第1章 原子结构
第1节 原子结构模型
第1课时
【教学目标】
1.了解“玻尔原子结构模型”，知道其合理因素和存在的不足。
2.知道原子光谱产生的原因。
3.能利用“玻尔原子结构模型”解释氢原子的线状光谱。
【教学重点】
1.基态、激发态及能量量子化的概念。
2.原子光谱产生的原因
3.利用跃迁规则，解释氢原子光谱是线状光谱及其他光谱现象。
【教学难点】
1.能量量子化的概念。
2.原子光谱产生的原因
【教学方法】启发式 讨论式
【教学过程】
教
学
环
节
活
动
时
间
教学内容
教师活动
学生 活 动
设计意图
一
、联想·质疑
2分钟
在美丽的城市，我们经常可以看到五光十色的霓虹灯，霓虹灯为什么能发出五颜六色的光？我们马上就会知道。
【板书】
第1节 原子结构模型
第1课时
量子力学前的原子结构模型
引起学生对本节课的学习兴趣。
二、
复习旧课
3分
钟
提问
1.请同学们指出原子是由什么构成的？
2.请同学们描述一下核外电子运动有什么特征？
对学生的回答加以完善。
回答问题
为评价各种原子结构模型提供知识支持
三、
导入新
课
5分钟
1.介绍道尔顿原子学说的内容。
2.让学生评价“道尔顿原子学说”有那些不足之处，并对学生的评价加以完善
同组内交流、讨论，并对“道尔顿原子学说”进行评价。
学生思考问题并做出否定的回答。
培养学生合作精神和分析、评价能力。
1.使学生认识到原子结构模型是不断发展、完善的。
2.使学生认识到化学实验对化学理论发展的重要意义。
四
、
展开新课
?17
分钟
1.道尔顿原子学说
2.卢瑟福原子结构的核式模型
3.玻尔原子结构模型
【板书】
一、道尔顿原子学说
1.介绍卢瑟福原子结构的核式模型。
2.让学生思考:“卢瑟福原子结构的核式模型”能解释氢原子的光谱是线状光谱吗?
【板书】
二.卢瑟福原子结构模型
1、逐条分析“玻尔原子结构模型”。
【板书】
2、玻尔原子结构模型
（1）行星模型
点拨：这里的“轨道”实际上就是我们现在所说的电子层。
（2）定态假设
点拨：玻尔原子结构理论认为：同一电子层上的电子能量完全相同。
（3）量子化条件
点拨：量子化条件的内涵是：
各电子层能量差的不连续性，既E3-E2≠E2-E1。
（4）跃迁规则
点拨：
▲原子光谱产生的原因：电子由激发态跃迁到基态会释放出能量，这种能量以光的形式释放出来，所以就产生光谱。
▲氢原子光谱是线状光谱的原因：氢原子上的电子由n=2的激发态跃迁到n=1的基态，与从n=3的激发态跃迁到n=2的激发态，释放出的能量不同，
因此产生光的波长不同。
1.阅读“玻尔原子结构模型”理论
2.交流·讨论原子光谱产生的原因？
3.交流·讨论氢原子光谱为什么是线状光谱？
1.使学生认识到“玻尔原子结构模型”对原子结构理论的发展起着极其重要的作用。
2.使学生认识到化学实验对化学理论发展的起着极其重要的作用。
3.使学生知道原子光谱产生的原因。
4.使学生知道基态、激发态及能量量子化的概念。
5.使学生知道氢原子光谱为什么是线状光谱。
五
、
概括整合
3分钟
学生自我归纳整理本节课核心知识
练习
1.解释下列概念
（1）基态
（2）激发态?
2.霓虹灯管里充入许多气体或蒸气，如：氦气、氩气、水银蒸气等，通电时霓虹灯会发出五颜六色的光，试解释其原因？
3.填空：
玻尔原子结构模型认为，电子运动的轨迹是__________（填固定的或不变的），电子绕着原子核高速运动是否释放能量__________（填是或否），同一电子层上的电子能量__________（填相同或不同）。若电子层的能量用表示，则E3-E2_________E2-E1 （填相等或不相等） 。基态 原子吸收能量跃迁到________态，电子由激发态?跃迁到基态会_______能量（填吸收或释放）。
?【板书设计】
第1节 原子结构模型
一、道尔顿原子学说
二、卢瑟福原子结构模型
1.逐条分析“玻尔原子结构模型”。
2.玻尔原子结构模型
（1）行星模型
（2）定态假设
（3）量子化条件
（4）跃迁规则
原子结构模型
第2课时 量子力学对原子核外电子运动状态的描述（1）
【教学目标】
１.知道原子结构的发展历程
２.知道玻尔理论的要点
３.知道氢光谱是线状光谱的原因
【教学重点】
1.知道玻尔理论的要点
2.知道氢光谱是线状光谱的原因
【教学难点】知道氢光谱是线状光谱的原因
【教学过程】
教
学
环
节
活
动
时
间
教学内容
教师活动
学生活动
设计意图
一
、提出问题
导入新课
10分钟
介绍一些光谱现象，评价“玻尔原子结构模型”的贡献和存在的不足。
教师在学生评价的基础上，整理“玻尔原子结构模型”的贡献：（1）说明了激发态原子为什么会发射光线
（2）成功解释了氢原子光谱是线状光谱的实验现象
（3）提出了主量子数n的概念及处于不同轨道上的电子能量量子化的理论，为量子力学的原子结构模型打下了基础。
介绍一些光谱现象和其他现象：
（1）玻尔理论电子延着固定的轨道绕核运动的观点，不符和电子运动的特性。
（2）玻尔理论不能解释多原子光谱，也不能解释氢原子光谱的精细结构。
教师讲解：20世纪20年代中期建立的量子理论，引入了四个量子数，解释了原子光谱的实验现象，成为现代化学的理论基础。
【板书】
第1节 原子结构模型
原子结构的量子力学模型（1）
评价“玻尔原子结构模型”的贡献，通过一些光谱现象和其他现象，知道“玻尔原子结构模型”存在的不足。
复习旧知识，引入新问题，使学生明白“玻尔原子结构模型”的贡献和不足，并顺其自然的导入新课题。
二
、
展开新课
5分
钟
1.主量子数n
教师讲解：主量子数n既能层或电子层。在多电子原子中根据电子离原子核的远近和能量的高低，分为若干电子层(或能层)。一般来说，主量子数n越大，处于该层的电子离原子核越远、能量越高。
【板书】
1.主量子数n
能量关系一般为：
EK
了解主量子数n的大小与离核远近和能量高低的关系。
1.巩固新学知识。
2.培养合作意识
3.解决新课开始提出的问题。
15分钟
2.角量子数ι
▲教师讲解：角量子数ι既能级或电子亚层。处于同一电子层上的电子能量也不尽相同，根据这种能量差异，一个能层分为一个或若干个能级（或电子亚层），分别用符号s、p、d、f等表示。
▲【板书】
2.角量子数ι
①主量子数n与角量子数ι的关系
对于确定的n值，ι共有n个值，分别为：0、1、2、3……(n-1)
②角量子数ι的光谱学符号
ι
0
1
2
3
符号
s
p
d
f
③能级的记录方法
举例：若主量子数n=2，角量子数ι有0和1两个取值。既第二能层有两个能级, 记做2s、2p。
④能级顺序：Ens学生完成下列习题
1.写出下列能层相应的能级符号：（1）n=1（2）n=3（3）n=4
2、交流·讨论
钠原子光谱由n=4的状态跃迁到n=3的状态，会产生多条谱线，为什么？
五
、
概括整合
?17
分钟
对学生的整理加以完善
整理本课时主题知识
培养学生归纳总结能力
练习
1.写出下列能级符号
（1）n=5,ι=0 （2）n=3,ι=1
（3）n=4,ι=2 （4）n=5,ι=3
2.写出下列能级的n、ι值
（1）3p （2）4s （3）6f （4）5d
3.下列能级可能存在的是（ ）
(A)1p(B)2d(C)3f(D)5d
4.将下列能级按能量由高到低的顺序排列出来
（1）(A)4s(B)4d(C)4f(D)4p
_______________________________________
（2）(A)1s(B)2s(C)2p(D)3d(E)3p(F)4d(G)4f
_______________________________________
5.填写下表
主量子数n的取值
2
角量子数ι的取值
能级的表示方法
【板书设计】
第1节 原子结构模型
原子结构的量子力学模型
1.主量子数n
能量关系一般为：EK2.角量子数ι
①主量子数n与角量子数ι的关系
对于确定的n值，ι共有n个值，分别为：0、1、2、3……(n-1)
②角量子数ι的光谱学符号
ι
0
1
2
3
符号
s
p
d
f
③能级的记录方法
举例：若主量子数n=2，角量子数ι有0和1两个取值。既第二能层有两个能级, 记做2s、2p。
④能级顺序：Ens
1.下列说法中，错误的是( )
A．原子间通过共用电子形成的化学键叫共价键
B．对双原子分子来说，键能愈大，断开时需要的能量愈多，该化学键愈不牢固
C．一般而言，化学键的键长愈短，化学键愈强，键愈牢固
D．成键原子间原子轨道重叠愈多，共价键愈牢固
解析：选B。键能愈大，断开时需要的能量愈多，该化学键愈牢固。
2.下列分子的空间构型为三角锥形的是( )
A．CO2 B．H2O
C．NH3 D．H2
解析：选C。键角影响多原子分子的空间构型。二氧化碳分子中两个碳氧键(C=O)间的键角为180°，二氧化碳分子呈直线形。水分子由三个原子组成，分子中也含有两个共价键，但两个氢氧键(H—O)间的键角为104.5°，所以水分子不是直线形而是V形。氨分子中两个氮氢键(N—H)间的键角为107.3°，三个氮氢键在空间排布，形成三角锥形。
3.下表是从实验中测得的不同物质中O—O之间的键长和键能数据：
O—O键
数据
O
O
O2
O
键长/10－12m
149
128
121
112
键能/(kJ·mol－1)
x
y
a＝494
b＝628
其中x、y的键能数据尚未测定，但可根据规律推导键能大小的顺序是b>a>y>x，该规律是( )
A．成键时，电子数越多，键能越大
B．键长越短，键能越大
C．成键所用电子数越少，键能越大
D．成键时电子对越偏移，键能越大
解析：选B。观察表中数据发现，这几种不同物质中的化学键都是O—O键，因此不存在成键时电子的多少问题，也不存在电子对偏移的问题，但是O2和O比较，键能大的对应的键长短，按此分析O的键长比O中的键长长，所以键能应该小。若按照此规律，键长由短到长的顺序为Oa>y>x，与题意吻合，所以B项正确。
4.下列说法中，正确的是( )
A．分子中键的极性越强，分子越稳定
B．分子中共价键的键能越大，该物质的性质越不活泼
C．分子中共价键的键能越大，键长越长，则分子越稳定
D．在分子中，化学键可能只有π键，而没有σ键
解析：选B。共价键的键能大小决定分子的稳定性，键能越大，分子越稳定，键的极性与分子的稳定性没有直接关系；在分子形成时，为使分子的能量最低，必须首先形成σ键，然后根据原子轨道的重叠方式确定是否存在π键。
5.下列分子中键角最大的是( )
A．CH4 B．NH3
C．H2O D．CO2
解析：选D。CH4为正四面体形，键角为109.5°；NH3为三角锥形，键角107.3°；H2O为V形分子，键角为104.5°；CO2为直线形分子，键角为180°。
6.相距很远的两个氢原子相互逐渐接近，在这一过程中体系能量将( )
A．先变大后变小 B．先变小后变大
C．逐渐变小 D．逐渐增大
解析：选B。相距很远的两原子之间作用力几乎为零，能量为两原子能量之和；随着距离的减小，两原子相互吸引，使体系能量缓慢下降；当两原子继续靠近时，两原子轨道重叠，各成单电子配对成键，能量最低，再进一步接近，两原子核之间的相互斥力又将导致体系能量上升。
7.从键长的角度来判断下列共价键中最稳定的是( )
A．H—F B．N—H
C．C—H D．S—H
解析：选A。原子半径越小，与氢化合形成的化学键键长越短，键能越大，键越稳定。
8.根据π键的成键特征判断CC键能是C—C键能的( )
A．2倍 B．大于2倍
C．小于2倍 D．无法确定
解析：选C。由于π键的键能比σ键键能小，双键中有一个π键和一个σ键，所以双键的键能小于单键的键能的2倍。
9.下列分子中存在的共价键类型完全相同的是( )
A．CH4与NH3 B．C3H8与C2H4
C．H2与F2 D．Cl2与O2
解析：选A。A项中全是s p σ键；B项中C3H8只存在σ键，而C2H4存在σ键和π键；C项中H2中的键为s s σ键，F2中的键为p p σ键；D项中Cl2只存在σ键，O2含有σ键和π键。
10.分析下列化学式中画有横线的元素，选出符合要求的物质，填空。
A．C2H4 B．H2S C．HBr D．CH4
E．C2H6 F．O2
(1)所有的价电子都参与形成共价键的是________________________________________________________________________；
(2)只有一个价电子参与形成共价键的是________________________________________________________________________；
(3)最外层有未参与成键的电子对的是________________________________________________________________________；
(4)既有σ键又有π键的是________________________________________________________________________。
解析：C2H4中C原子与2个H原子形成2个σ键，与另一个C原子形成1个σ键和1个π键，所有电子都参与成键；H2S中S原子与2个H原子形成2个σ键，还有两对不成键电子；HBr中Br原子与1个H原子形成1个σ键，还有三对不成键电子；CH4中C原子与4个H原子形成4个σ键，所有价电子都参与成键；C2H6中C原子分别与3个H原子及另1个C原子形成4个σ键，所有电子都参与成键；O2中O原子与另1个O原子形成1个σ键，1个π键，还有两对不成键电子。
答案：(1)A、D、E (2)C (3)B、C、F (4)A、F
11.氮是地球上极为丰富的元素。
N≡N的键能为942 kJ·mol－1，N—N的键能为247 kJ·mol－1，计算说明N2中的________键比________(填“σ”或“π”)键稳定。
解析：解此类题的关键是掌握叁键中有一个σ键(即单键)和两个π键，所以π键的键能等于(942 kJ·mol－1－247 kJ·mol－1)÷2＝347.5 kJ·mol－1。键能越大越稳定，所以N2中π键比σ键稳定。
答案：π σ
12.(1)PH3在常温下是一种无色、剧毒、易自燃的气体，分子结构与NH3相似。在常温下1体积的水能溶解0.26体积的PH3，PH3与HX作用生成相应的化合物PH4X，PH4X在水溶液中完全水解(PH结构类似于CH4)。PH3分子结构的形状是________；在PH中P—H键之间的夹角是________。
(2)科学家常用“等电子体”来预测不同物质的结构，例如CH4与NH有相同的电子数和空间构型。依此原理在下表空格中填出相应的化学式，①________，②________，③________。
CH4
①
CO
③
NH
N2H
②
N2
答案：(1)三角锥形 109.5° (2)C2H6 NO CO
13.1919年，Langmuir提出等电子原理：原子数相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。等电子体的结构相似、物理性质相近。
(1)根据上述原理，仅由第2周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是：________和________；________和________。
(2)此后，等电子原理又有所发展。例如，由短周期元素组成的粒子，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。由短周期元素组成的物质中，与NO互为等电子体的分子有________。
解析：(1)仅由第2周期元素组成的共价分子中，即C、N、O、F组成的共价分子，N2与CO均为14个电子，N2O与CO2均为22个电子，符合题意。
(2)依据等电子原理的发展，由短周期元素组成的粒子，只要原子数相同，各原子最外层电子数之和也相同，即可互称等电子体，NO是三原子组成的离子，其外层电子数(即价电子)之和为5＋6×2＋1＝18，SO2、O3也是三原子，价电子总数为6×3＝18。
答案：(1)N2 CO N2O CO2 (2)SO2、O3
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
【教学目标】
理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1~36号元素基态原子的核外电子排布；
能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图完成1~36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布；
【教学重难点】
解释1~36号元素基态原子的核外电子排布；
【教师具备】
多媒体课件
【教学方法】
引导式 启发式教学
【教学过程】
【知识回顾】
1.原子核外空间由里向外划分为不同的电子层?
2.同一电子层的电子也可以在不同的轨道上运动?
3.比较下列轨道能量的高低（幻灯片展示）
【联想质疑】
为什么第一层最多只能容纳两个电子，第二层最多只能容纳八个电子而不能容纳更多的电子呢？第三、四、五层及其他电子层最多可以容纳多少个电子？原子核外电子的排布与原子轨道有什么关系？
【引入新课】 通过上一节的学习，我们知道：电子在原子核外是按能量高低分层排布的，同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(s、p、d、f)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。原子中的电子在各原子轨道上按能级分层排布，在化学上我们称为构造原理。下面我们要通过探究知道基态原子的核外电子的排布。
【板书】一、基态原子的核外电子排布
【交流与讨论】（幻灯片展示）
【讲授】通过前面的学习我们知道了核外电子在原子轨道上的排布是从能量最低开始的，然后到能量较高的电子层，逐层递增的。也就是说要遵循能量最低原则的。比如氢原子的原子轨道有1s、2s、2px、2py、2pz等，其核外的惟一电子在通常情况下只能分布在能量最低的1s原子轨道上，电子排布式为1s1。也就是说用轨道符号前的数字表示该轨道属于第几电子层，用轨道符号右上角的数字表示该轨道中的电子数（通式为：nlx）。例如，原子C的电子排布式为1s2s22p2。基态原子就是所有原子轨道中的电子还没有发生跃迁的原子，此时整个原子能量处于最低．
【板书】1.能量最低原则
【讲解】原则内容：通常情况下，电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，这就是构造原理。原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原则。打个比方，我们把地球比作原子核，把能力高的大雁、老鹰等鸟比作能量高的电子，把能力低的麻雀、小燕子等鸟比作能量低的电子。能力高的鸟常在离地面较高的天空飞翔，能力低的鸟常在离地面很低的地方活动。
【练习】请按能量由低到高的顺序写出各原子轨道。
【学生】 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f5g6s
【讲解】但从实验中得到的一般规律，却跟大家书写的不同，顺序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s…………大家可以看图1-2-2。
【板书】能量由低到高顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s……
【过渡】氦原子有两个原子，按照能量最低原则，两电子都应当排布在1s轨道上，电子排布式为1s2。如果用个圆圈（或方框、短线）表示满意一个给定量子数的原子轨道，这两个电子就有两种状态：自旋相同 或自旋相反。事实确定，基态氦原子的电子排布是，这也是我们对电子在原子轨道上进行排布必须要遵循的另一个原则――泡利不相容原理。原理内容：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；或者说，一个原子中不会存在四个量子数完全相同的电子。
【板书】2.泡利不相容原理
【讲解】在同一个原子轨道里的电子的自旋方向是不同的，电子自旋可以比喻成地球的自转，自旋只有两种方向：顺时针方向和逆时针方向。在一个原子中没有两个电子具有完全相同的四个量子数。因此一个s轨道最多只能有2个电子，p轨道最多可以容纳6个电子。按照这个原理，可得出第n电子层能容纳的电子总数为2n2个
【板书】一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反
【交流研讨】C：最外层的p能级上有三个规道
可能写出的基态C原子最外层p能级上两个电子的可能排布：
①2p：
②2p:
③2p:
④2p
p有3个轨道，而碳原子2p能层上只有两个电子，电子应优先分占，而不是挤入一个轨道，C原子最外层p能级上两个电子的排布应如①所示，这就是洪特规则。
【板书】３.洪特规则
在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行
【交流与讨论】
1. 写出 11Na、13Al的电子排布式和轨道表示式，思考17Cl原子核外电子的排布，总结第三周期元素原子核外电子排布的特点
2. 写出19K、22Ti、24Cr的电子排布式的简式和轨道表示式，思考35Br原子的电子排布，总结第四周期元素原子电子排布的特点，并仔细对照周期表，观察是否所有原子电子排布都符合前面的排布规律
[讲述]洪特规则的特例:对于能量相同的轨道(同一电子亚层)，当电子排布处于全满（s2、p6、d10、f14）、半满（s1、p3、d5、f7）、全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定，整个体系的能量最低。
【小结】核外电子在原子规道上排布要遵循三个原则：即能量最低原则、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规道上排布要同时遵循这三个原则。
【阅读解释表１－２－１】电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S1。
【板书】４.核外电子排布和价电子排布式
【活动探究】
尝试写出19～36号元素K～Kr的原子的核外电子排布式。
【小结】钾K：1s22s22p63s23p64s1； 钙Ca：1s22s22p63s23p64s2；
铬Cr：1s22s22p63s23p63d44s2；铁Fe：1s22s22p63s23p63d64s2；
钴Co：1s22s22p63s23p63d74s2；铜Cu：1s22s22p63s23p63d94s2；
锌Zn：1s22s22p63s23p63d104s2；溴Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5；
氪Kr：1s22s22p63s23p63d104s24p6；
注意：大多数元素的原子核外电子排布符合构造原理，有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：K原子的可能电子排布式与原子结构示意图，按能层能级顺序，应为
1s22s22p63s23p63d1；，但按初中已有知识，应为1s22s22p63s23p64s1；
事实上，在多电子原子中，原子的核外电子并不完全按能层次序排布。再如：
24号铬Cr：1s22s22p63s23p63d54s1；
29号铜Cu：1s22s22p63s23p63d104s1；
这是因为能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、半充满（如p3和d5）、和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
【讲授】大量事实表明，在内层原子轨道上运动的电子能量较低，在外层原子轨道上运动的电子能量较高，因此一般化学反应只涉及外层原子轨道上的电子，我们称这些电子为价电子。元素的化学性质与价电子的数目密切相关，为了便于研究元素化学性质与核外电子间的关系，人们常常只表示出原子的价电子排布。例如，原子C的电子排布式为1s2s22p2，还可进一步写出其价电子构型：2s22p2 。图１－２－５所示铁的价电子排布式为3d64s2。
【总结】本节课理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1～36号元素基态原子的核外电子排布；能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图完成1~36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布。
一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。
【板书设计】
一、基态原子的核外电子排布
1.能量最低原则
能量由低到高顺序： 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s……
2.泡利不相容原理
一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反
３.洪特规则
在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行
４.核外电子排布和价电子排布式
第2节 原子结构与元素周期表
第2课时 核外电子排布与元素周期表
【教学目标】
知道元素周期表中元素按周期划分的原因
知道族的划分与原子中价电子数目和价电子排布的密切关系。
【教学重难点】了解核外电子排布与元素周期表的周期、族划分的关系
【教师具备】多媒体课件
【教学方法】引导式教学
【教学过程】
【学生活动，教师可适当引导】
能量由低到高顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s……泡利不相容原理指出一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反。洪特规则要求在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行。能量相同的原子轨道在全充满（如P6和d10）半充满（如P3和d5）和全空（P0和d0）状态时，体系的能量最低，原子较稳定。还学习了1~36号原子的核外电子排布式书写。
[联想质疑]图1-2-6是元素周期表的轮廓图。观察此图后，你是否想过，原子的核外电子排布与元素周期表中周期、族的划分有什么内在联系？
【复习回顾】元素周期表的知识
1.
短周期（一、二、三行）（元素有2、8、8种）
周期 长周期（四、五、六行）（元素有18、18、32种）
不完全周期（七行）（元素有26种）
元素周期表结构
主族（1、2、13、14、15、16、17列） A族
族 副族（3、4、5、6、7、11、12列）B族
零族（18列）
第VIII族（8、9、10列）
2. 随着原子序数的递增，元素的原子最外层电子排布呈现周期性变化。元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增，而呈现出周期性的变化。同一周期：电子层数相同，原子序数递增的元素从左到右为同一周期；同一族：最外层电子数相同，原子序数逐渐增大的元素从上到下为同一族。
【过渡】那大家知道核外电子排布与周期的划分的原因么？二者是否存在联系？
【板书】二、核外电子排布与元素周期表
【讲解】请大家看图1-2-7鲍林近似能级图，这是美国化学家鲍林根据大量光谱实验数据及理论计算总结出的，并用图来表示的多电子原子中外层能级高低的一般次序。小方块表示原子轨道，能量相同的原子轨道连在一起；能量相近的则归为一组，并用线框框在一起，以表示它们属于同一能级组。相邻能级组之间能量相差比较大，同一能级的则能量相差较小。也就是说原子轨道的能量与主量子数n、角量子数l都有关，所以21~30号元素的核外电子排布是先排4s能级上、后排在3d能级上。
【交流研讨】请根据1~36号元素原子的电子排布，参照鲍林近似能级图，尝试分析原子中电子排布与元素周期表中周期划分的内在联系。
周期的划分与什么有关？
每一周期中所能容纳的元素种数与什么有关？
周期序数与什么有关？
【归纳总结】
1．周期的划分与能级组有关。
2．一个能级组对应一个周期，一个能级组所容纳的最多电子数等于一个周期所包含的元素种数，每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的2倍，即从第1周期到第7周期所包含元素数目分别为2，8，8，18，18，32，第7周期为不完全周期。
3．主量子数（n）对应周期序数。周期表中的7个周期分别对应7个能级组。
【板书】1.周期的划分
（1）与能级组有关
（2）每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的2倍
（3）主量子数（n）对应周期序数
【练习】书写20号钙原子、24号铬原子、29号铜原子和35号溴原子的价电子排布。
[引导学生观察完成下面的讨论]
Ca 4s2 Cr 3d54s1 Cu 3d104s1 Br 4s24p5
【讨论】
1.主族元素原子的价电子排布与过渡元素原子的价电子排布有什么区别？
2.同一主族元素原子的价电子排布有什么特点？主族序数与什么有关？
3.同一族过渡元素原子的价电子排布有什么特点？其族序数与什么有关？
【归纳总结】
族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关，同族元素的价电子数目相同。
主族元素的价电子全都排布在最外层的ns或np轨道上。主族元素所在的族的序数等于该元素原子的价电子数，元素的最外层电子即为价电子。
对于过渡元素的原子，价电子排布为（n－1）d1～10ns1～2。虽然同一副族内不同元素原子的电子层数不同，价电子排布却基本相同，而且ⅢB～ⅦB副族的价电子的数目仍然与族序数相同。例如，金属锰的价电子排布为3d54s2，价电子数为7，对应的族序数为ⅦB。价电子排布为（n－1）d6～8ns2的三个纵行统称为Ⅷ族。ⅠB和ⅡB则是根据ns轨道上是有一个还是有两个电子来划分的。
【板书】2.族的划分
（1）与原子的价电子数目和价电子排布密切相关
（2）主族元素：族的序数=价电子数，最外层电子即为价电子
（3）过渡元素：价电子排布却基本相同，（n－1）d1～10ns1～2
ⅢB～ⅦB副族：价电子数=族序数
【指导阅读】核外电子排布与元素周期表的分区
1.观察元素周期表中各族元素的价电子排布
2.尝试根据价电子排布的特点将周期表分区划分
3.讨论s区、p区、d区、ds区、f区元素的价电子排布特点
4.根据各区元素的价电子排布特点讨论各区元素的性质
【例题】某元素原子共有3个价电子，其中一个价电子的四个量子数为n＝3， l＝2， m＝2， ms＝+1/2。试回答：
（1）写出该元素原子核外电子排布式。
（2）指出该元素的原子序数，在周期表中所处的分区、周期数和族序数，是金属还是非金属以及最高正化合价。
【解析】本题关键是根据量子数推出价电子排布，由此即可写出核外电子排布式及回答问题。由一个价电子的量子数可知，该电子为3d电子，则其它两个电子必为4s电子（因为E3d＜E4s＝, 所以价电子排布为3d14s2，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2。从而知原子序数为21 ，处于周期表中的d区第4周期 ⅢB族，是金属元素，最高正价为＋3。
答案: 核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2
原子序数为21, 处于周期表中的d区第4周期 ⅢB族，是金属元素，最高正价为＋3.
【小结】元素的位置与原子结构的关系：
周期序数由该元素原子中电子的最大主量子数决定；
族序数由该元素原子的价电子数决定；
所在区由该元素原子价电子对应的角量子数决定。
【板书设计】
二、核外电子排布与元素周期表
1.周期的划分
（1）与能级组有关
（2）每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的2倍
（3）主量子数（n）对应周期序数
2.族的划分
（1）与原子的价电子数目和价电子排布密切相关
（2）主族元素：族的序数=价电子数，最外层电子即为价电子
（3）过渡元素：价电子排布却基本相同，（n－1）d1～10ns1～2
ⅢB～ⅦB副族：价电子数=族序数
第2节 原子结构与元素周期表
第3课时 核外电子排布与原子半径
【教学目标】
了解原子半径的周期性变化，能用原子结构的知识解释主族元素原子半径周期性变化的原因；
明确原子结构的量子力学模型的建立使元素周期表的建立有了理论依据。
【教学重难点】了解原子半径的周期性变化，能用原子结构的知识解释主族元素原子半径周期性变化的原因；
【教师具备】多媒体课件
【教学方法】讨论式 启发式
【教学过程】
【学生活动，教师可适当引导】
先复习回顾了有关元素周期表的知识，然后利用鲍林近似能级图在交流研讨中我们知道了周期的划分与能级组有关，而且每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的2倍，主量子数（n）对应周期序数。在族的划分讨论中我们又知道了族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关；主族元素中有这样的关系：族的序数等于价电子数，最外层电子即为价电子；过渡元素则也有一些关系：价电子排布却基本相同，（n－1）d1～10ns1～2；ⅢB～ⅦB副族：价电子数等于族序数。最后还了解了s区、p区、d区、ds区、f区元素的价电子排布特点。
【联想质疑】我们知道，原子是一种客观实体，它的大小对其性质有着重要的影响。那么，人们常用来描述原子大小的“半径”是怎样测得的？元素的原子半径与原子的核外电子排布有关吗？在元素周期表中，原子半径的变化是否有规律可循？
【复习回顾】让学生活动回忆必修课本中学过的对应的知识。
在周期表中，同一周期从左到右，随着核电荷数的递增原子半径逐渐减小；同一主族从上而下，随着核电荷数的递增原子半径逐渐增大。
其中影响原子半径的因素：电子层数相同，质子数越多，吸引力越大，半径越小；最外层电子数相同，电子层数越多，电子数越多，半径越大。
还有一个比较半径大小的方法：首先比较电子层数，电子层数越多，半径越大；如果电子层数一样，则比较核电荷数，核电荷数越大，半径越小；如果电子层数和核电荷数都一样，那就比较最外层电子数，最外层电子数越多，半径越大。
【过渡】从现代量子力学理论中，我们知道核外电子是在具有一定空间范围的轨道上运动，而且是无规则的，我们只知道电子存在的概率，那整个原子的半径又是如何得到的呢？
【学生阅读】课本P17的原子半径和追根寻源。
【学生归纳，教师可适当引导】
首先将原子假定为一个球体，然后采用一些方法进行测定。常用的一种方法是根据固态单质的密度算出1mol原子的体积，再除以阿伏加得罗常数，得到一个原子在固态单质中平均占有的体积，再应用球体的体积公式得到原子半径。还有一种方法是指定化合物中两个相邻原子的核间距为两个原子的半径之和，再通过实验来测定分子或固体中原子的核间距，从而求得相关原子的原子半径。有三种半径，分别为共价半径、金属半径和范德华半径。
【讲解】共价半径由共用电子对结合（共价键）结合的两个原子核之间距离的一半，比如氢气(H2)，两个氢原子共用一对电子形成，测得两原子间原子核距离，然后除以2就得到一个半径，我们称之为共价半径。金属半径是金属晶体中两个相邻金属原子原子核距离的一半，这种半径比共价半径要大，因为金属原子与金属原子之间未共用电子，也就是两原子间没有重叠。（可以画图来讲解）范德华半径或者简称范氏半径，主要针对的是那些单原子分子（稀有气体），也就是相邻两原子间距离的一半，所以范德华半径都比较大。
【板书】三、核外电子排布与原子半径
原子半径
共价半径
金属半径
范德华半径
【过渡】了解完原子半径之后，我们接下来要讨论元素的原子半径与原子的核外电子排布是否有关，并且得出结论。
【指导分析图1-2-10主族元素的原子半径变化示意图】
1.观察同一周期元素原子半径的变化.
2.观察同一主族元素原子半径的变化.
【师生共同分析归纳】
1.同一周期主族元素原子半径从左到右逐渐变小,而且减小的趋势越来越弱。这是因为每增加一个电子，核电荷相应增加一个正电荷，正电荷数增大，对外层电子的吸引力增大，使外层的电子更靠近原子核，所以同一周期除了稀有气体外原子半径是逐渐减小的。但由于增加的电子都在同一层，电子之间也产生了相互排斥，就使得核电荷对电子的吸引力有所减弱。所以半径变化的趋势越来越小。
2.同一主族元素原子半径从上而下逐渐变小。这是因为没增加一个电子层，就使得核电荷对外层的电子的吸引力变小，而距离增加得更大，所以导致核对外层电子的吸引作用处于次要地位，原子半径当然逐渐变小。
【指导分析图1-2-11】
【归纳】从总的变化趋势来看，同一周期的过渡元素，从左到右原子半径的减小幅度越来越小。
【思考】为什么会有这种情况产生？
【讲解】以第四周期为例，这是因为增加的电子都分布在d的轨道上，从钪到钒半径是逐渐减小的，由于d轨道的电子未充满，电子间的作用较小，而核电荷却依次增加，对外层电子云的吸引力增大，所以原子半径依次减小。到铬原子时，d轨道处于半充满状态，这种情况会使能量达到较低，核电荷虽然仍在增加，但对外层电子云的吸引力增大得并不多，所以使半径有些增大。到锰时，4s轨道电子增加，电子间的作用，核电荷增加带来的核对电子的吸引作用减缓。铁、钴、镍d轨道未处于半充满或全充满状态，核电荷增加带来的核对电子的吸引作用缓缓增加，所以半径又有所下降。而铜、锌d轨道处于全充满状态，处于能量较低状态所以又使半径增大。总之，在过渡元素中，外层电子对外层电子的排斥作用与核电荷增加带来的核对电子的吸引作用大致相当，使有效核电荷的变化幅度不大。
【板书】2.原子半径的周期性变化
主族元素：同一周期从左到右逐渐减小，同一主族从上而下逐渐增大
过渡元素：同一周期呈波浪式变化，同一族仍是从上而下递增
【板书设计】
三、核外电子排布与原子半径
1．原子半径
共价半径
金属半径
范德华半径
2.原子半径的周期性变化
主族元素：同一周期从左到右逐渐减小，同一主族从上而下逐渐增大
过渡元素：同一周期呈波浪式变化，同一族仍是从上而下递增
第3节 原子结构与元素性质
第1课时 电离能及其变化规律
【教学目标】
1.了解电离能的概念及内涵；
2.认识主族元素电离能的变化规律并能给予解释。
【教学重点】电离能及其变化规律。
【教学难点】电离能变化规律的特例
【教学媒介】多媒体演示
【教学方法】诱导——启发式、演绎推理和逻辑探究相结合教学
【教学过程】
教学环节
教学活动
可能出现的情况
设计意图
复习引入
请同学们写出第3周期及VA族元素原子的价电子排布；
请同学们根据写出的价电子排布分析元素周期表中元素原子得失电子能力的变化规律。
学生写的是电子排布式，没有抓住价电子，规律内容属记忆型，没什么难点，定性的记住规律。内容如素材1
巩固第二节的学习内容，并为本节的教学做准备
过渡
在科学研究和生产实践中，仅有定性的分析往往是不够的，为此，人们用电离能、电子亲和能、电负性来定量的衡量或比较原子得失电子能力的强弱。
学生思维活跃，什么是电离能、电负性呢？
自己会猜想
调动学生的积极性，明确学习目标。
联想质疑
电离能是元素的一种性质。表1-3-2和表1-3-3种写出了某些元素的第一电离能数值。从已经学过的知识出发，你能推测出电离能描述的是元素的那中性质吗？你能分析第一电离能的数值和性质的关系吗？
展示：表1-3-2第三周期元素（除Ar）的第一电离能的变化
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
496
738
577
786
1012
999
1256
表1-3-3 VA族元素的第一电离能的变化
N
P
As
Sb
Bi
1402
1012
947
834
703
学生可能会分析出是失电子的能力；也有可能得出是得电子的能力。
对比分析，再次生成强烈的疑惑感，即为下面的进一步分析作了准备，又是他们产生了浓厚的兴趣。
阅读分析
课本内容电离能的定义部分板书
设置问题
1.什么是电离能。
2.符号和表示方法
3.意义
一、电离能及其变化规律
1.定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。
2.符号：I
I1表示第一电离能；I2表示第二电离能
……
3.意义：表示原子或离子失去电子的难易程度。电离能越小，该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度
自我的深度学习，解决问题
巩固知识，即时梳理
学生会提出疑问：Mg的第一电离能比Al的大，所以Al比Mg易失去电子，但我们以前学习的金属失电子顺序中，Mg比Al易失电子，与酸反应时更剧烈。
同理：P与S
有同学反驳，条件不一致，一是气态，二是溶液
让学生自己动手查阅资料，形成自己的知识体系，解决刚才生成的疑惑
产生新的疑问，为解决问题很好过渡，激发了学习兴趣
让学生爱学
讨论分析学生的质疑
肯定学生的发言，强调分析事物时看好条件是关键。然后请同学们根据这些物质的电子排布式和我们前面学习的电子排布的特殊性来理解
可能会想到洪特指出的电子排布的特殊性，能量相同的原子轨道在全充满（P6或d10）、半充满（如P3或d5）和全空（P0或d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
学生自己动手解决，既学习了新知识，又巩固了已学知识
解疑答惑
强调学生的分析思路是正确的，鼓励学生自己继续探究。强调Mg(1s22s22p63s23p0)正处于全空状态，能量较低，比较稳定，所以不易失去电子。同理分析：P和S
学生分析P和S, P(1s22s22p63s23p3)半满状态，比较稳定，所以不易失去电子。
得到了及时的提高，解决了在积极地问题，学生的积极情绪正在提升。
交流研讨
观察图1-3-5和1-3-6，请你说明原子的第一电离能随着元素原子序数的递增呈现怎样的变化，并从原子结构的角度加以解释。
和前面所学知识对应，找出不同点，讨论分析，还是从全空、半满、全满角度分析特殊性
从前面知识很好的认识到了这种规律，使学习的知识更加准确。学生自己也能解释原因，积极性很高。
必要的总结，注重对知识的强化
通过观察可以发现，对同一周期的元素而言，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；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。短周期元素的这种递变更为明显，这是同周期元素原子电子
层数相同，但随着核电荷数
的增大和原子半径的减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强的必然结果。
同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子。这是因为同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元素原子序数的增加从左到右略有增加。这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排步在（n-1）d轨道上，核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。
实质分析
总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
对知识及时总结，有效增加知识的增长点
练习1
填表
族
周期
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
1
2
3
4
5
6
7
原子的第一电离能增大
原子的第一电离能减小
练习2
2.从元素原子的第一电离能数据的大小可以判断出（ ）
A、元素原子得电子的难易
B、元素的主要化合价
C、元素原子失电子的难易
D、核外电子是分层排布的
练习3
3.下列元素中，第一电离能最小的是（ ）
A、K B、 Na C、P D、Cl
第3节 原子结构与元素性质
第2课时 元素的电负性及其变化规律
【教学目标】
1.了解电负性的概念及内涵；
2.认识主族元素电负性的变化规律并能给予解释。
3.了解化合价与原子结构的关系。
【教学重点】电负性概念及其变化规律。
【教学难点】电负性变化规律
【教学媒介】多媒体演示
【教学方法】诱导——启发式、演绎推理和逻辑探究相结合教学
【教学过程】
教
学
环
节
活
动
时
间
教学内容
教师活动
学生活动
设计意图
一
、复习旧课
2分钟
第一电离能的变化规律，并解释为什么N的第一电离能大于O的第一电离能
学生回答问题
复习强化上一节课的知识点
二、
联想·质疑
3分
钟
电子亲和能
第一电离能是原子失电子能力的定量描述，那么原子得电子能力的有如何用定量去描述呢？
阅读电子亲和能
引起学生知识的冲突，激发学习动机
找出电子亲和能的变化规律
学生讨论：没有规律
研究电子亲和能没有太多的意义
?三、
新
课
20分钟
1.电负性的概念
思考与交流：
1、电负性的概念：
2、电负性的数值：
3、电负性的意义：
学生自学回答问题
1、元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
2、以氟元素的电负性数值为4。无单位。
3、（1）、电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强，反之越弱。
（2）、电负性大于2的元素大部分为金属元素，小于2的元素大部分为非金属元素。
（3）电负性大，元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。
（4）判断原子间成键的类型。一般两元素电负性的差值大于1.7，易形成离子键，差值小于1.7，易形成共价键。
培养自学能力
2.电负性的变化规律
读图，找规律
同周期，从左到右：
电负性依次增大
同主族，从上到下：
电负性依次减小
培养读图能力和分析归纳的能力。
化合价与电子排布的关系
3.电负性的意义
元素的最高正价等于它所在的族序数（除Ⅷ族和0族外）
反映了原子间的成键能力和成键类型
阅读课本总结规律：
1.一般认为： 电负性大于2.0的元素为非金属元素
电负性小于2.0的元素为金属元素。
2.一般认为：
如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们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，他们之间通常形成共价键
3.电负性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；
电负性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。
四
、
概括整合
?5
分钟
电负性的概念
电负性的变化规律
电负性的意义
分析第一电离能的数据与电负性的数据的关系，将电负性与第一电离能变化规律的统一起来
学会比较学习
练习
分值
评分
1、下列各组元素按电负性大小顺序排列正确的是：
A.F>N>O B.O>Cl C.As>P>H D.Cl>S>As
20
分
?
2、电负性为4.0的元素，在化合物中一般现：
A.正价 B.负价 C.即显正价有显负价 D.不能确定
20
分
?
3、电负性差值为零时，可形成：
A.极性共价键 B.非极性共价键 C.金属键 D.离子键
?20
分
?
4、写出下列元素原子的电子排布式，并给出原子序数和元素名称。
（1）第三个稀有气体元素。
（2）第四周期的第六个过渡元素。
（3）电负性最大的元素。
（4）3p半充满的元素。
（5）1～36号元素中，未成对电子数最多的元素。
（6） 1～36号元素中，第一电离能最小的元素
40
分
课件47张PPT。第1章 原子结构第1章 原子结构第1节 原子结构模型课程标准导航
1.了解氢原子光谱的特点及玻尔原子结构模型的基本观点。
2.了解原子核外电子在一定条件下发生跃迁与光谱的联系。
3.理解原子轨道与电子云的含义。
自主学习
一、氢原子光谱和玻尔的原子结构模型
1.氢原子光谱
光谱分为_________光谱和________光谱，氢原子光谱是________光谱，阳光形成的光谱是________光谱。
2.玻尔原子结构模型的基本观点连续线状线状连续原子核不同量子化升高基态激发态能量不同光谱想一想
1.玻尔的核外电子分层排布的原子结构模型阐明了什么？
提示：阐明了原子光谱是由于核外电子在能量不同的轨道间发生跃迁导致的；而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)原子核外电子运动状态的描述
1，2，3，4，5，6，…K、L、M、N、O、Ps、p、d、f相同↓↑(2)N
值所对应的能级和原子轨道的情况
2.原子轨道的图形描述
空间运动状态直角坐标系空间分布呈球形分别相对于x、y、z轴想一想
2. p轨道上的电子的能量一定相同吗？为什么？
提示：不一定。若p轨道位于同一个电子层中，能量则相同，否则就不 同，如2p与3p
能量高低不同。3.电子云图
(1)定义：描述电子在空间单位体积内出现的____________的图形。
(2)含义：用单位体积内小点的疏密程度表示电子在原子核外单位体积内出现__________的大小。概率大小概率自主体验
1.提出的原子结构模型开始涉及原子内部结构的科学家是( )
A．卢瑟福 B．玻尔
C．汤姆逊 D．道尔顿
解析：选C。1903年，汤姆逊在发现电子的
基础上提出了原子结构的“葡萄干布丁”模
型，开始涉及原子内部的结构。2.原子的吸收光谱是线状的而不是连续的，主要原因是( )
A．原子中电子的能量高低
B．外界条件的影响
C．仪器设备的工作原理
D．原子轨道的能量是量子化的解析:选D。玻尔原子结构模型的基本观点:
①原子中的电子在确定半径的圆周轨道上绕核运动，不吸收也不释放能量；②不同轨道上电子具有的能量不同，能量是量子化的，只能取某些不连续的数值；③电子从一个轨道跃迁到另一个轨道，会吸收或释放能量。
3. 观察电子处1s轨道的电子云图，判断下列说法正确的是( )
A．一个小黑点表示1个
自由运动的电子
B．1s轨道的电子云形
状为圆形的面C．电子在1s轨道上运动像地球围绕太阳旋转
D．1s轨道电子云图中小黑点的疏密表示电子在某一位置出现机会的多少
解析：选D。图中的小黑点不表示电子，而表示电子在此位置出现概率的大小。
探究导引1
怎样描述一个电子的核外运动状态？
提示：从电子层、能级、原子轨道、自旋状态四个方面描述。探究导引2
s、p电子云在空间各有几个伸展方向？
提示：s：一个，p：3个，即px、py、pz。要点归纳
特别提醒
(1)一般n越大，电子离核的平均距离越远，能量越高。
(2)在同一电子层中，可有不同的能级。
(3)第n层所含的原子轨道有n2个、核外电子的运动状态总数为2n2。
(4)在任何一原子中找不到两个运动状态完全相同的电子。
即时应用
1.下列有关认识正确的是( )
A．各能级的原子轨道数按s、p、d、f顺序依次为1、3、5、7
B．各电子层的能级都是从s能级开始至f能级结束
C．各电子层含有的能级数为n－1
D．各电子层含有的电子数为2n2个解析：选A。各电子层的能级数等于其所处的电子层数，即当n＝1时，它只有一个s能
级，当n＝2时，它有两个能级，s能级和p能级，所以B、C均错误。而每个电子层最多容纳的电子数为2n2个，D错误。
探究导引1
电子云形状相同的原子轨道能量一定相等
吗？为什么？
提示：不一定。电子层和电子云形状都相同的原子轨道能量才相等。
探究导引2
p电子云是“8”形，所以p电子走“8”字型，这种说法对吗？为什么？
提示：不对。p电子云是纺锤形，就是说电子出现频率高的区域的形状，指p电子的运动形态。
要点归纳
1.电子云图中的小黑点不代表一个电子，也不代表电子在某一时刻在此一定出现过。
2.单位体积内小黑点的疏密程度表示电子在原子核外单位体积内出现概率的大小。点稀疏的地方表示电子在那里出现概率小，点密集的地方表示电子在那里出现的概率大。3.离核越近，电子出现的概率越大，电子云越密集。如2s轨道的电子云比1s轨道的电子云疏散。
4.s轨道的电子云呈球形，只有一种空间伸展方向。p轨道的电子云分别相对于x、y、z轴对称，有三种
空间伸展方向。
特别提醒 原子中的轨道是人为规定的，可以是空轨道，如氢原子尽管只有一个电子，但可以有s、p、d轨道。即时应用
2.(2012·济南高二质检)如图是2pz轨道电子云的示意图，请观察图，并判断下列说法中不正确的是(双选)( )
A．2pz轨道上的电子在空
间出现的概率分布是z轴对称
B．点密集的地方表明电子出现的机会多C．电子先沿z轴正半轴运动，然后在负半轴运动
D．2pz轨道形状为两个椭圆面
解析：选CD。电子云是电子在一定区域内出现概率大小的图形，它并不是电子运动的实际轨迹(或轨道)，故C错；电子云的疏密表示了电子在该区域出现机会的多少，越密集，说明出现机会越多，故B对；观察该图可知A对；该p轨道为纺锤形，D错。
玻尔理论不能解释( )
A．氢原子光谱为线状光谱
B．在一给定的稳定轨道上，运动的核外电子不辐射能量
C．氢原子的可见光区谱线D．在有外加磁场时氢原子光谱有多条谱线
【思路点拨】 解决此问题要注意掌握玻尔理论的原子结构模型的三个观点。
【解析】 玻尔理论是针对原子的稳定存在和氢原子光谱为线状光谱的事实提出的，在有外加磁场时氢原子有多条谱线，玻尔的原子结构模型已无法解释这一现象，必须借助量子力学加以解释。【答案】 D
【名师点睛】 玻尔理论的重大贡献在于指出了原子光谱源自核外电子在能量不同轨道之间跃迁，而电子所处轨道的能量是量子化的，但也注意玻尔理论的局限性。
下列说法正确的是( )
A．所有的电子在同一区域里运动
B．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
C．处于最低能量状态的原子叫基态原子
D．在同一原子中，1s、2s、3s所能容纳的电子数越来越多【思路点拨】对核外电子运动状态的描述：电子层、能级种类、原子轨道和自旋状态，即在同一个原子中找不到运动状态完全相同的两个电子。
【解析】在多电子原子里，根据电子的能量高低以及通常运动的区域离核远近的不同，将核外电子划分成不同的电子层，故能量不同的电子在不同的区域运动，A不正确。电子的能量越高，运动的区域离核越远，能量越低，运动的区域离核越近，故B不正确。无论在哪一电子层，只要是s轨道，都只能容纳2个电子，故D不正确。
【答案】 C
【规律方法】 同一原子中每个电子的运动状态是完全不相同的。
下列说法正确的是( )
A．因为p轨道是“∞”字形，所以p电子走“∞”字形
B．在第一电子层中，有2s、2p两个轨道
C．氢原子中只有一个电子，故氢原子只有
一个轨道D．电子云是电子在核外空间出现概率的形象化描述
【思路点拨】 解决此问题要注意：电子云和原子轨道是人为引入的，而不是实际存在
的。
【解析】 p轨道是“∞”字形，说明其电
子在这一区域内出现的概率大，而不是走“∞”字形；第一电子层中只有1s轨道；原子轨道是人为划分的，故氢原子核外的1个电子只能占有1个轨道，其他为空轨道，不能说氢原子只有1个轨道。
【答案】 D
【名师点睛】 电子云是电子运动轨迹的概率图，而不是固定的运动轨迹，电子云有一定的伸展方向和形状，如：s是球形，p是纺锤形。
原子中电子能级间能量的分析
【经典案例】 当氢原子的一个电子从第二能级跃迁到第一能级时，发射的光子的波长是121.6 nm，电子从第三能级跃迁到第二能级时发射出光子的波长为656.3 nm。(已知h＝6.626×10－34 J·s)试回答：(1)哪种光子的能量大，说明理由。
(2)求氢原子中电子第三和第二能级的能量差及第二和第一能级的能量差。并说明原子中的能量是否连续。
1.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是( )
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．在电流的作用下，氖电子与构成灯管的物质发生反应
解析：选A。霓虹灯发红光是因为电子吸收能量后跃迁到能量较高的轨道，能量较高的轨道上的电子会很快以光的形式辐射能量而跃迁回能量较低的轨道。
2.关于电子云的叙述中，不正确的是( )
A．电子云是用小黑点的疏密程度来表示电子在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，出现概率越大；越远，出现概率越小
D．轨道不同，电子云的形态也不一样
解析：选B。为了形象地表示电子在原子核外空间的分布状况，人们常用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外出现概率的大小。小黑点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大；小黑点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小。
3.下列说法中正确的是( )
A．1s、2px、2py、2pz轨道都具有球对称性
B．因为p轨道是“8”字形的，所以p电子也是“8”字形
C．氢原子中只有一个电子，故氢原子只有一个轨道
D．原子轨道示意图与电子云图都是用来形象描述电子运动状态的图形
解析：选D。s轨道是球形的，p轨道是纺锤形的，A项错误。氢原子的一个电子填充在1s轨道，但是电子会跃迁到其他的轨道，所以氢原子还有其他的轨道，只是轨道是空轨道。
4.(1)玻尔原子结构模型成功地解释了________________的实验事实，电子所处的轨道的能量是________的。最大不足之处________________________________________________________________________。
(2)p能级上有________个原子轨道，在空间沿________对称，记为________，________，________，其能量关系为________。
答案：(1)氢原子光谱是线状光谱 量子化 某些光谱现象难以用该模型解释
(2)3 x、y、z轴 px py pz px＝py＝pz
5.氯原子的结构示意图为________，最外层电子对应的主量子数为________，角量子数取值可以为________，核外电子的运动状态共有________种。
解析：四个量子数与原子结构示意图有一定的联系，n对应电子层数，l取小于n的非负整数。
答案：
1.下列有关氢原子电子云图的说法正确的是( )
A．黑点密度大，电子数目多
B．黑点密度大，单位体积内电子出现的概率小
C．电子云图是对电子运动无规律性的描述
D．电子云图描述了电子运动的客观规律
解析：选D。电子云图中的黑点不代表电子数目的多少，而代表单位体积内电子出现概率的大小。黑点密度大，表示电子出现的概率大，黑点密度小，表示电子出现的概率小。电子运动虽然没有宏观物体那样的运动规律，但也有它自身的规律。电子云就是人们采用的描述电子运动规律的形象比喻。
2.图中所发生的现象与电子跃迁无关的是( )
解析：选D。A、B、C选项中的现象所获得的能量都是电子跃迁时以光的形式释放出来而导致的；D选项中平面镜成像是光的反射的结果。
3.下列电子层中，原子轨道的数目为4的是( )
A．K层 B．L层
C．M层 D．N层
解析：选B。每一电子层中含有不同的能级，K层有1个s能级；L层含有1个s能级和1个p能级；M层有1个s能级、1个p能级、1个d能级；N层除各含1个s、p、d能级外还有1个f能级，而s、p、d、f能级中分别含有1、3、5、7个不同的原子轨道。
4.在1s、2px 、2py、2pz轨道中，具有球对称性的是( )
A．1s B．2px
C．2py D．2pz
解析：选A。s轨道为球形，p轨道为纺锤形。
5.下列说法中正确的是( )
A．氢原子光谱是原子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
解析：选B。A选项，氢原子光谱是所有光谱中最简单的光谱。B选项正确。C选项，玻尔理论只是成功地解释了氢原子光谱，但对多电子原子的光谱却无法解释。D选项，原子中的电子在运动时没有确定半径的轨道，所谓的“轨道”只是电子运动的一个区域。玻尔理论所提出的“轨道量子化”、“轨道上的能量量子化”一定得理解透彻，然后根据理论内容一一判断。
6.道尔顿的原子学说曾经起了很大的作用。他的学说中包含有下述三个论点：①原子是不能再分的粒子；②同种元素原子的各种性质和质量都相同；③原子是微小的实心球体。从现代的观点看，你认为这三个论点中，不确切的是( )
A．只有③ B．只有①③
C．只有②③ D．①②③
解析：选D。原子是由原子核和核外电子组成的，显然①不确切。大多数元素原子都有多种同位素，同位素原子的质量不同，性质也不一定完全相同，②不确切。原子内绝大部分是空的，因此③不确切。
7.下列能级中轨道数为5的是( )
A．s能级 B．p能级
C．d能级 D．f能级
解析：选C。s、p、d、f能级分别有1、3、5、7个轨道。
8.下列说法中正确的是( )
A．一般而言，n越大，电子离核平均距离越远，能量越低
B．一般n越大，电子层中的能级数越多
C. 对于确定的n值，其原子轨道数为2n2个
D．自旋状态随原子轨道的具体情况而确定
解析：选B。随n值增大，电子离核越来越远，但电子能量越来越高。电子层数越大，其能级数越大，如n＝1，K层只有s能级，n＝2，L层有s、p能级，n＝3，M层有s、p、d三个能级。一个电子层上的原子轨道数为n2，一个电子有两种自旋状态(向上或向下)，一个电子层容纳的最多电子数为2n2。自旋状态与原子轨道无关。
9.下列有关电子云和原子轨道的说法中正确的是( )
A．原子核外的电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称电子云
B．s能级原子轨道呈球形，处于该轨道上的电子只能在球壳内运动
C．p能级原子轨道呈纺锤形，随着能层的增加，p能级原子轨道也在增多
D．p能级原子轨道与s能级原子轨道的平均半径都随能层序数的增大而增大
解析：选D。电子云表示电子在核外某一区域出现的概率，故A选项错误；原子轨道是电子出现概率约为90%的电子云空间，只是表明电子在这一空间区域内出现的机会大，在此空间区域外出现的机会少，故B选项错误；无论能层序数n如何变化，每个p能级都有3个原子轨道且相互垂直，故C选项错误；电子的能量越高，电子在离核更远的区域出现的机会越大，电子云将向更大的空间扩展，原子轨道半径会逐渐增大。
10.比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。
(1)1s________2s；(2)2s________2p；(3)3px________3py；(4)3d________4d；(5)3p________2p。
答案：(1)< (2)< (3)＝ (4)< (5)>
11.描述一个原子轨道要用________、________、________三个方面。3d能级中原子轨道的电子层数________，该能级的原子轨道最多可以有________个空间伸展方向，最多可容纳________个电子。
答案：电子层 能级 空间伸展方向 3 5 10
12.如图是s能级和p能级的原子轨道图，试回答问题：
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。
解析：根据图示可知s电子的原子轨道呈球形，p电子的原子轨道呈纺锤形。s能级有1个原子轨道，p能级有3个原子轨道。
答案：球 1 纺锤 3
13.写出符合下列要求的符号。
(1)第二电子层 s能级________
(2)n＝3 p能级________
(3)第五电子层 d能级________
(4)n＝4 p能级________
(5)n＝2 p能级沿y轴取向的轨道________
答案：(1)2s (2)3p (3)5d (4)4p (5)2py
1.(2012·泰安高二检测)若将6C原子的核外电子排布式写成1s22s22p，它违背了( )
A．能量守恒原理 B．能量最低原则
C．泡利不相容原理 D．洪特规则
解析：选D。洪特规则规定：对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，将尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同。6C原子的电子排布式应为1s22s22p2p。
2.若以E表示同一原子中某能级的能量，下列能量大小顺序中正确的是( )
A．E(3s)>E(2s)>E(1s)
B．E(3s)>E(3p)>E(3d)
C．E(4f)>E(4s)>E(3d)
D．E(5s)>E(4s)>E(4f)
解析：选A。对于1～36号元素来说，要重点掌握和记忆这一能量递增顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p···。
3.(2012·烟台高二检测)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为2s22p5的原子
解析：选B。A中3p能级有一个空轨道，说明3p上填2个电子，则3s上肯定已填满，价电子排布为3s23p2，因此A中两微粒相同。B中M层全充满而N层为4s2，M层上有d轨道，即：3s23p63d10，应该是锌元素，3d64s2是铁元素，B选项符合题意。C中价电子排布为4s24p5，则3d上已排满10个电子，核外电子排布式1s22s22p63s23p63d104s24p5，最外层电子数是核外电子总数的原子，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。D中2p能级有一个未成对电子，可以是2p1，也可以是2p5，因此二者不一定属于同种元素的原子，D选项不符合题意。
4.下列原子的价电子排布中，哪一种状态的能量较低？试说明理由。
(1)氮原子：
选________，理由_____________________________________________________________。
(2)钠原子：
A．3s1 B．3p1
选________，理由________________________________________________________________________。
(3)碳原子：
选________，理由________________________________________________________。
解析：本题考查的是核外电子排布所遵循的原理方面的知识。据洪特规则，电子在能量相同的各轨道上排布时尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同，故(1)选B，(3)选A。据能量最低原理，核外电子先占有能量低的轨道，再占有能量高的轨道。(2)中由于3s轨道能量低于3p轨道，故选A。
答案：(1)B A中原子的价电子排布违反了洪特规则
(2)A B中原子的价电子排布违反了能量最低原理
(3)A B中原子的价电子排布违反了洪特规则
5.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的最外层有三个未成对电子，E的价电子排布式为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，D为N，E为Fe。这五种元素电子排布式分别为：,A：1s22s22p63s23p2，B：1s22s22p63s1，C：1s22s22p63s23p3，D：1s22s22p3，E：1s22s22p63s23p63d64s2。由电子排布式可写出其他。
答案：（1）Si 1s22s22p63s23p2
(2）Na [Ne]3s1 （3）P 3s23p3,
1.下列对元素原子半径的表述中合理的是( )
A．在主族元素中，原子半径最小的是氢元素
B．在主族元素中，原子半径最大的是铯元素
C．在同周期主族元素中，原子半径小的族序数也小
D．在同主族元素中，原子半径大的周期序数反而小
解析：选A。氢原子是组成与结构最简单的原子，因此是半径最小的原子。钫是已知元素中半径最大的元素。在同周期主族元素中，原子序数越大即族序数越大，原子半径越小。在同主族元素中，周期序数越大，原子半径越大。
2.下列各组中的X和Y两种原子，在周期表中一定位于同一族的是( )
A．X原子和Y原子最外层都只有一个电子
B．X原子的核外电子排布为1s2，Y原子的核外电子排布为1s22s2
C．X原子的2p能级上有三个电子，Y原子的3p能级上有三个电子
D．X原子核外M层上仅有两个电子，Y原子核外N层上也仅有两个电子
解析：选C。A选项中最外层只有一个电子的不一定在同一族，如金属钠和金属铜的最外层都是一个电子，但是钠属于第ⅠA族，而铜属于第ⅠB族，A选项错误；B选项中X原子是He，属0族元素，Y原子是Be，属于第ⅡA族，B选项错误；D选项中X原子核外M层上仅有两个电子，X是镁原子，属于第ⅡA族，N层上也仅有两个电子的原子除了钙原子，还有锌、铁等原子，D选项错误。
3.主族元素A和B可组成为AB2的离子化合物，则A、B两原子的最外层电子排布分别为( )
A．ns2np2和ns2np4 B．ns1和ns2np4
C．ns2和ns2np5 D．ns1和ns2
解析：选C。由A和B为主族元素，且二者能构成AB2型的离子化合物知，A为第ⅡA族元素，B为第ⅦA族元素(排除了NO2)，故A元素原子的最外层电子排布为ns2，B元素原子的最外层电子排布为ns2np5。
4.某元素M2＋的3d轨道上有5个电子，则
(1)M原子的核外电子排布式为________________。
(2)M元素在元素周期表中的位置为第__________周期________族，________区。
解析：M2＋的3d轨道上有5个电子则电子排布式为1s22s22p63s23p63d5。故M原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d54s2。该元素的价电子排布式为：3d54s2，所以该元素在周期表中的位置为第4周期ⅦB族，因最后一个电子进入d轨道所以该元素位于d区。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d54s2
(2)4 ⅦB d
5.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＝最高主量子数，主族序数＝价电子数。
答案：(1)4 ⅠA (2)4 ⅤB (3)4 ⅠB (4)3 ⅦA
课件50张PPT。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课程标准导航
1.了解原子核外电子的能级分布。
2．掌握基态原子的核外电子排布规律，掌握常见元素(1～36号)原子的核外电子排布。
3．学会利用电子排布式、轨道表示式正确表示核外电子排布。
自主学习
一、基态原子的核外电子排布原则
1.能量最低原则
(1)基态原子的核外电子排布使整个原子体系的能量_________。
(2)基态原子的核外电子在原子轨道上的排列顺序：最低1s，2s，_____________________________________，6s……
2.泡利不相容原理
一个原子轨道中最多只能容纳_______电子，并且这两个电子的自旋方向必须_________。
3.洪特规则2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p两个相反对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，将尽可能分占________的轨道并且自旋方向_________。
不同相同想一想
1．在多电子的原子中，为什么最外层不超
8个电子，次外层不超18个电子？
提示：由于能级交错，最外层最多填满s和
p两个能级共4个轨道，故最外层不超8个电
子，同理可知次外层最多不超18个电子。二、电子排布的表达方式
1.电子排布式
如基态氧原子的电子排布式可表示为________________。
1s22s22p42.轨道表示式
一般用小圆圈表示一个确定的___________，用“↑”或“↓”来区别_____________不同的电子。如基态氧原子的轨道表示式可表示
为_____________________。原子轨道自旋状态想一想
2．电子层数越大，能级的能量一定越高，对吗？
提示：不对。因为能级有交错现象，如4s能量低于3d能量。三、价电子
1.价电子为与化学性质密切相关的________原子轨道上的电子。
2.为了便于研究化学性质与核外电子的关
系，人们常常只表示出原子的__________排布。如铁原子价电子排布为____________。外层价电子3d64s2 想一想
3．价电子是指原子的最外层电子吗？
提示：不一定。价电子决定了元素的化学性质，在主族元素中价电子为最外层电子，但过渡元素价电子还包括次外层的部分电子，如铁价电子为3d与4s上的电子。自主体验
1.基态原子的核外电子排布的原则不包括
( )
A．能量守恒原理
B．能量最低原则
C．泡利不相容原理
D．洪特规则解析：选A。基态原子的核外电子排布必须遵循能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能量守恒原理与此无关。
2.下列价电子的排布式中，正确的是(双选)
( )
A．铜：3d94s2 B．钙：3d2
C．钠：3s1 D．铁：3d64s2解析：选CD。一般的核外电子排布式的书写正误判断的题目主要就是对洪特规则和能量最低原则的考查，遇到这类题目时可以首先看是否符合这两个依据。铜：3d94s2的3d能级不满足洪特规则，应为3d104s1；钙：3d2不满足能量最低原则，应为4s2。
3.根据下列叙述写出对应元素和基态原子核外电子排布式。
(1)次外层d轨道全空，最外层有一个4s电子________________。
(2)某元素＋3价离子和氩原子的电子排布相同________________。
(3)某元素＋3价离子的3d轨道半充满________________。解析：解此题的关键首先是要推断出3个元素的种类，再写出其核外电子排布式。(1)具有(n－1)d0ns1排布的元素是ⅠA族元素。(2)该元素是Sc。(3)该元素是Fe。
答案：(1)K，1s22s22p63s23p64s1
(2)Sc，1s22s22p63s23p63d14s2
(3)Fe，1s22s22p63s23p63d64s2
探究导引1 写出氮原子的2p轨道的电子排布式和轨道表达式。
提示：探究导引2
为什么钙原子的核外电子排布是2、8、8、2而不是2、8、9、1?
提示：由于能级交错现象，Ca原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s2。要点归纳
1.能量最低原则电子尽量先占有
能量低的轨道，然后进入能量高
的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。
(1)基态原子核外电子在
原子轨道上的排布顺序(2)能级相同时，电子层数愈大，原子轨道能量愈高，如E3p>E2p。
(3)电子层相同时，不同能级之间的能量关
系：如E3d>E3p>E3s。
(4)电子层、能级不同时，原子中的价电子在外层分布时存在原子轨道能级交错现象。如E4s2.泡利不相容原理
一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，且这两个电子的自旋方向必须相反。如2s轨道上的电子排布为 ，不能为 。
3.洪特规则
(1)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方向相同，这样整个原子的能量最低。如2p3的电子排布为 ，不能为
。
(2)洪特规则特例：能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
即时应用
1.下列原子或离子的电子排布式正确的是________，违反能量最低原则的是______，违反洪特规则的是_______，违反泡利不相容原理的是________。
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，正确的应为1s22s22p6;③中M层电子排布没有遵循洪特规则——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；⑤和⑥正
确；⑦违反泡利不相容原理，所以应为
答案:①⑤⑥②③④⑦
探究导引1
书写电子排布式时，其书写顺序的依据是什么？
提示：按电子层数由少到多，能级由低到
高，而不是按电子的填充顺序。探究导引2
电子排布式和轨道表达式，哪种书写方式更能直观形象地反映电子的运动状态？
提示：轨道表达式。要点归纳
即时应用
2.下列微粒的核外电子的表示方法中正确的是( )
解析：选A。A表示碳原子的轨道表示式，正确；B不符合洪特规则；正确的Cr原子的价电子排布式为3d54s1；Fe2＋是铁原子失去最外层2个电子形成的，其电子排布式是1s22s22p63s23p63d6。 (1)X元素是非金属元素，其原子中有3个未成对电子，轨道的最高能级是3p，则该原子的电子排布式是_____________。
(2)某元素的原子基态时有6个电子处于3d轨道上，则该元素的原子序数为________，该元素原子的d轨道上的未成对电子有________个。
(3)某元素的基态原子失去3个电子后，它的3d轨道内电子恰好半充满，该元素的原子序数为________，其离子的电子排布式为________。【思路点拨】 完成此问题的关键：(1)熟记能级顺序；(2)原子失电子总是先失去最外层上的电子。
【解析】 (1)根据题意：原子中有3个未成对电子，轨道的最高能级是3p，所以该原子价电子排布为3s23p3，则该原子的电子排布式是1s22s22p63s23p3。(2)根据能级交错现象，既然3d轨道上有6个电子，那么4s轨道上应该是全充满状态，有2个电
子，则该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。可见该元素的原子序数为26。d轨道有5个等价轨道，它上面有6个电子，根据泡利不相容原理和洪特规则，其d轨道上的未成对电子应为4个。(3)当基态原子失去3个电子后，使3d轨道半充满，即为5个电子，所以该原子的价电子排布应为3d64s2，该基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，原子序数为26，其离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5。
【答案】 (1)1s22s22p63s23p3 (2)26 4
(3)26 1s22s22p63s23p63d5【名师点睛】 (1)书写电子排布式时要多体会能级交错现象和洪特规则的三个特例：全空、全充满和半充满。
(2)书写时要看清要求。
有A、B、C、D、E五种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中A为非金属元素，A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布式为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。请回答下列问题：
(1)A是_________，B是__________，C是________，D是________，E是________。
(2)由这五种元素组成的一种化合物是(写化学式)________。写出该物质的一种主要用途： ___________。
(3)写出C元素基态原子的电子排布式： ___________。(4)用轨道表示式表示D元素原子的最外层电子排布：_______。
【思路点拨】 解决此题关键要弄清：(1)原子结构与电子排布的关系；(2)原子结构与元素周期表的关系。
【解析】B和D属同一族，它们原子最外层
的p能级电子数是s能级电子数的两倍，所以
可得B、D的最外层电子排布式为ns2np4，所
以B为氧元素、D为硫元素；而A和E属同一
族，它们原子的最外层电子排布式为ns1，且
A的原子序数小于B，E的原子序数大于D，
所以A为氢元素，E为钾元素；C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半，所以C的最外层电子排布式为3s23p1，即C为铝元素。【答案】(1)H O Al S K(写元素名称
也可) (2)KAl(SO4)2·12H2O 净水剂(其他合理答案也可) (3)1s22s22p63s23p1
(4)
基态原子核外电子排布的应用
【经典案例】 A、D、E、G是元素周期表中前20号元素，原子序数依次增加，其中
A、D同周期，D、E同主族，四种元素的原子结构有如下特点：G原子的价电子数是A原子价电子数的2倍；D原子最外层p轨道上的电子数与G原子的电子层数相同；E原子中未成对电子数与G原子最外层电子数相等。根据以上叙述回答下列问题：
(1)分别写出A、D、E、G的基态原子的电子排布式。
(2)由上述部分元素形成的一种水合物在医疗上有重要应用，它是________。【解析】已知D、E同主族，E的原子序数
大于D，D原子最外层p轨道上有电子，说明
D位于第2周期，E位于第3周期，则E原子中
未成对的电子数可能为1～3。根据条件“E原
子中未成对电子数与G原子最外层电子数相
等”以及“G原子的价电子数是A原子价电子
数的2倍”可知，E原子中未成对电子数为2，
G原子的最外层电子数(价电子数)为2，A原子的价电子数为1。因为G的原子序数大于E，所以G原子的价电子排布为4s2，即G为钙元素。A、D同周期，可知A在第2周期，即A为锂元素。根据条件“D原子最外层p轨道上的电子数与G原子中的电子层数相同”可以得出，D原子最外层p轨道上有4个电子，电子排布式为1s22s22p4，所以D为氧元素，E为硫元素。【答案】 (1)A：Li 1s22s1；D：O 1s22s22p4；E：S 1s22s22p63s23p4；G：Ca 1s22s22p63s23p64s2 (2)石膏
课件57张PPT。第2课时 核外电子排布与元素周期表、原子半径课程标准导航
1. 认识核外电子排布与元素周期表的关系，了解元素周期表中周期、族的划分依据。
2.了解原子结构与原子半径周期性变化的联
系。
自主学习
一、核外电子排布与周期的划分
1.周期与能级组、原子轨道的对应关系
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＝________________________
最外层电子的主量子数想一想
1．为什么4，5，6三周期中的元素种数为
18，18，32种？试解释原因。
提示： 4，5 周 期包 含的能级为 ns、 np、
(n－1)d，共有9个轨道，故元素种数为18；第6周期能级为ns、np、(n－1)d和(n－2)f共16个轨道，故第6周期共32种元素。二、核外电子排布与族的划分
1.族的划分与核外电子排布的关系
族的划分取决于原子的价电子数目和排布。同族元素的价电子数目和排布__________。
2.各族核外电子排布的特点
相同ns1～2ns2np1～6价电子数(n－1)d1～10ns1～2价电子数ns电子数ns2np6He 想一想
2．据能级图可知E4s提示：21号Sc的价电子排布式为3d14s2，故Sc位于第4周期第ⅢB族。三、核外电子排布与原子半径
1.决定因素
2.变化规律 (1)主族元素
(2)过渡元素：同一周期自左至右原子半径逐渐________，但变化幅度_________。
减小不大想一想
3．为什么过渡元素的半径变化不大？
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的吸引作用大致相当，所以半径变化幅度不大。 自主体验
1.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是( )
A．1s22s22p63s2 B．1s22s22p3
C．1s22s22p5 D．1s22s22p63s23p5
解析：选A。由各原子的电子排布式知A为Mg、B为N、C为F、D为Cl，根据元素在周期表中的位置可知Mg半径最大。2.价电子排布为5s25p1的元素，在周期表中的位置是( )
A．第4周期第ⅤA族
B．第5周期第ⅢA族
C．第5周期第ⅠA族
D．第4周期第ⅢA族
解析：选B。因价电子分布在ns、np轨道上，所以为主族元素，主量子数n为周期数，价电子数等于族序数。3.电子构型为[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
解析：选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。
探究导引1
原子结构与元素周期表有什么关系？
提示：电子层数＝周期数，最外层电子数
＝主族序数，核电荷数＝原子序数。探究导引2
元素周期表有多少周期、多少族？
提示：周期：三短三长一不全。族：七主、七副、一捌、一0族(其中Ⅷ族占3列)。
探究导引3
价电子数与族序数的关系？
提示：①主族元素价电子数＝主族序数＝最外层电子数；
②过渡元素的价电子数＝副族序数(ⅢB～ⅦB)；
③过渡元素ns电子数＝ⅠB、ⅡB族序数。
要点归纳
1.核外电子排布与周期的划分
根据原子核外电子排布原则，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能量相差较
小，各能级组之间能量相差较大。
(1)每一能级组对应一个周期，周期序数＝电子层数。(2)周期、能级组、元素数目的对应关系
2.核外电子排布与族的划分
族的划分依据是原子的价电子排布。
(1)同主族元素原子的价电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或ns、np轨道上，价电子数与族序数相同。
(2)稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。(3)过渡元素(副族和Ⅷ族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电子排布为
(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族元素的价电子数与族序数相同。
即时应用
1.指出下列元素是主族还是副族元素？位于周期表中第几周期？第几族？
(1)1s22s22p63s23p5
(2)[Kr]4d105s25p2
(3)[Ar]3d24s2
(4)[Ar]3d104s1
(5)[Ar]4s1解析：根据其价电子构型确定在元素周期表中的位置，再确定其所在周期和族。n取最大时，n值就是所在的周期数，价电子的个数就是所在的族序数。如果价电子出现d电子，就是副族，只出现s、p的就是主族元素或0族。对于前36号元素和主族元素可以通过以上方法快速的进行判断。答案：(1)第3周期ⅦA族 (2)第5周期ⅣA族 (3)第4周期ⅣB族 (4)第4周期ⅠB族 (5)第4周期ⅠA族
探究导引1 s区的元素都是金属元素吗？
提示：不是，氢元素是非金属元素。
探究导引2 p区的元素都是非金属元素吗？
提示：不是，如铅为金属元素。
探究导引3过渡元素的最外层电子数有何
特点？
提示：最外层电子数为1或2。
要点归纳
1.根据核外电子排布划分
(1)分区
(2)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
2.根据金属元素与非金属元素划分
特别提醒
(1)最外层电子数大于或等于3、小于等于7的元素都是主族元素。
(2)金属与非金属没有严格的界定。在金属元素区和非金属元素区分界线两侧的元素，往往既表现金属的某些性质又表现非金属的某些性质。
即时应用
2.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
电子的轨道能级符号
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2周期第ⅤA族元素原子价电子的轨道表示式为_______。
(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ⅠA族、ⅡA族、He，符合条件的元素为Be，其电子排布式为1s22s2，价电子的电子云形状为球形。
(2)d区为ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族，族序数最大且原子序数最小的为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”其稳定性大于
Fe2＋。
(3)ds区符合条件的为Zn，其电子排布式为
1s22s22p63s23p63d104s2，价电子排布式为3d104s2。
(4)该题中符合题意的为N，价电子轨道表示式为：
(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
探究导引1
同周期从左到右原子半径如何变化？
提示：依次减小(稀有气体除外)。
探究导引2 第3周期元素的原子形成的离子
中，半径最小的是哪种离子？
提示：Al3＋。
探究导引3
Cl－与Cl两种微粒半径大小如何？为什么？
提示：r(Cl－)>r(Cl)，因为Cl－与Cl核电荷数相同、电子层数相同，而两者的电子排斥力Cl－大于Cl，故r(Cl－)>r(Cl)。
要点归纳
影响粒子半径的因素主要是核电荷数和电子层数。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：
即时应用
3.已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、
cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则
下列叙述中正确的是( )
A．原子半径：A>B>D>C
B．原子序数：d>c>b>a
C．离子半径：C>D>B>A
D．单质的还原性：A>B>D>C解析：选C。首先根据离子结构推断4种元素在元素周期表中的相对位置，均为短周期元素则原子序数均在18以下。阳离子应该位于阴离子的下一周期，A、B为第3周期的镁、钠，C、D为第2周期的氮、氟。
已知某元素＋3价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，则该元素在元素周期表中属于( )
A．ⅤB族 B．ⅢB族
C．Ⅷ族 D．ⅤA族【思路点拨】 先根据离子的电子排布式改写为原子的电子排布式，再根据价电子排布式判断元素在周期表中的位置。
【解析】 题中相应原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，从而再根据族的划分方法，可知其价电子排布为(n－1)d6ns2，所以该元素应属于Ⅷ族。
【答案】 C
下列元素的原子半径依次减小的是
( )
A．C、N、O、F
B．S、Si、Al、Mg
C．B、Be、Mg、Na
D．Mg、Na、K、Ca【思路点拨】解决此题的关键要注意两点：一是弄清元素在周期表中的位置，二是熟记半径变化规律。
【解析】 在元素周期表中，同一周期从左到右元素的原子半径逐渐减小，同一主族从上到下元素的原子半径逐渐增大。A项中元素原子半径依次减小，B、C项中元素原子半径均依次增大，D项中元素原子半径Na>Mg，可知B、C、D项均不符合题意。
【答案】 A
【规律方法】 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。
根据核外电子排布推测元素种类
【经典案例】 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。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________。
【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ⅤA族元素，即X为
As，其原子的电子排布式为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为氧元素；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为氢元素。
【答案】 (1)1s22s22p63s23p63d104s24p3 As
(2)
课件57张PPT。第3节 原子结构与元素性质课程标准导航
1.了解元素电离能的含义，认识其变化规律，并能运用电离能说明元素的某些性质。
2．了解电负性的概念，认识元素性质与电负性的关系。
3．认识原子结构与元素性质的周期性变化的本质联系。
自主学习
一、电离能及其变化规律
1.概念
气态原子或气态离子失去_________电子所需要的___________。表示符号：______，单位：kJ·mol－1。
一个最小能量I2.分类
3.影响因素
核电荷数电子层结构原子半径4.电离能的变化规律及应用
(1)规律
碱金属稀有气体由小到大减小增大(2)应用
①可以用来判断金属原子在气态时____________的难易。电离能越小，表明该原子越_____________。
②可以根据同一原子的逐级电离能的突跃，判断元素的主要__________。
例：如果I2?I1，元素易呈现_______价。失电子易失电子化合价＋1想一想
1．同一周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，为什么第ⅡA与第ⅤA族元素的第一电离能反而比相邻元素要大？
提示：第ⅡA族的价电子排布为ns2、第ⅤA族的价电子排布为ns2np3，原子处于稳定状态，再失一个e－需能量较大，故第一电离能比相邻元素高。二、电负性
1.概念：元素的原子在化合物中_____________________的标度。
2.意义
电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力___________。吸引电子能力越强3.电负性的变化规律及应用
(1)变化规律
①同周期：左→右，______________
②同主族：上→下，______________
(2)应用
①判断金属性、非金属性强弱
逐渐增大逐渐减小越强越强②判断元素化合价的正负
③判断化学键的类型
想一想 2．根据电负性的递变规律推测：主族元素的电负性约为2的元素在周期表中什么位
置？电负性最大和最小的元素在什么位置？
提示：电负性约为2的元素在元素周期中的金属与非金属的分界线附近，电负性最大的在元素周期表的右上角(F)，最小的在元素周期表的左下角(Fr)三、元素的化合价
1.元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是________________有着密切的关系。
2.除Ⅷ族的某些元素、氧元素、氟元素和0族元素外，元素的最高化合价等于它所在的____________。
3.非金属元素的_________________和它的_________________的绝对值之和等于8价电子排布族序数最高正化合价最低负化合价(氢元素、氧元素、氟元素除外)。
4.稀有气体元素的化合价通常为____，过渡金属元素的_________较多，且________相差不大，因此具有多种价态。
价电子0电离能想一想
3．两种元素，一种元素常显－2价，另一种元素常显＋7价，它们一定都是非金属元素
吗？
提示：－2价的元素为非金属元素，金属元
素均显正价，＋7价的元素为金属或非金属元素，如Mn与Cl。自主体验
1.下列有关电离能的说法中，正确的是( )
A．第一电离能越大的原子失电子的能力越强
B．第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量
C．同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大D．可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价
解析：选D。(1)电离能是气态原子或离子失去核外第一个电子需要的能量；(2)元素原子的第一电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子；(3)从总的变化趋势上看，同一周期中第一电离能从左到右呈增大趋势，但有反常，如N>O。2.利用元素的电负性大小，不能判断出( )
A．在化合物中元素原子吸引电子能力的相对强弱
B．元素在元素周期表中的准确位置
C．某元素是金属元素还是非金属元素
D．元素在化合物中的化合价的正负
解析：选B。电负性大的元素的原子吸引电子能力强，在化合物中显负价，电负性小的元素的原子吸引电子能力弱，在化合物中显正价，不仅如此还可以根据电负性推断元素的种类。通常，金属元素的电负性小于2，非金属元素的电负性大于2。
3.元素的性质呈周期性变化的根本原因是
( )
A．原子半径呈周期性变化
B．元素的化合价呈周期性变化C．电负性呈周期性变化
D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化
解析：选D。元素的性质如原子半径、电
负性、第一电离能、金属性、非金属性呈周期性变化都是因为核外电子排布呈周期性变化。
探究导引1
同周期元素从左到右第一电离能如何变化？
提示：总体上呈现由小到大的趋势，但第ⅡA族和第ⅤA族元素比相邻元素的第一电离能要大。
探究导引2
为什么过渡元素的第一电离能变化不太规
则？
提示：过渡元素增加的电子大多排到(n－1)d或(n－2)f轨道上，原子核对外层电子有效吸引作用不是太大，故过渡金属元素的第一电离能变化不太规则。
探究导引3
为什么同一周期中，稀有气体的第一电离能最大？
提示：稀有气体原子均处于稳定状态。
要点归纳
1.影响电离能的因素
电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。
(1)核电荷数、原子半径对电离能的影响
①同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大，即同周期元素从左到右，元素的第一电离能有增大的趋势。
如图所示：
②同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，因此原子半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(2)核外电子排布对电离能的影响
各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是由于稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子(He为2电子)最外层构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性也较高。如Zn(3d104s2)、Cd(4d105s2)、Hg(5d106s2)比同周期相邻元素的电离能大；又如N、P、As、Mg等元素也比同周期相邻元素的电离能大，也是因为其具有半充满或全充满电子构型。
2.电离能的应用(1)元素原子的电离能逐级升高，并有突跃现象，如下表：
钠、镁、铝的电离能(kJ·mol－1)
这是因为首先失去的电子是能量最高的电
子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量
多，同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。
当电离能发生突跃时，说明所失电子的主量子数发生变化，即发生突跃之前所对应的电离能反映了元素原子的价电子和主要化合价。如Na、Mg、Al的电离能分别在I2、I3、I4发生突跃，说明Na、Mg、Al的价电子数分别为1、2、3，主要化合价分别为＋1、＋2、＋3。
(2)判断元素的金属性，非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
即时应用
1.如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图。
请回答以下问题：
(1)认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，将Na～Ar之间六种元素用短线连接起来，构成完整的图像。
(2)由图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是____________________。
(3)图中5号元素在周期表中的位置是______。
(4)图中出现的元素中最活泼的金属元素为______________。
(5)写出图中6号元素的价电子排布式______________。解析：(1)参考第2周期Li～Ne的图像作图。
(2)第一电离能I1变化规律是从上到下依次减
小。
(3)上图中5号元素在周期表中的位置是第3周
期、ⅤA族。
(4)因同主族元素随着原子序数的增加I1逐渐
减小，而每一周期中ⅠA族元素的电离能最
小，故图中所列的最活泼的金属为Rb。(5)图中6号元素为Cl，电子排布式为：1s22s22p63s23p5，故价电子排布式为3s23p5。
答案：(1)如图
(2)从上到下依次减小
(3)第3周期ⅤA族
(4)Rb (5)3s23p5
探究导引1
元素的原子半径越小，电负性一定就越大
吗？
提示：不一定，如r(H)探究导引2 如何利用电负性的差值分析两元素形成的化学键类型？
提示：一般地，两元素的差值大于1.7时，形成离子健，小于1.7时，形成共价键。
探究导引3
应用电负性可以判断元素的哪些性质？
提示：元素种类、元素的化合价的正负、化学键的性质以及元素的活泼性。
要点归纳
即时应用
2.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．金属元素电负性一定小于非金属元素电负性D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
解析：选D。主族元素原子的电离能、电负
性变化趋势基本相同，但电离能有特例，如
电负性：O>N，但第一电离能：N>O，A错
误；B、C选项没有考虑过渡元素的情况，
B、C错误。
按照第一电离能由大到小的顺序排列错误的是( )
A．Be Mg Ca B．Be C N
C．N P Si D．He Ne Ar【思路点拨】 解此题的关键是弄清影响电离能的因素：核电荷数、原子半径与核外电子排布。
【解析】同周期从左到右，第一电离能总的趋势逐渐增大，但有些元素(如Be、Mg、
N、P等)的第一电离能比相邻元素的第一电离能大些，是因为它们的外层电子排布达到了全充满或半充满的稳定结构，同主族元素自上而下第一电离能依次减小，但在同一副族中，自上而下第一电离能变化幅度不大，且不太规则。
【答案】 B
下面给出14种元素的电负性：
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性的变化规律是_____。
(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？Mg3N2：_________，BeCl2: ________，AlCl3：__________，SiC：____________。
【思路点拨】(1)将表中的元素按原子序数递增排序，再分析电负性数据，归纳电负性的变化规律；(2)知道判断化学键性质的依据。【解析】 元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值：Mg3N2中成键元素的电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中成键元素的电负性差值分别为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，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化 (2)离子化合物 共价化合物 共价化合物 共价化合物
根据元素的电离能判断元素性质
【经典案例】 根据下列5种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列问题。
(1)在元素周期表中，最有可能处于同一族的是________(填序号，下同)。
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)下列元素中，最有可能与Q元素处于同一族的是________。
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
(5)利用表中的数据判断，V元素最有可能是下列元素中的________。
A．H B．Li C．Na D．K
理论根据是____________.
【解析】各级电离能中发生突跃式增高的情
况是R：I2?I1、S：I3?I2、T：I4?I3、V：
I2?I1，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，最有可能为稀有气体。
(1)周期表中同一族元素的最外层电子排布相
同，所以它们的化合价是相同的(电离能发生
突跃式增高情况应相同)，只有选项E符合要求，R和V均为＋1价。
(2)各元素价态与化合物中氯原子数相同的只有选项B。
(3)最有可能与Q元素处于同一族的元素的第一电离能应该特别高或者性质很不活泼，只有选项E符合要求。
(4)最容易与氯元素形成离子化合物的元素应该第一电离能最小，选项E符合要求。(5)R和V都显＋1价，应为ⅠA族元素，都有第四电离能，核外电子数应该至少为4个，R和V的目标锁定在Na、K，V的第一电离能较小，应为K，所以选项D正确。
【答案】 (1)E (2)B (3)E (4)E(5)D R和V都是I2?I1，应该属于ⅠA族元
素，因为R和V都存在第四电离能，核外电子数应该至少为4个，故应该是Na或K，并且V的第一电离能小于R的，所以V的金属性更
强，应该是K
1.下列说法中正确的是( )
A．第3周期所含元素中钠的第一电离能最小
B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C．在所有元素中，氟的第一电离能最大
D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大
解析：选A。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A正确，C不正确；由于镁的价电子排布式为3s2，而铝的价电子排布式为3s23p1，故铝的第一电离能小于镁的，B不正确；钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于镁的，D不正确。
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
解析：选D。由电负性的递变规律知：F的电负性最大，故B错。A中应为F>O>N，C中应为N>P>As。D正确。
3.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
解析：选C。电负性大说明非金属性强，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，即不能说明电负性的大小。
4.有A、B、C、D四种元素，其价电子数依次为1、2、6、7，其电子层数依次减小。已知D－的电子构型与Ar原子相同。A、B、C次外层电子数依次为8、8、18，试推断这四种元素，并回答下列问题(用A、B、C、D表示)：
(1)原子半径由小到大的顺序：________________。
(2)电负性由小到大的顺序：________________。
(3)金属性由弱到强的顺序：________________。
解析：D－的电子构型与Ar原子相同，即3s23p6，所以D比Ar少一个电子，电子构型为3s23p5，该元素为Cl(第3周期第ⅦA族)，根据题给条件，对元素C、B、A分析如下：
所以，A、B、C、D四种元素分别为：①铯(Cs)、锶(Sr)、硒(Se)、氯(Cl)或②钫(Fr)、钡(Ba)、碲(Te)、氯(Cl)或③钫(Fr)、锶(Sr)、硒(Se)、氯(Cl)或④钫(Fr)、钡(Ba)、硒(Se)、氯(Cl)。
答案：(1)D(3)D5.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量I1如下图所示。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，试预测下列关系式中正确的是________(填序号)。
①I1(砷)>I1(硒) ②I1(砷)③I1(溴)>I1(硒) ④I1(溴)(3)10号元素I1较大的原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：此题考查了元素第一电离能的变化规律和归纳总结能力。
(1)从Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，I1变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性变化。
(2)考查第一电离能与洪特规则的关系。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)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(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。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，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
1.下列元素中各基态原子的第一电离能最大的是( )
A．Be B．B
C．C D．N
解析：选D。各基态原子的核外电子排布式分别为Be：1s22s2；B：1s22s22p1；C：1s22s22p2；N：1s22s22p3。从核外电子排布看，最高能级为2p能级，又因为N原子的2p轨道处于半充满状态，由洪特规则可知是相对稳定的，故最难失去第一个电子。
2.价电子构型为2s22p5的元素，下列有关它的描述正确的有( )
A．原子序数为7 B．电负性最大
C．原子半径最大 D．第一电离能最大
解析：选B。价电子构型为2s22p5的元素为氟，其原子序数为9，原子半径在第2周期中最小，第一电离能较大但不是最大，电负性最大。
3.元素A的各级电离能数据如下：
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I/kJ·mol－1
578
1817
2745
11578
14831
18378
则元素A的常见价态是( )
A．＋1 B．＋2
C．＋3 D．＋6
解析：选C。对比表中电离能数据可知，I1、I2、I3电离能数值相对较小，至I4数值突然增大，说明元素A的原子中，有3个电子容易失去，因此，该元素的常见化合价为＋3。
4.气态中性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．1s22s22p63s23p63d104s24p2→1s22s22p63s23p63d104s24p1
解析：选B。分析四个选项中气态中性原子的原子核外电子排布可知，其都是基态的气态原子，再分析每个基态原子所发生的变化，都是失去一个电子，所需的能量为第一电离能。根据原子核外电子排布可知四种气态中性原子分别为Si、P、S、Ge，吸收能量最多(最难失去电子)的是3p轨道处于半充满状态的P。
5.下列选项中，第二电离能最大的元素所具有的电子层结构为( )
A．1s2 B．1s22s1
C．1s22s2 D．1s22s22p1
解析：选B。I2最大的元素应失去的是内层上已达稳定结构的电子层上的电子。
6.电负性差值大的元素之间形成的化学键主要为( )
A．共价键 B．离子键
C．金属键 D．配位键
解析：选B。元素金属性越强，电负性越小，越易失去电子，而非金属性越强，电负性越大，越易得到电子。因此，活泼金属和活泼非金属的电负性差值较大，形成的化学键主要是离子键。
7.已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是( )
A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B．第一电离能可能Y小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X对应的含氧酸的酸性弱于Y对应的含氧酸的酸性
D．X元素气态氢化物的稳定性大于Y元素气态氢化物的稳定性
解析：选C。电负性X>Y，元素的非金属性X>Y，最高价含氧酸的酸性应该是：X对应的最高价含氧酸的酸性强于Y对应的最高价含氧酸的酸性。
8.(2011·高考江苏卷)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
解析：选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)9.下列说法不正确的是( )
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呈周期性变化的结果
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
解析：选D。A、B、C都是正确的。金属的电负性较小，非金属的电负性较大，所以D错误。
10.
(1)短周期某主族元素M的电离能情况如右图所示。则M元素位于周期表的第________族。
(2)金属钛(22Ti)将是继铜、铁、铝之后人类广泛使用的第四种金属，Ti元素的基态原子的价电子层排布式为________。
解析：元素M的各级电离能逐级增大，I1和I2差别较小，但I3?I2>I1，I3突跃式变大，即失去2个电子后，再失去电子变为＋3价阳离子却非常困难，说明元素M失去2个电子后达到稳定结构。
答案：(1)ⅡA (2)3d24s2
11.有A、B、C、D、E 5种元素，它们都是前4周期元素，核电荷数依次增大。其中C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数比D原子最外层上电子数少4个。请回答下列问题：
(1)写出B元素基态原子的电子排布式：________________________________________________________________________。
(2)用轨道表示式表示C元素原子的价电子构型________________________________________________________________________。
(3)元素B与D的电负性的大小关系是________，C与E的第一电离能的大小关系是________(用元素符号和“>”、“<”或“＝”表示)。
解析：根据A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1可知其为第ⅠA族；B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，即ns2np4，可知其为第ⅥA族；结合A、B、C、D、E 5种元素的核电荷数依次增大及C原子最外层上电子数比D原子最外层上电子数少4个，可推断出五种元素分别为H、O、Mg、S、K。
答案：(1)1s22s22p4 (2)
(3)O>S Mg>K
12.W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数依次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，Z能形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色的ZO两种氧化物。
(1)W位于元素周期表第________周期________族。
(2)Y的基态原子核外电子排布式是________________________________________________________________________，
Y的第一电离能比X的________(填“大”或“小”)。
解析：依据X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，可知X为Al。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，且原子序数依次增大，可知W为N，Y为S。Z能形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色的ZO，可知Z为Cu。(1)N属第2周期ⅤA族元素。(2)S的原子结构示意图为?, 核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，因第一电离能与元素非金属性的关系为：元素的非金属性越强，第一电离能越大，故第一电离能S>Al。
答案：（1）2 ⅤA （2）1s22s22p63s23p4 大,?
下表是元素周期表的一部分。表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：原子核对核外电子的吸引力；形成稳定结构的倾向。
下表是一些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
7296
4570
1820
失去第三个电子
11799
6920
2750
失去第四个电子
9550
11600
①通过上述信息和表中的数据分析为什么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________________________________________________________________________。
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形成化合物的化学式________。
③Y是周期表中________族元素。
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：(1)从所给元素在周期表中的位置不难知道a、c、d、f分别为Na、Mg、Sr和Al，e处于过渡元素区也一定为金属，它们都是电的良导体；h为碳元素，其单质中的石墨也是电的良导体，故应选①④两组。
(2)①锂原子核外共有3个电子，其中两个在K层，1个在L层，当失去最外层的一个电子后，锂离子达到稳定结构。根据题给信息可知，锂离子再失去电子便会形成不稳定结构，因此锂原子失去第二个电子时所需能量远大于失去第一个电子所需的能量。
②由表中数据可知：X失去第二个电子所需能量远大于失去第一个电子所需的能量(9倍多)，而失去第三个、第四个电子所需能量皆不足前者的两倍，故第一个电子为最外层的1个电子，而其他几个电子应处于内层。结合所给的周期表知，X应为a，即钠元素，和j即氧元素所形成的化合物化学式为Na2O或Na2O2。
③由表中所给Y的数据可知，Y失去第一、二、三个电子所需能量差别不大，而失去第四个电子所需能量远大于失去第三个电子所需的能量，因此，Y元素的最外层有3个电子，即为第ⅢA族元素。
④从题目所给信息知道，原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关，还与形成稳定结构的倾向有关。结构越稳定失电子所需能量越高，在所给13种元素中，处于0族的m元素已达8e－稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多。
答案：(1)①④ (2)①Li原子失去1个电子后形成稳定结构，再失去1个电子很困难 ②a Na2O或Na2O2 ③ⅢA ④m
课件28张PPT。章末优化总结第1章 原子结构专题一 原子结构与核外电子排布1.原子核外电子的排布原则
(1)各原子轨道的能量高低
多电子原子中，电子进入原子轨道时，原子轨道能量的高低存在以下规律。
①相同电子层上原子轨道能量的高低为：ns②形状相同的原子轨道能量的高低为：1s<2s<3s<4s……③电子层和形状相同的原子轨道的能量相
等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。
④能级交错规律：ns<(n－2)f<(n－1)d(2)核外电子分层排布的一般规律
2.原子核外电子排布原理
(1)能量最低原则
原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。(2)泡利不相容原理
一个原子轨道最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋状态相反(自旋只有两种状态，用↑、↓表示)。
(3)洪特规则
对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，将尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同。
(4)洪特规则特例
能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
下列表达方式错误的是( )【解析】 解答该题应弄清核外电子排布原理及各种表示方法的不同点，Na＋的轨道表示式中电子违反了泡利不相容原理。
【答案】 A专题二 原子结构与元素性质
1.电离能
(1)变化规律
元素的第一电离能越小，越易失电子，金属活泼性越强。同周期元素的第一电离能从左到右呈递增的趋势，但在第ⅡA族和第ⅢA族、第ⅤA族和第ⅥA族的地方出现反常现象。(2)应用
①判断元素的失电子能力与得电子能力强
弱：一般元素的第一电离能越大，元素的得电子能力越强，失电子能力越弱；元素的第一电离能越小，元素的得电子能力越弱，失电子能力越强。
②判断元素价态：如果某元素的I(n＋1)?In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2?I1，所以钠元素的化合价为
＋1。而过渡元素的价电子数较多，且各级
电离能之间相差不大，所以常表现多种化合
价，如锰元素＋2～＋7。
2.电负性
(1)标准
电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度，是以最活泼的非金属元素氟为4.0作为标度计算出来的。电负性是相对值，没有单位。
(2)应用
①元素的电负性越大，其失电子能力越弱，得电子能力越强；元素的电负性越小，其失电子能力越强，得电子能力越弱。一般情况下，非金属元素的电负性在2以上，金属元素的电负性在2以下。②在不同元素形成的化合物中，电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。
③两种不同元素原子形成化学键时，一般其电负性差值大于1.7者形成离子键，小于1.7者形成共价键。
根据以上条件，回答下列问题：
(1)推断五种元素分别是A________，B________，C________，D________，E________(填写元素符号)。
(2)写出D原子的电子排布式： _____。
(3)指出E元素在元素周期表中的位置：
_____________。
(4)比较A、B、C三种元素的第一电离能的大小顺序________(由大到小的顺序排列)。
(5)比较元素D和E的电负性的相对大小______________。
【解析】 A原子最外层p能级电子数等于次外层的电子总数，说明次外层为K层，故A的电子排布式为1s22s22p2，即A为碳元素；B原子最外层中有两个未成对的电子，说明B为第ⅣA族或第ⅥA族元素，又B与A同周期，说明B为氧元素；C元素可以与B形成CB2型化合物且C与A、B同周期，说明C为氮元素；比较A(碳)、B(氧)、C(氮)三种元素的第一电离能，须注意到氮元素原子的2p原子轨道处于半充满状态，体系的能量较低，原子最稳定，第一电离能最大。故第一电离能的大小顺序为C>B>A或氮>氧>碳。【答案】 (1)C O N Si S
(2)1s22s22p63s23p2
(3)第3周期ⅥA族
(4)C>B>A(或氮>氧>碳)
(5)E>D(或硫>硅)
专题三 原子结构与元素周期表
1.“位—构—性”的关系
2.性质递变规律
元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的性质。下列说法正确的是
( )
A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性
B．第3周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数C．短周期元素形成离子后，最外层都达到8电子稳定结构
D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同
【解析】 铝元素既有一定的金属性也有一
定的非金属性，故A项错误；H＋的外层无电
子，故C项错误；第ⅠA族中氢元素与其他的
碱金属元素性质差别很大，故D项错误。
【答案】 B
(时间：90分钟，满分：100分)
一、选择题(本题包括15小题，每小题3分，共45分，每小题只有一个选项符合题意)
1.有关核外电子运动规律的描述错误的是( )
A．核外电子质量很小，在原子核外绕核作高速运动
B．核外电子的运动规律与普通物体不同，不能用牛顿运动定律来解释
C．在电子云示意图中，通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动
D．在电子云示意图中，小黑点越密表示电子在核外空间单位体积内电子出现的概率越大
解析：选C。核外电子在原子核外作高速的不规则的运动，故A项正确；根据量子力学理论可知核外电子在原子核外没有固定的运动轨迹，所以核外电子的运动不能用牛顿运动定律来解释，故B项正确；在电子云示意图中小黑点表示核外电子在某个区域中出现的概率，故C项错误，D项正确。
2.电子在一个原子的下列能级的原子轨道中排布时，最后排布的是( )
A．ns B．np
C．(n－1)d D．(n－2)f
解析：选B。根据原子中电子的排布顺序ns→(n－2)f→(n－1)d→np，最后排布的应为np轨道。
3.美国“海狼”号潜艇上的核反应堆内使用了液体铝钠合金做载热介质，下列关于Al、Na原子结构的分析中正确的是( )
A．原子半径：Al>Na
B．第一电离能：Al>Na
C．电负性：Na>Al
D．基态原子未成对电子数：Na>Al
解析：选B。根据元素周期律，原子半径Na>Al，电负性Na4.某元素原子的电子排布式是1s22s22p63s23p4，则它在周期表中的位置是( )
A．第2周期第ⅣA族
B．第3周期第ⅣA族
C．第4周期第ⅡA族
D．第3周期第ⅥA族
解析：选D。电子层数为周期序数，n＝3，则为第3周期。最外层电子数为主族序数，为第ⅥA族。
5.价电子构型为3d54s2的元素属于( )
A．稀有气体 B．过渡元素
C．氧族元素 D．卤族元素
解析：选B。由该原子的电子排布式知该原子核外共有25个电子，即为25号元素Mn，是第ⅦB族元素，属于过渡元素。
6.表示一个原子的M层上有10个电子，可以写成( )
A．3s23p63d2 B．2d10
C．3s23p64s2 D．3s23p33d5
解析：选A。M为n＝3的电子层。则电子排布式为3s23p63d2。
7.下列各项叙述中正确的是( )
A．电子层序数越大，s原子轨道的形状相同、半径越大
B．在同一电子层上运动的电子，其自旋方向肯定不同
C．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态
D．原子最外层电子排布是5s1的元素，其氢氧化物不能使氢氧化铝溶解
解析：选A。s能级原子轨道都是球形的，且电子层序数越大，半径也越大，故A正确；在一个轨道中电子的自旋方向肯定不同，但在同一电子层中，电子的自旋方向是可以相同的，如C原子的核外电子排布(轨道表示式) ，在2p能级上2个电子的自旋方向相同，故B错误；Mg原子3s2能级上的2个电子吸收能量跃迁到3p2能级上，由基态转化成激发态，故C错误；原子最外层电子排布是5s1的元素是Rb元素，其氢氧化物(RbOH)是强碱，可以与氢氧化铝反应，故D错误。
8.下列叙述中错误的是( )
A．原子半径 Na>Si>Cl
B．金属性 Na>Mg>Al
C．稳定性 SiH4D．酸性 H3PO4解析：选C。由元素所在周期表中的相对位置可知元素的性质递变规律，故C错。稳定性应为：HCl＞H2S＞SiH4。
9.以下有关原子结构及元素周期律的叙述正确的是( )
A．第ⅠA族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子
B．同周期元素(除0族元素外)从左到右，原子半径逐渐减小
C．第ⅦA族元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强
D．同主族元素从上到下，单质的熔点逐渐降低
解析：选B。A项137Cs和133Cs互为同位素，二者具有相同的质子数；C项第ⅦA族元素从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，氢化物的稳定性逐渐减弱；D项第ⅠA和第ⅡA族金属元素从上到下对应单质的熔点逐渐降低，而第ⅥA、第ⅦA族非金属元素对应单质的熔点逐渐升高。
10.现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4；
②1s22s22p63s23p3；
③1s22s22p3；
④1s22s22p5。
则下列有关比较中正确的是( )
A．第一电离能：④>③>②>①
B．原子半径：④>③>②>①
C．电负性：④>③>②>①
D．最高正化合价：④>③＝②>①
解析：选A。由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。根据元素周期律可知：第一电离能为④>③>②>①，A正确；原子半径应是②最大，④最小，B不正确；电负性应是④最大，②最小，C不正确；④无正价，②、③最高正化合价为＋5，①的最高正化合价为＋6，D不正确。
11.X、Y为两种元素的原子，X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知( )
A．X的原子半径大于Y的原子半径
B．X的电负性大于Y的电负性
C．X阴离子的半径小于Y阳离子的半径
D．X的第一电离能小于Y的第一电离能
解析：选B。由题可知X、Y在周期表中位置应为，所以原子半径应为Y>X，电负性为X>Y，离子半径应为X>Y，第一电离能为X>Y。
12.X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是( )
A．X的原子半径比Y小
B．X和Y的核电荷数之差为m－n
C．电负性X>Y
D．第一电离能X解析：选D。Xm＋与Yn－的核外电子排布相同，则质子数X>Y，原子半径X>Y。X和Y的核电荷数之差为m＋n。X比Y更易失电子，第一电离能X小于Y的，电负性X小于Y的。
13.下列各组元素性质的递变情况错误的是( )
A．Li、Be、B原子的最外层电子数依次增多
B．Si、P、Cl元素的最高正价依次升高
C．N、O、F元素的电负性依次增大
D．Na、K、Rb元素的第一电离能依次增大
解析：选D。A、B、C三选项中的元素分别处于同一周期，随原子序数递增，最外层电子数依次增多，最高正价依次升高，元素电负性依次增大；D项中同一主族从上到下，元素第一电离能依次减小。
14.下列轨道表示式所示的氧原子的核外电子排布中，氧原子处于基态的是( )
解析：选A。B选项，2p能级在仍有空轨道的情况下两个原子轨道各填充了2个电子，违背了洪特规则。C选项，2p能级有两个单电子的自旋方向相反，违背了洪特规则。D选项，2p能级的两个成对电子的自旋方向相同，违背了泡利不相容原理。A选项中氧原子的核外电子排布符合基态原子核外电子排布的原则，氧原子处于基态。
15.X、Y、Z为短周期元素，Z的原子序数等于X、Y的原子序数之和，且Z离子比X离子多3个电子层，下列推断不正确的是( )
A．Y的原子半径大于Z的原子半径
B．X可能为金属元素
C．Y与Z不可能形成离子化合物
D．Z一定为非金属元素
解析：选B。因X、Y、Z为短周期元素，Z离子比X离子多3个电子层，推知X只能是氢元素，Z为第3周期的S、Cl等元素；根据Z的原子序数等于X、Y的原子序数之和，推知Y为第3周期的非金属元素，且Y的原子序数小于Z，根据元素周期律即可判断选项中A、C、D正确，B错误。
二、非选择题(本题包括5小题，共55分)
16.(12分)根据元素周期表1～20号元素的性质和递变规律，回答下列问题。
(1)属于金属元素的有________种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有________(填两种化合物的化学式)；(2)属于稀有气体的是________(填元素符号，下同)；(3)形成化合物种类最多的两种元素是________；(4)第3周期中，原子半径最大的是(稀有气体除外)________；(5)推测Si、N最简单氢化物的稳定性________大于________(填化学式)。
解析：C、H两种元素可以形成一系列的有机物，所以形成的化合物种类最多。根据元素周期律可推知其他答案。
答案：(1)7 K2O、K2O2(KO2也可以) (2)He、Ne、Ar
(3)C、H (4)Na (5)NH3 SiH4
17.(10分)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。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________。
解析：4p轨道上有3个电子，价电子为4s24p3，为砷元素。2p轨道有2个未成对电子的为C或O元素，根据可以与砷反应的产物可判断出Y为氧元素。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3 As
(2)
18.(10分)周期表里的四种短周期主族元素的相对位置如下所示。已知它们的原子序数总和为46，则
m
n
x
y
(1)元素n的原子序数为________；
(2)用电子排布式表示x原子的价电子结构为________；
(3)m与y所形成化合物的化学式为________(填元素符号，下同)；
(4)x与y相比，电负性较大的是________，理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：根据四种主族元素的原子序数总和为46可知，m、n两种元素处于第2周期，x、y元素在第3周期，设n的原子序数为a，m的原子序数a－1，x、y的原子序数分别为a＋9和a＋10，由题意可知：a＋a－1＋a＋9＋a＋10＝46，a＝7，即n的原子序数为7，是N元素；x的原子序数为7＋9＝16，为S元素，价电子结构用电子排布式表示为3s23p4；m是C元素，y是Cl元素，两者形成的化合物为CCl4；Cl原子核电荷数大，半径小，原子核吸引电子的能力比S元素强，所以电负性较大的是Cl元素。
答案：(1)7 (2)3s23p4 (3)CCl4 (4)Cl Cl原子的核电荷数大，半径小，原子核吸引电子的能力强
19.(11分)Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知：
①Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；
②Y原子价电子排布msnmpn(m≠n)；
③R原子核外L层电子数为奇数；
④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。
请回答下列问题：
(1)Z2＋的核外电子排布式是________________________________________________________________________。
(2)Q、Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙，其氢化物的稳定性________>________，其氢化物的还原性________>________(用化学式填空)。
(3)Q、R、X三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为________，电负性数值由小到大的顺序是________(用元素符号作答)。
(4)五种元素中，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的化合物是________(填化学式)。
解析：由①知Z为Cu元素。由②推测，n＝2，为ⅣA族元素，又由于其是原子序数小于29的短周期元素，且m≠n，Y只能是Si元素。R的核外L层电子数为奇数，则可能为Li、B、N或F。Q、X的p轨道的电子数分别为2和4，则为C(或Si)和O(或S)。因为五种元素原子序数依次递增。故可推出：Q为C，R为N，X为O，Y为Si。(1)Cu的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，失去两个电子，则为1s22s22p63s23p63d9。(2)Q、Y的氢化物分别为CH4和SiH4，由于C的非金属性强于Si，则稳定性CH4>SiH4。还原性正好相反。(3)C、N、O位于同一周期，而N由于具有半充满状态，故第一电离能比O元素大，所以N>O>C，而电负性C答案：(1)1s22s22p63s23p63d9
(2)CH4 SiH4 SiH4 CH4
(3)C20.
(12分)W、X、Y、Z是四种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如图所示。已知W的一种核素的质量数为18，中子数为10；X和Ne原子的核外电子数相差1；Y的单质是一种常见的半导体材料；Z的电负性在同周期主族元素中最大。
(1)X位于元素周期表中第________周期________族；W的基态原子核外有________个未成对电子。
(2)X的单质和Y的单质相比，熔点较高的是________________(写化学式)；Z的气态氢化物和溴化氢相比，较稳定的是________________(写化学式)。
(3)Y与Z形成的化合物和足量水反应，生成一种弱酸和一种强酸，该反应的化学方程式是________________________________________________________________________
__________________________。
(4)在25 ℃、101 kPa下，已知Y的气态氢化物在氧气中完全燃烧后恢复至原状态，平均每转移1 mol电子放热190.0 kJ，该反应的热化学方程式是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：根据题意，W的一种核素的质量数为18，中子数为10，则W为O；X和Ne原子的核外电子数相差1，且原子半径比W大，则X为Na；Y的单质是一种常见的半导体材料，不难推断Y为Si；Z的电负性在同周期主族元素中最大，且原子半径比O大，而比Na小，不难推出Z为Cl。
答案：(1)3 ⅠA 2 (2)Si HCl
(3)SiCl4＋3H2OH2SiO3↓＋4HCl(其他合理答案均可)
(4)SiH4(g)＋2O2(g)SiO2(s)＋2H2O(l)
ΔH＝－1520.0 kJ·mol－1
原子结构模型
第3课时 量子力学对原子核外电子运动状态的描述（2）
【学习目标】
初步认识原子结构的量子力学模型，能用n、l、m、ms 这四个量子数描述核外电子的运动状态
知道主量子数n 、角量子数 l 和磁量子数m对应着n电子层中l能级中的原子轨道
了解原子轨道的图象是原子轨道在空间的一种形象化表示
会辨认不同的原子轨道示意图
【学习过程】
（一）原子结构的量子力学模型
1. 磁量子数m
①角量子数ι和磁量子数m的关系
角量子数ι和磁量子数m的关系既能级与原子轨道个数的关系。对于一个确定的ι值，m值可取 ，共 个数值。
当ι=2时，m有 五个取值；既d能级有 个原子轨道。
②原子轨道的表示方法
s能级只有一个原子轨道，可表示为s。
p能级有3个原子轨道，可表示为px、py、pz。
d能级有5原子轨道，
f能级有7原子轨道。
2. 自旋磁量子数ms
量子力学认为，同一轨道上的电子还在做自旋运动，而且只有两种自旋运动状态，分别用自旋磁量子数（通常用符号“↑”表示）和（通常用符号“↓”表示）来描述。
(二)原子轨道的图形描述和电子云
1. 根据量子力学理论，原子轨道的空间分布可以以图像的方式在直角坐标系中表示出来，由此
观点知：
s轨道的空间分布特点是
P轨道的空间分布特点是 。
2. 为了形象的表示 ，这种
形象的描述 称为电子云图，（打电子图）即概率密度。
注意：
（1）电子云是一种对原子核外电子运动状态形象化描述的方法，而不是一个具体的实物。
（2）电子云图中的一个小黑点代表的不是一个电子。
答案
参考课本
第1节 原子结构模型
【学习目标】
1、知识与技能目标
（1）了解“玻尔原子结构模型”，知道其合理因素和存在的不足。初步认识原子结构的量子力学模型
（2）能利用“玻尔原子结构模型”解释氢原子的线状光谱。
（3）能用n、ι、m、ms四个量子数描述核外电子的运动状态。
（4）知道n、ι、m、ms的相互关系及有关量子限制
（5）了解原子轨道和电子云的概念及形状，能正确书写能级符号及原子轨道符号
2、过程与方法目标
（1）通过介绍几种原子结构模型，培养学生分析和评价能力。
（2）通过原子结构模型不断发展、完善的过程，使学生认识到化学实验对化学理论发展的重要意义，使学生感受到在学生阶段就要认真作实验、认真记录实验现象。
（3）通过自主学习，培养学生自学能力和创造性思维能力。
（4）通过介绍四个量子数及有关量子限制，使学生感受到科学的严密性。
3、情感态度·价值观目标
（1）通过原子结构模型不断发展、完善的过程教学，培养学生科学精神和科学态度。
（2）通过合作学习，培养团队精神。
【学习重点】1、基态、激发态及能量量子化的概念。
2、利用跃迁规则，解释氢原子光谱是线状光谱及其他光谱现象。
3、用四个量子数描述核外电子的运动状态。
【学习难点】1、n、ι、m、ms的相互关系及有关量子限制。
2、原子轨道和电子云的概念
第2课时
一、原子结构的量子力学模型
(一)原子轨道与四个量子数
根据量子力学理论，原子中的单个电子的______________可以用原子轨道来描述，而每个原子轨道由三个只能取整数的量子数共同描述，因此核外电子的运动状态是由 四个量子数决定的。
1、主量子数n
主量子数n的取值为 …，对应的符号为 …，n越大，表明电子离核的平均距离 、能量 ，因此将n值所表示的电子运动状态称为 。
2、角量子数ι
在多电子原子中，角量子数l与 一起决定着原子轨道的能量，若两个电子所取的n、 l值均相同，就表明这两个电子具有 。 对于确定的n值，l的取值共 个，分别是 …，对应的符号为 …，在一个电子层中，l 有多少个取值，就表示该电子层有多少个不同的 （也称亚层）。
能级顺序：Ens3、磁量子数m
①角量子数ι和磁量子数m的关系
角量子数ι和磁量子数m的关系既能级与原子轨道个数的关系。对于一个确定的ι值，m值可取 ，共 个数值。
当ι=2时，m有 五个取值；既d能级有 个原子轨道。
②原子轨道的表示方法
s能级只有一个原子轨道，可表示为s。
p能级有3个原子轨道，可表示为px、py、pz。
d能级有5原子轨道，
f能级有7原子轨道。
4、自旋磁量子数ms
量子力学认为，同一轨道上的电子还在做自旋运动，而且只有两种自旋运动状态，分别用自旋磁量子数（通常用符号“↑”表示）和（通常用符号“↓”表示）来描述。
(二)原子轨道的图形描述和电子云
电子运动不能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。
S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。
这是由于1s，2s，3s……电子的能量依次增高，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。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。
2、P的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。
答案
参考课本
