1、考纲展示 考点关注(1)了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136号)原子核外电子排布。了解原子核外电子的运动状态(2)了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质(3)了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用(4)了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系(1)核外电子排布式、价层电子排布式的书写(2)比较元素第一电离能的大小，根据元素的第一电离能推断原子结构(3)元素电负性大小的比较和元素性质的关系(4)根据原子结构考查元素的推断 1能层与能级能层(n)一 二 三 四 五 符号 K L M N O 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4
2、p 4d 4f 5s 最多容纳电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 2s 8 18 32 2n2 2.原子轨道原子轨道 轨道形状s电子的原子轨道呈球形对称p电子的原子轨道呈纺锤形各能级上的原子轨道数目ns能级上1个np能级上3个nd能级上5个nf能级上7个能量关系相同能层上原子轨道能量的高低：nsnpndnf。形状相同的原子轨道能量的高低：1s2s3s4s同一能层内形状相同而伸展方向 不同的原子轨道的能量相等，如 2px、2py、2pz轨道的能量相等。3原子核外电子排布规律(1)能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。(2)泡利原理：1个
3、原子轨道里最多容纳2个电子，且它们的自旋状态相反。(3)洪特规则：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。(4)构造原理示意图：4基态原子核外电子排布的表示方法表示方法 举例 原子结构示意图 电子式 表示方法 举例 电子排布式 S：1s22s22p63s23p4 简化电子排布式 Ne3s23p4 电子排布图 特别提醒出现d轨道时，虽然电子排布按ns、(n1)d、np的顺序填充，但书写电子式时，仍把(n1)d放在ns前。如Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 正确，Cr：1s22s22p63s23p64s13d5 错误。例1 A、B、
4、C、D、E代表5种元素。请填空：(1)A元素基态原子的最外层有3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_。解析 本题考查原子的核外电子排布。(1)A元素基态原子的电子排布图由题意可写成：，可见该元素核外有7个电子，为氮元素，其元素符号为N。(2)B、C的电子层结构都与Ar相同，即核
5、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26号元素Fe。(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。答案 (1)N(2)Cl K(3)Fe 1s22s22p63s23p63d64s2或Ar3d64s2(4)Cu 1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1 11.下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是()A原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为
6、1s22s2的Y原子B原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子C2p轨道上有一个空轨道的X原子与3p轨道上有一个空轨道的Y原子D最外层都只有一个电子的X、Y原子答案：C解析：A中1s2结构的原子为He,1s22s2结构的原子为Be，两者性质不相似；B项X原子为Mg，Y原子N层上有2个电子的有多种，如第4周期中Ca、Fe等都符合，化学性质不一定相似；C项均为A族元素，同主族元素，化学性质一定相似；D项最外层只有1个电子的第A族元素可以，过渡元素中也有很多最外层只有1个电子的，故性质不一定相似。12.下列说法错误的是()Ans电子的能量不一定高于(n1)p电子的能量B
7、6C的电子排布式1s22s22p违反了洪特规则C电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理D电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理答案：A解析：A项，关键在于熟记构造原理，各能级能量的大小顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5sns电子的能量一定高于(n1)p电子的能量；B项，对于C原子来说，2p能级有3个能量相同的原子轨道，最后2个电子应该以自旋状态相同的方式分布在两个不同的2p轨道上，违反了洪特规则；C项，根据轨道能量高低顺序可知E4sE3d，对于21Sc来说，最后3个电子应先排满4s轨道，再排3d轨道，应为1s22s22p
8、63s23p63d14s2，故违反了能量最低原理；D项，对于22Ti来说，3p能级共有3个轨道，最多可以排6个电子，如果排10个电子，则违反了泡利原理。13.下列原子构成的单质中既能与稀硫酸反应又能与烧碱溶液反应且都产生H2的是()A核内无中子的原子B外围电子排布为3s23p3的原子C最外层电子数等于倒数第三层的电子数的原子DN层上无电子，最外层的电子数等于电子层数的金属原子答案：D解析：A项，核内无中子的原子是氢；B项，外围电子排布为3s23p3的原子是磷；C项，最外层电子数等于倒数第三层的电子数的原子是镁，镁与碱不反应；D项，N层上无电子，最外层的电子数等于电子层数的金属原子是铍或铝，根据
9、对角线规则，铍与铝的性质相似，均可与酸、碱反应。1元素周期表中每周期所含元素种数周期 元素种数 各周期增加的能级 电子最大容量 一 2 1s 2 二 8 2s 2p 8 三 8 3s 3p 8 四 18 4s 3d 4p 18 五 18 5s 4d 5p 18 六 32 6s 4f 5d 6p 32 七 32(未完)7s 5f 6d(未完)未满 2周期表的分区与原子的价电子排布的关系分区 元素分布 外围电子排布 s区 A族、A族 ns12 p区 A族A族、0族 ns2np16(He除外)d区 B族B族、族(n1)d19ns12(除钯外)ds区 B族、B族(n1)d10ns12 f区 镧系、锕系
10、(n2)f014(n1)d02ns2 例2 已知元素周期表中共有18个纵行，下图中实线表示元素周期表的边界。按电子排布，可把周期表里的元素划分为几个区，s区、p区、d区、ds区等，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入的电子的能级符号。(1)请在图中用实线画出s、p、d、ds区的边界线，并分别用阴影表示d区和ds区。(2)有同学受这种划分的启发，认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在另一区，你认为应排在_区。(3)请在元素周期表中用元素符号标出4s能级半充满的元素。(4)请利用电子排布的相关知识解释Fe3比Fe2稳定的原因：_。(5)随着科学技术的发展，不断有新的元素被发现。若把第七周期排
11、满，则该周期共有_种元素。某同学受镧系、锕系元素排列方式的启发，将元素周期表设计成下列更简明的形式，把118种元素全部排列在内，表中除A、B、C、D外每个位置只表示一种元素。则该表中的A位置包含_(填数字)种元素。C位置中的元素是否全部是金属元素_(选填“是”或“否”)。解析 本题主要考查原子结构与元素周期表的关系。(1)第1、2纵行为s区，第310纵行为d区，第11、12纵行为ds区，第1318纵行为p区。(2)第6纵行的Cr价电子排布为3d54s1，第7纵行的Mn价电子排布为3d54s2，可以认为先填了3d能级再填4s能级，所以可以排在ds区。(3)4s半充满的元素为K、Cr和Cu。(4)
12、Fe3的价电子排布为3d5，轨道处于半充满，结构更稳定。(5)根据各周期的元素种数规律，第六和第七周期都为32种元素。A位于第四周期，共有18种元素，因此A内应有11种元素，C位于第六周期，第六周期除去At和Rn外均为金属元素。答案(1)如图：(2)ds(3)见上表(4)Fe的价电子排布式为3d64s2，Fe2的价电子排布式为3d6，Fe3的价电子排布式为3d5，依据“能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低”的原则，3d5处于半充满状态，结构更稳定，故Fe3比Fe2稳定(5)32 11 是21.例题2(5)图中，A前面的空格应是_(填元素符号，下同)，A中第一种元素是_。答案：Ca
13、Sc22.元素周期表可以划分为5个区，下列有关说法正确的是()As区全部是金属元素Bp区全部是非金属元素Cd区内元素原子的价电子排布必为(n1)d110ns2D除ds区外，以最后填入电子的轨道能级符号作为区的符号答案：D解析：A项，H为非金属，B项，p区左下角元素为金属，C项，d区内Cr为3d54s1。23.如图为一张没有填写内容的元素周期表。(1)已知A、B、C、D、E、F六种短周期元素的原子半径和某些化合价如下表所示：元素 A B C D E F 化合价 2 5、3 4、4 6、2 2 1 原子半径/nm 0.074 0.075 0.077 0.102 0.160 0.186 试将B、E两
14、种元素的元素符号填入上图所示周期表中的相应位置。(2)写出基态G原子的电子排布式：_。(3)图中阴影部分所示区域的元素称为_元素，下列元素属于该区域的是_。ABa BFeCBr DRb(4)A、B、C三种元素原子的电离能大小为_(填元素符号)。解析：(1)根据原子半径及化合价可以推知B、E分别为氮、镁。(2)根据G在元素周期表中的位置可推断G为铜元素。(3)阴影部分的元素属于过渡金属元素。(4)N的L能层为半充满状态，较稳定，故电离能比O的大。答案：(1)(2)1s22s22p63s23p63d104s1(3)过渡金属 B(4)NOC1微粒半径(1)微粒半径比较：在中学要求的范围内可按“三看”
15、规律来比较微粒半径的大小。“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。(2)判断微粒半径大小的规律：同周期从左到右，原子半径依次减小(稀有气体元素除外)。同主族从上到下，原子或同价态离子半径均增大。阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na)r(Na)，r(S)r(Cl)r(K)r(Ca2)。不同价态的同种元素的离子，核外电子数多的半径大，如r(Fe2)r(Fe3)，r(Cu)r(Cu2)。2电离能、电负性(1)第一
16、电离能：气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。电离能是衡量气态原子失去电子难易程度的物理量，元素的电离能越小，表示气态时越容易失电子，还原性越强。镁和铝相比，镁第一电离能大，磷与硫相比，磷第一电离能大。(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，非金属性越强，反之越弱。电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。电负性最大的元素是氟，电负性最小的元素是铯。短周期元素中电负性最小的是钠。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8。而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，它们
17、既有金属性，又有非金属性。用电负性判断化学键的类型：一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。3性质递变规律项目 同周期(从左右)同主族(从上下)原子核外电子排布 电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，18(第一周期12)最外层电子数相同，电子层数递增 原子半径 逐渐减小(0族除外)逐渐增大 元素主要化合价 最高正价由17，最低负价由41 最高正价主族序数(O，F除外)，非金属最低负价主族序数8 项目 同周期(从左右)同主族(从上下)原子得、失电子能力 得电子能力逐渐增强失电子能力逐渐减弱
18、 得电子能力逐渐减弱失电子能力逐渐增强 元素的第一电离能 呈增大的趋势 逐渐减小 元素的电负性 逐渐增大 逐渐减小 元素金属性、非金属性 金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱 4对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的，如。例3 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
19、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 符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl 电负 性值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16(1)认真分析A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断NaAr元素中，Al的第一电离能的大小范围为_Al_(填元素符号)；(2)从A图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是_；(3)A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第_周期_族；(
20、4)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：_，_。(5)通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围_；(6)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是_；(7)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？请说出理由(即写出判断的方法和结论)，请设计一个实验方案证明上述所得到的结论。解析(1)由信息所给的图可以看出，同周期的A族元素的第一电离能最小，而A族元素中第一电离能小于A族元素中第一电离能，故NaAlMg。(2)从图中可看出同主族元素第一电离能从上到下逐渐减小。(3)根据第一
21、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，其位置为第五周期第A族。(4)根据对角线规则，Al(OH3)与Be(OH)2性质相似，Be(OH)2应为两性，根据Al(OH)3NaOH=NaAlO22H2O，Al(OH)33HCl=AlCl33H2O可以类似的写出Be(OH)2与酸或碱反应的离子方程式。(5)根据电负性的递变规律：同周期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，可知，在同周期中电负性NaMgMgCa，最小范围应为0.931.57。(6)因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力大小，所以，电负性越大，原子吸引电子能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。(7)
22、AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.55，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。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下是否导电，离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。答案(1)Na Mg(2)从上到下依次减小(3)五 A(4)两 Be(OH)22H=Be22H2OBe(OH)22OH=BeO2H2O(5)0.931.57(6)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小(7)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.55B，MgAl；第A族和第A族反常，如NO，PS。31.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用
23、I1、I2表示，单位为kJmol1)。I1 I2 I3 I4 R 740 1 500 7 700 10 500 下列关于元素R的判断中一定正确的是()AR的最高正价为3价BR元素位于元素周期表中第A族CR元素的原子最外层共有4个电子DR元素基态原子的电子排布式为1s22s2答案：B解析：由表中数据I3I2知其最高正价为2价，R元素位于A族，最外层有2个电子，R不一定是Be元素。32.电负性的大小也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，非金属性越强答案：A解析：利用同周期从左至右元素电负性逐渐增大，同主族从上至下元素电负性逐渐减小的规律来判断。33.对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是()A碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3B第一电离能：NaMgMgAlD还原性：NaMgAl解析：同一周期元素从左到右电负性增大，最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，但因镁的s轨道全充满，所以第一电离能为镁铝钠。答案：D点 击 下 图 进 入
