1)首先看能层,一般能层序数越大,能量越高。(2)再看能级,同一能层中的各能级,能量由低到高的顺序是ns<np<nd<nf。(3)还要注意能级交错现象,即高能层的s、p能级的能量可能会小于低能层的d、f能级,如4s<3d,6p<5f等。3.能层、能级中的数量关系:(1)任一能层,能级数=能层序数,且总是从s能级开始。(2)以s、p、d、f……排序的各能级最多容纳的电子数依次为1、3、5、7……的二倍。(3)每个能层最多可容纳的电子数是能层序数的平方的二倍,即2n2。(4)能级符号相同的不同能级中所容纳的最多电子数相同。二、电子云和原子轨道1.电子云：(1)概念：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。(2)意义：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电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图(3)绘制电子云轮廓图的目的：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。例如，绘制电子云轮廓图时，把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来。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。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。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。(2)意义：各能级的一个伸展方向的电子云轮廓图即表示一个原子轨道说明：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,但半径不同。能层序数n越大,原子轨道的半径越大。②s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道,它们互相垂直,分别以px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。③原子轨道数与能层序数n的关系:原子轨道数目=n2。④人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为简并轨道。三、电子的运动状态与构造原理、和泡利原理、洪特规则、能量最低原理、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。原子核外电子排布的轨道能量顺序（2）多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律：①相同能层上原子轨道能量的高低：ns<np<nd<nf。②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s……③能层和形状均相同的原子轨道能量相等，例如2px、2py、2pz轨道的能量相等。④能级交错规律：ns<(n-2)f<(n-1)d<np。2.基态原子的核外电子排布规律（1）能量最低原理：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）泡利原理：一个原子轨道中最多只能容纳2个电子，并且这两个电子的自旋取向相反。（3）洪特规则：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。洪特规则的特例：在处于等价轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)的状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。如Cr:[Ar]3d54s1、Cu:[Ar]3d104s1。3、电子排布式的书写方法(1)简单原子的电子排布式：按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。如6C:1s22s22p2。(2)复杂原子的核外电子排布式：先按能级由低到高填充电子，再将同一能层的能级按s、p、d、f顺序排列。(3)特殊原子的电子排布式：当p、d、f能级处于全空、全充满或半充满状态时,能量相对较低,原子结构较稳定。(4)简化电子排布式：为了避免电子排布式过于烦琐,可以把内层电子达到稀有气体电子层结构的部分,以相应稀有气体元素符号外加方括号来表示。(5)简单离子电子排布式的书写：先写原子的电子排布式,然后再得失电子,写出对应离子的电子排布式。如:O2-的电子排布式,先写O原子的电子排布式为1s22s22p4,再得2个电子填充于2p能级,则O2-的电子排布式为1s22s22p6。Fe3+的电子排布式,先写Fe原子的电子排布式为[Ar]3d64s2,再失去3个电子(由外层向内层失去电子)得到Fe3+电子排布式为[Ar]3d5,而不能先失去3d上的3个电子,再按能层顺序写成[Ar]3d34s2。4.基态原子（离子）核外电子排布的表示方法表示方法以硫原子为例电子排布式1s22s22p63s23p4简化电子排布式[Ne]3s23p4电子排布图（或轨道表示式）价电子排布式或轨道表示式3s23p4离子（S2-）的电子、价电子排布式1s22s22p63s23p63s23p65.核外电子排布式与原子结构示意图、轨道表示式的关系原子结构示意图→电子排布式→轨道表示式逐步细化核外电子的运动状态。6.电子排布式书写的易错点(1)电子排布式的书写:①要依据构造原理来完成;②对于副族元素要注意能级交错;③要注意“价电子排布”“核外电子排布”的区别;④关注原子电子排布式与离子电子排布式的区别。(2)并不是所有的原子核外电子的排布都遵循构造原理。Cr原子和Cu原子具有特殊性Cr:[Ar]3d54s1,Cu:[Ar]3d104s1。(3)与化合价有关的电子叫价层电子,价层电子并不都是指原子的最外层电子,主族元素的价层电子就是最外层电子,但过渡元素的价层电子包括最外层s电子,次外层d电子,有的还包括倒数第三层f电子。(4)书写电子排布式时,同一能层按能级由低到高顺序连在一起。如基态Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,而不能写成1s22s22p63s23p64s23d6。(5)在原子失去价电子时,并不都是按照填充的相反顺序失去,而是按电子排布式顺序从外层向内层失去。如基态Fe3+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5,即Fe→Fe3+是失去4s能级上的两个电子和3d能级上的一个电子。(6)在画基态原子的轨道表示式时,常出现以下错误:①(违反能量最低原理);②(违反泡利原理);③(违反洪特规则);④(违反洪特规则);⑤画轨道表示式时,不能省略空轨道。如C的轨道表示式应为,而不是。7.1~36号元素中原子核外电子排布的特殊性。(1)最外层只有一个未成对电子的元素:①第ⅠA族(ns1:H、Li、Na、K);②第ⅢA族(ns2np1:B、Al、Ga);③第ⅦA族(ns2np5:F、Cl、Br);④Cr(3d54s1)和Cu(3d104s1)。(2)最外层有2个未成对电子的元素:①第ⅣA族(ns2np2:C、Si、Ge);②第ⅥA族(ns2np4:O、S、Se)。(3)最外层有3个未成对电子的元素:第ⅤA族(ns2np3:N、P、As)。(4)3d能级半充满的元素:Cr(3d54s1)和Mn(3d54s2)。四、元素周期表1.元素“位”“构”“性”的关系元素在周期表中的位置、元素的原子结构和元素的性质有下图所示的关系。2．三者的推断关系(1)结构与位置的互推①明确四个关系式a．电子层数＝周期序数。b．质子数＝原子序数。c．最外层电子数＝主族序数。d．主族元素的最高正价＝最外层电子数。最低负价＝－|8－最外层电子数|。②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律a．各周期所能容纳元素种数。b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置。c．同族上下相邻元素原子序数的关系。(2)性质与位置互推熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。主要包括：①元素的金属性、非金属性。②气态氢化物的稳定性。③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。④金属与H2O或酸反应的难易程度。3．结构和性质的互推(1)最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。(2)原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。(3)同主族元素最外层电子数相同，性质相似。4.元素周期表中的有关规律(1)原子序数序差规律①同主族、邻周期元素的原子序数差元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目②同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差周期序数1234567原子序数差无1111112525(2)元素化合价规律①主族元素的最高正化合价=它所在的族序数=最外层电子数(即价电子数),但要注意F无正价,O一般不显正价。②只有非金属元素才有负价,非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。③若某原子的最外层电子数为奇数(m),则正常化合价为奇数,从+1价到+m价,若出现偶数则为非正常化合价,其氧化物为不成盐氧化物,如NO、NO2。④若某原子的最外层电子数为偶数(n),则元素的正常化合价为一系列偶数,例如S-2(3)微粒半径大小比较的一般规律①同周期(除0族外)，随原子序数的递增,原子半径由大到小，如Na>Mg>Al；②同主族，随原子序数的递增,原子半径、离子半径由小到大，如Li<Na<K;Li+<Na+<K+；③具有相同核外电子排布的微粒，核电荷数越大,微粒的半径越小（阴前阳下，径小序大），如Al3+<Mg2+<Na+<F-<O2-；④同种元素形成的微粒，阳离子<原子<阴离子,价态越高,微粒的半径越小，如H+<H<H-;Fe3+<Fe2+<Fe。(4)元素种类判断规律①周期元素种类：设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为；偶数周期为。如第3周期为种，第4周期为种。②族“m-2”非金属元素种类判断规律：任何一主族中，非金属元素种类＝（族序数－2）的绝对值(5)对角线规律金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。(6)相似规律：①相邻相似：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律；②同族相似；由于同族元素的最外层电子数相等，故同族元素性质相似。③对角相似：①沿表中金属与非金属分界线方向（），对角相邻的两主族元素（都是金属或非金属）性质（金属性或非金属性）相近．②元素周期表中左上右下（）相邻的两金属元素的离子半径相近．(7)递变规律：①同周递变：同一周期的元素从左到右，随着核电荷数的递增，最外层电子数依次增多，原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，所以，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。②同族递变：同一主族的元素从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。③三角递变；所谓“三角递变”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的递变规律。如：原子序数Z(C)>Z(B)>Z(A)；原子半径r(C)>r(A)>r(B)；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C，单质的氧化性B>A>C等。(8)“定性”规律：若主族元素族数为m，周期数为n，则：①＜1时为金属，值越小，金属性越强；②＞1时是非金属，越大非金属性越强；③＝1时多为两性元素5.金属性和非金属性强弱的判断方法一表两序元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强”金属活动性顺序：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱非金属活动性顺序：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性减弱三反应置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强氧化性金属离子的氧化性越弱，对应元素的金属性越强还原性非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应元素的非金属性越强两池原电池：一般情况下，负极材料的金属性强于正极电解池：在阳极首先放电的阴离子，其对应元素的非金属性弱；在阴极首先放电的阳离子，其对应元素的金属性弱；第一电离能第一电离能越小，元素的金属性越强（注意第ⅡA族和第ⅢA族的元素例外）；第一电离能越大，元素的非金属性越强（注意第ⅡA族和第ⅢA族的元素例外）电负性电负性越小，元素的金属性越强；电负性越大，元素的非金属性越强五、元素周期律1.电离能（1）元素第一电离能的周期性变化规律。一般规律同一周期,随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈现增大的趋势,稀有气体元素的第一电离能最大,碱金属元素的第一电离能最小;但要注意第ⅡA族和第ⅢA族的反常，如I1(Be)>I1(B)，I1(Mg)>I1(Al)；第ⅤA族和第ⅥA族的反常，如I1(N)>I1(O)，I1(P)>I1(S)。同一主族,从上到下，随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小特殊情况第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。如同周期主族元素,第ⅡA族元素的原子最外层s能级全充满、ⅤA族元素的原子最外层p能级半充满,比较稳定,所以其第一电离能大于同周期相邻的主族元素（2）逐级电离能变化规律①同一元素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（3）电离能的应用①推断元素原子的核外电子排布，例如：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。2.电负性（1）电负性大小判断。规律在周期表中,同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大,同主族从上往下逐渐减小方法常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小,如O与Cl的电负性比较:①HClO中Cl为+1价、O为-2价,可知O的电负性大于Cl;②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物,可知O的电负性大于Cl（2）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”(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。注：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。3.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。原子结构或性质同一周期(从左到右)同一主族(从上到下)最高价氧化物对应的水化物的酸碱性酸性增强减弱碱性减弱增强气态氢化物的稳定性增强减弱第一电离能增大(但ⅡA族>ⅢA族,ⅤA族>ⅥA族)减小电负性变大变小六、元素推断常用技巧1.元素推断的一般思路2．推断题要点总结(1)结构与位置互推是解题的核心①掌握四个关系式：a.电子层数＝周期数；b.质子数＝原子序数；c.最外层电子数＝主族序数；d.主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)，负价＝主族序数－8。②熟练掌握周期表的结构及周期表中的一些特殊规律a．“凹”型结构的“三短四长，七主七副八零完”；b.各周期元素种类；c.稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；d.同主族上下相邻元素原子序数的关系。(2)利用常见元素及其化合物的特征①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中存在的硬度最大的物质的元素、气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。②空气中含量最多的元素、气态氢化物水溶液呈碱性的元素：N。③地壳中含量最多的元素：O。④常见的具有漂白性的物质：氯水、SO2、Na2O2、双氧水等。⑤单质是最活泼的非金属元素、无正价的元素或无含氧酸的非金属元素、气态氢化物的水溶液可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素、阴离子还原性最弱的元素：F。⑥单质密度最小的元素：H；密度最小的金属元素：Li。⑦常温下单质呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。⑧最高价氧化物及其水化物既能与强酸又能与强碱反应的元素：Al。⑨元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能化合的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：S。⑩元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。(3)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。稀有气体元素原子电子层结构与同周期非金属元素原子形成阴离子的电子层结构相同,与下一周期某些金属元素原子形成阳离子的电子层结构相同。①与He电子层结构相同的离子有H－、Li＋、Be2＋等。②与Ne电子层结构相同的离子有F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋等。③与Ar电子层结构相同的离子有Cl－、S2－、K＋、Ca2＋等。(4)由基态原子的价电子排布式给元素定位。①周期序数＝电子层数(能层序数)＝最高能层序数②主族元素的族序数＝价电子数③第ⅢB族～第ⅦB族的价电子排布式为(n－1)d1～10ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝价电子数。如锰的价电子排布式为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。④第ⅠB族和第ⅡB族的价电子排布式为(n-1)d10ns1~2,族序数=ns能级上的电子数。【典题精练】考点1、考查原子结构与性质的化学用语的正误判断例1．（2022秋·浙江·高二校联考期中）下列表示正确的是A．中子数为176的某核素： B．基态锌原子的价层电子排布式：C．的结构示意图： D．基态氮原子的轨道表示式：考点2、考查原子能量高低的判断例2．（2022秋·湖北十堰·高三校联考期中）在一个基态多电子原子中，下列说法正确的是A．K层上的电子能量比L层上的电子能量低B．激发态原子释放能量一定变成基态原子C．不可能有2个能量完全相同的电子D．若3d能级上只有2个电子，其能量不相同考点3、考查核外电子运动状态的判断例3．（2022春·新疆乌鲁木齐·高二乌鲁木齐市第70中校考期中）某核素核外共有15个不同运动状态的电子，以下说法正确的是A．该元素的最高价氧化物的水化物为强酸B．原子中有3种能量不同的电子，9种不同的空间运动状态C．若将该原子的电子排布式写成1s22s22p63s23p3p，它违背了泡利原理D．该基态原子中能量最高的电子的电子云的形状为哑铃形考点4、考查元素周期表中规律的应用例4．（2022春·云南·高二校联考期中）在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图所示)的有些性质是相似的，下列说法错误的是A．微溶于水，故也微溶于水B．与反应生成，故B与反应生成C．与反应生成，故与反应生成D．与氢氧化钠溶液反应生成，故与氢氧化钠溶液反应生成考点5、考查元素的推断与性质例5．（2023秋·辽宁丹东·高二统考期末）A、B、C、D是原子序数依次增大的四种短周期主族元素，E为第四周期元素，其元素性质或原子结构如下：元素元素性质或原子结构A核外电子只有一种运动状态Bp能级电子数比s能级电子数多1C基态原子电离能：，，，D最外层电子中不同形状轨道中电子数相等E前四周期中电负性最小的元素下列说法中正确的是A．离子半径由大到小的顺序：B．电负性由大到小的顺序：C．简单氢化物的稳定性：D．第一电离能：

第一章原子结构与性质（教材深度精讲）【核心素养分析】1.宏观辨识与微观探析：通过认识原子结构及核外电子排布,知道原子核外电子的能层、能级及电子排布规律,了解电子云和原子轨道的概念，能结合能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则书写1-36号元素基态原子的核外电子排布式和轨道表示式，并说明含义，能说出元素电离能，电负性的含义，能列举周期表(律)的应用。2.证据推理与模型认知：结合原子模型的演变过程,掌握原子核外电子排布的构造原理,了解泡利原理、洪特规则、能量最低原理等，能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱。【知识导图】【目标导航】本章主要考查用原子结构理论分析和解决有关元素的性质问题，书写电子排布式、轨道表示式，用电离能、电负性等解释元素的某些性质。命题的重点仍将是对原子(或离子)结构中化学用语的考查，对概念的考查，以及对元素“位、构、性”关系的考查。题型为选择题和填空题，难度中等。【重难点精讲】一、能层与能级1、能层与能级的认识误区(1)任何能层均含有s能级,都是从s能级开始,且能级数与能层序数相同,但不是任何能层均含有任何能级。(2)能层就是电子层。(3)从第3能层开始出现d能级,且3d能级的能量大于4s能级。(4)4.每个能层最多容纳电子数是能层序数平方的二倍,但与实际填充的电子数不一定相同。2、判断能级能量高低的方法(1)首先看能层,一般能层序数越大,能量越高。(2)再看能级,同一能层中的各能级,能量由低到高的顺序是ns<np<nd<nf。(3)还要注意能级交错现象,即高能层的s、p能级的能量可能会小于低能层的d、f能级,如4s<3d,6p<5f等。3.能层、能级中的数量关系:(1)任一能层,能级数=能层序数,且总是从s能级开始。(2)以s、p、d、f……排序的各能级最多容纳的电子数依次为1、3、5、7……的二倍。(3)每个能层最多可容纳的电子数是能层序数的平方的二倍,即2n2。(4)能级符号相同的不同能级中所容纳的最多电子数相同。二、电子云和原子轨道1.电子云：(1)概念：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。(2)意义：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电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图(3)绘制电子云轮廓图的目的：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。例如，绘制电子云轮廓图时，把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来。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。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。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。(2)意义：各能级的一个伸展方向的电子云轮廓图即表示一个原子轨道说明：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,但半径不同。能层序数n越大,原子轨道的半径越大。②s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道,它们互相垂直,分别以px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。③原子轨道数与能层序数n的关系:原子轨道数目=n2。④人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为简并轨道。三、电子的运动状态与构造原理、和泡利原理、洪特规则、能量最低原理、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。原子核外电子排布的轨道能量顺序（2）多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律：①相同能层上原子轨道能量的高低：ns<np<nd<nf。②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s……③能层和形状均相同的原子轨道能量相等，例如2px、2py、2pz轨道的能量相等。④能级交错规律：ns<(n-2)f<(n-1)d<np。2.基态原子的核外电子排布规律（1）能量最低原理：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）泡利原理：一个原子轨道中最多只能容纳2个电子，并且这两个电子的自旋取向相反。（3）洪特规则：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。洪特规则的特例：在处于等价轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)的状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。如Cr:[Ar]3d54s1、Cu:[Ar]3d104s1。3、电子排布式的书写方法(1)简单原子的电子排布式：按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。如6C:1s22s22p2。(2)复杂原子的核外电子排布式：先按能级由低到高填充电子，再将同一能层的能级按s、p、d、f顺序排列。(3)特殊原子的电子排布式：当p、d、f能级处于全空、全充满或半充满状态时,能量相对较低,原子结构较稳定。(4)简化电子排布式：为了避免电子排布式过于烦琐,可以把内层电子达到稀有气体电子层结构的部分,以相应稀有气体元素符号外加方括号来表示。(5)简单离子电子排布式的书写：先写原子的电子排布式,然后再得失电子,写出对应离子的电子排布式。如:O2-的电子排布式,先写O原子的电子排布式为1s22s22p4,再得2个电子填充于2p能级,则O2-的电子排布式为1s22s22p6。Fe3+的电子排布式,先写Fe原子的电子排布式为[Ar]3d64s2,再失去3个电子(由外层向内层失去电子)得到Fe3+电子排布式为[Ar]3d5,而不能先失去3d上的3个电子,再按能层顺序写成[Ar]3d34s2。4.基态原子（离子）核外电子排布的表示方法表示方法以硫原子为例电子排布式1s22s22p63s23p4简化电子排布式[Ne]3s23p4电子排布图（或轨道表示式）价电子排布式或轨道表示式3s23p4离子（S2-）的电子、价电子排布式1s22s22p63s23p63s23p65.核外电子排布式与原子结构示意图、轨道表示式的关系原子结构示意图→电子排布式→轨道表示式逐步细化核外电子的运动状态。6.电子排布式书写的易错点(1)电子排布式的书写:①要依据构造原理来完成;②对于副族元素要注意能级交错;③要注意“价电子排布”“核外电子排布”的区别;④关注原子电子排布式与离子电子排布式的区别。(2)并不是所有的原子核外电子的排布都遵循构造原理。Cr原子和Cu原子具有特殊性Cr:[Ar]3d54s1,Cu:[Ar]3d104s1。(3)与化合价有关的电子叫价层电子,价层电子并不都是指原子的最外层电子,主族元素的价层电子就是最外层电子,但过渡元素的价层电子包括最外层s电子,次外层d电子,有的还包括倒数第三层f电子。(4)书写电子排布式时,同一能层按能级由低到高顺序连在一起。如基态Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,而不能写成1s22s22p63s23p64s23d6。(5)在原子失去价电子时,并不都是按照填充的相反顺序失去,而是按电子排布式顺序从外层向内层失去。如基态Fe3+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5,即Fe→Fe3+是失去4s能级上的两个电子和3d能级上的一个电子。(6)在画基态原子的轨道表示式时,常出现以下错误:①(违反能量最低原理);②(违反泡利原理);③(违反洪特规则);④(违反洪特规则);⑤画轨道表示式时,不能省略空轨道。如C的轨道表示式应为,而不是。7.1~36号元素中原子核外电子排布的特殊性。(1)最外层只有一个未成对电子的元素:①第ⅠA族(ns1:H、Li、Na、K);②第ⅢA族(ns2np1:B、Al、Ga);③第ⅦA族(ns2np5:F、Cl、Br);④Cr(3d54s1)和Cu(3d104s1)。(2)最外层有2个未成对电子的元素:①第ⅣA族(ns2np2:C、Si、Ge);②第ⅥA族(ns2np4:O、S、Se)。(3)最外层有3个未成对电子的元素:第ⅤA族(ns2np3:N、P、As)。(4)3d能级半充满的元素:Cr(3d54s1)和Mn(3d54s2)。四、元素周期表1.元素“位”“构”“性”的关系元素在周期表中的位置、元素的原子结构和元素的性质有下图所示的关系。2．三者的推断关系(1)结构与位置的互推①明确四个关系式a．电子层数＝周期序数。b．质子数＝原子序数。c．最外层电子数＝主族序数。d．主族元素的最高正价＝最外层电子数。最低负价＝－|8－最外层电子数|。②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律a．各周期所能容纳元素种数。b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置。c．同族上下相邻元素原子序数的关系。(2)性质与位置互推熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。主要包括：①元素的金属性、非金属性。②气态氢化物的稳定性。③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。④金属与H2O或酸反应的难易程度。3．结构和性质的互推(1)最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。(2)原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。(3)同主族元素最外层电子数相同，性质相似。4.元素周期表中的有关规律(1)原子序数序差规律①同主族、邻周期元素的原子序数差元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目②同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差周期序数1234567原子序数差无1111112525(2)元素化合价规律①主族元素的最高正化合价=它所在的族序数=最外层电子数(即价电子数),但要注意F无正价,O一般不显正价。②只有非金属元素才有负价,非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。③若某原子的最外层电子数为奇数(m),则正常化合价为奇数,从+1价到+m价,若出现偶数则为非正常化合价,其氧化物为不成盐氧化物,如NO、NO2。④若某原子的最外层电子数为偶数(n),则元素的正常化合价为一系列偶数,例如S-2(3)微粒半径大小比较的一般规律①同周期(除0族外)，随原子序数的递增,原子半径由大到小，如Na>Mg>Al；②同主族，随原子序数的递增,原子半径、离子半径由小到大，如Li<Na<K;Li+<Na+<K+；③具有相同核外电子排布的微粒，核电荷数越大,微粒的半径越小（阴前阳下，径小序大），如Al3+<Mg2+<Na+<F-<O2-；④同种元素形成的微粒，阳离子<原子<阴离子,价态越高,微粒的半径越小，如H+<H<H-;Fe3+<Fe2+<Fe。(4)元素种类判断规律①周期元素种类：设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为；偶数周期为。如第3周期为种，第4周期为种。②族“m-2”非金属元素种类判断规律：任何一主族中，非金属元素种类＝（族序数－2）的绝对值(5)对角线规律金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。(6)相似规律：①相邻相似：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律；②同族相似；由于同族元素的最外层电子数相等，故同族元素性质相似。③对角相似：①沿表中金属与非金属分界线方向（），对角相邻的两主族元素（都是金属或非金属）性质（金属性或非金属性）相近．②元素周期表中左上右下（）相邻的两金属元素的离子半径相近．(7)递变规律：①同周递变：同一周期的元素从左到右，随着核电荷数的递增，最外层电子数依次增多，原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，所以，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。②同族递变：同一主族的元素从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。③三角递变；所谓“三角递变”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的递变规律。如：原子序数Z(C)>Z(B)>Z(A)；原子半径r(C)>r(A)>r(B)；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C，单质的氧化性B>A>C等。(8)“定性”规律：若主族元素族数为m，周期数为n，则：①＜1时为金属，值越小，金属性越强；②＞1时是非金属，越大非金属性越强；③＝1时多为两性元素5.金属性和非金属性强弱的判断方法一表两序元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强”金属活动性顺序：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱非金属活动性顺序：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性减弱三反应置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强氧化性金属离子的氧化性越弱，对应元素的金属性越强还原性非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应元素的非金属性越强两池原电池：一般情况下，负极材料的金属性强于正极电解池：在阳极首先放电的阴离子，其对应元素的非金属性弱；在阴极首先放电的阳离子，其对应元素的金属性弱；第一电离能第一电离能越小，元素的金属性越强（注意第ⅡA族和第ⅢA族的元素例外）；第一电离能越大，元素的非金属性越强（注意第ⅡA族和第ⅢA族的元素例外）电负性电负性越小，元素的金属性越强；电负性越大，元素的非金属性越强五、元素周期律1.电离能（1）元素第一电离能的周期性变化规律。一般规律同一周期,随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈现增大的趋势,稀有气体元素的第一电离能最大,碱金属元素的第一电离能最小;但要注意第ⅡA族和第ⅢA族的反常，如I1(Be)>I1(B)，I1(Mg)>I1(Al)；第ⅤA族和第ⅥA族的反常，如I1(N)>I1(O)，I1(P)>I1(S)。同一主族,从上到下，随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小特殊情况第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。如同周期主族元素,第ⅡA族元素的原子最外层s能级全充满、ⅤA族元素的原子最外层p能级半充满,比较稳定,所以其第一电离能大于同周期相邻的主族元素（2）逐级电离能变化规律①同一元素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（3）电离能的应用①推断元素原子的核外电子排布，例如：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。2.电负性（1）电负性大小判断。规律在周期表中,同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大,同主族从上往下逐渐减小方法常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小,如O与Cl的电负性比较:①HClO中Cl为+1价、O为-2价,可知O的电负性大于Cl;②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物,可知O的电负性大于Cl（2）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”(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。注：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。3.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。原子结构或性质同一周期(从左到右)同一主族(从上到下)最高价氧化物对应的水化物的酸碱性酸性增强减弱碱性减弱增强气态氢化物的稳定性增强减弱第一电离能增大(但ⅡA族>ⅢA族,ⅤA族>ⅥA族)减小电负性变大变小六、元素推断常用技巧1.元素推断的一般思路2．推断题要点总结(1)结构与位置互推是解题的核心①掌握四个关系式：a.电子层数＝周期数；b.质子数＝原子序数；c.最外层电子数＝主族序数；d.主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)，负价＝主族序数－8。②熟练掌握周期表的结构及周期表中的一些特殊规律a．“凹”型结构的“三短四长，七主七副八零完”；b.各周期元素种类；c.稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；d.同主族上下相邻元素原子序数的关系。(2)利用常见元素及其化合物的特征①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中存在的硬度最大的物质的元素、气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。②空气中含量最多的元素、气态氢化物水溶液呈碱性的元素：N。③地壳中含量最多的元素：O。④常见的具有漂白性的物质：氯水、SO2、Na2O2、双氧水等。⑤单质是最活泼的非金属元素、无正价的元素或无含氧酸的非金属元素、气态氢化物的水溶液可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素、阴离子还原性最弱的元素：F。⑥单质密度最小的元素：H；密度最小的金属元素：Li。⑦常温下单质呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。⑧最高价氧化物及其水化物既能与强酸又能与强碱反应的元素：Al。⑨元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能化合的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：S。⑩元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。(3)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。稀有气体元素原子电子层结构与同周期非金属元素原子形成阴离子的电子层结构相同,与下一周期某些金属元素原子形成阳离子的电子层结构相同。①与He电子层结构相同的离子有H－、Li＋、Be2＋等。②与Ne电子层结构相同的离子有F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋等。③与Ar电子层结构相同的离子有Cl－、S2－、K＋、Ca2＋等。(4)由基态原子的价电子排布式给元素定位。①周期序数＝电子层数(能层序数)＝最高能层序数②主族元素的族序数＝价电子数③第ⅢB族～第ⅦB族的价电子排布式为(n－1)d1～10ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝价电子数。如锰的价电子排布式为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。④第ⅠB族和第ⅡB族的价电子排布式为(n-1)d10ns1~2,族序数=ns能级上的电子数。【典题精练】考点1、考查原子结构与性质的化学用语的正误判断例1．（2022秋·浙江·高二校联考期中）下列表示正确的是A．中子数为176的某核素： B．基态锌原子的价层电子排布式：C．的结构示意图： D．基态氮原子的轨道表示式：【解析】A．中子数为176的某核素：，故A错误；B．基态锌原子是30号元素，价层电子排布式：，故B正确；C．是在26个电子的基础上失去3个电子，应该还有23个电子，故C错误；D．基态氮原子的轨道表示式：，违背了洪特规则，故D错误；故选B。【答案】B【易错提醒】在画基态原子的轨道表示式时,常出现以下错误:①(违反能量最低原理);②(违反泡利原理);③(违反洪特规则);④(违反洪特规则);⑤画轨道表示式时,不能省略空轨道。如C的轨道表示式应为,而不是。考点2、考查原子能量高低的判断例2．（2022秋·湖北十堰·高三校联考期中）在一个基态多电子原子中，下列说法正确的是A．K层上的电子能量比L层上的电子能量低B．激发态原子释放能量一定变成基态原子C．不可能有2个能量完全相同的电子D．若3d能级上只有2个电子，其能量不相同【解析】A．根据构造原理可知，离核越远