(共43张PPT)
第1课时 原子核外电子排布的周期性
课程目标
1．进一步理解元素周期律。
2．能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分。
3．理解元素性质周期性变化的本质。
图说考点
基 础 知 识
技 能 素 养
形成性自评
基 础 知 识
[新知预习]
原子核外电子排布的周期性
1．主族元素原子核外电子排布和元素性质的周期性变化
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
原子核外价电子排布 ______ ______ ______ ______ ______ ______ ns2np5
最高正化合价 ＋1 ______ ______ ______ ______ ______ (氧除外) ______
(氟除外)
最低负化合价 — — — －4 ______ ______ ______
性质递变规律 化合价 同主族 最高正价______，且等于________(氧、氟除外) 同周期 最高正价逐渐升高，从________递增到________(氧、氟除外) 金属性和非金属性 同主族 从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 同周期 从左到右，金属性逐渐________，非金属性逐渐________ 原子 半径 同主族 从上到下，原子半径逐渐_______ 同周期 从左到右，原子半径逐渐________ ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
＋2
＋3
＋4
＋5
＋6
＋7
－3
－2
－1
相同
主族序数
＋1
＋7
减弱
增强
增大
减小
2.1～6周期元素的外围电子排布
周期序数 外围电子排布 元素数目 电子层数
ⅠA族 0族 1 1s1 1s2 2 1
2 2s1 ________ 8 2
3 3s1 ________ ________ 3
4 4s1 4s24p6 ________ 4
5 5s1 5s25p6 18 5
6 6s1 6s26p6 32 6
2s22p6
3s23p6
8
18
3．元素周期表中区的划分
d
p
f
[即时性自测]
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)周期表有7个横行，所以有7个周期。( )
(2)周期表有18个纵行，所以有18个族。( )
(3)周期表中每一周期中的元素种数各不相同。( )
(4)周期表中每一周期中的元素种数等于周期序数的平方。( )
(5)门捷列夫的元素周期表是按原子序数从小到大排布的。( )
(6)除了稀有气体与氧、氟外，所有元素的最高正价都等于最外层电子数。( )
(7)同一周期的第ⅢA族元素的原子序数一定比第ⅡA族元素的原子序数多1。( )
(8)已知元素在周期表中的周期序数与族序数，则一定能确定该元素是哪种元素。( )
(9)s区、d区、ds区、f区一定是金属元素。( )
√
×
×
×
×
×
×
×
×
2．下列说法不正确的是( )
A．元素原子的核外电子排布呈现周期性变化是形成元素周期律的根本原因
B．周期序号越大，该周期所含金属元素越多
C．所有区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级符号
D．周期表共18个纵列，可分为7个主族7个副族，1个Ⅷ族，1个0族
解析：除ds区外，区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
答案：C
3．外围电子排布为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
答案：B
4．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
解析：非金属元素除H元素在s区外，其余的元素均在p区。
答案：D
5．某元素的原子序数为30，试问：
(1)此元素原子的电子总数是________个。
(2)它有________个电子层，有________个能级。
(3)它的价电子轨道表示式是________________。
(4)它属于第________周期________族，属于________区。
30
4
7
4
ⅡB
ds
解析：该元素的电子排布式应为1s22s22p63s23p63d104s2，共有30个电子，故为Zn元素。从核外电子排布式中可以得出n＝4，有四个电子层，所以为第4周期元素，价电子排布式为3d104s2，所以在ⅡB族。价电子的轨道表示式为
属于ds区。
技 能 素 养
提升点一 微粒半径大小规律应用
[例1] 下列关于粒子半径大小的关系判断不正确的是( )
①r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)
②r(F)＜r(Cl)＜r(Br)＜r(I)
③r(Na＋)＜r(Mg2＋)＜r(Al3＋)＜r(F－)＜r(O2－)
④r(Fe2＋)＜r(Fe3＋)＜r(Fe)
A．②③④ B．①④
C．③④ D．①②③
解析：同主族元素的原子或离子半径随着电子层数增多，半径依次增大，①②正确；具有相同的电子层结构的阴阳离子半径随着原子序数的增大而逐渐减小，r(Al3＋)＜r(Mg2＋)＜r(Na＋)＜r(F－)＜r(O2－)，③错误；对于同一元素，阳离子半径小于原子半径，化合价越高半径越小，④错误。
答案：C
状元随笔 在中学要求范畴内可用“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。
[提升1] 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C3－＞D－＞B＋＞A2＋
D．单质的还原性A＞B＞D＞C
答案：C
解析：
A项中，aA2＋、bB＋电子层结构相同，则A、B在同一周期，且原子序数b＜a，则原子半径：B＞A；同理推出C、D在A、B的上一周期，且原子序数c＜d，由此得出A、B、C、D的原子半径大小为B＞A＞C＞D，原子序数a＞b＞d＞c，故A、B选项都错误。由A、B在同一周期，金属性应该B＞A，故D选项错误。
状元随笔 电子层结构相同的离子分别为上一周期阴离子与下一周期的阳离子。
[关键能力]
1．影响原子半径的因素
原子半径的大小取决于以上两个相反的因素：①电子的能层数增加，核外电子数增加，电子之间的排斥力增大，使得原子半径增大。②原子的核电荷数增大，对核外电子的吸引力增大，使得原子半径减小。
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＋)。
状元随笔 微粒半径大小比较的要点
(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。
(4)电子层结构和所带电荷数都不同的微粒，一般要找参照物进行比较。
如比较Al3＋和S2－半径的大小，可找出与Al3＋电子层结构相同，与S2－所带电荷数相同的O2－来比较，因为r(Al3＋)＜r(O2－)，r(O2－)＜r(S2－)，故r(Al3＋)＜r(S2－)。
提升点二 原子结构与元素周期表的分区
[例2] 已知元素周期表中共有18纵行，如图实线表示元素周期表的边界。按电子排布，可把周期表里的元素划分为下列几个区：s区、p区、d区、ds区等。除ds区外，其他区的名称各自按构造原理最后填入的电子的能级符号。
(1)请在图中用实线画出s区、p区、d区、ds区的边界线，并分别用阴影 和 表示d区和ds区。
(2)有的同学受这种划分的启发，认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在另一区，你认为应排在__________区。
(3)在元素周期表中4s轨道半充满的元素为________。(填元素符号)
(4)请利用电子排布的相关知识解释Fe3＋比Fe2＋稳定的原因？。
ds
K、Cr、Cu
Fe的价电子排布式为3d64s2，Fe2＋和Fe3＋的价电子排布式分别为3d6、3d5，依据“能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低”的原则，3d5处于半充满状态，结构更稳定，故Fe3＋比Fe2＋稳定
解析：依据构造原理最后填入的电子的能级符号，将元素周期表划分为几个区，对于24号元素，其核外价电子排布似乎应该是3d44s2，而实际上是3d54s1，原因是能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低，而29号元素也正是因为这一点排成3d104s1，而不是3d94s2，故29号、30号元素所在纵行归为ds区，所以该同学认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在ds区是有道理的。对于Fe3＋比Fe2＋稳定的原因也可从铁的核外电子排布特点来解释Fe3＋的价电子排布式为3d5，为半充满状态，比Fe2＋的价电子排布式3d6稳定。
状元随笔
解答本题应注意两点：
①元素周期表的分区与其外围电子排布的关系；
②原子轨道在全空、半充满和全充满时，能量低更稳定。
[提升2] 已知几种元素原子的原子结构或核外电子排布或价电子排布情况，分别判断其元素符号、原子序数并指出其在周期表中的位置。
Na
11
s
3
ⅠA
Fe
26
d
4
Ⅷ
Cu
29
ds
4
ⅠB
S
16
p
3
ⅥA
Cl
17
p
3
ⅦA
解析：由电子排布式判断A为11号元素Na；由原子结构示意图可知x＝26，B为26号元素Fe；由价电子排布式判断C为29号元素Cu；由电子排布式判断D为16号元素S；由基态原子的轨道表示式判断E为17号元素Cl。再根据最大能层序数等于周期序数确定元素所处的周期；元素A、D、E为主族元素，主族元素的价电子总数等于主族序数；C元素的价电子排布式为3d104s1，s能级电子数为1，应为ds区的第ⅠB族。
状元随笔
(1)元素的分区规律：按照元素的原子核外电子最后排布的能级分区，如s区元素的原子的核外电子最后排布在ns能级上，d区元素的原子核外电子最后排布在(n－1)d能级上。
(2) s区、p区均为主族元素(包括稀有气体)，且除H外，非金属元素均位于p区。
[关键能力]
各区元素的价电子排布特点
状元随笔
(1)按电子排布，把周期表里的元素划分成5个区，分别为s、p、d、f、ds。
(2)元素周期表共有16个族，其中s区包括ⅠA、ⅡA族，p区包括ⅢA～ⅦA、0族，d区包括ⅢB～ⅦB族及Ⅷ族，ds区包括ⅠB、ⅡB族，f区包括镧系元素和锕系元素。
形成性自评
1．已知某元素＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p6，该元素在周期表中属于( )
A．ⅤB族 B．ⅡB族
C．Ⅷ族 D．ⅡA族
解析：由题意推知，该元素的外围电子排布为4s2，故该元素位于第4周期第ⅡA族。
答案：D
2．某化学学习小组在学习元素周期表和周期的划分时提出了以下观点：①周期表的形成是由原子的结构决定的；②元素周期表中ⅠA族元素统称为碱金属元素；③每一周期的元素原子外围电子排布均是从ns1开始至ns2np6结束；④元素周期表的每一周期元素的种类均相等；⑤基态原子核外电子排布为1s22s22p3和1s22s22p63s23p3的两元素的原子位于同一周期；⑥周期序号越大，该周期所含金属元素一般越多。你认为正确的是( )
A．①⑥ B．①②③⑤⑥
C．①④⑥ D．②③⑤
答案：A
解析：①元素周期表的形成原因是核外电子排布呈周期性变化，而核外电子排布是由原子的结构决定的，正确；②ⅠA族元素除氢元素之外称为碱金属，错误；③第1周期的元素原子价电子排布从1s1开始到1s2结束，错误；④随着周期数的增多，元素种类有增多的趋势，错误；位于第2周期，而1s22s22p63s23p3位于第3周期，错误；⑥从元素周期表上不难看出，随着周期数的增多，该周期所含金属元素的种数一般越多，正确。
3．基态原子的核外电子排布式为[Kr]4d105s1的元素属于的区、周期和族分别为( )
A．p区、第5周期、ⅠB族
B．ds区、第5周期、Ⅷ族
C．d区、第4周期、ⅠB族
D．ds区、第5周期、ⅠB族
解析：以稀有气体元素Kr为参照，则可推断出核外电子排布式为[Kr]4d105s1的元素属于第5周期。该原子的价电子排布为，属于ⅠB族元素，位于ds区。或按照构造原理，该元素基态原子的核外电子排布式应为[Kr]4d95s2，而事实上却是[Kr]4d105s1，可理解为是先填满了4d能级而后再填充5s能级，故位于ds区。其价电子总数为11，即位于元素周期表第11列，即第ⅠB族。该元素最大能层数为5，故位于第5周期。
答案：D
4．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
解析：元素在周期表中的分区，取决于元素原子的最后一个电子进入的能级，因最后一个电子进入f能级，所以该元素为f区元素。
答案：D
5．元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的价电子排布式为ns(n－1)np(n＋1)，则下列说法不正确的是( )
A.Y元素原子的价电子排布式为4s24p4
B．Y元素在周期表的第3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
解析：Y元素原子的价电子排布式为ns(n－1)np(n＋1)，由n－1＝2可得n＝3，Y元素原子的价电子排布式为3s23p4，则Y元素位于第3周期第ⅥA族，Z位于第4周期第ⅤA族，价电子排布式为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。
答案：A
6．某元素M的单质1.8 g在过量的O2中充分燃烧，得到M2O33.4 g，已知M原子核外电子数比核内中子数少1。该元素在周期表中的位置是( )
A．第2周期第ⅢA族 B．第2周期第ⅥA族
C．第3周期第ⅤA族 D．第3周期第ⅢA族
答案：D
7．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能级。
(1)该原子的电子排布式为______________________________。
(2)该元素的原子序数为________，在周期表中处于第________周期________族，属于________区。该元素为________(填“金属”或“非金属”)元素，其最高化合价为________。
解析：有三个价电子其中一个价电子在3d能级，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4周期第ⅢB族，处于d区，是金属元素，最高化合价是＋3。
1s22s22p63s23p63d14s2
21
4
ⅢB
d
金属
＋3
8．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__________。
球形
(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。
Fe2＋：1s22s22p63s23p63d6；Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5
Fe3＋
3d104s2
f
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。(共52张PPT)
第2课时 元素第一电离能和电负性的周期性变化
课程目标
1．能说出元素电离能、电负性的含义。
2．通过数据及图片了解元素第一电离能、电负性变化规律。
3．能应用元素电离能、电负性解释元素的某些性质。
图说考点
基 础 知 识
技 能 素 养
形成性自评
基 础 知 识
[新知预习]
一、元素第一电离能的周期性变化
1．概念
某元素的________原子失去________形成＋1价________所需要的________能量，叫做该元素的第一电离能。
2．含义
衡量元素的气态原子失去一个电子的________，第一电离能数值越________，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越________，原子越难失去一个电子。
3．变化规律
同周期从左往右元素的第一电离能呈增大的趋势；
同主族从上到下元素的第一电离能逐渐减小。
气态
一个电子
气态阳离子
最低
难易程度
小
大
二、元素电负性的周期性变化
作用 用来衡量元素在化合物中________的能力
衡量标准 氟的电负性为________
递变规律 同周期 自左到右，元素的电负性逐渐________
同主族 自上到下，元素的电负性逐渐________
吸引电子
4.0
变大
变小
三、元素周期律的应用和意义
元素周期律是人们在对原子结构和元素性质的长期研究中总结出来的科学规律，它对人们认识原子结构与元素性质的关系具有指导意义，也为人们寻找新材料提供了科学的途径。例如，在________族可以找到制造光电材料的元素，在________、________、________族可以找到制造优良的半导体材料的元素。
ⅠA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
四、对角线规则
在元素周期表中，某一元素及其化合物的性质与它 .的另一元素及其化合物的性质相类似，称为“对角线”规则。
如：
左上方或右下方
[即时性自测]
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)同一周期的元素，原子序数大的元素，第一电离能一定大。( )
(2)同一元素的I1(3)如果一种主族元素的电离能在In与In＋1之间发生突变，则该元素最高化合价一般为＋n价。( )
(4)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。( )
(5)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强。( )
(6)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素。( )
×
√
√
√
√
×
2．已知下列元素的原子半径：根据以上数据，磷原子的半径可能是( )
A．0.8×10－10 m
B．1.10×10－10 m
C．1.20×10－10 m
D．0.7×10－10 m
原子 N S O Si
半径r/10－10 m 0.75 1.02 0.74 1.17
解析：P元素在第3周期中S元素和Si元素之间，即P的原子半径在1.02×10－10～1.17×10－10 m之间，故只有B项正确。
答案：B
3．元素X的各级电离能数据如下：
则元素X的常见价态是( )
A．＋1 B．＋2 C．＋3 D．＋6
I1 I2 I3 I4 I5 I6
I/kJ·mol－1 578 1 817 2 745 11 578 14 831 18 378
解析：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X的原子中，有3个电子容易失去，因此，该元素的常见化合价为＋3。
答案：C
4．不能说明X的电负性比Y大的是( )
A．与H2化合时X单质比Y单质容易
B．X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物酸性强
C．X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
解析：元素的非金属性越强，其电负性越大，A、B、D均能说明非金属性：X>Y，即说明电负性X>Y。
答案：C
5．现有四种元素基态原子电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s2 2s22p6 3s2 3p3；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：②＞①＞④＞③
C．电负性： ④＞③＞②＞①
D．最高正化合价：④＞①＞③＝②
解析：从电子排布式可以看出①是S，②是P，③是N，④是F，第一电离能：F>N>P>S；原子半径：P>S>N>F；电负性：F>N>S>P；最高正化合价：S>N＝P，F无正价。
答案：A
技 能 素 养
提升点一 电离能的变化规律及应用
[例1] (1)某储氢材料是短周期金属元素M的氯化物。M的部分电离能如下表所示：
M是____________(填元素符号)，Al原子的第一电离能__________(填“大于”“小于”或“等于”)738 kJ·mol－1，
原因是_________________________________________________。
I1/ (kJ·mol－1) I2/ (kJ·mol－1) I3/ (kJ·mol－1) I4/ (kJ·mol－1) I5/
(kJ·mol－1)
738 1 451 7 733 10 540 13 630
Mg
小于
Mg、Al位于同一周期，Mg最外层电子排布式为3s2，而Al最外层电子排布式为3s23p1，当3p处于全充满、半充满或全空时较稳定，因此，Al失去p能级的1个电子相对比较容易，故Al原子的第一电离能小于738 kJ·mol－1
(2)第一电离能介于B、N之间的第2周期元素有________种。依据第2周期元素第一电离能的变化规律，参照图中B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。
(3)如图是周期表中短周期的一部分，A的单质是空气中含量最多的物质，其中第一电离能最小的元素是________(填“A”“B”“C”或“D”)。
3
D
解析：(1)由题表可知M的第三电离能突增，则M最外层有2个电子，由题表可知M至少有5个电子，故M为Mg。Mg、Al位于同一周期，Mg最外层电子排布式为3s2，而Al最外层电子排布式为3s23p1，当3p处于全充满、半充满或全空时较稳定，因此Al失去p能级的1个电子相对比较容易，故Al原子的第一电离能小于738 kJ·mol－1。(2)同一周期中元素的第一电离能随原子序数递增，呈现逐渐升高的趋势，但是在第2周期中，Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，故第一电离能介于B、N之间的第2周期元素有Be、C、O三种。(3)A的单质是空气中含量最多的物质(即氮气)，则A为N，A、C为第ⅤA族元素，其第一电离能大于第ⅥA族，B、D为第ⅥA族元素，同一主族从上往下第一电离能逐渐减小，所以D的电离能最小。
状元随笔 一般同周期第一电离能逐渐增大，同一主族第一电离能从上至下减小，但需注意原子轨道半满、全满时会反常。
[提升1] 现有核电荷数小于18的元素A，其电离能数据如表所示[I1表示失去第1个电子的电离能，In(n＝2，3，4，5，6，7，8，9，10，11)表示失去第n个电子的电离能，单位为eV]。
(1)外层电子离核越远，能量越高，电离能越_____ (填“大”或“小”)；阳离子电荷数越多，在失去电子时，电离能越__________(填“大”或“小”)。
(2)上述11个电子分属________个电子层。
(3)去掉11个电子后，该元素还有________个电子。
(4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是____________。
符号 I1 I2 I3 I4 I5 I6
电离能 7.64 15.03 80.12 109.3 141.2 186.5
符号 I7 I8 I9 I10 I11
电离能 224.9 226.0 327.9 367.4 1 761
小
大
3
1
Mg(OH)2
解析：(1)电子离核越远，能量越高，受原子核的引力越小，失去电子越容易，则电离能越小；阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，原子核对核外电子的引力越大，失电子越难，则电离能越大。(2)根据题目数据知，I1、I2较小，I3突然增大，说明最外层有2个电子，I3到I10变化较小，但I11突然增大，说明次外层有8个电子，又由于核电荷数小于18，所以A为Mg。(3)Mg元素的原子去掉11个电子后，还有1个电子。(4)Mg元素的最高价氧化物对应的水化物为Mg(OH)2。
状元随笔 当电离能发生显著变化时，如I(n＋1) In，则第n＋1个电子在另一能层
[关键能力]
电离能的变化规律及应用
1．第一电离能的变化趋势
2．电离能规律
(1)第一电离能规律
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势(第ⅡA、ⅤA族与其相邻主族相比出现“异常”)。
②同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。
(2)逐级电离能规律
①同一原子的逐级电离能越来越大。
元素的一个基态的气态原子失去一个电子，变成气态基态正离子后，半径减小，核对电子的吸引力增大，所以再失去第二个、第三个电子更加不易，所需要的能量依次增大。
②当某一级电离能突然变得很大时，说明电子的能层发生了变化，即不同能层中电离能有很大的差距。
3．电离能的应用
(1)由第一电离能比较元素的金属性强弱和金属的活泼性
一般地，对于金属元素来说，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强；对于非金属元素来说，元素的第一电离能越大，元素的非金属性越强。
(2)判断金属元素的化合价
如K元素，I1 I2＜I3，表明K原子容易失去一个电子形成＋1价阳离子。
(3)确定元素核外电子的排布：如Li元素I1 I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上，而且最外层上只有一个电子。
提升点二 电负性的变化规律及应用
[例2] 已知元素的电负性和原子半径等一样，也是元素的一种基本性质，下表给出14种元素的电负性：
已知：一般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。
试结合元素周期律知识完成下列问题：
(1)根据上表给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是
_________________________________________________________。
元素 Al B Be C Cl F Li
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化
(2)由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大的元素是_____，电负性最小的元素是__________，由这两种元素构成的化合物属于_______(填“离子”或“共价”)化合物，并用电子式表示该化合物的形成过程：
_______________________________________________________。
(3)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？
Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC
F
Na
离子
Mg3N2为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC均为共价化合物
解析：(1)我们可以把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到大的顺序整理如下：
经过上述整理后可以看出：从3～9号元素，元素的电负性由小到大；从11～17号元素，元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样，随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)。
(2)根据上述规律不难得出短周期主族元素中电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Na；二者形成的化合物——NaF为典型的离子化合物，从而不难用电子式表示NaF的形成过程。
(3)Mg3N2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。
元素 Li Be B C N O F
原子序数 3 4 5 6 7 8 9
电负性 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
元素 Na Mg Al Si P S Cl
原子序数 11 12 13 14 15 16 17
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
状元随笔 同周期从左→右，电负性增大，金属与非金属形成的化合物不一定是离子化合物。
[提升2] 不同元素的原子在化合物内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的化合物中成为带负电荷的一方。下面是某些短周期元素的x值：
(1)通过分析x值的变化规律，确定Mg、N的x值范围：________(2)x值与原子半径的关系是__________________________________；短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的________变化规律。
元素符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
x值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98 0.93 1.57 1.90 2.19 2.58 3.16
0.93
1.57
2.55
3.44
同周期(同主族)中，x值越大，其原子半径越小
周期性
(3)某有机化合物的结构简式为 ，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：成键的两原子相应元素的x的差值为Δx，当Δx>1.7时，一般形成离子键；Δx<1.7时，一般形成共价键。试推断AlBr3中的化学键类型：______________________________________。
(5)预测元素周期表中，x值最小的元素位置：______________(放射性元素除外)。
氮原子
共价键
第6周期第ⅠA族
解析：(1)题中给出第2、3周期主族元素的x值(其中缺少了N、Mg两种元素的x值)，x值与相应元素在化合物中吸引电子的能力有关。(2)可根据元素性质的周期性变化来推测x的值随原子半径的减小而增大，x值的变化体现了元素性质的周期性变化。(3)用x值的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，所以共用电子对偏向氮原子。(4)表中查不到Br的x值，可根据元素周期律来推测，Cl与Br同主族，Cl的x值必定比Br的x值大，而x(Cl)－x(Al)＝3.16－1.57＝1.59<1.7，故Br与Al的x值之差必定小于1.59，所以溴化铝属于共价化合物。(5)x值越小，元素的金属性越强，x值最小的元素应位于第6周期第ⅠA族。
状元随笔
通过对表格数据分析归纳得出同主族、同周期不同元素x值的大小关系，然后解答。
[关键能力]
电负性的变化规律及应用
1．变化规律
分析上图可知
(1)同周期，自左向右，主族元素原子的电负性逐渐增大；
(2)同主族，自上向下，主族元素原子的电负性逐渐减小；
(3)电负性一般不用来讨论稀有气体。
2．元素电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱
①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金属元素的电负性越小，元素的金属性越强；非金属元素的电负性越大，元素的非金属性越强。
(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)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(如下图所示)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。
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和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，表现出的性质相似。
状元随笔 电负性应用的注意点
(1)根据电负性变化规律可以判断元素的电负性数值的范围(同周期和同主族元素电负性变化规律)。
(2)电负性在1.8左右的既有金属性也有非金属性，但一般不说是两性元素。
(3)对角线规则仅限于第二、三周期三对元素组，处于对角线的元素及其化合物具有相似的化学性质。
(4)在判断化学键的类型时，注意特殊个例。
形成性自评
1．下列微粒半径的大小关系，不正确的是( )
A．Na＞Be＞C＞F B．S2－＞S＞O＞F
C．S2－＞Cl－＞K＋＞Ca2＋ D．O＞F＞Na＞Mg
解析：A中，Na原子半径大于Li，Li大于Be，Be、C、F在周期表中同周期，A正确；B中，S、O同主族，O、F同周期，S2－半径大于原子半径，B正确；C中，四者的电子层结构相同，核电荷数依次增大，半径依次减小，C正确。
答案：D
2．在第2周期中，B、C、N、O四种元素的第一电离能由大到小的排列顺序正确的是( )
A．I1(N)>I1(O)>I1(C)>I1(B)
B．I1(N)>I1(O)>I1(B)>I1(C)
C．I1(N)>I1(C)>I1(O)>I1(B)
D．I1(O)>I1(N)>I1(C)>I1(B)
解析：同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素，这几种元素都是第2周期元素，它们的族序数分别是第ⅢA族、第ⅣA族、第ⅤA族、第ⅥA族，所以它们的第一电离能大小顺序是I1(N)>I1(O)>I1(C)>I1(B)，A正确。
答案：A
3．下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是( )
A．1s22s22p4 B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2 D．1s22s22p63s23p64s2
解析：最外层电子数越多电负性越大，A正确。
答案：A
4．某元素X的逐级电离能如图所示，下列说法正确的是( )
A．X元素常见化合价为＋4价
B．X为非金属
C．X为第5周期元素
D．X与氯反应时最可能生成的阳离子为X3＋
解析：根据电离能图知，第三电离能和第四电离能之间的差距最大，所以该原子最外层有3个电子。X元素最外层有3个电子，所以在化合物中通常显＋3价，A错误；第ⅢA族元素有金属也有非金属，根据已知条件无法确定是否为非金属，B错误；第ⅢA族元素有金属也有非金属，根据已知条件无法确定是哪周期元素，C错误；该主族元素最外层有3个电子，在反应中容易失去电子，所以与氯反应时最可能生成的阳离子为X3＋，D正确。
答案：D
5．已知X、Y、Z为同一周期的三种元素，其原子的部分电离能(kJ·mol－1)如下表所示：
下列说法正确的是( )
A．三种元素中，X元素的第一电离能最小，其电负性在同一周期元素中也最小
B．三种元素中，Y元素的第一电离能最大，其电负性也最大
C．等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应时放出的氢气的物质的量之比为1∶1∶1
D．三种单质与盐酸反应放出等量氢气时，消耗X、Y、Z的物质的量之比为3∶2∶1
答案：A
解析：根据表中数据，X的第二电离能远大于第一电离能，可知X是ⅠA族元素，A项正确。Y元素的第三电离能远大于第二电离能，Y是ⅡA族元素，三种元素中，Y元素的第一电离能最大，Z元素的第四电离能远大于第三电离能，Z是ⅢA族元素，由于它们在同一周期，Y元素的电负性小于Z的，B项错误。假设X、Y、Z属于第3周期元素，那么它们分别为Na、Mg、Al。等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应时，一定要考虑Na还能与水反应，C项错误。Na、Mg、Al与盐酸反应时放出等量氢气，消耗Na、Mg、Al的物质的量之比应该为6∶3∶2，D项错误。
6．分析下列图表，回答问题。
(1)N、Al、Si、Ge四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
则该元素是________(填写元素符号)。
(2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第________族。
电离能 I1 I2 I3 I4 …
In/kJ·mol－1 578 1 817 2 745 11 578 …
Al
ⅡA
解析：(1)因为I4 I3，所以该元素原子最外层有3个电子，为铝元素。
(2)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。
7．现有5种元素A、B、C、D、E，其中有3种金属元素，1 种稀有气体元素，其中I1～I3分别如下表。
根据表中数据判断其中的金属元素为________，
稀有气体元素为________，
最活泼的金属元素是________，
显正二价的金属元素是________。
元素 I1/eV I2/eV I3/eV
A 13.0 23.9 40.0
B 4.3 31.9 47.8
C 5.7 47.4 71.8
D 7.7 15.1 80.3
E 21.6 41.1 65.2
BCD
E
B
D
解析：电离能是指气态原子或气态离子失去一个电子所需要的能量。电离能越小，说明该原子易失去电子，金属性越强；电离能越大，说明该原子不易失去电子，非金属性越强。表中B、C、D 3种元素的第一电离能相对比较小，应该属于金属元素；E元素的第一电离能最大，应该属于稀有气体元素；B元素的第一电离能最小，应该是所列的元素中最活泼的金属元素；D元素第二电离能与第三电离能相差很大，说明D元素的原子很容易失去2个电子，应该是显正二价的金属元素。
8．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3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：________________。
m
c
f
i
1s22s22p63s23p3
(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：
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。
锂 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
a
Na2O、Na2O2
ⅢA
m
解析：(1)题给周期表中所列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3周期，原子最稳定的是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，锂和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的金属性比锂更强，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。(共48张PPT)
第1课时 原子核外电子的运动
课程目标
1．了解核外电子运动状态。
2．了解核外电子能级排布的构造原理。
3．知道原子核外电子的能级分布。
图说考点
基 础 知 识
技 能 素 养
形成性自评
基 础 知 识
[新知预习]
一、人类对原子结构的认识
1．原子模型的演变
原子结构模型 科学家 科研手段 主要内容及含义
有核模型 卢瑟福英国(1911年) ________实验 原子的质量主要集中于________上，电子在原子核外空间做高速运动
玻尔原子结构模型丹麦(1913年) 玻尔 ________光谱 (1)原子核外电子在一系列_________上运动，既不________，也不________
(2)不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是____________
(3)原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生____________
α粒子散射
原子核
氢原子
稳定的轨道
放出能量
吸收能量
不连续的
跃迁
2.电子云
机会
大
小
近
远
二、原子核外电子的运动特征
1．电子层
分层依据 ________差异、主要运动的区域离核________ 各层取值(n) 1 2 3 4 5 ……
电子层符号 ______ ______ ______ ______ ______ ……
能量高低 离核远近 能量
远近
K
L
M
N
O
升高
变远
2.原子轨道
含义 用量子力学描述电子在原子核外空间运动的主要区域 轨道符号 s p d f
轨道数目 ________ ________ ________ ________
空间伸展 方向个数 ________ ________ ________ ________
轨道形状 球形 纺锤形 形状较复杂 1
3
5
7
1
3
5
7
3.自旋运动：原子核外电子有________种不同的自旋状态，通常用“________”和“________”表示。
两
↑
↓
[即时性自测]
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)电子云图中的每一个小黑点都表示电子。( )
(2)原子轨道是原子核外的具有确定半径的圆。( )
(3)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。( )
(4)能层离核越近能量越低。( )
(5)同一能层的电子能量一定相同。( )
(6)同一原子中，同一能层同一能级的电子能量一定相同。( )
(7)理论上第8能层应该有8个能级。( )
(8)第n能层最多能容纳的电子数为2n2，所以钠原子的第三能层填有18个电子。 ( )
×
×
×
√
×
√
√
×
2．人类对原子结构的认识经历了漫长的历史阶段。最有代表性的有：道尔顿的原子结构模型、汤姆生原子结构模型、卢瑟福原子结构模型和玻尔原子结构模型等。而这些原子结构模型都是建立在一定的实验研究基础上的。下列实验事实与原子结构模型建立的关系正确的是( )
A．电子的发现：道尔顿的原子结构模型
B．α粒子散射：卢瑟福原子结构模型
C．α粒子散射：玻尔原子结构模型
D．氢原子光谱：卢瑟福原子结构模型
解析：汤姆生的原子结构模型是汤姆生发现核外电子而提出的；卢瑟福原子结构模型是通过α粒子散射实验提出的；玻尔原子结构模型是玻尔在牛顿力学的基础上，吸收了量子理论和光子学说的思想建立起来的。
答案：B
3．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，在原子核外做高速运动
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做高速圆周运动
D．在电子云示意图中，小黑点密表示电子在核外空间单位体积内出现的机会多
解析：为了形象地描述电子在核外运动的情况，科学家以微观世界的特点为基础建立的理论——量子力学的观点，提出了电子云的概念。电子云概念的提出，主要是以微观世界的统计性为依据，形象描述电子在核外空间不同位置出现几率的一种方法。人们用小黑点作为电子在某处出现几率的描述：点密，表示出现可能性大，否则就小。这样，就得到一种图形，从图形外观看，这些点包围着原子核，就好像电子云，这层云是电子在核外运动情况的描述，人们称这种图形为电子云。所以，电子云是描述电子运动状态的图形，是形象化的描述方法，并不是说电子真的呈云状包围着原子核。
答案：C
4．多电子原子中，原子轨道能量高低排列错误的是( )
A．2p<3p<4p B．3px<3py<3pz
C．3s<3p<3d D．2px＝2py＝2pz
解析：在多电子原子中，原子轨道的能量与电子所处的电子层及所处的原子轨道的形状有关。当电子层和轨道形状确定时，电子的能量就确定了，电子能量与原子轨道的伸展方向无关，所以B项错误。
答案：B
技 能 素 养
提升点一 原子的构成及构成粒子间的相互关系
[例1] 某元素的一种同位素X的质量数为A，含N个中子，它与1H构
成HmX分子，在a g HmX中所含电子的物质的量是________。
·(A－N＋m) mol
解析：X原子的质子数为(A－N)，一个HmX分子中所含的质子数为(A－N＋m)；HmX的摩尔质量为(A＋m) g·mol－1，所以a g HmX中所含质子的物质的量为·(A－N＋m) mol。因为分子呈电中性，质子数之和等于电子数之和，所以a g HmX中所含电子的物质的量为·(A－N＋m) mol。
状元随笔 一个HmX分子是由m个H原子和一个X原子构成的，因此一个HmX分子中电子的个数为m与一个X原子中的质子数之和。
[提升1] 设某元素原子的核内质子数为m，中子数为n，则下列论断正确的是( )
A．不能由此确定该元素的相对原子质量
B．这种元素的相对原子质量为m＋n
C．若12C原子质量为W g，则此原子的质量为(m＋n)W g
D．核内中子的总质量小于质子的总质量
解析：题中所给是某一种原子的信息，不能求出该元素的相对原子质量，因而A正确，B错误；“m＋n”在数值上等于原子的相对原子质量，因而该原子的质量为(m＋n)×W×g，C错误；由于m与n关系不明确，所以核内的质子数和中子数的大小关系无法判断，因而D错误。
答案：A
状元随笔 元素的相对原子质量不同于原子的相对原子质量。
[关键能力]
原子的组成及构成微粒间的相互关系
(1)原子的构成
(2)原子的特点
①原子的大部分质量集中在原子核上。
②原子核的体积很小，约为整个原子体积的。
③原子核的密度非常大，大约为金属铀的密度的5×1012倍。
(3)相互间的关系
①原子：核电荷数＝质子数(Z)＝核外电子数
阳离子：核电荷数＝质子数(Z)＝核外电子数＋n
阴离子：核电荷数＝质子数(Z)＝核外电子数－n
②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
状元随笔 核素的相对原子质量可由a·NA(a表示1个原子的质量)和 (a表示1个原子的质量，b表示1个原子的质量)这两种途径求得。务必要清楚核素(原子)的相对原子质量与元素的相对原子质量的区别。
提升点二 能层与能级
[例2] 下列有关能层、能级的认识正确的是(题中n表示能层序数)( )
A．各能级能容纳的电子数按s、p、d、f的顺序依次为1、3、5、7的2倍
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
能容纳电子数与所含电子数有区别！
解析：解答本题时要注意：任一能层中，能级个数＝能层序数，并不是所有能层中都有p、d、f能级，具体选项分析如下：每个能层最多容纳的电子数为2n2个，也可以不排满，A正确；并不是所有的能层中都有p、d、f能级，如K层只有一个s能级，L层有s能级和p能级两个能级；M层有s、p、d三个能级，B错误；任一能层中，能级个数等于能层序数，C错误；每个能层最多容纳电子数为2n2，但不是一定含有2n2个电子，D错误。
答案：A
状元随笔 不同能级所含能级数不同，不同能级所能容纳的电子数也不相同，规律为：能级数为n ，最多能容纳电子数为2n2。
[提升2] 下列能级表示正确(实际存在的)且最多容纳的电子数按照从少到多的顺序排列的是( )
A．1s、2p、3d B．1s、2s、3s
C．2s、2p、2d D．3p、3d、3f
解析：从M层开始有d能级，即3d，不存在2d，故C项错误；同理从N层开始有f能级，即4f，故D项错误；不同能层的相同类型的能级，最多容纳的电子数相同，故B项错误。
答案：A
状元随笔 ns、np、nd、nf…所能容纳电子数依次为2、6、10、14…，与n的取值无关。
s、p、d、f…最早出现的能层依次为1、2、3、4……。
[关键能力]
1．能层
(1)能层的含义
多电子原子的核外电子的能量是不同的，按电子的能量差异，可以将核外电子分成不同的能层。
(2)能层的表示方法及各能层所能容纳的最多电子数
能 层 一 二 三 四 五 六 七 ……
符 号 K L M N O P Q ……
最多电子数 2 8 18 32 50 72 98 ……
(3)各能层的能量与其离原子核距离的关系
原子核外各能层，能层序数越大，其离原子核的距离越远，能量越高。
说明：能层相当于必修教材中所述的电子层。
2．能级
(1)能级的含义
多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。
(2)能级的符号和所能容纳的最多电子数
3．能层与能级的有关规律
(1)每一能层最多可容纳的电子数为2n2(n为能层序数)。
(2)在每一个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……(n为能层序数)。
(3)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数，即第一能层只有1个能级(1s)，第二能层有2个能级(2s和2p)，第三能层有3个能级(3s、3p和3d)，依次类推。
(4)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的2倍。
(5)英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s……能级最多都只能容纳2个电子。
状元随笔 某一能层及能级所能容纳的电子数是一定的，但不同原子或离子某一能层或能级的电子数是不一定的。
提升点三 电子云与原子轨道
[例3] 以下对核外电子运动状态的描述正确的是( )
A．电子的运动与行星相似，围绕原子核在固定的轨道上高速旋转
B．能量低的电子只能在s轨道上运动，能量高的电子总是在f轨道上运动
C．能层序数越大，s电子云的半径越大
D．在同一能级上运动的电子，其运动状态肯定相同
解析：原子核外电子是无规则的高速运动，没有固定的轨道，A错；多电子原子中的核外电子，根据能量由低到高分布在不同的能层和能级中，不同的原子，能量最高的电子所处的轨道不同，B错；各能层s轨道的半径大小为1s＜2s＜3s……，C正确；在同一能级上运动的电子，可能处于不同的原子轨道，同一原子轨道中的电子，自旋状态不同，D错。
答案：C
状元随笔
(1)电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对大小。
(2)电子云图中的小黑点并不代表电子，小黑点的数目也不代表电子真实出现的次数。
(3)电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图。
[提升3] 氦原子结构示意图为 ，试对以下推测进行判断(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)占有两个轨道( )
(2)两个电子所处的轨道形状不同( )
(3)两个电子所处轨道的伸展方向不同( )
(4)两个电子占用同一轨道( )
(5)两个电子的能量几乎相同( )
(6)两个电子分占1s的两个轨道( )
(7)两个电子的自旋方向不同( )
(8)两个电子一个离核近，一个离核远( )
×
×
×
√
√
×
√
×
解析：本题考查的是原子轨道的能量、原子轨道的伸展方向等内容。解此题的关键是要知道第一电子层只有1s一个轨道，且氦原子只有两个核外电子，所以这两个电子都填充在1s轨道上，因此这两个电子的电子层、电子亚层、轨道的伸展方向及电子所具有的能量都相同，电子的自旋方向相反。电子的能量越高，其运动区域离核越远。
[关键能力]
电子云与原子轨道
1．电子云
(1)电子云轮廓图中的小黑点不代表电子、小黑点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率的大小。
(2)离核越近，电子出现的概率越大，小黑点越密集。
(3)电子云轮廓图
①定义：常把电子在原子核外空间出现概率约为90%的空间圈出来，即为电子云轮廓图(如图1、2)。
②s电子、p电子的电子云轮廓图：
2．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。各能级的一个伸展方向的电子云轮廓图即表示一个原子轨道。
(2)不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图(见下表)：
能级 s p d f
原子轨道数 1 3 5 7
原子轨道名称 ns npx、npy、 npz ndxy、ndxz、 ndyz、ndz2、ndx2－y2 ……
电子云轮廓图 的形状和取向 球形 哑铃形 互相垂直 梅花形 ……
能层序数n越大，原子轨道的半径越大。不同能层的同种能级的原子轨道的形状相似，半径不同。
状元随笔
原子轨道能量高低的比较
(1)相同电子层上原子轨道能量的高低：ns＜np＜nd＜nf。
(2)形状相同的原子轨道能量的高低：1s＜2s＜3s＜4s……
(3)电子层和形状相同的原子轨道的能量相同：2px＝2py＝2pz。
形成性自评
1．在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是( )
A．最易失去的电子能量最高
B．1s轨道的电子能量最低
C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
D．在离核最近区域内运动的电子能量最低
解析：选项C没有指明p轨道电子和s轨道电子是否处于同一电子层。
答案：C
2．下列能级符号表示错误的是( )
A．2p B．3f
C．4s D．5d
解析：第二能层，含有2个能级，分别是2s、2p能级，含2p能级，A正确；第三能层，含有3个能级，分别是3s、3p、3d能级，不含3f能级，B错误；第四能层，含有4个能级，分别是4s、4p、4d、4f能级，含4s能级，C正确；第五能层，含有5个能级，分别是5s、5p、5d……能级，含有5d能级，D正确。
答案：B
3．下列电子层中，原子轨道总数为4的是( )
A．K层 B．L层
C．M层 D．N层
解析：同一电子层中含有不同的原子轨道，K层含有1个s原子轨道；L层含有1个s原子轨道和3个p原子轨道，共4个原子轨道；M层含有1个s原子轨道、3个p原子轨道和5个d原子轨道，共9个原子轨道；N层含有1个s原子轨道、3个p原子轨道、5个d原子轨道和7个f原子轨道，共16个原子轨道。
答案：B
4．图1和图2分别是1s电子的概率分布图和原子轨道图。下列有关说法正确的是( )
A．图1中的每个小黑点表示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中的小黑点表示某一时刻，电子在核外所处的位置
解析：A、D项，小黑点只表示概率分布；B项，电子在球体内出现机会多，在球体外也出现，但机会较少。
答案：C
5．下列说法正确的是( )
A．氢光谱是元素的所有光谱中最复杂的光谱之一
B．“量子化”就是不连续的意思，微观粒子运动均有此特点
C．玻尔理论不但成功解释了氢原子光谱，而且还推广到其他原子光谱
D．原子中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：A项氢光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱。C项玻尔理论成功地解释了氢原子光谱，但对解释多电子原子的光谱却遇到困难。D项原子中电子没有确定的半径，原子半径是电子运动出现的“区域”。
答案：B
6．当n＝3时，该能层里的能级符号是( )
A．ns、(n－1)p、(n－2)d、(n－3)f
B．ns、(n＋1)p、(n＋2)d、(n＋3)f
C．nf、np、nd、ns
D．ns、np、nd
解析：能层为3，则包含三个能级，即3s、3p和3d。
答案：D
7．下列有关说法中不正确的是( )
A．4d10表示4d能级有10个电子
B．同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多
C．K＋的电子排布式为1s22s22p63s23p6，则电子云形状有2种
D．不同元素的M能层均有三个能级，有9个轨道
解析：4d10表示4d能级有10个电子，A正确；不同电子层中p轨道均为3个，则同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数相同，B错误；K＋的电子排布式为1s22s22p63s23p6，则电子云形状有2种，C正确；不同元素的M能层均有3s、3p、3d三个能级，有9个轨道，D正确。
答案：B
8．比较下列原子轨道的能量高低(填“>”“＝”或“<”)。
(1)2s________3s
(2)2s________3d
(3)3px________3pz
(4)3p________3s
(5)4f________6f
(6)3d________4s
解析：不同能层、不同能级的原子轨道能量的高低顺序符合构造原理，从3d能级开始，出现能级交错现象，能量高低顺序为ns<(n－2)f<(n－1)d<
<
＝
>
<
>(共54张PPT)
第2课时 原子核外电子排布
课程目标
1．熟知原子核外电子排布的能量最低原理、泡利原理及洪特规则。
2．知道原子核外电子排布的轨道能量顺序。
3．会正确书写1～36号元素原子核外电子排布式和轨道表示式。
图说考点
基 础 知 识
技 能 素 养
形成性自评
基 础 知 识
[新知预习]
一、原子核外电子排布原理
1．能量最低原理
原子核外电子的运动遵循________，按轨道能量由低到高依次排列，使整个原子处于________的能量状态。
2．泡利不相容原理
每个原子轨道里，最多只能容纳______个电子，而且它们的自旋状态________，用“________”表示。
3．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________在不同的原子轨道上，且自旋状态________，这样整个原子的能量最低，这个规则称为洪特规则。
构造原理
最低
2
不同
↓↑
分占
相同
二、构造原理与核外电子排布式(图)
1．构造原理
(1)含义：在多电子原子中，电子在能级上的排列顺序是电子先排在能量________的能级上，然后依次排在能量________的能级上。
较低
较高
(2)
能层
能级
2．电子排布式
(1)概念：将________上所排布的电子数标注在该能级符号________，并按照能层从左到右的顺序排列的式子。
(2)表示方法
如钠原子的电子排布式可表示为____________，也可简化为[Ne]3s1。
能级
右上角
1s22s22p63s1
3．轨道表示式
将原子轨道用方框表示，在方框内用一个箭头表示一个电子，用↑↓表示自旋状态相反的电子，得到轨道表示式。
如：O原子的轨道表示式
↑↓
↑
三、光谱与光谱分析
1．光谱的形成原因
不同元素的原子中电子发生________时会吸收或释放不同的光。
2．光谱分类
3．光谱分析
在现代化学中，利用________上的特征谱线来鉴定元素的分析方法。
跃迁
吸收
发射
原子光谱
[即时性自测]
1．下图中所发生的现象与电子的跃迁无关的是( )
解析：燃放焰火、霓虹灯广告、燃烧蜡烛等所产生的光，都与电子的跃迁有关，平面镜成像和电子的跃迁无关。
答案：D
2．基态碳原子的最外能层的各能级中，轨道表示式正确的是( )
解析：基态原子的核外电子排布，若已知核外电子数目应先按照能量最低原理从s排起，而p轨道电子分别占据一个原子轨道时能量最低，故C为正确选项。
答案：C
3．若将6C原子的电子排布式写成1s22s22，它违背了( )
A．能量守恒定律 B．能量最低原理
C．泡利原理 D．洪特规则
解析：根据洪特规则，对于基态原子的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且自旋状态相同，故本题给出的电子排布式违背了洪特规则，应写为1s22s222。
答案：D
4．下列有关化学用语表示正确的是( )
A．基态N原子的电子排布式：1s22s22p3
B．基态N原子的轨道表示式：
C．S2－的结构示意图
D．基态O原子的轨道表示式：
解析：B项中N原子的轨道表示式违背了洪特规则；C项中S2－的结构示意图应；D项中氧原子的价电子轨道表示式违背了泡利不相容原理。
答案：A
5．下列各基态原子的电子排布式正确的是( )
①Be：1s22s12p1 ②C：1s22s22p2
③He：1s12s1 ④Cl：1s22s22p63s23p5
A．①② B．②③ C．①③ D．②④
解析：①应为Be：1s22s2；③应为He：1s2。
答案：D
6．若某原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2，则下列说法正确的是( )
A．该元素原子中共有38个电子
B．该元素原子核外有5个能层
C．该元素原子最外能层共有3个电子
D．该元素原子M能层共有8个电子
解析：由该元素原子的电子排布式可知，该元素原子中共有39个电子，分5个能层，其中M能层上有18个电子，最外能层上有2个电子。
答案：B
技 能 素 养
提升点一 原子核外电子排布规律
[例1] 下列原子或离子的电子排布式正确的是____________，
违反能量最低原理的是______________，
违反洪特规则的是____________，
违反泡利不相容原理的是________。
①Ca2＋：1s22s22p63s23p6
②F－：1s22s23p6
④Cr：1s22s22p63s23p63d44s2
⑤Fe：1s22s22p63s23p63d64s2
⑥Mg2＋：1s22s22p6
①⑤⑥
②
③④
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，正确的应为1s22s22p6；③中没有遵循洪特规则——电子在同一能级的不同轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道并且自旋状态相同，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，正确的应为 。
[提升1] 以下列出的是一些原子的2p轨道和3d轨道中电子排布的情况。试判断哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规则。
答案：(1)(6)违反了泡利不相容原理，(2)(4)(5)违反了洪特规则。
解析：(1)(2)(3)为2p轨道表示式，其中(1)违反了泡利不相容原理(同一轨道上的两个电子自旋状态不同)，(2)违反了洪特规则(电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同)，(3)表示正确；(4)(5)(6)为3d轨道表示式，其中(4)(5)违反了洪特规则，(6)违反了泡利不相容原理。
[关键能力]
原子核外电子排布“两原理一规则”
(1)能量最低原理：电子在原子轨道上的分布要尽可能地使原子的能量为最低。
(2)泡利不相容原理：每个原子轨道最多容纳两个电子且自旋状态不同。
(3)洪特规则：原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占在不同的原子轨道上，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低，这个规则称为洪特规则。
洪特规则特例
当同一能级上的电子排布为全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空状态(p0、d0、f0)时，具有较低的能量和较大的稳定性。例如，铬(24Cr)的价电子排布是3d54s1(3d、4s能级均为半充满)，而不是3d44s2；铜(29Cu)的价电子排布是3d104s1(3d全充满、4s半充满)，而不是3d94s2。
提升点二 构造原理
[例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)
解析：根据构造原理，各能级能量的大小顺序：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。
答案：B
状元随笔 当比较不同能层、不同能级的能量高低时，要注意能级交错现象。
[提升2] 比较下列能级的能量大小关系(填“>”“＝”或“<”)：
(1)2s________4s；(2)3p________3d；
(3)3d________4s；(4)4d________5d；
(5)2p________3s；(6)4d________5f。
解析：由构造原理可知：①同一能层的能级能量高低顺序为：ns<
<
>
<
<
<
状元随笔 在构造原理中，从第三能层开始出现能级交错现象。我们可以利用“Ens[关键能力]
构造原理
设想从氢原子开始，随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按图所示的能级顺序填充的，填满一个能级再填一个新能级。这种规律称为构造原理。
构造原理示意图
(1)根据构造原理，绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d……
(2)原子核外电子按能量由低到高的顺序依次排布。因此，根据构造原理可以比较各能级的能量高低。
(3)图中每个小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，各圆圈间连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序。原子的核外电子不是完全按能层顺序依次排布的，即不完全是填满n能层后再填(n＋1)能层，而是按照如图所示的能级顺序排布的，在该顺序中，从第三能层开始，出现了能级交错现象，该能级顺序就是能量由低到高的顺序。
(4)根据构造原理，在多电子的原子中，电子最后填入的能级不一定是原子最外能层上的能级，如Ti、V等过渡元素电子最后填入的是3d能级。
状元随笔 电子能量的高低判断方法：
提升点三 电子排布式和轨道表示式书写
[例3] A、B、C、D是四种短周期元素，E是过渡元素。A、B、C同周期，C、D同主族，A的原子结构示意图为 ，B是同周期除稀有气体外半径最大的元素，C的最外层有三个成单电子，E的外围电子排布式为3d64s2。回答下列问题：
A为__________(写出元素符号，下同)，电子排布式是___________；
B为__________，简化电子排布式是____________；
C为__________，价电子排布式是____________；
D为__________，轨道表示式是____________；
E为__________，原子结构示意图是____________。
Si
1s22s22p63s23p2
Na
[Ne]3s1
P
3s23p3
N
Fe
解析：由题意可知，A为Si，B为Na，C为P，D为N，E为Fe。这5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。
状元随笔 书写电子排布式时，可用解决问题程序化思想。即可先写出原子或离子的结构示意图，然后按每个能层中的能级是按s、p、d、f的顺序排列，各能级上的电子数标在能级符号的右上角。书写轨道表示式时，应注意从洪特规则及泡利原理角度分析。
[提升3] 已知A原子中只含1个电子；B原子的3p轨道上得到1个电子后不能容纳外来电子；C原子的2p轨道上有1个电子的自旋状态与其他电子的自旋状态相反；D原子的第三能层上有8个电子，第四能层上只有1个电子；E原子的外围电子层排布为3s23p6。
(1)按要求书写下列图式：
①B原子的结构示意图：_____________________________；
②C原子的轨道表示式：_____________________________；
③D原子的核外电子排布式：_________________________；
④B离子的电子式：_________________________________。
1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
(2)写出由A、B、C、D中的三种元素组成的化合物的化学式：
_____________________________________________ (至少写出5种)。
(3)写出由上述元素组成的物质制得A的单质的化学方程式：
____________________________________________(至少写出2个)。
(4)写出E的元素符号：________。要证明太阳中含有E元素，可采用的方法是_______________________。
KOH、KClO、KClO3、HClO、HClO3(其他合理答案也可)
2H2O通电2H2↑＋O2↑、2K＋2H2O===2KOH＋H2↑
Ar
对太阳光进行光谱分析
解析：(1)由题意知，A原子中只有1个电子，A为H；B原子的3p轨道上有5个电子，则B为Cl；C原子的2p轨道上有4个电子，则C为O；D原子的价电子排布式为4s1，则D为K；由E原子的外围电子层排布可知E为Ar。根据以上分析可写出题目要求的表示式或示意图。(2)由H、Cl、O、K中的三种元素组成的化合物可以是酸，如HClO、HClO2、HClO3、HClO4；也可以是碱，如KOH；还可以是盐，如KClO、KClO2、KClO3、KClO4。(3)A的单质为H2，可以用电解水、电解KOH溶液或K和水反应等方法来制取。(4)对太阳光进行光谱分析，可确定太阳中所含元素的种类。
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
Al S2－
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繁琐，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，离子的最外层电子，相应的式子叫做电子式
实例
状元随笔 轨道表示式的书写方法和步骤
(1)根据构造原理按能量由低到高的顺序画出表示原子轨道的每个方框。
(2)根据泡利原理和洪特规则在方框中填出每个原子轨道上分布的电子及其自旋状态。
(3)考虑是否存在原子轨道在全充满(如s2、p6、d10等)、半充满(如s1、p3、d5等)和全空(如s0、p0、d0)等状态时能量最低的特例情况。
形成性自评
1．核外电子由3d能级跃迁到4p能级时，可通过光谱仪直接摄取( )
A．电子的运动轨迹图像 B．原子的吸收光谱
C．电子体积大小的图像 D．原子的发射光谱
解析：E(3d)答案：B
2．下列各离子或原子的电子排布式错误的是( )
A．Ca2＋：1s22s22p63s23p6 B．O2－：1s22s22p4
C．K：1s22s22p63s23p64s1 D．Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5
解析：O原子的电子排布式为1s22s22p4，故O2－的电子排布式为1s22s22p6，B项错误。
答案：B
3．某微粒的核外电子排布式为1s22s22p63s23p6，下列关于该微粒的说法正确的是( )
A．它的质子数一定是18
B．它的原子和37Cl可能互为同位素
C．它的单质一定是强还原剂
D．可以确定该微粒为Ar
解析：此微粒核外共有18个电子，可能是Ar原子，也可能是离子，离子又可能为阳离子Ca2＋、K＋或阴离子S2－、Cl－、P3－等。
答案：B
4．X、Y两元素可形成X2Y3型化合物，则X、Y原子最外层的电子排布式可能是( )
①X：3s23p1 Y：3s23p5
②X：2s22p3 Y：2s22p4
③X：3s23p1 Y：3s23p4
④X：3s2 Y：2s22p3
A．②③ B．①②
C．①④ D．③④
解析：①X为Al元素，Y为Cl元素，形成的化合物为AlCl3，错误；②X为N元素，Y为O元素，可形成N2O3，正确；③X为Al元素，Y为S元素，可形成Al2S3，正确；④X为Mg元素，Y为N元素，可形成Mg3N2，错误。
答案：A
5．下列电子排布式或轨道表示式正确的是( )
①C原子的轨道表示式：
②Cr原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d44s2
③O原子的轨道表示式：
④Br原子的外围电子排布式：3d104s24p5
⑤B原子的轨道表示式：
A．①②③ B．②③④
C．①②④⑤ D．③
解析：①违背了能量最低原理，电子优先填满能量低的轨道；②违背了洪特规则的特例；Br原子的最外层电子为第4能层的7个电子，不包括3d能级上的电子，④错误；每个原子轨道里只能容纳2个自旋状态不同的电子，⑤违背了泡利不相容原理。
答案：D
6．(双选)下列原子的价电子排布式(或价电子轨道表示式)中，①、②两种状态的能量符合E(①)>E(②)的是( )
答案：A
解析：基态氧原子核外电子总数为8，轨道表示式为
此时最稳定，若呈现① 结构，则能量增大，属于不稳定状态，故A正确；镁原子：最外层电子由①3s2轨道跃迁至②3p2轨道，能量增大，故B错误；铜元素为29号元素，原子核外有29个电子，基态外围电子排布为①3d104s1，此时处于全满结构，能量最低，若外围电子排布为②3d94s2时，能量增大，故C错误；根据洪特规则，硅原子3p轨道2个电子各占据1个轨道时能量最低，故① 状态的能量低于
② 状态的能量，故D错误。
7．下列轨道表示式能表示氧原子的最低能量状态的是( )
解析：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，同时需遵循泡利原理和洪特规则。B项违反了洪特规则，C项表示的是O2－，D项原子核外少了一个电子，A正确。
答案：A
8．下列原子的外围电子排布中，哪一种状态是基态原子的正确核外电子排布，试说明理由。
(1)氮原子
(2)钠原子：A.3s1 B．3p1
(3)铬原子：A.3d54s1 B．3d44s2
(4)碳原子：
答案：
(1)B A中原子的外围电子排布违反了洪特规则
(2)A B中原子的外围电子排布违反了能量最低原理
(3)A B原子的外围电子排布违反了洪特规则特例
(4)B A原子外围电子排布违反了洪特规则
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。根据洪特规则，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)中B项正确，(4)中B项正确；根据能量最低原理，核外电子先占有能量低的轨道，再占有能量高的原子轨道，(2)中A项正确，(3)中A项中d5为半充满状态，为相对稳定状态，B项不是，所以A项正确。
9．按要求填空：
(1)基态B原子的电子排布式为________。
(2)基态N原子的外围电子排布式为________。
(3)Se原子序数为________，其核外M层电子的排布式为________。
(4)Li3N晶体中氮以N3－存在，基态N3－的电子排布式为________。
(5)写出基态镓(Ga)原子的电子排布式：________________________。
(6)写出Ni的价电子轨道表示式：________________。
(7)写出Fe3＋的价电子轨道表示式：________________。
1s22s22p1
2s22p3
34
3s23p63d10
1s22s22p6
1s22s22p63s23p63d104s24p1
解析：(1)B的核外有5个电子，核外电子排布式为1s22s22p1。(2)N原子最外层有5个电子，最高电子层为2，外围电子排布式为2s22p3。(3)Se与O同主族。原子序数为34，N电子层有6个电子，故其M层排满，电子排布式为3s23p63d10。(4)N原子电子排布式为1s22s22p3，N原子得到3个电子所得N3－的电子排布式为1s22s22p6。(5)Ga为第4周期第ⅢA族元素。故其原子最外层电子排布式为4s24p1，Ga原子电子排布式为[Ar]3d104s24p1或1s22s22p63s23p63d104s24p1。
10．现有A、B、C、D四种短周期主族元素，它们的原子序数依次增大，其中A元素原子的核外电子仅占据一种原子轨道，也是宇宙中含量最多的元素，B元素基态原子的核外p轨道电子数比s轨道电子数少1，C为金属元素且基态原子核外p轨道电子数和s轨道电子数相等，D元素的原子核外所有p轨道全充满或半充满。
(1)写出四种元素的元素符号：
A________，B________，C________，D________。
(2)写出C、D两种元素基态原子核外电子轨道表示式：
C________________________________________________________；
D________________________________________________________。
(3)写出B、C两种元素的单质在一定条件下反应的化学方程式：___________________________________________________________。
(4)写出B元素单质和简单氢化物的电子式：单质________，
简单氢化物________。
H
N
Mg
P
∶N N∶
解析：A、B、C、D四种短周期主族元素，它们的原子序数依次增大，其中A元素原子核外电子仅占据一种原子轨道，也是宇宙中含量最多的元素，则A为氢元素；B元素基态原子的核外p轨道电子数比s轨道电子数少1，基态B原子核外电子排布式为1s22s22p3，为氮元素；C为金属元素且基态原子核外p轨道电子数和s轨道电子数相等，由原子序数关系可知C位于第3周期，核外电子排布式为1s22s22p63s2，则C为镁元素，D元素的原子核外所有p轨道全充满或半充满，且原子序数大于Mg，则核外电子排布式为1s22s22p63s23p3，D为磷元素。
(1)由上述分析可知，A为H；B为N；C为Mg；D为P。
(2)C为Mg，D为P，基态原子核外电子轨道表示式分别为
(3)镁在氮气中燃烧生成氮化镁，反应的化学方程式为3Mg＋N2 Mg3N2。
(4)氮气和氨气的电子式分别为∶ 。(共27张PPT)
专题2 章末共享专题
微专题一 基态原子核外电子排布规则及表示方法
1．基态原子核外电子排布原则
(1)能量最低原则
基态原子按能量由低到高的顺序排布：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s……。
(2)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1s2的电子排布为 ，不能为 。
(3)洪特规则
原子核外电子在能量相同的各个原子轨道上排布时，将尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同，这样整个原子的能量最低。如2p3轨道上的电子排布为 ，不能为 或 。
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。如Cr：3d54s1，不能为3d44s2；Cu：3d104s1，不能为3d94s2。
以上核外电子排布的三项原则并不是孤立的，而是相互联系、相互制约的。
2．基态原子核外电子排布的表示方法
原子 结构 示意图 意义 将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的图示形式
实例
电子排 布式 意义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数
实例 Al：1s22s22p63s23p1
价电子 排布式 意义 主族元素的价电子指最外层电子，价电子排布式即外围电子排布式
实例 Al：3s23p1
轨道 表示式 意义 每个圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子
实例
[微训练一]
1．下列轨道表示式正确的是( )
答案：B
解析：A、C项，没有遵循洪特规则——电子在能量相同的原子轨道上排布时，应尽可能分占不同的原子轨道且自旋方向相同；D项基态铜原子价电子轨道表示式为 ，3d全充满。
2．下列表达式错误的是( )
A．Cr的原子结构示意图：
B．氮原子的L层电子的轨道表示式：
C．硫离子的核外电子排布式：1s22s22p63s23p6
D．碳－12原子：
解析：Cr的原子结构示意图为： ，故A错误。
答案：A
3．下列电子排布式表示基态原子的核外电子排布的是( )
A．1s22s22p63s33p1
B．1s22s22p63s23p63d104s14p1
C．1s22s22p63s23p63d24s1
D．1s22s22p63s23p63d104s24p1
解析：1s22s22p63s33p1的电子排布式为1s22s22p63s23p2，A错误；该元素原子核外有30个电子，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，而选项中的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s14p1，是4s能级上的一个电子跃迁到4p能级上，属于激发态原子，B错误；同样违背构造原理，原子处于激发态，C错误；该元素原子核外有31个电子，核外电子排布满足构造原理，能量最低，属于基态原子，D正确。
答案：D
4．下列各元素的基态原子电子排布式或轨道表示式正确的是( )
A．C
B．Cr 1s22s22p63s23p63d54s1
C．Mn2＋的外围电子排布：3d34s2
D．Br [Ar]4s24p5
解析：C原子轨道表示式违反了洪特规则，2p轨道上的2个电子的自旋状态相同，A错误；基态Cr原子的价电子排布属于洪特规则的特例，3d轨道处于半充满状态，较稳定，B正确；Mn2＋的外围电子排布为：3d5，C错误；溴是35号元素，其3d轨道上的10个电子没有表示出来，应为[Ar]3d104s24p5，D错误。
答案：B
5．下列原子或离子的电子排布式或轨道表示式正确的是_____(填序号，下同)，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____________。
①Mg2＋：1s22s22p6 ②F－：1s22s23p6
③Cr：1s22s22p63s23p63d44s2 ④O：
⑤Ti：1s22s22p63s23p63d4
解析：①正确；②不正确，违反了能量最低原则，2s轨道后应排2p轨道，而不是3p轨道，正确的应为1s22s22p6；③不正确，违反洪特规则，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；④不正确，违反泡利不相容原理，正确的应为
⑤不正确，违反了能量最低原则，应先排4s轨道，再排3d轨道，正确的应为1s22s22p63s23p63d24s2。
①
②⑤
③
④
微专题二 第一电离能、电负性等性质的递变规律
1．电离能的递变规律及综合应用
(1)递变规律：同一周期内，元素的第一电离能呈增大的趋势。
注意,
具有全充满、半充满及全空的电子构型元素稳定性较高，其第一电离能数值较大。如I1(Mg)>I1(Al)，I1(P)>I1(S)。
(2)应用：a.判断元素的金属性和非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金属性越强。b.判断元素在化合物中的化合价，如K元素：I1 I22．电负性递变规律及综合应用
(1)递变规律：同一周期从左到右电负性逐渐增大(0族除外)，同一主族从上到下电负性逐渐减小。
(2)应用：a.判断元素的金属性、非金属性强弱。电负性越大，非金属性越强，金属性越弱，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。b.判断化学键的类型。一般认为：如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键；若差值小于1.7，通常形成共价键。c.判断元素在化合物中的价态。共价化合物中，成键元素电负性大的表现负价。
3．元素周期律小结
项目 同周期(以第3周期为例，从左→右) 同主族(从上→下)
原子核外电子排布 电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→8(第一周期1→2) 最外层电子数相同，电子层数递增
原子半径 逐渐减小(0族除外) 逐渐增大
元素主要化合价 最高正价由＋1→＋7，最低负价由－4→－1 最高正价＝主族序数；非金属最低负价＝主族序数－8
原子得、失电子能力 得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱 得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强
第一电离能 呈增大的趋势(ⅡA、ⅤA族反常) 逐渐减小
电负性 逐渐增大 逐渐减小
元素金属性、非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
单质氧化性、还原性 氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱 氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
非金属气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
[微训练二]
1．如图是部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系图，若用原子序数代表所对应的元素，则下列说法正确的是( )
A．31d和33d属于同种核素
B．第一电离能：d>e，电负性：dC．气态氢化物的稳定性：a>d>e
D．a和b形成的化合物不可能含共价键
答案：B
解析：短周期元素中，a为－2价，e为＋6价，均处于第ⅥA族，可推知a为O，e为S，b有＋1价，原子序数大于O，则b为Na，由原子序数可知d处于第3周期，化合价为＋5，则d为P。31P和33P质子数相同，中子数不同，是不同的核素，互为同位素，A错误；同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但是P原子的3p轨道为半充满稳定状态，第一电离能较大，则第一电离能：P>S，电负性：PH2S>PH3，C错误；O和Na形成的化合物Na2O2中含有共价键，D错误。
2．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。请判断下列说法错误的是( )
A．某原子价电子排布式为3d54s2，则其原子结构示意图为
B．N、O两种元素的第一电离能大小顺序为I1(N)>I1(O)
C．元素甲是第3周期第ⅥA族元素，元素乙的3p能级中只有1个电子，则原子半径：乙>甲
D．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，且Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，电负性：X>Y
答案：D
解析：由核外电子排布规律知该元素原子的核外电子排布式为
1s22s22p63s23p63d54s2，确定为Mn元素，其原子结构示意图为 ，A正确；N、O位于同周期，氮原子的2p轨道处于半充满的稳定状态，失电子较难，故I1(N)>I1(O)，B正确；由题意知，元素甲为S，乙原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1，则元素乙为Al，Al的原子半径大于S的原子半径，C正确；Xm＋与Yn－的核外电子排布相同，X比Y更易失电子，则电负性：X3．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量，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______________________________。如图中E值的变化特点体现了元素性质的________变化规律。
(2)同周期内，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。试推测下列关系式中正确的是________。
①E(砷)>E(硒) ②E(砷)③E(溴)>E(硒) ④E(溴)(3)估计1 mol气态钙原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：________(4)10号元素E值较大的原因是_______________________________。
随着原子序数增大，E值变小
周期性
①③
485
738
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
解析：(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随原子序数的增大，E值变小，H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性变化。(2)从第2、3周期可以看出，ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低，由此可以推测出E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。(3)根据同主族、同周期E值变化规律可以推测E(K)4．下表是某些短周期元素的电负性(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是_____________________________________。
(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________________。
元素符号 Li Be N O F Na Mg Al P S
X值 0.98 1.57 3.04 3.44 3.98 0.93 1.31 1.61 2.19 2.58
元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强
(3)已知：Cl—Br＋H—OH H—Cl＋HO—Br。
①若NCl3最初水解产物是NH3和HOCl，则X(Cl)的最小范围为________(填表中数值)；②PCl3水解的化学方程式是______________________________________。
(4)一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，小于1.7通常形成共价键，结 合问题(3)①分析，BeCl2属于__________(填“离子化合物”或“共价化合物”)；请设计实验加以证明：____________________________。
2.58～3.04
PCl3＋3H2O===3HCl＋H3PO3
共价化合物
测定熔融态的BeCl2是否导电
解析：(1)由题表中数据可知，电负性越大的元素，其非金属性越强，在反应中越易得到电子。
(2)周期表中电负性最小的元素(除放射性元素外)为Cs，电负性最大的元素为F，二者形成的化合物的电子式为
(3)①NCl3最初水解产物是NH3和HOCl，在NCl3中，N元素的化合价为－3价，Cl元素的化合价为＋1价，说明N元素得电子的能力大于Cl元素，则Cl元素的电负性小于N元素的电负性，S与Cl元素在同一周期，同一周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增强，则Cl元素的电负性大于S元素的电负性，故Cl元素的电负性值范围为2.58～3.04；②Cl元素的电负性大于P元素，PCl3中P为＋3价，Cl为－1价，则PCl3水解的化学方程式是PCl3＋3H2O===3HCl＋H3PO3。
(4)Be的电负性为1.57，Cl元素的电负性介于2.58～3.04之间，则两元素电负性差值小于1.7，所以BeCl2为共价化合物，此性质可利用其在熔融状态下不导电证明。
5．在元素周期表前四周期中，有A、B、C、D四种元素，它们的原子序数依次增大，A原子有3个未成对电子；B元素原子次外层有8个电子，1 mol B单质与足量盐酸反应可生成1 mol H2，B单质不易与冷水反应；C元素的＋3价离子的d轨道是半充满的；D元素易形成－1价离子。
(1)填写下表：
元素 A B C D
名称、符号
电子排布式
轨道表示式
属于哪个区
(2)A元素位于第____周期____族，A的最高价氧化物分子式为________，对应水化物分子式为________，A的简单气态氢化物分子式为________。
(3)B元素位于第________周期________族，B单质在A单质中燃烧的
化学方程式为__________________________________________，
燃烧产物与水反应的化学方程式为____________________________。
2
ⅤA
N2O5
HNO3
NH3
3
ⅡA
Mg3N2＋6H2O===3Mg(OH)2↓＋2NH3↑
(4)C元素位于第___周期____族，C2＋的电子排布式为____________，在含C2＋的水溶液中，滴入氯水后再滴入数滴KSCN溶液，现象是___________，上述反应的离子方程式为________________________、________________________。在含C3＋的水溶液中加足量铁粉充分振荡后，滴入KSCN溶液，现象是_________________，上述反应的离子方程式为____________________________。
(5)D元素位于第________周期________族，在C2＋与D－形成的化合物的水溶液中，滴入足量氯水，反应的化学方程式为_____________________________。
(6)四种元素中电负性最小的元素是________(用元素符号表示，下同)，第一电离能最大的元素是_____。A、B两种元素的原子半径大小关系是________，单核离子的离子半径大小是________。
4
Ⅷ
1s22s22p63s23p63d6
溶液变红色
2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－
Fe3＋+3SCN－===Fe(SCN)3
溶液不变红色
2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋
4
ⅦA
2FeBr2＋3Cl2===2FeCl3＋2Br2
Mg
N
Mg>N
Mg2＋解析：A原子有3个未成对电子，其价电子排布为2s^〖2〗 2p^〖3〗〗或3s23p3；1 mol B与盐酸反应产生1 mol H2，B为ⅡA族元素Mg或Ca，又由于B比A的原子序数大且不易与冷水反应，则B为Mg元素，那么A为氮元素。C元素的＋3价离子的d轨道是半充满的即3d5，那么它的原子的价电子排布式为3d64s2，C为铁元素；D元素在第4周期(原子序数比C大)且易形成－1价阴离子，它是溴元素。推出了A、B、C、D四种元素，则(1)～(6)小题可依次推理作答。
