资源简介

(共50张PPT)
第1课时　原子结构与元素周期表
必备基础
核心素养
素养形成
课程目标
1．熟悉原子结构与元素周期表的关系。
2．熟悉元素周期表的结构。
3．能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分表。
4．了解元素周期表的应用价值。
图说考点
必备基础
一、元素周期表的结构
1．周期(横行)
2
8
长
18
32
2．族(16)(18个纵行)
8、9、10
ⅦB
ⅠB
二、元素周期系
1．碱金属元素基态原子的核外电子排布
碱 金属 原子序数 周期 基态原子的电子排布式 基态原子的轨道表示式
锂 3 二 1s22s1或______ ________
钠 11 三 __________或_______
[He]2s1
1s22s22p63s1
[Ne]3s1
钾 19 四 ______________或______
铷 37 五 _______________________或______
铯 55 六 [Xe]6s1
1s22s22p63s23p64s1
[Ar]4s1
1s22s22p63s23p63d104s24p65s1
[Kr]5s1
2.稀有气体元素基态原子的核外电子排布
稀有气体 原子序数 周期 基态原子的电子排布式
氦 2 一 1s2
氖 10 二 ________
氩 18 三 _____________
氪 36 四 ____________________
氙 54 五 ___________________________
氡 86 六 ____________________________________
1s22s22p6
1s22s22p63s23p6
1s22s22p63s23p63d104s24p6
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6
3.元素周期系的形成
(1)随着元素原子的核电荷数递增，每到出现________，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现_________；然后又开始由________到________，循环往复形成了________。
(2)元素形成周期系的根本原因是____________________发生周期性的重复。
碱金属
稀有气体
碱金属
稀有气体
周期系
元素的原子核外电子排布
三、原子结构与元素周期表的分区
1．人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的能级符号作为该区的名称(ds区除外)，请填充下表。
2．元素周期表中，非金属元素处于元素周期表的_______位置，金属性强的元素处于元素周期表的________位置。
d
p
右上角
左下角
[即学即练]
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)周期表有7个横行，所以有7个周期。(　　)
(2)周期表有18个纵行，所以有18个族。(　　)
(3)周期表中每一周期中的元素种数等于周期序数的平方。(　　)
(4)元素原子的核外电子排布呈周期性变化是形成元素周期系的根本原因。(　　)
√
×
×
√
(5)门捷列夫的元素周期表是按原子序数从小到大排布的。(　　)
(6)同一周期的第ⅢA族元素的原子序数一定比第ⅡA族元素的原子序数多1。(　　)
(7)已知元素在周期表中的周期序数与族序数，则一定能确定该元素是哪种元素。(　　)
(8)s区、d区、ds区、f区一定是金属元素。(　　)
×
×
×
×
2．下列说法不正确的是(　　)
A．元素原子的核外电子排布呈现周期性变化是形成元素周期系的根本原因
B．周期序号越大，该周期所含金属元素越多
C．所有区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级符号
D．元素周期表中ⅢB到ⅡB 10个纵列的元素，都是金属，所以统称过渡金属元素
答案：C
解析：除ds区外，区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
3．外围电子排布为5s25p1的元素，在周期表中的位置是(　　)
A.第四周期第ⅤA族 B．第五周期第ⅢA族
C．第五周期第ⅠA族 D．第四周期第ⅢA族
答案：B
4．元素周期表中，非金属元素存在的区域为(　　)
A．只有s区 B．只有p区
C．s区，d区和ds区 D．s区和p区
答案：D
解析：非金属元素除H元素在s区外，其余的元素均在p区。
5．如果n为第ⅡA族中某元素的原子序数，则原子序数为(n＋1)的元素可能位于(　　)
A．ⅢA或ⅢB B．ⅣA
C．ⅠB D．ⅠA
答案：A
解析：在元素周期表中，第二、三周期的第ⅡA族与第ⅢA族元素相邻，其原子序数相差1；第四、五、六、七周期的第ⅡA族与第ⅢB族相邻，其原子序数相差1；所以原子序数为(n＋1)的元素位于第ⅢA或ⅢB族。
6．某元素的原子序数为30，试问：
(1)此元素原子的电子总数是________个。
(2)它有________个电子层，有________个能级。
(3)它的价电子轨道表示式是________________。
(4)它属于第________周期________族，属于______区。
30
4
7
四
ⅡB
ds
解析：该元素的电子排布式应为1s22s22p63s23p63d104s2，共有30个电子，故为Zn元素。从核外电子排布式中可以得出n＝4，有四个电子层，所以为第四周期元素，价电子排布式为3d104s2，所以在ⅡB族。价电子的轨道表示式为 ，属于ds区。
核心素养
提升点一　原子结构与元素周期表中的位置关系
例1 元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的外围电子排布为，则下列说法不正确的是(　　)
A.Y元素原子的外围电子排布为4s24p4
B．Y元素在周期表的第三周期第ⅥA族
C．X元素所在周期中所含非金属元素最多
D．Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3
答案：A
解析：因为Y元素原子的外围电子排布中出现了np能级，故其ns能级已经排满且只能为2个电子，则n－1＝2，n＝3，即Y元素原子的外围电子排布为3s23p4，故A项错误，B项正确；Y为S元素，X为F元素，第二周期所含非金属元素最多，故C项正确；Z为As元素，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，D项正确。
状元随笔　先确定Y元素原子的价电子层结构，再依据周期表推出X、Z元素并作答。
[提升1]　回答下列问题：
(1)某元素的原子序数为29，试回答：
①该基态原子的价电子排布式是________，核外电子有______个能级，有______个未成对电子。
②它属于第________周期，________族。
(2)元素金(Au)处于周期表中的第六周期，与Cu同族，Au原子价电子排布式为________。
(3)某元素原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p1，该元素处于元素周期表的第________周期第________族。
(4)某元素位于周期表中第四周期ⅤA族，则该元素的名称是________，价电子排布式为________。
3d104s1
7
1
四
ⅠB
5d106s1
四
ⅢA
砷
4s24p3
解析：(1)根据核外电子排布规律，该元素原子的核外电子排布式应为1s22s22p63s23p63d104s1，价电子排布式为3d104s1，所以有1个未成对电子，有7个能级。有四个电子层，所以为第四周期元素，价电子排布式为3d104s1，所以在第ⅠB族。
(2)Cu原子核外有29个电子，其核外电子排布式为[Ar]3d104s1，Au与Cu同族，则Au原子的价电子排布式为5d106s1。
(3)该元素为主族元素，根据电子层数＝周期序数，主族序数＝价电子数，该元素位于第四周期第ⅢA族。
(4)由于该元素为主族元素，价电子数＝主族序数，周期序数＝电子层数，可知其价电子排布式为4s24p3，为33号元素砷。
状元随笔　原子结构决定了元素在周期表中的位置，根据原子结构判断元素在周期表中的位置是“构、位、性”关系(如图所示)的具体运用。
【关键能力】
一、原子结构与元素周期表的关系
1．周期序数与原子核外电子排布的关系
(1)周期序数＝原子电子层数＝原子最外层能层序数
(2)每一周期元素原子的外围电子排布和元素种数。
周期 外围电子排布 各周期增 加的能级 元素种类
ⅠA 0族 最外层容纳的电子数 1 1s1 1s2 2 1s 2
2 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8
3 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8
4 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18
5 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18
6 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32
7 7s1 7s、5f、6d、7p
2.核外电子排布与族的关系
(1)主族元素的价电子排布
①主族元素的族序数＝价电子总数＝最高正价(O、F除外)。
②同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在ns或ns np轨道上。
(2)稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。
主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
价电子排布 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
(3)过渡元素(副族和Ⅷ族)(第四周期为例)的价电子排布
族序数 价电子排布
ⅢB (n－1)d1ns2
ⅣB (n－1)d2ns2
ⅤB (n－1)d3ns2
ⅥB (n－1)d5ns1
ⅦB (n－1)d5ns2
Ⅷ (n－1)d6～8ns2
ⅠB (n－1)d10ns1
ⅡB (n－1)d10ns2
①ⅢB→ⅦB族：族序数＝价电子数＝原子最外层ns电子数＋次外层(n－1)d电子数＝最高正价。
②Ⅷ族：原子最外层ns电子数＋次外层(n－1)d电子数之和分别为8、9、10。
③ⅠB和ⅡB的族序数＝原子最外层电子数。
(4)0族最外层电子排布为1s2或ns2np6。
提升点二　原子结构与元素周期表的分区
例2 已知元素周期表中共有18纵行，如图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下列几个区：s区、p区、d区、ds区等。除ds区外，其他区的名称各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区、p区、d区、ds区的边界线，并分别用阴影 和 表示d区和ds区。
(2)有的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)在元素周期表中4s轨道半充满的元素为__________。(填元素符号)
(4)请利用电子排布的相关知识解释Fe3＋比Fe2＋稳定的原因：______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
ds
K、Cr、Cu
Fe的价电子排布式为3d64s2，Fe2＋和Fe3＋的价电子排布式分别为3d6，3d5，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
解析：依据构造原理最后填入的电子的能级符号，将元素周期表划分为几个区，对于24号元素，其核外价电子排布似乎应该是3d44s2，而实际上是3d54s1，原因是能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低，而29号元素也正是因为这一点排成3d104s1，而不是3d94s2，故29号、30号元素所在纵行归为ds区，所以该同学认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在ds区是有道理的。对于Fe3＋比Fe2＋稳定的原因也可从铁的核外电子排布特点来解释Fe3＋的价电子排布式为3d5，为半充满状态，比Fe2＋的价电子排布式3d6稳定。
状元随笔　解答本题应注意两点：①元素周期表的分区与其外围电子排布的关系；②原子轨道在全空、半充满和全充满时，能量低更稳定。
[提升2]　已知几种元素原子的原子结构或核外电子排布或价电子排布情况，分别判断其元素符号、原子序数并指出其在周期表中的位置。
元素 元素符号 原子序数 区 周期 族
A 1s2 2 s2 2p6 3s1
B
C 3d10 4s1
D [Ne]3s2 3p4
E
Na
11
s
三
ⅠA
Fe
26
d
四
Ⅷ
Cu
29
ds
四
ⅠB
S
16
p
三
ⅥA
Cl
17
p
三
ⅦA
解析：由电子排布式判断A为11号元素Na；由原子结构示意图可知x＝26，B为26号元素Fe；由价电子排布式判断C为29号元素Cu；由电子排布式判断D为16号元素S；由基态原子的轨道表示式判断E为17号元素Cl。再根据最大能层序数等于周期序数确定元素所处的周期；元素A、D、E为主族元素，主族元素的价电子总数等于主族序数；C元素的价电子排布式为3d104s1，s能级电子数为1，应为ds区的第ⅠB族。
状元随笔　①元素的分区规律：按照元素的原子核外电子最后排布的能级分区，如s区元素的原子的核外电子最后排布在ns能级上，d区元素的原子核外电子最后排布在(n－1)d能级上。
②s区、p区均为主族元素(包括稀有气体)，且除H外，非金属元素均位于p区。
【关键能力】
元素周期表的分区方法
(1)按电子排布分区
①按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(ⅠB族、ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而ⅠB族、ⅡB族这2个纵列的元素原子的核外电子因先填充满(n－1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。5个区的位置关系如图所示。
元素周期表的分区
②各区元素原子的价电子排布、元素的位置及类别
分区 元素位置 价电子排布式 元素种类及性质特点
s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2 原子的核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金属(氢除外)，为碱金属和碱土金属
p区 ⅢA～ⅦA族 及0族元素 ns2np1～6(He除外) 原子的核外电子最后排布在np能级(He为s能级)上，为非金属和少数金属
d区 ⅢB～ⅦB族 (镧系、锕系 除外)以及Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2(钯除外) 为过渡金属，原子的核外电子最后排布在(n－1)d能级上，d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区 ⅠB族ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 为过渡金属，核外电子先填满(n－1)d能级而后再填充ns能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成
f区 镧系和锕系元素 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 镧系元素化学性质相近；锕系元素化学性质相近
(2)按金属元素与非金属元素分区
①金属、非金属在元素周期表中的位置
沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外)，线的右边是非金属元素。非金属元素主要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图所示)。
②金属与非金属交界处元素的性质特点
在元素周期表中位于金属和非金属交界处的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为准金属或半金属(一般可用作半导体材料)。
素养形成
1．已知某元素＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p6，该元素在周期表中属于(　　)
A．ⅤB族 B．ⅡB族
C．Ⅷ族 D．ⅡA族
答案：D
解析：由题意推知，该元素的外围电子排布为4s2，故该元素位于第四周期第ⅡA族。
2．基态原子的核外电子排布式为[Kr]4d105s1的元素属于的区、周期和族分别为(　　)
A．p区、第五周期、ⅠB族
B．ds区、第五周期、Ⅷ族
C．d区、第四周期、ⅠB族
D．ds区、第五周期、ⅠB族
答案：D
解析：以稀有气体元素Kr为参照，则可推断出核外电子排布式为[Kr]4d105s1的元素属于第五周期。该原子的价电子排布为4d105s1，属于ⅠB族元素，位于ds区。或按照构造原理，该元素基态原子的核外电子排布式应为[Kr]4d95s2，而事实上却是[Kr]4d105s1，可理解为是先填满了4d能级而后再填充5s能级，故位于ds区。其价电子总数为11，即位于元素周期表第11列，即第ⅠB族。该元素最大能层数为5，故位于第五周期。
3．某元素的最外层电子数为2，价电子数为5，并且是同族中原子序数最小的元素，关于该元素的判断错误的是(　　)
A．电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2
B．该元素为V
C．该元素为第ⅢB族元素
D．该元素属于过渡元素
答案：C
解析：某元素的最外层电子数为2，价电子数为5，最外层电子数和价电子数不相等，应存在d能级电子，并且是同族中原子序数最小的元素，则价电子排布式为3d34s2，电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2，为第四周期第ⅤB族元素，为V元素，属于过渡元素，故A、B、D三项正确，C项错误。
4．下表是元素周期表的一部分，有关说法正确的是(　　)
A．e的氢化物比d的氢化物稳定
B.a、b、e三种元素的原子半径：e>b>a
C.六种元素中，c元素单质的化学性质最活泼
D.c、e、f的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强
族 周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
二 c d
三 a b e f
答案：D
解析：a、b、c、d、e、f分别是钠、镁、碳、氧、硫、氯。同一主族，氢化物的稳定性由上到下递减，H2O的稳定性比H2S强；同一周期原子半径从左到右依次递减，a、b、e三种元素的原子半径：a>b>e；六种元素中最活泼的金属是Na(a)，最活泼的非金属是氧(d)。则选项A、B、C三项均不正确。
5．最活泼的金属、最活泼的非金属、常温下呈液态的金属(价层电子排布为5d106s2)分别位于下面元素周期表中的(　　)
A.s区、p区、ds区 B．s区、p区、d区
C.f区、p区、ds区 D．s区、f区、ds区
答案：A
解析：最活泼的金属是铯，在第ⅠA族，位于s区；最活泼的非金属是F，位于p区；原子的价层电子排布为5d106s2的元素位于ds区。
6．某元素原子共有三个价电子，其中一个价电子位于第三能层d能级。
(1)该原子的电子排布式为_________________。
(2)该元素的原子序数为________，在周期表中处于第________周期________族，属于________区。该元素为________(填“金属”或“非金属”)元素，其最高化合价为________。
解析：有三个价电子其中一个价电子在3d能级，则其他两个价电子必在4s上，外围电子排布为3d14s2，原子序数是21，在第四周期第ⅢB族，处于d区，是金属元素，最高化合价是＋3。
1s22s22p63s23p63d14s2
21
四
ⅢB
d
金属
＋3(共58张PPT)
第2课时　元素周期律
必备基础
核心素养
素养形成
课程目标
1．了解元素电离能、电负性含义。
2．通过数据及图片了解原子半径、元素第一电离能、电负性变化规律。
3．能应用元素电离能、电负性解释元素的某些性质。
图说考点
必备基础
一、元素周期律和原子半径
1．元素周期律
元素的性质随________的递增发生周期性递变的规律。
2．原子半径
(1)决定原子半径大小的因素
①电子的能层数
电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径________。
②核电荷数
核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就________，将使原子的半径________。
核电荷数
增大
越大
减小
(2)原子半径的变化规律
原子的能层数和核电荷数的综合结果使各种原子的半径发生________递变。
①同周期主族元素
从左到右，电子能层数________，但随核电荷数的逐渐增大核对电子的引力________，从而使原子半径________。
②同主族元素
从上到下，__________逐渐增多，虽然核电荷数增大，但电子能层数的影响成为主要因素，所以从上到下原子半径________。
周期性
不变
增大
逐渐减小
电子能层数
逐渐增大
二、电离能
1．概念
________原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的________叫做第一电离能。
2．元素第一电离能的意义
衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值________，原子越容易失去一个电子。
3．元素第一电离能的变化规律
(1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现________的趋势。
(2)同族元素从上到下第一电离能逐渐________。
气态基态
最低能量
越小
逐渐增大
变小
三、电负性
1．键合电子和电负性的含义
(1)键合电子
元素相互化合时，原子中用于形成________的电子。
(2)电负性
用来描述不同元素的原子对________吸引力的大小。电负性越大的原子，对________的吸引力________。
2．标准
以氟的电负性为________和锂的电负性为_______作为相对标准，得出各元素的电负性。
化学键
键合电子
键合电子
越大
4.0
1.0
3．变化规律
(1)同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐________。
(2)同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐________。
4．应用
判断金属性和非金属性强弱
(1)金属元素的电负性一般________，电负性越小，金属性________；
(2)非金属的电负性一般________，电负性越大，非金属性________；
(3)位于非金属三角区边界的元素的电负性则在________左右，它们既有________，又有_________。
变大
变小
小于1.8
越强
大于1.8
越强
1.8
金属性
非金属性
四、对角线规则
在元素周期中，某些主族元素与________的主族元素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。
如：
右下方
[即学即练]
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1) r(N3－)>r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。(　　)
(2)r(Si)>r(C)>r(B)。(　　)
(3)r(Li＋)(4)r(Fe3＋)>r(Fe2＋)>r(Fe)。(　　)
(5)同一周期的元素，原子序数大的元素，第一电离能一定大。(　　)
√
×
√
×
×
(6)同一元素的I1(7)如果一种主族元素的电离能在In与In＋1之间发生突变，则该元素最高化合价一般为＋n价。(　　)
(8)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小。(　　)
(9)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强。(　　)
(10)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素。(　　)
√
√
√
√
×
2．已知下列元素的原子半径：
根据以上数据，磷原子的半径可能是(　　)
A．0.8×10－10 m B．1.10×10－10 m
C．1.20×10－10 m D．0.7×10－10 m
原子 N S O Si
半径r/10－10 m 0.75 1.02 0.74 1.17
答案：B
解析：P元素在第三周期中S元素和Si元素之间，即P的原子半径在1.02×10－10～1.17×10－10 m之间，故只有B项正确。
3．元素X的各级电离能数据如下：
则元素X的常见价态是(　　)
A．＋1 B．＋2
C．＋3 D．＋6
I1 I2 I3 I4 I5 I6
I/kJ·mol－1 578 1 817 2 745 11 578 14 831 18 378
答案：C
解析：对比表中电离能数据可知，I1、I2、I3电离能数值相对较小，至I4数值突然增大，说明元素X的原子中，有3个电子容易失去，因此，该元素的常见化合价为＋3。
4．现有四种元素基态原子电子排布式如下：；②1s22s22p63s23p3；
③1s22s22p3；④1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是 (　　)
A．第一电离能：④＞③＞②＞①
B．原子半径：②＞①＞④＞③
C．电负性： ④＞③＞②＞①
D．最高正化合价：④＞①＞③＝②
答案：A
解析：从电子排布式可以看出①是S，②是P，③是N，④是F，第一电离能：F>N>P>S；原子半径：P>S>N>F；电负性：F>N>S>P；最高正化合价：S>N＝P，F无正价。
核心素养
提升点一　微粒半径大小规律应用
例1 下列各组微粒半径的比较正确的是(　　)
①Cl③Ca2＋A．①和③ B．①和②
C．③和④ D．①和④
答案：A
解析：Al3＋、Mg2＋、F－的核外电子排布相同，核电荷数依次减小，则离子半径Al3＋＜Mg2＋＜F－，②错误；Ca、Ba的最外层电子数相同，能层数Ca＜Ba，则半径Ca＜Ba，③正确；Se2－和Br－的核外电子排布相同，核电荷数Br－＞Se2－，则半径应为Se2－＞Br－，④错误。
状元随笔　在中学要求范畴内可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小：
“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，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。
[提升1]　具有下列电子排布的原子中，半径最大的是(　　)
A．1s22s22p63s23p5 B．1s22s22p3
C．1s22s22p2 D．1s22s22p63s23p4
答案：D
解析：由核外电子排布可知A为氯原子，B为氮原子，C为碳原子，D为硫原子。根据同周期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，可知原子半径最大的是S。
状元随笔　电子层结构相同的离子分别为上一周期阴离子与下一周期的阳离子。
【关键能力】
微粒半径大小规律应用
1．影响原子半径的因素
原子半径的大小
原子半径的大小取决于以上两个相反的因素：①电子的能层数增加，核外电子数增加，电子之间的排斥力增大，使得原子半径增大。②原子的核电荷数增大，对核外电子的吸引力增大，使得原子半径减小。
2．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。
(3)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＋)(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r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。
(5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。
状元随笔　微粒半径大小比较的要点
(1)不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。
(2)对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。
(3)同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。
提升点二　电离能的变化规律及应用
例2 (1)某储氢材料是短周期金属元素M的氯化物。M的部分电离能如下表所示：
M是______(填元素符号)，Al原子的第一电离能______(填“大于”“小于”或“等于”)738 kJ·mol－1，原因是_________________ __________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
I1/ (kJ·mol－1) I2/ (kJ·mol－1) I3/ (kJ·mol－1) I4/ (kJ·mol－1) I5/
(kJ·mol－1)
738 1 451 7 733 10 540 13 630
Mg
小于
Mg、Al位于同一周期，Mg最外层电子排布式为3s2，而Al最外层电子排布式为3s23p1，当3p处于全充满、半充满或全空时较稳定，因此，Al失去p能级的1个电子相对比较容易，故Al原子的第一电离能小于738 kJ·mol－1
解析：由题表可知M的第三电离能突增，则M最外层有2个电子，由题表可知M至少有5个电子，故M为Mg。Mg、Al位于同一周期，Mg最外层电子排布式为3s2，而Al最外层电子排布式为3s23p1，当3p处于全充满、半充满或全空时较稳定，因此Al失去p能级的1个电子相对比较容易，故Al原子的第一电离能小于738 kJ·mol－1。
(2)第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有________种。依据第二周期元素第一电离能的变化规律，参照图中B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。
(3)如图是周期表中短周期的一部分，A的单质是空气中含量最多的物质，其中第一电离能最小的元素是________(填“A”“B”“C”或“D”)。
3
D
解析：同一周期中元素的第一电离能随原子序数递增，呈现逐渐升高的趋势，但是在第二周期中，Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，故第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有Be、C、O三种。(3)A的单质是空气中含量最多的物质(即氮气)，则A为N，A、C为第ⅤA族元素，其第一电离能大于第ⅥA族，B、D为第ⅥA族元素，同一主族从上往下第一电离能逐渐减小，所以D的电离能最小。
状元随笔　一般同周期第一电离能逐渐增大，同一主族第一电离能从上至下减小，但需注意原子轨道半满、全满时会反常。
[提升2]　现有核电荷数小于18的元素A，其电离能数据如表所示[I1表示失去第1个电子的电离能，In(n＝2，3，4，5，6，7，8，9，10，11)表示失去第n个电子的电离能，单位为eV]。
(1)外层电子离核越远，能量越高，电离能越__________(填“大”或“小”)；阳离子电荷数越多，在失去电子时，电离能越__________(填“大”或“小”)。
(2)上述11个电子分属________个电子层。
(3)去掉11个电子后，该元素还有________个电子。
(4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是__________。
符号 I1 I2 I3 I4 I5 I6
电离能 7.64 15.03 80.12 109.3 141.2 186.5
符号 I7 I8 I9 I10 I11
电离能 224.9 226.0 327.9 367.4 1 761
小
大
3
1
Mg(OH)2
解析：(1)电子离核越远，能量越高，受原子核的引力越小，失去电子越容易，则电离能越小；阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，原子核对核外电子的引力越大，失电子越难，则电离能越大。(2)根据题目数据知，I1、I2较小，I3突然增大，说明最外层有2个电子，I3到I10变化较小，但I11突然增大，说明次外层有8个电子，又由于核电荷数小于18，所以A为Mg。(3)Mg元素的原子去掉11个电子后，还有1个电子。(4)Mg元素的最高价氧化物对应的水化物为Mg(OH)2。
状元随笔　当电离能发生显著变化时，如I(n＋1) In，则第n＋1个电子在另一能层。
【关键能力】
电离能的变化规律及应用
1．第一电离能的变化趋势
2．电离能规律
(1)第一电离能规律
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势(第ⅡA、ⅤA族与其相邻主族相比出现“异常”)。
②同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。
(2)逐级电离能规律
①同一原子的逐级电离能越来越大。
元素的一个基态的气态原子失去一个电子，变成气态基态正离子后，半径减小，核对电子的吸引力增大，所以再失去第二个、第三个电子更加不易，所需要的能量依次增大。
②当某一级电离能突然变得很大时，说明电子的能层发生了变化，即不同能层中电离能有很大的差距。
3．电离能的应用
(1)由第一电离能比较元素的金属性强弱和金属的活泼性
一般地，对于金属元素来说，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强；对于非金属元素来说，元素的第一电离能越大，元素的非金属性越强。
(2)判断金属元素的化合价
如K元素，I1 I2＜I3，表明K原子容易失去一个电子形成＋1价阳离子。
(3)确定元素核外电子的排布：如Li元素I1 I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上，而且最外层上只有一个电子。
提升点三　电负性的变化规律及应用
例3 已知元素的电负性和原子半径等一样，也是元素的一种基本性质，下表给出14种元素的电负性：
已知：一般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。
试结合元素周期律知识完成下列问题：
(1)根据上表给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是______________________________________________________________________________________________________________________。
(2)由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大的元素是______，电负性最小的元素是______，由这两种元素构成的化合物属于_______(填“离子”或“共价”)化合物，并用电子式表示该化合
物的形成过程：__________________________。
(3)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？
Mg3N2　　　BeCl2　　　AlCl3　　　SiC
元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)
F
Na
离子
Mg3N2为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC均为共价化合物。
解析：(1)我们可以把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到大的顺序整理如下：

经过上述整理后可以看出：从3～9号元素，元素的电负性由小到大；从11～17号元素，元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样，随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)。
(2)根据上述规律不难得出短周期主族元素中电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Na；二者形成的化合物——NaF为典型的离子化合物，从而不难用电子式表示NaF的形成过程。
(3)Mg3N2电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。
状元随笔　同周期从左→右，电负性增大，金属与非金属形成的化合物不一定是离子化合物。
[提升3]　根据表中的数据，从电负性的角度判断下列元素之间易形成共价键的一组是(　　)
①Na和Cl　②Mg和Cl　③Al和Cl　④H和O　⑤Al和O　⑥C和Cl
A．①②⑤ B．④⑤⑥
C．③④⑥ D．全部
元素 Na Mg Al H C O Cl
电负性 0.9 1.2 1.5 2.1 2.5 3.5 3.0
答案：C
解析：若两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，通常易形成共价键。③Al和Cl的电负性之差为1.5；④H和O的电负性之差为1.4；⑥C和Cl的电负性之差为0.5。
【关键能力】
电负性的变化规律及应用
1．变化规律
分析上图可知
(1)同周期，自左向右，主族元
素原子的电负性逐渐增大；
(2)同主族，自上向下，主族元
素原子的电负性逐渐减小；
(3)电负性一般不用来讨论稀有
气体。
2．元素电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱
①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”(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。
②金属元素的电负性越小，元素的金属性越强；非金属元素的电负性越大，元素的非金属性越强。
(2)判断元素的化合价
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
(3)判断化学键的类型
一般认为：
①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。
②如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
(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(如下图所示)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。
状元随笔　(1)根据电负性变化规律可以判断元素的电负性数值的范围(同周期和同主族元素电负性变化规律)。
(2)电负性在1.8左右的既有金属性也有非金属性，但一般不说是两性元素。
(3)对角线规则仅限于第二、三周期三对元素组，处于对角线的元素及其化合物具有相似的化学性质。
(4)在判断化学键的类型时，注意特殊个例。
素养形成
1.下列微粒半径的大小关系，不正确的是(　　)
A．Na＞Be＞C＞F
B．S2－＞S＞O＞F
C．S2－＞Cl－＞K＋＞Ca2＋
D．O＞F＞Na＞Mg
答案：D
解析：A中，Na原子半径大于Li，Li大于Be，Be、C、F在周期表中同周期，A正确；B中，S、O同主族，O、F同周期，S2－半径大于其原子半径，B正确；C中，四者的电子层结构相同，核电荷数依次增大，半径依次减小，C正确。
2．在第二周期中，B、C、N、O四种元素的第一电离能由大到小的排列顺序正确的是(　　)
A．I1(N)>I1(O)>I1(C)>I1(B)
B．I1(N)>I1(O)>I1(B)>I1(C)
C．I1(N)>I1(C)>I1(O)>I1(B)
D．I1(O)>I1(N)>I1(C)>I1(B)
答案：A
解析：同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素，这几种元素都是第二周期元素，它们的族序数分别是第ⅢA族、第ⅣA族、第ⅤA族、第ⅥA族，所以它们的第一电离能大小顺序是I1(N)>I1(O)>I1(C)>I1(B)，A正确。
3．下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是(　　)
A．1s22s22p4 B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2 D．1s22s22p63s23p64s2
答案：A
解析：最外层电子数越多电负性越大，A正确。
4．下列离子半径的大小顺序正确的是(　　)
①Na＋　②X2－：1s22s22p63s23p6
③Y2－： 2s22p6　④Z－：3s23p6
A．③＞④＞②＞① B．④＞③＞②＞①
C．④＞③＞①＞② D．②＞④＞③＞①
答案：D
解析：由核外电子排布式可知， ②、③、④三种离子分别是S2－ 、O2－、Cl－，电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，则有②＞④，③＞①；电子层数越多，半径越大，则大小顺序为②＞④＞③＞①。
5．已知X、Y、Z为同一周期的三种元素，其原子的部分电离能(kJ·mol－1)如下表所示：
　　　　　　　元素 电离能/kJ·mol-1 X Y Z
I1 496 738 577
I2 4 562 1 451 1 817
I3 6 912 7 733 2 754
I4 9 540 10 540 11 578
下列说法正确的是(　　)
A．三种元素中，X元素的第一电离能最小，其电负性在同一周期元素中也最小
B．三种元素中，Y元素的第一电离能最大，其电负性也最大
C．等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应时放出的氢气的物质的量之比为1∶1∶1
D．三种单质与盐酸反应放出等量氢气时，消耗X、Y、Z的物质的量之比为3∶2∶1
答案：A
解析：根据表中数据，X的第二电离能远大于第一电离能，可知X是ⅠA族元素，A项是正确的；Y元素的第三电离能远大于第二电离能，Y是ⅡA族元素，三种元素中，Y元素的第一电离能最大，Z元素的第四电离能远大于第三电离能，Z是ⅢA族元素，由于它们在同一周期，Y元素的电负性小于Z的，B项错误；假设X、Y、Z属于第三周期元素，那么它们分别为Na、Mg、Al。等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应时，一定要考虑Na还能与水反应，C项错误；Na、Mg、Al与盐酸反应时放出等量氢气，消耗Na、Mg、Al的物质的量之比应该为6∶3∶2，D项错误。
6．下表是元素周期表的一部分，表中的字母分别代表一种化学元素。
(1)上表第三周期中第一电离能(I1)最大的是________(填字母，下同)，c和f的I1大小关系是________大于________。
(2)上述元素中，原子中未成对电子数最多的是________，写出该元素基态原子的核外电子排布式：______________。
m
c
f
i
1s22s22p63s23p3
解析：(1)题给周期表中所列13种元素a～m分别是Na、H、Mg、Sr、Sc、Al、Ge、C、P、O、Te、Cl、Ar，其中Na、Mg、Al、P、Cl、Ar位于第三周期，原子最稳定的是Ar，故其I1最大，Mg、Al的核外电子排布式分别为1s22s22p63s2、1s22s22p63s23p1，Mg中3s轨道为全满状态，故其I1比Al的I1大。(2)i元素最外层电子排布为3s23p3，有3个未成对电子，未成对电子数最多。
(3)根据下表所提供的电离能数据(单位：)，回答下列问题：
①表中X可能为以上13种元素中的______元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式：____________。
②Y是周期表中第________族的元素。
③以上13种元素中，________元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
锂 X Y
I1 519 502 580
I2 7 296 4 570 1 820
I3 11 799 6 920 2 750
I4 — 9 550 11 600
a
Na2O、Na2O2
ⅢA
m
解析：①由表中数据可以看出，锂和X的I1均比I2、I3小很多，说明X与Li同主族，且X的I1比Li的I1更小，说明X的金属性比锂更强，则X为Na(即a)。②由Y的电离能数据可以看出，它的I1、I2、I3比I4小得多，故Y属于第ⅢA族元素。③稀有气体元素m的原子最外层已达到稳定结构，失去核外第一个电子所需能量最多。(共53张PPT)
第1课时　能层与能级　构造原理
必备基础
核心素养
素养形成
课程目标
1．了解核外电子的运动状态。
2．了解核外电子能级排布的构造原理。
3．知道原子的基态和激发态的含义。
4．能用电子排布式书写常见元素的核外电子排布。

图说考点
必备基础
一、能层与能级
1．能层
(1)意义：根据多电子原子的核外电子的________差异，将核外电子分成不同的能层。
(2)符号：能层序数一、二、三、四、五、六、七分别用_____________________表示。
2．能级
(1)意义：根据多电子原子中同一能层电子________不同，将它们分成不同的能级。
(2)符号：在每一能层中，能级符号分别为ns、np、nd、nf……，其中n代表________。
能量
K、L、M、N、O、P、Q
能量
能层
3．能层、能级中所容纳的电子数
能层 K L M N O ……
能级 ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ 5s 5p … ……
最多电 2 2 6 2 6 10 ___ ___ ___ ___ ___ ___ … ……
子数 ___ ____ ____ ____ … ……
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
2
6
10
14
2
6
2
8
18
32
二、基态与激发态、原子光谱
1．基态原子与激发态原子
最低能量状态
较高
吸收
释放
2．光谱与光谱分析
不同元素原子的电子发生跃迁时会________或________不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。在现代化学中，常利用原子光谱上的________来鉴定元素，称为________。
吸收
释放
特征谱线
光谱分析
三、构造原理与电子排布式
1．构造原理：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。
(1)含义：在多电子原子中，电子在能级上的排列顺序是电子先排在能量________的能级上，然后依次排在能量________的能级上。
较低
较高
(2)
能层
能级
2．电子排布式
(1)概念：将________上所排布的电子数标注在该能级符号________，并按照能层从左到右的顺序排列的式子。
(2)表示方法
如钠原子的电子排布式可表示为___________，也可简化为[Ne]3s1。
能级
右上角
1s22s22p63s1
[即学即练]
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)原子处于基态时能量最低最稳定。(　　)
(2)同一原子处于不同激发态时能量相同。(　　)
(3)从激发态到基态会释放能量，所以一定会观察到可见光。(　　)
(4)能层离核越近能量越低。(　　)
√
×
×
√
(5)同一能层的电子能量一定相同。(　　)
(6)同一原子中，同一能层同一能级的电子能量一定相同。(　　)
(7)理论上第8能层应该有8个能级。(　　)
(8)第n能层最多能容纳的电子数为2n2，所以钠原子的第三能层填有18个电子。(　　)
(9)电子填充时先将里面的能层填满，再填入下一能层。(　　)
×
√
√
×
×
2．图中所发生的现象与电子的跃迁无关的是(　　)
答案：D
解析：燃放焰火、霓虹灯广告、燃烧蜡烛等所产生的光，都与电子的跃迁有关，平面镜成像和电子的跃迁无关。
3．以下能级符号正确的是(　　)
A．3f B．2d
C．4s D．2f
答案：C
4．下列能级中可容纳电子数最多的是(　　)
A．6s B．4p
C．3d D．4f
答案：D
解析：各能级能容纳的电子数是ns为2个、np为6个、nd为10个、nf为14个。
5．下列各基态原子的电子排布式正确的是(　　)
①Be：1s22s12p1　 ②C：1s22s22p2
③He：1s12s1　 ④Cl：1s22s22p63s23p5
A．①② B．②③
C．①③ D．②④
答案：D
解析：①应为Be：1s22s2；③应为He：1s2。
核心素养
提升点一　能层与能级的判断
例1 下列有关能层、能级的认识正确的是(题中n表示能层序数)(　　)
A．各能级能容纳的电子数按s、p、d、f的顺序依次为1、3、5、7的2倍
B.各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束
能容纳电子数与所含电子数有区别！
C．各能层含有的能级数为n－1
D.各能层含有的电子数为2n2
答案：A
解析：A正确；并不是所有的能层中都有p、d、f能级，如K层只有一个s能级，L层有s能级和p能级两个能级；M层有s、p、d三个能级，B错误；任一能层中，能级个数等于能层序数，C错误；每个能层最多容纳电子数为2n2，但不是一定含有2n2个电子，D错误。
状元随笔　不同能层所含能级数不同，不同能级所能容纳的电子数也不相同，规律为：能层数为n ，最多能容纳电子数为2n2。
[提升1]　下列能级表示正确(实际存在的)且最多容纳的电子数按照从少到多的顺序排列的是(　　)
A．1s、2p、3d B．1s、2s、3s
C．2s、2p、2d D．3p、3d、3f

答案：A
解析：从M层开始有d能级，即3d，不存在2d，故C项错误；同理从N层开始有f能级，即4f，故D项错误；不同能层的相同类型的能级，最多容纳的电子数相同，故B项错误。
状元随笔　ns、np、nd、nf…所能容纳电子数依次为2、6、10、14…，与n的取值无关。s、p、d、f…最早出现的能层依次为1、2、3、4……。
【关键能力】
1.能层
(1)能层的含义
多电子原子的核外电子的能量是不同的，按电子的能量差异，可以将核外电子分成不同的能层。
(2)能层的表示方法及各能层所能容纳的最多电子数
(3)各能层的能量与其离原子核距离的关系
原子核外各能层，能层序数越大，其离原子核的距离越远，能量越高。
说明：能层相当于必修教材中所述的电子层。
2．能级
(1)能级的含义
多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级。
(2)能级的符号和所能容纳的最多电子数
3．能层与能级的有关规律
(1)每一能层最多可容纳的电子数为2n2(n为能层序数)。
(2)在每一个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……(n为能层序数)。
(3)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，即第一能层只有1个能级(1s)，第二能层有2个能级(2s和2p)，第三能层有3个能级(3s、3p和3d)，依次类推。
(4)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2倍。
(5)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，1s、2s、3s、4s……能级最多都只能容纳2个电子。
状元随笔　某一能层及能级所能容纳的电子数是一定的，但不同原子或离子某一能层或能级的电子数是不一定的。
提升点二　构造原理的应用
例2 构造原理揭示的电子排布能级顺序实质是各能级能量高低。若以E(nl)表示某能级的能量，以下各式中正确的是(　　)
A．E(5s)>E(4f)>E(4s)>E(3d)
B．E(3d)>E(4s)>E(3p)>E(3s)
C．E(4s)D．E(5s)>E(4s)>E(4f)>E(3d)
答案：B
解析：根据构造原理，各能级能量的大小顺序：1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s……A项和D项正确顺序为E(4f)>E(5s)>E(3d)>E(4s)；对于不同能层的相同能级，能层序数越大，能量越高。
状元随笔　当比较不同能层、不同能级的能量高低时，要注意能级交错现象。
[提升2]　比较下列能级的能量大小关系(填“>”“＝”或“<”)：
(1)2s________4s；(2)3p________3d；
(3)3d________4s；(4)4d________5d；
(5)2p________3s；(6)4d________5f。
解析：由构造原理可知：①同一能层的能级能量高低顺序为：ns<
<
>
<
<
>
状元随笔　在构造原理中，从第三能层开始出现能级交错现象。我们可以利用“Ens【关键能力】
构造原理
设想从氢原子开始，随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按图所示的能级顺序填充的，填满一个能级再填一个新能级。这种规律称为构造原理。
构造原理示意图
(1)根据构造原理，绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d……
(2)原子核外电子按能量由低到高的顺序依次排布。因此，根据构造原理可以比较各能级的能量高低。
(3)图中每个小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，各圆圈间连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序。原子的核外电子不是完全按能层顺序依次排布的，即不完全是填满n能层后再填(n＋1)能层，而是按照如图所示的能级顺序排布的，在该顺序中，从第三能层开始，出现了能级交错现象，该能级顺序就是能量由低到高的顺序。
(4)根据构造原理，在多电子的原子中，电子最后填入的能级不一定是原子最外能层上的能级，如Ti、V等过渡元素电子最后填入的是3d能级。
状元随笔　“两看法”比较不同能级中电子的能量高低
1．看能层
一般来说，能层序数越大，电子具有的能量越高，但要注意(n－1)d和ns能级的“交错现象”。例如，能量(E)：3d＞4s。
2．看能级
同一能层中，不同能级电子的能量：
ns＜np＜nd＜nf。例如，能量(E)：3s＜3p＜3d。
提升点三　电子排布式的书写
例3 下列各原子或离子的电子排布式错误的是(　　)
A．Na＋　1s22s22p6
B．Br　1s22s22p63s23p64s23d104p5
C．Cl－　1s22s22p63s23p6
D．Ar　1s22s22p63s23p6
答案：B
解析：本题考查的是构造原理及各能级最多容纳的电子数。s能级最多容纳2个电子，p能级有3个轨道，最多可容纳6个电子，电子总是从能量低的电子层开始排列，Cl－应是Cl原子得到一个电子形成的稳定结构，书写电子排布式时，应将同一能层的书写在一起，Br的电子排布式应为：1s22s22p63s23p63d104s24p5，故B错误。
状元随笔　书写电子排布式时，可用解决问题程序化思想。即可先写出原子或离子的结构示意图，然后按每个能层中的能级是按s、p、d、f的顺序排列，各能级上的电子数标在能级符号的右上角。
[提升3]　写出下列原子的电子排布式：
(1)11Na____________；
(2)16S_____________；
(3)34Se____________________；
(4)20Ca__________________；
(5)26Fe__________________；
(6)30Zn__________________。
解析：根据原子核外电子排布所遵循的原理书写原子的电子排布式，同时应注意从3d能级开始出现“能级交错”现象。
1s22s22p63s1
1s22s22p63s23p4
1s22s22p63s23p63d104s24p4
1s22s22p63s23p64s2
1s22s22p63s23p63d64s2
1s22s22p63s23p63d104s2
【关键能力】
电子排布式
(1)对电子排布式的认识
电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子。
如1s22s22p63s23p1、1s22s22p63s23p64s2分别是Al、Ca原子的电子排布式。
(2)书写电子排布式的方法
①“三步法”书写电子排布式
构造原理是书写基态原子电子排布式的依据。
第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s……
第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。
第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。
②简化的电子排布式
将电子排布式中的内层电子排布用相应的稀有气体元素符号加方括号来表示而得到的式子称为简化的电子排布式。如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1、[Ar]4s2。
③离子的核外电子排布式
对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外层未填满的能级上。如Fe位于第四周期Ⅷ族，其原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，Fe2＋的核外电子排布式为[Ar]3d6，Fe3＋的核外电子排布式为[Ar]3d5。
状元随笔　电子排布式的书写顺序与电子排布顺序有所不同，电子进入能层的顺序是按构造原理中能级的能量递增的顺序，而电子排布式的书写则按能层的顺序，能层中的能级按s、p、d、f能量递增的顺序排布。
素养形成
1.以下能级符号表示正确的是(　　)
①5s　②1d　③2f　④1p　⑤2d　⑥3f　⑦4f
⑧5d　⑨3p　⑩6s
A．③⑤⑦⑧⑨⑩ B．①⑦⑧⑨⑩
C．①③⑤⑦⑨ D．②④⑥⑧⑩
答案：B
解析：每一个能层都有s能级，从第二能层开始出现p能级，从第三能层开始出现d能级，从第四能层开始出现f能级。综上所述，B项正确。
2．下列粒子中，各层电子数均达到2n2的是(　　)
A．Ne、Ar B．F－、Mg2＋
C．Al、O2－ D．Cl－、Ar
答案：B
解析：A项中的Ar、C项中的Al、D项中的Cl－和Ar均不符合题意。
3．核外电子由3d能级跃迁到4p能级时，可通过光谱仪直接摄取(　　)
A．电子的运动轨迹图像
B．原子的吸收光谱
C．电子体积大小的图像
D．原子的发射光谱
答案：B
解析：E(3d)4．下列各离子或原子的电子排布式错误的是(　　)
A．Ca2＋：1s22s22p63s23p6
B．O2－：1s22s22p4
C．K：1s22s22p63s23p64s1
D．Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5
答案：B
解析：O原子的电子排布式为1s22s22p4，故O2－的电子排布式为1s22s22p6，B项错误。
5．原子中的某一能层，最多能容纳的电子数目大于32，该能层可能会是(　　)
A．L能层 B．M能层
C．N能层 D．P能层
答案：D
解析：每一能层最多能容纳的电子数目为2n2，所以最多能容纳的电子数目大于32的能层，至少是第五能层。
6．若某元素基态原子的简化电子排布式为，则下列说法正确的是(　　)
A．该元素基态原子中共有4种不同能量的电子
B．最高能层为N层
C．该元素原子最外层共有3个电子
D．该元素的原子结构示意图为
答案：B
解析：根据构造原理，该元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2。由此可知该元素原子中共有7种能量电子，A项错误；最高能层是N层，B项正确；最外层有2个电子，C项错误；M层有9个电子，最外层有2个电子，D项错误。
7．(1)Cl原子核外能量最高的电子所在的能级是________。
(2)基态Si原子中，核外电子占据最高能层的符号为________，该能层有________个能级，电子数为________。
解析：(1)Cl原子核外有17个电子，排布在1s、2s、2p、3s、3p 5个能级上，能量最高的是3p能级。(2)Si原子核外有14个电子，K、L、M能层上分别有2、8、4个电子，所以电子占据的最高能层为M能层，该能层有3s、3p、3d 3个能级，填有4个电子。
3p
M
3
4
8．应用构造原理，完成下表：
原(离)子 电子排布式 简化的电子排布式
7N
21Sc
25Mn
32Ge
26Fe2＋
答案：
原(离)子 电子排布式 简化的电子排布式
7N 1s22s22p3 [He]2s22p3
21Sc 1s22s22p63s23p63d14s2 [Ar]3d14s2
25Mn 1s22s22p63s23p63d54s2 [Ar]3d54s2
32Ge 1s22s22p63s23p63d104s24p2 [Ar]3d104s24p2
26Fe2＋ 1s22s22p63s23p63d6 [Ar]3d6
解析：根据原子核外电子排布原理(构造原理)书写原子(或离子)的电子排布式，同时应注意21～36号元素的原子中出现能级交错现象。(共50张PPT)
第2课时　原子轨道　基态原子核外电子排布
必备基础
核心素养
素养形成
课程目标
1．了解多电子原子核外电子运动情况。
2．知道电子云、原子轨道的含义。
3．掌握基态原子的核外电子排布规律。
4．学会轨道表示式的写法。
图说考点
必备基础
一、电子云与原子轨道
1．电子云及形状
(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。
(2)
概率密度
球形
哑铃状
2．原子轨道
(1)定义：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)数目
ns能级各有____个轨道，np能级各有____个轨道，nd能级各有____个轨道，nf能级各有____个轨道。
1
3
5
7
二、能量最低原理、泡利原理、洪特规则
1．能量最低原理
在构建基态原子时，电子将尽可能地占据________的原子轨道，使整个原子的能量最低。
2．泡利原理
在一个原子轨道里，最多只能容纳______个电子，它们的自旋________，用“________”表示。
3．洪特规则
基态原子中，填入简并轨道的电子总是先_________，且自旋______。
能量最低
2
相反
↓↑
单独分占
平行
三、轨道表示式(又称电子排布图)
　将原子轨道用方框表示，在方框内用一个箭头表示一个电子，用“↑↓”表示自旋状态相反的电子，得到轨道表示式。
如：O原子的轨道表示式
↑↓
↑
[即学即练]
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)1s、2s、3s的电子云形状均为球形。(　　)
(2)2p、3p、4p电子云均为哑铃形且大小相同。(　　)
(3)H原子核外只有一个原子轨道。(　　)
(4)电子云图中的小黑点表示电子的多少。(　　)
(5)p能级中有3个相互垂直的原子轨道。(　　)
(6)3d与6d均有5个原子轨道。(　　)
√
×
×
×
√
√
(7)钾原子的第三能层填有18个电子，是因为钾原子的第三能层有9个原子轨道。(　　)
(8)任何一个原子中不可能存在运动状态完全相同的两个电子。(　　)
(9)基态碳原子的轨道表示式为： (　　)
(10)基态铁原子的价电子轨道表示式： (　　)
×
√
×
√
2.观察1s轨道电子云示意图，判断下列说法正确的是(　　)
A．一个小点表示1个自由运动的电子，图中有无数个电子
B．1s轨道的电子云形状为圆形的面
C.电子在1s轨道上运动像地球围绕太阳旋转一样
D.1s轨道电子云的小点的疏密表示电子在某一位置出现概率的大小
答案：D
解析：图中的小点不表示电子，电子云中的小点表示电子在某一时刻出现的概率的大小，不表示1个自由运动的电子。由图可知，处于1s轨道上的电子在空间出现的概率分布呈球形对称，而且电子在原子核附近出现的概率最大，离核越远出现的概率越小。
3．下列说法正确的是(　　)
A．s能级的能量总小于p能级的能量
B．2s的电子云半径比1s电子云半径大，说明2s的电子比1s的多
C．当电子排布在同一能级的不同轨道时，电子总是先占满一个轨道(1个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋状态相反)，然后再占据其他原子轨道
D．nf能级中最多可容纳14个电子
答案：D
解析：同一能层中，s能级的能量小于p能级的能量，不同能层中，s能级(较高能层)的能量可能高于p能级(较低能层)的能量，A项错误；2s的电子云半径比1s电子云半径大，说明2s的电子在离原子核较远的区域出现的概率比1s的电子大，B项错误；当电子排布在同一能级的不同轨道时，电子总是先占据不同的原子轨道而且自旋状态相同，C项错误；nf能级有7个原子轨道，每一个原子轨道最多容纳两个电子，D项正确。
4．如图是s能级和p能级的原子轨道图，下列说法正确的是(　　)
A．s能级和p能级的原子轨道形状相同
B．每个p能级都有6个原子轨道
C．s能级的原子轨道的半径与能层序数有关
D．Na原子的电子在11个原子轨道上高速运动
答案：C
解析：s轨道为球形，p轨道为哑铃形，A项错误；每个p能级只有3个原子轨道，B项错误；能层序数越小，s能级的原子轨道的半径越小，C项正确；Na原子的电子在6个原子轨道上高速运动，D项错误。
5．在d轨道中填入4个电子时电子排布成 ，而不排布成 ，其最直接的根据是(　　)
A.能量最低原理　　　　 B．泡利原理
C.能量守恒原理 D．洪特规则
答案：D
解析：洪特规则表明，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。
核心素养
提升点一　电子云与原子轨道
例1 图甲是氢原子的1s电子云图(即概率密度分布图)，图乙、图丙分别表示s、p能级的电子云轮廓图。下列有关说法正确的是(　　)
A．电子云图(即概率密度分布图)就是原子轨道图
B．3p2表示3p能级中有两个原子轨道
C．由图乙可知，s能级的电子云轮廓图呈圆形，有无数条对称轴
D．由图丙可知，p能级的原子轨道图呈哑铃形，且有3个伸展方向
答案：D
解析：电子云就是用小黑点疏密来表示空间各电子出现概率大小的一种图形，电子在原子核外的一个空间运动状态，称为一个原子轨道，核外电子运动的概率分布图(电子云)并不完全等同于原子轨道，故A错误；3p2表示3p能级中容纳了两个电子，故B错误；s能级的电子云轮廓图呈球形而不是圆形，故C错误；p能级的原子轨道图呈哑铃形，有px(沿x轴方向)、py(沿y轴方向)、pz(沿z轴方向)三个伸展方向，并且互相垂直，故D正确。
状元随笔　电子云图(即概率密度分布图)与电子云轮廓图不是同一个概念，电子云轮廓图实际上是电子云图(即概率密度分布图)的大部分区域(一般约为90%)；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，常用电子云轮廓图的形状和取向来表示原子轨道的形状和取向。
[提升1]　下列有关电子云和原子轨道的说法中，正确的是(　　)
A．原子核外的电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称电子云
B．s能级原子轨道呈球形，处于该轨道上的电子只能在球壳内运动
C．p能级原子轨道呈哑铃形，随着能层的增加，p能级原子轨道也在增多
D．与s电子原子轨道相同，p电子原子轨道的平均半径随能层的序数的增大而增大
答案：D
解析：电子云是对电子运动的形象化描述，它仅表示电子在某一区域出现的概率，并非原子核真被电子云雾所包围，故选项A错误；原子轨道是电子出现的概率约为90%的空间轮廓，它表明电子在这一区域内出现的机会大，在此区域外出现的机会少，故选项B错误；无论能层序数n怎样变化，每个p能级都有3个原子轨道且相互垂直，故选项C错误；由于按1p、2p、3p……的顺序，电子的能量依次增大，电子在离核更远的区域出现概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展，原子轨道平均半径逐渐增大。
状元随笔　不同能层的同种能级的原子轨道形状相似，但不完全相同。能层数越大，电子的能量越高，原子轨道的半径越大。例如1s、2s、3s轨道均为球形，原子轨道半径：r(1s)＜r(2s)＜r(3s)。
【关键能力】
原子轨道和电子云
1．电子云轮廓图
(1)定义：常把电子在原子核外空间出现概率约为90%的空间圈出来，即为电子云轮廓图(如图1、2)。
(2)s电子、p电子的电子云轮廓图：
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。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。
(2)不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图(见下表)：
能层序数n越大，原子轨道的半径越大。不同能层的同种能级的原子轨道的形状相似，半径不同。
能级 s p d f
原子轨道数 1 3 5 7
原子轨道名称 ns npx、npy、npz ……
电子云轮廓图 的形状和取向 球形 哑铃形互相垂直 梅花形 ……
状元随笔　原子轨道能量高低的比较
①相同电子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电子层和形状相同的原子轨道的能量相等：2px＝2py＝2pz。
提升点二　核外电子排布规律、轨道表示式
例2 下列原子的外围电子排布中，哪一种状态是基态原子的正确核外电子排布，试说明理由。
(2)钠原子：A.3s1　B．3p1
(3)铬原子：A.3d54s1　B．3d44s2
(4)碳原子：
答案：(1)B　A中原子的外围电子排布违反了洪特规则
(2)A　B中原子的外围电子排布违反了能量最低原理
(3)A　B原子的外围电子排布违反了洪特规则特例
(4)B　A原子外围电子排布违反了洪特规则
解析：本题考查的是核外电子排布所遵循的原理方面的知识。根据洪特规则，电子在能量相同的各个轨道上排布时尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同，故(1)中B项正确，(4)中B项正确；根据能量最低原理，核外电子先占有能量低的轨道，再占有能量高的原子轨道，(2)中A项正确，(3)中A项中d5为半充满状态，为相对稳定状态，B项不是，所以A项正确。
状元随笔　轨道表示式中各符号、数字的意义(以铝原子为例)
[提升2]　以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断，哪些违反了泡利原理，哪些违反了洪特规则。
违反泡利原理的有________，违反洪特规则的有________。
(1)
(2)(4)(5)
解析：(1)中一个2p轨道上有两个自旋方向相同的电子，违反了泡利原理；(2)中两个轨道上单电子的自旋方向相反，违反了洪特规则；(4)中一个3d轨道上填充了2个电子，而另一个3d轨道上未填充电子，违反了洪特规则；(5)中四个3d轨道上单电子的自旋方向不完全相同，违反了洪特规则。
【关键能力】
1.原子核外电子排布“两原理一规则”
(1)能量最低原理：电子在原子轨道上的分布要尽可能地使原子的能量为最低。
(2)泡利原理：每个原子轨道最多容纳两个电子且自旋方向必须相反。
(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。
洪特规则特例
当同一能级上的电子排布为全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空状态(p0、d0、f0)时，具有较低的能量和较大的稳定性。例如，铬(24Cr)的价电子排布是3d54s1(3d、4s能级均为半充满)，而不是3d44s2；铜(29Cu)的价电子排布是3d104s1(3d全充满、4s半充满)，而不是3d94s2。
2．核外电子排布的表示方法
原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子
实例
Al S2－
电子排布式 含义 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
实例 K：1s22s22p63s23p64s1
简化电子排布式 含义 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原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示
实例 K：[Ar]4s1
价电子排布式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式
实例 Al：3s23p1
轨道表示式 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子
实例
电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式
实例
状元随笔　轨道表示式的书写方法和步骤
(1)根据构造原理按能量由低到高的顺序画出表示原子轨道的每个方框。
(2)根据泡利原理和洪特规则在方框中填出每个原子轨道上分布的电子及其自旋状态。
(3)考虑是否存在原子轨道在全充满(如s2、p6、d10等)、半充满(如s1、p3、d5等)和全空(如s0、p0、d0)等状态时能量最低的特例情况。
素养形成
1.下列说法中正确的是(　　)
A．1s电子云呈球形，表示电子绕原子核做圆周运动
B.基态氢原子的电子云是圆形的
C.ns能级的原子轨道图可表示为
D．3d3表示3d能级有3个原子轨道
答案：D
解析：电子云是用小黑点表示电子在原子核外空间出现的概率，小黑点不代表电子，小黑点的疏密表示电子出现概率的大小，A项错误；基态氢原子的电子云是球形而不是圆形的，B项错误；3d3表示第三能层d能级有3个电子，d能级有5个原子轨道，D项错误。
2．下列说法正确的是(　　)
A．符号3px所代表的含义是第三个电子层px轨道有3个伸展方向
B．能层数为3时，有3s、3p、3d三个轨道
C．氢原子中只有1个电子，故氢原子核外只有1个轨道
D．s能级的原子轨道半径与能层序数有关
答案：D
解析：3px中，3表示第三电子层，p原子轨道在三维空间的分布分别沿x、y、z三个方向，px表示沿x轴方向伸展的p轨道，所以A项错误；能层数为3时，有3s、3p、3d 三个能级，共有9个轨道，B项错误；氢原子中确实只有1个电子，但轨道是人为规定的，可以是空轨道，C项错误；能层序数越小，s能级的原子轨道半径越小，D正确。
3．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
C．2p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1个电子的X、Y原子
答案：C
解析：电子排布式为1s2的原子为He，电子排布式为1s22s2的原子为Be，两者化学性质不相似，A错误；原子核外M层上仅有两个电子的X原子为Mg，原子核外N层上仅有两个电子的Y原子有多种，如第四周期中Ca、Fe等都符合，化学性质不一定相似，B错误；2p轨道上有一个空轨道的X原子为C，3p轨道上有一个空轨道的Y原子为Si，均为ⅣA族元素，同主族元素，化学性质一定相似，C正确；最外层只有1个电子可能为第ⅠA族元素，也可能为过渡元素(如Cr、Cu)，故化学性质不一定相似，D错误。
4．下列有关轨道表示式的表述正确的是(　　)
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原子的核外电子轨道表示式
答案：A
解析： 符合泡利原理和洪特规则，表示单核10电子粒子基态时电子排布，故A正确；根据洪特规则：在相同能量的轨道上，电子在排布的时候优先进入空轨道，每个轨道中的单电子取得相同自旋方向，则 违背了洪特规则，故B错误；N原子的价电子数为5，其价电子轨道表示式为 ，故C错误；
表示处于基态的B原子的核外电子轨道表示式，故D错误。
5．(1)“各能级最多容纳的电子数是该能级原子轨道数的二倍”，支持这一结论的理论是________(填序号)。
A．构造原则 B．泡利原理
C．洪特规则 D．能量最低原理
答案：B
解析：根据泡利原理，每个原子轨道中最多能容纳2个自旋状态相反的电子，所以每个能级最多能容纳的电子数是该能级原子轨道数的2倍，选项B符合题意。
(2)下列原子或离子的电子排布的表示方法中，正确的是________，违反了能量最低原理的是_______，违反洪特规则及特例的是_______。
①Ca2＋：1s22s22p63s23p6
②F－：1s22s23p6
③P：
④Cr：1s22s22p63s23p63d44s2
⑤Fe：1s22s22p63s23p63d64s2
⑥Mg2＋：1s22s22p6
⑦C：
①⑤⑥
②
③④⑦
解析：根据核外电子排布规律②中错误在于电子排完2s轨道后应排2p轨道而不是3p轨道，正确的应为1s22s22p6；③中没有遵循洪特规则——电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道并且自旋状态相同，价电子排布应为： ；④中忽略了能量相同的原子轨道在半充满状态时，体系的能量较低，原子较稳定，正确的应为：1s22s22p63s23p63d54s1。⑤和⑥正确，⑦违反洪特规则，正确的应为C：
6．A、B、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，该原子的轨道表示式为________________。
(2)B元素的负一价离子与C元素的正一价离子的电子排布式都与氩原
子相同，B元素的符号为________，C的离子结构示意图为_________。
Cl
解析：(1)根据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，可知该元素的基态原子有2个电子层，共有7个电子，是N元素，其轨道表示式为 。(2)B元素的负一价离子与C元素的正一价离子的电子排布式都与氩原子相同，即都有18个电子，则B元素为Cl，C元素为K，K＋的结构示意图为 。
(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_____，其价电子轨道表示式为__________。
Fe
1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)
Cu
解析：D元素的正三价离子的3d能级为半充满，即三价阳离子的构型为3d5，则原子的价电子构型为3d64s2，即为26号Fe元素，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。(4)由E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有1个未成对电子，可知其价电子构型为3d104s1，
所以E为Cu元素，其价电子轨道表示式为(共32张PPT)
第一章 章末共享专题
微专题一
微专题二
微专题一
微专题一　基态原子核外电子排布规律及表示方法
1．基态原子的核外电子排布规律应遵循：
(1)泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个自旋相反的电子。
(2)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。
(3)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。
(4)特殊性
有少数元素基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的偏差，因为能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如
2．基态原子核外电子排布的表示方法
原子结构示意图 意义 将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的图示形式
实例
电子排布式 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
实例 Al：1s22s22p63s23p1
价电子排布式 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
实例 Al：3s23p1
轨道表示式 意义 每个方框(也可用圆圈)代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子
实例 Al：
[微训练一]
1．下列轨道表示式正确的是(　　)
A．基态氧原子的轨道表示式为
B．基态镁原子的轨道表示式为
C．基态磷原子的最外层轨道表示式为
D．基态铜原子价电子轨道表示式为
答案：B
解析：A、C项，没有遵循洪特规则——电子在能量相同的原子轨道上排布时，应尽可能分占不同的原子轨道且自旋方向相同；D项基态铜原子价电子轨道表示式为 ，3d全充满。
2．下列表达式错误的是(　　)
A．Cr的原子结构示意图：
B．氮原子的L层电子的轨道表示式：
C．硫离子的核外电子排布式：1s22s22p63s23p6
D．碳－12原子：
答案：A
解析：Cr的原子结构示意图为： ，故A错误。
3．下列电子排布式表示基态原子的核外电子排布的是(　　)
A．1s22s22p63s33p1
B．1s22s22p63s23p63d104s14p1
C．1s22s22p63s23p63d24s1
D．1s22s22p63s23p63d104s24p1
解析：1s22s22p63s33p1的电子排布式为1s22s22p63s23p2，故A错误；B项，该元素原子核外有30个电子，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，而选项中的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s14p1，是4s能级上的一个电子跃迁到4p能级上，属于激发态原子，错误；C项，同样违背构造原理，原子处于激发态，错误；D项，该元素原子核外有31个电子，核外电子排布满足构造原理，能量最低，属于基态原子，正确。
答案：D
4．下列各元素的基态原子电子排布式或轨道表示式正确的是(　　)
A．C　
B．Cr　1s22s22p63s23p63d54s1
C．Mn2＋的外围电子排布：3d34s2
D．Br　[Ar]4s24p5
解析：C原子轨道表示式违反了洪特规则，2p轨道上的2个电子的自旋状态相同，A错误；基态Cr原子的价电子排布属于洪特规则的特例，3d轨道处于半充满状态，较稳定，B正确；Mn2＋的外围电子排布为：3d5，C错误；溴是35号元素，其3d轨道上的10个电子没有表示出来，应为[Ar]3d104s24p5，D错误。
答案：B
5．A、B、C、D、E、F、G、H是元素周期表前四周期常见元素，且原子序数依次增大，其相关信息如下表：
元素 相关信息
A 原子核外有6种不同运动状态的电子
C 基态原子中s轨道电子总数与p轨道电子总数相等
D 原子半径在同周期元素中最大
E 基态原子最外层电子排布式为3s23p1
F 基态原子的最外层p轨道中有两个电子的自旋状态与其他电子的自旋状态相反
G 基态原子核外有7个能级且能量最高的能级上有6个电子
H 是我国使用最早的合金中的最主要元素
请用化学用语填空：
(1)元素A是________(填元素名称)，其基态原子的核外电子排布式为________。
(2)基态B原子和基态C原子的未成对电子数分别为________、________。
(3)基态D原子中，电子运动状态有________种，电子占据的最高能级符号为________。
(4)F元素原子的价层电子轨道表示式是__________；H基态原子M 层电子排布式为_________。
(5)基态E原子核外电子占据的原子轨道数为________；E单质和D的最高价氧化物对应水化物发生反应的离子方程式为_______________________________。
(6)G元素的低价阳离子的离子结构示意图是________；G单质与稀硫酸发生反应的离子方程式为_____________________。
碳
1s22s22p2
3
2
11
3s
3s23p63d10
7
2Al＋2OH－＋2H2O===2Al＋3H2↑
Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑
解析：A元素原子核外有6种不同运动状态的电子，即A原子核外有6个电子，则A为碳元素；C元素基态原子中s轨道电子总数与p轨道电子总数相等，则其核外电子排布式为1s22s22p4，C为氧元素。A、B、C三种元素的原子序数依次增大，则B是氮元素。E元素基态原子最外层电子排布式为3s23p1，则E是铝元素。D元素的原子半径在同周期元素中最大，且D的原子序数介于C(O)和E(Al)之间，则D是钠元素。F元素基态原子的最外层p轨道中有两个电子的自旋状态与其他电子的自旋状态相反，说明p轨道上有5个电子，则F是氯元素。G元素基态原子核外有7个能级且能量最高的能级上有6个电子，则其电子排布式为[Ar]3d64s2，G是铁元素。H是我国使用最早的合金中的最主要元素，则H是铜元素。
微专题二
微专题二　第一电离能、电负性等性质的递变规律
1．电离能的递变规律及综合应用
(1)递变规律：同一周期内，元素的第一电离能呈增大的趋势。
【注意】　具有全充满、半充满及全空的电子构型元素稳定性较高，其第一电离能数值较大。如I1(Mg)>I1(Al)，I1(P)>I1(S)。
(2)应用：
a．判断元素的金属性和非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金属性越强。
b．判断元素在化合物中的化合价，如K元素：I1 I2c．判断元素核外电子的分层排布情况。如Li：I1 I22．电负性递变规律及综合应用
(1)递变规律：同一周期从左到右电负性逐渐增大(0族除外)，同一主族从上到下电负性逐渐减小。
(2)应用：
a．判断元素的金属性、非金属性强弱。电负性越大，非金属性越强，金属性越弱，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。
b．判断化学键的类型。一般认为：如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键；若差值小于1.7，通常形成共价键。
c．判断元素在化合物中的价态。共价化合物中，成键元素电负性大的表现负价。
3．元素周期律小结
项目 同周期(以第三周期为例，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，1→8(第一周期1→2) 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＋1→＋7，最低负价由－4→－1 最高正价＝主族序数；非金属最低负价＝主族序数－8
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 得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强
第一电离能 呈增大的趋势(ⅡA、ⅤA族反常) 逐渐减小
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
单质氧化性、还原性 氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱 氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
非金属气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
[微训练二]
1．如图是部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系图，若用原子序数代表所对应的元素，则下列说法正确的是(　　)
A.31d和33d属于同种核素
B．第一电离能：d>e，电负性：dC．气态氢化物的稳定性：a>d>e
D．a和b形成的化合物不可能含共价键
答案：B
解析：短周期元素中，a为－2价，e为＋6价，均处于第ⅥA族，可推知a为O，e为S，b有＋1价，原子序数大于O，则b为Na，由原子序数可知d处于第三周期，化合价为＋5，则d为P。31P和33P质子数相同，中子数不同，是不同的核素，互为同位素，A错误；同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但是P原子的3p轨道为半充满稳定状态，第一电离能较大，则第一电离能：P>S，电负性：PH2S>PH3，C错误；O和Na形成的化合物Na2O2中含有共价键，D错误。
2．如图是第二周期3～9号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列说法正确的是(　　)
A．y轴表示的可能是第一电离能
B．y轴表示的可能是电负性
C．y轴表示的可能是原子半径
D．y轴表示的可能是元素的最高正价
答案：B
解析：第二周期中，N原子的2p轨道为半充满结构，较为稳定，故N的第一电离能大于O，A错误；同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，B正确；同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，C错误；O、F无最高正价，D错误。
3．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是_______________________。如图中E值的变化特点体现了元素性质的________变化规律。
(2)同周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试推测下列关系式中正确的是________。
①E(砷)>E(硒)　　　 ②E(砷)③E(溴)>E(硒) ④E(溴)(3)估计1 mol气态钙原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：________(4)10号元素E值较大的原因是_______________________________ _______________________。
随着原子序数增大，E值变小
周期性
①③
485
738
10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构
解析：(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随原子序数的增大，E值变小，H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性变化。(2)从第二、三周期可以看出，ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低，由此可以推测出E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。(3)根据同主族、同周期E值变化规律可以推测E(K)4．下表是某些短周期元素的电负性(X)值：
(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系是____________________________________。
(2)试推测，周期表所列元素中除放射性元素外，电负性最小的元素
与电负性最大的元素形成的化合物的电子式为_______________。
元素符号 Li Be N O F Na Mg Al P S
X值 0.98 1.57 3.04 3.44 3.98 0.93 1.31 1.61 2.19 2.58
元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强
解析：(1)由题表中数据可知，电负性越大的元素，其非金属性越强，在反应中越易得到电子。
(2)周期表中电负性最小的元素(除放射性元素外)为Cs，电负性最大的元素为F，二者形成的化合物的电子式为
(3)已知：Cl—Br＋H—OH H—Cl＋HO—Br。
①若NCl3最初水解产物是NH3和HOCl，则X(Cl)的最小范围为____________(填表中数值)；②PCl3水解的化学方程式是_______________________。
(4)一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，小于1.7通常形成共价键，结 合问题(3)①分析，BeCl2属于__________(填“离子化合物”或“共价化合物”)；请设计实验加以证明：_______________________。
2.58～3.04
PCl3＋3H2O===3HCl＋H3PO3
共价化合物
测定熔融态的BeCl2是否导电
解析：(3)①NCl3最初水解产物是NH3和HOCl，在NCl3中，N元素的化合价为－3价，Cl元素的化合价为＋1价，说明N元素得电子的能力大于Cl元素，则Cl元素的电负性小于N元素的电负性，S与Cl元素在同一周期，同一周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增强，则Cl元素的电负性大于S元素的电负性，故Cl元素的电负性值范围为2.58～3.04；②Cl元素的电负性大于P元素，PCl3中P为＋3价，Cl为－1价，则PCl3水解的化学方程式是PCl3＋3H2O===3HCl＋H3PO3。
(4)Be的电负性为1.57, Cl元素的电负性介于2.58～3.04之间，则两元素电负性差值小于1.7，所以BeCl2为共价化合物，此性质可利用其在熔融状态下不导电证明。
5．已知X、Y、Z、W、Q、R、E七种元素的原子序数依次递增，其他相关信息如下表。
元素 结构或性质信息
X 原子的L层上s电子数等于p电子数
Y 元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1
Z 单质常温、常压下是气体，原子的M层上有1个未成对的p电子
W 元素的＋1价离子的电子层结构与氩相同
Q 元素的核电荷数为Y和Z之和
R 元素的＋3价离子的3d能级为半充满结构
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
回答下列问题：
(1)元素X的原子核外共有________种不同运动状态的电子，有________种不同能级的电子。
(2)基态Y原子中能量最高的是________电子，其原子轨道呈________形。
(3)Q原子结构示意图为__________；E元素基态原子的价层电子轨道表示
式为_______________。
(4)元素R在元素周期表中的位置是_____________。处于周期表的____区。
(5)Y、Z、W三种元素简单离子半径由小到大的顺序为______________(用离子符号表示)。
6
3
2p
哑铃
第四周期第Ⅷ族
d
N3－＜K＋＜Cl－
解析：由题给信息推知，X、Y、Z、W、Q、R、E元素分别是C、N、Cl、K、Cr、Fe、Cu元素。

展开更多......

收起↑