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第三十九讲 原子结构与性质
1．认识原子核外电子的运动状态，了解电子云、电子层(能层)、原子轨道(能级)的含义。
2．了解多电子原子核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1-36号元素的原子和离子的基态核外电子排布、价电子的电子排布式和电子排布图(轨道表达式)。
3．了解主族元素第一电离能、电负性等性质的周期变化规律，能根据元素电负性说明元素的金属性和非金属性的周期性变化规律。
4.了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。
一、原子核外电子排布原理
1．能层、能级与原子轨道之间的关系
(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的 是不同的，按照电子的 差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次 。
(2)能级：同一能层里电子的 也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用
等表示，同一能层里，各能级的能量按 的顺序依次升高，即： 。
(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在 的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。
（4）能层、能级与原子轨道之间的关系
能层(n)
能级
最多容纳电子数
序数
符号
符号
原子轨道数
各能级
各能层
一
二
三
四
N
4s
1
2
32
4p
3
6
4d
5
10
4f
7
14
…
…
…
…
…
…
n
…
…
…
…
2n2
2.原子轨道的能量关系
(1)轨道形状
①s电子的原子轨道呈 。
②p电子的原子轨道呈 。
(2)能量关系
①相同能层上原子轨道能量的高低：ns②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s……
③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npx、npy、npz轨道的能量 。
3．基态原子核外电子排布的三个原理
(1)能量最低原理：电子优先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。即原子的核外电子排布遵循 能使整个原子的能量处于最低状态。
如图为构造原理示意图：
(2)泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳 个电子，而且它们的 相反。
(3)洪特规则：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 ，而且自旋状态 。
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在 (p6、d10、f14)、 (p3、d5、f7)和 (p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如24Cr的电子排布式为 。
4．原子(离子)核外电子排布式(图)的书写
(1)核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。如Cu： ，其简化电子排布式为 。
(2)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为 ，价电子排布式为 。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
(3)电子排布图：方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。
例如：S的电子排布图为
核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。
5．基态原子、激发态原子和原子光谱
(1)基态原子：处于 的原子。
(2)激发态原子：当基态原子的电子 后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
(3)原子光谱
①当电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，释放一定频率的光子，这是产生原子发射光谱的原因。
②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的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
（4）基态、激发态及光谱示意图
二、原子结构与元素性质
1．原子结构与元素周期表的关系
周期
电子层数
每周期第一个元素
每周期最后一个元素
原子序数
基态原子的的
简化电子排布式
原子序数
基态原子电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11

18

四
4
19

36

五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d10
4s24p64d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s2
4p64d104f145s25p65d10
6s26p6
说明(1)能层数＝电子层数＝周期数。
(2)价电子数＝主族序数。
2．每族元素的价电子排布特点
(1)主族
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
排布特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
主族
ⅤA
ⅥA
ⅦA
排布特点
ns2np3
ns2np4
ns2np5
(2)0族：He：1s2；其他：ns2np6。
(3)过渡元素(副族和第Ⅷ族，Pd、镧系、锕系除外)：(n－1)d1～10ns1～2。
3．元素周期表的分区与价电子排布的关系
(1)周期表的分区
①根据核外电子排布
a.分区
b.各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分区
元素分布
外围电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6
(He除外)
通常是最外层电子参与反应
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族
(镧系、锕系除外)
(n－1)d1～9 ns1～2
(Pd除外)
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)d10 ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14
(n－1)d0～2 ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。
（2）对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与 主族元素的有些性质是相似的。例如：
4.元素周期律
(1)原子半径
①影响因素
②变化规律
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐 ；同主族元素从上到下，原子半径逐渐 。
(2)电离能
①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的 ，符号： ，单位： 。
②变化规律
a．同周期：第一种元素的第一电离能 ，最后一种元素的第一电离能 ，总体呈现从左至右 的变化趋势。
b．同族元素：从上至下第一电离能 。
c．同种原子：逐级电离能越来越 ，即I1 I2 I3……
(3)电负性
①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。
②标准：以最活泼的非金属元素氟的电负性为 作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
③变化规律
a．金属元素的电负性一般 (填“大于”或“小于”，下同)1.8，非金属元素的电负性一般 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。
b．在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐 ，同主族从上至下，元素的电负性逐渐 。
1.第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级；任一电子层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该电子层序数。
2.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……的二倍。
3.核外电子在排布时三条原则要兼顾，不可顾此失彼，同时要注意洪特规则的特例：当原子轨道为全空、半充满或全充满时，这些状态下总的电子云的分布是空间对称的，原子体系的能量最低，原子的电子排布最稳定。
4.构造原理中的排布顺序，其实质是各能级的能量高低顺序，能量大小规律是ns<(n－2)f<(n－1)d5.电子的填充顺序与排布式的书写顺序不完全一致，如21号以后的元素当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n－1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，正确；Fe：1s22s22p63s23p64s23d6，错误。
6.由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。
7.基态原子失电子的顺序，以Fe为例，FeFe2＋Fe3＋。
8.“外围电子排布”即“价电子层”，对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。
10.注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；外围电子排布式：3d104s1。
11.主族元素的最高正价(O、F除外)＝族序数＝8－|最低负价|。
12.金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序判断电离
能的大小。也不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
13.共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。
14.同周期元素，从左到右，非金属性逐渐增强，电负性越来越大；第一电离能总体呈增大趋势，但是在同周期元素中：ⅡA >ⅢA； ⅤA >ⅥA 。
。
考向一原子核外电子排布原理
典例1：(2018·大原模拟)下列各项叙述正确的是(　　)
A．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态
B．价电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素
C．所有原子任一能层的s电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同
D．24Cr原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d44s2
变式训练1.下列说法错误的是(　　)
A．ns电子的能量不一定高于(n－1)p电子的能量
B．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
考向二 核外电子排布的表示方法
典例2：下列有关化学用语正确的是(　　)
变式训练2.下列关于钠元素的几种表达式错误的是（　　）
A．Na＋的电子排布图：
B．Na＋的结构示意图：
C．Na的电子排布式：1s22s22p53s2
D．Na的简化电子排布式：[Ne]3s1
考向三 元素周期律的应用
典例3：下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是(　　)
变式训练3.现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4　 ②1s22s22p63s23p3　 ③1s22s22p5
则下列有关比较中正确的是(　　)
A．最高正化合价：③>②>①
B．原子半径：③>②>①
C．电负性：③>②>①
D．第一电离能：③>②>①
考向四 电离能、电负性的综合应用
典例4：根据信息回答下列问题：
(1)如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)。
①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为________②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。
(2)已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出常见元素的电负性。
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
元素
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
已知：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。
①根据表中给出的数据，可推知元素的电负性的变化规律是____________________；
②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：____________；
③判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A．Li3N B．BeCl2 C．AlCl3 D．SiC
Ⅰ.属于离子化合物的是____________；
Ⅱ.属于共价化合物的是____________；
请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：________________________________
________________________________________________________________________。
变式训练4.下表列出前20号元素中的某些元素性质的一些数据：
元素
原子半径(10－10 m)
最高价态
最低价态
①
1.02
＋6
－2
②
2.27
＋1
－
③
0.74
－
－2
④
1.43
＋3
－
⑤
0.77
＋4
－4
⑥
1.10
＋5
－3
⑦
0.99
＋7
－1
⑧
1.86
＋1
－
⑨
0.75
＋5
－3
⑩
1.17
＋4
－4
试回答下列问题：
(1)以上10种元素中，第一电离能最小的是________(填编号)。
(2)上述⑤、⑥、⑦三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的
物质可能是________(写分子式)。元素⑨和⑩形成的化合物的化学式为________，元素①的原子价电子排布式是____________。
(3)①⑥⑦⑩四种元素的气态氢化物的稳定性，由强到弱的顺序是________________(填化学式)。
(4)③和⑨两元素比较，非金属性较弱的是________(填名称)，可以验证你的结论的是下列中的________(填序号)。
A．气态氢化物的挥发性和稳定性
B．单质分子中的键能
C．两元素的电负性
D．含氧酸的酸性
E．氢化物中X－H键的键长(X代表③和⑨两元素)
F．两单质在自然界的存在形式
1．【2018江苏卷21】臭氧（O3）在[Fe(H2O)6]2+催化下能将烟气中的SO2、NOx分别氧化为SO42-和NO3-，NOx也可在其他条件下被还原为N2。
（2）Fe2+基态核外电子排布式为__________________。
2.【2018新课标Ⅰ卷35】Li是最轻的固体金属，采用Li作为负极材料的电池具有小而轻，能量密度大等优良性能，得到广泛应用，回答下列问题:
（1）下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为_____、_____（填标号）。
A． B．
C． D．
（2）Li+与H?具有相同的电子构型，r(Li+)小于r(H?)，原因是______。
3.【2018新课标II卷35】硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示：
H2S
S8
FeS2
SO2
SO3
H2SO4
熔点/℃
?85.5
115.2
>600（分解）
?75.5
16.8
10.3
沸点/℃
?60.3
444.6
?10.0
45.0
337.0
回答下列问题：
（1）基态Fe原子价层电子的电子排布图（轨道表达式）为__________，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为_________形。
4.【2018新课标Ⅲ卷35】[化学——选修3：物质结构与性质]
锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。回答下列问题：
（1）Zn原子核外电子排布式为________________。
（2）黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能Ⅰ1（Zn）_______Ⅰ1（Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是________________。
5.【2017海南卷】19-Ⅰ（6分）下列叙述正确的有
A．某元素原子核外电子总数是最外层电子数的5倍，则其最高正价为+7
B．钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能
C．高氯酸的酸性与氧化性均大于次氯酸的酸性和氧化性
D．邻羟基苯甲醛的熔点低于对羟基苯甲醛的熔点
6．【2017新课标Ⅰ卷】钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。回答下列问题：
（1）元素K的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为_______nm（填标号）。
A．404.4 B．553.5 C．589.2 D．670.8 E．766.5
（2）基态K原子中，核外电子占据最高能层的符号是_________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为___________。K和Cr属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低，原因是___________________________。
7．【2017新课标Ⅱ卷】我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl（用R代表）。回答下列问题：
（1）氮原子价层电子的轨道表达式（电子排布图）为_____________。
（2）元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能（E1）。第二周期部分元素的E1变化趋势如图（a）所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右 依次增大的原因是___________；氮元素的E1呈现异常的原因是__________。
8．【2017新课标Ⅲ卷】研究发现，在CO2低压合成甲醇反应（CO2+3H2=CH3OH+H2O）中，Co氧化物负载的Mn氧化物纳米粒子催化剂具有高活性，显示出良好的应用前景。回答下列问题：
（1）Co基态原子核外电子排布式为_____________。元素Mn与O中，第一电离能较大的是_________，
基态原子核外未成对电子数较多的是_________________。
9.【2017江苏卷21】铁氮化合物(FexNy)在磁记录材料领域有着广泛的应用前景。某FexNy的制备需铁、氮气、丙酮和乙醇参与。
（1）Fe3+基态核外电子排布式为____________________。
（3）C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为________________。
10.【2016海南卷】M是第四周期元素，最外层只有1个电子，次外层的所有原子轨道均充满电子。元素Y的负一价离子的最外层电子数与次外层的相同。回答下列问题：
（2）元素Y基态原子的核外电子排布式为________，其同周期元素中，第一电离能最大的是_____（写元素符号）。元素Y的含氧酸中，酸性最强的是______（写化学式），该酸根离子的立体构型为______。
11．【2016新课标Ⅰ卷】锗（Ge）是典型的半导体元素，在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题：
（1）基态Ge原子的核外电子排布式为_______，有______个未成对电子。
（2）Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、叁键，但Ge原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析，原因是________________。
（4）光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是______________。
12．【2016新课标Ⅱ卷】东晋《华阳国志?南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南镍白铜（铜镍合金）闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。回答下列问题：
（1）镍元素基态原子的电子排布式为_________，3d能级上的未成对的电子数为______。
13．【2016新课标Ⅲ卷】砷化镓（GaAs）是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。回答下列问题：
（1）写出基态As原子的核外电子排布式________________________。
（2）根据元素周期律，原子半径Ga______As，第一电离能Ga______As。（填“大于”或“小于”）
14．【2016江苏卷】[Zn(CN)4]2－在水溶液中与HCHO发生如下反应：
4HCHO+[Zn(CN)4]2－+4H++4H2O===[Zn(H2O)4]2++4HOCH2CN
（1）Zn2+基态核外电子排布式为____________________。
15．【2016上海卷】NaCN超标的电镀废水可用两段氧化法处理：
（5）上述反应涉及到的元素中，氯原子核外电子能量最高的电子亚层是_____；H、C、N、O、Na的原子半径从小到大的顺序为_______。
16．【2016四川卷】M、R、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z是一种过渡元素。M基态原子L层中p轨道电子数是s轨道电子数的2倍，R是同周期元素中最活泼的金属元素，X和M形成的一种化合物是引起酸雨的主要大气污染物，Z的基态原子4s和3d轨道半充满。请回答下列问题：
（1）R基态原子的电子排布式是 ① ，X和Y中电负性较大的是 ② （填元素符号）。
第三十九讲 原子结构与性质
1．认识原子核外电子的运动状态，了解电子云、电子层(能层)、原子轨道(能级)的含义。
2．了解多电子原子核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1-36号元素的原子和离子的基态核外电子排布、价电子的电子排布式和电子排布图(轨道表达式)。
3．了解主族元素第一电离能、电负性等性质的周期变化规律，能根据元素电负性说明元素的金属性和非金属性的周期性变化规律。
4.了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。
一、原子核外电子排布原理
1．能层、能级与原子轨道之间的关系
(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的 能量 是不同的，按照电子的 能量 差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次 升高 。
(2)能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用
s、p、d、f 等表示，同一能层里，各能级的能量按 s、p、d、f 的顺序依次升高，即： E(s)(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。
（4）能层、能级与原子轨道之间的关系
能层(n)
能级
最多容纳电子数
序数
符号
符号
原子轨道数
各能级
各能层
一
K
1s
1
2
2
二
L
2s
1
2
8
2p
3
6
三
M
3s
1
2
18
3p
3
6
3d
5
10
四
N
4s
1
2
32
4p
3
6
4d
5
10
4f
7
14
…
…
…
…
…
…
n
…
…
…
…
2n2
2.原子轨道的能量关系
(1)轨道形状
①s电子的原子轨道呈球形。
②p电子的原子轨道呈哑铃形。
(2)能量关系
①相同能层上原子轨道能量的高低：ns②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s……
③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npx、npy、npz轨道的能量相等。
3．基态原子核外电子排布的三个原理
(1)能量最低原理：电子优先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。即原子的核外电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。
如图为构造原理示意图：
(2)泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反。
(3)洪特规则：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，而且自旋状态相同。
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。
4．原子(离子)核外电子排布式(图)的书写
(1)核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。如Cu：1s22s22p63s23p63d104s1，其简化电子排布式为[Ar]3d104s1。
(2)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
(3)电子排布图：方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。
例如：S的电子排布图为
核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。
5．基态原子、激发态原子和原子光谱
(1)基态原子：处于最低能量的原子。
(2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
(3)原子光谱
①当电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，释放一定频率的光子，这是产生原子发射光谱的原因。
②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的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
（4）基态、激发态及光谱示意图
二、原子结构与元素性质
1．原子结构与元素周期表的关系
周期
电子层数
每周期第一个元素
每周期最后一个元素
原子序数
基态原子的的
简化电子排布式
原子序数
基态原子电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
[Ne]3s1
18
1s22s22p63s23p6
四
4
19
[Ar]4s1
36
1s22s22p63s23p63d104s24p6
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d10
4s24p64d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s2
4p64d104f145s25p65d10
6s26p6
说明(1)能层数＝电子层数＝周期数。
(2)价电子数＝主族序数。
2．每族元素的价电子排布特点
(1)主族
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
排布特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
主族
ⅤA
ⅥA
ⅦA
排布特点
ns2np3
ns2np4
ns2np5
(2)0族：He：1s2；其他：ns2np6。
(3)过渡元素(副族和第Ⅷ族，Pd、镧系、锕系除外)：(n－1)d1～10ns1～2。
3．元素周期表的分区与价电子排布的关系
(1)周期表的分区
①根据核外电子排布
a.分区
b.各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分区
元素分布
外围电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6
(He除外)
通常是最外层电子参与反应
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族
(镧系、锕系除外)
(n－1)d1～9 ns1～2
(Pd除外)
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)d10 ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14
(n－1)d0～2 ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。
（2）对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。例如：
4.元素周期律
(1)原子半径
①影响因素
②变化规律
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，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。
(2)电离能
①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ·mol－1。
②变化规律
a．同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。
b．同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
c．同种原子：逐级电离能越来越大，即I1(3)电负性
①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。
②标准：以最活泼的非金属元素氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
③变化规律
a．金属元素的电负性一般小于(填“大于”或“小于”，下同)1.8，非金属元素的电负性一般大于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。
b．在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
1.第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级；任一电子层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该电子层序数。
2.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……的二倍。
3.核外电子在排布时三条原则要兼顾，不可顾此失彼，同时要注意洪特规则的特例：当原子轨道为全空、半充满或全充满时，这些状态下总的电子云的分布是空间对称的，原子体系的能量最低，原子的电子排布最稳定。
4.构造原理中的排布顺序，其实质是各能级的能量高低顺序，能量大小规律是ns<(n－2)f<(n－1)d5.电子的填充顺序与排布式的书写顺序不完全一致，如21号以后的元素当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n－1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，正确；Fe：1s22s22p63s23p64s23d6，错误。
6.由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。
7.基态原子失电子的顺序，以Fe为例，FeFe2＋Fe3＋。
8.“外围电子排布”即“价电子层”，对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。
10.注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；外围电子排布式：3d104s1。
11.主族元素的最高正价(O、F除外)＝族序数＝8－|最低负价|。
12.金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序判断电离
能的大小。也不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
13.共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。
14.同周期元素，从左到右，非金属性逐渐增强，电负性越来越大；第一电离能总体呈增大趋势，但是在同周期元素中：ⅡA >ⅢA； ⅤA >ⅥA 。
。
考向一原子核外电子排布原理
典例1：(2018·大原模拟)下列各项叙述正确的是(　　)
A．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态
B．价电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素
C．所有原子任一能层的s电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同
D．24Cr原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d44s2
【答案】C
【解析】
A.镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子吸收能量，由基态转化成激发态，A错误；
B.价电子排布式为5s25p1的元素，位于第五周期第ⅢA族，是p区元素，B错误；
C.所有原子任一能层的s电子云轮廓图都是球形，能层越大，球的半径越大，C正确；
D.24Cr原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s1，半充满轨道能量较低，D错误。
变式训练1.下列说法错误的是(　　)
A．ns电子的能量不一定高于(n－1)p电子的能量
B．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，各能级能量的大小顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5s……，ns电子的能量一定高于(n－1)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E4sD项，对于22Ti原子来说，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。
考向二 核外电子排布的表示方法
典例2：下列有关化学用语正确的是(　　)
【答案】C
【解析】


核外电子排布的表示方法及各自特点
1．方法对比
表示方法
含义
举例
原子或离子结构示意图
表示核外电子分层排布和核内质子数
核组成式
表示原子核的结构
F：F
电子式
表示原子最外层电子数目
核外电子排布式
表示每个能级上排布的电子数
S：1s22s22p63s23p4
S2－：1s22s22p63s23p6
电子排布图
表示每个原子轨道中电子的运动状态
价电子排布式或排布图
表示价电子的排布
2.各方法的特点
(1)结构示意图：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各层上的电子数。
(2)核组成式：如O，侧重于表示原子核的结构，它能告诉我们该原子核内的质子数和核外电子数以及质量数，但不能反映核外电子的排布情况。
(3)电子排布式：能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数，但不能表示原子核的情况，也不能表示各个电子的运动状态。
(4)电子排布图：能反映各轨道的能量的高低，各轨道上的电子分布情况及自旋方向。
(5)价电子排布式：如Mn原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，价电子排布式为3d54s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
变式训练2.下列关于钠元素的几种表达式错误的是（　　）
A．Na＋的电子排布图：
B．Na＋的结构示意图：
C．Na的电子排布式：1s22s22p53s2
D．Na的简化电子排布式：[Ne]3s1
【答案】C
【解析】
A项，钠离子核外电子数为10，核外电子排布式为1s22s22p6，电子排布图为; B项，Na＋的结构示意图为；
C项，基态Na原子的电子排布式为1s22s22p63s1；
D项，Na的简化电子排布式为[Ne]3s1。
考向三 元素周期律的应用

典例3：下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是(　　)
【答案】　A
【解析】
A.同主族元素从上到下电负性减小，A项正确；
B.F没有最高正价，Cl、Br的最高正价为7，B项错误；
C.沸点HF>HClD.熔点：F2变式训练3.现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4　 ②1s22s22p63s23p3　 ③1s22s22p5
则下列有关比较中正确的是(　　)
A．最高正化合价：③>②>①
B．原子半径：③>②>①
C．电负性：③>②>①
D．第一电离能：③>②>①
【答案】D
【解析】
A.根据核外电子排布式可知①是S，②是P，③是F。F无正价，A错误；
B.同周期自左向右原子半径逐渐减小，同主族自上而下原子半径逐渐增大，则原子半径：②>①>③，B错误；
C.同周期自左向右电负性增大，同主族自上而下电负性减小，则电负性：③>①>②，C错误；
D.同周期自左向右第一电离能呈增大趋势，但P的3p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，第一电离能大于S，则第一电离能：③>②>①，D正确。
考向四 电离能、电负性的综合应用
典例4：根据信息回答下列问题：
(1)如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)。
①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为________②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。
(2)已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出常见元素的电负性。
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
元素
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
已知：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。
①根据表中给出的数据，可推知元素的电负性的变化规律是____________________；
②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：____________；
③判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A．Li3N B．BeCl2 C．AlCl3 D．SiC
Ⅰ.属于离子化合物的是____________；
Ⅱ.属于共价化合物的是____________；
请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：________________________________
________________________________________________________________________。
【答案】：
(1)①Na　Mg　②五　ⅠA
(2)①随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化
②0.9～1.5　③A　BCD　测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物
【解析】
(1)①由图可以看出，同周期的第ⅠA族元素的第一电离能最小，而第ⅢA族元素的第一电离能小于第ⅡA族元素的第一电离能，故Al的第一电离能：Na②图中电离能最小的应是碱金属元素Rb，在元素周期表中第五周期ⅠA族。
(2)①将表中数据按照元素周期表的顺序重排，可以看出电负性随着原子序数的递增呈周期性变化。
②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NaMg>Ca，最小范围应为0.9～1.5。
③根据已知条件及表中数值：Li3N电负性差值为2.0，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。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电。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。


变式训练4.下表列出前20号元素中的某些元素性质的一些数据：
元素
原子半径(10－10 m)
最高价态
最低价态
①
1.02
＋6
－2
②
2.27
＋1
－
③
0.74
－
－2
④
1.43
＋3
－
⑤
0.77
＋4
－4
⑥
1.10
＋5
－3
⑦
0.99
＋7
－1
⑧
1.86
＋1
－
⑨
0.75
＋5
－3
⑩
1.17
＋4
－4
试回答下列问题：
(1)以上10种元素中，第一电离能最小的是________(填编号)。
(2)上述⑤、⑥、⑦三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的
物质可能是________(写分子式)。元素⑨和⑩形成的化合物的化学式为________，元素①的原子价电子排布式是____________。
(3)①⑥⑦⑩四种元素的气态氢化物的稳定性，由强到弱的顺序是________________(填化学式)。
(4)③和⑨两元素比较，非金属性较弱的是________(填名称)，可以验证你的结论的是下列中的________(填序号)。
A．气态氢化物的挥发性和稳定性
B．单质分子中的键能
C．两元素的电负性
D．含氧酸的酸性
E．氢化物中X－H键的键长(X代表③和⑨两元素)
F．两单质在自然界的存在形式
【答案】　
(1)② (2)PCl3或CCl4 Si3N4 3s23p4
(3)HCl>H2S>PH3>SiH4 (4)氮元素 CE
【解析】　根据元素的化合价与原子半径可以判断出①是S，②是K，③是O，④是Al，⑤是C，⑥是P，⑦是Cl，⑧是Na，⑨是N，⑩是Si。
(1)同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，故第一电离能最小的是K元素。
(2)由C、P、Cl中的两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的是CCl4和PCl3，N与Si形成共价化合物Si3N4，S的价电子排布式为3s23p4。
(3)同周期主族元素从左到右非金属性增强，气态氢化物的稳定性增强。
(4)非金属性的强弱体现在气态氢化物的稳定性强弱上，与挥发性无关，故A错；非金属性强弱与单质分子中的键能无关，故B错；非金属性越强，元素的电负性越强，故C正确；最高价含氧酸的酸性越强，非金属性越强，故D错；共价键越长，越不稳定，非金属性越弱，故E正确；非金属性的强弱与单质在自然界的存在形式无关，故F错。
1．【2018江苏卷21】臭氧（O3）在[Fe(H2O)6]2+催化下能将烟气中的SO2、NOx分别氧化为SO42-和NO3-，NOx也可在其他条件下被还原为N2。
（2）Fe2+基态核外电子排布式为__________________。
【答案】
（2）[Ar]3d6或1s22s22p63s23p63d6
【解析】
（2）Fe原子核外有26个电子，根据构造原理，基态Fe的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，基态Fe2+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d6。
2.【2018新课标Ⅰ卷35】Li是最轻的固体金属，采用Li作为负极材料的电池具有小而轻，能量密度大等优良性能，得到广泛应用，回答下列问题:
（1）下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为_____、_____（填标号）。
A． B．
C． D．
（2）Li+与H?具有相同的电子构型，r(Li+)小于r(H?)，原因是______。
【答案】 （1） D C （2） Li+核电荷数较大
【解析】
⑴根据泡利原理和洪特规则，处于基态时能量低，处于激发态时能量高来判断；Li的基态核外电子排布式为1S22S1 ，可知D中能量最低；C中有2个电子处于2P能级上，能量最高。
⑵Li+和H－的核外电子排布完全相同，半径大小取决于核电荷数，核电荷数越大，核对电子的吸
引力越强，半径越小。
3.【2018新课标II卷35】硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示：
H2S
S8
FeS2
SO2
SO3
H2SO4
熔点/℃
?85.5
115.2
>600（分解）
?75.5
16.8
10.3
沸点/℃
?60.3
444.6
?10.0
45.0
337.0
回答下列问题：
（1）基态Fe原子价层电子的电子排布图（轨道表达式）为__________，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为_________形。
【答案】 (1). 哑铃（纺锤）
【解析】
（1）基态Fe原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，则其价层电子的电子排布图（轨道表达式）为；基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，则电子占据最高能级是3p，其电子云轮廓图为哑铃（纺锤）形。
4.【2018新课标Ⅲ卷35】[化学——选修3：物质结构与性质]
锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。回答下列问题：
（1）Zn原子核外电子排布式为________________。
（2）黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能Ⅰ1（Zn）_______Ⅰ1（Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是________________。
【答案】
（1）[Ar]3d104s2
（2）大于 Zn核外电子排布处于全充满的稳定状态，较难失电子
【解析】
（1）Zn是原子序数是30，其核外电子排布式为[Ar]3d104s2，
（2）Zn中电子排布处于全充满状态结构稳定比铜难失电子，所以锌的第一电离能大于铜；
5.【2017海南卷】19-Ⅰ（6分）下列叙述正确的有
A．某元素原子核外电子总数是最外层电子数的5倍，则其最高正价为+7
B．钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能
C．高氯酸的酸性与氧化性均大于次氯酸的酸性和氧化性
D．邻羟基苯甲醛的熔点低于对羟基苯甲醛的熔点
【答案】I.AD；
【解析】
I.A．某元素原子核外电子总数是最外层电子数的5倍，若电子层数为2，则有2+x=5x，不合理；若电子层数为3，则有2+8+x=5x，不合理；若电子层数为4，则有2+8+18+x=5x，x=7，合理，则其最高正价为+7，故A正确；
B．钠元素的第一电离能小于镁元素的第一电离能，而钠元素的第二电离能失去的是稳定状态的2d6
电子，镁元素第二电离能失去的是3s1电子，故钠元素的第二电离能大于镁元素的第二电离能，故B错误；
C．高氯酸的酸性大于次氯酸的酸性，高氯酸的氧化性小于次氯酸的氧化性，故C错误；
D．邻羟基苯甲醛主要是分子内氢键，对羟基苯甲醛主要是分子间氢键，因此邻羟基苯甲醛的熔点低于对羟基苯甲醛的熔点，故D正确。
故选AD。
6．【2017新课标Ⅰ卷】钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。回答下列问题：
（1）元素K的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为_______nm（填标号）。
A．404.4 B．553.5 C．589.2 D．670.8 E．766.5
（2）基态K原子中，核外电子占据最高能层的符号是_________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为___________。K和Cr属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低，原因是___________________________。
【答案】（1）A （2）N 球形 K的原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱
【解析】
(1)紫色波长400～435 nm，因此选项A正确；
(2)K位于第四周期IA族，电子占据最高能层是第四层，即N层，最后一个电子填充在4 s能级上，电子云轮廓图为球形；K的原子半径大于Cr的半径，且价电子数较少，金属键较弱，因此K的熔点、沸点比Cr低；
7．【2017新课标Ⅱ卷】我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl（用R代表）。回答下列问题：
（1）氮原子价层电子的轨道表达式（电子排布图）为_____________。
（2）元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能（E1）。第二周期部分元素的E1变化趋势如图（a）所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右 依次增大的原因是___________；氮元素的E1呈现异常的原因是__________。
【答案】（1）
（2）同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大 N原子的2p轨道为半充满状态，具有额外稳定性，故不易结合一个电子
【解析】
(1)N原子位于第二周期第VA族，价电子是最外层电子，即电子排布图是；
(2)根据图(a)，同周期随着核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大；氮元素的2p能级达到半满状态，原子相对稳定，不易结合电子；
8．【2017新课标Ⅲ卷】研究发现，在CO2低压合成甲醇反应（CO2+3H2=CH3OH+H2O）中，Co氧化物负载的Mn氧化物纳米粒子催化剂具有高活性，显示出良好的应用前景。回答下列问题：
（1）Co基态原子核外电子排布式为_____________。元素Mn与O中，第一电离能较大的是_________，
基态原子核外未成对电子数较多的是_________________。
【答案】（1）1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2 O Mn
【解析】
（1）Co是27号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；元素Mn与O中，O是非金属，而Mn是金属，所以第一电离能较大的是O;O元素的基态原子价电子2s22p4，其核外未成对电子数是2；Mn元素的基态原子价电子3d54s2，其核外未成对电子数是5，因此核外未成对电子数较多的是Mn；
9.【2017江苏卷21】铁氮化合物(FexNy)在磁记录材料领域有着广泛的应用前景。某FexNy的制备需铁、氮气、丙酮和乙醇参与。
（1）Fe3+基态核外电子排布式为____________________。
（3）C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为________________。
【答案】（1）[Ar]3d5或 1s22s22p63s23p63d5 （3）H【解析】
（1）铁是26号，Fe3+基态核外电子排布式为[Ar]3d5或 1s22s22p63s23p63d5；
（3）C、H、O 三种元素的电负性由小到大的顺序为H10.【2016海南卷】M是第四周期元素，最外层只有1个电子，次外层的所有原子轨道均充满电子。元素Y的负一价离子的最外层电子数与次外层的相同。回答下列问题：
（2）元素Y基态原子的核外电子排布式为________，其同周期元素中，第一电离能最大的是_____（写元素符号）。元素Y的含氧酸中，酸性最强的是______（写化学式），该酸根离子的立体构型为______。
【答案】
（2）1s22s22p63s23p5 Ar HClO4正四面体
【解析】 根据题目所给信息推断M为铜元素，Y为氯元素。
（2）Cl元素为17号元素，位于第三周期，根据构造原理知其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，同周期元素由左向右元素原子的第一电离能逐渐增大，故其同周期元素中，第一电离能最大的是Ar。氯元素的含氧酸中，酸性最强的是HClO4，该酸根离子中氯原子的杂化类型为sp3杂化，没有孤对电子，立体构型为正四面体形。
11．【2016新课标Ⅰ卷】锗（Ge）是典型的半导体元素，在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题：
（1）基态Ge原子的核外电子排布式为_______，有______个未成对电子。
（2）Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、叁键，但Ge原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析，原因是________________。
（4）光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是______________。
【答案】（1）3d104s24p2 ；2；
（2）Ge原子半径大，原子间形成的σ单键较长，p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键；
（4）O＞Ge＞Zn；

元素的非金属性越强，其吸引电子的能力就越强，元素的电负性就越大。元素Zn、Ge、O的非金属性强弱顺序是：O＞Ge＞Zn，所以这三种元素的电负性由大至小的顺序是O＞Ge＞Zn ；
12．【2016新课标Ⅱ卷】东晋《华阳国志?南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南镍白铜（铜镍合金）闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。回答下列问题：
（1）镍元素基态原子的电子排布式为_________，3d能级上的未成对的电子数为______。
【答案】（ 1）1s22s22p63s23p63d84s2或 3d84s2 2
【解析】
（1）镍是28号元素，位于第四周期，第Ⅷ族，根据核外电子排布规则，其基态原子的电子排布式为1s22s2 2p63s23p63d84s2，3d能级有5个轨道，先占满5个自旋方向相同的电子，剩余3个电子再分别占据三个轨道，电子自旋方向相反，所以未成对的电子数为2。
13．【2016新课标Ⅲ卷】砷化镓（GaAs）是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。回答下列问题：
（1）写出基态As原子的核外电子排布式________________________。
（2）根据元素周期律，原子半径Ga______As，第一电离能Ga______As。（填“大于”或“小于”）
【答案】（1）1s22s22p63s23p63d104s24p3或3d104s24p3 (2) 大于小于
【解析】

14．【2016江苏卷】[Zn(CN)4]2－在水溶液中与HCHO发生如下反应：
4HCHO+[Zn(CN)4]2－+4H++4H2O===[Zn(H2O)4]2++4HOCH2CN
（1）Zn2+基态核外电子排布式为____________________。
【答案】（1）1s22s22p62s23p63d10（或[Ar] 3d10）
【解析】
15．【2016上海卷】NaCN超标的电镀废水可用两段氧化法处理：
（5）上述反应涉及到的元素中，氯原子核外电子能量最高的电子亚层是_____；H、C、N、O、Na的原子半径从小到大的顺序为_______。
【答案】（5）3p；H＜O＜N＜C＜Na
16．【2016四川卷】M、R、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z是一种过渡元素。M基态原子L层中p轨道电子数是s轨道电子数的2倍，R是同周期元素中最活泼的金属元素，X和M形成的一种化合物是引起酸雨的主要大气污染物，Z的基态原子4s和3d轨道半充满。请回答下列问题：
（1）R基态原子的电子排布式是 ① ，X和Y中电负性较大的是 ② （填元素符号）。
【答案】（1）①1s22s22p63s1或[Ne]3s1 ②Cl
【解析】根据题意知M、R、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z是一种过渡元素。M基态原子L层p轨道电子数是s轨道电子数的2倍，则M是O元素；R是同周期元素中最活泼的金属元素，且原子序数大于O，则R在第三周期，应是Na元素；X和M形成的一种化合物是形成酸雨的主要大气污染物，则X是S元素，进而知Y为Cl元素；Z的基态原子4s和3d轨道半充满，即价电子排布式为3d54s1，Z是Cr元素，据此作答。

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