能层与能级 构造原理与电子排布式
学 习 任 务 1．通过认识原子结构与核外电子的排布，理解能层与能级的关系，理解核外电子的排布规律。2．理解基态与激发态的含义与关系，能辨识光谱与电子跃迁之间的关系。3．结合构造原理形成核外电子排布式书写的思维模型，并能根据思维模型熟练书写1～36号元素的电子排布式。
一、能层与能级
1．能层
(1)核外电子按能量不同分成能层并用符号K、L、M、N、O、P、Q表示。
(2)能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。
2．能级
(1)定义：根据多电子原子的能量也可能不同，将它们分为不同能级。
(2)表示方法：分别用相应能层的序数和字母s、p、d、f等表示，如n能层的能级按能量由低到高的排列顺序为ns、np、nd、nf等。
(3)能层、能级与最多容纳的电子数
由上表可知：
①能层序数等于该能层所包含的能级数，如第三能层有3个能级。
② s、p、d、f 各能级可容纳的电子数分别为1、3、5、7的2倍。
③原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数与能层的序数(n)间存在的关系是2n2。
微点拨：(1)不同能层之间，符号相同的能级的能量随着能层数的递增而增大。
(2)在相同能层各能级能量由低到高的顺序是ns(3)不同能层中同一能级，能层数越大，能量越高。例如：1s<2s<3s<4s……
(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)能层就是电子层。 (√)
(2)不同能层，s能级的能量相同。 (×)
(3)s能级的能量一定比p能级的能量低。 (×)
(4)各能级最多可容纳的电子数按s、p、d、f……的顺序依次为1、3、5、7……的2倍。 (√)
若n＝3，以下能级符号错误的是( )
A．np B．nd C．nf D．ns
C [每一能层含有的能级数与其能层序数相等，则n＝3时，能层序数为3，则有3s、3p、3d能级，不存在3f能级，从n＝4时开始出现f能级，C错误。]
二、基态与激发态 原子光谱
1．基态原子与激发态原子
(1)基态原子：处于最低能量状态的原子。
(2)激发态原子：基态原子吸收能量，电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。
(3)基态、激发态相互间转化的能量变化
2．光谱
(1)光谱的成因及分类
(2)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。
微点拨：(1)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；反之，将吸收能量。光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。
(2)电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子时发生的是化学变化。
(3)一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。
金属的焰色试验中，一些金属元素呈现不同的焰色的原因是什么？
[提示] 激发态原子中的电子跃迁到低能级时，多余的能量以光的形式释放出来。释放的能量不同，光的颜色不同。
三、构造原理与电子排布式
1．构造原理
随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子排布遵循下列顺序：
即电子所排的能级顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……
2．电子排布式
(1)电子排布式中能级符号右上角的数字表示该能级的电子数。如：铝原子电子排布式中各符号、数字的意义为
(2)写出下列原子或离子的电子排布式：
①8O：1s22s22p4；
②19K：1s22s22p63s23p64s1，可简写为[Ar]4s1；
③17Cl：1s22s22p63s23p5，可简写为[Ne]3s23p5；
④16S2－：1s22s22p63s23p6。
为什么原子的最外层、次外层及倒数第三层容纳的电子数目分别不超过8、18、32
[提示] ns、np、nd、nf……能级最多可容纳的电子数目依次为1、3、5、7……的2倍。根据构造原理知，原子的最外层由ns、np两个能级构成，排满时排1×2＋3×2＝8个电子；次外层由(n－1)s、(n－1)p、(n－1)d三个能级构成，排满时排1×2＋3×2＋5×2＝18个电子；倒数第三层由(n－2)s、(n－2)p、(n－2)d、(n－2)f四个能级构成，排满时排1×2＋3×2＋5×2＋7×2＝32个电子，故原子的最外层、次外层及倒数第三层容纳的电子数目分别不超过8、18、32。
请根据构造原理，写出下列原子的电子排布式：
(1)16S_______________________________________________。
(2)10Ne_______________________________________________。
(3)20Ca_______________________________________________。
(4)26Fe_______________________________________________。
(5)29Cu______________________________________________。
(6)11Na_______________________________________________。
[解析] 根据原子核外电子的排布规律和构造原理书写原子的电子排布式，应注意从3d能级开始出现“能级交错”现象。
[答案] (1)1s22s22p63s23p4 (2)1s22s22p6 (3)1s22s22p63s23p64s2 (4)1s22s22p63s23p63d64s2 (5)1s22s22p63s23p63d104s1 (6)1s22s22p63s1
理清能层与能级的关系
材料1 亨利·莫斯莱和巴克拉首次于X 射线吸收研究的实验中发现电子层。巴克拉把它们称为K、L、M(以英文字母排列)等(最初K和L电子层名为B和A，改为K和L的原因是预留空位给未发现的电子层)。
材料2 1913年，丹麦科学家玻尔提出了氢原子模型，1920年，他正式提出了构造原理，即从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入原子核外“壳层”的顺序。5年后，玻尔的“壳层”落实为“能层”与“能级”，理清了核外电子的可能状态。
[问题1] 电子层(能层)能理解为电子在核外一薄层空间内运动吗？
提示：电子层(能层)不能理解为电子在核外一薄层空间内运动，而是按电子能量不同来划分的。
[问题2] 同一能层的电子只能在特定的、分立的轨道上运动，各个轨道上的电子具有分立的能量。这句话是否正确？
提示：正确。通常状况下，同一能层的电子，根据能量高低分为不同的能级，各能级电子只能在特定的、分立的轨道上运动，同一能级的电子的能量相同。
[问题3] 电子可以在不同的轨道间发生跃迁。这句话是否正确？
提示：正确。电子吸收能量后可以从低能级跃迁到高能级形成吸收光谱，处于较高能级的电子可跃迁到低能级形成发射光谱。
1．能层与能级类似楼层与楼梯之间的关系，能层是楼层，能级是楼梯的阶级，如图所示。
2．能量规律
(1)在任一个能层中，能级符号顺序为ns、np、nd、nf……(n代表能层序数)，能量依次升高，即在第n层中，不同能级的能量大小顺序是E(ns)(2)不同能层，英文字母相同的能级，n越大，能量越高，如E(1s)1．下列能层不包含d能级的是( )
A．O能层 B．N能层
C．M能层 D．K能层
D [多电子的原子中，同一能层的电子可分为不同的能级，K能层只有s能级，L层有s、p能级，从M能层开始有d能级。]
2．下列说法正确的是( )
A．第三能层只有s、p两个能级
B．在基态多电子原子中，p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
C．第三能层最多容纳8个电子
D．无论哪一能层的s能级最多容纳的电子数均为2
D [第三能层有s、p、d三个能级，A错误；同一能层中的p轨道电子的能量一定比s轨道电子能量高，但能层较高的s轨道电子能量则比能层低的p轨道电子能量高，B错误；每个能层最多可容纳的电子数是2n2，第三能层最多容纳18个电子，C错误；s能级最多容纳的电子数为2，D正确。]
构造原理与电子排布式
查阅元素周期表可知Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。
[问题1] 分析Cr、Cu的电子排布式，思考电子排布式的书写顺序与核外电子填充顺序一定相同吗？
提示：不一定相同，电子排布式的书写按电子层由里到外和s、p、d顺序，而核外电子填充顺序是按构造原理。过渡元素电子排布式的书写与电子填充顺序不一致。
[问题2] 所有元素的原子核外电子排布都符合构造原理吗？
提示：1～36号元素中，只有Cr、Cu两种元素基态原子的电子填充顺序与构造原理不符合。
[问题3] 元素周期表中钠的电子排布式写成[Ne]3s1，方括号里的符号是什么意义？模仿写出8号、14号、26号元素简化的电子排布式。
提示：方括号里符号的意义是稀有气体元素原子的结构，表示该元素前一周期的稀有气体元素原子的电子排布结构；O：[He]2s22p4；Si：[Ne]3s23p2；Fe：[Ar]3d64s2。
1．基态原子的核外电子排布
(1)绝大多数元素的原子核外电子的排布顺序遵循构造原理。
(2)“能级交错”现象：当出现d轨道时，电子按ns、(n－1)d、np的顺序在原子轨道上排布；当出现f轨道时，电子按ns、(n－2)f、(n－1)d、np的顺序在原子轨道上排布。从第三能层开始，各能级不完全遵循能层顺序，产生了能级交错排列，即产生“能级交错”现象。
2．电子排布式书写
(1)“三步法”书写电子排布式
构造原理是书写基态原子电子排布式的依据。
第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→ 2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s……
第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。
第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。
(2)简化的电子排布式
将电子排布式中的内层电子排布用相应的稀有气体元素符号加方括号来表示而得到的式子称为简化的电子排布式。如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1、[Ar]4s2。
(3)特例
Cr：[Ar]3d54s1、Cu：[Ar]3d104s1。
3．离子的电子排布式书写
基态原子转化为相应离子时的一般规律：原子失去电子时总是先失去最外层电子，然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子……对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外能层未填满的能级上。如Fe位于第四周期第Ⅷ族，其原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，Fe2＋的核外电子排布式为[Ar]3d6，Fe3＋的核外电子排布式为[Ar]3d5。
1．下列有关构造原理的说法错误的是( )
A．原子核外电子填充3p、3d、4s能级的顺序一般为3p→4s→3d
B．某基态原子部分核外电子的排布式为3s24s2
C．在多电子原子中，电子最后填入的能级不一定是原子最外能层上的能级
D．从第三能层开始出现能级交错现象，即电子填入能级的顺序与能层顺序不同
B [根据构造原理判断，A项正确；根据构造原理可知，3s与4s能级之间还有3p能级，B项错误；电子最后填入的能级不一定是原子最外能层上的能级，如某些过渡元素，C项正确；从M能层开始，电子填入的顺序是3s→3p→4s→3d……与能层的顺序不同，D项正确。]
2．构造原理揭示的电子排布能级顺序，实质是各能级能量高低。若以E(nl)表示某能级的能量，以下各式中正确的是( )
A．E(5s)>E(4f)>E(4s)>E(3d)
B．E(3d)>E(4s)>E(3p)>E(3s)
C．E(4s)D．E(5s)>E(4s)>E(4f)>E(3d)
B [根据构造原理，各能级能量由低到高的顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s……A项和D项正确顺序为E(4f)>E(5s)>E(3d)>E(4s)；对于不同能层的相同能级，能层序数越大，能量越高，所以C项错误。]
3．下列原子或离子的核外电子排布式，正确的是( )
A．16S2－：1s22s22p63s23p4
B．21Sc：1s22s22p63s23p64s23d1
C．18Ar：1s22s22p63s23p6
D．9F：2s22p5
C [S2－的原子核外共有18个电子，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p6，选项A是S原子的核外电子排布式，故A错误；书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边，能层高的能级要写在右边，因此21Sc原子的核外电子排布式应为1s22s22p63s23p63d14s2，故B错误；选项D是F的最外层电子(价层电子)排布式，不符合题意。]
4．有几种粒子的核外电子排布式均为1s22s22p63s23p6，回答下列问题：
(1)某粒子一般不与其他粒子反应，这种粒子的符号是__________。
(2)某粒子的盐溶液能使溴水褪色，并出现浑浊，这种粒子的符号是__________。
(3)某粒子氧化性很弱，但得到电子后还原性很强，且对应原子只有一个单电子，这种粒子的符号是__________。
(4)某粒子还原性虽弱，但失去电子后氧化性很强，且对应原子得到一个电子即达到稳定结构，该粒子的符号是__________。
[解析] 符合题给核外电子排布式的粒子有S2－、Cl－、Ar、K＋、Ca2＋等。(1)很难发生化学反应的应为稀有气体Ar。(2)能使溴水褪色且出现浑浊的应为还原性较强的S2－，发生反应的离子方程式为S2－＋Br2===S↓＋2Br－。(3)氧化性很弱，得一个电子后变为原子且还原性很强的应为K＋。(4)还原性弱，失去电子后氧化性很强，且对应原子得到一个电子即达到稳定结构，该粒子应为Cl－。
[答案] (1)Ar (2)S2－ (3)K＋ (4)Cl－
书写电子排布式的关键是熟悉构造原理，各能级能量由低到高可记为ns< n－2 f< n－1 d1．下列关于原子核外电子的运动状态的说法正确的是( )
A．能层就是电子层
B．不同能层的s能级能量相同
C．s能级的能量一定比p能级的低
D．3p3表示3p能级只能填充3个电子
A [能层就是电子层，A项正确；不同能层的s能级能量不同，如E(1s)E(3p)，C项错误；3p3表示3p能级上填充了3个电子，而3p能级上最多可填充6个电子，D项错误。]
2．电子在一个原子的下列能级中排布时，最后一个排布的是( )
A．ns B．np C．(n－1)d D．(n－2)f
B [根据原子中上述能级的能量高低顺序：ns<(n－2)f<(n－1)d3．下列说法不正确的是( )
A．焰色试验是化学变化
B．在现代化学中，常利用光谱分析法来鉴定元素
C．同一原子处于激发态时的能量一定大于其处于基态时的能量
D．焰色试验中观察到的特殊焰色是金属原子的电子从激发态跃迁到基态时产生的光的颜色
A [焰色试验是物理变化，A项错误；不同元素的特征谱线不同，故可以利用光谱分析法来鉴定元素，B项正确；基态是原子能量最低时的状态，C项正确；焰色试验中观察到的特殊焰色是金属原子的电子从激发态跃迁到基态时产生的光的颜色，D项正确。]
4．下列是某些元素的最外层电子排布式，各组指定的元素原子间不能形成AB2型化合物的是( )
A．2s22p2和2s22p4
B．3s23p4和2s22p4
C．3s2和2s22p5
D．3s1和3s23p2
D [A项中元素分别为C和O，能形成CO2；B项中元素分别为S和O，能形成SO2；C项中元素分别为Mg和F，能形成MgF2；D项中元素分别为Na和Si，不能形成AB2型化合物，故选D。]
5．根据构造原理写出下列基态原子或离子的核外电子排布式。
(1)A元素原子核外M层电子数是L层电子数的一半：_______。
(2)B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍：____。
(3)基态Ni2＋、Fe3＋、N3－的电子排布式分别为____________、______________、______________。
[解析] (1) L层有8个电子，则M层有4个电子，故A为硅。(2)当次外层为K层时，最外层电子数则为3，则B为硼；当次外层为L层时，最外层电子数为1.5×8＝12，违背了排布规律，故不可能。(3)Ni的原子序数为28，根据构造原理，基态Ni原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，故Ni2＋的电子排布式为1s22s22p63s23p63d8；基态Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，故Fe3＋的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5；氮原子序数为7，基态氮原子的电子排布式为1s22s22p3，故N3－的电子排布式为1s22s22p6。
[答案] (1) 1s22s22p63s23p2 (2) 1s22s22p1
(3)[Ar]3d8 [Ar]3d5 1s22s22p6
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9电子云与原子轨道 泡利原理、洪特规则、能量最低原理
学 习 任 务 1．了解电子云轮廓图和核外电子运动的状态。2．能从原子的微观层面理解原子的组成、结构等，能根据核外电子的排布规则熟知核外电子排布的表示方法，并能根据电子排布的轨道表示式、结构示意图等推导出对应的原子或离子。
一、电子云与原子轨道
1．电子云
由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。
2．电子云轮廓图
为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。把电子在原子核外空间出现概率P＝90%的空间圈出来，即电子云轮廓图。
3．原子轨道
(1)定义：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。
(2)形状
①s电子的原子轨道呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。
②除s电子云外，其他电子云轮廓图都不是球形的。例如，p电子云轮廓图是呈哑铃状的。
(3)各能级所含有原子轨道数目
能级符号 ns np nd nf
轨道数目 1 3 5 7
微点拨：原子轨道与能层序数的关系
(1)不同能层的同种能级的原子轨道形状相同，只是半径不同。能层序数n越大，原子轨道的半径越大。如：
同一原子的s电子的电子云轮廓图
(2)s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。
电子云图中的小点是否代表电子？电子云是否代表电子的运动轨迹？
提示：电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子真实出现的次数。电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述，不代表电子的实际运动轨迹，小点的疏密表示电子在核外空间出现的概率密度的大小，小点越密，表示电子出现的概率密度越大。
下列有关电子云和原子轨道的说法正确的是( )
A．原子核外的电子像一片云雾一样笼罩在原子核周围，故称电子云
B．s轨道呈球形，处在该轨道上的电子只能在球壳内运动
C．p轨道呈哑铃形，在空间有两个伸展方向
D．与s电子原子轨道相同，p电子原子轨道的平均半径随能层的增大而增大
D [电子云是对电子运动的形象化描述，它仅表示电子在某一区域内出现的概率密度，并非原子核真被电子云雾所包裹，故A错误；原子轨道是电子出现的概率约为90%的空间轮廓，它表明电子在这一区域内出现的概率大，在此区域外出现的概率小，故B错误；p轨道在空间有x、y、z 3个伸展方向，故C错误；由于按2p、3p……的顺序，电子的能量依次增大，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展，原子轨道的平均半径逐渐增大，故D正确。]
二、泡利原理、洪特规则、能量最低原理
1．电子自旋与泡利原理
(1)自旋是微观粒子普遍存在的一种如同电荷、质量一样的内在属性，电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向，简称自旋相反，常用上下箭头(↑和↓)表示自旋相反的电子。
(2)泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反。
2．电子排布的轨道表示式
(1)在轨道表示式中，用方框(或圆圈)表示原子轨道，能量相同的原子轨道(简并轨道)的方框相连，箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称电子对，“↑”或“↓”称单电子(或称未成对电子)。
(2)表示方法：以铝原子为例，轨道表示式中各符号、数字的意义为
微点拨：通常应在方框下方或上方标记能级符号，有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同。
3．洪特规则
(1)内容：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。
(2)特例
在简并轨道(同一能级)上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。
相对稳定的状态
如24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，为半充满状态，易错写为1s22s22p63s23p63d44s2。
微点拨：洪特规则不仅适用于基态原子，也适用于基态离子。
4．能量最低原理
在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低。
微点拨：能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于1～36号元素来说，应重点掌握和记忆“1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p”这一顺序)。
(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)当电子排布在同一能级的不同轨道时，电子总是先占满1个轨道，然后再占据其他原子轨道。 (×)
(2)C的电子排布式1s22s22p违反了洪特规则。 (√)
(3) 违背了泡利原理。 (×)
(4)在d轨道中电子排布成，而不排布成，遵循的是洪特规则。 (√)
下列原子或离子的电子排布表示方法中，正确的是________，违反能量最低原理的是________，违反洪特规则的是________，违反泡利原理的是________。
①Ca2＋：1s22s22p63s23p6
②F－：1s22s23p6
③
④Cr：1s22s22p63s23p63d44s2
⑤Fe：1s22s22p63s23p63d64s2
⑥Mg2＋：1s22s22p6
⑦
[解析] 根据核外电子排布规律知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，应为1s22s22p6；③中没有遵循洪特规则；⑦中违反泡利原理。
[答案] ①⑤⑥ ②④ ③ ⑦
电子云与原子轨道
20世纪20年代以来，现代模型(电子云模型)认为电子绕核运动形成一个带负电荷的云团，对于具有波粒二象性的微观粒子在一个确定时刻其空间坐标与动量不能同时测准，这是德国物理学家海森堡在1926年提出的著名的不确定性原理。
[问题1] 电子云图中的小点的含义是什么？小点的密度表示什么？
提示：小点是电子在原子核外出现的概率密度的形象描述。小点密度越大，表明概率密度越大。
[问题2] 电子在原子核外出现的概率有什么规律？
提示：离核越近，电子出现的概率越大，电子云越密集。如2s电子云比1s电子云疏散。
[问题3] 不同能层的同种能级的原子轨道形状是否完全相同？
提示：不同能层的同种能级的原子轨道形状相似，但不完全相同。只是原子轨道的半径不同，能级序数n越大，电子的能量越大，原子轨道的半径越大。例如1s、2s、3s原子轨道均为球形，原子轨道半径：r(1s)＜r(2s)＜r(3s)。
1．宏观物体的运动与微观电子的运动对比
(1)宏观物体的运动有确定的运动轨迹，可以准确测出其在某一时刻所处的位置及运行的速度，描绘出其运动轨迹。
(2)由于微观粒子质量小、运动空间小、运动速度快，不能同时准确测出其位置与速度，所以对于核外电子只能确定其在原子核外各处出现的概率。
①电子云图表示电子在核外空间出现概率密度的相对大小。电子云图中小点密度越大，表示电子出现的概率密度越大。
②电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子真实出现的次数。
③由氢原子的1s电子在原子核外出现的概率密度分布图可知，离原子核越近的空间电子出现的概率越大；电子云的外围形状具有不规则性。
④电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图。
2．s能级和p能级的原子轨道的对比
能级 s p
轨道图形
轨道形状 球形 哑铃形
轨道数目 1 3(空间相互垂直)
最多容纳电子数 2 6
相同点 ①均以原子核为对称中心②原子轨道的平均半径分别随能层数增大而增大，且同种能级符号的原子轨道形状相似
3．不同能层的能级、原子轨道
能层 能级 原子轨道数 原子轨道名称 原子轨道的形状和取向
形状 取向
K 1s 1 1s 球形 —
L 2s 1 2s 球形 —
2p 3 2px、2py、2pz 哑铃形 相互垂直
M 3s 1 3s 球形 —
3p 3 3px、3py、3pz 哑铃形 相互垂直
3d 5 ……① …… ……
N 4s 1 4s 球形 —
4p 3 4px、4py、4pz 哑铃形 相互垂直
4d 5 …… …… ……
4f 7 …… …… ……
…… …… …… …… …… ……
注：①d轨道和f轨道各有其名称、形状和取向，本书不作要求而从略。
题组1 认识理解电子云
1．下列关于电子云的叙述不正确的是( )
A．电子云是用小点的疏密程度来表示电子在核外空间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．电子云图说明离核越近，电子出现概率越大；离核越远，电子出现概率越小
D．能级类别不同，电子云的形状也不同
B [人们常用小点的疏密程度来表示电子在原子核外空间出现概率的大小，A项正确；电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述，而不是电子的实际运动轨迹，B项错误；从电子云图中可以看出，离核越近，电子出现概率越大；离核越远，电子出现概率越小，C项正确；能级类别不同，电子云的伸展方向不同，即电子云的形状不同，D项正确。]
2．图1和图2 分别是1s电子的概率密度分布图和原子轨道图。下列有关说法正确的是( )
图1 图2
A．图1中的每个小点表示1个电子
B．图2 表示1s电子只能在球体内出现
C．图2表明1s轨道呈球形，有无数对称轴
D．图1中的小点表示电子在核外所处的位置
C [电子云中的小点的疏密程度描述的是电子在原子核外空间出现的概率大小，A项、D项错误；1s电子云轮廓图为球形，球体代表1s电子在原子核外空间出现概率P＝90%的区域，该区域外，电子出现的概率较小，但也会出现，B错误。]
题组2 认识原子轨道
3．3px所代表的含义是( )
A．px轨道上有3个电子
B．第三能层px轨道有3个伸展方向
C．px电子云有3个伸展方向
D．第三能层沿x轴方向伸展的p轨道
D [符号“3px”中“3p”表示第三能层的p轨道，“x”表示原子轨道沿x轴的方向伸展。]
4．如图是s能级和p能级的原子轨道图，下列说法正确的是( )
A．s能级和p能级的原子轨道形状相同
B．每个p能级都有6个原子轨道
C．s能级的原子轨道半径与能层序数有关
D．钠原子的电子在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；能层序数越小，s能级的原子轨道半径越小，C项正确；钠原子的电子在6个原子轨道上高速运动，D项错误。]
核外电子排布的表示方法
德国人弗里德里希·洪特(F．Hund)根据大量光谱实验数据总结出一个规律，即电子分布到能量简并的原子轨道时，优先以自旋相同的方式分别占据不同的轨道，因为这种排布方式原子的总能量最低。所以在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。
[问题1] 泡利原理和洪特规则有何区别？
提示：泡利原理：在一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋相反；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，而且自旋平行。
[问题2] 指出下列核外轨道表示式的书写分别违背了什么原则？
①2p轨道上有3个电子的原子：
②2p轨道上有2个电子的原子：
③基态P原子：1s22s22p63s23p3p
④4s轨道上有2个电子的原子：
⑤3d轨道上有8个电子的原子：
提示：①②③⑤违背了洪特规则，当电子排布在同一能级的不同轨道时，原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋平行。④违背了泡利原理，一个原子轨道最多只容纳2个电子，而且这2个电子的自旋相反。
核外电子排布的表示方法
原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子
实例
电子排布式 含义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式
实例 K：1s22s22p63s23p64s1
简化电子排布式 含义 为了避免电子排布式书写过于烦琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示
实例 K：[Ar]4s1
价层电子排布式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式
实例 Al：3s23p1
轨道表示式 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子
实例
电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式
实例
5．下列电子排布式或电子排布图正确的是( )
A．基态C原子的电子排布图：
B．基态Ca原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d2
C．基态N原子的电子排布图：
D．基态Br－的电子排布式：[Ar]3d104s24p6
D [基态C原子的电子排布图违背了洪特规则，2p能级上的2个电子应分别占据1个原子轨道，且自旋平行，A错误；基态Ca原子的电子排布式违背了能量最低原理，2个价层电子应优先排布在4s能级，B错误；基态N原子的电子排布图违背了泡利原理，同一原子轨道中的2个电子自旋相反，C错误。]
6．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元素外原子半径最大的元素，C的原子最外层有三个未成对电子，E的原子价层电子排布式为3d64s2。回答下列问题：
(1)A为__________(写出元素符号，下同)，基态原子的电子排布式是__________；
(2)B为__________，基态原子的简化电子排布式是________；
(3)C为__________，基态原子的价层电子排布式是________；
(4)D为__________，基态原子的电子排布的轨道表示式是__________________________；
(5)E为__________，原子结构示意图是__________。
[解析] 由知x＝2，故A为Si；A、B、C同周期，B是第三周期除稀有气体元素外原子半径最大的元素，故B是Na；最外层有三个未成对电子的第三周期元素原子的价层电子排布式为3s23p3，故C是P；C、D同主族，同为短周期元素，故D为N；原子价层电子排布式为3d64s2的元素是Fe。
[答案] (1)Si 1s22s22p63s23p2
(2)Na [Ne]3s1 (3)P 3s23p3
(4)N
(5)Fe
书写轨道表示式时的“五”注意
(1)一个方框表示一个原子轨道，一个箭头表示一个电子。
(2)不同能级中的要分开，同一能级中的要连接。
(3)整个轨道表示式中各能级的排列顺序要与相应的电子排布式一致。
(4)当中有2个电子时，它们的自旋状态必须相反。
(5)洪特规则的特例：在能量相同的轨道(同一能级)上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较高的稳定性。如24Cr的价层电子排布式为3d54s1(半充满)，易错写为3d44s2。
1．对原子核外的电子运动描述方法正确的是( )
A．根据一定的数据计算出它们某一时刻所在的位置
B．用一定仪器测定或描述出它们的运动轨道
C．核外电子的运动有确定的轨道
D．核外电子的运动根本不具有宏观物体运动规律，只能用统计规律来描述
D [核外电子的运动根本不具有宏观物体运动规律，只能用统计规律来描述。我们不能测定或计算出它在某一时刻所在的位置，也不能描画它的运动轨迹。]
2．下列能级中原子轨道数为5的是( )
A．s能级 B．p能级
C．d能级 D．f能级
C [s能级有1个原子轨道，p能级有3个原子轨道，d能级有5个原子轨道，f能级有7个原子轨道，故C项正确。]
3．下列说法正确的是(n代表能层序数)( )
A．L能层不包含d能级
B．s电子绕核旋转，其轨道为一个圆，而p电子是走“∞”形
C．当n＝2时，该能层不一定有四个原子轨道
D．当n＝3时，该能层有3s、3p、3d、3f四个原子轨道
A [L能层只包含s、p能级，A项正确；核外电子的运动无固定轨迹，B项错误；n＝2时，该能层一定有四个原子轨道，C项错误；n＝3时，该能层有3s、3p、3d能级，共9个原子轨道，没有3f能级，D项错误。]
4．下列电子排布的轨道表示式所表示的元素原子中，能量处于最低状态的是( )
C [本题考查的是核外电子排布的基本原理。要使各原子能量处于最低状态(即基态)，核外电子必须遵循三大原理进行排布。A项中2s轨道没有排满电子就排在了2p轨道上，显然能量不是最低的；B项中2p轨道上的电子排布不符合洪特规则，三个电子各占一个p轨道且自旋状态相同时，能量最低；C项中2p3为半充满状态，能量最低；D项中2p轨道未排满就排3s轨道，能量不是最低的。]
5．(1)下面是s能级与p能级的原子轨道图：
请回答下列问题：
s电子的原子轨道呈__________形，每个s能级有____________个原子轨道；
p电子的原子轨道呈__________形，每个p能级有____________个原子轨道。
(2)写出下列元素基态原子的电子排布式。
①Co：______________________________________________；
②Cu：______________________________________________。
(3)画出下列元素基态原子的轨道表示式。
①N：______________________________________________；
②F：______________________________________________。
[解析] (1)s电子的原子轨道呈球形，每个s能级有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈哑铃形，每个p能级有3个原子轨道。
(2)①Co的原子序数是27，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；②Cu的原子序数是29，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1。
(3)①N的原子序数是7，基态原子的轨道表示式为；②F的原子序数是9，基态原子的轨道表示式为。
[答案] (1)球 1 哑铃 3
(2)①1s22s22p63s23p63d74s2(或[Ar]3d74s2)
②1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)
(3)
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12原子结构与元素周期表
学 习 任 务 1．能从微观角度理解原子结构与元素周期表中位置的关系，能从原子价层电子数目、价层电子排布的角度解释元素周期表中元素的分区及周期和族的划分。2．通过原子结构和元素在周期表中的位置分析推理其他元素的位置及性质，培养学生的模型认知能力。
一、元素周期律、元素周期系和元素周期表
1．元素周期律：元素性质随着原子序数递增发生周期性的重复。
2．元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。
微点拨：元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
二、构造原理与元素周期表
1．核外电子排布与周期的划分
(1)电子排布与周期划分的本质联系
周期 价层电子排布 各周期增加的能级 元素种数
ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数
一 1s1 1s2 2 1s 2
二 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8
三 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8
四 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18
五 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18
六 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32
七 7s1 7s27p6 8 7s、5f、6d、7p 32
(2)规律：①周期序数＝电子层数。②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的2倍＝对应能级组最多容纳的电子数。
2．核外电子排布与族的划分
(1)划分依据：取决于原子的价层电子数目和价层电子排布。
(2)特点：同族元素的价层电子数目和价层电子排布相同。
(3)规律
①对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价层电子全部排布在ns或ns、np轨道上(见下表)。价层电子数与族序数相同。
族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
价层电子排布 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
③稀有气体元素：价层电子排布为ns2np6(He除外)。
某元素位于周期表中第四周期第ⅤA族，你能否据此书写出该元素的价层电子排布式、电子排布式？
提示：元素的价层电子排布式为4s24p3，电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3。
写出具有下列电子排布的微粒的核电荷数、元素符号，以及在周期表中的位置。
(1)A原子：1s22s22p5________、________；第________族、第________周期。
(2)B－：1s22s22p63s23p6________、________；第________族、第________周期。
(3)C原子：[He]2s22p3________、________；第________族、第________周期。
(4)价层电子排布为3d54s2的原子：________、________；第________族、第________周期。
[解析] (1)对于原子，核电荷数＝核外电子数，确定A元素为F，位于元素周期表中第二周期第ⅦA族。
(2)对于阴离子，核电荷数＝核外电子数－所带电荷数＝18－1＝17，故B－为Cl－；位于元素周期表中第三周期第ⅦA族。
(3)将简化电子排布式还原为电子排布式，即1s22s22p3，判断C原子为N；位于元素周期表中第二周期第ⅤA族。
(4)由构造原理知该元素原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，确定为Mn元素，位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。
[答案] (1)9 F ⅦA 二 (2)17 Cl ⅦA 三
(3)7 N ⅤA 二 (4)25 Mn ⅦB 四
三、再探元素周期表
1．元素周期表的结构
2．元素周期表的分区
(1)根据核外电子排布
根据核外电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区：s区、p区、d区、ds区和f区。除ds区外，各区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
(2)根据元素金属性与非金属性
①金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。
②处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。s区的元素除氢外，也全部是金属元素。
根据周期表分区的依据，各区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。则p区元素价层电子都是ns2np1～6吗？价层电子为ns1～2的元素一定都在s区吗？
提示：都不是。p区He元素的价层电子为2s2，可作为这两个问题的特例。
元素周期表中，非金属元素存在的区域为( )
A．只有s区 B．只有p区
C．s区、d区和ds区 D．s区和p区
D [s区存在非金属元素H，大部分非金属元素存在于p区，而d区、ds区及f区的元素全部为金属元素。]
探究原子核外电子排布与元素周期表的关系
元素周期系周期性发展就像螺壳上的螺旋
[问题1] 价层电子排布为5s25p1的元素，在元素周期表中处于什么位置？据此分析元素的价层电子排布与元素在周期表中的位置有何关系？
提示：该元素位于第五周期第ⅢA族。元素能级中最高能层序数＝周期序数，主族元素原子的价层电子数＝该元素在元素周期表中的主族序数。
[问题2] 某元素位于元素周期表中第四周期第ⅤA族，你能否据此写出该元素的价层电子排布式和电子排布式？
提示：该元素的价层电子排布式为4s24p3；电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3。
[问题3] 原子序数1～36的某元素基态原子的最外层电子排布式为ns2，该元素可能属于哪一族？
提示：0族(He)、ⅡA族、ⅡB族、ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅦB族、Ⅷ族。
1．核外电子排布与族的关系
(1)价层电子
主族元素的价层电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属元素原子的价层电子排布为ns1。副族元素的价层电子与其最外层电子和次外层电子有关(镧系、锕系元素还与次次外层的f电子有关)。如铁元素的价层电子排布式为3d64s2。
(2)主族元素
主族元素的族序数＝原子的最外层电子数。同主族元素原子的价层电子排布相同，价层电子全部排布在ns或nsnp能级上(如表所示)。
主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
价层电子构型 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
当主族元素原子的价层电子全部失去或偏离时，表现出该元素的最高正价(O、F除外)。
(3)稀有气体元素的价层电子排布为ns2np6(He为1s2)。
(4)过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵列原子的价层电子排布基本相同(如表所示)。
族序数 ⅢB ⅣB …… ⅦB
价层电子构型 (n－1)d1ns2 (n－1)d2ns2 …… (n－1)d5ns2
族序数 Ⅷ ⅠB ⅡB
价层电子构型 (n－1)d6～8ns2 (n－1)d10ns1 (n－1)d10ns2
第ⅢB族～ⅦB族可失去ns和(n－1)d能级上的全部电子，所以，最高正价数＝族序数。
第Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n－1)d电子，其最高正价一般低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现出＋8价。
第ⅠB族可失去ns电子和部分(n－1)d电子，所以第ⅠB族的族数<最高正价，第ⅡB族只失去ns2电子，第ⅡB族的族序数＝其最高正价。
2．各区元素的特点
包括的元素 价层电子排布 化学性质
s区 第ⅠA、ⅡA族 ns1～2(最后的电子填在ns上) 除氢外，都是活泼金属元素(碱金属和碱土金属元素)
p区 第ⅢA～ⅦA族、0族 ns2np1～6(最后的电子填在np上) 随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱
d区 第ⅢB～ⅦB、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2[最后的电子填在(n－1)d上] 均为过渡金属，由于d轨道都未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区 第ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2[(n－1)d全充满] 均为过渡金属，d轨道已充满电子，因此d轨道一般不再参与化学键的形成
f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 镧系元素的化学性质非常相近，锕系元素的化学性质也非常相近
题组1 核外电子排布与元素周期表的关系
1．价层电子构型为3d104s1的元素在周期表中位于( )
A．第五周期第ⅠB族 B．第五周期第ⅡB族
C．第四周期第ⅦB族 D．第四周期第ⅠB族
D [该元素的基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，根据电子排布式可知，该原子有4个能层，所以位于第四周期；其价层电子排布式为3d104s1，属于第ⅠB族元素，所以该元素位于第四周期第ⅠB族，故选D。]
2．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正确的是( )
A．原子的价层电子排布式为ns2np1～6的元素一定是主族元素
B．基态原子的p能级上有5个电子的元素一定是第ⅦA族元素
C．原子的价层电子排布式为(n－1)d6～8ns2的元素一定位于第ⅢB～第ⅧB族
D．基态原子的N层上只有1个电子的元素一定是主族元素
B [0族元素原子的价层电子排布式为1s2(氦)或ns2np6，故A项错误；原子的价层电子排布式为(n－1)d6～8ns2的元素位于第Ⅷ族，故C项错误；基态原子的N层上只有1个电子的元素除了主族元素外，还有部分副族元素，如Cu、Cr，故D项错误。]
已知某元素原子的价层电子排布，可推断该元素在元素周期表中的具体位置。依据最大能层数确定所在周期序数；依据价层电子数确定所在族序数。 1 对于主族元素，原子的最大能层数等于周期序数，价层电子数等于主族序数； 2 第ⅢB～ⅦB族，原子的价层电子数等于族序数； 3 第ⅠB、ⅡB族要根据ns能级上的电子数来划分。
题组2 元素周期表的分区
3．下列说法中正确的是 ( )
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ⅢB族到ⅡB族10个纵列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，A、D错；He、Zn等虽最外层电子数为2却不分布在s区，B错；周期表中ⅢB族～ⅡB族为过渡元素，全部为金属元素，C正确。]
4．元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的价层电子排布式为ns(n－1)np(n＋1)，则下列说法不正确的是( )
X
Y
Z
A．Y元素原子的价层电子排布式为4s24p4
B．Y元素在周期表的第三周期第ⅥA族
C．X元素位于元素周期表的p区
D．Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3
A [Y元素原子的价层电子排布式为ns(n－1)np(n＋1)，由n－1＝2可得n＝3，Y元素原子的价层电子排布式为3s23p4，则Y元素位于第三周期第ⅥA族，Z位于第四周期第ⅤA族，价层电子排布式为4s24p3，电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3。X、Y、Z最外层电子填充在p轨道上，故X、Y、Z均位于p区。]
解答与元素周期表分区相关的问题时，要特别注意： 1 主族元素的最外层电子即为价层电子，过渡元素的价层电子一般包括最外层的s电子和次外层的d电子，有的还包括倒数第三层的f电子； 2 s区元素原子的价层电子特征排布为ns1～2，价层电子数等于主族序数； 3 p区元素原子的价层电子特征排布为ns2np1～6 He除外 ，价层电子总数等于主族序数 0族除外 ； 4 s区 H除外 、d区、ds区和f区都是金属元素。
1．下列叙述不正确的是( )
A．门捷列夫元素周期表是按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列起来
B．元素周期律是元素性质随着原子序数递增发生周期性重复的规律
C．元素周期表是呈现元素周期系的表格
D．元素周期表和元素周期系均只有一个
D [元素周期表多种多样，元素周期系只有一个，D项错误。]
2．元素周期表中共有18纵列，从左到右排为18列，第1列为碱金属元素(氢元素除外)，第18列为稀有气体元素，则下列说法正确的是( )
A．第9列元素中没有非金属元素
B．第15列元素原子的最外层电子排布式是ns2np5
C．最外层电子排布式为ns2的元素一定在第2列
D．第14列元素原子的未成对电子数是同周期元素中最多的
A [元素周期表中，第9列为第Ⅷ族，全部为金属元素，A项正确；第15列为第ⅤA族，其元素原子的最外层电子排布式为ns2np3，B项错误；He的最外层电子排布式为1s2，却在第18列，C项错误；第14列(碳族)元素原子的价层电子排布式为ns2np2，未成对电子数为2，第15列(氮族)元素原子的价层电子排布式为ns2np3，未成对电子数为3，D项错误。]
3．某元素简化电子排布式为[Xe]4f46s2，其应在( )
A．s区 B．p区 C．d区 D．f区
D [元素在周期表中的分区，取决于元素原子的最后一个电子所进入的能级，因最后一个电子进入4f能级，所以该元素为f区元素。]
4．关于元素周期表中元素的分区，下列说法正确的是( )
A．元素周期表中的s区全部是金属元素
B．元素周期表中的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H元素属于非金属元素，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。]
5．在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价层电子排布相似的元素集中在一起。据此，人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的能级符号作为该区的符号，如图所示。
(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，原子的价层电子的电子云形状为________。
(2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，常见离子的电子排布式为________________________________________，其中较稳定的是________。
(3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，原子的价电子排布式为________。
(4)在p区中，第二周期第ⅤA族元素原子价层电子轨道表示式为________________________________________________________________。
(5)当今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们在________区中。
[解析] (1)s区为第ⅠA族、第ⅡA族，符合条件的元素为Be，其电子排布式为1s22s2，价层电子的电子云形状为球形。(2)d区为第ⅢB族～第ⅦB族、第Ⅷ族，族序数最大且原子序数最小的元素为Fe，常见离子为Fe2＋、Fe3＋，电子排布式为1s22s22p63s23p63d6、1s22s22p63s23p63d5，由离子的电子排布式可知Fe3＋的3d轨道“半充满”，其稳定性强于Fe2＋。(3)ds区符合条件的元素为Zn，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，价层电子排布式为3d104s2。(4)该题中符合题意的元素为N，其价层电子轨道表示式为。(5)铀和钚均为锕系元素，位于f区。
[答案] (1)球形
(2)Fe2＋：1s22s22p63s23p63d6，Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5
Fe3＋ (3)3d104s2 (4) (5)f
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9元素周期律
学 习 任 务 1．能从原子结构的角度理解原子半径、电离能、电负性的递变规律。2．通过原子半径、电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用该认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
一、原子半径
1．影响因素
2．递变规律
(1)同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小(稀有气体除外)。
(2)同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。
分析粒子半径大小比较的关键是什么？
提示：①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。②对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。③同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。
下列有关粒子半径的大小比较错误的是( )
A．K>Na>Li B．Na＋>Mg2＋>Al3＋
C．Mg2＋>Na＋>F－ D．Cl－>F－>F
C [同一主族元素的原子，从上到下原子半径逐渐增大，A项正确；核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小，B项正确；半径大小应为Mg2＋F－；F－比F多一个电子，故半径：F－>F，D项正确。]
二、电离能
1．电离能的概念
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叫做第一电离能。
2．元素的第一电离能变化规律
(1)对同一周期的元素而言，第一种(碱金属和氢)元素的第一电离能最小，最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
(2)同族元素，自上而下第一电离能变小，表明自上而下原子越来越易失去电子。
3．电离能的应用
可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子，元素金属性越强。
下列各组原子中，前者第一电离能大于后者第一电离能的是( )
A．S和P B．Mg和Al
C．Na和Mg D．Ne和He
B [S和P的价层电子排布式分别为3s23p4和3s23p3，由于P原子的3p能级处于半充满状态，较稳定，所以I1(S)I1(Ne)。]
三、电负性
1．键合电子和电负性的含义
(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。
(2)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。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
2．衡量标准
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。
3．递变规律(一般情况)
(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐变大。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐变小。
4．应用：判断金属性、非金属性强弱
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原子对键合电子吸引力的大小
C．根据电负性的大小，可判断化合物XY中两元素化合价的正负
D．元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关
D [电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准，A项正确；元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小，B项正确；元素的电负性越大，则元素的非金属性越强，反之则元素的金属性越强，故在化合物XY中电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价，C项正确；一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，同族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小，因此电负性与原子结构有关，D项错误。]
电离能规律及其应用
前四周期元素第一电离能(I1)的变化如图所示。
[问题1] 据图可知，第ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解释原因。
提示：同周期中，第ⅡA族元素的价层电子排布为ns2，第ⅤA族元素的价层电子排布为ns2np3，np轨道分别为全空和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。
[问题2] 根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答：
①为什么同一元素的电离能逐级增大？
②为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3
提示：①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3＜……这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对电子的吸引作用增强，因此第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理I3＞I2、I4＞I3……In＋1＞In。
②Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。
1．第一电离能与原子核外电子排布的关系
(1)第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。例如P的第一电离能比S的大，Mg的第一电离能比Al的大。
(2)第三周期元素第一电离能的大小关系为I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>I1(Na)。
2．电离能的应用
(1)比较元素金属性的强弱。
一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。
(2)确定元素原子的核外电子层排布。
由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此当元素原子失去不同能层的电子时电离能会发生突变。
(3)确定元素的化合价。
如果电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，或主族元素的最高化合价为＋n价。某元素的逐级电离能若I2 I1，则该元素通常显＋1价；若I3 I2>I1，则该元素通常显＋2价；若I4 I3>I2>I1，则该元素通常显＋3价。
1．某主族元素的第一、二、三、四电离能依次为899 kJ·mol－1、1 757 kJ·mol－1、14 840 kJ·mol－1、18 025 kJ·mol－1，则该元素在元素周期表中位于( )
A．第ⅠA族 B．第ⅡA族
C．第ⅢA族 D．第ⅣA族
B [该元素的第一、二电离能较小，第三电离能剧增，说明该元素原子易失去2个电子，其最外层电子数为2，该元素位于第ⅡA族。]
2．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，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是____________________________________________________________________________________________________________________________________。
(2)同一周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是________(填编号)。
①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒) ③E(溴)＞E(硒) ④E(溴)＜E(硒)
(3)估计1 mol气态钙原子失去最外层一个电子所需最低能量E值的范围：________＜E＜________。
(4)10号元素E值较大的原因是________________________。
[解析] 本题主要考查元素第一电离能的变化规律。
(1)从1H、3Li、11Na、19K等同主族元素可以看出，同主族元素随着原子序数增大，E值变小。(2)从第二、三周期看，第ⅢA族和ⅥA族元素比同周期相邻两元素E值都低，可以推出E(砷)＞E(硒)、E(溴)＞E(硒)。(3)据同主族、同周期元素E值变化规律可知，E(K)＜E(Ca)＜E(Mg)。(4)10号元素(Ne)原子的最外层电子排布已达8电子稳定结构。
[答案] (1)随着原子序数增大，E值变小 (2)①③
(3)485 738
(4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构
电负性规律及其应用
在化学中有一个概念，全世界的化学家和材料学家几乎每天都会用到，它常被视为元素周期表中的“第三个维度”。研究人员已经无数次地将它用于分子和材料的设计上。它衡量的是不同原子吸引电子的能力。可以说，它是解释元素之间为什么会发生化学反应，以及为何能形成具有不同性质的材料的重要基础。化学家曾无数次地尝试用不同的方法来定义和量化这一概念。瑞典化学家永斯·贝采利乌斯在19世纪对它进行了研究。美国化学家莱纳斯·鲍林将其定义为分子中原子吸引电子的能力，并提出了一个基于键能的公式，这一定义至今仍然适用。
[问题1] “第三个维度”是什么？
提示：电负性。根据材料可知，“第三个维度”衡量的是不同原子吸引电子的能力，符合概念的是电负性。
[问题2] 根据化合物SiC、CCl4判断，Si、C、Cl的“第三个维度”由大到小的顺序是什么？
提示：Cl>C>Si。
[问题3] 根据铝元素和氯元素的“第三个维度”差值判断，AlCl3是离子化合物还是共价化合物？为什么？
提示：共价化合物。Cl元素的电负性为3.0，Al元素的电负性为1.5，二者电负性的差值小于1.7，形成共价键，故AlCl3是共价化合物。
电负性的应用
1．判断元素的金属性和非金属性
(1)金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于金属、非金属界线两侧的元素的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
(2)金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
2．判断元素的化合价
(1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。
(2)电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
3．判断化学键的类型
一般认为：
(1)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。
(2)如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
4．解释元素“对角线”规则
在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图所示)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。
这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。
3．(2021·福建漳州月考)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 [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，它是一个相对数值，元素的电负性也有周期性变化。一般来说，同周期元素从左到右(稀有气体元素除外)，元素的电负性逐渐增大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。]
4．碳、氧、硅、锗、氟、氯、溴、镍元素在化学中占有极其重要的地位。
(1)第二周期中基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性较小的元素是__________。
(2)从电负性角度分析，碳、氧和硅元素的非金属性由强到弱的顺序为__________。
(3)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为__________。
(4)基态锗(Ge)原子的核外电子排布式是__________，Ge的最高价氯化物的分子式是__________。该元素可能的性质或应用有__________(填标号)。
A．是一种活泼的金属元素
B．其电负性大于硫
C．其单质可用作半导体材料
D．锗的第一电离能大于碳而电负性小于碳
(5)溴与氯以__________ (填“离子”或“共价”)键结合成BrCl，BrCl分子中，__________显正电性。BrCl与水发生反应的化学方程式为___________________________________________________________________________________________________________________________________。
[解析] (1)基态Ni原子的价层电子排布式为3d84s2，原子中含有2个未成对电子，第二周期元素基态原子中含有2个未成对电子的元素有C和O，而O的电负性大于C。(2)一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大，同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小可知，电负性由大到小的顺序为O>C>Si，电负性越大，非金属性越强，则非金属性由强到弱的顺序为O>C>Si。(3)元素电负性越大，吸引键合电子能力越强，键合电子偏向于该原子，根据题给分子中共用电子对偏向情况可推知电负性由大到小的顺序为C>H>Si。(4)锗是32号元素，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2；Ge的价层电子数为4，则最高价为＋4，其氯化物分子式是GeCl4。Ge是一种金属元素，但最外层电子数为4，金属性不强，A项错误；硫是较活泼的非金属元素，电负性：S>Si>Ge，故锗的电负性小于硫，B项错误；锗单质是一种半导体材料，C项正确；锗的电负性和第一电离能均小于碳，D项错误。(5)电负性：Br[答案] (1)碳(或C) (2)O>C>Si (3)C>H>Si (4)1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2 GeCl4 C (5)共价 Br BrCl＋H2O===HCl＋HBrO
电负性是不同元素的原子对键合电子吸引力大小的量度，电负性越大，非金属性越强。电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型，也可以用来判断元素化合价的正负。电负性相同或差值小的非金属元素的原子之间形成的化学键主要是共价键，当电负性差值为零时通常形成非极性共价键；差值不为零时，形成极性共价键；而且差值越小，形成的共价键极性越弱。
1．下列化合物中阳离子半径和阴离子半径之比最大的是( )
A．LiI B．NaBr C．KCl D．CsF
D [若阳离子半径最大，阴离子半径最小，则化合物中阳离子半径和阴离子半径之比最大。四种化合物中，阴离子中F－半径最小，而阳离子中Cs＋半径最大，所以四种化合物中阳离子半径和阴离子半径之比最大的是CsF。]
2．具有下列价层电子排布的同周期元素原子中，第一电离能最小的是( )
A．ns2np3 B．ns2np4
C．ns2np5 D．ns2np6
B [ns2np3中np轨道处于半充满状态，ns2np6中np轨道处于全充满状态，均是能量较低的状态，不易失去电子；ns2np4和ns2np5比较，ns2np4更容易失去一个电子变成ns2np3，因此其第一电离能最小，故B项正确。]
3．下列是几种基态原子的电子排布式，电负性最大的原子是( )
A．1s22s22p4
B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2
D．1s22s22p63s23p64s2
A [不同元素的原子吸引电子的能力大小可用电负性表示，元素的非金属性越强其电负性越大。同一周期中的主族元素，电负性随着原子序数的增大而增大；同一主族中，元素的电负性随着原子序数的增大而减小。A是O元素，B是P元素，C是Si元素，D是Ca元素，非金属性最强的元素是O元素，即电负性最大的元素是O元素，故选A。]
4．如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是( )
A．y轴表示的可能是基态的原子失去一个电子所需要的最小能量
B．y轴表示的可能是原子在化合物中吸引电子的能力
C．y轴表示的可能是原子半径
D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数
B [第三周期Mg(或P)的3p能级为全空(或半充满)状态，较为稳定，Mg(或P)的第一电离能大于Al(或S)，故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，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，C错误；同周期金属元素形成基态离子转移的电子数逐渐增多，非金属元素形成基态离子所需要的电子数逐渐减少，D错误。]
5．下表是元素周期表的一部分，表中的字母分别代表一种化学元素。
(1)上表第三周期中第一电离能(I1)最大的是________(填字母，下同)，c和f的I1大小关系是__________大于________。
(2)上述元素中，原子中未成对电子数最多的是_________________________，写出该元素基态原子的核外电子排布式：_______________。
(3)根据下表所提供的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列问题。
Li X Y
I1 519 502 580
I2 7 296 4 570 1 820
I3 11 799 6 920 2 750
I4 — 9 550 11 600
①表中X可能为以上13种元素中的________元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式：_____________________。
②Y是周期表中第________族的元素。
③以上13种元素中，________元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
[解析] (1)题给元素周期表中所列13种元素a～m分别是Na、H、Mg、Sr、Sc、Al、Ge、C、P、O、Te、Cl、Ar，其中Na、Mg、Al、P、Cl、Ar位于第三周期，最稳定的是Ar，故其I1最大，Mg、Al的核外电子排布式分别为1s22s22p63s2、1s22s22p63s23p1，Mg中3s轨道为全满状态，故其I1比Al的I1大。(2)i元素最外层电子排布为3s23p3，有3个未成对电子，未成对电子数最多。(3)①由表中数据可以看出，Li和X的I1均比I2、I3小很多，说明X与Li同主族，且X的I1比Li的I1更小，说明X的金属性比Li更强，则X为Na(即a)。②由Y的电离能数据可以看出，它的I1、I2、I3比I4小得多，故Y属于第ⅢA族元素。③稀有气体元素m的原子最外层已达到稳定结构，失去核外第一个电子所需能量最多。
[答案] (1)m c f (2)i 1s22s22p63s23p3 (3)①a Na2O、Na2O2 ②ⅢA ③m
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9综合应用元素周期表、元素周期律进行元素推断
探 究 任 务 学会根据原子结构、元素位置、元素性质中的一种或两种推断元素，进而利用已有知识解决元素在周期表中位置、粒子或物质结构、元素或物质性质等综合性问题。
1．元素推断的一般思路
2．推断元素名称的方法
(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原子形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素原子形成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有H－、Li＋、Be2＋等。
②与Ne电子层结构相同的离子有F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋等。
③与Ar电子层结构相同的离子有Cl－、S2－、K＋、Ca2＋等。
(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：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：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：O。
④单质密度最小的元素：H；单质密度最小的金属元素：Li。
⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。
⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al。
⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能发生化合反应的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：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：Li、Na、F。
3．确定元素位置的方法
(1)由基态原子的价层电子排布式给元素定位。
周期序数＝电子层数(能层序数)＝最高能层序数
主族元素的族序数＝价层电子数
第ⅢB族～第ⅦB族的价层电子排布式为(n－1)d1～10ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝价层电子数。如锰的价层电子排布式为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。
(2)根据原子序数以0族为基准给元素定位。
稀有气体元素 He Ne Ar Kr Xe Rn
周期序数 一 二 三 四 五 六
原子序数 2 10 18 36 54 86
①原子序数－稀有气体元素的原子序数(相近且小)＝元素所在的纵列数。
第1、2纵列为第ⅠA族、ⅡA族，第3～7纵列为第ⅢB族～第ⅦB族，第8～10纵列为第Ⅷ族，第11、12纵列为第ⅠB族、ⅡB族，第13～17纵列为第ⅢA族～第ⅦA族。该元素的周期数＝稀有气体元素的周期数＋1。
如判断原子序数为41的元素在元素周期表中的位置。
分析：41与36接近，有41－36＝5，故该元素位于第五周期第ⅤB族。
注意：使用此法若为第六、七周期第ⅢB族(合镧系、锕系元素)后的元素需再减14定位。
②稀有气体元素的原子序数(相近且大)－原子序数＝18－该元素所在纵列数。
如判断114号元素在元素周期表中的位置。
分析：118－114＝4，为顺数第14纵列或倒数第5纵列，故114号元素位于第七周期第ⅣA族。
(双选)A、B、C、D为短周期主族元素，且原子序数依次增大。已知基态A原子的最外层电子数是其电子层数的2倍，B是地壳中含量最高的元素，基态B原子的最外层电子数是基态D原子最外层电子数的2倍，基态C原子最外层只有一个电子。下列说法正确的是( )
A．电负性：B>A
B．原子半径：C>D>A>B
C．元素B和C只能形成一种化合物
D．A、C、D的最高价氧化物对应的水化物均能相互反应
AB [A、B、C、D为四种短周期主族元素，且原子序数依次增大，B是地壳中含量最高的元素，则B是O元素；基态A原子的最外层电子数是其电子层数的2倍，则A是C元素；基态B原子的最外层电子数是基态D原子最外层电子数的2倍，则D的最外层电子数是3，则D是Al元素；基态C原子最外层只有一个电子，则C是Na元素。同周期主族元素的电负性随着原子序数的增大而逐渐变大，电负性：O>C，A正确；同周期主族元素自左向右原子半径逐渐减小，同主族元素自上而下原子半径逐渐增大，所以原子半径：Na>Al>C>O，B正确；氧元素和钠元素可以形成氧化钠和过氧化钠两种化合物，C错误；氢氧化铝是两性氢氧化物，能与氢氧化钠反应，但不能与碳酸反应，D错误。]
1．已知元素周期表中1～18号元素中的四种元素的简单离子W3＋、X＋、Y2－、Z－都具有相同的电子层结构，下列判断正确的是( )
A．元素的第一电离能：X>W
B．离子的还原性：Y2－>Z－
C．氢化物的稳定性：H2Y>HZ
D．原子半径：XB [1～18号元素中的四种元素的简单离子W3＋、X＋、Y2－、Z－都具有相同的电子层结构，则W和X是金属元素，且在元素周期表中W位于X的右侧，Y和Z是非金属元素，在元素周期表中位于W和X的上一周期，其中Z位于Y的右侧。同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，即金属性：X>W，非金属性：Z>Y，所以元素的第一电离能：XW，离子的还原性：Y2－>Z－，氢化物的稳定性：H2Y2．如图是元素周期表的一部分，图中所列字母分别代表某一化学元素。
(1)图中所列元素中，基态原子最外层只有2个电子的短周期元素是__________(填元素符号)；元素j的最高价氧化物对应水化物的化学式为__________；元素i最高价氧化物的化学式为__________。
(2)g离子的结构示意图为__________，元素c在周期表中的位置为__________。
(3)已知与f在同一周期的元素R位于第p主族，则R的原子序数为__________(用含p的代数式表示)，R能形成气态氢化物，其简单氢化物的化学式为__________。
(4)根据构造原理，写出基态m原子的核外电子排布式：________________________________________。
[解析] 由元素在周期表中对应的位置关系可知，a为H，b为He，c为C，d为N，e为O，f为Na，g为Mg，h为Al，i为P，j为Cl，k为Fe，l为Ge，m为Br，n为Ba。
(1)图中所列元素中，基态原子最外层只有2个电子的短周期元素是Mg、He，元素j(Cl)的最高价氧化物对应水化物的化学式为HClO4，元素i(P)最高价氧化物的化学式为P2O5。
(2)g(Mg)形成的离子为Mg2＋，Mg2＋的核外电子数为10，故其离子结构示意图为；元素c(C)位于第二周期第ⅣA族。
(3)元素R与Na在同一周期，位于第p主族，则R的原子序数为10＋p，R能形成气态氢化物，则其简单氢化物的化学式为H8－pR。
(4)m为Br，处于第四周期第ⅦA族，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p5或[Ar]3d104s24p5。
[答案] (1)Mg、He HClO4 P2O5
(2) 第二周期第ⅣA族
(3)10＋p H8－pR
(4)1s22s22p63s23p63d104s24p5(或[Ar]3d104s24p5)
对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图所示)的有些化学性质是相似的，被称为对角线规则。符合此规则的三组元素有：Li Mg、Be Al、B Si，因为它们的电负性接近，所以它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。如Be和Al，二者的电负性数值都为1.5，二者的单质、氧化物、氢氧化物都能与强酸和强碱反应。
元素的电负性(用χ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。表格中给出了14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F H
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1
元素 Mg N Na O P K Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，一般形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。
(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)估计钙元素的电负性的取值范围：_______<χ<_______。
(3)请指出下列化合物中显正价的元素。
NaH：__________、NH3：__________、CH4：__________、ICl：__________。
(4)表中符合“对角线规则”的元素有Be和__________、B和__________，它们的性质分别有一定的相似性，原因是__________，写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：____________________。
[解析] (1)由题给信息可知，同周期(稀有气体除外)从左到右，元素原子的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素原子的电负性逐渐减小。(2)结合电负性变化规律和元素周期表知，电负性大小：K[答案] (1)同周期(稀有气体除外)从左到右，元素原子的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素原子的电负性逐渐减小 (2)0.8 1.2 (3)Na H H I (4)Al Si 电负性数值相近 Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O
通过对角线规则的学习和迁移应用，培养学生新知识的学习和应用能力，提升学生宏观辨识与微观探析、证据推理与模型认知的化学核心素养。
1．短周期主族元素W、X、Y、Z原子序数依次增大，W、Z位于同一主族，四种元素形成的一种化合物的结构如图所示。下列说法错误的是( )
A．W的简单氢化物稳定性比X的弱
B．Y与X、Z、W均能形成离子化合物
C．W与Y形成的化合物只含离子键
D．四种元素中简单离子半径最大的是Z
C [根据四种元素形成的化合物结构可知，Y能形成带有1个正电荷的阳离子，Z能形成6个共价键，X能形成1个共价键，W能形成2个共价键，则Z的最外层电子数为6，位于第ⅥA族，且短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W、Z位于同一主族，则W为O，Z为S；Y的原子序数大于O，小于S，则Y为Na；X的原子序数在O和Na之间，则X为F。由于非金属性：O2．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元素可以形成负一价离子，下列说法正确的是( )
A．X元素原子基态时的电子排布式为[Ar]4s24p3
B．X元素是第四周期第ⅤA族元素
C．Y元素原子的轨道表示式为
D．Z元素具有两性
B [X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子即4p3，结合构造原理，可推出X原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，即[Ar]3d104s24p3，A项错误；X元素是第四周期第ⅤA族元素，B项正确；Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子，可能是碳或氧元素；若是碳元素，则Z为锂元素，不可能形成负一价离子，所以Y只能是氧元素，Z为氢元素，所以C、D均错误。]
3．如图是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．通常情况下五种元素的单质中，Z单质的沸点最高
B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同
C．W的电负性比X的电负性大
D．第一电离能：R＞W＞Y
D [根据元素在周期表中的位置可判断出：R为Ar、Z为Br、Y为S、W为P、X为N。Br2在常温下为液体，而S和P在常温下为固体，所以五种元素的单质中，不是Br2的沸点最高，A错误； S2－的电子层结构与Ar相同，而Br－的电子层结构与Ar不相同，B错误； N的电负性大于P的电负性，C错误；同周期，从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但第ⅤA族的第一电离能大于第ⅥA族的，第ⅡA族的第一电离能大于第ⅢA族的，所以第一电离能大小关系为Ar>P>S，D正确。]
4．(2021·辽宁大连高二期末)有5种元素X、Y、Z、Q、T。基态X原子的价层电子排布为(n＋2)sn；Y元素基态的正三价离子的3d轨道为半充满；Z原子的核外电子总数等于基态Q原子的最外层电子数；基态Q原子的L电子层的p能级上只有一对成对电子；基态T原子有1个3p空轨道。下列叙述错误的是( )
A．元素Y和Q可形成化合物Y2Q3
B．简单气态氢化物的稳定性：Q>T>Z
C．X和Q结合生成的化合物中一定含有离子键
D．原子半径：X>Z>Q
B [基态X原子的价层电子排布为(n＋2)sn，由于s能级最多有2个电子，则基态X原子的价层电子排布可能为3s1或4s2，X元素为Na元素或Ca元素；Y元素基态的正三价离子的3d轨道为半充满，则基态Y3＋的价层电子排布为3d5，基态Y原子的价层电子排布为3d64s2，Y元素为Fe元素；基态Q原子的L电子层的p能级上只有一对成对电子，则基态Q原子的核外电子排布式为1s22s22p4，Q元素为O元素；Z原子的核外电子总数等于基态Q原子的最外层电子数，则Z元素为C元素；基态T原子有1个3p空轨道，则基态T原子的价层电子排布为3s23p2，T元素为Si元素。Fe与O可形成化合物Fe2O3，A正确；同周期元素从左向右，简单气态氢化物稳定性逐渐增大，同主族元素从上到下，简单气态氢化物稳定性逐渐减小，则简单气态氢化物稳定性：O>C>Si，B错误；X元素为Na元素或Ca元素，与O形成的化合物中一定含有离子键，C正确；电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小，则原子半径：X>Z>Q，D正确。]
5．有A、B、C、D四种元素，其中基态A原子和基态B原子都有1个未成对电子，A＋比B－少一个电子层。基态B原子得到一个电子填入3p轨道后，3p轨道全充满，基态C原子的p轨道中有3个未成对电子，其简单气态氢化物的水溶液的pH在同主族中最大，D的最高化合价和最低化合价的代数和为4，其最高价氧化物中含D 40%，且其核内质子数等于中子数，据此判断：
(1)D是__________(填元素名称)。
(2)基态B－的电子排布式为__________，A＋的结构示意图为__________，基态D原子的轨道表示式为_____________________________________________。
(3)在A、B、D三种元素的简单离子中，还原性最强的是__________(填离子符号)。
(4)用电子式表示化合物AB的形成过程：__________________________________________________________________。
[解析] 基态B原子得到一个电子填入3p轨道后，3p轨道全充满，B是氯元素。A＋比B－少一个电子层，A是钠元素。基态C原子的p轨道中有3个未成对电子，C属于第ⅤA族元素，其简单气态氢化物的水溶液的pH在同主族中最大，C是氮元素。D的最高化合价和最低化合价的代数和为4，D属于第ⅥA族元素，其最高价氧化物中含D 40%，D是硫元素。
(2)基态Cl－的电子排布式为1s22s22p63s23p6，Na＋的结构示意图为，基态S原子的轨道表示式为
。
(3)A、B、D三种元素的简单离子分别是Na＋、Cl－、S2－，其中还原性最强的是S2－。
[答案] (1)硫 (2)1s22s22p63s23p6
(3)S2－ (4)
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8第1章 原子结构与性质
利用电负性分析与预测物质性质
【项目情境】 素养解读
当室内空气中甲醛含量超过0.1 mg·m－3时，会引起人的不适感，甚至导致免疫功能异常；食用含有甲醛的食品也会损害人体健康。那么，甲醛为何会危害人体健康，家居内的甲醛如果超标又该如何去除呢？借助电负性，人们可以简便而有效地预测化学键的性质，进而预测物质的性质及其在化学反应中的变化。在本项目中，你将使用电负性这一工具，分析和解决与甲醛危害健康有关的问题。甲醛之所以有毒，是因为甲醛进入人体后，分子中的羰基与蛋白质分子中的氨基发生反应，使蛋白质失去原有的活性。甲醛能够防腐也是基于这个原因。 1．核心素养：宏观辨识与微观探析借助电负性分析化学键中电荷的分布，能从宏观和微观相结合的视角分析与解决实际问题。2．素养目标：通过该项目的探究，激发学生的科学探究精神，认识化学对创造物质世界的巨大贡献，增强社会责任感。
【探究过程】 素养评价
【探究任务】借助原子的电负性分析甲醛反应的规律问题．分析甲醛与蛋白质反应的示意图，你能借助原子的电负性判断化学键中电荷的分布，从而发现反应有什么规律吗？提示：甲醛碳氧双键中电荷分布不均衡，双键上的不饱和碳原子带部分正电荷，氧原子带部分负电荷；蛋白质中N—H中电荷分布也不均衡，氮原子带有部分负电荷，氢原子带有部分正电荷。发生加成反应时，碳原子与带部分负电荷的氮结合，氧原子与带有部分正电荷的氢结合。类似的，在甲醛发生加成反应后，生成的—CH2OH与N—H键可以继续发生取代反应，脱去水，同样遵循“正找负”“负找正”的规律。【项目总结】 1．微观探析——水平4：能依据物质的微观结构，描述或预测物质的性质和在一定条件下可能发生的化学变化。2．证据推理与模型认知——水平4：能对复杂的化学问题情境中的关键要素进行分析以构建相应的模型，能选择不同模型综合解释或解决复杂的化学问题。
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