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第3节　元素性质及其变化规律
第1课时　原子半径及其变化规律元素的电离能及其变化规律
发
展
目
标
体
系
构
建
1.认识元素的原子半径、第一电离能等元素性质的周期性变化。2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致原子半径、第一电离能周期性变化的原因。3.了解元素周期律的应用价值。
一、原子半径及其变化规律
1．影响因素
2．变化规律
规律
原因
同周期元素(从左到右)
原子半径逐渐减小(除稀有气体元素外)
增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用
同主族元素(自上而下)
原子半径逐渐增大
电子层数的影响大于核电荷增加的影响
同周期过渡元素(从左到右)
原子半径逐渐减小，但变化幅度不大
增加的电子都排布在(n－1)d轨道上，不同元素原子的外层电子(ns)受到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大
3.应用
利用原子半径和价电子数，可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。
(1)同周期元素(从左到右)―→原子半径减小→原子核对外层电子的吸引作用增强―→元素原子失去电子的能力越来越弱，获得电子的能力越来越强(除稀有气体元素外)。
(2)同主族元素(自上而下)―→原子半径增大―→原子核对外层电子的吸引作用减弱―→元素原子失去电子的能力越来越强，获得电子的能力越来越弱。
(3)同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是：位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。
二、元素的电离能及其变化规律
1．电离能
(1)概念：气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。
(2)符号：I，单位：kJ·mol－1。
2．电离能的分类
M(g)M＋(g)M2＋(g)
M3＋(g)…且I1＜I2＜I3。
3．电离能的意义
(1)电离能越小，该气态原子越容易失去电子。
(2)电离能越大，该气态原子越难失去电子。
(3)运用元素的电离能数据可以判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。
4．递变规律
(1)
(2)同种元素的原子，电离能逐级增大。
5．影响因素
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)氮原子的原子半径及第一电离能都比氧原子的大。
(√)
(2)电子层数越多，原子半径越大。
(×)
(3)同一周期的离子半径也是从左到右逐渐减小。
(×)
(4)因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大。
(×)
(5)同周期元素，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大。
(√)
2．具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是(　　)
A．1s22s22p3　　　
B．1s22s22p1
C．1s22s22p63s23p1
D．1s22s22p63s23p4
C　[根据原子的核外电子排布式可知，A项中原子为氮(N)，B项中原子为硼(B)，C项中原子为铝(Al)，D项中原子为硫(S)。根据原子半径变化规律可知，Al原子半径最大。]
3．下列关于电离能的说法正确的是(　　)
A．同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，金属性逐渐增强
B．钠的电离能I2?I1，说明钠元素常显＋1价，镁的电离能I3?I2，则镁常显＋1和＋2价
C．Na原子在不同状态失去1个电子所需能量相同
D．同一原子的电离能大小I1＞I2＞I3
A　[B项，镁的电离能I3?I2，则镁常显＋2价；C项，Na原子在基态和激发态时失去1个电子所需能量不相同；D项，对同一原子的电离能来说I1微粒半径大小规律(素养养成——宏观辨识与微观探析)
1．原子半径的大小受哪些因素影响？
提示：电子层数、核电荷数、核外电子数。
2．为什么过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大？
提示：同一周期过渡元素增加的电子都分布在(n－1)d轨道上，电子间的排斥作用与核对电子吸引作用大致相当，所以过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大。
影响微粒半径的因素主要是核电荷数和电子层数。一般来说，同周期中，核电荷数越大，半径越小；同主族中，电子层数越多，半径越大。主要有以下规律：
微粒特点
比较方法
实例
原子
同周期元素
核电荷数越大，半径越小
r(Na)>r(Mg)>r(Al)
同主族元素
核电荷数越大，半径越大
r(F)多数原子
一般电子层数越多，半径越大
r(S)>r(C)
离子
具有相同电子层结构
核电荷数越大，半径越小
r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
电子数和核电荷数均不同
通过电子数或核电荷数相同的微粒做参照物
r(Al3＋)同种元素的原子和离子
价态越高，半径越小
r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)、r(H－)>r(H)>r(H＋)
微点拨：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。
【例1】　下列微粒半径大小比较正确的是(　　)
A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－
B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋
C．Na＜Mg＜Al＜Si
D．Cs＜Rb＜K＜Na
B　[A中四种离子核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小；B中S2－与Cl－，Na＋与Al3＋的核外电子排布分别相同，S2－和Cl－比Na＋和Al3＋多一个电子层，微粒半径大；C中微粒电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，应为Na＞Mg＞Al＞Si；D中微粒为同一主族，电子层数越多，原子半径越大，应为Cs＞Rb＞K＞Na。]
原子半径的大小可依据元素周期表同主族、同周期递变规律进行比较；对核外电子层结构相同的单核粒子或质子数相同的不同单核粒子的半径大小的比较，应从原子核对其最外层上电子的吸引力大小入手，进而比较其半径大小关系。
1．已知An＋、B(n＋1)＋、Cn－、D(n＋1)－都有相同的电子层结构，则A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是(　　)
A．C＞D＞B＞A　　
B．A＞B＞C＞D
C．D＞C＞A＞B
D．A＞B＞D＞C
D　[电子层结构相同的离子An＋、B(n＋1)＋、Cn－、D(n＋1)－，阳离子在阴离子的下一周期，则原子序数大小顺序是B>A>C>D，一般来说，电子层数越多，原子半径越大，同一周期元素原子半径随着原子序数的增大而减小，C、D处于同一周期，原子半径：D>C；A、B处于同一周期，原子半径：A>B，故原子半径大小顺序是A>B>D>C，D正确。]
2．下列关于微粒半径的说法正确的是(　　)
A．电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径
B．核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同
C．质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大
D．原子序数越大，原子半径越大
C　[由于同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，故ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大，如r(Li)>r(S)>r(Cl)。对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的。质子数相同的不同单核粒子，阴离子半径>原子半径>阳离子半径。原子序数越大，原子半径不一定越大，对于同周期主族元素(稀有气体除外)，原子序数越大，原子半径越小。]
电离能变化规律及其应用(素养养成——证据推理与模型认知)
　　　元素电离能(kJ·mol－1)　
钠
镁
铝
第一电离能
496
738
577
第二电离能
4
562
1
451
1
817
第三电离能
6
912
7
733
2
745
第四电离能
9
540
10
540
11
578
1.试用原子结构知识解释Mg比Al的第一电离能大的原因。
提示：Mg的电子排布式为1s22s22p63s2；Al的电子排布式为1s22s22p63s23p1，Mg的3p轨道处于全空状态，3s轨道处于全充满状态，相对稳定，故Mg的第一电离能大于Al的第一电离能。
2．为什么钠元素的常见价态为＋1价，镁元素的为＋2价，铝元素的为＋3价？化合价与原子结构有什么关系？
提示：钠原子的第一电离能较低，而第二电离能突跃式变高，也就是说，I2?I1。这说明钠原子很容易失去一个电子成为＋1价阳离子，形成稀有气体元素原子的稳定状态后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强，不易再失去第2个电子。因此，钠元素的常见化合价为＋1价；同理分析镁和铝。
1．影响电离能的因素
电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子构型。
(1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数逐渐增大，原子的半径逐渐减小，核对最外层电子的引力逐渐加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。
(2)同一主族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(3)电子构型是影响电离能的第三个因素
某些元素具有全充满或半充满的电子构型，稳定性也较高，如ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满、p原子轨道全空，ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，0族元素(He除外)原子p原子轨道为全满状态，均稳定，所以它们比左右相邻的元素的第一电离能大。
2．逐级电离能
(1)定义：原子的＋1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为
M(g)===M＋(g)＋e－　I1(第一电离能)；
M＋(g)===M2＋(g)＋e－　I2(第二电离能)；
M2＋(g)===M3＋(g)＋e－　I3(第三电离能)
……
(2)变化规律
①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1I2、I4>I3……In＋1>In。
②元素的逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变即突然增大多倍，这是由于电子是分层排布的，主族元素几乎不能失去内层电子的缘故。如Na原子的I1、I2、I3的值分别是(单位为kJ·mol－1)496、4
562、6
912，在I1和I2之间发生突变。
3．电离能的应用
(1)用来衡量原子失去电子的难易，比较金属的活泼性和元素的金属性。一般地，元素的第一电离能越小，金属性越强；碱金属元素的第一电离能越小，碱金属越活泼。
(2)判断原子易失去电子的数目和元素的化合价
元素的各级电离能逐渐增大并且会发生一个突变(由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难于失去，因此会发生突变)，如Mg原子的I1、I2、I3的值分别是(单位为kJ·mol－1)738、1
451、7
733，在I2和I3之间发生突变，则镁元素易失去最外层2个电子，常见化合价为＋2价。
(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致的原因
金属活动性按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序减弱，该顺序表示自左向右，在水溶液中金属单质中的原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。
由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。如，钠的第一电离能为496
kJ·mol－1，钙的第一电离能和第二电离能分别为590
kJ·mol－1、1
145
kJ·mol－1，表明钠原子比钙原子在气态更易失去电子，更加活泼。但是，由于Ca2＋形成水合离子时放出的能量远比Na＋形成水合离子时放出的能量多，所以在水溶液里钙原子比钠原子更易失去电子，即在金属活动性顺序中钙排在钠的前面。
【例2】　根据下列五种主族元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列问题。
元素符号
I1
I2
I3
I4
Q
2
080
4
000
6
100
9
400
R
500
4
600
6
900
9
500
S
740
1
500
7
700
10
500
T
580
1
820
2
750
11
600
V
420
3
100
4
400
5
900
(1)在元素周期表中，最有可能处于同一族的是_____________________。
A．Q和R
　B．S和T　C．T和V　D．R和T　E．R和V
(2)它们的氯化物的化学式，最有可能正确的是______________________。
A．QCl2　　B．RCl　　C．SCl3　D．TCl　E．VCl4
(3)下列元素，最有可能与Q元素位于同一族的是______________________。
A．硼　B．铍　C．锂　D．氢　E．氦
(4)在这5种元素中，最容易与氯元素形成离子化合物的是________。
A．Q　　B．R　　C．S　　D．T　　E．V
[解析]　各级电离能发生突变的情况是
R：I2?I1，S：I3?I2，T：I4?I3，V：I2?I1，
它们通常在化合物中的化合价分别为＋1、＋2、＋3、＋1。Q的第一电离能比其他元素的第一电离能明显高得多，最有可能是稀有气体元素。
(1)五种元素中，只有R和V电离能发生突变的情况相同。
(2)Q可能是稀有气体元素，其他元素的氯化物的化学式可能是RCl，SCl2，TCl3，VCl。
(3)Q可能是稀有气体元素，与氦都位于0族。
(4)第一电离能越小，元素的金属性越强，越易形成离子化合物，V的第一电离能最小。
[答案]　(1)E　(2)B　(3)E　(4)E
[借题发挥]　
根据表中的数据，你认为V最可能是前四周期的哪种元素。
提示：钾元素。因为V易形成＋1价化合物，所以是ⅠA族的元素；因为最少有四个电子，所以排除了氢元素和锂元素，又因为R也易形成＋1价化合物，也是ⅠA族的元素，且第一电离能大于V，所以前四周期V只能是钾元素。
由电离能判断元素化合价时，关键看电离能数据的变化趋势。相邻两电子层能量相差较大时，电离能发生突跃，说明再失去一个电子的难度增加很多，由此可判断最外层上的电子数，进而判断其可能化合价并由此推断出其阳离子所带的正电荷。
1．下列各组元素中，按原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是(　　)
A．K、Na、Li
B．Al、Mg、Na
C．N、O、C
D．Cl、S、P
A　[B、D项中元素的原子半径逐渐增大；C项中原子半径：C＞N＞O，第一电离能：N＞O＞C。]
2．A、B都是短周期元素，原子最外层电子排布式分别为(n＋1)sx、nsx＋1npx＋3。A与B可形成化合物C和D。D溶于水时有气体逸出，该气体能使带火星的木条复燃。请回答下列问题。
(1)比较电离能：①I1(A)________I1(B)(填“>”或“<”，下同)，②I1(B)________I1(He)。
(2)通常A元素的化合价是________，对A元素呈现这种价态进行解释：
①用原子结构的观点进行解释：___________________________________
______________________________________________________________。
②用电离能的观点进行解释：____________________________________
______________________________________________________________。
(3)写出D跟水反应的离子方程式：_______________________________。
[解析]　由s能级最多能容纳2个电子和B原子最外层电子排布式为nsx＋1npx＋3可知，x等于1。由A、B都是短周期元素和它们组成的化合物的性质可知，n等于2，A是钠元素，B是氧元素。
[答案]　(1)①＜　②＜　(2)＋1　①钠原子失去一个电子后核外电子排布式为1s22s22p6，原子轨道处于全充满状态，该＋1价阳离子体系能量低，极难再失去电子　②Na原子的第一电离能相对较小，第二电离能比第一电离能大很多，通常Na原子只能失去一个电子
(3)2Na2O2＋2H2O===4Na＋＋4OH－＋O2↑
如图所示，是部分元素第一电离能变化情况。
1．总体上：金属元素的第一电离能都较小，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。为什么？
提示：因为金属元素原子的最外层电子数都比较少，容易失去电子，所以金属元素的第一电离能都比较小；而非金属元素原子的最外层电子比较多，不容易失去电子，稀有气体元素原子外围电子排布式为ns2np6(He为1s2)，是稳定结构，更难失去电子，因此它们的第一电离能都比较大。
2．为什么ⅡA族，ⅤA族元素的第一电离能大于相邻的元素？
提示：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)或半充满(p3、d5、f7)或全充满(p6、d10、f14)结构时原子处于能量较低状态(即洪特规则特例)，所以失电子所需能量较大，即I1较大。ⅡA族元素原子满足ns2np0、ⅤA族元素原子满足ns2np3，故它们的第一电离能大于相邻元素。
通过本情境素材中电离能变化规律及其原因解释，提升了“证据推理与模型认知”的学科素养，培养了“发现问题，解决问题”的能力。
1．下列微粒半径依次增大的是(　　)
A．同一主族元素随着原子序数的递增
B．同一周期的元素随着原子序数的递增
C．Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－
D．P、S、S2－、Cl－
A　[依据比较微粒半径大小的规律进行分析，同一主族，随着原子序数的递增，原子的电子层数依次增加，原子半径依次增大，A项正确；一般来说，同一周期，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，B项错误；C项中各微粒的电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小，故半径F－最大，Al3＋最小，C项错误；D项中的微粒半径P＞S，S2－＞Cl－，D项错误。]
2．(素养题)已知下列元素的原子半径：
原子
N
S
O
Si
半径r/10－10m
0.75
1.02
0.74
1.17
根据以上数据，磷原子的半径可能是(　　)
A．0.8×10－10m　
B．1.10×10－10m
C．1.20×10－10m
D．0.7×10－10m
B　[磷元素在第3周期中硫元素和硅元素之间，即P的原子半径在1.02×10－10～1.17×10－10m之间，故B项正确。]
3．具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是(　　)
①3p轨道上只有一对成对电子的原子
②外围电子排布为3s23p6的原子
③其3p轨道为半充满的原子
④正三价的阳离子的电子层结构与氖原子结构相同
A．①②③④
B．③①②④
C．②③①④
D．②④①③
C　[本题考查同周期元素第一电离能的递变规律，题中所述结构的原子都是第3周期元素。②是稀有气体Ar，其第一电离能最大。①是硫原子，③是磷原子，④是铝原子。I1(Al)最小，S虽然在P的右边，但磷原子3p轨道是3p3半充满结构，较稳定，故I1(P)＞I1(S)。]
4．下列关于电离能的理解中错误的是(　　)
A．电离能可以表示原子或离子失去电子的难易程度
B．某原子的电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子
C．第二电离能是气态＋1价阳离子失去一个电子所需要的最小能量
D．电离能跟金属活动性顺序是对应的
D　[电离能小的元素原子易失电子，大的易得电子，所以A、B对；C为第二电离能的定义，C对；D中，电离能有时并不和金属活动性顺序一一对应，如Na和Ca，因为二者所对应的条件不同。]
5．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表示失去第n个电子的电离能，单位为eV)
序号
I1
I2
I3
I4
I5
I6
电离能
7.644
15.03
80.12
109.3
141.2
186.5
序号
I7
I8
I9
I10
I11
…
电离能
224.9
266.0
327.9
367.4
1
761
…
(1)电子离核越远，能量越高，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________。
(5)该元素的最高价氧化物对应水化物的碱性比核外电子排布式为1s22s22p63s1的元素的最高价氧化物对应水化物的碱性________(填“强”或“弱”)。
[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。
(2)据题目数据，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水化物的化学式为Mg(OH)2。
(5)电子排布式为1s22s22p63s1的元素为钠，与Mg同周期且在Mg的左边，所以碱性NaOH＞Mg(OH)2。
[答案]　(1)小　(2)3　(3)1　(4)Mg(OH)2　(5)弱
11/13课时分层作业(五)　元素的电负性及其变化规律
(建议用时：40分钟)
[合格过关练]
1．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
A　[A、B、C、D四种元素分别为O、P、Si、Ca，电负性最大的是氧。]
2．下列说法中不正确的是(　　)
A．第一电离能、电负性的周期性递变规律是原子核外电子排布周期性变化的结果
B．电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度
C．电负性是相对的，所以没有单位
D．分析元素电负性数值可以看出，金属元素的电负性较大，非金属元素的电负性较小
D　[A、B、C都是正确的。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大，所以D错误。]
3．(素养题)下表给出的是第3周期的七种元素和第4周期的钾元素的电负性的值：
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
电负性
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
0.8
则钙元素的电负性值的最小范围是(　　)
A．小于0.8
B．大于1.2
C．在0.8与1.2之间
D．在0.8与1.5之间
C　[同一周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，所以钙元素的电负性大于钾元素；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，所以钙元素的电负性小于镁元素，故Ca的电负性的值在0.8与1.2之间。]
4．下列说法中不正确的是(　　)
A．元素的第一电离能是元素的单质失去最外层1个电子所需要吸收的能量，同周期从左到右元素的第一电离能逐渐增大
B．元素的电负性是衡量元素在化合物中吸引电子能力大小的一种标度，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小
C．元素的性质随着原子序数的增大而呈周期性变化
D．鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0作为相对标准得出的
A　[第一电离能是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，同周期从左向右元素的第一电离能呈增大趋势，但当原子p轨道处于全空、半充满或全充满的稳定状态时，元素的第一电离能大于同周期相邻元素，故A说法错误；电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，故B说法正确；元素的性质随着核电荷数(原子序数)的增大而呈周期性变化，故C说法正确；鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0作为相对标准得出的，故D说法正确。]
5．下列有关电负性的说法中正确的是(　　)
A．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
B．在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大
C．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
D　[主族元素原子的第一电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能变化有特例，如电负性：O>N，但第一电离能：O6．(双选)电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，下列关于电负性的变化规律正确的是(　　)
A．同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大
B．同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
AB　[根据元素周期律，同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，选项A、B正确；电负性越大，非金属性越强，金属性越弱，选项C、D错。]
7．1828年德国化学家维勒首次合成了尿素[CO(NH2)2]。形成尿素的四种元素中电负性最大的是(　　)
A．H　
B．O
C．N　　　　
D．C
B　[O与C、N处于同周期，同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，所以电负性：O>N>C；非金属性越强，电负性越大，所以电负性：O>N>C>H，B正确。]
8．下列各元素中，最易形成离子化合物的组合是(　　)
①第3周期中第一电离能最小的元素　②外围电子排布式为2s22p6的原子　③2p能级为半满的元素　④电负性最大的元素
A．①②
B．③④
C．②③　　　
D．①④
D　[①为Na元素，②为Ne元素，③为N元素，④为F元素，故①④最易形成离子化合物。]
9．已知X、Y元素同主族，且电负性X>Y，下列说法错误的是(　　)
A．若X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B．第一电离能Y一定小于X
C．最高价氧化物对应水化物的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性
D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX
C　[因X、Y同主族，且电负性X>Y，则X在Y的上方，从上到下，第一电离能减小，非金属性减弱，金属性增强。由此推知C项错误。]
10．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．A>B>D>C
B　[根据题意可知A、B、C处于同一周期，且原子序数C>B>A，C、D处于同一主族，且C在D的下一周期。据此分析画出A、B、C、D在周期表中相对位置关系为，然后依据同周期、同主族元素电负性变化规律即可确定其电负性顺序：D>C>B>A。]
11．下列表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势曲线中正确的是(　　)
A　[根据卤族元素的原子结构和性质，可知电负性随核电荷数的递增而减小，A项正确；F元素无正价，B项错误；同一主族元素中，随着核电荷数的增大，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引力减小，原子越容易失去电子，第一电离能减小，C项错误；同主族元素，随着核电荷数的递增，原子的电子层数增加，半径增大，D项错误。]
12．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
B　[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3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增大，但是P原子3p轨道电子为半充满稳定状态，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。]
13．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下面是某些短周期元素的x值：
元素符号
Li
Be
B
C
O
F
x值
0.98
1.57
2.04
2.25
3.44
3.98
元素符号
Na
Al
Si
P
S
Cl
x值
0.93
1.61
1.90
2.19
2.58
3.16
(1)推测在同周期的元素中x值与原子半径的关系是________。短周期元素x值的变化特点，体现了元素性质的________变化规律。
(2)通过分析x值的变化规律，确定Mg、N的x值范围：________(3)在P—N键中，共用电子对偏向________原子。
(4)经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值即Δx>1.7时，一般为离子键；Δx<1.7，一般为共价键。试推断：AlBr3中化学键类型是________。
(5)推测元素周期表中，x值最大的元素是________。
(6)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物，还是共价化合物的方法是：________________________________________________________________
(写出判断的方法)；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：_____________________________________________________。
[解析]　(1)表中同一周期的元素从Li→F，x值越来越大。而我们已知的同一周期元素从Li→F，原子半径越来越小，故原子半径越小，x值越大。
(2)根据(1)中的规律，Mg的x值应大于Na的x值(0.93)小于Be的x值(1.57)；N的x值应大于C的x值(2.25)小于O的x值(3.44)。
(3)从P和N的x值大小可看出，N原子吸引电子的能力比P原子的强，在形成的分子中N原子带负电荷，故共用电子对偏向N原子一方。
(4)根据规律，Br的x值小于Cl的x值(3.16)，AlCl3中的Δx＝3.16－1.61＝1.55，所以AlBr3中的化学键为共价键。
(5)元素周期表中，非金属性最强的元素是F，推测x值最大的应为F。
[答案]　(1)原子半径越小，x值越大　周期性
(2)0.93　1.57　2.25　3.44
(3)氮　(4)共价键　(5)F
(6)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.55<1.7，所以形成共价键，为共价化合物　将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物
14．W、X、Y、Z四种短周期元素的原子序数X＞W＞Z＞Y。W原子的最外层没有p电子，X原子核外s电子与p电子数之比为1∶1，Y原子最外层s电子与p电子数之比为1∶1，Z原子核外电子中p电子数比Y原子多2个。
(1)X元素的单质与Z、Y所形成的化合物反应，其化学方程式为_____________________________________________________。
(2)W、X元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱为________＜________(用化学式表示)。
(3)四种元素原子半径的大小为________＞________＞________＞________(填元素符号)。
(4)四种元素的电负性由大到小的顺序为__________。
(5)这四种元素形成的化合物中为离子化合物的有__________(写化学式，至少写4种)；属于共价化合物的有________(写化学式，写两种)。
[解析]　X原子核外s电子与p电子数之比为1∶1，可能为1s22s22p4或1s22s22p63s2，Y原子最外层s电子与p电子数之比为1∶1，则可能为1s22s22p2或1s22s22p63s23p2，由于原子序数X＞Y，所以Y只能为1s22s22p2，是碳元素，Z原子核外电子中p电子数比Y原子多2个，则Z为1s22s22p4，是氧元素，又X的原子序数大于Z，所以X为1s22s22p63s2，是镁元素，则W为钠元素。
[答案]　(1)2Mg＋CO22MgO＋C
(2)Mg(OH)2　NaOH
(3)Na　Mg　C　O
(4)O＞C＞Mg＞Na
(5)Na2O、Na2O2、MgO、Na2CO3、MgCO3　CO、CO2
[素养培优练]
15．X、Y、Z三种元素原子的核电荷数在10～18之间，它们的最高价氧化物对应水化物是HXO4、H2YO4、H3ZO4。则下列判断正确的是
(　　)
A．非金属性：XB．含氧酸的酸性：H3ZO4>H2YO4>HXO4
C．气态氢化物稳定性：按X、Y、Z顺序增加
D．元素电负性：按X、Y、Z顺序变小
D　[据X、Y、Z的最高价氧化物对应水化物是HXO4、H2YO4、H3ZO4可知其最高化合价依次为＋7、＋6、＋5，又因为X、Y、Z均为10～18号元素，故X为Cl、Y为S、Z为P。]
16．如图是第2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
B　[第2周期N原子2p轨道上电子为半充满结构，较为稳定，故N的第一电离能大于O，A错误；同周期元素从左到右电负性逐渐增大，B正确；同周期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。]
17．W、X、Y、Z、R是原子序数依次增大的短周期元素。a、b、c、d、f是由这些元素组成的化合物，气体a的水溶液呈碱性，c为红棕色气体，f是由W、Z、R元素形成的化合物。m为元素Z形成的单质，W与X能形成化合物XW4。上述物质的转化关系如图所示，下列说法正确的是(　　)
A．简单离子半径：R>Z
B．最高价氧化物对应水化物的酸性：X>Y
C．f为离子化合物，含有离子键和共价键
D．符合通式XnWn的化合物均能使溴的CCl4溶液因发生反应而褪色
C　[由题述信息及图中信息可推出，a为NH3、c为NO2、m为O2、d为H2O、W为H元素，f为NaOH，W、X、Y、Z、R分别为H、C、N、O、Na。简单离子半径：O2－>Na＋，A项错误；最高价氧化物对应的水化物的酸性：H2CO318．如图为元素周期表中部分元素某种性质(X值)随原子序数变化的关系。
(1)短周期中原子核外p能级上电子数与s能级上电子总数相等的元素是________________(填元素符号)。
(2)同主族内不同元素的X值变化的特点是________________；同周期内，随着原子序数的增大，X值的变化总趋势是________________。周期表中X值的这种变化特点体现了元素性质的________________变化规律。
(3)X值较小的元素集中在元素周期表的________(填序号，下同)。
a．左下角
b．右上角
c．分界线附近
(4)下列说法正确的是________。
a．X值可反映元素最高正化合价的变化规律
b．X值可反映原子在分子中吸引电子的能力
c．X值的大小可用来衡量元素金属性和非金属性的强弱
[解析]　(1)由于p能级最多容纳6个电子，s能级最多容纳2个电子，因此短周期中原子核外p能级上电子数与s能级上电子总数相等的元素的核外电子排布为1s22s22p4、1s22s22p63s2，即分别为O和Mg。(2)根据题图可知，同主族元素从上到下，X值逐渐减小，同周期元素从左到右，X值呈增大趋势。(3)X值较小的元素集中在元素周期表左下角。(4)X值可代表元素的电负性，能够反映原子在分子中吸引电子的能力、衡量元素金属性和非金属性的强弱。
[答案]　(1)O、Mg　(2)同主族元素从上到下，元素的X值逐渐减小　增大　周期性　(3)a　(4)bc
9/9课时分层作业(三)　核外电子排布与元素周期表
(建议用时：40分钟)
[合格过关练]
1．核外电子排布为[Ar]3d104s2的元素是(　　)
A．稀有气体　　　
B．过渡元素
C．主族元素
D．ⅡA族元素
B　[该元素的价电子排布式出现d轨道，且符合过渡元素价电子排布(n－1)d1～10ns1～2，应为过渡元素。]
2．镭的价电子排布式是7s2。下面关于镭的性质的描述中不正确的是(　　)
A．在化合物中呈＋2价
B．单质与水反应放出氢气
C．氢氧化物呈两性
D．碳酸盐难溶于水
C　[由镭的价电子排布式可知镭处于第7周期ⅡA族，与Mg、Ca、Ba同主族，按同主族元素性质规律，可知其氢氧化物呈强碱性，不可能呈两性。]
3．已知某元素＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p6，则该元素在周期表中属于(　　)
A．ⅤB族
B．ⅡB族
C．Ⅷ族
D．ⅡA族
D　[根据核外电子排布规律，可知该元素的原子最外层只有2个电子，而且应该排布在第四电子层上，该元素在周期表中的位置应该是第4周期ⅡA族。]
4．已知下列元素原子的最外层电子排布式，其中不一定能表示该元素为主族元素的是(　　)
A．3s23p3
B．4s24p1
C．4s2
D．3s23p5
C　[由元素原子的最外层电子排布式可知，3s23p3、4s24p1、3s23p5表示的元素分别属于第ⅤA、ⅢA、ⅦA族元素，都属于主族元素；最外层电子排布式为4s2的元素可能是主族元素Ca，也可能是第4周期除Cr、Cu以外的过渡元素。]
5．下列说法中错误的是(　　)
A．所有的非金属元素都分布在p区
B．硒元素位于第4周期中从ⅥA族
C．除氦以外的稀有气体原子的最外层电子数都是8
D．同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同
A　[非金属元素中氢在s区；同一元素的各种同位素的化学性质相同，但物理性质不同。]
6．某元素基态原子的电子排布式为[Ar]3d74s2，它在元素周期表中的位置是(　　)
A．第3周期第ⅡB族
B．第4周期第ⅡB族
C．第4周期第ⅦB族
D．第4周期第Ⅷ族
D　[由[Ar]3d74s2可知该元素位于第4周期，又由价电子数为9知其位于第4周期第9纵列，为第Ⅷ族元素。]
7．下列说法正确的是(　　)
A．所有金属元素都分布在d区和ds区
B．最外层电子数为2的元素都分布在s区
C．元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素
D．s区均为金属元素
C　[s区除H外均为金属元素，故A、D项错误。Zn等元素的原子最外层电子数为2，但却不是s区元素，B项错误。元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族的元素为过渡元素，全部为金属元素，C项正确。]
8．长式周期表共有18个纵行，从左到右排为1～18列，即碱金属元素位于第1列，稀有气体元素位于第18列。按这种规定，下列说法正确的是(　　)
A．第9列元素中有非金属元素
B．只有第2列的元素原子最外层电子排布式为ns2
C．第4周期第8列元素是铁元素
D．第15列元素原子的最外层电子排布式为ns2np5
C　[根据元素周期表的结构可知，第9列元素为d区元素，全部为金属元素，A项错误；最外层电子排布式为ns2的不单是第2列元素的原子，如第12列元素的原子最外层电子排布式也是ns2，B项错误；第15列元素原子的最外层电子排布式为ns2np3，D项错误。]
9．(素养题)闪烁着银白色光泽的金属钛(22Ti)因具有密度小、强度大、无磁性等优良的机械性能，被广泛应用于军事、医学等领域，号称“崛起的第三金属”。已知钛有48Ti、49Ti、50Ti等核素，下列关于钛的叙述不正确的是(　　)
A．上述钛原子中，中子数不可能为22
B．钛元素在元素周期表中处于第4周期
C．钛的不同核素在元素周期表中处于不同的位置
D．钛元素是d区的过渡元素
C　[22Ti的原子序数为22，位于第4周期第ⅣB族，属于d区的过渡元素；根据题述三种核素的质量数可知，中子数最小为26；钛的三种核素的质子数均为22，故位于元素周期表中同一位置。]
10．如图是元素周期表中短周期的一部分，A、B、C三种元素的原子核外电子总数等于B的质量数，B元素的原子核内质子数等于中子数，下列叙述正确的是(　　)
A
C
B
A.B为第2周期元素，属于p区元素
B．C的氢化物在同族中酸性最强
C．三种元素都处于s区
D．C原子的价电子排布式为2s22p5
D　[根据题图及元素周期表结构可知，B位于第3周期，A、C位于第2周期，设B原子的核外电子总数为x，B的核电荷数＝质子数＝x，B元素的原子核内质子数等于中子数，则B原子的质量数为2x；则A的核外电子数＝原子序数＝x－8－1，C的核外电子数为x－8＋1，A、B、C三种元素的原子核外电子数之和等于B的质量数，则x＋(x－8－1)＋(x－8＋1)＝2x，解得x＝16，则B为S元素，A为N元素，C为F元素。S为第3周期元素，故A错误；C是F元素，为第ⅦA族元素，HF为弱酸，而同主族元素的氢化物HCl、HBr与HI都属于强酸，故B错误；N、S、F三种元素都属于p区元素，故C错误；C是F元素，基态F原子最外层有7个电子，故其价电子排布式为2s22p5，故D正确。]
11．下表为元素周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。
请回答下列问题：
(1)表中属于d区的元素是________(填编号)。
(2)表中元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状物名称为________。
(3)某元素的特征电子排布式为nsnnpn＋1，该元素原子的最外层电子数为________。
(4)某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如上表中元素⑤与元素②的氢氧化物有相似的性质。请写出元素②的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式：
_____________________________________________________。
[解析]　(1)⑨属于d区元素。
(2)元素①是氢元素，元素③是碳元素，依题意，形成的环状物是苯。
(3)从nsnnpn＋1可知，n＝2，该元素为N元素，最外层电子数为5。
(4)⑤是Al，②是Be，依对角线规则，两元素性质相似，仿照Al(OH)3和碱反应的化学方程式写出Be(OH)2与NaOH反应的化学方程式。
[答案]　(1)⑨　(2)苯　(3)5
(4)Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O
12．已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成－1价离子。请回答下列问题：
(1)X元素原子基态时的电子排布式为____________，该元素的符号是________。
(2)Y元素原子的价层电子的轨道表示式为________，该元素的名称是________。
(3)已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为气态的XZ3，产物还有ZnSO4和H2O，该反应的化学方程式是_______________________________。
[解析]　(1)X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，则X是第4周期第ⅤA族元素，即X为As，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3。
(2)Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子，且As跟Y可形成化合物As2Y3，可推知Y为O；又因为X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42，可得到Z为H。
(3)X2Y3为As2O3，XZ3为AsH3，则As2O3与稀硫酸和Zn反应的化学方程式为As2O3＋6Zn＋6H2SO4===2AsH3↑＋6ZnSO4＋3H2O。
[答案]　(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3　As
(3)As2O3＋6Zn＋6H2SO4===2AsH3↑＋6ZnSO4＋3H2O
13．按照下列元素基态原子的电子排布特征回答问题。
A元素的原子中只有一个电子层且只含1个电子；B元素的原子3p轨道上得到1个电子后不能再容纳外来电子；C元素的原子2p轨道上有1个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反；D元素的原子第三电子层上有8个电子，第四电子层上只有1个电子；E元素的原子最外层电子排布式为3s23p6；F为金属元素且原子核外p电子数和s电子数相等。
(1)B元素在元素周期表中的位置：_________________________________。
(2)上述元素中位于s区的有________(填元素符号)。
(3)写出C元素基态原子价电子的轨道表示式：
_____________________________________________________。
(4)检验某溶液中是否含有D＋，可通过______________实验来实现；检验某溶液中是否含有B－，通常所用的试剂是________和________。
(5)写出E的元素符号：________________，要证明太阳上是否含有E元素，可采用的方法是________。
[解析]　A元素的原子只有一个电子层且只含1个电子，故A为H；B元素的原子3p轨道上得到1个电子后不能再容纳外来电子，所以B为Cl；C元素的原子2p轨道上有1个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反，所以C为O；D元素的原子第三电子层上有8个电子，第四电子层上只有1个电子，所以D为K；E元素的原子最外层电子排布式为3s23p6，所以E为Ar；F为金属元素且原子核外p电子数和s电子数相等，则F为Mg。(4)检验某溶液中是否含有K＋，可以通过焰色实验来实现，检验某溶液是否含有氯离子，通常使用的试剂是AgNO3溶液和稀硝酸。
[答案]　(1)第3周期ⅦA族　(2)H、Mg、K
(4)焰色　AgNO3溶液　稀硝酸
(5)Ar　对太阳光进行光谱分析
[素养培优练]
14．某元素的原子最外层电子排布式是5s25p1，该元素或其单质不可能具有的性质是(　　)
A．该元素的金属性比铝元素的强
B．该元素的单质在一定条件下能与盐酸反应
C．该元素位于第5周期ⅢA族
D．该元素的最高化合价为＋5
D　[某元素的原子最外层电子排布式是5s25p1，处于p区，位于第5周期ⅢA族，同主族元素自上而下金属性逐渐增强，故该元素的金属性比Al元素的强，A、C项正确；该元素的金属性比Al元素的强，该元素的单质在一定条件下能与盐酸反应置换出氢气，B项正确；该元素为主族元素且原子最外层电子数为3，故最高化合价为＋3，D项错误。]
15．A、B属于短周期中不同主族的元素，A、B原子的最外层电子中，成对电子和未成对电子占据的轨道数相等，A、B可组成化合物AnBm。若A元素的原子序数为a，则B元素的原子序数可能为(　　)
A．a－8　　　
B．a－3
C．a＋3
D．a＋4
C　[原子的最外层电子中，成对电子占据轨道数和不成对电子占据轨道数相等的情况可能为①[He]2s22p1(硼元素)；②[He]2s22p4(氧元素)；③[Ne]3s23p1(铝元素)；④[Ne]3s23p4(硫元素)，这四种元素相互结合成化合物时，按其原子序数关系，若A的原子序数为a，B的原子序数可能为a＋3(在B2O3和Al2S3中)、a＋11(在B2S3中)和a－5(在Al2O3中)，即C选项正确。]
16．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式为nsn－1npn＋1，则下列说法不正确的是(　　)
X
Y
Z
A．Y元素原子的价电子排布式为4s24p4
B．Y元素在元素周期表的第3周期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
A　[因为Y元素原子的价电子排布式中出现了np能级，故其ns能级已经充满且只能为2个电子，则n－1＝2，n＝3，即Y元素原子的外围电子排布式为3s23p4，故A项错误，B项正确；Y为S元素，X为F元素，第2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。]
17．现在含有元素硒(Se)的保健品已经进入市场。已知硒与氧元素同族，与钾元素同周期。下列关于硒的说法不正确的是(　　)
A．原子最外层电子排布式为4s24p4
B．最高价氧化物对应水化物的化学式为H2SeO4
C．Br的非金属性比Se弱
D．O和Se为p区元素，K为s区元素
C　[由题给信息可知，Se位于第4周期ⅥA族，主族元素原子最外层电子数与其族序数相等，故Se原子最外层电子数是6，最外层电子排布式为4s24p4，A项正确；Se元素的最高正化合价为＋6，则其最高价氧化物对应水化物的化学式为H2SeO4，B项正确；同周期元素，元素的非金属性随原子序数的增大而增强，Br和Se属于同周期元素，且原子序数：Br＞Se，所以Br的非金属性比Se强，C项错误；根据O、Se、K在周期表中的位置可知，D项正确。]
18．下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种元素。结合元素周期表回答下列问题：
(1)写出基态时J元素原子的价电子排布式_________________________，
N元素原子的价电子排布式________。
(2)下列关于元素在元素周期表中的位置以及元素原子的价电子排布特点的有关叙述不正确的是______(填字母序号)。
A．L位于元素周期表中第5周期ⅠA族，属于s区元素
B．O位于元素周期表中第7周期Ⅷ族，属于d区元素
C．M的价电子排布式为6s1，属于ds区元素
D．F所在族的价电子排布式为ns2np2，属于p区元素
(3)某元素＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d9，则该元素位于________族。
(4)根据鲍林能级图，I元素原子核外电子最高能级组的电子占有________个轨道。
(5)B、C、D、E、H元素的原子所形成的简单离子的半径由大到小的顺序为(用离子符号表示)_____________________________________________________
________________________。
[解析]　(1)J位于第Ⅷ族，价电子数为8，所以其价电子排布式为3d64s2；N位于第6周期第ⅦA族，原子最外层有7个电子，所以价电子排布式为6s26p5。
(2)M位于第6周期ⅠB族，价电子排布式为5d106s1，属ds区元素。
(3)某元素＋2价离子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d9，则其原子的价电子排布式为3d104s1，根据次外层3d上有10个电子，最外层有1个电子，可知它位于第4周期ⅠB族。
(4)
I位于第4周期ⅤB族，价电子数为5，价电子排布式为3d34s2，最高能级组为4s、3d、4p,5个电子共占4个轨道。
(5)B、C、D、E、H分别为O、Na、Mg、Al、S元素，对应的离子分别为O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋、S2－，根据电子层结构相同，核电荷数越多，离子半径越小，可知离子半径由大到小顺序为r(O2－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)，又因S2－比O2－多一个电子层，所以离子半径r(S2－)＞r(O2－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。
[答案]　(1)3d64s2　6s26p5　(2)C　(3)ⅠB　(4)4
(5)r(S2－)＞r(O2－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)
9/9第2课时　核外电子排布与元素周期表
发
展
目
标
体
系
构
建
1.通过了解同周期、同族的元素原子核外电子排布特征，认识元素周期表中分区、周期和族的划分依据。2.了解元素周期表的应用价值。
一、核外电子排布与周期的划分
1．近似能级图与周期
2．原子核外电子排布与元素周期表中周期划分的本质联系
3．周期数与电子层数的关系
周期数＝最外层电子所在轨道所处的电子层数。
二、核外电子排布与族的划分
1．划分依据
族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。
2．特点
一般来说，同族元素原子的价电子数目相同。
3．规律
(3)稀有气体→最外层电子排布：ns2np6(He除外)。
4．核外电子排布与元素周期表的分区
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。
5．元素化合价与价电子排布的关系
(1)除Ⅷ族、ⅠB族的某些元素和0族元素外，元素的最高化合价等于它所在族的序数。
(2)非金属元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于8。
(3)稀有气体元素原子的电子层结构是稳定结构，因此稀有气体元素的化合价在通常情况下为0。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)周期序数＝电子层数＝对应能级组数。
(√)
(2)同一能级组内能级之间的能量差较小，而相邻能级组之间的能量差较大。
(√)
(3)主族元素的价电子数全部排布在最外层的ns轨道上。
(×)
(4)主族序数＝该元素原子价电子数。
(√)
(5)同一副族不同元素原子价电子排布完全相同。
(×)
2．关于元素周期表中元素的分区，下列说法正确的是(　　)
A．元素周期表的s区全部是金属元素
B．元素周期表的d区包含所有的过渡元素
C．过渡元素包括d区、f区和ds区的元素
D．p区元素都是非金属元素
C　[s区中的氢元素是一个特例，它属于非金属元素，故A项错误。d区包括ⅢB～ⅦB族(镧系和锕系除外)元素和Ⅷ族元素，ds区包括IB族和ⅡB族元素，过渡元素包括所有的副族元素和Ⅷ族元素，即包括了d区、f区和ds区的元素，故B项错误，C项正确。p区包括ⅢA～ⅦA族元素和0族元素，其中的铝、铅等都是金属元素，故D项错误。]
3．指出下列元素在周期表中的位置：
(1)基态原子的电子排布式为[Ar]4s1的元素：
第________周期、________族。
(2)基态原子的电子排布式为[Ar]3d34s2的元素：
第________周期、________族。
(3)基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s1的元素：
第________周期、________族。
(4)基态原子的电子排布式为[Ne]3s23p5的元素：
第________周期、________族。
[解析]　由电子排布式(简化电子排布式、价电子排布式)判断元素在周期表中的位置时：周期数＝最高量子数，主族序数＝价电子数。
[答案]　(1)4　ⅠA
(2)4　ⅤB
(3)4　ⅠB
(4)3　ⅦA
核外电子排布与周期、族的关系(素养养成——证据推理与模型认知)
1．从核外电子排布角度分析，为什么同属长周期的4、5、6、7周期所包含的元素种类数为18、18、32、32。
提示：第4、5周期元素包含的能级为ns、np、(n－1)d，共有9个原子轨道，最多容纳18个电子，对应两周期中各有18种元素；而第6、7周期所含的能级除ns、np、(n－1)d外，还有(n－2)f，故多出7个原子轨道，14个电子，对应多出的14种元素，共32种元素
。
2．试分析21号元素Sc所在的周期。
提示：21号元素Sc的价电子排布式为3d14s2，虽然电子先排在4s轨道，后排在3d轨道，但Sc元素原子的最外电子层是4s,4s电子的量子数(电子层数)是4，故Sc元素位于第4周期。
1．核外电子排布与周期的划分
(1)每一周期元素原子的价电子排布和元素种数的关系
周期
价电子排布
对应能级组
元素种数
ⅠA族
0族
最外层最多容纳电子数
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
－
8
7s、5f、6d、7p
32
(2)核外电子排布与周期划分的关系
①将能量相近的能级分为一组，按能量由低到高可分为七个能级组，同一能级组内，各能级之间能量相差较小，不同能级组之间能量相差较大。
②每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的电子层数等于元素的周期序数。
2．核外电子排布与族的划分
(1)价电子排布与族序数之间的关系
价电子排布与族序数之间的关系可以按照下列方法进行判断：按电子填充顺序，由最后一个电子所进入轨道的情况确定，一般来说具体情况如下：
①进入ns(ns1～2,1s除外)为ⅠA族、ⅡA族。
②进入np
③进入(n－1)d
④进入(n－2)fⅢB族
(2)有关规律
由上可知：①主族元素的最外层电子数，即价电子数，为其族序数；②副族元素中ⅢB～ⅦB族元素价电子数为其族序数；③稀有气体单独列为0族。
元素的位置与原子结构的关系
(1)周期序数由该元素原子中电子的最大量子数(n)决定；
(2)族序数由该元素原子的价电子数决定。
【例1】　具有以下结构的原子，一定属于主族元素的是(　　)
A．最外层有2个电子的原子
B．最外层电子排布为ns2的原子
C．最外层有3个未成对电子的原子
D．次外层无未成对电子的原子
C　[在元素周期表中，凡s区、d区、ds区的元素，它们的最外层电子数均不超过2个，只有p区的最外层电子数可为3～8个，则最外层有2个电子的原子不一定是主族元素，故A项错误；最外层电子排布为ns2的原子除ⅡA族外，还有稀有气体元素氦和许多过渡元素，故B项错误；最外层有3个未成对电子的原子，其最外层有5个电子(ns2np3)，一定是主族元素，故C项正确；次外层无未成对电子的原子包括全部主族元素、0族元素及ⅠB、ⅡB族元素，故D项错误。]
原子最外层有1个未成对电子的元素包括第ⅠA、ⅢA、ⅦA族和ⅠB族元素；原子最外层有2个未成对电子的元素包括ⅣA族和ⅥA族；原子最外层有3个未成对电子的元素在ⅤA族；原子最外层没有未成对电子的元素包括ⅡA族、0族和ⅡB族；ⅢB～Ⅷ族元素的原子，次外层都有未成对电子。
1．(双选)下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述中，正确的是(　　)
A．基态原子的N层上只有一个电子的元素一定是ⅠA族元素
B．基态原子的价电子排布式为(n－1)d10ns2的元素一定是副族元素
C．基态原子的p能级半充满的元素一定位于p区
D．基态原子的价电子排布式为(n－1)dxnsy的元素的族序数一定为x＋y
BC　[基态原子的N层上只有一个电子的元素，可能为K、Cr或Cu，K为ⅠA族元素，Cr、Cu分别为ⅥB、ⅠB族元素，故A项错误；基态原子的价电子排布式为(n－1)d10ns2的元素是ⅡB族元素，故B项正确；基态原子的p能级半充满的元素，电子最后填充p能级，属于p区，故C项正确；基态原子的价电子排布式为(n－1)dxnsy的元素，若是ⅢB～ⅦB族及Ⅷ族第1列元素，其族序数为价电子排布式中d、s能级所含电子数目之和，族序数一定为x＋y，若是ⅠB、ⅡB族元素，其族序数等于价电子排布式中s能级所含电子数y，故D项错误。]
2．(1)砷原子的最外层电子排布式是4s24p3，在元素周期表中，砷元素位于第________周期________族；最高价氧化物的化学式为__________，砷酸钠的化学式是________。
(2)已知下列元素在周期表中的位置，写出它们价电子排布式和元素符号：
①第4周期ⅣB族________________、_____________________；
②第5周期ⅦA族________________、_____________________。
[解析]　(1)砷原子的最外层电子排布式是4s24p3，可知砷原子有4个电子层，价电子数为5，由电子层数＝周期序数可知，砷元素在第4周期，由主族序数＝价电子数＝最高正价可知，砷元素位于ⅤA族，最高价氧化物为As2O5，砷酸钠的化学式为Na3AsO4。
(2)根据元素在周期表中的位置与核外电子排布的关系分析。
[答案]　(1)4　ⅤA　As2O5　Na3AsO4　(2)①3d24s2　Ti　②5s25p5　I
元素周期表的分区与价电子排布的关系(素养养成——宏观辨识与微观探析)
1．s区、d区和p区分别有几列？
提示：
s区
2列
d区
8列
p区
6列
2.为什么s区(除氢元素外)、d区和ds区的元素都是金属元素？
提示：s区的价电子排布为ns1～2，d区的价电子排布为(n－1)d1～9ns1～2，ds区的价电子排布为(n－1)d10ns1～2，最外层电子数均为1～2个，发生反应时易失去最外层电子[d区、ds区的(n－1)d电子也易失去]，故s区(除氢元素外)、d区、ds区元素均为金属元素。
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
【例2】　已知元素周期表中共有18个纵行，下图实线表示元素周期表的边界。按核外电子排布，可把元素周期表里的元素划分为s区、p区、d区、ds区等。除ds区外，其他区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
(1)请在上图中用实线画出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区内第6、7纵行的部分元素可以排在另一区，你认为应排在________区。
(3)请在上述元素周期表中用元素符号标出4s轨道处于半充满状态的元素。
[解析]　对于24号元素，其核外价电子排布根据构造原理应该是3d44s2，而实际上是3d54s1，原因是能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满状态时能量较低，而29号元素也正是因为这一点排成3d104s1，而不是3d94s2，故将29号、30号元素所在纵行归为ds区。所以有的同学认为d区内第6、7纵行的部分元素可以排在ds区是有道理的。
[答案]　(1)见图　(2)ds　(3)见图
1．已知某基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，该元素在周期表中的位置和区分别是(　　)
A．第4周期ⅡB族；s区
B．第4周期ⅧB族；d区
C．第4周期Ⅷ族；d区
D．第4周期Ⅷ族；ds区
C　[由原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2可知共有4个电子层，为第4周期元素，价电子排布式为3d84s2，为d区元素，位于第4周期Ⅷ族，故选C。]
2．已知某元素＋3价离子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，则该元素在元素周期表中的位置是(　　)
A．第3周期Ⅷ族，p区
B．第3周期ⅤB族，ds区
C．第4周期Ⅷ族，d区
D．第4周期ⅤB族，f区
C　[该＋3价离子的核外有23个电子，则基态原子核外有26个电子，26号元素是铁，其位于第4周期Ⅷ族，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，位于d区。]
如图所示，是一种塔式元素周期表。
1．塔式周期表中，周期是如何划分的？
提示：周期数＝层数，从上到下依次为第1至第7周期。
2．在此表中，第二层、第三层元素在价电子排布上有什么特点？
提示：从左到右依次为ns1、ns2、ns2np1、ns2np2、ns2np3、ns2np4、ns2np5、ns2np6。
3．在此表中He属于哪个族，其分类依据是什么？
提示：ⅡA族，因为He的电子排布式为1s2，ⅡA族中元素原子价电子排布式均为ns2。
通过本情境素材中对塔式元素周期表的结构的认知，提升了“证据推理与模型认知”的化学学科素养。
1．价电子排布式为3d104s1的原子对应的元素在元素周期表中应位于(　　)
A．第5周期ⅠB族
B．第5周期ⅡB族
C．第4周期ⅦB族
D．第4周期ⅠB族
D　[该元素基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，根据电子排布式知，该原子含有4个电子层，所以位于第4周期，其价电子排布式为3d104s1，属于ⅠB族元素，所以该元素位于第4周期ⅠB族，D正确。]
2．下列说法不正确的是(　　)
A．某基态原子外围电子排布式为4f75d16s2，该元素位于周期表中第6周期ⅢB族
B．在元素周期表中，s区、d区和ds区的元素都是金属元素
C．当碳原子的核外电子排布由转变为时，释放能量，由激发态转化成基态
D．非金属元素形成的共价化合物中，原子的最外层电子数不一定是2或8
B　[由基态原子外围电子排布式为4f75d16s2，判断此元素位于周期表中第6周期ⅢB族，故A正确；s区的H为非金属元素，d区和ds区元素包括副族和Ⅷ族元素，副族和Ⅷ族元素全部是金属元素，故B错误；基态碳原子的核外电子排布式为1s22s22p2，当核外电子排布式为1s22s12p3时，该原子处于激发态，所以碳原子的核外电子排布由转变为时，释放能量，由激发态变为基态，故C正确；非金属元素形成的共价化合物中，如PCl5中P原子不满足最外层电子数为2或8，故D正确。]
3．(素养题)最活泼的金属单质、最活泼的非金属单质、常温下呈液态的金属单质，其组成元素分别位于下列元素周期表中的(　　)
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
A　[理论上最活泼的金属单质是Fr，但由于其具有放射性，故一般认为最活泼的金属单质是Cs，而Cs和Fr都属于ⅠA族元素，位于s区；最活泼的非金属单质是F2，F位于p区；常温下呈液态的金属单质为Hg，Hg属于过渡元素，位于ds区。]
4．具有下列电子层结构的原子，其对应的元素一定属于同一周期的是(　　)
A．两种元素原子的电子层上全部都是s电子
B．3p能级上只有1个空轨道的原子和3p能级上只有1个未成对电子的原子
C．最外层电子排布式为2s22p6的原子和最外层电子排布式为2s22p6的离子
D．原子核外的M层上的s、p能级上都填满了电子而d轨道未排电子的两种原子
B　[两种元素原子的电子层上全部都是s电子，即为1s1或1s2或1s22s1或1s22s2，对应的元素分别是H、He、Li、Be，即两种元素原子的电子层上全部都是s电子，可能属于第1周期或第2周期。3p能级上只有1个空轨道的原子：1s22s22p63s23p2，是硅元素；3p能级上只有1个未成对电子的原子：1s22s22p63s23p1(铝元素)或1s22s22p63s23p5(氯元素)，都属于第3周期。最外层电子排布为2s22p6的原子是氖元素，属于第2周期元素；最外层电子排布式为2s22p6的离子对应的元素可能为氮、氧、氟、钠、镁、铝等，很显然不一定属于同一周期。原子核外的M层上的s、p能级上都填满了电子而d轨道未排电子的两种原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p6或1s22s22p63s23p64s1或1s22s22p63s23p64s2，可能为Ar、K、Ca，很显然不一定属于同一周期。]
5．甲元素原子的L电子层上只有一个空原子轨道；乙元素原子的核电荷数为33。根据甲、乙两元素的信息，回答有关问题：
(1)甲的元素符号是________；其轨道表示式为________________。
(2)乙元素原子的最外层电子排布式为________，其在元素周期表中的位置是________。
(3)甲属于________区元素，乙属于________区元素。
[解析]　(1)甲元素原子的L电子层上只有一个空原子轨道，则其电子排布式为1s22s22p2，是碳元素，其轨道表示式为。(2)乙元素原子的核电荷数为33，则乙元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，在元素周期表中位于第4周期ⅤA族。(3)甲为C，乙为As(砷)，均属于p区元素。
[答案]　(1)C　　(2)4s24p3　第4周期ⅤA族　(3)p　p
12/12第2课时　元素的电负性及其变化规律
发
展
目
标
体
系
构
建
1.认识元素的电负性的周期性变化。2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致电负性周期性变化的原因。3.了解元素周期律的应用价值。
一、元素的电负性及其变化规律与应用
1．电负性
(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
(2)标准：选定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。
2．电负性的变化规律
(1)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。
(2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。
3．电负性的应用
(1)判断金属性和非金属性的强弱
通常，电负性小于2的元素为金属元素(大部分)；电负性大于2的元素为非金属元素(大部分)。
(2)判断化合物中元素化合价的正负
化合物中，电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。
(3)判断化学键的类型
电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键；电负性相同或差值小的非金属元素原子之间主要形成共价键。
微点拨：电负性是元素的一种基本性质，随着原子序数的递增呈周期性变化。
二、元素周期律的实质
1．实质：元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。
2．具体表现
(2)主族元素是金属元素还是非金属元素原子中价电子的多少。
微点拨：物质发生化学反应时，是原子的外层电子在发生变化，原子对电子吸引能力的不同(电负性不同)，是造成元素化学性质有差别的本质原因。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)同周期元素中，稀有气体的电负性数值最大。
(×)
(2)非金属性越强的元素，电负性越小。
(×)
(3)价电子数大于4的主族元素是非金属元素。
(×)
(4)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。
(×)
(5)电负性与第一电离能相比是与物质宏观性质表现关联性更强的参数。
(√)
2．下列对电负性的理解不正确的是(　　)
A．电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
B．元素电负性的大小反映了元素的原子对键合电子吸引力的大小
C．元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
D．元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关
D　[电负性与原子结构有关。]
3．在下列横线上，填上适当的元素符号。
(1)在第3周期中，第一电离能最小的元素是________，第一电离能最大的元素是________。
(2)在元素周期表中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________(放射性元素除外)。
(3)最活泼的金属元素是________(放射性元素除外)。
(4)最活泼的非金属元素是________。
(5)第2、3、4周期元素中p轨道半充满的原子是________________。
(6)电负性相差最大的两种元素是________________(放射性元素除外)。
[解析]　一般来说，同周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势(除ⅡA族、ⅤA族元素反常外)，同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，故第3周期中第一电离能最小的元素为Na，最大的元素为Ar。电负性的递变规律：一般来说，同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是F，电负性最小的元素是Cs。
[答案]　(1)Na　Ar　(2)F　Cs　(3)Cs　(4)F　
(5)N、P、As　(6)F、Cs
元素电负性的应用(素养养成——证据推理与模型认知)
电负性用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力
1．电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表的位置？
提示：电负性最大的元素F在元素周期表的右上角；电负性最小的元素Fr在元素周期表的左下角。
2．电负性差值大于1.7的两种元素一定能形成离子化合物吗？
提示：不一定。如H的电负性为2.1，氟的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物。
1．元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系
元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。
通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于2的元素，大部分是非金属元素。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。例如，氟的电负性为4.0，是最活泼的非金属元素；钫的电负性为0.7，是最活泼的金属元素。
2．元素的电负性与化学键类型的关系
一般两成键元素电负性差值大于1.7，元素原子间形成的通常是离子键；两成键元素电负性差值小于1.7，元素原子间形成的通常是共价键，差值越大，形成的共价键极性越强，差值越小，形成的共价键极性越弱，当电负性差值为零时(一般为同种元素)，形成非极性共价键。电负性相等或相近的金属元素的原子间以金属键结合。
3．电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系
电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。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。
金属元素一般都在元素周期表的左下方，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右上方，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。
【例1】　已知六种元素H、S、N、Al、Cl、Si的电负性分别为2.1、2.5、3.0、1.5、3.0、1.8。一般认为，如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。某有机化合物A的结构简式为，下列有关说法正确的是(　　)
A．A中S和N的共用电子对偏向S
B．A中S和N的共用电子对偏向N
C．AlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物
D．在化合物SiH4中，Si的化合价是－4价
B　[元素的电负性越大，元素原子对键合电子的吸引力越大；电负性越小，元素原子对键合电子的吸引力越小。由于S元素的电负性小于N元素的电负性，即N元素对键合电子的吸引力大，因此S和N的共用电子对偏向N，A项错误，B项正确。AlCl3中Al和Cl的电负性差值为1.5，小于1.7，因此Al和Cl之间的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物，同理可知AlN和Al2S3都是共价化合物，C项错误。Si元素的电负性小于H元素的电负性，因此，在SiH4中Si的化合价是＋4价，H为－1价，D项错误。]
运用电负性可以从量的角度对元素的性质进行分析，具有直观、可操作性强、可信度高等优点。根据电负性还可以判断化合物中化学键的类型，也可以比较元素金属性或非金属性的强弱，并进一步比较元素形成化合物的各种性质差异。
1．用电负性数据不能判断的是(　　)
A．某元素是金属元素还是非金属元素
B．氢化物HY和HX中键的极性强弱
C．化学键是离子键还是共价键
D．化合物的溶解度
D　[一般认为，电负性大于2的是非金属元素，小于2的是金属元素，利用电负性可以判断元素是金属元素还是非金属元素，故A不符合。电负性越大的原子对键合电子的吸引力越强，即该原子与氢原子形成的化合物中键的极性越强，可以利用电负性判断氢化物HY和HX中键的极性强弱，故B不符合。一般来说电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间形成共价键，相应的化合物是共价化合物；电负性差值大于1.7的两种元素化合时，形成离子键，相应的化合物为离子化合物，可以依据电负性数据判断化学键是离子键还是共价键，故C不符合；利用电负性不能判断物质的溶解度，故D符合。]
2．不能说明X的电负性比Y的电负性大的是(　　)
A．X单质比Y单质容易与H2化合
B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强
C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
C　[A、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强。而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力。]
判断元素电负性大小的方法
(1)非金属电负性>金属电负性；
(2)运用同周期、同主族电负性变化规律；
(3)利用气态氢化物的稳定性；
(4)利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱；
(5)利用单质与H2化合的难易；
(6)利用单质与水或酸反应置换氢的难易；
(7)利用化合物中所呈现的化合价；
(8)利用置换反应。
元素推断题的解题思路和方法(素养养成——证据推理与模型认知)
1．解题思路
根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等，基本思路如下：
2．解题方法
(1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性
稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素的阳离子的电子层结构相同。
①与He电子层结构相同的离子：H－、Li＋、Be2＋；
②与Ne电子层结构相同的离子：F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋；
③与Ar电子层结构相同的离子：Cl－、S2－、K＋、Ca2＋。
(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之一、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是C。
②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是N。
③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素是O。
④单质最轻的元素是H；单质最轻的金属元素是Li。
⑤单质在常温下呈液态的非金属元素是Br；金属元素是Hg。
⑥最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是Be、Al。
⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能起化合反应的元素是N；能起氧化还原反应的元素是S。
⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是Li、Na、F。
(3)利用一些规律
①元素周期表中的递变规律(“三角”规律)
若A、B、C三元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序(但D不能参与排列)。如原子半径：C>A>B；金属性：C>A>B；非金属性：B>A>C。
②元素周期表中的相似规律
a．同主族元素性质相似(因为最外层电子数均相同)；
b．元素周期表中位于对角线位置(图中A、D位置)的元素性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等。
【例2】　已知A、B、C、D、E、F、G都是元素周期表中短周期主族元素，它们的原子序数依次增大。A是元素周期表中原子半径最小的元素，D3B中阴、阳离子具有相同的电子层结构，B、C均可与A形成10电子分子，B、C位于同一周期，二者可以形成多种共价化合物，C、F位于同一主族，B元素原子最外电子层的p能级上的电子处于半满状态，C元素原子的最外层电子数是内层电子总数的3倍，E元素原子最外层电子数比最内层电子数多1。请回答下列问题：
(1)E元素基态原子的电子排布式为________。
(2)F元素原子的价电子轨道表示式为________。
(3)F、G元素对应的最高价含氧酸中酸性较强的酸的化学式为________。
(4)离子半径：D＋________(填“<”“>”或“＝”，下同)B3－，第一电离能：B________C，电负性：C________F。
(5)A、C形成的一种绿色氧化剂X有广泛应用，X分子中A、C原子个数比为1∶1，X的电子式为________，试写出Cu、稀硫酸与X反应制备硫酸铜的离子方程式：__________________________________________________________
_____________________________________________________________。
[解析]　A是元素周期表中原子半径最小的元素，A是H元素；C与A可形成10电子分子，C元素原子的最外层电子数是内层电子总数的3倍，C为O元素；B元素原子最外电子层的p能级上的电子处于半满状态，B的价电子排布式为ns2np3，且B的原子序数小于C的，B为N元素；D3B中阴、阳离子具有相同的电子层结构，D为Na元素；C、F位于同一主族，F为S元素；G是比F原子序数大的短周期主族元素，G为Cl元素；E元素原子最外层电子数比最内层电子数多1，即最外层电子数为3，E的原子序数介于D和F之间，E为Al元素。
(1)E为Al元素，基态Al原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1。
(2)F为S元素，S原子的价电子轨道表示式为
(3)F、G分别为S、Cl元素，S、Cl都是第3周期元素，同周期元素从左到右，元素的非金属性逐渐增强，最高价含氧酸的酸性逐渐增强，故酸性：HClO4>H2SO4。
(4)D＋为Na＋，B3－为N3－，Na＋与N3－具有相同的电子层结构，核电荷数越大，离子半径越小，离子半径：D＋C(O)。C、F分别为O、S元素，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小，电负性：C(O)>F(S)。
(5)A、C分别为H、O元素，H、O形成的原子个数比为1∶1的分子为H2O2，即X为H2O2，H2O2的电子式为。Cu、稀硫酸与H2O2反应制备CuSO4的化学方程式为Cu＋H2SO4＋H2O2===CuSO4＋2H2O，离子方程式为Cu＋2H＋＋H2O2===Cu2＋＋2H2O。
[答案]　(1)1s22s22p63s23p1
1．a、b、c、d是四种短周期元素，a、b、d同周期，c、d同主族。a的原子结构示意图为，b、c形成的化合物的电子式为，下列说法正确的是(　　)
A．原子半径：a>c>d>b
B．电负性：a>b>d>c
C．原子序数：d>a>c>b
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：c>d>a
D　[由a的原子结构示意图可知x为2，a是硅元素，由b与c形成化合物的电子式可知c为ⅤA族元素，b为ⅠA族元素，因a、b、d同周期，可推知b为钠元素，d为磷元素，c为氮元素。根据元素在周期表中的位置和递变规律可知D项正确。]
2．某短周期元素X的气态氢化物在高温下分解为固态的X单质和H2，分解反应前后气体的质量之比是17∶1。下列有关叙述错误的是(　　)
A．X的阴离子的电子排布式是1s22s22p63s23p6
B．X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比砷酸强
C．X的最高价氧化物中，X的质量分数为50%
D．X的气态氢化物的水溶液呈酸性
C　[由题意不难分析出X为S，其最高价氧化物为SO3，其中S的质量分数为×100%＝40%，故C项错误。]
1．鲍林的电负性是以最活泼的非金属元素作为标度计算出来的，该元素是(　　)
A．氧　　　　　
B．氯
C．氟
D．硫
[答案]　C
2．下列各组元素按电负性大小排列正确的是(　　)
A．F>N>O
B．O>Cl>F
C．As>P>N
D．Cl>S>As
D　[A项O>N；B项F的电负性最大；C项应为N>P>As；D项正确。]
3．具有下列特征的元素，一定是非金属元素的是(　　)
A．对应的氢氧化物是两性氢氧化物
B．具有负化合价
C．最高价氧化物对应的水化物是酸
D．具有可变化合价
B　[金属元素和非金属元素的最高价氧化物对应的水化物都有可能是酸，二者均可具有可变化合价，对应的氢氧化物是两性化合物的元素是金属元素，只有非金属元素才有负化合价。]
4．已知元素电负性：X为2.1，Y为3.5，Z为2.6，W为1.2。上述四种元素中，最容易形成离子化合物的两种元素是(　　)
A．X与Y
B．X与W
C．Y与Z
D．Y与W
D　[如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。]
5．(素养题)下面给出15种元素的电负性
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
Mg
N
Na
O
P
S
Si
H
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
2.1
已知：一般来说，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具有的变化规律是_____________________________________________________。
(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
Mg3N2______________，BeCl2______________，
AlCl3______________，SiC______________。
[解析]　(1)把表中元素按原子序数递增的顺序排序，然后对应写出它们的电负性数值，从Li→F电负性增大，到Na时电负性又突然变小，从Na→Cl又逐渐增大，所以随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
(2)根据已知条件及表中数值，Mg3N2中两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两元素电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。
[答案]　(1)随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化　(2)离子化合物　共价化合物　共价化合物　共价化合物
?1?元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。
?2?离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两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。
微专题1　元素周期律的综合应用
1．同周期、同主族元素的结构与性质递变规律
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
最外层电子数
从1递增到7(第一周期除外)
相同
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
主要化合价
最高正价从＋1→＋7(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等除外)
最高正价＝族序数(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等除外)
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
气态氢化物的稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
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
第一电离能
总体呈增大趋势
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
2.原子结构、元素性质和元素在周期表中的位置关系规律
如图三条曲线表示C、Si和P元素的前四级电离能变化趋势。下列说法正确的是(　　)
A．电负性：c>b>a
B．最简单氢化物的稳定性：c>a>b
C．最简单氢化物的相对分子质量：a>b>c
D．I5：a>c>b
D　[同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，P元素3p能级为半充满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素的，故Si的第一电离能最小，由图中第一电离能可知，c为Si，P原子第四电离能为失去3s2中1个电子，3s2为全充满稳定状态，与第三电离能相差较大，可知b为P、a为C。A项，同周期自左而右元素的电负性逐渐增大，同主族自上而下元素的电负性逐渐减小，故Si的电负性最小，错误；B项，非金属性越强，氢化物越稳定，Si的非金属性最弱，故SiH4稳定性最差，错误；C项，a、b、c相对应的最简单氢化物的相对分子质量分别为16、34、32，b的最大，错误；D项，C、Si失去
4个电子后为全充满状态，能量更低，再失去1个电子时，第五电离能与第四电离能相差较大，P失去4个电子为3s1状态，第四电离能与第五电离能均失去3s能级电子，二者能量相差不大，故第五电离能：C>Si>P，正确。]
1．以下有关元素性质的说法中不正确的是(　　)
A．①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、O元素的电负性依次递增的是④
B．下列原子中，①1s22s22p63s23p1，②1s22s22p63s23p2，③1s22s22p63s23p3，④1s22s22p63s23p4对应的第一电离能最大的元素是④
C．某元素的逐级电离能(kJ·mol－1)分别为738、1
451、7
733、10
540、13
630、17
995、21
703，该元素可能在第3周期ⅡA族
D．以下原子中，①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4半径最大的是①
B　[①、②、③中元素的电负性随原子序数增大而递减，④中元素的电负性依次递增，A正确；B项，①、②、③、④中对应的元素分别是第3周期的Al、Si、P、S
4种元素，其中第一电离能最大的是磷元素，其3p轨道半充满，原子结构较稳定，故B错；由数据可知，元素第一电离能与第二电离能之间的差值明显小于第二电离能与第三电离能之间的差值，说明其最外层有2个电子，所以该元素可能在第3周期ⅡA族，C正确；①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4对应的元素原子分别为Si、N、C、S，其中半径最大的是①(硅原子)，D正确。]
2．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是(　　)
元素
A
B
C
D
E
最低化合价
－4
－2
－1
－2
－1
电负性
2.5
2.5
3.0
3.5
4.0
A.C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>E
B．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子
C．元素B、C之间不可能形成化合物
D．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应
D　[根据电负性和最低化合价，推知A为C，B为S，C为Cl，D为O，E为F。A项，C、D、E的氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF>H2O>HCl；B项，元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2,2p轨道上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同；C项，S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成S2Cl2等化合物；D项，Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2。]
3．四种短周期主族元素在周期表中的相对位置如图所示，已知元素X的原子核外电子数是M的2倍。下列说法不正确的是(　　)
A．第一电离能：XB．X位于第3周期ⅡA族，其单质可通过电解其熔融氯化物制备
C．元素最高价氧化物对应的水化物中酸性最强的是HNO3
D．气体分子(MN)2的电子式为﹕N??M﹕M??N﹕
A　[根据元素在周期表中的位置可知，M和N位于第2周期，X和Y位于第3周期，设M原子核外电子数为x，则X原子核外电子数为x＋6，又X原子核外电子数是M的2倍，故有2x＝x＋6，解得x＝6，则M为C元素，X为Mg元素，根据元素在周期表中的相对位置可知，Y是Al元素，N为N元素。A项，Mg原子的3s能级为全充满状态，比较稳定，故元素的第一电离能：X>Y，错误；B项，Mg为第3周期ⅡA族元素，镁单质可通过电解熔融MgCl2制备，正确；C项，元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，四种元素中非金属性最强的是N元素，所以酸性最强的是HNO3，正确；D项，气体分子(MN)2为(CN)2，其电子式为﹕N??M﹕M??N﹕，正确。]
4．X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的四种常见元素，其相关信息如下表：
元素
相关信息
X
X的基态原子核外3个能级上有电子，且每个能级上的电子数相等
Y
常温常压下，Y单质是淡黄色固体，常在火山口附近沉积
Z
Z和Y同周期，Z的电负性大于Y
W
W的一种核素的质量数为63，中子数为34
(1)Y位于元素周期表第________周期________族，Y和Z的最高价氧化物对应水化物的酸性较强的是________(写化学式)。
(2)在H—Y、H—Z两种共价键中，键的极性较强的是________。
(3)W的基态原子核外电子排布式是__________________。
[解析]　由题给信息推出X元素基态原子的电子排布式：1s22s22p2，为碳元素；Y为硫元素；Z为氯元素；W为铜元素。
(1)硫元素位于元素周期表第3周期ⅥA族。
(2)H—Y键为H—S键，H—Z键为H—Cl键，S的非金属性弱于Cl，原子半径：S＞Cl，所以键的极性较强的是H—Cl键。
(3)Cu原子的核外电子数为29,3d能级全充满，故基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1。
[答案]　(1)3　ⅥA　HClO4　(2)H—Cl
(3)1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)
5．A、B、C、D、E、F为硫酸铝钾和硫酸铝铵的组成元素，A原子核外只有1种运动状态的电子，B、C元素位于第2周期且原子半径：B>C，D与C同主族，E、F元素的电离能数据如下表：
元素
E
F
第一电离能/kJ·mol－1
418.8
577.5
第二电离能/kJ·mol－1
3
052
1
816.7
第三电离能/kJ·mol－1
4
420
2
744.8
第四电离能/kJ·mol－1
5
877
11
577
请回答下列问题：
(1)A在元素周期表中属于________区元素。
(2)基态E原子的电子排布式为____________________。
(3)D、E、F离子半径大小顺序为___________________________
(用离子符号表示)。
(4)B、C、D电负性大小顺序为_____________________________
(用元素符号表示)。
(5)参照表中数据，进行判断：Mg原子第一电离能______(填“大于”或“小于”)577.5
kJ·mol－1。
(6)通过上述信息和表中数据分析，为什么E原子失去核外第二个电子所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量：________________________。
[解析]　硫酸铝钾和硫酸铝铵的化学式分别为KAl(SO4)2、NH4Al(SO4)2，二者的组成元素有H、O、N、S、Al、K，需根据题目条件推出A、B、C、D、E、F所对应的元素。A原子核外只有1种运动状态的电子，说明A原子核外只有1个电子，A为H。H、O、N、S、Al、K六种元素中，只有O、N处于第2周期，且N的原子半径大于O，故B为N，C为O。与O元素同主族的应该是S，故D为S。根据E、F元素电离能数据可知，E元素的第一电离能和第二电离能相差很大，第二电离能与第三、四电离能相差不大，说明E原子最外层只有1个电子，故E为K，F为Al。(1)H的原子结构中只有1s上有1个电子，所以H属于s区元素。(2)E为K，其原子核外有19个电子，基态K原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1。(3)S2－、Al3＋、K＋半径比较时，由于K＋、S2－具有3个电子层，Al3＋只有2个电子层，所以K＋、S2－的半径都大于Al3＋的半径，K＋和S2－具有相同的电子层结构，原子序数越小，半径越大，故S2－的半径大于K＋的半径。(4)元素非金属性越强，其电负性越大，故电负性：O>N>S。(5)Mg原子的价电子排布式为3s2，处于全充满状态，失去3s2上的1个电子比Al原子失去3p1上的1个电子更难，故Mg原子的第一电离能大于577.5
kJ·mol－1。
[答案]　(1)s　(2)1s22s22p63s23p64s1(或[Ar]4s1)
(3)S2－>K＋>Al3＋　(4)O>N>S　(5)大于　(6)K原子失去一个电子后，K＋已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难
13/16课时分层作业(一)　原子结构模型
(建议用时：40分钟)
[合格过关练]
1．下列现象与电子的跃迁无关的是(　　)
A．燃放烟火　　　
B．霓虹灯广告
C．蜡烛燃烧
D．平面镜成像
D　[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，将释放能量，光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一，燃放焰火、霓虹灯广告、蜡烛燃烧等均与电子的跃迁有关系，平面镜成像是光线反射的结果，与电子的跃迁无关，故选D。]
2．下列能级中轨道数为3的是(　　)
A．s能级
B．p能级
C．d能级
D．f能级
B　[s能级中轨道数为1，p能级中轨道数为3，d能级中轨道数为5，f能级中轨道数为7。]
3．下列说法中正确的是(　　)
A．电子云通常是用小点的多少来表示电子的多少
B．处于最低能量的原子叫基态原子
C．能量高的电子在离核近的区域运动，能量低的电子在离核远的区域运动
D．电子仅在激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱
B　[A项，通常用单位体积内小点的疏密程度来表示电子在原子核外某处单位体积内出现概率的大小；C项，电子离核由近到远，能量由低到高；D项，电子在基态跃迁到激发态时也会产生原子光谱。]
4．对焰色试验的描述正确的是(　　)
A．焰色试验只是金属单质特有的性质
B．焰色试验是化学变化
C．焰色试验是金属原子从基态跃迁到激发态时，将能量以光的形式表现出来
D．焰色试验是金属原子或离子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将能量以光的形式表现出来的现象
D　[焰色试验是大多数金属元素的性质，是物理变化，从基态→激发态要吸收能量，从激发态→基态会辐射能量。]
5．下列各电子层中包含f能级的是(　　)
A．L
B．N
C．M
D．K
B　[L电子层含有2个能级，分别是s、p能级，A项不符合题意；N电子层含有4个能级，分别是s、p、d、f能级，B项符合题意；M电子层含有3个能级，分别是s、p、d能级，C项不符合题意；K电子层只有1个能级，s能级，D项不符合题意。]
6．下列说法正确的是(　　)
A．原子核外第n电子层最多可容纳的电子数为n2
B．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
C．不同电子层中s电子的原子轨道半径相同
D．不同电子层中p电子的能量相同
B　[原子核外第n电子层最多可容纳的电子数为2n2，A项错误；任一电子层含有的能级数等于该电子层序数，即第n电子层含有n个能级，每一电子层总是从s能级开始，B项正确；电子层序数越大，该电子层中s电子的能量越高，原子轨道的半径越大，C项错误；离原子核越远的电子，其能量越高，所以p电子的能量随电子层序数的增大而增大，D项错误。]
7．电子作为微观粒子，其运动特征与宏观物体的运动特征有着明显的区别，下列关于电子运动特征的叙述中，正确的是(　　)
A．电子的运动根本就不存在运动轨迹
B．电子在原子核周围的空间内围绕原子核做圆周运动，只不过每一个圆周的半径不同而已
C．电子的运动速率特别快，所以其能量特别大
D．电子的运动速率特别快，运动范围特别小，不可能同时准确地测定其位置和速度
D　[电子的存在是客观事实，每一个瞬间肯定都有客观存在的位置，所以肯定存在运动轨迹，只不过这个运动轨迹到底是什么样的，两个相邻的时间间隔内有什么关系就不能确定了；电子的运动速率虽然很快，但是其质量特别小，所以其能量也不会特别大；电子的运动速率特别快，运动范围特别小，故不能准确地测定其位置和速度。]
8．3px所代表的含义是(　　)
A．px轨道上有3个电子
B．第三电子层px轨道有3个伸展方向
C．px电子云有3个伸展方向
D．第三电子层沿x轴方向伸展的p轨道
D　[“3px”中，“3”表示第三电子层，“px”表示沿x轴方向伸展的p轨道。]
9．(双选)对于s轨道及s电子云，下列说法正确的是(　　)
A．某原子s轨道的能量随量子数n的增大而增大
B．s电子在以原子核为中心的球面上出现，但其运动轨迹测不准
C．s能级只有一个原子轨道
D．s轨道的电子云为球形，说明电子在空间各位置出现的概率相等
AC　[B项，s轨道的电子云为球形，向空间各处伸展方向相同，s电子在空间各处均可能出现，不限于出现在球面上，故B项不正确；C项，s能级只有一个原子轨道，故C项正确；D项，s轨道的电子云为球形，并不能说明电子在原子核外空间各处出现的概率相等，在离核近的区域，电子出现的概率大，在离核远的区域，电子出现的概率小，故D项不正确。]
10．下列有关核外电子运动状态的说法正确的是(　　)
A．电子自旋就是电子围绕轴“自转”
B．原子轨道可用来描述核外电子的运动状态
C．第二电子层有自旋相反的两个轨道
D．原子轨道可用来描述核外电子的运动轨迹
B　[电子的自旋表示处于同一原子轨道上电子的量子化运动，自旋不是“自转”；原子轨道可用来描述原子中单个电子的空间运动状态，它只能描述核外电子高频出现的“区域”，而不是核外电子运动的轨迹；第二电子层有四个轨道，分别为2s、2px、2py、2pz。综合上述分析，可知B项正确。]
11．下列说法正确的是(　　)
A．2s电子云呈球形，表示电子绕原子核做圆周运动
B．电子云图中的小黑点密度大，说明该原子核外空间电子数目多
C．ns能级的原子轨道图可表示为
D．3d能级上有3个原子轨道
C　[电子云不代表电子的运动轨迹，A项错误；小黑点的疏密表示电子出现概率的大小，密则概率大，疏则概率小，B项错误；ns能级的电子云呈球形，C项正确；3d能级上有5个原子轨道，D项错误。]
12．下面是s能级、p能级的原子轨道图，试回答问题：
(1)s能级的原子轨道呈________形，每个s能级有________个原子轨道；p能级的原子轨道呈________形，每个p能级有________个原子轨道。
(2)s能级原子轨道的半径与什么因素有关？是什么关系？___________
_______________________________________________________________。
[解析]　(1)s能级的原子轨道在三维空间分布的图形为球形，p能级的三个原子轨道空间分布的图形为哑铃形。(2)s能级原子轨道的半径随量子数n的增大而增大。
[答案]　(1)球　1　哑铃　3　(2)与量子数n(或电子层序数)有关；随量子数n(或电子层序数)的增大而增大
13．以下各能级是否存在？如果存在，各包含多少个原子轨道？
(1)2s________________。(2)2d________________。
(3)3p________________。(4)5d________________。
[解析]　由电子层、能级数和原子轨道数之间的关系可知，存在着2s能级，且只有1个原子轨道；不存在2d能级，电子层为2时只有2s、2p两个能级；存在3p能级，且含有3个原子轨道，分别为3px、3py、3pz；存在5d能级，其含有5个原子轨道。
[答案]　(1)2s存在，原子轨道数为1
(2)2d不存在
(3)3p存在，原子轨道数为3
(4)5d存在，原子轨道数为5
[素养培优练]
14．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．最易失去的电子能量最高
B．同一个电子层上的不同能级上的原子轨道，能量大小不同
C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
D．在离核最近区域内运动的电子能量最低
C　[能量越高的电子在离核越远的区域内运动，也就越容易失去，A正确；在第n层中不同能级的能量大小顺序为E(ns)15．原子核外电子的运动情况是化学学科的研究对象，下列关于电子运动规律的叙述中合理的是(　　)
A．核外电子质量很小，在原子核外作高速运动
B．电子在核外运动时有确定的轨道和轨迹，电子云就是对其运动轨迹的准确描述
C．量子力学中，n值决定电子能量，一般而言n值越大，电子离核越远，电子能量越低
D．玻尔理论能成功地解释钠原子的黄光谱线为双线结构的实验事实
A　[电子云是从概率上描述电子运动情况的，其点的疏密只反映了电子在相关区域出现概率的大小，不是电子的真实轨迹的图像，故B错；n越大，离核越远，能量越高，故C错；玻尔理论仅能解释简单原子的光谱，对于多电子原子的光谱需要用量子力学理论解释，故D错。]
16．如图是s能级和p能级的原子轨道示意图，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电子层序数有关
D．Na原子的电子在11个原子轨道上高速运动
C　[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；电子层序数越小，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。]
17．下列说法正确的是(　　)
①原子中处于第三电子层的电子跃迁到第二电子层时需要放出能量
②M电子层可以有s、p、d、f能级
③2px表示有2个px轨道
④在一个原子中，不可能出现运动状态完全相同的两个电子
⑤2s电子云有两种空间取向
A．①②③　　B．①④
C．②⑤　　D．③④⑤
B　[②M电子层有s、p、d能级，错误；③2px表示1个2px轨道，错误；⑤2s电子云只有1种空间取向，错误。]
18．已知A原子的最外层电子数是次外层电子数的2倍，则基态A原子中，电子运动状态有________种；电子占据的最高电子层符号为________，该电子层含有的能级数为________，该电子层含有________个原子轨道。
[解析]　A原子的最外层电子数是次外层电子数的2倍，则A原子为C原子，核外有6个电子，即核外有6种运动状态不同的电子，基态C原子核外电子共占据2个电子层，电子占据的最高电子层为L层，L层含有的能级数为2。s能级有1个原子轨道，p能级有3个原子轨道，所以L电子层共有4个原子轨道。
[答案]　6　L　2　4
5/6第1节　原子结构模型
发
展
目
标
体
系
构
建
1.通过了解有关核外电子运动模型的历史发展过程，认识核外电子的运动特点。2.知道电子运动的能量状态具有量子化的特征(能量不连续)，电子可以处于不同的能级，在一定条件下会发生跃迁。3.知道电子的运动状态(空间分布及能量)可通过原子轨道和电子云模型来描述。
一、氢原子光谱和玻尔的原子结构模型
1．原子结构模型的发展史
2．光谱和氢原子光谱
(1)光谱
①概念：利用原子光谱仪将物质吸收的光或发射的光的频率(或波长)和强度分布记录下来的谱线。
②形成原因：电子在不同轨道间跃迁时，会辐射或吸收能量。
(2)氢原子光谱：属于线状光谱。
　氢原子外围只有1个电子，故氢原子光谱只有一条谱线，对吗？
提示：不对。
3．玻尔原子结构模型
(1)基本观点
运动轨迹
原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动，并且不辐射能量
能量分布
在不同轨道上运动的电子具有不同的能量，而且能量是量子化的。轨道能量依n(量子数)值(1、2、3、…)的增大而升高
对氢原子而言，电子处在n＝1的轨道时能量最低，称为基态；能量高于基态能量的状态，称为激发态
电子跃迁
电子在能量不同的轨道之间跃迁时，辐射或吸收的能量以光的形式表现出来并被记录下来，就形成了光谱
(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轨道之间的跃迁，指出了电子所处的轨道的能量是量子化的。
二、量子力学对原子核外电子运动状态的描述
1．原子轨道
(1)电子层
将量子数n所描述的电子运动状态称为电子层。
分层标准
电子离核的远近
取值
1
2
3
4
5
6
7
符号
K
L
M
N
O
P
Q
能量
逐渐升高
离核
越来越远
(2)能级：在同一电子层中，电子所具有的能量可能不同，所以同一电子层可分成不同的能级，用s、p、d、f等来表示。
微点拨：能级数＝电子层序数，如n＝2时，有2个能级。
(3)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道数
ns
np
nd
nf
1
3
5
7
微点拨：处于同一能级的原子轨道能量相同；电子层为n的状态含有n2个原子轨道。
(4)自旋运动：处于同一原子轨道上的电子自旋状态只有两种，分别用符号“↑”和“↓”表示。
2．原子轨道的图形描述
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概率分布的图形。
(2)意义：点密集的地方，表示电子在此处单位体积内出现的概率大；点稀疏的地方，表示电子在此处单位体积内出现的概率小。
微点拨：量子力学中轨道的含义与玻尔轨道的含义不同，它既不是圆周轨道，也不是其他经典意义上的固定轨迹。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)氢原子光谱属于线状光谱。
(√)
(2)基态氢原子转变成激发态氢原子时释放能量。
(×)
(3)焰色试验与电子跃迁有关，属于化学变化。
(×)
(4)电子云中的每一个小点就是一个电子。
(×)
2．在多电子原子中，决定轨道能量的是(　　)
A．电子层
B．电子层和能级
C．电子层、能级和原子轨道空间分布
D．原子轨道空间分布和电子自旋方向
B　[多电子原子中，根据核外电子的能量差异，可将其分成不同的电子层；同一电子层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成不同的能级，同一能级的轨道能量相同，故决定轨道能量的是电子层和能级，B项正确。]
3．下列关于电子云的叙述不正确的是(　　)
A．电子云是用单位体积内小点的疏密程度来表示电子在原子核外某处单位体积内出现概率大小的图形
B．电子云实际上是电子运动形成的类似云一样的图形
C．电子云图说明电子离核越近，单位体积内出现的概率越大；电子离核越远，单位体积内出现的概率越小
D．相同电子层不同能级的原子轨道，其电子云的形状不同
B　[为了形象地表示电子在原子核外空间的分布状况，人们常用单位体积内小点的疏密程度来表示电子在原子核外单位体积内出现概率的大小。点密集的地方，表示在那里电子在单位体积内出现的概率大；点稀疏的地方，表示在那里电子在单位体积内出现的概率小。]
光谱与光谱分析(素养养成——宏观辨识与微观探析)
氢原子光谱
氢原子光谱实验表明：氢原子在一般情况下并不辐射电磁波；氢原子光谱不是连续光谱，而是线状光谱。
1．电子跃迁是不是仅指电子由基态跃迁至激发态？
提示：不是。电子在不同能级中的跃迁均属于电子跃迁，可由高能量的能级跃迁至低能量的能级，也可以由低能量的能级跃迁至高能量的能级。
2．氢原子光谱为什么是线状光谱？
提示：电子在不同轨道上运动时能量不同，且能量值是不连续的，氢原子的电子从一个能级跃迁到另一个能级时，吸收或释放一定的能量，就会吸收或释放具有一定频率的光，并被光谱分析仪记录下来，得到线状光谱。
1．基态与激发态原子
(1)基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。
(2)激发态：较高能量状态(相对基态而言)。如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。
(3)基态、激发态相互转化与能量的关系：
基态原子激发态原子。
2．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吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。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。
发射光谱形成示意图　　　　吸收光谱形成示意图
3．基态、激发态与光谱的联系
当基态原子的电子吸收能量，电子会跃迁到能量较高的轨道上，变成激发态原子。例如，电子可以从1s跃迁到2s、2p……相反，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，将释放能量。
光是电子释放能量的重要形式之一。在日常生活中，我们看到的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光，还包括燃放的焰火等都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。
【例1】　为揭示氢原子光谱是线性光谱这一事实，玻尔提出了核外电子的分层排布理论。下列说法中，不符合这一理论的是(　　)
A．电子绕核运动具有特定的半径和能量
B．电子在特定半径的轨道上运动时不辐射能量
C．电子跃迁时，会吸收或放出特定的能量
D．揭示了氢原子光谱存在多条谱线
D　[D项的内容无法用玻尔理论解释。玻尔的原子结构模型只能解释氢原子光谱是线状光谱。要解释氢原子光谱的多条谱线，需用量子力学理论来描述核外电子的运动状态。]
原子光谱源自核外电子在能量不同的轨道之间的跃迁，而电子所处的轨道的能量是量子化的。
1．下列说法正确的是(　　)
A．自然界中的所有原子都处于基态
B．同一种原子处于激发态时的能量一定高于基态时的能量
C．无论原子种类是否相同，基态原子的能量总是低于激发态原子的能量
D．激发态原子的能量较高，极易失去电子，表现出较强的还原性
B　[自然界中的原子有的处于基态，有的处于激发态，A项错误；同一种原子处于激发态时的能量一定高于基态时的能量，若原子种类不同，则不一定如此，所以B项正确，C项错误；激发态原子的能量较高，容易转换成能量较低的激发态或基态，能量降低，该过程为物理变化，与还原性无关，故D项错误。]
2．对充有氖气的霓虹灯管通电，灯管发出红色光。产生这一现象的主要原因为(　　)
A．电子由激发态向基态跃迁时以光的形式释放能量
B．电子由基态向激发态跃迁时吸收除红光以外的光线
C．氖原子获得电子后转变成发出红光的物质
D．在电流作用下，氖原子与构成灯管的物质反应
A　[通电后基态氖原子的电子吸收能量，跃迁到较高能级，由于处于激发态的氖原子不稳定，则电子从激发态跃迁到较低能级的激发态乃至基态时，多余的能量以光的形式释放出来，光的波长对应一定的颜色，则A正确，B错误；霓虹灯发光过程中没有新物质生成，则C、D错误。]
核外电子运动状态的描述(素养养成——宏观辨识与微观探析)
玻尔只引入一个量子数n，能比较好地解释了氢原子线状光谱产生的原因；但复杂的光谱解释不了。实验事实：在氢原子中n＝2n＝1时，得到两条靠得很近的谱线，与此类比，在钠原子中n＝4n＝3得到两条靠得很近的谱线。
钠原子的部分光谱
1．为什么在通常条件下，钠原子中处于n＝4的电子跃迁到n＝3的状态时，在高分辨光谱仪上看到的不是一条谱线，而是两条谱线？
提示：原子的线状光谱产生于原子核外的电子在不同的、能量量子化的轨道之间的跃迁。多电子原子光谱中原有的谱线之所以能分裂为多条谱线，可能是量子数n标记的核外电子运动状态包含多个能量不同的“轨道”，电子在不同能量的“轨道”之间跃迁时产生的谱线就会增多。
2．如何比较原子中电子的能量高低？
提示：在多电子原子中，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)相同电子层上原子轨道能量的高低：ns(2)不同电子层形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s；2p<3p<4p。
(3)相同电子层形状相同的原子轨道能量的高低：2px＝2py＝2pz。
1．原子轨道：处于同一能级的电子可以在不同类型的原子轨道上运动。不同的轨道有不同的形状和不同的伸展方向。例如，s能级是球形对称的，s能级中只有1个原子轨道；p能级呈哑铃形，有3个原子轨道，在空间分别向x、y、z三个方向伸展，每个p能级的3个原子轨道相互垂直，记作px、py、pz；d能级有5个伸展方向不同的轨道；f能级有7个伸展方向不同的轨道。
2．电子的自旋：每一个原子同一轨道上的电子有不同的自旋状态，分别用向上和向下的箭头(↑和↓)表示。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。
3．电子层、能级和原子轨道之间的关系
量子数(电子层)
1
2
3
4
…
n
电子层符号
K
L
M
N
…
能级符号
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
…
能级中轨道数
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
…
电子层中轨道数
1
4
9
16
…
n2
电子运动状态种数
2
8
18
32
…
2n2
4.不同原子轨道能量大小的关系
【例2】　下列有关原子轨道的叙述中正确的是(　　)
A．氢原子的2s轨道能量较3p能级高
B．锂原子的2s与5s轨道皆为球形分布
C．p能级的原子轨道呈哑铃形，随着电子层序数的增加，p能级原子轨道也在增多
D．电子层n＝4的原子轨道最多可容纳16个电子
B　[氢原子的2s轨道能量较3p能级低，故A错误；s能级的原子轨道都是球形的，故B正确；p能级的原子轨道呈哑铃形，每个p能级有3个原子轨道，故C错误；电子层最多容纳的电子数为2n2，电子层n＝4的原子轨道最多可容纳32个电子，故D错误。]
1．量子力学原子结构模型中的原子轨道是用来描述核外电子空间运动状态的。下列关于原子轨道的叙述正确的是(　　)
A．原子轨道就是原子核外电子运动的轨道，这与宏观物体运动轨道的含义相同
B．第n电子层上共有2n2个原子轨道
C．任意电子层上的p能级都有3个伸展方向相互垂直的原子轨道
D．处于同一原子轨道上的电子，运动状态完全相同
C　[原子轨道与宏观物体的运动轨道不同，它是指电子出现的主要区域，而不是电子运动的实际轨迹，A项错误；第n电子层上共有n2个原子轨道，B项错误；原子核外每个电子的运动状态均不同，D项错误。]
2．下列关于核外电子的运动状态的说法错误的是(　　)
A．核外电子是分层运动的
B．只有电子层、能级、电子云的空间伸展方向以及电子的自旋状态都确定时，电子运动状态才能被确定
C．只有电子层、能级、电子云的空间伸展方向以及电子的自旋状态都确定时，才能确定每一个电子层的最多轨道数
D．电子云的空间伸展方向与电子的能量大小无关
C　[电子所具有的能量不同，会在不同的电子层上运动，A项正确；电子运动状态是由电子层、能级、电子云的空间伸展方向以及电子的自旋状态共同决定的，B项正确；同一能级的电子具有相同的能量，与电子云的空间伸展方向无关，D项正确；可由电子层数确定原子轨道数，C项错误。]
宏观物体的运动　　　　　核外电子的运动
1．宏观物体与微观粒子的运动状态有什么区别？
提示：
宏观物体
微观粒子
质量
很大
很小
速度
较小
很大(接近光速)
位移
可测
位置、动量不可同时测定
能量
可测
轨迹
可描述(画图或函数描述)
不可确定
2.从量子力学角度分析核外电子运动有什么特点？量子力学是如何描述电子运动的？
提示：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，ns、np、nd、nf能级分别有1、3、5、7个原子轨道。每个p能级有3个相互垂直的原子轨道，分别标记为npx、npy、npz，同一能级中的原子轨道能量相同。
核外电子运动的一种统计性描述——电子云
将电子出现的概率约为90%的空间圈出来，制作电子云的轮廓图，便可描绘电子云的形状。s电子云的轮廓图是球形，p电子云的轮廓图是哑铃形。
通过本情境素材中对宏观物体与微观粒子的运动状态的比较及量子力学对电子运动状态描述，提升了“宏观辨识与微观探析”的化学学科素养。
1．(素养题)如图为原子结构模型的演变图，其中①为道尔顿原子模型，④为近代量子力学原子模型。下列排列符合历史演变顺序的一组是(　　)
①　　　②　　　③　　　④　　　⑤
A．①③②⑤④　
B．①②③④⑤
C．①⑤③②④
D．①③⑤④②
A　[①为道尔顿提出的“实心球”模型，②为1911年英国物理学家卢瑟福提出的原子结构的核式模型，③为英国科学家汤姆孙1904年提出的“葡萄干布丁”原子结构模型，④为近代量子力学原子模型，⑤为1913年丹麦物理学家玻尔提出的核外电子分层排布的原子结构模型，故正确的历史演变顺序为①③②⑤④，A项正确。]
2．下列说法正确的是(　　)
A．氢原子光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱之一
B．“量子化”就是不连续的意思，微观粒子运动均有此特点
C．玻尔理论不但成功地解释了氢原子光谱，而且还能推广到其他原子光谱
D．原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上像火车一样高速运转着
B　[氢原子光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱，A项错误；B项正确；玻尔理论成功地解释了氢原子光谱，但对于解释多电子原子的光谱却遇到了困难，C项错误；电子运动没有确定的轨道，电子的运动特点决定了只能用统计的方法来描述电子在空间出现的概率，不能同时准确测定电子的位置和速度，D项错误。]
3．图甲和图乙分别是1s电子的概率密度分布图和原子轨道图。下列有关认识正确的是(　　)
甲　　　乙
A．图甲中的每个小黑点表示1个电子
B．图甲中的小黑点表示某一时刻，电子在核外所处的位置
C．图乙表示1s电子只能在球体内出现
D．图乙表明1s轨道呈球形，有无数对称轴
D　[图甲中每个小黑点并不代表一个电子，而是代表电子出现的概率密度，不是电子在核外所处的位置，故A、B错误；“轨道”是指电子在原子核外空间出现概率较大的区域，故C错误；1s轨道呈球形，有无数对称轴，故D正确。]
4．下列有关说法正确的是(　　)
A．原子的核外电子最易失去的电子能量最低
B．各能级的原子轨道数按s、p、d、f的顺序分别为1、3、5、7
C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
D．s能级电子绕核旋转，其轨迹为一圆圈，而p能级电子是走∞字形
B　[能量越高的电子在离核越远的区域内运动，越容易失去，所以原子核外最易失去的电子能量最高，故A错误；各能级的原子轨道数按s、p、d、f的顺序分别为1、3、5、7，故B正确；p轨道电子能量不一定高于s轨道电子能量，如2p轨道的电子能量低于3s轨道的电子能量，故C错误；电子在原子核外做无规则运动，并无固定的轨道，故D错误。]
5．K层有________个能级，用符号分别表示为____________，
L层有______个能级，用符号分别表示为___________________，
M层有______个能级，用符号分别表示为________________。
由此可推知n电子层最多可能有________个能级，能量最低的两个能级其符号分别表示为________，它们的原子轨道电子云形状各为________、________。
[解析]　此题对电子层和能级的关系作了总结，有助于理解和掌握以下几个基本内容：①第n个电子层有n个能级；②核外电子的能量取决于该电子所处的电子层和能级；③s能级和p能级电子云的形状。
[答案]　1　1s　2　2s、2p　3　3s、3p、3d　n　ns、np　球形　哑铃形
4/12课时分层作业(四)　原子半径及其变化规律元素的电离能及其变化规律
(建议用时：40分钟)
[合格过关练]
1．气态原子生成＋1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能。元素的第一电离能是衡量元素金属性强弱的一种尺度。下列有关说法不正确的是(　　)
A．元素的第一电离能越大，其金属性越弱
B．元素的第一电离能越小，其金属性越强
C．金属单质跟酸反应的难易，只跟该金属元素的第一电离能有关
D．金属单质跟酸反应的难易，除跟该金属元素的第一电离能有关外，还与该金属原子失去电子后在水溶液里形成水合离子的变化有关
[答案]　C
2．下列关于稀有气体的叙述不正确的是(　　)
A．各原子轨道电子均已填满
B．其原子与同周期ⅠA、ⅡA族阳离子具有相同的核外电子排布
C．化学性质很不活泼
D．同周期中第一电离能最大
B　[稀有气体各原子轨道电子达到稳定结构，所以化学性质不活泼，同周期中第一电离能最大。稀有气体元素原子的核外电子排布与同周期的阴离子(达到稳定结构)的电子排布相同，同时还与下一周期的ⅠA、ⅡA族阳离子(失去最外层电子)具有相同的核外电子排布，故B错误。]
3．下列四种粒子中，半径按由大到小排列顺序正确的是(　　)
①基态X的原子结构示意图为
②基态Y的价电子排布式为3s23p5
③基态Z2－的轨道表示式为
④W基态原子有2个电子层，其电子式为
A．①＞②＞③＞④　
B．③＞④＞①＞②
C．③＞①＞②＞④
D．①＞②＞④＞③
C　[由题意可知：X、Y、Z2－、W分别为S、Cl、S2－、F。S、Cl、S2－、F粒子半径大小排列顺序为r(S2－)＞r(S)＞r(Cl)＞r(F)，故C项正确。]
4．下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是(　　)
A．LiI
B．NaBr
C．KCl
D．CsF
A　[阳离子都为碱金属元素的金属阳离子，元素的核电荷数越大，离子半径越大，阴离子都为卤素阴离子，元素的核电荷数越大，离子半径越大，则金属阳离子半径最小的是Li＋，非金属阴离子半径最大的是I－，所以阴离子半径和阳离子半径之比最大的是LiI。]
5．元素X的部分电离能数据如下：
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I/(kJ·mol－1)
578
1
817
2
745
11
578
14
831
18
378
则元素X的常见化合价是(　　)
A．＋1
B．＋2
C．＋3
D．＋6
C　[对比表中电离能数据可知，I1、I2、I3数值相对较小，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。]
6．一般来说，同周期内不同元素的第一电离能I1随着原子序数的增大而增大，但个别元素的I1出现反常现象。下列关系正确的是(　　)
A．I1(氮)>I1(氧)
B．I1(氟)C．I1(镁)D．I1(钙)>I1(镁)
A　[A项，N原子2p轨道处于半充满状态，较稳定，其I1会出现反常，A项正确；B项，F和O位于同一周期，I1(氟)>I1(氧)，B项错误；C项，镁的3s轨道全满，较稳定，I1出现反常，C项错误；D项，镁和钙最外层ns轨道均为全满，但钙比镁多一个电子层，钙的原子半径较大，因而I1(钙)7．短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．元素X与元素Z的最高正化合价之和的数值等于8
B．原子半径的大小顺序为rX>rY>rZ>rW>rQ
C．离子Y2－和Z3＋的核外电子数和电子层数都不相同
D．元素W的最高价氧化物对应的水化物酸性比Q的强
A　[由元素在周期表中的位置可推知X、Y、Z、W、Q分别为N、O、Al、S、Cl。元素X(N)的最高正价＋5与元素Z(Al)的最高正价＋3之和为8；原子半径的大小顺序为rZ>rW>rQ>rX>rY；Y2－和Z3＋的核外电子数和电子层数均相同；非金属性：W(S)8．(素养题)自2016年1月确定113号、115号、117号和118号元素的命名权起，元素周期表第7周期即被填满。根据所学知识，第七周期中第一电离能(I1)比115号元素大的主族元素有(　　)
A．1种
B．2种
C．3种
D．不能确定
A　[115号元素位于第7周期第ⅤA族，其7p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，第一电离能大于相邻元素。故同周期的主族元素只有第ⅦA族元素的第一电离能大于该元素，答案选A。]
9．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)
元素
I1
I2
I3
I4
……
R
740
1
500
7
700
10
500
……
下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　)
A．R的最高正价为＋3价
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C．R元素的原子最外层共有4个电子
D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
B　[由表中数据I3?I2知其最高正价为＋2价，R元素位于ⅡA族，最外层有2个电子，R不一定是Be元素。]
10．已知X、Y、Z、W四种主族元素，X的阳离子与Y的阴离子具有相同的电子层结构；W的阳离子的氧化性强于等电荷数的X的阳离子的氧化性；Z的阴离子半径大于等电荷数的Y的阴离子半径，则四种元素的原子序数由大到小的顺序是(　　)
A．Z>X>Y>W
B．W>X>Y>Z
C．X>Y>Z>W
D．Z>Y>X>W
A　[X的阳离子与Y的阴离子具有相同的电子层结构，则X位于Y的下一周期。W的阳离子与X的阳离子电荷数相等，则W、X位于同一主族，W的阳离子的氧化性比X的阳离子的强，说明W在X前面的周期。同理分析Z、Y位于同一主族，Z在Y后面的周期。故四种元素原子序数的大小关系应为Z>X>Y>W，A项正确。]
11．下列关于元素第一电离能的说法不正确的是(　　)
A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾比钠活泼
B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大
C．最外层电子排布式为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大
D．对于同一元素而言，原子的电离能I1＜I2＜I3＜…
B　[第一电离能越小，表明该元素原子越易失去电子，越活泼，A项正确；同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，第一电离能一般来说依次增大，但有反常，如第一电离能：N>O、Mg>Al，B项错误；C项所述元素为0族元素，性质稳定，第一电离能都较大，正确；同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，D项正确。]
12．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是
kJ·mol－1。根据下表所列数据判断错误的是(　　)
元素
I1
I2
I3
I4
X
500
4
600
6
900
9
500
Y
580
1
800
2
700
11
600
A.元素X的常见化合价是＋1价
B．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
C．元素Y是ⅢA族的元素
D．若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应
D　[对元素X，I2开始突跃，说明X最容易失去1个e－，对于元素Y，I4开始突跃，说明Y容易失去3个e－，由此可知X的常见化合价为＋1价，元素Y是ⅢA族元素，若Y处于第3周期，Y是Al，Al与冷水不反应。]
13．(1)氮原子价电子的轨道表示式为_________________________________
________________________________________________________________。
(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_____________________________________________________。
[解析]　(1)氮原子的核外电子排布式为1s22s22p3，所以价电子的轨道表示式为。
(2)同周期元素随核电荷数增大，原子半径逐渐减小，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，具有稳定性，不易结合一个电子，因此第一电子亲和能较低。
[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，具有稳定性，故不易结合一个电子
14．有五种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所示：
元素
结构、性质等信息
A
是短周期元素(稀有气体元素除外)中原子半径最大的元素，含该元素的某种合金是原子反应堆的导热剂
B
与A同周期，其最高价氧化物对应的水化物呈两性
C
其气态氢化物极易溶于水，液态时常用作制冷剂
D
是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来水生产过程中常用的杀菌消毒剂
E
元素原子的L电子层上有2对成对电子
请根据表中信息回答下列问题。
(1)A元素原子的核外电子排布式为________________________。
(2)B元素在元素周期表中的位置为________；离子半径：B________(填“>”或“<”)A。
(3)C元素原子的轨道表示式为________________，其原子核外有________个未成对电子，能量最高的电子排布在________轨道上，该轨道呈________形。
(4)D元素原子的核外电子排布式为________，D－的结构示意图为________________。
(5)C、E元素的第一电离能的大小关系是________________(用元素符号表示)。
[解析]　根据题中信息可推出：A为Na，B为Al，C为N，D为Cl，E为O。(1)A为Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1或[Ne]3s1。(2)B为Al，其在元素周期表中的位置为第3周期第ⅢA族，Na＋与Al3＋的核外电子排布相同，核电荷数：Al3＋＞Na＋，故离子半径：Al3＋＜Na＋。(3)C为N，其原子的轨道表示式为，其中有3个未成对电子，能量最高的电子排布在p轨道上，该轨道呈哑铃形。(4)D为Cl，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p5或[Ne]3s23p5，Cl－的结构示意图为。(5)N、O分别位于第ⅤA族、第ⅥA族，因为N的2p轨道处于半充满状态，比较稳定，故第一电离能：N＞O。
[答案]　(1)1s22s22p63s1(或[Ne]3s1)
(2)第3周期第ⅢA族　＜
(5)N＞O
15．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量I1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，并回答下列问题。
(1)同主族内不同元素原子的I1变化的特点是______________________，各主族中I1的这种变化特点体现了元素性质的________变化规律。
(2)同周期内，随原子序数增大，I1增大。但个别元素的I1出现反常，试预测下列关系中正确的是________(填序号)。
①I1(砷)>I1(硒)　②I1(砷)③I1(溴)>I1(硒)　④I1(溴)(3)第10号元素I1较大的原因是___________________________________
_______________________________________________________________。
[解析]　(1)从Li、Na、K等可以看出，同主族元素随原子序数的增大，I1变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性变化。
(2)同一周期元素的第一电离能存在一些反常，这与它们的原子价电子排布的特征有关。如镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大。基本规律：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)状态时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。从第2、3周期可以看出第ⅢA、第ⅥA族元素比同周期相邻两种元素的I1都低，由此可以推测：I1(砷)＞I1(硒)，I1(溴)＞I1(硒)。
(3)10号元素是稀有气体元素氖，已达到稳定结构，此时失去一个电子就需要很高的能量。
[答案]　(1)随着原子序数增大，I1变小　周期性
(2)①③
(3)10号元素是氖，该元素的原子最外层电子排布已达到8电子的稳定结构
[素养培优练]
16．已知：X为同周期元素中第一电离能最小的元素，Z元素原子最外层电子排布式为2s22p4，Y是第3周期金属元素中离子半径最小的元素，则X、Y、Z三种元素组成的化合物的化学式可能是(　　)
A．X3YZ3　　　　　　
B．X2YZ3
C．X2YZ2
D．XYZ3
A　[在同周期中第一电离能最小的是H或ⅠA族金属元素，其化合物中化合价为＋1价；Y为Al，Z为O，根据化合物中化合价代数和为零知A正确。]
17．(双选)下表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是(　　)
A.W元素的第一电离能大于Y元素的第一电离能
B．X元素的第一电离能小于Z元素的第一电离能
C．p能级未成对电子最多的是W元素
D．X元素是同周期中第一电离能最大的元素
AC　[根据五种元素所处位置，X、W、Y、R、Z五种元素分别为F、P、S、Ar、Br。同周期ⅤA族元素原子价电子排布式为ns2np3，为半充满结构，故P元素的第一电离能比S元素的第一电离能要略大；F、Br在同一主族，F元素的第一电离能比Br元素的第一电离能要大，故A选项正确，B选项错误。W元素的p能级上有3个未成对的电子，故C选项正确。同周期中碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大，故D选项错误。]
18．几种短周期元素的原子半径及某些化合价见下表。判断下列说法正确的是(　　)
元素代号
A
B
D
E
G
H
I
J
化合价
－1
－2
＋4、－4
－1
＋5、－3
＋3
＋2
＋1
原子半径/nm
0.071
0.074
0.077
0.099
0.110
0.143
0.160
0.186
A.A的单质能将E的单质从HE3的溶液中置换出来
B．A、H、J的离子半径由大到小的顺序是A>J>H
C．H、I、J的第一电离能大小顺序是H>I>J
D．I的单质在DB2中燃烧生成两种化合物
B　[根据元素的化合价并结合其原子半径的大小，可推出A是氟、B是氧、D是碳、E是氯、G是磷、H是铝、I是镁、J是钠。F2与水剧烈反应，不能将Cl2从AlCl3的溶液中置换出来，A项错误；Al、Mg、Na的第一电离能大小顺序是Mg>Al>Na，C项错误；Mg在CO2中燃烧生成C与MgO，即生成一种化合物和一种单质，D项错误。]
19．A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，现有以下叙述：①原子半径：AB　③原子序数：A>B　④原子最外层电子数：A≤B　⑤A的正价与B的负价的绝对值不一定相等
其中正确的是(　　)
A．①②
B．③④⑤
C．③⑤
D．③④
B　[A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，则A元素处于B元素的下一周期。①一般来说，电子层数越多，原子半径越大，即原子半径：A>B，错误。②核外电子排布相同的离子，原子序数越大，离子半径越小，所以离子半径：AB，正确。④当原子最外层电子数<4时，易失去最外层电子形成阳离子，当原子最外层电子数>4时，易得到电子形成阴离子，原子最外层电子数：A20．如图是元素周期表的一部分，其中所列的字母分别代表某一化学元素。
(1)下列________(填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h　②b、g、k　③c、h、l　④d、e、f
(2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：
a．原子核对核外电子的吸引力
b．形成稳定结构的倾向
下表是一些主族元素气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ·mol－1)
锂
X
Y
失去第一个电子
519
502
580
失去第二个电子
7
296
4
570
1
820
失去第三个电子
11
799
6
920
2
750
失去第四个电子
－
9
550
11
600
①锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量，原因是___________________________________________________
_______________________________________________________________。
②表中X可能为以上13种元素中的________(填写字母)元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式______________。
③Y是周期表中________族的元素。
④以上13种元素中，________(填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
[解析]　(2)①锂原子核外电子排布式为1s22s1，失去核外第一个电子形成的Li＋核外电子排布式为1s2，为全充满状态，比较稳定，难以再失电子，所以失去第二个电子时所需能量要远远大于失去第一个电子时所需的能量。②由表中所提供数据可知，X原子的各级电离能数据中，I2?I1，可判断其最外层只有一个电子，化合价为＋1，故可推知X是钠元素的原子，由j在元素周期表中的位置可推出j是氧元素，Na和O可形成Na2O和Na2O2两种化合物。③Y元素原子的I4?I3，可判断其最外层有3个电子，故Y元素位于ⅢA族。④因为m为稀有气体元素氩，价电子排布式为3s23p6，p能级达到全充满状态，是稳定结构，难以失去电子，故该元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
[答案]　(1)①④
(2)①锂原子失去一个电子后，形成的Li＋核外电子排布式为1s2，为全充满状态，达到稳定结构，此时再失去一个电子很困难
②a　Na2O和Na2O2　③ⅢA　④m
10/11课时分层作业(二)　基态原子的核外电子排布
(建议用时：40分钟)
[合格过关练]
1．下列叙述中，正确的是(　　)
A．在一个基态多电子的原子中，可以有两个运动状态完全相同的电子
B．在一个基态多电子的原子中，不可能有两个能量完全相同的电子
C．在一个基态多电子的原子中，M层上的电子能量肯定比L层上的电子能量高
D．如果某一基态原子的3p能级上仅有2个电子，它们自旋方向必然相反
C　[同一轨道上的两个电子，能量相同自旋方向相反，即运动状态不一样，所以A、B均不正确；M层前没有M层与L层的能级交错，所以M层电子的能量一定大于L层，C项正确；3p能级有3个轨道，按洪特规则，两个电子应占据其中两个轨道，且自旋方向相同，D项不正确。]
2．某元素的一种基态粒子的M层p能级上有4个电子，有关该粒子的叙述错误的是(　　)
A．N层不含有电子
B．该粒子为中性原子
C．L层一定有8个电子
D．原子的最外层电子数为4
D　[根据元素的一种基态粒子的M层p能级上有4个电子，得出其价电子排布式为3s23p4，最外层电子数是6，选项D不正确。]
3．下列原子中未成对电子(单独占据1个原子轨道的电子)数为2的是(　　)
A．O　　　　　　
B．N
C．Cu
D．F
A　[氧原子的电子排布式为1s22s22p4，所以2p轨道上有两个单电子分别占据两个不同的2p轨道。]
4．某元素的原子序数为33，则该元素的基态原子中能量最高的电子应排布在(　　)
A．3s能级
B．4p能级
C．4s能级
D．3p能级
B　[原子序数为33的元素是As，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3。]
5．(素养题)已知Na的核外电子排布式为1s22s22p63s1，通常可把内层已达稀有气体元素原子的电子层结构的部分写成“原子实”，如Na的核外电子排布式可写成[Ne]3s1。用“原子实”表示的30号元素锌的原子核外电子排布式正确的是(　　)
A．[Ne]3d104s2
B．[Ar]3d104s24p2
C．[Ar]3d84s24p2
D．[Ar]3d104s2
D　[根据基态原子的核外电子排布原则可知，锌元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，除3d104s2外，锌原子内层电子的排布与稀有气体元素原子Ar的电子排布相同，因此锌原子的核外电子排布式可写为[Ar]3d104s2。]
6．下列价电子排布式表示正确的是(　　)
A．Cu：3d94s2
B．Ca：3d2
C．Na：3s2
D．Fe：3d64s2
D　[A项中违反洪特规则特例，应为3d104s1；B项中违反能量最低原理，应为4s2；C项应为3s1。]
7．下列各原子或离子的电子排布式错误的是(　　)
A．K＋：1s22s22p63s23p6
B．As：1s22s22p63s23p63d104s24p3
C．N3－：1s22s22p6
D．Cr：1s22s22p63s23p63d44s2
D　[根据洪特规则，能量相同的原子轨道在全充满、半充满、全空状态时原子较稳定，故Cr原子电子排布式应为1s22s22p63s23p63d54s1。]
8．第4周期元素的基态原子中，4s能级只有1个电子的共有(　　)
A．1种
B．2种
C．3种　　　
D．4种
C　[4s能级只有1个电子，即4s1，该原子4s能级未填满，情况之一是按照构造原理的能级顺序正常填充的结果：1s22s22p63s23p64s1，为K元素；情况之二是按照洪特规则的特例，即原子轨道处于全充满、半充满或全空时能量最低填充的结果，有1s22s22p63s23p63d54s1、1s22s22p63s23p63d104s1，分别为Cr元素和Cu元素，所以第4周期元素的基态原子中，4s能级中只有1个电子的共有3种，故C正确。]
9．下面是某些原子的最外层电子排布式，各组指定的元素不能形成AB2(A为正价，B为负价)型化合物的是(　　)
A．2s22p2和2s22p4
B．3s23p4和2s22p4
C．3s2和2s22p5
D．3s1和3s23p4
D　[A项为C和O，能形成CO2；B项为S和O，能形成SO2；C项为Mg和F，能形成MgF2；D项为Na和S，形成Na2S，属于A2B型。]
10．科学研究证明：核外电子的能量不仅与电子所处的电子层、能级有关，还与核外电子的数目及核电荷数有关。氩原子与硫离子的核外电子排布相同，都是1s22s22p63s23p6。下列说法正确的是(　　)
A．两粒子的1s能级上电子的能量相同
B．两粒子的3p能级上电子离核的距离相同
C．两粒子的电子发生跃迁时，产生的光谱不同
D．两粒子都达8电子稳定结构，化学性质相同
C　[氩原子与硫离子的核外电子排布虽然相同，但核内质子数(即核电荷数)不同。电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小，对应相同能级上的电子的能量和距离原子核的距离是不同的，其对应的化学性质也不同，如S2－虽然达到了稳定结构，但具有较强的还原性，和Ar的性质不同。]
11．下图是N、O、F三种元素基态原子核外电子的轨道表示式。试回答下列问题：
(1)N、O、F形成氢化物的分子组成，与对应的三种元素基态原子内的电子排布有什么关系？____________________________________________________
________________________________________________________________
(2)在下面的方框内，画出基态C原子电子排布的轨道表示式。
(3)根据你发现的规律，对基态C原子形成CH4分子的微观过程提出合理的猜想。____________________________________________________________
_______________________________________________________________。
[答案]　(1)1个氢化物分子中的H原子数目等于其对应的基态原子中的未成对电子数
(2)
(3)基态C原子有1个2s电子激发到2p轨道，形成4个未成对电子
12．A、B、C、D是四种短周期元素，E是过渡元素。A、B、C同周期，C、D同主族，A的原子结构示意图为，B是同周期除稀有气体外半径最大的元素，C的最外层有三个成单电子，E的外围电子排布式为3d64s2。回答下列问题：
(1)A为______________(写出元素符号，下同)，电子排布式是_______________。
(2)B为________，简化电子排布式是________________________________。
(3)C为________，价电子排布式是__________________________________。
(4)D为________，轨道表示式是____________________________________。
(5)E为________，原子结构示意图是________________________________。
[解析]　由题意可知，A为Si，B为Na，C为P，则D为N，E为Fe。
[答案]　(1)Si　1s22s22p63s23p2　(2)Na　[Ne]3s1　
13．(1)基态Ni原子的价电子轨道表示式为________。
(2)铜元素所在周期中，基态原子未成对电子数最多的原子M的价电子轨道表示式为________。
[解析]　(1)Ni原子的价电子排布式为3d84s2，故其价电子轨道表示式为。
(2)铜元素位于第4周期，第4周期基态原子未成对电子数最多的元素是Cr，基态Cr原子的价电子排布式为3d54s1，故其价电子轨道表示式为
14．已知X、Y、Z、W、Q、R、E七种元素中，原子序数X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
单质在常温、常压下是气体，原子的M层上有1个未成对的p电子
W
元素的正一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
元素的正三价离子的3d能级为半充满
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
请根据信息回答有关问题：
(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)Q的基态原子核外电子排布式为______________，R的元素符号为________，E元素基态原子的价电子排布式为________。
(3)含有元素W的盐的焰色试验为________色，许多金属盐都可以发生焰色试验，其原因是_______________________________________________________
_______________________________________________________________。
[解析]　(1)X元素原子的L层上s电子数等于p电子数，即其核外电子排布式为1s22s22p2，故X为碳元素，其原子核外共有6种不同运动状态的电子，有3种不同能级的电子。
(2)Z元素原子的M层上有1个未成对的p电子，可能为Al或Cl，单质在常温、常压下是气体的只有Cl元素，故Z为Cl元素，Q为Cr元素，基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1)；R元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，即26号元素Fe；根据题意要求，E元素原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)，该元素为29号元素Cu，其原子的价电子排布式为3d104s1。
[答案]　(1)6　3
(2)1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1)　Fe　3d104s1
(3)紫　激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以一定波长(可见光区域)光的形式释放能量，发出不同颜色的光
[素养培优练]
15．下列各组表述中，两个微粒一定不属于同种元素原子的是(　　)
A．3p能级有一个空轨道的基态原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p2的原子
B．M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2的原子
C．最外层电子数是核外电子总数的的原子和价电子排布式为4s24p5的原子
D．2p能级有一个未成对电子的基态原子和原子的价电子排布式为2s22p5的原子
B　[A项，3p能级有一个空轨道，说明3p上填2个电子，因填1个电子有2个空轨道，填3个电子或3个以上电子无空轨道，则3p上有2个电子，3s上肯定已填满，价电子排布式为3s23p2，因此A中两微粒相同。B项，M层全充满而N层为4s2，M层上有d轨道，即：3s23p63d10，是锌元素，价电子排布式为3d64s2的原子是铁元素，B选项符合题意。C中价电子排布式为4s24p5，则3d上已排满10个电子，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p5，最外层电子数是核外电子总数的的原子，可按下述方法讨论：若最外层电子数为1，核外电子总数为5不可能，最外层电子数为2，核外电子总数为10不可能，同理，可讨论，只有最外层电子数为7，核外电子总数为35时合理，其电子排布式也是1s22s22p63s23p63d104s24p5，二者是同种元素的原子，C选项不符合题意。D中2p能级有一个未成对电子，可以是2p1，也可以是2p5，因此二者可能属于同种元素的原子，D选项不符合题意。]
16．各电子层排布电子的总数遵循以下规则：①每层最多容纳2n2个电子；②原子最外层电子数≤8；③原子次外层电子数≤18。决定这3条电子排布规则的是(　　)
A．能量最低原理
B．泡利不相容原理
C．洪特规则
D．能量最低原理和泡利不相容原理
D　[每层最多容纳的电子数，由每层n个轨道和每个轨道上最多容纳2个电子决定，而排列先后顺序由能量最低原理决定，所以D项正确。]
17．某元素原子的3p原子轨道中有2个未成对电子，则下列叙述中一定正确的是(　　)
A．M层上有4个电子
B．最高正价为＋2
C．最高正价为＋4
D．L层上没有未成对电子
D　[3p轨道上有两个未成对电子，则该原子的价电子轨道表示式可表示为即Si元素，或即S元素。它们的L层上均已填满。]
18．有A、B、C、D四种短周期主族元素，它们的原子序数依次增大，其中A元素原子核外仅有一个非空原子轨道，也是宇宙中最丰富的元素；B元素原子核外p电子数比s电子数少1；C为金属元素且原子核外p电子数和s电子数相等；D元素的原子核外所有p轨道为全充满或半充满状态。
(1)写出四种元素的元素符号：A________，B________，C________，D________。
(2)写出C、D两种元素基态原子的轨道表示式：
C_____________________________________________________。
D_____________________________________________________。
(3)写出B、C两种元素的单质在一定条件下反应的化学方程式：_____________________________________________________。
(4)B元素的单质的电子式为________，其最简单氢化物的电子式为________。
[解析]　A是宇宙中最丰富的元素，且原子核外仅有一个非空原子轨道，则A为氢；B元素原子的核外电子排布式为1s22s22p3，则B为氮；C元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s2，则C为镁；D元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p3，则D为磷。
[答案]　(1)H　N　Mg　P
7/8第2节　原子结构与元素周期表
第1课时　基态原子的核外电子排布
发
展
目
标
体
系
构
建
1.认识基态原子中核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则等。2.知道原子核外电子的能级高低顺序，了解原子核外电子排布的构造原理。3.知道1～36号元素基态原子核外电子的排布。
一、基态原子的核外电子排布规律
1．基态原子的核外电子排布原则
原则
含义
能量最低原理
原子核外电子按轨道能量由低到高依次排列，使整个原子处于最低的能量状态
泡利不相容原理
一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋状态不同，用表示，或者说，一个原子中不存在两个完全相同的电子
洪特规则
对于基态原子，核外电子在能量相同的轨道上排布时，将尽可能分占不同的原子轨道并且自旋状态相同
2.电子排布式与轨道表示式
(1)电子排布式：在ns、np、nd等各能级符号的右上角用数字表示出该能级中的电子数目，如基态氧原子的电子排布式为1s22s22p4。
(2)轨道表示式：用方框(或小圆圈、短线)表示一个原子轨道，用箭头“↑”或“↓”来区别自旋状态不同的电子，如基态氯原子的轨道表示式为
。
3．构造原理
基态原子的“外层电子”在原子轨道上的排布顺序是1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s……这一规律称为构造原理。
微点拨：①按构造原理填充电子的顺序并不代表电子填充后在原子中各原子轨道的能级高低顺序。例如，对于ns和(n－1)d轨道都填有电子的原子，有许多情况下(n－1)d轨道的电子能量更低。
②电子填充时按构造原理进行，书写电子排布式时按电子层和能级顺序书写。
二、19～36号元素基态原子的核外电子排布
1．写出以下几种元素基态原子的电子排布式
(1)K：1s22s22p63s23p64s1。
(2)21Sc：1s22s22p63s23p63d14s2。
(3)24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1。
(4)29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。
2．Cr、Cu基态原子的电子排布违反构造原理的解释
能量相同的原子轨道在全充满(如d10)、半充满(如d5)和全空(如d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)基态氧原子的电子排布式为1s22s22p4。
(√)
(2)铝原子核外有1个未成对电子。
(√)
(3)原子的价电子决定了其物理性质和化学性质。
(×)
(4)基态氮原子电子排布式为。
(×)
2．“各能级最多容纳的电子数，是该能级原子轨道数的2倍”，支撑这一结论的理论是(　　)
A．构造原理　　　
B．泡利不相容原理
C．洪特规则
D．能量最低原理
B　[构造原理决定了原子和离子中电子在各能级的排布，A错误；泡利不相容原理是指每个轨道(例如1s轨道、2p能级中的px轨道)最多只能容纳2个自旋方向相反的电子，故各能级最多容纳的电子数是该能级原子轨道数的2倍，B正确；洪特规则是指核外电子在能量相同的原子轨道上排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同，C错误；能量最低原理是指核外电子排布时，先占据能量最低的轨道，D错误。]
3．电子排布式为1s22s22p63s23p1的原子是(　　)
A．Mg
B．Na
C．He
D．Al
D　[依据电子排布式可以得出该元素有三个电子层，最外层有三个电子，为铝元素。]
基态原子核外电子排布的规律(素养养成——证据推理与模型认知)
多电子的基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序可表示为
1．上述顺序中各能级各轨道填充电子数是按照什么原理确定的？
提示：泡利不相容原理。
2．为什么原子核外最外层的电子不超过8个，次外层不超过18个？
提示：由于E(nd)>E[(n＋1)s]，当ns和np轨道电子排满时，多余的电子不是填入nd轨道，而是首先填入(n＋1)s轨道，因此最外层电子数不可能超过2＋6＝8。同理次外层由(n－1)s(n－1)p(n－1)d组成，所容纳的电子数不大于2＋6＋10＝18。
1．泡利不相容原理
泡利不相容原理可以简单叙述：一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反。
说明：a.在核外电子的排布中，排在同一轨道上的两个电子，自旋方向相反；而自旋方向相同的电子，必然处于不同的轨道上。可以这样理解：在同一原子中，没有运动状态完全相同的两个电子存在，原子核外有几个电子，就有几种运动状态。
b．根据泡利不相容原理我们可以推算出各电子层可以容纳的最多电子数。具体见下表：
电子层(n)
K
L
M
N
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
…
原子轨道数
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
…
1
4
9
16
电子数
2
8
18
32
…
2×12
2×22
2×32
2×42
…
在原子中，每个电子层最多可容纳2n2个电子，每个能级最多容纳的电子数是其所包含的原子轨道数的2倍。
2．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，这个规则称为洪特规则。通俗地说，洪特规则可以表述：电子总是先平行地分占能量相同的不同轨道(即同一能级上的轨道)。如碳原子的轨道表示式为
，而不是，也不是
。
特别地，当同一能级上的电子排布为全充满(s2、p6、d10、f14)、半充满(s1、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，这称为洪特规则的特例。例如，铬(24Cr)的外围电子排布式是3d54s1(3d、4s能级均为半充满)而不是3d44s2，铜(29Cu)的外围电子排布式是3d104s1(3d全充满、4s半充满)而不是3d94s2等。
核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则，即能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。这三个原则并不是孤立的，而是相互联系、相互制约的。也就是说核外电子在原子轨道上排布要同时遵循这三个原则。其中能量最低原理可叙述为在不违反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。
【例1】　在d能级中电子排布成，而不排布成，遵循的是(　　)
A．能量最低原理
B．泡利不相容原理
C．基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序
D．洪特规则
D　[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，而且自旋方向相同。]
1．气态中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是(　　)
A．1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1
B．1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2
C．1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3
D．1s22s22p63s23p63d104s24p1→1s22s22p63s23p63d104s2
B　[能级轨道上电子处于半充满、全充满、全空状态时，原子相对稳定，不易失去电子，p能级最多容纳6个电子，s能级最多容纳2个电子，选项B中3p轨道上有3个电子，处于半充满状态，相对稳定，不易失去电子，即失去电子时吸收的能量较多，故B正确。]
2．下列原子或离子的电子排布式(或轨道表示式)正确的是________，违反能量最低原理的是________，违反洪特规则的是________，违反泡利不相容原理的是________。
①Ca2＋：1s22s22p63s23p6
②F－：1s22s23p6
④Cr：1s22s22p63s23p63d44s2
⑤Fe：1s22s22p63s23p63d64s2
⑥Mg2＋：1s22s22p6
[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方向相同，正确的应为；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；⑦违反泡利不相容原理，正确的应为。
[答案]　①⑤⑥　②　③④　⑦
核外电子排布的表示方法(素养养成——宏观辨识与微观探析)
1．电子排布式和轨道表示式在描述核外电子运动状态方面有什么区别？
提示：电子排布式能够表示出每一个能级上的电子排布情况，轨道表示式除了能够表示出在每一个能级上电子的排布情况，还能表示出电子在该能级的原子轨道上的排布情况，因此比电子排布式更加具体形象。
2．如何书写简单离子的电子排布式？
提示：先写原子的电子排布式，然后再根据得失电子写出离子的电子排布式。例如：O2－的电子排布式，先写氧原子的电子排布式为1s22s22p4，再得2个电子得到O2－的电子排布式为1s22s22p6。Fe3＋的电子排布式，先写铁原子的电子排布式为[Ar]3d64s2，再失3个电子(由外层向内层)得到Fe3＋的电子排布式为[Ar]3d5。
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式子
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，这就是电子排布式
实例
K：1s22s22p63s23p64s1
简化电子排布式
意义
为了避免电子排布式书写过于烦琐，把内层电子达到稀有气体结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示
实例
K：[Ar]4s1
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
每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子
实例
微点拨：过渡元素的价电子不仅是最外层电子，次外层及某些元素的倒数第三层电子也可成为价电子。
【例2】　下列有关核外电子排布的式子不正确的是(　　)
A．24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1
B．K的简化电子排布式：[Ar]4s1
D　[24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，这样排布可以满足洪特规则特例，且能量最低，A正确；K原子核外有19个电子，故其简化电子排布式为[Ar]4s1，B正确；N原子核外有7个电子，其轨道表示式为
，C正确；Si原子3p能级的电子排布遵循洪特规则，应该是，D不正确。]
电子排布式书写的易错点在于电子填充顺序与书写顺序在能级交错时不一致，当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，1s22s22p63s23p64s23d6错误。轨道表示式的书写易错点有①(违反能量最低原理)，②(违反泡利不相容原理)，③(违反洪特规则)，④(违反洪特规则)。另外，还应注意原子核外电子排布式、简化电子排布式以及原子外围电子排布式的区别与联系，如Cu的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，简化电子排布式为[Ar]3d104s1，外围电子排布式为3d104s1。
1．下列表示式中错误的是(　　)
C．Na的电子排布式：1s22s22p63s1
D．Na的简化电子排布式：[Ne]3s1
A　[A项违背了泡利不相容原理。]
2．下列原子中，单电子数最多的是(　　)
A．16S
B．35Br　　　
C．24Cr　　　
D．15P
C　[写出各项原子的价电子轨道表示式进行判断。
1．在2p能级上最多只能排布6个电子，其依据的规律是(　　)
A．能量最低原理
B．泡利不相容原理
C．洪特规则
D．能量最低原理和泡利不相容原理
B　[能量最低原理主要是电子排布先后顺序，洪特规则指的是相同能级电子尽可能占据不同轨道，泡利不相容原理说明一个原子轨道上最多容纳2个电子且自旋方向相反，2p能级共有3个轨道，最多容纳6个电子。]
2．下列轨道表示式所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是(　　)
D　[能量处于最低状态的原子为基态原子，其核外电子排布应遵循能量最低原理、泡利不相容原理与洪特规则。A项不遵循能量最低原理，错误；B项不遵循能量最低原理，错误；C项不遵循洪特规则，错误；D项遵循能量最低原理、泡利不相容原理与洪特规则，正确。]
3．下列关于价电子排布式为3s23p4的粒子描述正确的是(　　)
A．它的元素符号为O
B．它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4
C．它可与H2生成液态化合物
D．其轨道表示式为
B　[A项，根据价电子排布式可知该粒子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，故该元素为硫元素；C项，S与H2化合生成气态氢化物H2S；D项，S原子核外电子轨道表示式应。]
4．(素养题)下面是第2周期部分元素基态原子的轨道表示式，据此下列说法一定错误的是(　　)
A．每个原子轨道里最多只能容纳2个电子
B．电子排在同一能级的不同轨道上时，总是优先单独占据一个轨道
C．每个电子层所具有的能级数等于该电子层序数
D．若一个原子轨道里有2个电子，则其自旋状态相同
D　[由题给的四种元素原子的轨道表示式可知，在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，A项正确。当电子排布在同一能级的不同轨道上时，总是优先单独占据一个轨道，即符合洪特规则，B项正确。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，C项正确。若一个原于轨道里有2个电子，则它们自旋状态相反，D项错误。]
5．某元素的激发态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p34s1，则该元素基态原子的电子排布式为________；元素符号为________；其最高价氧化物对应的水化物的化学式是________。写出周期表中24号元素的核外电子排布式________________，这样排布的理由是________________。
[解析]　元素的激发态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p34s1，则该元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4；该原子核外电子数为16，核内质子数为16，是硫元素，元素符号为S；其最高价氧化物对应的水化物的化学式是H2SO4；24号元素的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，这样排布的理由是遵循了洪特规则(或能量最低原理)。
[答案]　1s22s22p63s23p4　S　H2SO4
1s22s22p63s23p63d54s1　洪特规则特例(或能量最低原理)
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