原子结构与元素性质（期末复习知识清单）-高二化学上学期鲁科版（原卷版及全解全析）

专题04原子结构与元素性质高二化学上学期鲁科版

思维导图

「氢原子光谱和玻尔的原子籍模型<墨;鲁结构模型

原子结构模型

原子轨道

量子力学对原子核外电子运动状态的描述:、原子轨道的图形描述

电子在核外的空间分布

能呈最低原则

基态原子的核外电子排布规律泡利不相容原悭

，基态原子的核外电子排布彳洪恃规剜

原子结

原子结构与元素基态原子的核外电子排布

构与元元素周期表

团从山工也亡匕一工国咖*一核外电子揖布与周期的划分

素性质-核外电子排布与兀素周期表-廿八

-核外电子播布与族的划分

原子半径的周期性变化

r原子半径及其变化规律原子半径的变化规律

判断微粒半径大小的规律

电留能的支义

元素性质及电离能的分类

元款I电离能及其变化规律

其变化规律电商能的变化规律

电焉能的应用

一电负性的意义

J元素的电负性及其变化规律——电负性周期性变化规律

电煲性的应用

考点清单02

考点01氢原子光谱

1.原子结构模型的发展历程

模型名称实心球体模型葡萄干布丁模型核式模型电子分层排布模型量子力学模型

相关科学家道尔顿汤姆逊卢瑟福玻尔薛定谓

2.基态原子与激发态原子

(1)基态原子：处于状态的原子。

(2)激发态原子：基态原子能量，它的电子会跃迁到能级，变为激发态原子。

(3)基态、激发态原子相互间转化的能量变化

吸收能量

基态原子激发态原子

释放能址,主要形式为光(辐射)

3.光谱

(1)光谱的含义：利用仪器将物质吸收的光或发射的光的和分布记录下来，就得到所谓的光谱。

(2)光谱的类型

①连续光谱：若光谱是由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而,则这种光谱为连续光谱。

例如，阳光形成的光谱即为连续光谱。

②线状光谱：若光谱是由具有的、彼此分立的谱线组成，则所得光谱为线状光谱。

4.光谱与光谱分析

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原子的电子的

光谱或光谱,总称原子光谱C

光谱分析•：在现代化学中常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。

考点02玻尔的原子结构模型

1.基本观点

运动轨迹原子中的电子在具有确定半径的_______轨道上绕_______运动，并且不辐射能量

在不同轨道上运动的电子具有______的能量(E),而且能量是_______的。轨道能量随量

子数〃(1,2,3,……)的增大而_______。

能量分布

对氢原子而言，电子处于〃=1的轨道时能量最低，这种状态称为基态；能量高于堇态的

状态，称为_______态。

只有当电子从一个轨道（E）跃迁到另一个轨道（耳）才会辐射或吸收能量。如果辐射或吸收

电子跃迁

的能量以光的形式表现出来并被记录下来，就形成_______。

2.贡献

（1）成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。

（2）阐明了原子光谱源自核外电子在能量不同的之间的跃迁，而电子所处的轨道的能量是的。

3.玻尔的原子结构模型意义

玻尔的核外电子分层排布的原子结构模型成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。

考点03原子轨道

1.电子层

将量子数〃所描述的称为电子层。

分层标准电子离核的远近

取值1234567

符号———————

能量—

离核—

2.能级

在同一电子层中，电子所具有的能量可能，所以同一电子层可分成不同的，用等来

表示。

①描述同一电子层中能量不同的能级，也称为（电子云）原子轨道的形状、电子亚层。

②第1电子层（n=l,K层）有1个能级：:

第2电子层（n=2,L层）有2个能级：；

第3电子层（n=3,M层）有3个能级：3s、3p、3d；

第4电子层（n=4,N层）有4个能级：4s、4p、4d、4f……

3.原子轨道

（1）描述磁场中原子轨道的不同能量状态，也称为电子云或原子轨道的方向。

⑵同一能级的不同伸展方向，在没有外加磁场时，能量相同

（3）s能级有1个原子轨道，p能级有3个能量相同的原子轨道，px、py、pz；d能级有5个能量相同的原子

轨道，；f能级有7个能量相同的原子轨道……

概念单个电子在原子核外的空间运动状态

各能级上对应的原子轨ns叩

道数————

4.核外电子的自旋量子化状态

(1)描述在能量完全相同时运动的特殊状态，简称为。

⑵处于同一原子轨道上的电子的自旋状态只有种。

⑶通常用符号f和1表示。

5.能层与能级的有关规律

(1)能级的个数二所在能层的。

(2)能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电

子数依次为自然数中的奇数序列1,3,5,7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子,

d级最多容纳10个电子，「级最多容纳14个电子。

(3)英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，Is、2s、3s、4s…能级最多都只能容

纳2个电子。

(4)每一能层最多容纳电子数为2n々n为能层序数)。

(5)各能级所在能层的取值:ns(n>l)；np(n>2)；nd(n>3)：nf(n>4)o

(6)能级能量♦大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能

量顺序为：E(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)……。

(7)不同能层中同一能级，能层序数越大，。例如；E(ls)<E(2s)<E(3s)。

(8)不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同。例如:Ai•的1s能级的能量RS的1s能级的能量。

6.能层、能级与最多容纳的电子数

能层

—•

二三四五六匕.......

(〃)

符号KLMN0pQ.......

能级1s2s2P3s3P3d4s4P4d4f5s...................

最多22626102610142...................

容纳

的电

281832............2ir

子数

考点04原子轨道的图形描述

1.原子轨道的图形描述

描述时象——单个电子的空间运动状态

方法|——用波函数表示.并以图形的方式在直角

坐标中呈现出来

轨道呈球形•该原子轨道具右球对称性

眩状—S

P轨道相对r、v、z轴对称

2.S电子的原子轨道

Is2s3s

Is.2s和3s原子轨道示意图

S能级电子的原子轨道呈_形，即亥原子轨道具有球对称性，电子层(能层)序数越大，原子轨道的半径

3.p电子的原子轨道

2p,2p、2P;

2P原子轨道示意图

P电子的原子轨道是形(哑铃形)形的，每个P原子轨道有一个轨道(伸展方向)，它们互相,

P轨道在空间的分布特点是分别相对于x、y、z轴对称，P原子轨道在空间的分布分别沿x、y、z方向。P

原子轨道的平均半径也随电子层层数增大而。

考点05电子在核外的空间分布

1.原子核外电子的运动特点

(1)电子的质量很小(9.1095x10-3］也)，带电荷。

(2)相对于原子和电子的体积而言，电子运动的空间。

(3)电子运动的速度很快，接近(3.0x108m-s-|)o

2.电子云

(1)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分布的形象化描述。

⑵电子云轮廓图的形状：s能级的电子云轮廓图是形，p能级的电于云轮廓图是形。

3.电子在核外的空间分布

(1)电子云图：描述电子在核外空间某处单位体积内的的图形。

(2)意义：点密集的地方，表示电子在此处单位体积内出现的；点稀疏的地方，表示电子在此处单位

体积内出现的o

考点06基态原子核外电子排布原则

1.能量最低原则

(1)能量最低原理

基态原子的核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量_______O

⑵基态原子按能量顺序Is、2s>2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d>5p^6s.......即按〃s、(〃-2[f、(n-1)d>

叩顺序排布。

能量高低:/is<np<nd<wf,ls<2s<3s,2P<3p<4p。

2.泡利不相容原理

一个原子轨道中最多只能容纳个电子，并且这两个电子的刍旋方向必须，或者说一个原子中

不会存在个量子数完全相同的电子。如2s2的电子排布为不能为⑮。

3.洪特规则

原子核外电子在能量相同的各个原子轨道上排布时，将尽可能分占，且自旋方向，这

样整个原子的能量最低。如2P3轨道上的电子排布为(BCD①，不能为⑪)(^。或⑷①⑷。

4.基态原子核外电子排布的表示方法

(1)电子排布式

可简单写为，/，其中〃为主量子数，x为电子数，角量子数/用其所对应的符号表示。如Li原子的电子排

布式为1S22S',Al原子的电子排布式为Is22s22P63sqp、

⑵轨道表示式

用小圆圈(或方框、短线)表示一个给定量子数〃、I、m的原子轨道，并用或“广区别自旋状态不同的电子。

如基态O原子的轨道表示式为@@0)00或[He]⑪

考点0719〜36号元素的基态原子的核外电子排布

1.洪特规则特例

⑴内容：能量相同的原子轨道在_______(如p6和心”(如/和d$)和(如p°和d°)状态时，

体系的能量较低，原子较稳定。

(2)举例：写出下列基态原子的电子排布式。

Cr：Is22s22P63s23P63d54sL

Cu：Is22s22P63s23P63di°4s1

2.价电子和价电子排布式

(1)价电子：一般化学反应涉及原子上的电子。

(2)价电子排布式：只表示出原子的价电子排布的式子，如基态铁原子价电子排布式为3d64s2。

(3)主族元素原子的价电子数一般等于该元素的。

3.复杂原子的核外电子排布式

对于复杂原子的核外电子排布式，应先按能量最低原理从低到高排列，然后将同一电子层的排在一起。例

如：26Fe,先按能量从低到高排列为Is22s22P63s23P64s23d6,然后将同一电子层的电子排在一起，即该原子的

核外电子排布式为Is22s22P63s23P63d64s2。

4.特殊原子的核外电子排布式

例如：2式＞,先将电子按能后从低到高排列为Is22s22P63s23P64s23d4,因3d5是半充满状态稳定，因此需要将

4s凯道上的一个电子调整到3d轨道上，得Is22s22P63s23P64sl3d5,再将同一电子层的排在一起，得该原子的

核外电子排布式为Is22s22P63s23P63d54sl。再如：29Cu,先将电子按能量从低到高排列为Is22s22P63523P64s23d9,

因3d1°是全充满状态稳定，因此需要将4s轨道上的一个电子调整到3d轨道上，得Is22s22P63s23P64sl3d?

再将同一电子层的排在一起，得该原子的核外电子排布式为Is22s22P63s23P63dl04s1

5.前四周期元素核外电子排布的特殊性

(1)最外层只有1个未成对电子的元素

1八族(於1：H、Li、Na、K)；

IIlA族(m2印1B、Al、Ga)；

VDA族(雁2叩5：F、Cl、Br)；

Cr(3d54s')sCu(3d104s,)o

(2)最外层有2个未成对电子的元素

IVA族(〃C〃p2：C、Si、Ge)；

VIA族(〃s%p4：O、S、Se)o

(3)最外层有3个未成对电子的元素

VA族(〃s2〃p3：N、P、As)

(4)核外电子排布中，未成对电子数最多的元素

Cr(3dS4sL共有6个未成对电子)

6.核外电子排布的表示方法

原子结构意义将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的式子

示意图

实例Al(m)^83

电子排布意义用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式

式实例K:Is22s22P63s23P64sl

为了避免电子排布式书写过于繁琐,把内层电子达到稀有气体结构的部分以相应

简化电子意义

稀有气体的元素符号外加方括号表示

排布式

实例K：[Ar]4sl

价电子排意义主族元素的价电子指最外层电子，价电子排布式即外围电子排布式

布式实例AI：3s23Pl

轨道表示意义每个圆圈（或方框）代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子

"gxQMpogoQo或或[画§)qpo

式实例

7.多电子的基态原子核外电子排布遵循的排布顺序

8.基态原子电子排布原则

核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则，对三条原则不能孤立地理解，要综合应用。其中，能量最低

原则又可叙述为：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原

子体系的能量最低。

考点08核外电子排布与元素周期表

1.原子核外电子排布与周期的划分

⑴鲍林近似能级图

①能量相近的原子轨道属于组；

②相邻能级组之间的能量差较,同一能级组内能级之间的能量差较。

⑵周期与能级组的关系

能级组内最多容纳

周期数能级组序号能级组内原子轨道元素种类数

电子数

111S——

222s、2p——

333s、3p——

444s、3d、4p——

555s、4d、5p——

666s4f^5d、6p——

777s、5f、6d、7p3232

(3)周期与核外电子排布的本质联系

①元素周期表的七个周期分别对应_____个能级组。

②周期数=。

③一个周期所包含的元素种类数一对应能级组最多容纳的电子数。

2.原子核外电子排布与族的划分

(1)族的划分依据：族的划分与原子的和__________密切相关。

(2)特点：一般来说，同族元素的价电子数目0

(3)规律:

•价电非布；IA和nA：ns'*2：inA-\UA:

主族元素一

匚族一数=元/原子的价电子数(子外乂电子数)

稀有气体元素一价电子排布：(He除外)。

厂价电子排布:(〃-1)"川心2

过渡元素一厂1B和nB：族序数=空轨道上的电子数

匚族序数一-N11B和WB:族序数=价电子数(铺一

铜系除外)

族：价电子总数分别为8、9、10

3.元素周期表的分区与外围电子排布的关系

⑴元素周期表的分区

（2）各区外围电子排布特点

分区外围电子排布

S区Z2S12

P区店审6（除例外）

d区（〃一1）4-9双~2（除Pd外）

ds区（A2—l）dl0/is'2

f区（n—2）f°,4（n—l）d°2ns2

4.冬区元素化学性质及原子价电子排布特点

包括的元素价电子排布化学性质

IA族、IIA叔~2（最后的电子

s区除氢外，都是活泼金属元素（碱金属和碱土金属）

族填充在ns上）

房2叩1~6（氮除外,

RIA〜VBA族、最外层电子参与反应，随着最外层电子数目的增加，

p区最后的电子填充

0族元素非金属性增强，金属性减弱（0族除外）

在np上）

（n—l）d'9HS'

niB〜WB族均为过渡金属元素，由于（〃一l）d轨道都未充满电子，

2［Pd除外,最后的

d区（锢系、铜系除因此（〃一l）d轨道上的电子可以不同程度地参与化学

电子填充在（〃一

外）、VB族键的形成（Pd除外）

l）d上］

IB族、IIB（〃一l）d'°ns12［（/i均为过渡金属元素，（〃一l）d轨道已充满电子，因此（〃

ds区

族—l）d全充满］-I）d轨道上的电子一般不再参与化学键的形成

（〃―2）F）r4（〃一锢系元素的化学性质非常相近；钢系元素的化学性质

f区锢系、钢系

l）d0~:fis2也非常相近

5.原子结构与周期表的关系

每周期第一种元素每周期最后一种元素

电子

周期基态原子的电子排原子序

层数原子序数基态原子的简化电子排布式

布式数

223[He]2sl10Is22s22P6

33II[Ne]3sl18Is22s22P63s23P6

4419[Ar]4/36122P63s23P63dl04$24P6

5537[Kr]5s'54Is22s22P63s23P63d1°4s24P64d%s：5P6

1s22s22P63s23P63dl04s24P64d叫「45s25P6

6655[Xe]6s,86

5dl06s26p6

6.第4周期部分过渡元素的价电子排布为

族序数I1IBIVBVBVIBVDB

价电子排布3d4s23d24s23d34s23ds4(3d54s2

7.原子核外电子排布与元素周期表的分区

s区包含He和IA、HA两族元素；除氢、氮外，其余都是活泼的金属元素;

p区包含IHA〜VIIA和0族（He除外）元素；除氢、氮外，所有的非金属元素都在p区;

d区包含IHB〜VIIB和VDI族（锢系和婀系除外逢是金属元素；

ds区包含IB和HB族，全是金属元素：

f区包含锄系和钠系，全是金属兀素。

s区、d区、ds区的元素，它们的原子最外层电子数均不超过2个，只有p区的元素原子最外层电子数可为

3〜8个。

考点09原子半径及其比较

1.原子半径

依据量子力学理论，人们假定原子是一个，并用统计的方法来测定它的半径。

2.原子半径的周期性变化

检多电子之间的排导致

「电子层数一“斥作用越大一原子半径越大

原子•取决于

5电荷数越多核对电户的吸洋致

一»引作用越大一原f•平径越小

3.原子半径的变化规律

规律原因

同主族元索(自核电荷数增加对外层电子的吸引作用_______增加电子间的排

原子半径逐渐_______

上而下)斥作用

同周期元素(从原子半径逐渐_______增加电子产生的电子间的排斥作用_______核电荷数增加导致

左到右)(除稀有气体元素外)的核对外层电子的吸引作用

同周期过渡元原子半径逐渐_______,增加的电子都分布在_______轨道上，它对外层电子的排斥作

素(从左到右)但变化幅度不大用与核电荷增加带来的核对电子的有效吸引作用大致_______

4.判断微粒半径大小的规律

(1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。

(2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。

⑶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，如仆a+)5Na),«)<心2一)。

(4)电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如4S2—)>HC「)>kK+)>r(Ca2+)。

⑸不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如“Fe2-)>MFe3+),我/0代产).

5.有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析

“一层”：先比较电子层数，一般电子层越多，半径越大。

“二核”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

“三电子”：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。

考点10电离能及其分类

1.电离能的概念

气态原子或气态离子失去所需要的最小能量叫做电离能：常用符号—表示，单位是°

判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。电离能越小，表示在气态时该原子失去电子；反之,

电离能越大，表示在气态时该原子越_______电子。

2.电离能的分类

(1)第一电离能是处于基态的气态原子失去1个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量，符号为人表示

为M(g)=M-(g)+e-1\

⑵第二电离能是由+1价气态阳离子再失去一个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量，符号为/2；表示

为M'(g)=M2'(g)+e-h

⑶依次还有第三电离能N第四可离能右等。可以表示为：

M(g)=M+(g)+e-h(第一电离能)

M+(g)=M2+(g)+e12(第二电离能)

M2-(g)=M3+(g)+e-卜(第三电离能)

3.电离能的意义

(1)电离能越小，该气态原子越_______失去电子。

(2)电离能越大，该气态原子越—失去电子。

(3)运用电离能可以判断原子在气态时电子的难易程度。

考点11电离能变化规律及其影响因素

,:

1.元素逐级电离能的变化规律

同一元素的电离能按八、h、h……顺序逐级—

2.元素第一电离能的变化规律

元素第一电离能呈现性变化，变化趋势图如下:

(1)同周期从左到右，元素的第一电离能总体上呈现的趋势。

(2)同主族自上而下，元素的第一电离能逐渐o

(3)同周期从左到右，过渡元素的第一电离能变化不太规则，第一电离能略有

3.影响因素

(1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子排布。

(2)具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素原子稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离

能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素的大。一般情况下，

第一电离能：IIA>IIIA,VA>VlAo

4.电离能的应用

(1)根据中，离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：h<h<h,表明Li原子核外的三个电子排布在

电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一电子。

(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：/|</2</3,表明K原子易失去—电子形成—价

阳离子。

(3)判断元素的金属性、非金属性强弱：4越大，元素的非金属性；越小，元素的金属性。

考点12电负性及其变化规律

1.电负性的意义

(1)定义：元素的原子在化合物中能力的标度。

(2)意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力；反之，电负性越小，相应原

子在化合物中吸引电子的能力o

(3)标准：以氟的电负性为作为标准，得出各元素的电负性。

2.电负性周期性变化规律

(1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐。

(2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐o

(3)电负性大的元素集中在周期表的,电负性小的元素集中在周期表的o

(4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐的趋势。

考点13电负性的应用

1.判断元素的金属性和非金属性及其强弱

⑴金属的电负性一般小于,非金属的电负性一般大于,而位于非金属三角区边界的“类金

属”(如错、睇等)的电负性则在左右，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；非金属元素的电负性越大，非金属元素越o

(3)元素电负性的值是个相对的最，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。

2.判断元素化合价的正负

(1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力,元素的化合价为值；

(2)电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力,元素的化合价为值。

3.判断化学键的类型

(1)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于L7,它们之间通常形成o

(2)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o

⑶离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种成键元索原子间的电负性差值大于L7,它们

之间通常形成离子键；如果两种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

元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。例如，

LiBeB

医心£卜

MgAlSi

处干对角线的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质。

5.电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系

（1）电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中

吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价；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

合价为负价。

（2）金属元素一般都在元素周期表的,同一周期的左边，同一族的下面，电负性值较小，在形成

化合物时，容易失去电子从而形成正价。非金属元素一般都在元素周期表的,同一周期的右边，同

一族的上面，电负性值较大，在形成化合物时，容易得到电子从而形成负价。对于大部分非金属元素，在

形成化合物时，既可以在与比它电负性小的元素形成化合物时显负价，也可以在与比它电负性大的元素形

成化合物时显正价。

易错清单03

易错点01同主族、相邻周期元素原子序数差的关系

①第lA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。

②第IIA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。

③第HIA〜VI1A族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、32。

④0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32、32。

易错点02电子层结构相同的微粒半径大小规律

电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子半径（包括阴、阳离子）随核电荷数的增大而减小，如

02>F>Na+>Mg2+>Al3\可归纳为电子层排布相同的离子，（表中位置）阴离子在阳离子前一周期，原子序数

大的半径小，概括为“阴上阳下，序大径小”。

易错点03判断元素金属性、非金属性强弱的常用方法

①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强

金属性②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强

③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强

①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强

非金属性

②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强

③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强

易错点04依据成键特征和结构式推断元素

1.化学键信息：如能形成4个共价键的元素为C、Si等，能形成,2个共价键的元素为O、S等，能形成

1个共价键的元素为H或卤族元素。

2.根据形成的简单阴、阳离子可确定原子的最外层电子数，如X2+和丫2一，即X、Y原子最外层电子数

分别为2和6。

3.化合价信息：化合物中各元素化合价代数和为0,结合某些常见元素的化合价或化学键等，可确定未

知元素的化合价，间接确定最外层电子数目。

易错点05依据物质性质和转化关系推断元素

1.常见物质的性质及特征反应

(1)与CO2、H2O反应生成的固体为Na2O2。

(2)相遇能形成白烟的两气体常为HC1、NH3O

(3)与强碱、强酸均能反应的氧化物和氢氧化物分别为AI2O3、A1(OH)3O

(4)元素的最高价氧化物对应的水化物与其氢化物反应生成盐的元素为N。

(5)能腐蚀玻璃的酸为HF。

(6)在空气中变红棕色的无色气体是NOo

2.常见短周期元素的单质及其化合物的转化关系(反应条件略)

⑴陈设卜NHQ⑵上支］

C°21^COpNH,

⑶乩：1乩⑷平卜七二

Hn-u-HClOAh卢A产----1

⑸d挣HCI(6)J-AlAjoH-bAKOHh

CH”凡氟代烧？JAI(OH)J

3.熟悉常见的“10ef“18ef微粒

(1)“10广”微粒

帖O2-

II

NH-OH"F"

||［出发点

2u

CH(—NM-HQ-HF-1瓦卜・Na*—Mg*-Al

||

NH：HQ'

(2)“18屋”微粒

SiH,-PH,-H£-H。T勺1K*-Ca1*

F、一OH、一NHz、一（：11（（9电子*2）

CH,—CH.Ji.N—NH2.HO—OH、F—F、F—CH^CH,—OH

易错点06依据原子结构、周期表中的位置推断元素

1.最外层电子规律

最外层电子数（N）元素在周期表中的位置

3业8第IHA族〜第VHA族

第IA族、第IIA族、

N=\或2

副族、0族元素（氮）

N＞次外层电子数第二周期（Li、Be除外）

2.第四周期元素价层电子排布特点

未成对电子数价层电子排布元素

14s\3dzs2、3dl04s\4s24p\4s24PsK、Sc、Cu>Ga、Br

23d24s2、3d84s2、4s24p\4s24P"Ti、Ni、Ge、Se

33dZd、3d74s入4s24P3V、Co、As

43d64s2Fe

53ds4s2Mn

63d54slCr

3.熟悉主族元素原子结构及周期表中的特殊位置

原子结构特点周期表中位置特点元素

最外层电子数和电子层数相等主族序数等于周期数H、Be、Al等

最外层电子数是电子层数的2倍主族序数等于周期数2倍C、S

最外层电子数是电子层数的3倍主族序数等于周期数3倍0

电子层数是最外层电子数的2倍周期数是主族序数2倍Li、Ca、T1

电子层数是最外层电子数的3倍周期数是主族序数3倍Na、Ba

未成对电子数是3的主族元素第VA族N、P、As

s轨道电子总数与p轨道电子总数相等的短周期元素—0、Mg

易错点07元素推断与元素周期律的综合应用

1.元素推断的一般思路

厂原子结构特征

厂元素特征一-含量或组成特征

匚物理化学特征

元

素元素的性质

名一周期、族序数一Q

原子或离子结构

称一原子序数——匚

已知元素间的原子序数关系

」相对原子质量一相对分子质箕一化学式

2.推断元素的常用方法

⑴利用稀有气体元素原子结构的特殊性。

(2)利用常见元素及化合物的特征性质。

3.由基态原子的价层电子排布确定元素在元素周期表中的位置

(1)周期序数=电子层数=最高能层序数

(2)主族元素的族序数=价层电子数

(3)第IIIB族〜第VHB族的价层电子排布为("一l)d「5〃s「2(翎系、钢系除外)，族序数=价层电子数。如钵的

价层电子排布为3d’4s2,它位于元素周期表中第四周期第VDB族。

(4)第【B族和第IIB族的价层电子排布为(〃-l)d9/~2,族序数=〃s能级上的电子数。

专题04原子结构与元素性质

思维导图

r氢原子光谱和玻尔的原子结构模型<二氢玻原尔子的光原谱子皿模型

原子结构模型

原子轨道

量子力学对原子核外电子运动状态的描述原子轨道的图形描述

电子在核外的空回分布

能员最低原则

基态原子的核外电子排布战律泡利不相容原悭

r基态原子的核外电子排布-；'

洪特规则

原子结构与元素基态原子的核外电子排布

元素周期表

--士核外电子排布与周期的划分

J核外电子排布与兀素周期表r,八

核外电子排布与族的划分

原子半径的周期性变化

r原子半径及其变化规律原子半径的变化规律

判断微粒半径大小的短律

电离能的受义

元素性质及电离能的分类

；元醐电离能及其变化规律

其变化规律电商能的变化规律

电般健的应用

,-电负性的竟义

元醐电负性及其变化规律——电负性周期性变化城律

-电煲性的应用