课件74张PPT。章 末 归 纳 整 合请分别用一句话表达下列关键词：
电子云 能量最低原理 泡利原理 洪特规则 电离能 电负性
提示 电子云：电子云是指用小黑点的疏密来表示电子在核外空间单位体积内出现机会多少的一种图像。
能量最低原理：原子核外电子先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道。轨道能量由低到高的顺序为：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s、5f、6d…泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。
洪特规则：原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。
电离能：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。常用符号I表示，单位为kJ·mol－1。
电负性：衡量原子在分子中吸引成键电子的能力，并指定氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，再应用键能数据，对比求出其他元素的电负性，因此电负性是相对比值。1．元素“位—构—性”的关系。
提示 元素“位—构—性”的关系图解如下所示2．元素周期表中元素及其物质性质的递变规律如何？
提示 判断元素金属性或非金属性强弱的方法
提示 元素金属性强弱的实验标志
(1)与水或酸反应置换出氢气的难易：金属单质与水或酸(非氧化性酸)置换出氢气的速率越快(反应越剧烈)，表明元素金属性越强。
(2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，表明元素金属性越强。(3)置换反应：一种金属元素能把另一种金属元素从它的盐溶液里置换出来，表明前一种金属元素金属性较强，被置换出来的金属元素的金属性较弱。
(4)电离能越小，原子越易失去电子，元素的金属性越强。
(5)电负性越小，原子越易失去电子，元素的金属性越强。元素非金属性强弱的实验标志
(1)单质与氢气化合及生成的气态氢化物的稳定性：非金属单质与氢气化合越容易，形成的气态氢化物越稳定，表明元素非金属性越强。
(2)气态氢化物的还原性：元素气态氢化物的还原性越强，元素非金属性越弱；气态氢化物的还原性越弱，元素非金属性越强。(3)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，表明元素非金属性越强。
(4)置换反应：对于特定的置换反应，一种非金属单质能把另一种非金属单质从它的盐溶液或酸溶液里置换出来，表明前一种元素非金属性较强，被置换出的非金属元素非金属性较弱。
(5)电离能越大，原子越易得电子，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外)。
(6)电负性越大，原子越易得电子，元素的非金属性越强。 学科思想培养一
元素推断题的常见题眼
1．位置与结构
(1)周期序数等于族序数两倍的元素是Li。
(2)最高正化合价等于最低负化合价绝对值3倍的是S。
(3)次外层电子数等于最外层电子数4倍的元素是Mg。
(4)次外层电子数等于最外层电子数8倍的元素是Na。
2．含量与物理性质
(1)地壳中质量分数最大的元素是O，其次是Si。
(2)地壳中质量分数最大的金属元素是Al。
(3)其单质是人工制得纯度最高的元素是Si。
(4)其单质为天然物质中硬度最大的元素是C。
(5)其气态氢化物最易溶于水的元素是N，常温、常压下，1体积水能溶解700体积NH3。
(6)其氢化物沸点最高的非金属元素是O。
(7)常温下，其单质是有色气体的元素是F、Cl。
(8)形成化合物种类最多的元素是C。
(9)在空气中，其最高价氧化物的含量增加会导致“温室效应”的元素是C。(10)其单质是最易液化的气体的元素是Cl。在压强为101 kPa、温度为－34.6 ℃时，氯气液化成液氯。
(11)其单质是最轻的金属元素的是Li。
(12)其最高价氧化物的水化物酸性最强的元素是Cl。
(13)电负性最大的元素是F。
(14)同周期中，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。3．化学性质与用途
(1)单质与水反应最剧烈的非金属元素是F。
(2)其气态氢化物与其最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素是N(NH3＋HNO3===NH4NO3)。
(3)其气态氢化物与其低价氧化物能反应生成该元素的单质的元素是S(2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O)。
(4)其一种同素异形体易在空气中自燃的元素是P。
(5)其气态氢化物的水溶液可雕刻玻璃的元素是F。
(6)其两种同素异形体对人类生存都非常重要的元素是O，臭氧(O3)层被称为地球生物的保护伞。
(7)能导电的非金属单质有石墨(C)和晶体硅(Si)。4．根据原子序数推断元素在周期表中的位置
记住稀有气体元素的原子序数：2、10、18、36、54、86。用原子序数减去比它小且相近的稀有气体元素的原子序数，即得该元素所在的纵行数(短周期元素除外)。第1、2纵行为ⅠA、ⅡA族；第3～7纵行为ⅢB～ⅦB族；第8～10纵行为第Ⅷ族；第11、12纵行为ⅠB、ⅡB族；第13～17纵行为ⅢA～ⅦA族，第18纵行为0族，这种元素的周期数比与其相近的原子序数小的稀有气体元素的周期数大1。5．元素的成酸、成碱趋势
元素氧化物对应的水化物，有碱性氢氧化物、两性氢氧化物和含氧酸三类。成碱元素形成碱性氢氧化物，其成碱元素的价态一般较低，如＋1、＋2、＋3价；成酸元素形成含氧酸，其成酸元素的价态一般较高，常见＋4价到＋7价，只有少数价态较低，如HClO、HBrO中成酸元素仅为＋1价。两性元素多是元素周期表里金属元素与非金属元素交界线附近的元素，常见价态有＋2、＋3、＋4价等。两性氢氧化物皆难溶于水，它们既是弱酸又是弱碱，但酸性和碱性不一定均等。以短周期(第三周期)元素为例：自左至右先出现的是成碱元素(Na、Mg)，继而出现的是两性元素(Al)，随后出现的是成酸元素(Si、P、S、Cl)，最后出现的是稀有气体(Ar)。
【例】A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的短周期元素。已知A、C、F三种原子的最外层共有11个电子，且这三种元素的最高价氧化物的水化物两两之间皆能反应，均生成盐和水；D元素原子的次外层p电子数比最外层p电子数多3；E元素原子最外层有两个未成对电子。 (1)写出下列元素的名称：A：________，D：__________，E：________。
(2)写出实验室制备C的氢氧化物的离子方程式：______________，该氢氧化物能否用氢氧化钠与相应的物质反应来制备？________(填“能”或“不能”)，理由是_______________(用相应的化学反应和简洁的语言来表述)。
(3)比较D、E的第一电离能的大小：D________E(填“＞”“＝”或“＜”)。
(4)六种元素的电负性从大至小的顺序为____________。
解析 (1)根据各种元素均为短周期的主族元素和A、C、F三种元素的最高价氧化物的水化物两两之间皆能反应生成盐和水，可推知其中有一种元素为铝。又因A、C、F的原子序数依次增大，故只能C为铝元素，A为钠元素，B为镁元素。再根据A、C、F三种元素的最外层共有11个电子，可求得F的最外层电子数为7，F为氯元素。D和E的原子序数应介于13和17之间，根据D元素原子的次外层p电子数比最外层p电子数多3，E元素原子的最外层有两个未成对电子，故可推知D为磷元素，E为硫元素。(2)氢氧化铝是用可溶性铝盐和氨水反应制得的，不能用氢氧化钠和可溶性铝盐来制备，因为过量的氢氧化钠会和生成的氢氧化铝继续反应，继而使生成的氢氧化铝溶解，即氢氧化钠的用量不好控制。(3)由于磷原子的最外层的p电子处于半充满状态，根据洪特规则可知其能量较低，比较稳定，所以其第一电离能比硫原子的大。(4)这六种元素处于同一周期，其电负性自左至右逐渐增大。学科思想培养二
元素第一电离能学习指导电离能是元素性质的一个重要参数。电离能的大小表示元素的原子失去电子的难易，说明元素通常呈现的化合价状态。学好元素电离能的有关知识，可以帮助我们更好地了解元素的性质，理解元素原子核外电子的运动状态。为了帮助同学们更好地学习元素的第一电离能知识，特设计如下问答：
1．什么叫电离能？同一元素的各级电离能大小关系是怎样的？提示 使一个基态的气态原子失去一个电子生成＋1价气态阳离子所需的能量叫做元素的第一电离能。常用I1表示，单位为kJ·mol－1。
从气态＋1价离子再失去一个电子生成＋2价气态阳离子所需的能量叫做该元素的第二电离能，用I2表示，以此类推。
M(g)―→M＋(g)＋e－ I1
M＋(g)―→M2＋(g)＋e－ I2
M2＋(g)―→M3＋(g)＋e－ I3
I1＜I2＜I3…
2．影响电离能大小的因素有哪些？
提示 电离能的大小主要取决于原子的有效核电荷、原子半径以及原子的电子构型。一般说来，有效核电荷越大，原子半径越小，电离能越大；电子构型越稳定，电离能越大。
3．元素的第一电离能大小的变化规律有哪些？
提示 同周期元素从左到右，元素的第一电离能总的趋势是逐渐增大的；同一主族自上而下元素的第一电离能依次减小。但在同一副族中，自上而下元素的第一电离能变化幅度不大，且不规则。
4．元素的第一电离能大小与元素性质的关系？
提示 元素的第一电离能越大，元素的原子越难失去电子，元素的金属性越弱；元素的第一电离能越小，元素的原子越易失去电子，元素的金属性越强。5．为什么第一电离能是Be比B大，Mg比Al大，N比O大？
提示 Be和B的电子排布式分别为1s22s2、1s22s22p1，Be的2s亚层有2个电子，为全充满的稳定结构，失去其中一个电子需要较高的能量，而B的2p亚层只有一个电子，结构不稳定，失去这个电子需要的能量较低，所以第一电离能是Be比B大。同理可以解释“Mg比Al大”。
N和O的电子排布式分别为1s22s22p3、1s22s22p4，N的2p亚层有3个电子，为半充满的较稳定结构，失去其中一个电子需要较高的能量，而O的2p亚层有4个电子，结构不稳定，失去这个电子需要的能量较低，所以第一电离能是N比O大。6．稀有气体的第一电离能如下表所示：
试说明其变化的规律性。提示 稀有气体的第一电离能是随原子序数的增加而递减的。因为稀有元素的原子的电子构型相似，随着原子序数的增加，原子核的核电荷增加，内层电子的屏蔽作用也增大，削弱了原子核对外层电子的引力，同时原子半径的递增也使原子核对外层电子的引力减弱。所以稀有气体元素的第一电离能是随原子序数(或原子半径)的增加而减小。
点拨 第一电离能的大小取决于原子核对外层电子的引力，引力小则电离能小。7．下表是第二周期元素的第一电离能数据：
(1)将上表数据，分别以原子序数和电离能为横、纵坐标画一草图。
(2)讨论Li ～ Ne电离能变化的总趋势。提示 (1)从Li 到 Ne电离能变化的总趋势草图如下：(2)从电离能数据和图像都可以看出，Li ～ Ne电离能变化的总趋势为逐渐增大。因为同一周期从左到右(Li ～ F)，核电荷依次增大，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的引力逐渐增大，失去电子的能力逐渐减弱，所以元素的第一电离能逐渐增大。Ne的外层电子构型为全满的稳定结构，所以氖元素的第一电离能最大。
点拨 电子构型中，全满(ns2、np6、nd10)、全空(ns0、np0、nd0)或半满(ns1、np3、nd5)是较稳定的结构。【例1】不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需的能量叫第一电离能(设其为E)，如下图所示。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E值变化的特点是______________________________，各主族中的E值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，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________(填写编号)。
①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒)
③E(溴)＞E(硒) ④E(溴)＜E(硒)
(3)估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：________＜E＜________。
(4)10号元素E值较大的原因是________________ _____________________________________。解析 此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。
(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性。
(2)从第二、三周期可以看出，第ⅢA、第ⅥA族元素比同周期相邻两种元素的E值都低。由此可以推测：E(砷)＞E(硒)，E(溴)＜E(硒)。
(3)根据同主族、同周期元素的性质递变规律可知：同周期从左到右E依次增大，同主族自上而下E依次减小。则有：E(钾)＜E(钙)＜E(镁)。
(4)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，E值变小 周期性
(2)①③ (3)419 738 (4)10号元素是氖，该元素的原子最外层电子排布已达到8电子稳定结构【例2】下表是元素周期表的一部分，回答下列有关问题。
(1)写出下列元素符号：
①________、⑥________、⑦________、________。
(2)在这些元素中，最活泼的金属元素是______，最活泼的非金属元素是______，最不活泼的元素是______，电负性最大的是____。
(3)在这些元素的最高价氧化物对应水化合物中，酸性最强的是________，碱性最强的是________，呈两性的氢氧化物是________(只写一种)，写出三者之间相互反应的化学方程式______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案 (1)N Si P K
(2)K O He O
(3)HClO4 KOH Al(OH)3
Al(OH)3＋3HClO4===Al(ClO4)3＋3H2O
Al(OH)3＋KOH===KAlO2＋2H2O
KOH＋HClO4===KClO4＋H2O【例3】短周期元素A、B、C的原子序数逐渐增大，它们形成的离子具有相同的电子层结构，B和C的单质都能跟水剧烈反应，B为电负性数值最大的元素。B单质与H2O反应产生A单质，0.5 mol C单质跟水反应时，在标准状况下放出5.6 L H2，此时C转化成具有氖原子核外电子层结构的离子。问：
(1)A、B、C各是什么元素？
(2)写出CB与C2A2的电子式。学科思想培养三
元素的电负性学习指导一、电负性的概念
原子在分子中吸引成键电子能力相对大小的量度。
二、知识规律
1．元素电负性的值是个相对的量，它没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大，同主族元素的电负性从上到下逐渐减小。
当键的离子性为50%时，相当于两元素电负性差值XA－XB＝1.665。因此，习惯上就以电负性差值ΔX大于或小于1.7作为判断该A—B键的离子性或共价性的依据。当ΔX＞1.7时，多数属于离子键；当ΔX＜1.7时，多数属于共价键。离子键和共价键没有严格的界限。三、典例解析
【例1】不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定的数值X来表示。若X值越大。其原子吸引电子的能力越强，在分子中形成负电荷的一方，下面是某些短周期元素的X值：(1)通过分析X值变化规律，确定N、Mg的X值范围：________＜X(Mg)＜________，__________＜X(N)＜________。
(2)推测X值与原子半径关系是______________________。根据短周期元素的X值变化特点，体现了元素性质的________变化规律。
(3)某有机化合物结构式为 。其中S—N中，你认为共用电子对偏向谁？________ (写原子名称)。
(4)经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的X差值(ΔX)即ΔX＞1.7时，一般为离子键，ΔX＜1.7，一般为共价键。试推断：AlBr3中化学键类型是______________。
(5)预测元素周期表中，X值最小的元素的位置：________(放射性元素除外)。
解析 题中给出第二、第三周期元素的X值(其中缺少了氮、镁两种元素的X值)，X值与这种原子在分子中吸收电子的能力有关。
可根据元素性质的周期性变化来推测镁和氮的X值。从表中数值可看出，同周期中元素的X值随原子半径的减少而增大，X值的变化体现了元素性质的周期变化。用X值大小可判断共价键中共用电子对偏向哪一方。对于S—N，由于N的X值大于S的X值，所以其中共用电子对偏向N原子。
表中查不到溴的X值，可根据元素周期律来推测，氯与溴同主族，氯的X值必定比溴的X值大，而X(Cl)－X(Al)＝3.16－1.61＝1.45<1.7，而溴与铝的X值之差必定小于1.45，所以溴化铝肯定属于共价化合物。
X值越小，元素的金属性越强，X值最小的元素应位于第六周期的ⅠA主族。
答案 (1)0.93＜X(Mg)＜1.61 2.58＜X(N)＜3.44 (2)同周期(同主族)中，X值大，其原子半径越小 周期性 (3)氮原子 (4)共价键 (5)第六周期ⅠA主族【例2】1932年美国化学家鲍林(L.Pauling)首先提出了电负性的概念。电负性(用X表示)也是元素的一种重要性质，下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：请仔细分析，回答下列有关问题：
(1)预测周期表中电负性最大的元素应为________。估计钙元素的电负性的取值范围：________＜X＜________。
(2)根据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化的规律是________________________________；简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系________________________________________________________________________。 (3)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlBr3中形成的化学键的类型为________，其理由是__________________________________ ________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案 (1)F 0.8＜X＜1.2 (2)从上向下X值减小 元素电负性越大，非金属性越强，金属越弱；反之亦然 (3)共价键 因为AlCl3中Cl和Al的电负性差值为1.5，而Br的电负性小于Cl，所以AlBr3中两元素的电负性差值小于1.5【例3】元素的原子在分子中吸引电子的能力可以用电负性X表示。下表是某些短周期元素的X值：(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系____________________________。
(2)试推测，周期表所列元素中除放射性元素外，电负性最小的元素与电负性最大的元素形成的化合物的电子式为___________________________________________________。
(3)若NCl3最初水解产物是NH3和HClO，则X(Cl)的最小范围：________＜X(Cl)＜________(填表中数值)；若已知X(P)＜X(Cl)，则PCl3水解的化学反应方程式是__________________ ____________________________________________________。【例4】1932年，美国化学大师L.Pauling提出电负性(用希腊字母X表示)的概念，用来确定化合物中原子某种能力的相对大小。L.Pauling假定F的电负性为4，并通过热化学方法建立了其他元素的电负性。L.Pauling建立的主族元素的电负性如下：回答下列问题：
(1)纵观各周期主族元素电负性变化，谈谈你对元素性质呈现周期性变化的理解：____________________________；
(2)预测Te元素X的值____________；
(3)你认为L.Pauling提出电负性的概念是确定化合物中原子哪种能力的相对大小？____________________________。
答案 (1)每隔一定数目的元素，后面元素的变化重复前面元素变化的规律 (2)2.0＜X＜2.4 (3)吸引电子的能力课件39张PPT。第一节 原子结构1.能层
多电子原子中，按电子的________差异，可以将核外电子分成不同的能层，并用符号__________________________表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层。能层与能级能量 K、L、M、N、O、P、Q… 2．能级
多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能______，还可以把它们分成________，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf(n为能层序数)，任一能层的能级总是从____能级开始，而且能级数等于该___________。不同能级s能层序数3．能层、能级与最多容纳的电子数
(1)以s、p、d、f…排序的各能级最多可容纳的电子数依次为1、3、5、7…的____倍。
(2)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____。2 2n2 1.构造原理
(1)含义
随着原子________的递增，绝大多数元素的原子核外电子将遵循以下顺序填充到各能级中：1s、2s、2p、3s、3p、4s、____、4p、5s、____、5p、6s、____、____、____、7s…这个排列顺序被称为构造原理。构造原理序数3d4d4f5d6p (2)构造原理示意图2．电子排布式
(1)元素原子的电子排布式中能级符号右上角的数字是该能级上___________________。钾原子的电子排布式为_________________________。
(2)为了书写方便，通常还会将电子排布式进行简化，用稀有气体结构代替已经充满的电子层。示例：Fe 1s22s22p63s23p63d64s2，简化电子排布式是____________。排布的电子数 1s22s22p63s23p64s1 [Ar]3d64s2 1.能量最低原理、基态与激发态
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于____________，简称能量最低原理；处于__________的原子叫做基态原子；当基态原子的电子______能量后，电子会跃迁到___________，变成激发态原子。能量最低原理、基态与激发态、光谱最低状态最低能量吸收较高能级
2．光谱
不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的_______光谱或______光谱，总称原子光谱。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_______________。吸收发射光谱分析 1.电子云
(1)电子在核外空间做高速运动，_____(填“有”或“没有”)确定的轨道，只能确定它在原子核外各处出现的____，得到的概率分布图看起来像一片云雾。因而被形象地称作________。电子云与原子轨道没有概率电子云(2)绘制电子云轮廓图是为了表达____________________，给出电子在核外空间里经常出现的__________，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。
(3)s电子云是_________形的(原子核位于球心)，能层序数n越大，电子云半径____________；p电子云是_______形的，每个p能级有_______个原子轨道，它们相互_______，分别以____________为符号。 电子云轮廓的形状 球 越大 哑铃 3 垂直 px、py、pz 区域 2．泡利原理和洪特规则
(1)______________________________________________ _________________，这个原理是由________首先提出的，称为_______原理。在同一个原子轨道里的电子的自旋方向是______的，自旋只有两种状态：___________和___________。
(2)____________________________________________________________________________________，这个规则是由____首先提出的，称为______规则。1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋状态相反泡利 泡利 不同 顺时针状态 逆时针状态 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，而且自旋状态相同洪特 洪特
【慎思1】 不同能级的能量有什么关系？
【答案】(1)在每一个能层中，能级符号顺序为ns、np、nd、nf…(n代表能层)，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，能级符号相同，n越大，能量越高，如E(1s)【例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的顺序依次为1、3、5、7
B．各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束
C．各能层含有的能级数为n－1
D．各能层含有的电子数为2n2
解析 各能层中的能级数等于其所处的能层数，即当n＝1时，它只有一个s能级，当n＝2时，含有两个能级分别为s、p能级，所以B、C都不正确；D选项中每个能层最多能填充2n2个电子，但不是一定含有2n2个电子。
答案 A本题中的D选项是一个易错点，在电子排布时，从低能级开始填充，填满了低能级再填充较高能级，所以在填充时只能是最多能填充2n2个电子，而不是一定，如当某个能层是最外层时最多只能填充8个电子。【体验1】某元素原子的核外有三个能层，最外能层有4个电子，该原子核内的质子数为( )。
A．14 B．15
C．16 D．17
【答案】A
【解析】原子核外共有三个电子层，最内层只有1s能级，可容纳2个电子，第二层有2s、2p两个能级，可容纳1×2＋3×2＝8个电子，最外层有4个电子，所以该原子核外有14个电子，又因在原子中核外电子数等于核内质子数，故选A。1．能量最低原理：原子核外电子先占有能量低的轨道，然后依次进入能量高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。原子核外电子排布所遵循的原理注：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，这一点违反了洪特规则，可看成是洪特规则的特例。如：24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1(3d5、4s1均为半充满稳定)；29Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1(3d10为全充满稳定，4s1为半充满稳定)。
解析 本题考查的是核外电子排布所遵循原理的知识。据洪特规则，电子在能量相同的各个轨道上排布时尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同，故(1)选B。(4)选A；根据能量最低原理，核外电子先占据能量低的轨道，再占据能量高的轨道，(2)中由于3s轨道的能量低于3p轨道的，故选A；(3)中A的3d5为半充满状态，为相对稳定的状态，所以选A。
答案 (1)B (2)A (3)A (4)A【体验2】下列各原子或离子的电子排布式错误的是( )。
A．Na＋ 1s22s22p6
B．F 1s22s22p5
C．Cl－ 1s22s22p63s23p5
D．Ar 1s22s22p63s23p6
【答案】C
【解析】本题考查的是构造原理及各能级最多容纳的电子数。s能级最多容纳2个电子，p能级最多可容纳6个电子；电子总是从能量低的能层、能级排列，Cl－应是Cl原子得一个电子形成的稳定结构，所以Cl－的电子排布式应为1s22s22p63s23p6。【探究原理】
(1)过渡元素的核外电子排布与主族元素不同，其次外层电子数一般不饱和，在发生化学反应时，次外层甚至倒数第三层的电子可以失去。
(2)第ⅠA、ⅡA族除一、二周期外其次外电子层都有8个电子；第ⅢA到0族除短周期外，其次外层电子数皆为18个。实验探究一 过渡元素的核外电子排布规律
(3)过渡元素最外层电子数不超过2个，次外层一般不饱和，因此过渡元素的阳离子一般不具有稀有气体元素原子结构。
(4)过渡元素最外层、次外层甚至倒数第三层上的电子都可成为价电子，因此过渡元素通常有变价。【问题探究】
下表列出了核电荷数为21～25的元素的最高正化合价，回答下列问题：(1)写出下列元素基态原子的核外电子排布式。
Sc__________________，Ti__________________，
V__________________，Mn__________________。
(2)已知基态铬原子的电子排布是1s22s22p63s23p63d54s1，并不符合构造原理。人们常常会碰到客观事实与理论不相吻合的问题，当你遇到这样的问题时，你的态度是________________________________________________________________________。
(3)对比上述五种元素原子的核外电子排布与元素的最高正化合价，你发现的规律是___________________________ _____________________________________________；
出现这一现象的原因是_____________________________ ___________________________________________。
思路点拨 判断某些元素核外电子的排布情况，一要熟练掌握原子的核外电子排布式，二要掌握核外电子排布的规律性，同时还应注意在核外电子排布中的特例。【答案】(1)1s22s22p63s23p63d14s2或[Ar]3d14s2
1s22s22p63s23p63d24s2或[Ar]3d24s2
1s22s22p63s23p63d34s2或[Ar]3d34s2
1s22s22p63s23p63d54s2或[Ar]3d54s2
(2)尊重客观事实，注意理论适用范围，掌握特例等
(3)五种元素的最高正化合价数值等于各元素基态原子的最高能层s电子和次高能层d电子数目之和 能级交错使得d电子也参与了化学反应课件54张PPT。第二节 原子结构与元素的性质1.随着元素原子的核电荷数递增，每到出现____________，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐_______，最后达到____个电子，出现稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期表中的一个个周期。
2．元素周期表的形成是由于元素的___________________发生周期性的重复。原子结构与元素周期表碱金属元素增多8原子核外电子排布 3．元素周期表的周期不是单调的，每一周期里元素的数目并不是一样多，而是随周期序数的递增逐渐______，同时，金属元素的数目也逐渐_______。
4．写出下表中元素数目及金属元素数目。
因而，我们可以把元素周期表的周期发展形象地比喻成_______________。增多增多2 8 8 18 18 32 0 2 3 14 15 30 螺壳上的螺旋1.原子半径
原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个因素是核电荷数。一般来说同一周期主族元素从左到右，原子半径逐渐__________；同一主族元素从上到下，原子半径逐渐__________。元素周期律减小 增大 2．电离能
________________________________________________叫做电离能，单位___________。___________________________ _________________叫做第一电离能；_____________________ _____________________叫做第二电离能。如果对同一基态原子有第一、第二、第三、第四电离能，则其电离能将逐级_____________。气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量 kJ·mol－1 气态中性原子失去第一个电子所需要的能量 气态一价阳离子失去一个电子所需要的能量逐渐增大 3．电负性
电负性用来描述_________________________________ __________。电负性是相对值，没有单位。不同元素的原子对键合电子吸引力的大小【慎思1】 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，请填充下表。【答案】 【慎思2】 元素电负性有什么变化规律？
【答案】①以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。
②随原子序数的递增，元素原子的电负性呈周期性变化。
③同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐增大(稀有气体除外)。
④同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐减小。
⑤对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。1．原子结构与周期的关系
(1)周期数＝电子层数
(2)各周期元素种数与相应能级组的原子轨道关系核外电子排布和周期表的关系续表
各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。2．原子结构与族的关系
(1)对主族元素，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完全相同，价电子全部排布在ns或ns、np轨道上(见下表)。当主族元素失去全部价电子后，表现出该元素的最高正价(O，F除外)。
(2)稀有气体元素的价电子排布为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(见下表)。ⅢB族→ⅦB族可失去ns2和(n－1)d轨道上的全部电子。所以最高正价数＝族序数。
Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分d电子，所以最高族正价低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现八价。
ⅠB族可失去ns1电子和部分(n－1)d电子，所以ⅠB族的族序数<最高正价，ⅡB族只失去ns2电子，ⅡB族的族序数＝最高正价。【例1】某元素的原子序数为29，试问：
(1)此元素原子的电子总数是多少？
(2)它有多少个电子层？有多少个能级？
(3)它的外围电子构型是什么？
(4)它属于第几周期？第几族？主族还是副族？
(5)它有多少个未成对电子？
答案 (1)29 (2)4个电子层 7个能级 (3)3d104s1 (4)第四周期ⅠB族 副族 (5)有1个未成对电子解该类题首先由元素的原子序数，写出该元素原子结构的电子排布式和电子排布图，然后依据以下内容解题：
(1)元素的电子层数＝能级组中最高主量子数＝周期数。
(2)主族元素原子的价层电子数＝该元素在周期表中的族序数。【体验1】某元素原子共有三个价电子，其中一个价电子位于第三能层d轨道，试回答：
(1)写出该原子核外电子排布式。
(2)指出该元素的原子序数、周期数和族数，是金属元素还是非金属元素以及最高化合价。
【答案】(1)电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2。
(2)该元素的原子序数为21，第四周期ⅢB族，是金属元素，最高化合价为＋3。 【解析】此题的关键是根据外围电子排布写出核外电子排布式。有三个价电子其中一个价电子在3d，则其他两个价电子必在4s上，外围电子排布为3d14s2，原子序数是21，在第四周期ⅢB族，是金属元素，最高化合价是＋3。1．微粒半径的比较规律
在中学要求的范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小。
“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当电子层数相同时，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。比较微粒半径大小的规律2．判断微粒半径大小的规律
(1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。
(2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。
(3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)(4)电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。
(5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如 r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。【例2】下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是( )。
A．LiI B．NaBr
C．KCl D．CsF
解析 碱金属离子半径：Li＋答案 A【体验2】具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是( )。
A．1s22s22p63s23p1 B．1s22s22p3
C．1s22s22p2 D．1s22s22p63s23p4
【答案】A
【解析】A、B、C、D对应的元素分别为Al、N、C、S，根据原子半径比较规律其中原子半径最大的为Al。1．元素第一电离能的周期性变化
(1)同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，原子核对核外电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失电子，因此元素的第一电离能呈增大的趋势。同一周期内，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。电离能变化规律及应用
(2)同一主族，从上到下，随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引越来越弱，元素的原子越来越易失电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。
2．第一电离能与原子核外电子排布
(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。故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的大。
(2)第三周期元素的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)。
(3)在同周期元素中稀有气体的第一电离能最大。金属越活泼，金属元素的第一电离能越小；非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。3．用电离能判断元素的主要化合价
钠、镁、铝的电离能数据如下表所示。
由上表可知，钠原子的第一电离能较低，而第二电离能突跃式变高，也就是说I2?I1。这说明钠原子很容易失去1个电子成为＋1价阳离子，形成具有稀有气体元素原子电子层结构的稳定状态后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强。因此，钠元素的常见价态为＋1价。一般情况下，钠原子不能生成＋2价阳离子。类似地，镁元素的I3?I2，铝元素的I4?I3，说明镁原子通常形成＋2价阳离子，铝原子通常形成＋3价阳离子。【例3】气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(I1)，气态正离子继续失去电子所需要的最低能量依次称为第二电离能(I2)，第三电离能(I3)……下表是第三周期部分元素的电离能[单位：eV(电子伏特)]数据。下列说法正确的是( )。
A．甲的金属性比乙的强
B．乙的化合价为＋1价
C．丙不可能为非金属元素
D．丁一定为金属元素解析 由表格可知，甲的第一电离能小于乙，表明甲比乙易失去第一个电子，故甲的金属性比乙的强，A项正确；表格中显示，乙失去第二个电子也较易，则乙的化合价可能为＋2价，B项不正确；对丙而言，失去电子较难，所以可能是非金属元素，C项不正确；对丁而言，失电子比丙还难，而第三周期只有3种金属元素，可知丁一定是非金属元素，所以D项不正确。
答案 A【体验3】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
【答案】D
【解析】(1)电离能是气态原子或离子失去核外一个电子需要的最小能量；(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逐渐增大，但有反常，如N>O。1．元素电负性的周期性变化
(1)同一周期，随着原子序数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外)，元素的电负性逐渐增大，并呈现周期性变化。
(2)同一主族，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大，元素的电负性逐渐减小。电负性的变化规律及应用
2．电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性的强弱
金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。(2)判断化学键的类型
一般认为如果两种成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
(3)元素周期表中“对角线规则”
元素周期表中处于对角线位置(左上角和右下角)的元素电负性数值相近，性质相似。
【例4】元素周期表中能稳定存在且电负性相差最大的两种元素形成的化合物的化学式为( )。
A．HI B．LiI
C．CsF D．KI解析 根据电负性的变化规律，对主族元素来讲，同周期元素随核电荷数的增大，其电负性增大；同主族元素随核电荷数的增大，其电负性减小，所以电负性最大的元素在元素周期表的右上方，即F，电负性最小的元素在元素周期表的左下方，能在自然界稳定存在的为Cs，所以二者形成化合物的化学式为CsF。故正确答案为C。
答案 C【体验4】电负性也是元素的一种重要性质，电负性越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：请仔细分析，试回答下列问题：
(1)根据表中所给数据分析推测：
同主族的不同元素的电负性变化的规律是____________________________________；
同周期中，电负性与原子半径的关系为______________________________________。
(2)预测周期表中电负性最大的元素应为________(填元素符号)；估计钙元素的电负性的取值范围：________ (3)预测周期表中，电负性最小的元素位于第________周期________族(放射性元素除外)，其基态原子核外电子排布式可表示为_________________________。
【答案】(1)核电荷数越大，电负性越小 原子半径越小，电负性越大 (2)F 0.8 1.2 (3)六 ⅠA 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1【解析】(1)由题给信息可知：元素的非金属性越强，则元素的电负性越大；元素金属性越强，则元素的电负性越小，所以同主族元素，从上至下，电负性逐渐变小；同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。
(2)周期表中F元素的非金属性最强，所以氟的电负性最大；由于元素金属性强弱为K>Ca>Mg，所以Ca的电负性的取值范围为0.8～1.2。
(3)电负性越小，元素的金属性越强，周期表中金属性最强的元素为Cs(放射性元素除外)，它位于周期表中第六周期ⅠA族。其基态原子核外电子排布式为：
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1。【探究原理】
元素周期表是学习化学的工具和指南，其内涵十分丰富，包含许多规律知识。
(1)相等规律
①周期序数＝电子层数。实验探究二 元素周期表所包含的规律
②主族元素的最外层电子数＝价电子数＝主族序数＝最高正化合价(F、O例外)。
③负价绝对值＝8－族序数(限ⅣA族～ⅦA族非金属元素)。
(2)序差规律
同主族相邻元素的原子序数差与主族序数有关：ⅠA族～ⅡA族(s区)的元素相差上一种元素所在周期包含的元素种数；ⅢA族～0族(p区)元素相差下一种元素所在周期包含的元素种数。如Na和K相差8(第三周期含8种元素)，Cl和Br相差18(第四周期含18种元素)。 (3)主族元素的结构、性质递变规律(如下表)
(4)对角线规则
在元素周期表中，对角线上元素的化学性质相似(对角线规则)。最为明显的是Li元素与Mg元素、Be元素和Al元素等。Li元素的化学性质更趋向于Mg而与Na、K等元素有所区别，Be和Al元素的氢氧化物均是两性氢氧化物。【问题探究】
运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是( )。
A．铍(Be)是一种轻金属，它的氧化物的水化物可能具有两性
B．砹是一种有色固体，HAt很不稳定，AgAt是有色、难溶于水且感光性很强的固体
C．硫酸锶(SrSO4)是难溶于水和盐酸的白色固体
D．硒化氢(H2Se)是无色、无毒，比H2S稳定的气体
【答案】D
【解析】根据“对角线规则”，Be的性质与Al相似，Be(OH)2具有两性，A选项正确；根据卤素单质及其化合物的性质递变规律可推知B选项正确；由CaSO4微溶于水，BaSO4难溶于水和酸可推知SrSO4为难溶于水和盐酸的白色固体，C选项正确；由H2O(无毒)→H2S(剧毒)→H2Se，可判断D选项不正确。故选D。
