第04课 第一章 原子结构与性质 单元复习（原卷版）

第4课第一章原子结构与性质单元复习1.前四周期元素中基态原子核外电子排布式的书写以及根据电子排布式的特点进行元素推断；2.运用电离能、电负性解释、推测某些元素的性质；3.结合元素周期律、周期表以推断题的形式进行考查原子结构与性质的应用。一、能层与能级1、能层与能级的认识误区(1)任何能层均含有能级,都是从能级开始,且能级数与能层,但不是任何能层均含有任何能级。(2)能层就是层。(3)从第3能层开始出现能级,且能级的能量大于能级。(4)每个能层最多容纳电子数是能层序数,但与实际填充的电子数相同。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。(2)再看能级,同一能层中的各能级,能量由低到高的顺序是nsnpndnf。(3)还要注意能级交错现象,即高能层的s、p能级的能量可能会于低能层的d、f能级,如4s3d,6p5f等。3.能层、能级中的数量关系:(1)任一能层,能级数=能层,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……的倍。(3)每个能层最多可容纳的电子数是能层序数的,即。(4)能级符号相同的不同能级中所容纳的最多电子数同。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。电子云图中小点越密，表示电子出现的概率越。②电子云图中的小点并不代表，小点的数目也不代表电子实际出现的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形，只是球的不同。同一原子的能层越高，s电子云的半径越。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,但半径。能层序数n越大,原子轨道的半径越。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。③原子轨道数与能层序数n的关系:原子轨道数目=。④人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为轨道。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：nsnpndnf。②形状相同的原子轨道能量的高低：1s2s3s4s……③能层和形状均相同的原子轨道能量，例如2px、2py、2pz轨道的能量。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电子，并且这两个电子的自旋取向相。（3）洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先分占，且自旋。洪特规则的特例：在处于简并（等价）轨道的充满(p6、d10、f14)、充满(p3、d5、f7)、全(p0、d0、f0)的状态时，具有较的能量和较的稳定性。如Cr:[Ar]3d54s1、Cu:[Ar]3d104s1。【特别提醒】s轨道不存在简并轨道，故不存在全充满、半充满、全空情况。换一名话说，就是不存在s轨道全充满、半充满、全空的能量更低的状态。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：先按能级由到填充电子，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,原子结构较。(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要依据原理来完成;②对于副族元素要注意能级;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电子,价层电子并不都是指原子的电子,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失去,而是按电子排布式顺序从外层向失去。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(违反原理);②(违反原理);③(违反);④(违反);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第族(ns1:H、Li、Na、K);②第族(ns2np1:B、Al、Ga);③第族(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第族(ns2np2:C、Si、Ge);②第族(ns2np4:O、S、Se)。(3)最外层有3个未成对电子的元素:第族(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＝序数。b．质子数＝序数。c．最外层电子数＝序数。d．主族元素的最高正价＝电子数。最低负价＝－|8－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)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的性质；离子半径决定了元素组成的性质。(3)同主族元素最外层电子数，性质。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11125(2)元素化合价规律①主族元素的最高正化合价=它所在的数=电子数(即价电子数),但要注意F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),则正常化合价为数,从+1价到+m价,若出现偶数则为正常化合价,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,原子半径由大到小，如Na>Mg>Al；②同主族，随原子序数的,原子半径、离子半径由小到大，如Li<Na<K;Li+<Na+<K+；③具有核外电子排布的微粒，核电荷数越,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,微粒的半径越，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＝（序数－2）的绝对值(5)对角线规律金属与非金属分界线对角（角与角）的两主族元素性质，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，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，故同族元素性质。③对角相似：①沿表中金属与非金属分界线方向（），对角的两主族元素（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．(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，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，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，金属性越强；②＞1时是非金属，越，非金属性越强；③＝1时多为元素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,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,碱金属元素的第一电离能最;但要注意第ⅡA族和第ⅢA族的，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,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p能级、ⅤA族元素的原子最外层p能级比较稳定，所以其第一电离能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的，即I1I2I3…②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在发生了变化（3）电离能的应用①推断元素原子的核外电子，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判断主族元素的化合价或电子数，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，I1越，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外);I1越，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,同主族从上往下逐渐方法常常应用化合价及物质类别判断电负性的,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I、金属元素的电负性一般小于,非金属元素的电负性一般大,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在左右，它们既有金属性，又有非金属性。注：不能把电负性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,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,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。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，电负性的原子对应元素的第一电离能也。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＝数；b.质子数＝序数；c.最外层电子数＝序数；d.主族元素的最高正价＝序数(O、F除外)，负价＝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：。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：。③地壳中含量最多的元素：。④常见的具有漂白性的物质：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：。⑥单质密度最小的元素：；密度最小的金属元素：。⑦常温下单质呈液态的非金属元素：；金属元素：。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：。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：；能发生氧化还原反应的元素：。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：。(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与电子层结构相同的离子有H－、Li＋、Be2＋等。②与电子层结构相同的离子有F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋等。③与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②主族元素的族序数＝价电子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＝。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。►问题一原子结构与性质的化学用语【典例1】（2023下·广东惠州·高二统考期中）下列表达式正确的是A．基态铬原子Cr的价电子排布式：B．氮原子的L层电子轨道表示式：C．的结构示意图：D．HClO的电子式：【变式1-1】（2023下·福建福州·高二校联考期中）反应用于工业制取硫酸，下列相关微粒的化学用语正确的是A．中子数为的铁原子： B．O原子电子式：C．的结构示意图： D．原子最外层的轨道表示式：【变式1-2】（2022上·河北邢台·高二统考期末）下列化学用语表示正确的是A．中子数为8的氮原子：B．基态Cr原子价层电子轨道表示式：C．O原子的2s轨道电子云轮廓图：D．的结构示意图：►问题二原子能量高低的判断【典例2】（2023下·陕西宝鸡·高二统考期中）在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是A．4p电子的能量高于3p电子B．形状相同的原子轨道，其电子能量不一定相同C．1s电子、2s电子、3s电子的能量逐渐升高D．同一原子中，2px，2py，2pz能量依次升高【变式2-1】（2023下·广东广州·高二广东广雅中学校考期中）下列说法正确的是A．原子的电子填充顺序依次为3s→3p→3d→4sB．某原子核外电子由1s22s22p63s23p1→1s22s22p63s13p2，原子放出能量C．按照泡利原理，在同一个原子中不可能存在两个运动状态完全相同的电子D．p能级的原子轨道呈哑铃形，随着能层数的增加，p能级原子轨道数也在增多【变式2-2】（2023下·吉林·高二校联考期中）下列轨道表示式所表示的元素原子中，能量处于最低状态的是A．

B．

C．

D．

►问题三核外电子运动状态的判断【典例3】（2023上·福建福州·高二校考期中）下列有关电子排布图的表述正确的是A．可表示单核10电子粒子基态时电子排布B．此图错误，违背了泡利原理C．表示基态N原子的价电子排布D．表示处于激发态的B的电子排布图【变式3-1】（2023下·安徽安庆·高二安徽省宿松中学校联考期中）下列基态原子或离子的电子排布式错误的是A．F

B．

C．K

D．

【变式3-2】（2023下·甘肃武威·高二民勤县第一中学校考期中）以下是一些基态原子能级上的电子排布图及电子排布式：①

②

③碳原子：④钾原子：。对上述表示方法的评价中，正确的是A．①违背泡利原理 B．②正确C．③违背能量最低原理 D．④违背洪特规则►问题四元素周期表中规律的应用【典例4】（2023上·山西大同·高二统考期中）结合元素周期律，根据下列事实所得推测合理的是选项事实推测ACO2是分子晶体，熔点较低SiO2是分子晶体，但熔点高于CO2B根据“对角线规则”，元素Be和Al的化学性质相似Be(OH)2具有两性，可与稀氨水反应C电解CuCl2溶液可得到金属Cu电解MgCl2溶液可得到金属MgD三氟乙酸的酸性强于三氯乙酸的酸性三氯乙酸酸性强于三溴乙酸酸性【变式4-1】（2023上·吉林长春·高二长春市第五中学校考期末）硒是人体必需的微量元素，它能有效提高人体免疫机能，抑制癌症和心脑血管等疾病的发病率。下列有关说法正确的是A．硒元素位于元素周期表S区B．硒的基态原子核外电子排布中共有7个能级C．硒的氧化物只有一种D．硒是第四周期第VIA族元素【变式4-2】（2022下·浙江温州·高二校联考期末）W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的5种前四周期元素，其元素性质或原子结构如下：元素元素性质或原子结构W电子只有一种自旋取向X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，但第一电离能都低于同周期相邻元素Y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，但第一电离能都高于同周期相邻元素Z基态原子核外有9种不同空间运动状态的电子，且只有一个不成对电子N同周期中不成对电子最多下列说法不正确的是A．简单离子半径：Z＞X＞Y B．的键角比的键角大C．YX的熔点比的熔点高 D．N元素位于周期表第四周期ⅥB族，属于d区►问题五元素的推断与性质【典例5】（2023上·重庆沙坪坝·高二重庆八中校考期中）W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，W是宇宙中含量最多的元素，X的最高能级不同轨道都有电子且自旋方向相同，Y的最外层电子数为偶数，Z的核外电子数等于X与Y的最外层电子数之和。下列说法正确的是A．电负性： B．第一电离能：C．W与Y形成的化合物一定只含极性共价键 D．原子半径：【变式5-1】（2023上·浙江·高二温州中学校联考期中）某物质结构如图所示，其中X、Y、Z、R、W分别位于3个短周期且原子序数依次增大，Y的某种同位素常用于测定文物的年代，下列说法正确的是A．X、Y、R、W形成的化合物对应水溶液可能呈酸性B．简单离子半径:W>Z>RC．Z的氢化物的稳定性和沸点都高于Y的氢化物D．Y和W的单质均能导电【变式5-2】（2023上·广东湛江·高二统考期中）部分短周期元素原子(用字母表示)最外层电子数与原子序数的关系如图。下列说法正确的是A．简单离子半径：W>Z>XB．仅由Y与Z形成的化合物中含有共价键C．最简单氢化物的稳定性：Y>W>RD．Y单质能从W的盐溶液中置换出W单质1．（2022上·江苏苏州·高二统考期中）2019年是元素周期表发表150周年，期间科学家为完善周期表做出了不懈努力。中国科学院院士张青莲教授曾主持测定了铟()等9种元素相对原子质量的新值，被采用为国际新标准。铟是第五周期ⅢA族元素。下列说法正确的是A．In与K处于同一周期 B．的中子数与电子数的差值为66C．碱性： D．原子半径：In>Al2．（2022上·北京丰台·高二北京十八中校考期末）下列说法中，正确的是A．s区元素全部是金属元素B．p能级电子能量一定高于s能级电子能量C．属于p区主族元素D．第VIIA族元素从上到下，非金属性依次增强3．（2022上·湖南·高二校联考期中）短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，其中X是地壳中含量最多的元素，X原子的电子数与Y、Z、W原子的最外层电子数之和相等。Y、Z原子的最外层电子数之和与W的最外层电子数相等，且X、Y可形成两种常见的离子化合物，且晶体中的阴阳离子个数比均为1∶2，下列说法不正确的是A．工业上通常采用电解法制备Y和Z的单质B．W和X形成的物质是酸性氧化物，能与水反应生成W的最高价含氧酸C．与水反应的剧烈程度：Y>ZD．简单离子半径大小：X>Y>Z4．（2022上·新疆昌吉·高二校考期末）下列基态原子或离子的电子排布式错误的是A．K：1s22s22p63s23p64s1 B．F-：1s22s22p6C．S2-：1s22s22p63s23p4 D．Ar：1s22s22p63s23p65．（2022上·江苏南京·高三南京市第一中学校考期中）有反应。下列说法正确的是A．第一电离能大小： B．电负性大小：C．热稳定性： D．离子半径：6．（2022上·四川内江·高二四川省内江市第六中学校考期中）氟原子激发态的电子排布式有A．1s22s22p33p1 B．1s22s22p43d2 C．1s22s12p5 D．1s22s22p43s17．（2022上·广东深圳·高二深圳市高级中学校考期中）下列化学用语使用正确的是A．用电子式表示形成过程：B．钾离子的结构示意图：C．氨分子的电子式：D．的一种同位素为8．（2022下·高二单元测试）有短周期A、B、C、D四种元素，A、B同周期，C、D同主族，已知A的阳离子与D的阴离子具有相同的电子层结构，B的阴离子和C的阴离子电子层结构相同，且C离子的核电荷数高于B离子，电负性顺序正确的是A．A>B>C>D B．D>C>B>A C．C>D>B>A D．B>A>C>D9．（2022上·湖南邵阳·高二邵阳市第二中学校考期中）第四周期的元素形成的化合物在生产生活中有着重要的用途。(1)镍铬钢抗腐蚀性能强，基态铬原子(24Cr)的核外电子排布式为，按照电子排布式，镍元素(28Ni)在周期表中位于区。(2)硒(34Se)常用作光敏材料，基态硒原子的价电子排布式为。(3)“玉兔二号”月球车是通过砷化镓(GaAs)太阳能电池提供能量进行工作的。基态砷原子(33As)的电子占据最高能级的电子云轮廓图为形。基态镓原子(31Ga)的核外有个未成对电子。10．（2023·高二课时练习）(1)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是．A．

B．

C．

D．(2)成为阳离子时首先失去轨道电子，的价层电子排布式为，价层电子排布式为．比较离子半径：(填“大于”“小于”或“等于”)．(3)在周期表中，与的化学性质最相似的邻族元素是，该元素基态原子核外层电子的自旋(填“相同”或“相反”)．中，电负性最高的元素是．(4)基态核外电子排布式为．1．（2022上·黑龙江哈尔滨·高三哈师大附中校考期中）前四周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子层数、能级数目和轨道数目均相等，Z可与X形成、两种无色化合物，Y、W均满足最高能级的轨道处于半满状态，但Y的内层轨道全充满，W的成单电子数在前四周期元素中是最多的。下列说法正确的是A．第一电离能：B．、均为只含有极性键的极性分子C．由X、Y、Z三种元素组成的物质一定为共价化合物D．W元素属于元素周期表ds区的金属元素2．（2022下·陕西西安·高二校考期末）下列描述原子结构的化学用语正确的是A．碳原子结构示意图：B．基态铜原子()的价层电子排布式：C．氧原子核外能量最高的电子云的形状：D．碳原子核外电子的轨道表示式：3．（2022下·高二单元测试）下列电子排布式表示基态原子的核外电子排布的是A．1s22s22p63s13p2 B．1s22s22p63s23p63d104s14p1C．1s22s22p63s23p63d24s1 D．1s22s22p63s23p63d104s24p14．（2023下·湖北·高二校联考期中）某螯合物(含有多个配位原子的配体与同一中心离子或原子通过螯合配位成环而形成的配合物)是一种矿物类饲料添加剂，结构简式如图所示。已知W、X、Y、Z、M为元素周期表中前四周期的元素，原子序数依次增大，Z为地壳中含量最高的元素，M形成的二价阳离子核外电子各层均全充满。下列有关说法正确的是A．基态M2+最外层电子排布式为3d10B．该化合物中M通过整合作用形成的配位键是4C．原子半径由小到大的顺序是：Z＜X＜YD．Z、X分别与W形成的化合物中前者的沸点一定高5．（2023下·河北沧州·高二统考期中）同一短周期的主族元素X、Y、Z的部分逐级电离能(Ⅰ)数据如下表：X1402.328564578.17475.094455326764360Y1313.93388.35300.57469.2109901332771330Z1681.03374.26050.48407.7110231516417868下列说法一定正确的是A．X、Y、Z在周期表中处于相邻位置，且X的原子序数最大B．X位于元素周期表的第VA族C．Y的最高正化合价为＋6价D．基态Z原子的原子核外最外电子层中有5个电子6．（2023下·黑龙江哈尔滨·高二哈师大附中校考期中）下列说法正确的是A．杂化轨道只用于形成σ键或用于容纳未参与成键的孤电子对B．最外层电子数为ns2的元素都在元素周期表的第2列C．1s22s22p63s23p→1s22s22p63s23p核外电子跃迁过程中形成了发射光谱D．基态原子的价电子排布为(n-1)dxnsy的元素，其族序数一定为x+y7．（2023下·浙江台州·高二路桥中学校考期中）A、B、C、D是原子序数依次增大的前四周期元素，A元素原子最高能级的不同轨道都有电子且自旋方向相同；B元素原子的价层电子排布式是；其中C元素的部分电离能如下表；D元素原子的最外层只有一个电子，其次外层内的所有轨道的电子均成对。下列说法不正确的是元素电离能C5781817274511575A．原子半径大小：A>BB．由表格数据可知，C元素为C．A的简单氢化物易液化，常用于制冷剂D．元素D的核外电子运动具有15种不同的空间运动状态8．（2023下·福建·高二校联考期中）有五种短周期主族元素X、Y、Z、R、Q，它们的原子序数依次增大，其中X、Y、R、Q在周期表中位置如表；R的简单离子半径是同周期中最小的；Z是一种金属元素，其原子的第一至第四电离能分别是，，，。下列说法正确的是XYRQA．第一电离能：Q>R>ZB．X和Y的单质熔点：X<YC．工业上都用电解其氧化物的方法制Z、R、Q单质D．Y的简单氢化物可与盐酸反应生成既有离子键又有共价键的化合物9．（2023下·北京大兴·高二统考期中）元素周期表是学习、研究和应用化学的一种重要工具。如图为元素周期表前四周期的一部分，R、W、X、Y、Z代表五种元素，回答下列问题。XWYRZ(1)基态R原子的电子排布式为。(2)W、X、Y三种元素的基态原子中，p能级未成对电子最多的是(填元素符号)。(3)X、Z两种元素气态氢化物的稳定性：＞(填化学式)。(4)Y的第一电离能小于W的，结合价层电子排布式解释其原因。(5)元素的电负性是元素的一种基本性质，下面给出10种元素的电负性。元素AlBeMgCClNaLiNSiOH电负性1.51.52.53.00.91.03.01.83.52.1已知：i.通常两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。ii.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M－O－H(M代表某种元素)结构中，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+。①通过分析电负性的变化规律，确定Mg元素电负性的最小范围。②下列物质属于离子化合物的是(填字母)。a.BeCl2

b.Li3N

c.HCl

d.CCl4③请设计实验方案证明②中你选出物质为离子化合物。④结合电负性数据，解释HClO水溶液显酸性而不显碱性的依据是。10．（2023下·上海嘉定·高二上海市嘉定区第一中学校考期中）百余种不同的元素，是构成大千世界中所有物质的“基石”。科学家们根据元素的性质递变规律、电子排布规律等对元素进行编排设计元素周期表。请根据所学内容回答下列问题：(1)地壳中含量最多的元素的基态原子的轨道表示式是，能量最高的电子所在的轨道呈形。(2)、是工业生产中重要的两种金属，将乙醇蒸气通过赤热的氧化铜粉末，发生的反应的化学方程式是。(3)研究发现，正离子的颜色与未成对电子数有关。例如：、、等。呈无色，其原因是。(4)当原子、分子或离子内有单电子存在时，能被外磁场吸引，表现出顺磁性。则铬元素的基态原子是否具有磁性？填(填“有”或“无”)该元素在元素周期表中的位置：第周期，第族，该周期共有种元素。(5)随着科技的不断发展，人类对原子结构的认识不断深入，新型材料层出不穷。下表中列出了第三周期的几种元素的部分性质：元素编号abcde电负性3.02.5X1.50.9主要化合价，，，预测X值的区间：；上表中五种元素的第一电离能由大到小的顺序是。(写元素符号)(6)Goodenough等人因在锂离子电池及钴酸锂、磷酸铁锂、钛酸锂等正极材料研究方面的卓越贡献而获得2019年诺贝尔化学奖。基态原子的外围电子排布式为；位于周期表中区，基态、离子中未成对的电子数之比为。(7)和的第一电离能：，原因是。(8)一种由短周期主族元素组成的化合物(如图所示)，具有良好的储氢性能，其中元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大、且总和为24。下列有关叙述错误的是___________。A．该化合物中，W、X、Y之间均为共价键B．Z的单质既能与水反应，也可与甲醇反应C．Y的最高化合价氧化物的水化物为强酸D．X的氟化物中原子均为8电子稳定结构

第4课第一章原子结构与性质单元复习1.前四周期元素中基态原子核外电子排布式的书写以及根据电子排布式的特点进行元素推断；2.运用电离能、电负性解释、推测某些元素的性质；3.结合元素周期律、周期表以推断题的形式进行考查原子结构与性质的应用。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)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：在处于简并（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。【特别提醒】s轨道不存在简并轨道，故不存在全充满、半充满、全空情况。换一名话说，就是不存在s轨道全充满、半充满、全空的能量更低的状态。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p能级全空、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。►问题一原子结构与性质的化学用语【典例1】（2023下·广东惠州·高二统考期中）下列表达式正确的是A．基态铬原子Cr的价电子排布式：B．氮原子的L层电子轨道表示式：C．的结构示意图：D．HClO的电子式：【解析】A．基态铬原子Cr的核电荷数为24，根据能量最低原理，电子排布达到半充满或全充满的结构相对稳定，则Cr的价电子排布式：3d54s1，故A错误；B．由洪特规则和泡利原理可知，态氮原子L层电子的轨道表示式为，故B正确；C．的核电荷数为17，核外电子总数为18，其离子结构示意图为，故C错误；D．次氯酸分子内O原子分别与H原子、Cl原子各形成1个电子对，其电子式为，故D错误；故选B。【答案】B【解题必备】1.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1s22s22p63s23p63s23p62.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。3.电子式书写常见的6大误区①漏写未参与成键的电子，如：N2：N⋮⋮N，正确应为∶N⋮⋮N∶②化合物类型不清楚，漏写或多写[]及错写电荷数，如：NaCl：Na＋eq\o\al(·,·)eq\o(Cl,\s\up11(··),\s\do4(··))eq\o\al(·,·)；HF：H＋[eq\o\al(·,·)eq\o(F,\s\up11(··),\s\do4(··))eq\o\al(·,·)]－，正确应为NaCl：Na＋[eq\o\al(·,·)eq\o(Cl,\s\up11(··),\s\do4(··))eq\o\al(·,·)]－，HF：Heq\o\al(·,·)eq\o(F,\s\up11(··),\s\do4(··))eq\o\al(·,·)。③书写不规范，错写共用电子对，写双原子分子的非金属单质的电子式时，要注意共用电子对的数目和表示方法。如：N2的电子式为∶N⋮⋮N∶，不能写成∶N∶∶∶N∶，更不能写成eq\o\al(·,·)eq\o(N,\s\up14(··))eq\o\al(·,·)eq\o(N,\s\up14(··,))eq\o\al(·,·)或·eq\o(N,\s\up14(··,))eq\o\al(·,·)eq\o(N,\s\up11(··),\s\do4(··))·。④错误理解原子间的结合顺序，如HClO的结构式为H—O—Cl而非H—Cl—O。确定原子间连接顺序的方法是先标出各原子的化合价，然后根据异性微粒相邻，同性微粒相间的原则确定，如HClO中各元素的化合价为eq\o(H,\s\up14(＋1))eq\o(Cl,\s\up14(＋1))eq\o(O,\s\up14(－2))，其结构式为H—O—Cl，电子式为：eq\o(Cl,\s\up11(),\s\do4())：eq\o(O,\s\up11(),\s\do4())：H。⑤忽视原子最外层电子数，均写成8电子结构，如CHeq\o\al(＋,3)的电子式为[H：eq\o(C,\s\up14(,))H：H]＋而非[H：eq\o(C,\s\up11(),\s\do4())H：]＋。⑥不考虑A2B、AB2型离子化合物中2个A、2个B是分开写还是一起写。要注意每一个离子都与带相反电荷的离子直接相邻的事实。如Na2O的电子式应为Na＋[：eq\o(O,\s\up11(),\s\do4())：]2－Na＋，不能写成Naeq\o\al(＋,2)[：eq\o(O,\s\up11(),\s\do4())：]2－；再如CaBr2的电子式为[：eq\o(Br,\s\up11(),\s\do4())：]－Ca2＋[：eq\o(Br,\s\up11(),\s\do4())：]－。4.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。【变式1-1】（2023下·福建福州·高二校联考期中）反应用于工业制取硫酸，下列相关微粒的化学用语正确的是A．中子数为的铁原子： B．O原子电子式：C．的结构示意图： D．原子最外层的轨道表示式：【解析】A．Fe为26号元素，中子数位30的铁原子质量数位56，核素符号为，故A错误；B．O原子最外层有6个电子，电子式为：，故B正确；C．的结构示意图：，故C错误；D．S原子最外层6个电子，轨道表示式：，故D错误；故选：B。【答案】B【变式1-2】（2022上·河北邢台·高二统考期末）下列化学用语表示正确的是A．中子数为8的氮原子：B．基态Cr原子价层电子轨道表示式：C．O原子的2s轨道电子云轮廓图：D．的结构示意图：【解析】A．中子数为8的氮原子：，故A错误；B．基态Cr原子价层电子轨道表示式：，故B错误；C．s轨道为球形，故C正确；D．为9号元素，核电荷数为9，故D错误；故选：C。【答案】C►问题二原子能量高低的判断【典例2】（2023下·陕西宝鸡·高二统考期中）在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是A．4p电子的能量高于3p电子B．形状相同的原子轨道，其电子能量不一定相同C．1s电子、2s电子、3s电子的能量逐渐升高D．同一原子中，2px，2py，2pz能量依次升高【解析】A．不同电子层中相同能级的电子，电子层序数越大电子能量越高，故4p电子的能量高于3p电子，故A正确；B．形状相同的原子轨道，能层越高，能量越高，故B正确；C．同一原子中，1s电子、2s电子、3s电子的能量逐渐升高，故C正确；D．同一能级的不同原子轨道的能量相同，故同一原子中，2px，2py，2pz能量依次升高，故D错误；答案选D。【答案】D【解题必备】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。【变式2-1】（2023下·广东广州·高二广东广雅中学校考期中）下列说法正确的是A．原子的电子填充顺序依次为3s→3p→3d→4sB．某原子核外电子由1s22s22p63s23p1→1s22s22p63s13p2，原子放出能量C．按照泡利原理，在同一个原子中不可能存在两个运动状态完全相同的电子D．p能级的原子轨道呈哑铃形，随着能层数的增加，p能级原子轨道数也在增多【解析】A．同一原子中，3s、3p、4s、3d能量依次升高，根据能量最低原理电子填充顺序为3s→3p→4s→3d，A错误；B．3s轨道上的电子比3p轨道上的电子能量更低，所以原子核外电子由，原子要吸收能量，B错误；C．在多电子的原子