資源簡介

(共43張PPT)
第1課時 原子核外電子排布的周期性
課程目標
1．進一步理解元素周期律。
2．能夠從原子結構的角度認識元素周期表中區的劃分。
3．理解元素性質周期性變化的本質。
圖說考點
基 礎 知 識
技 能 素 養
形成性自評
基 礎 知 識
[新知預習]
原子核外電子排布的周期性
1．主族元素原子核外電子排布和元素性質的周期性變化
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
原子核外價電子排布 ______ ______ ______ ______ ______ ______ ns2np5
最高正化合價 ＋1 ______ ______ ______ ______ ______ (氧除外) ______
(氟除外)
最低負化合價 — — — －4 ______ ______ ______
性質遞變規律 　 化合價 同主族 最高正價______，且等于________(氧、氟除外) 同周期 最高正價逐漸升高，從________遞增到________(氧、氟除外) 金屬性和非金屬性 同主族 從上到下，金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱 同周期 從左到右，金屬性逐漸________，非金屬性逐漸________ 原子 半徑 同主族 從上到下，原子半徑逐漸_______ 同周期 從左到右，原子半徑逐漸________ ns1　
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
＋2
＋3
＋4
＋5
＋6
＋7
－3　
－2
－1　
相同　
主族序數　
＋1
＋7
減弱
增強
增大
減小
2.1～6周期元素的外圍電子排布
周期序數 外圍電子排布 元素數目 電子層數
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．元素周期表中區的劃分
d
p
f
[即時性自測]
1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)周期表有7個橫行，所以有7個周期。(　　)
(2)周期表有18個縱行，所以有18個族。(　　)
(3)周期表中每一周期中的元素種數各不相同。(　　)
(4)周期表中每一周期中的元素種數等于周期序數的平方。(　　)
(5)門捷列夫的元素周期表是按原子序數從小到大排布的。(　　)
(6)除了稀有氣體與氧、氟外，所有元素的最高正價都等于最外層電子數。(　　)
(7)同一周期的第ⅢA族元素的原子序數一定比第ⅡA族元素的原子序數多1。(　　)
(8)已知元素在周期表中的周期序數與族序數，則一定能確定該元素是哪種元素。(　　)
(9)s區、d區、ds區、f區一定是金屬元素。(　　)
√
×
×
×
×
×
×
×
×
2．下列說法不正確的是(　　)
A．元素原子的核外電子排布呈現周期性變化是形成元素周期律的根本原因
B．周期序號越大，該周期所含金屬元素越多
C．所有區的名稱均來自按構造原理最后填入電子的能級符號
D．周期表共18個縱列，可分為7個主族7個副族，1個Ⅷ族，1個0族
解析：除ds區外，區的名稱均來自按構造原理最后填入電子的能級的符號。
答案：C
3．外圍電子排布為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，非金屬元素存在的區域為(　　)
A.只有s區
B．只有p區
C．s區，d區和ds區
D．s區和p區
解析：非金屬元素除H元素在s區外，其余的元素均在p區。
答案：D
5．某元素的原子序數為30，試問：
(1)此元素原子的電子總數是________個。
(2)它有________個電子層，有________個能級。
(3)它的價電子軌道表示式是________________。
(4)它屬于第________周期________族，屬于________區。
30
4
7
4
ⅡB
ds
解析：該元素的電子排布式應為1s22s22p63s23p63d104s2，共有30個電子，故為Zn元素。從核外電子排布式中可以得出n＝4，有四個電子層，所以為第4周期元素，價電子排布式為3d104s2，所以在ⅡB族。價電子的軌道表示式為
屬于ds區。
技 能 素 養
提升點一　微粒半徑大小規律應用
[例1]　下列關于粒子半徑大小的關系判斷不正確的是(　　)
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離子半徑隨著電子層數增多，半徑依次增大，①②正確；具有相同的電子層結構的陰陽離子半徑隨著原子序數的增大而逐漸減小，r(Al3＋)＜r(Mg2＋)＜r(Na＋)＜r(F－)＜r(O2－)，③錯誤；對于同一元素，陽離子半徑小于原子半徑，化合價越高半徑越小，④錯誤。
答案：C
狀元隨筆　在中學要求范疇內可用“三看”法快速判斷簡單微粒半徑大小：
“一看”電子層數：最外層電子數相同時，電子層數越多，半徑越大。
“二看”核電荷數：當電子層結構相同時，核電荷數越大，半徑越小。
“三看”核外電子數：當電子層數和核電荷數均相同時，核外電子數越多，半徑越大。
[提升1]　已知短周期元素的離子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的電子層結構，則下列敘述正確的是(　　)
A．原子半徑A＞B＞D＞C
B．原子序數d＞c＞b＞a
C．離子半徑C3－＞D－＞B＋＞A2＋
D．單質的還原性A＞B＞D＞C
答案：C
解析：
A項中，aA2＋、bB＋電子層結構相同，則A、B在同一周期，且原子序數b＜a，則原子半徑：B＞A；同理推出C、D在A、B的上一周期，且原子序數c＜d，由此得出A、B、C、D的原子半徑大小為B＞A＞C＞D，原子序數a＞b＞d＞c，故A、B選項都錯誤。由A、B在同一周期，金屬性應該B＞A，故D選項錯誤。
狀元隨筆　電子層結構相同的離子分別為上一周期陰離子與下一周期的陽離子。
[關鍵能力]
1．影響原子半徑的因素
原子半徑的大小取決于以上兩個相反的因素：①電子的能層數增加，核外電子數增加，電子之間的排斥力增大，使得原子半徑增大。②原子的核電荷數增大，對核外電子的吸引力增大，使得原子半徑減小。
2．判斷微粒半徑大小的規律
(1)同周期，從左到右，原子半徑依次減小。
(2)同主族，從上到下，原子或同價態離子半徑均增大。
(3)陽離子半徑小于對應的原子半徑，陰離子半徑大于對應的原子半徑，如r(Na＋)(4)電子層結構相同的離子，隨核電荷數增大，離子半徑減小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。
(5)不同價態的同種元素的離子，核外電子多的半徑大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。

狀元隨筆　微粒半徑大小比較的要點
(1)不同周期不同主族元素原子半徑比較，先看周期再看主族。
(2)對于離子的半徑比較，要借助于電子層結構相同的離子半徑變化規律和元素周期律進行判斷。
(3)同一元素的陽離子半徑小于原子半徑；陰離子半徑大于原子半徑。
(4)電子層結構和所帶電荷數都不同的微粒，一般要找參照物進行比較。
如比較Al3＋和S2－半徑的大小，可找出與Al3＋電子層結構相同，與S2－所帶電荷數相同的O2－來比較，因為r(Al3＋)＜r(O2－)，r(O2－)＜r(S2－)，故r(Al3＋)＜r(S2－)。
提升點二　原子結構與元素周期表的分區
[例2]　已知元素周期表中共有18縱行，如圖實線表示元素周期表的邊界。按電子排布，可把周期表里的元素劃分為下列幾個區：s區、p區、d區、ds區等。除ds區外，其他區的名稱各自按構造原理最后填入的電子的能級符號。
(1)請在圖中用實線畫出s區、p區、d區、ds區的邊界線，并分別用陰影　和　表示d區和ds區。
(2)有的同學受這種劃分的啟發，認為d區內6、7縱行的部分元素可以排在另一區，你認為應排在__________區。
(3)在元素周期表中4s軌道半充滿的元素為________。(填元素符號)
(4)請利用電子排布的相關知識解釋Fe3＋比Fe2＋穩定的原因？。
ds
K、Cr、Cu
Fe的價電子排布式為3d64s2，Fe2＋和Fe3＋的價電子排布式分別為3d6、3d5，依據“能量相同的軌道處于全空、全充滿和半充滿時能量最低”的原則，3d5處于半充滿狀態，結構更穩定，故Fe3＋比Fe2＋穩定
解析：依據構造原理最后填入的電子的能級符號，將元素周期表劃分為幾個區，對于24號元素，其核外價電子排布似乎應該是3d44s2，而實際上是3d54s1，原因是能量相同的軌道處于全空、全充滿和半充滿時能量最低，而29號元素也正是因為這一點排成3d104s1，而不是3d94s2，故29號、30號元素所在縱行歸為ds區，所以該同學認為d區內6、7縱行的部分元素可以排在ds區是有道理的。對于Fe3＋比Fe2＋穩定的原因也可從鐵的核外電子排布特點來解釋Fe3＋的價電子排布式為3d5，為半充滿狀態，比Fe2＋的價電子排布式3d6穩定。
狀元隨筆　
解答本題應注意兩點：
①元素周期表的分區與其外圍電子排布的關系；
②原子軌道在全空、半充滿和全充滿時，能量低更穩定。
[提升2]　已知幾種元素原子的原子結構或核外電子排布或價電子排布情況，分別判斷其元素符號、原子序數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：由電子排布式判斷A為11號元素Na；由原子結構示意圖可知x＝26，B為26號元素Fe；由價電子排布式判斷C為29號元素Cu；由電子排布式判斷D為16號元素S；由基態原子的軌道表示式判斷E為17號元素Cl。再根據最大能層序數等于周期序數確定元素所處的周期；元素A、D、E為主族元素，主族元素的價電子總數等于主族序數；C元素的價電子排布式為3d104s1，s能級電子數為1，應為ds區的第ⅠB族。
狀元隨筆　
(1)元素的分區規律：按照元素的原子核外電子最后排布的能級分區，如s區元素的原子的核外電子最后排布在ns能級上，d區元素的原子核外電子最后排布在(n－1)d能級上。
(2) s區、p區均為主族元素(包括稀有氣體)，且除H外，非金屬元素均位于p區。

[關鍵能力]
各區元素的價電子排布特點
狀元隨筆　
(1)按電子排布，把周期表里的元素劃分成5個區，分別為s、p、d、f、ds。
(2)元素周期表共有16個族，其中s區包括ⅠA、ⅡA族，p區包括ⅢA～ⅦA、0族，d區包括ⅢB～ⅦB族及Ⅷ族，ds區包括ⅠB、ⅡB族，f區包括鑭系元素和錒系元素。
形成性自評
1．已知某元素＋2價離子的電子排布式為1s22s22p63s23p6，該元素在周期表中屬于(　　)
A．ⅤB族 B．ⅡB族
C．Ⅷ族 D．ⅡA族
解析：由題意推知，該元素的外圍電子排布為4s2，故該元素位于第4周期第ⅡA族。
答案：D
2．某化學學習小組在學習元素周期表和周期的劃分時提出了以下觀點：①周期表的形成是由原子的結構決定的；②元素周期表中ⅠA族元素統稱為堿金屬元素；③每一周期的元素原子外圍電子排布均是從ns1開始至ns2np6結束；④元素周期表的每一周期元素的種類均相等；⑤基態原子核外電子排布為1s22s22p3和1s22s22p63s23p3的兩元素的原子位于同一周期；⑥周期序號越大，該周期所含金屬元素一般越多。你認為正確的是(　　)
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電子排布呈周期性變化，而核外電子排布是由原子的結構決定的，正確；②ⅠA族元素除氫元素之外稱為堿金屬，錯誤；③第1周期的元素原子價電子排布從1s1開始到1s2結束，錯誤；④隨著周期數的增多，元素種類有增多的趨勢，錯誤；位于第2周期，而1s22s22p63s23p3位于第3周期，錯誤；⑥從元素周期表上不難看出，隨著周期數的增多，該周期所含金屬元素的種數一般越多，正確。
3．基態原子的核外電子排布式為[Kr]4d105s1的元素屬于的區、周期和族分別為(　　)
A．p區、第5周期、ⅠB族
B．ds區、第5周期、Ⅷ族
C．d區、第4周期、ⅠB族
D．ds區、第5周期、ⅠB族
解析：以稀有氣體元素Kr為參照，則可推斷出核外電子排布式為[Kr]4d105s1的元素屬于第5周期。該原子的價電子排布為，屬于ⅠB族元素，位于ds區。或按照構造原理，該元素基態原子的核外電子排布式應為[Kr]4d95s2，而事實上卻是[Kr]4d105s1，可理解為是先填滿了4d能級而后再填充5s能級，故位于ds區。其價電子總數為11，即位于元素周期表第11列，即第ⅠB族。該元素最大能層數為5，故位于第5周期。
答案：D
4．某元素簡化電子排布式為[Xe]4f46s2，其應在(　　)
A.s區 B．p區
C．d區 D．f區
解析：元素在周期表中的分區，取決于元素原子的最后一個電子進入的能級，因最后一個電子進入f能級，所以該元素為f區元素。
答案：D
5．元素X、Y、Z在周期表中的相對位置如圖所示。已知Y元素原子的價電子排布式為ns(n－1)np(n＋1)，則下列說法不正確的是(　　)
A.Y元素原子的價電子排布式為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區
D．Z元素原子的核外電子排布式為
1s22s22p63s23p63d104s24p3
解析：Y元素原子的價電子排布式為ns(n－1)np(n＋1)，由n－1＝2可得n＝3，Y元素原子的價電子排布式為3s23p4，則Y元素位于第3周期第ⅥA族，Z位于第4周期第ⅤA族，價電子排布式為4s24p3，電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s24p3。X、Y、Z最外層電子填充在p軌道上，故X、Y、Z均位于p區。
答案：A
6．某元素M的單質1.8 g在過量的O2中充分燃燒，得到M2O33.4 g，已知M原子核外電子數比核內中子數少1。該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．某元素原子共有三個價電子，其中一個價電子位于第三能層d能級。
(1)該原子的電子排布式為______________________________。
(2)該元素的原子序數為________，在周期表中處于第________周期________族，屬于________區。該元素為________(填“金屬”或“非金屬”)元素，其最高化合價為________。
解析：有三個價電子其中一個價電子在3d能級，則其他兩個價電子必在4s上，外圍電子排布為3d14s2，原子序數是21，在第4周期第ⅢB族，處于d區，是金屬元素，最高化合價是＋3。
1s22s22p63s23p63d14s2
21
4
ⅢB
d
金屬　
＋3
8．在研究原子核外電子排布與元素周期表的關系時，人們發現價電子排布相似的元素集中在一起。據此，人們將元素周期表分為五個區，并以最后填入電子的軌道能級符號作為該區的符號，如圖所示。

(1)在s區中，族序數最大、原子序數最小的元素，原子的價電子的電子云形狀為__________。
球形
(2)在d區中，族序數最大、原子序數最小的元素，常見離子的電子排布式為_____________________________________________，
其中較穩定的是__________。
(3)在ds區中，族序數最大、原子序數最小的元素，原子的價電子排布式為__________。
(4)在p區中，第2周期第ⅤA族元素原子價電子軌道表示式為_______。
(5)當今常用于核能開發的元素是鈾和钚，它們在__________區中。
Fe2＋：1s22s22p63s23p63d6；Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5
Fe3＋
3d104s2
f
解析：(1)s區為第ⅠA族、第ⅡA族，符合條件的元素為Be，其電子排布式為1s22s2，價電子的電子云形狀為球形。
(2)d區為第ⅢB族～第ⅦB族、第Ⅷ族，族序數最大且原子序數最小的為Fe，常見離子為Fe2＋、Fe3＋，電子排布式為1s22s22p63s23p63d6、1s22s22p63s23p63d5，由離子的電子排布式可知Fe3＋的3d軌道“半充滿”，其穩定性強于Fe2＋。
(3)ds區符合條件的為Zn，其電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s2，價電子排布式為3d104s2。
(4)該題中符合題意的為N，價電子軌道表示式為 。
(5)鈾和钚均為錒系元素，位于f區。(共52張PPT)
第2課時　元素第一電離能和電負性的周期性變化
課程目標
1．能說出元素電離能、電負性的含義。
2．通過數據及圖片了解元素第一電離能、電負性變化規律。
3．能應用元素電離能、電負性解釋元素的某些性質。
圖說考點
基 礎 知 識
技 能 素 養
形成性自評
基 礎 知 識
[新知預習]
一、元素第一電離能的周期性變化
1．概念
某元素的________原子失去________形成＋1價________所需要的________能量，叫做該元素的第一電離能。
2．含義
衡量元素的氣態原子失去一個電子的________，第一電離能數值越________，原子越容易失去一個電子；第一電離能數值越________，原子越難失去一個電子。
3．變化規律
同周期從左往右元素的第一電離能呈增大的趨勢；
同主族從上到下元素的第一電離能逐漸減小。
氣態　
一個電子
氣態陽離子
最低
難易程度　
小　
大
二、元素電負性的周期性變化
作用 用來衡量元素在化合物中________的能力
衡量標準 氟的電負性為________
遞變規律 同周期 自左到右，元素的電負性逐漸________
同主族 自上到下，元素的電負性逐漸________
吸引電子
4.0
變大　
變小
三、元素周期律的應用和意義
元素周期律是人們在對原子結構和元素性質的長期研究中總結出來的科學規律，它對人們認識原子結構與元素性質的關系具有指導意義，也為人們尋找新材料提供了科學的途徑。例如，在________族可以找到制造光電材料的元素，在________、________、________族可以找到制造優良的半導體材料的元素。
ⅠA
ⅢA　
ⅣA
ⅤA
四、對角線規則
在元素周期表中，某一元素及其化合物的性質與它　　　　　　　.的另一元素及其化合物的性質相類似，稱為“對角線”規則。
如：
左上方或右下方
[即時性自測]
1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)同一周期的元素，原子序數大的元素，第一電離能一定大。(　　)
(2)同一元素的I1(3)如果一種主族元素的電離能在In與In＋1之間發生突變，則該元素最高化合價一般為＋n價。(　　)
(4)元素電負性的大小反映了元素原子對鍵合電子吸引力的大小。(　　)
(5)元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強。(　　)
(6)同一周期電負性最大的元素為稀有氣體元素。(　　)
×
√
√
√
√
×
2．已知下列元素的原子半徑：根據以上數據，磷原子的半徑可能是(　　)
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
半徑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元素之間，即P的原子半徑在1.02×10－10～1.17×10－10 m之間，故只有B項正確。
答案：B
3．元素X的各級電離能數據如下：
則元素X的常見價態是(　　)
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：對比表中電離能數據可知，I1、I2、I3電離能數值相對較小，至I4數值突然增大，說明元素X的原子中，有3個電子容易失去，因此，該元素的常見化合價為＋3。
答案：C
4．不能說明X的電負性比Y大的是(　　)
A．與H2化合時X單質比Y單質容易
B．X的最高價氧化物對應的水化物的酸性比Y的最高價氧化物對應的水化物酸性強
C．X原子的最外層電子數比Y原子最外層電子數多
D．X單質可以把Y從其氫化物中置換出來
解析：元素的非金屬性越強，其電負性越大，A、B、D均能說明非金屬性：X>Y，即說明電負性X>Y。
答案：C
5．現有四種元素基態原子電子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s2 2s22p6 3s2 3p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5。則下列有關比較中正確的是 (　　)
A．第一電離能：④＞③＞②＞①
B．原子半徑：②＞①＞④＞③
C．電負性： ④＞③＞②＞①
D．最高正化合價：④＞①＞③＝②
解析：從電子排布式可以看出①是S，②是P，③是N，④是F，第一電離能：F>N>P>S；原子半徑：P>S>N>F；電負性：F>N>S>P；最高正化合價：S>N＝P，F無正價。
答案：A
技 能 素 養
提升點一　電離能的變化規律及應用
[例1]　(1)某儲氫材料是短周期金屬元素M的氯化物。M的部分電離能如下表所示：
M是____________(填元素符號)，Al原子的第一電離能__________(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最外層電子排布式為3s2，而Al最外層電子排布式為3s23p1，當3p處于全充滿、半充滿或全空時較穩定，因此，Al失去p能級的1個電子相對比較容易，故Al原子的第一電離能小于738 kJ·mol－1
(2)第一電離能介于B、N之間的第2周期元素有________種。依據第2周期元素第一電離能的變化規律，參照圖中B、F元素的位置，用小黑點標出C、N、O三種元素的相對位置。
(3)如圖是周期表中短周期的一部分，A的單質是空氣中含量最多的物質，其中第一電離能最小的元素是________(填“A”“B”“C”或“D”)。
3
D
解析：(1)由題表可知M的第三電離能突增，則M最外層有2個電子，由題表可知M至少有5個電子，故M為Mg。Mg、Al位于同一周期，Mg最外層電子排布式為3s2，而Al最外層電子排布式為3s23p1，當3p處于全充滿、半充滿或全空時較穩定，因此Al失去p能級的1個電子相對比較容易，故Al原子的第一電離能小于738 kJ·mol－1。(2)同一周期中元素的第一電離能隨原子序數遞增，呈現逐漸升高的趨勢，但是在第2周期中，Be的第一電離能大于B，N的第一電離能大于O，故第一電離能介于B、N之間的第2周期元素有Be、C、O三種。(3)A的單質是空氣中含量最多的物質(即氮氣)，則A為N，A、C為第ⅤA族元素，其第一電離能大于第ⅥA族，B、D為第ⅥA族元素，同一主族從上往下第一電離能逐漸減小，所以D的電離能最小。
狀元隨筆　一般同周期第一電離能逐漸增大，同一主族第一電離能從上至下減小，但需注意原子軌道半滿、全滿時會反常。
[提升1]　現有核電荷數小于18的元素A，其電離能數據如表所示[I1表示失去第1個電子的電離能，In(n＝2，3，4，5，6，7，8，9，10，11)表示失去第n個電子的電離能，單位為eV]。
(1)外層電子離核越遠，能量越高，電離能越_____ (填“大”或“小”)；陽離子電荷數越多，在失去電子時，電離能越__________(填“大”或“小”)。
(2)上述11個電子分屬________個電子層。
(3)去掉11個電子后，該元素還有________個電子。
(4)該元素的最高價氧化物對應的水化物的化學式是____________。
符號 I1 I2 I3 I4 I5 I6
電離能 7.64 15.03 80.12 109.3 141.2 186.5
符號 I7 I8 I9 I10 I11
電離能 224.9 226.0 327.9 367.4 1 761
小
大
3
1
Mg(OH)2
解析：(1)電子離核越遠，能量越高，受原子核的引力越小，失去電子越容易，則電離能越小；陽離子所帶電荷數越多，離子半徑越小，原子核對核外電子的引力越大，失電子越難，則電離能越大。(2)根據題目數據知，I1、I2較小，I3突然增大，說明最外層有2個電子，I3到I10變化較小，但I11突然增大，說明次外層有8個電子，又由于核電荷數小于18，所以A為Mg。(3)Mg元素的原子去掉11個電子后，還有1個電子。(4)Mg元素的最高價氧化物對應的水化物為Mg(OH)2。
狀元隨筆　當電離能發生顯著變化時，如I(n＋1) In，則第n＋1個電子在另一能層
[關鍵能力]
電離能的變化規律及應用
1．第一電離能的變化趨勢
2．電離能規律
(1)第一電離能規律
①每個周期的第一種元素(氫和堿金屬)第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大，同周期中自左至右元素的第一電離能呈增大的趨勢(第ⅡA、ⅤA族與其相鄰主族相比出現“異常”)。
②同主族元素的第一電離能從上到下逐漸減小。
(2)逐級電離能規律
①同一原子的逐級電離能越來越大。
元素的一個基態的氣態原子失去一個電子，變成氣態基態正離子后，半徑減小，核對電子的吸引力增大，所以再失去第二個、第三個電子更加不易，所需要的能量依次增大。
②當某一級電離能突然變得很大時，說明電子的能層發生了變化，即不同能層中電離能有很大的差距。
3．電離能的應用
(1)由第一電離能比較元素的金屬性強弱和金屬的活潑性
一般地，對于金屬元素來說，元素的第一電離能越小，元素的金屬性越強；對于非金屬元素來說，元素的第一電離能越大，元素的非金屬性越強。
(2)判斷金屬元素的化合價
如K元素，I1 I2＜I3，表明K原子容易失去一個電子形成＋1價陽離子。
(3)確定元素核外電子的排布：如Li元素I1 I2＜I3，表明Li原子核外的三個電子排布在兩個能層上，而且最外層上只有一個電子。
提升點二　電負性的變化規律及應用
[例2]　已知元素的電負性和原子半徑等一樣，也是元素的一種基本性質，下表給出14種元素的電負性：
已知：一般兩成鍵元素間電負性差值大于1.7時，形成離子鍵，兩成鍵元素間電負性差值小于1.7時，形成共價鍵。
試結合元素周期律知識完成下列問題：
(1)根據上表給出的數據，可推知元素的電負性具有的變化規律是
_________________________________________________________。
元素 Al B Be C Cl F Li
電負性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0

元素 Mg N Na O P S Si
電負性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
元素的電負性隨著原子序數的遞增呈周期性的變化
(2)由上述變化規律可推知，短周期主族元素中，電負性最大的元素是_____，電負性最小的元素是__________，由這兩種元素構成的化合物屬于_______(填“離子”或“共價”)化合物，并用電子式表示該化合物的形成過程：
_______________________________________________________。
(3)判斷下列物質是離子化合物還是共價化合物？
Mg3N2　　　BeCl2　　　AlCl3　　　SiC
F
Na
離子
Mg3N2為離子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC均為共價化合物
解析：(1)我們可以把表中給出的14種元素的電負性按原子序數由小到大的順序整理如下：
經過上述整理后可以看出：從3～9號元素，元素的電負性由小到大；從11～17號元素，元素的電負性也是由小到大。所以元素的電負性同原子半徑一樣，隨著原子序數的遞增呈周期性的變化(即同周期主族元素，從左到右，電負性逐漸增大)。
(2)根據上述規律不難得出短周期主族元素中電負性最大的元素為F，電負性最小的元素為Na；二者形成的化合物——NaF為典型的離子化合物，從而不難用電子式表示NaF的形成過程。
(3)Mg3N2電負性差值為1.8，大于1.7，形成離子鍵，為離子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC電負性差值分別為1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共價鍵，為共價化合物。
元素 Li Be B C N O F
原子序數 3 4 5 6 7 8 9
電負性 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0

元素 Na Mg Al Si P S Cl
原子序數 11 12 13 14 15 16 17
電負性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
狀元隨筆　同周期從左→右，電負性增大，金屬與非金屬形成的化合物不一定是離子化合物。

[提升2]　不同元素的原子在化合物內吸引電子的能力大小可用一定數值x來表示，若x越大，其原子吸引電子的能力越強，在所形成的化合物中成為帶負電荷的一方。下面是某些短周期元素的x值：
(1)通過分析x值的變化規律，確定Mg、N的x值范圍：________(2)x值與原子半徑的關系是__________________________________；短周期元素的x值變化特點，體現了元素性質的________變化規律。
元素符號 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，其原子半徑越小
周期性
(3)某有機化合物的結構簡式為 ，其中S—N中，你認為共用電子對偏向誰？________(寫原子名稱)。
(4)經驗規律告訴我們：成鍵的兩原子相應元素的x的差值為Δx，當Δx>1.7時，一般形成離子鍵；Δx<1.7時，一般形成共價鍵。試推斷AlBr3中的化學鍵類型：______________________________________。
(5)預測元素周期表中，x值最小的元素位置：______________(放射性元素除外)。
氮原子　
共價鍵
第6周期第ⅠA族
解析：(1)題中給出第2、3周期主族元素的x值(其中缺少了N、Mg兩種元素的x值)，x值與相應元素在化合物中吸引電子的能力有關。(2)可根據元素性質的周期性變化來推測x的值隨原子半徑的減小而增大，x值的變化體現了元素性質的周期性變化。(3)用x值的大小可判斷共價鍵中共用電子對偏向哪一方。對于S—N，由于N的x值大于S的x值，所以共用電子對偏向氮原子。(4)表中查不到Br的x值，可根據元素周期律來推測，Cl與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與Al的x值之差必定小于1.59，所以溴化鋁屬于共價化合物。(5)x值越小，元素的金屬性越強，x值最小的元素應位于第6周期第ⅠA族。
狀元隨筆　
通過對表格數據分析歸納得出同主族、同周期不同元素x值的大小關系，然后解答。
[關鍵能力]
電負性的變化規律及應用
1．變化規律
分析上圖可知
(1)同周期，自左向右，主族元素原子的電負性逐漸增大；
(2)同主族，自上向下，主族元素原子的電負性逐漸減小；
(3)電負性一般不用來討論稀有氣體。
2．元素電負性的應用
(1)判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱
①金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。
②金屬元素的電負性越小，元素的金屬性越強；非金屬元素的電負性越大，元素的非金屬性越強。
(2)判斷元素的化合價
①電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值；
②電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。
(3)判斷化學鍵的類型
一般認為：
①如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵。
②如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵。
(4)對角線規則：在元素周期表中，某些主族元素與其右下方的主族元素(如下圖所示)的有些性質是相似的(如硼和硅的含氧酸鹽都能形成玻璃且互熔)，被稱為“對角線規則”。
Li、Mg的電負性分別為1.0、1.2；Be、Al的電負性分別為1.5、1.5；B和Si的電負性分別為2.0、1.8。它們的電負性接近，說明它們對鍵合電子的吸引力相當，表現出的性質相似。
狀元隨筆　電負性應用的注意點
(1)根據電負性變化規律可以判斷元素的電負性數值的范圍(同周期和同主族元素電負性變化規律)。
(2)電負性在1.8左右的既有金屬性也有非金屬性，但一般不說是兩性元素。
(3)對角線規則僅限于第二、三周期三對元素組，處于對角線的元素及其化合物具有相似的化學性質。
(4)在判斷化學鍵的類型時，注意特殊個例。
形成性自評
1．下列微粒半徑的大小關系，不正確的是(　　)
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原子半徑大于Li，Li大于Be，Be、C、F在周期表中同周期，A正確；B中，S、O同主族，O、F同周期，S2－半徑大于原子半徑，B正確；C中，四者的電子層結構相同，核電荷數依次增大，半徑依次減小，C正確。
答案：D
2．在第2周期中，B、C、N、O四種元素的第一電離能由大到小的排列順序正確的是(　　)
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，元素的第一電離能隨著原子序數的增大而呈增大趨勢，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能大于相鄰元素，這幾種元素都是第2周期元素，它們的族序數分別是第ⅢA族、第ⅣA族、第ⅤA族、第ⅥA族，所以它們的第一電離能大小順序是I1(N)>I1(O)>I1(C)>I1(B)，A正確。
答案：A
3．下列是幾種原子的基態電子排布，電負性最大的原子是(　　)
A．1s22s22p4 B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2 D．1s22s22p63s23p64s2
解析：最外層電子數越多電負性越大，A正確。
答案：A
4．某元素X的逐級電離能如圖所示，下列說法正確的是(　　)
A．X元素常見化合價為＋4價
B．X為非金屬
C．X為第5周期元素
D．X與氯反應時最可能生成的陽離子為X3＋
解析：根據電離能圖知，第三電離能和第四電離能之間的差距最大，所以該原子最外層有3個電子。X元素最外層有3個電子，所以在化合物中通常顯＋3價，A錯誤；第ⅢA族元素有金屬也有非金屬，根據已知條件無法確定是否為非金屬，B錯誤；第ⅢA族元素有金屬也有非金屬，根據已知條件無法確定是哪周期元素，C錯誤；該主族元素最外層有3個電子，在反應中容易失去電子，所以與氯反應時最可能生成的陽離子為X3＋，D正確。
答案：D
5．已知X、Y、Z為同一周期的三種元素，其原子的部分電離能(kJ·mol－1)如下表所示：
下列說法正確的是(　　)
A．三種元素中，X元素的第一電離能最小，其電負性在同一周期元素中也最小
B．三種元素中，Y元素的第一電離能最大，其電負性也最大
C．等物質的量的X、Y、Z三種單質與少量鹽酸反應時放出的氫氣的物質的量之比為1∶1∶1
D．三種單質與鹽酸反應放出等量氫氣時，消耗X、Y、Z的物質的量之比為3∶2∶1
答案：A
解析：根據表中數據，X的第二電離能遠大于第一電離能，可知X是ⅠA族元素，A項正確。Y元素的第三電離能遠大于第二電離能，Y是ⅡA族元素，三種元素中，Y元素的第一電離能最大，Z元素的第四電離能遠大于第三電離能，Z是ⅢA族元素，由于它們在同一周期，Y元素的電負性小于Z的，B項錯誤。假設X、Y、Z屬于第3周期元素，那么它們分別為Na、Mg、Al。等物質的量的X、Y、Z三種單質與少量鹽酸反應時，一定要考慮Na還能與水反應，C項錯誤。Na、Mg、Al與鹽酸反應時放出等量氫氣，消耗Na、Mg、Al的物質的量之比應該為6∶3∶2，D項錯誤。
6．分析下列圖表，回答問題。
(1)N、Al、Si、Ge四種元素中，有一種元素的電離能數據如下：
則該元素是________(填寫元素符號)。
(2)短周期某主族元素M的電離能情況如圖所示。則M元素位于周期表的第________族。
電離能 I1 I2 I3 I4 …
In/kJ·mol－1 578 1 817 2 745 11 578 …
Al
ⅡA
解析：(1)因為I4 I3，所以該元素原子最外層有3個電子，為鋁元素。
(2)元素M的各級電離能逐級增大，I1和I2差別較小，但I3 I2>I1，I3突躍式變大，即失去2個電子后，再失去電子變為＋3價陽離子卻非常困難，說明元素M失去2個電子后達到穩定結構。
7．現有5種元素A、B、C、D、E，其中有3種金屬元素，1 種稀有氣體元素，其中I1～I3分別如下表。
根據表中數據判斷其中的金屬元素為________，
稀有氣體元素為________，
最活潑的金屬元素是________，
顯正二價的金屬元素是________。
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：電離能是指氣態原子或氣態離子失去一個電子所需要的能量。電離能越小，說明該原子易失去電子，金屬性越強；電離能越大，說明該原子不易失去電子，非金屬性越強。表中B、C、D 3種元素的第一電離能相對比較小，應該屬于金屬元素；E元素的第一電離能最大，應該屬于稀有氣體元素；B元素的第一電離能最小，應該是所列的元素中最活潑的金屬元素；D元素第二電離能與第三電離能相差很大，說明D元素的原子很容易失去2個電子，應該是顯正二價的金屬元素。
8．下表是元素周期表的一部分，表中的字母分別代表一種化學元素。
(1)上表第3周期中第一電離能(I1)最大的是________(填字母，下同)，c和f的I1大小關系是________大于________。
(2)上述元素中，原子中未成對電子數最多的是________，寫出該元素基態原子的核外電子排布式：________________。
m
c
f
i
1s22s22p63s23p3
(3)根據下表所提供的電離能數據(單位：kJ·mol－1)，回答下列問題：
①表中X可能為以上13種元素中的____________元素。用元素符號表示X和j形成的化合物的化學式：____________。
②Y是周期表中第________族的元素。
③以上13種元素中，________元素原子失去核外第一個電子需要的能量最多。
鋰 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)題給周期表中所列13種元素a～m分別是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，原子最穩定的是Ar，故其I1最大，Mg、Al的核外電子排布式分別為1s22s22p63s2、1s22s22p63s23p1，Mg中3s軌道為全滿狀態，故其I1比Al的I1大。(2)i元素最外層電子排布為3s23p3，有3個未成對電子，未成對電子數最多。(3)①由表中數據可以看出，鋰和X的I1均比I2、I3小很多，說明X與Li同主族，且X的I1比Li的I1更小，說明X的金屬性比鋰更強，則X為Na(即a)。②由Y的電離能數據可以看出，它的I1、I2、I3比I4小得多，故Y屬于第ⅢA族元素。③稀有氣體元素m的原子最外層已達到穩定結構，失去核外第一個電子所需能量最多。(共48張PPT)
第1課時　原子核外電子的運動
課程目標
1．了解核外電子運動狀態。
2．了解核外電子能級排布的構造原理。
3．知道原子核外電子的能級分布。
圖說考點
基 礎 知 識
技 能 素 養
形成性自評
基 礎 知 識
[新知預習]
一、人類對原子結構的認識
1．原子模型的演變
原子結構模型 科學家 科研手段 主要內容及含義
有核模型 盧瑟福英國(1911年) ________實驗 原子的質量主要集中于________上，電子在原子核外空間做高速運動
玻爾原子結構模型丹麥(1913年) 玻爾 ________光譜 (1)原子核外電子在一系列_________上運動，既不________，也不________
(2)不同的原子軌道具有不同的能量，原子軌道的能量變化是____________
(3)原子核外電子可以在能量不同的軌道上發生____________
α粒子散射
原子核　
氫原子　
穩定的軌道
放出能量　
吸收能量　
不連續的　
躍遷
2.電子云
機會　
大　
小　
近　
遠
二、原子核外電子的運動特征
1．電子層
分層依據 ________差異、主要運動的區域離核________ 各層取值(n) 1 2 3 4 5 ……
電子層符號 ______ ______ ______ ______ ______ ……
能量高低 離核遠近 能量
遠近　
K　
L　
M　
N　
O　
升高　
變遠
2.原子軌道
含義 用量子力學描述電子在原子核外空間運動的主要區域 軌道符號 s p d f
軌道數目 ________ ________ ________ ________
空間伸展 方向個數 ________ ________ ________ ________
軌道形狀 球形 紡錘形 形狀較復雜 1
3　
5　
7　
1
3　
5　
7　
3.自旋運動：原子核外電子有________種不同的自旋狀態，通常用“________”和“________”表示。
兩　
↑　
↓
[即時性自測]
1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)電子云圖中的每一個小黑點都表示電子。(　　)
(2)原子軌道是原子核外的具有確定半徑的圓。(　　)
(3)同一原子中，2p、3p、4p能級的軌道數依次增多。(　　)
(4)能層離核越近能量越低。(　　)
(5)同一能層的電子能量一定相同。(　　)
(6)同一原子中，同一能層同一能級的電子能量一定相同。(　　)
(7)理論上第8能層應該有8個能級。(　　)
(8)第n能層最多能容納的電子數為2n2，所以鈉原子的第三能層填有18個電子。 (　　)
×
×
×
√
×
√
√
×
2．人類對原子結構的認識經歷了漫長的歷史階段。最有代表性的有：道爾頓的原子結構模型、湯姆生原子結構模型、盧瑟福原子結構模型和玻爾原子結構模型等。而這些原子結構模型都是建立在一定的實驗研究基礎上的。下列實驗事實與原子結構模型建立的關系正確的是(　　)
A．電子的發現：道爾頓的原子結構模型
B．α粒子散射：盧瑟福原子結構模型
C．α粒子散射：玻爾原子結構模型
D．氫原子光譜：盧瑟福原子結構模型
解析：湯姆生的原子結構模型是湯姆生發現核外電子而提出的；盧瑟福原子結構模型是通過α粒子散射實驗提出的；玻爾原子結構模型是玻爾在牛頓力學的基礎上，吸收了量子理論和光子學說的思想建立起來的。
答案：B
3．有關核外電子運動規律的描述錯誤的是(　　)
A．核外電子質量很小，在原子核外做高速運動
B．核外電子的運動規律與普通物體不同，不能用牛頓運動定律來解釋
C．在電子云示意圖中，通常用小黑點來表示電子繞核做高速圓周運動
D．在電子云示意圖中，小黑點密表示電子在核外空間單位體積內出現的機會多
解析：為了形象地描述電子在核外運動的情況，科學家以微觀世界的特點為基礎建立的理論——量子力學的觀點，提出了電子云的概念。電子云概念的提出，主要是以微觀世界的統計性為依據，形象描述電子在核外空間不同位置出現幾率的一種方法。人們用小黑點作為電子在某處出現幾率的描述：點密，表示出現可能性大，否則就小。這樣，就得到一種圖形，從圖形外觀看，這些點包圍著原子核，就好像電子云，這層云是電子在核外運動情況的描述，人們稱這種圖形為電子云。所以，電子云是描述電子運動狀態的圖形，是形象化的描述方法，并不是說電子真的呈云狀包圍著原子核。
答案：C
4．多電子原子中，原子軌道能量高低排列錯誤的是(　　)
A．2p<3p<4p B．3px<3py<3pz
C．3s<3p<3d D．2px＝2py＝2pz
解析：在多電子原子中，原子軌道的能量與電子所處的電子層及所處的原子軌道的形狀有關。當電子層和軌道形狀確定時，電子的能量就確定了，電子能量與原子軌道的伸展方向無關，所以B項錯誤。
答案：B
技 能 素 養
提升點一　原子的構成及構成粒子間的相互關系
[例1]　某元素的一種同位素X的質量數為A，含N個中子，它與1H構
成HmX分子，在a g HmX中所含電子的物質的量是________。

·(A－N＋m) mol
解析：X原子的質子數為(A－N)，一個HmX分子中所含的質子數為(A－N＋m)；HmX的摩爾質量為(A＋m) g·mol－1，所以a g HmX中所含質子的物質的量為·(A－N＋m) mol。因為分子呈電中性，質子數之和等于電子數之和，所以a g HmX中所含電子的物質的量為·(A－N＋m) mol。
狀元隨筆　一個HmX分子是由m個H原子和一個X原子構成的，因此一個HmX分子中電子的個數為m與一個X原子中的質子數之和。
[提升1]　設某元素原子的核內質子數為m，中子數為n，則下列論斷正確的是(　　)
A．不能由此確定該元素的相對原子質量
B．這種元素的相對原子質量為m＋n
C．若12C原子質量為W g，則此原子的質量為(m＋n)W g
D．核內中子的總質量小于質子的總質量

解析：題中所給是某一種原子的信息，不能求出該元素的相對原子質量，因而A正確，B錯誤；“m＋n”在數值上等于原子的相對原子質量，因而該原子的質量為(m＋n)×W×g，C錯誤；由于m與n關系不明確，所以核內的質子數和中子數的大小關系無法判斷，因而D錯誤。
答案：A
狀元隨筆　元素的相對原子質量不同于原子的相對原子質量。
[關鍵能力]
原子的組成及構成微粒間的相互關系
(1)原子的構成
(2)原子的特點
①原子的大部分質量集中在原子核上。
②原子核的體積很小，約為整個原子體積的。
③原子核的密度非常大，大約為金屬鈾的密度的5×1012倍。
(3)相互間的關系
①原子：核電荷數＝質子數(Z)＝核外電子數
陽離子：核電荷數＝質子數(Z)＝核外電子數＋n
陰離子：核電荷數＝質子數(Z)＝核外電子數－n
②質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N)
狀元隨筆　核素的相對原子質量可由a·NA(a表示1個原子的質量)和 (a表示1個原子的質量，b表示1個原子的質量)這兩種途徑求得。務必要清楚核素(原子)的相對原子質量與元素的相對原子質量的區別。

提升點二　能層與能級
[例2]　下列有關能層、能級的認識正確的是(題中n表示能層序數)(　　)
A．各能級能容納的電子數按s、p、d、f的順序依次為1、3、5、7的2倍
B．各能層的能級都是從s能級開始至f能級結束
C.各能層含有的能級數為n－1
D．各能層含有的電子數為2n2
能容納電子數與所含電子數有區別！
解析：解答本題時要注意：任一能層中，能級個數＝能層序數，并不是所有能層中都有p、d、f能級，具體選項分析如下：每個能層最多容納的電子數為2n2個，也可以不排滿，A正確；并不是所有的能層中都有p、d、f能級，如K層只有一個s能級，L層有s能級和p能級兩個能級；M層有s、p、d三個能級，B錯誤；任一能層中，能級個數等于能層序數，C錯誤；每個能層最多容納電子數為2n2，但不是一定含有2n2個電子，D錯誤。
答案：A
狀元隨筆　不同能級所含能級數不同，不同能級所能容納的電子數也不相同，規律為：能級數為n ，最多能容納電子數為2n2。

[提升2]　下列能級表示正確(實際存在的)且最多容納的電子數按照從少到多的順序排列的是(　　)
A．1s、2p、3d B．1s、2s、3s
C．2s、2p、2d D．3p、3d、3f
解析：從M層開始有d能級，即3d，不存在2d，故C項錯誤；同理從N層開始有f能級，即4f，故D項錯誤；不同能層的相同類型的能級，最多容納的電子數相同，故B項錯誤。
答案：A
狀元隨筆　ns、np、nd、nf…所能容納電子數依次為2、6、10、14…，與n的取值無關。
s、p、d、f…最早出現的能層依次為1、2、3、4……。

[關鍵能力]
1．能層
(1)能層的含義
多電子原子的核外電子的能量是不同的，按電子的能量差異，可以將核外電子分成不同的能層。
(2)能層的表示方法及各能層所能容納的最多電子數
能　　層 一 二 三 四 五 六 七 ……
符　　號 K L M N O P Q ……
最多電子數 2 8 18 32 50 72 98 ……
(3)各能層的能量與其離原子核距離的關系
原子核外各能層，能層序數越大，其離原子核的距離越遠，能量越高。
說明：能層相當于必修教材中所述的電子層。
2．能級
(1)能級的含義
多電子原子中，同一能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級，就好比能層是樓層，能級是樓梯的階級。
(2)能級的符號和所能容納的最多電子數
3．能層與能級的有關規律
(1)每一能層最多可容納的電子數為2n2(n為能層序數)。
(2)在每一個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf……(n為能層序數)。
(3)任一能層的能級總是從s能級開始，而且能級數等于該能層序數，即第一能層只有1個能級(1s)，第二能層有2個能級(2s和2p)，第三能層有3個能級(3s、3p和3d)，依次類推。
(4)以s、p、d、f……排序的各能級可容納的最多電子數依次為1、3、5、7……的2倍。
(5)英文字母相同的不同能級中所能容納的最多電子數相同。例如，1s、2s、3s、4s……能級最多都只能容納2個電子。
狀元隨筆　某一能層及能級所能容納的電子數是一定的，但不同原子或離子某一能層或能級的電子數是不一定的。
提升點三　電子云與原子軌道
[例3]　以下對核外電子運動狀態的描述正確的是(　　)
A．電子的運動與行星相似，圍繞原子核在固定的軌道上高速旋轉
B．能量低的電子只能在s軌道上運動，能量高的電子總是在f軌道上運動
C．能層序數越大，s電子云的半徑越大
D．在同一能級上運動的電子，其運動狀態肯定相同
解析：原子核外電子是無規則的高速運動，沒有固定的軌道，A錯；多電子原子中的核外電子，根據能量由低到高分布在不同的能層和能級中，不同的原子，能量最高的電子所處的軌道不同，B錯；各能層s軌道的半徑大小為1s＜2s＜3s……，C正確；在同一能級上運動的電子，可能處于不同的原子軌道，同一原子軌道中的電子，自旋狀態不同，D錯。
答案：C
狀元隨筆　
(1)電子云圖表示電子在核外空間出現概率的相對大小。
(2)電子云圖中的小黑點并不代表電子，小黑點的數目也不代表電子真實出現的次數。
(3)電子云圖很難繪制，使用不方便，故常使用電子云輪廓圖。

[提升3]　氦原子結構示意圖為 ，試對以下推測進行判斷(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。
(1)占有兩個軌道(　　)
(2)兩個電子所處的軌道形狀不同(　　)
(3)兩個電子所處軌道的伸展方向不同(　　)
(4)兩個電子占用同一軌道(　　)
(5)兩個電子的能量幾乎相同(　　)
(6)兩個電子分占1s的兩個軌道(　　)
(7)兩個電子的自旋方向不同(　　)
(8)兩個電子一個離核近，一個離核遠(　　)
×
×
×
√　
√　
×　
√
×
解析：本題考查的是原子軌道的能量、原子軌道的伸展方向等內容。解此題的關鍵是要知道第一電子層只有1s一個軌道，且氦原子只有兩個核外電子，所以這兩個電子都填充在1s軌道上，因此這兩個電子的電子層、電子亞層、軌道的伸展方向及電子所具有的能量都相同，電子的自旋方向相反。電子的能量越高，其運動區域離核越遠。
[關鍵能力]
電子云與原子軌道
1．電子云
(1)電子云輪廓圖中的小黑點不代表電子、小黑點的疏密程度表示電子在原子核外出現概率的大小。
(2)離核越近，電子出現的概率越大，小黑點越密集。
(3)電子云輪廓圖
①定義：常把電子在原子核外空間出現概率約為90%的空間圈出來，即為電子云輪廓圖(如圖1、2)。
②s電子、p電子的電子云輪廓圖：
2．原子軌道
(1)定義：量子力學把電子在原子核外的一個空間運動狀態稱為一個原子軌道。各能級的一個伸展方向的電子云輪廓圖即表示一個原子軌道。
(2)不同能層的能級、原子軌道及電子云輪廓圖(見下表)：
能級 s p d f
原子軌道數 1 3 5 7
原子軌道名稱 ns npx、npy、 npz ndxy、ndxz、 ndyz、ndz2、ndx2－y2 ……
電子云輪廓圖 的形狀和取向 球形 啞鈴形 互相垂直 梅花形 ……
能層序數n越大，原子軌道的半徑越大。不同能層的同種能級的原子軌道的形狀相似，半徑不同。
狀元隨筆　
原子軌道能量高低的比較
(1)相同電子層上原子軌道能量的高低：ns＜np＜nd＜nf。
(2)形狀相同的原子軌道能量的高低：1s＜2s＜3s＜4s……
(3)電子層和形狀相同的原子軌道的能量相同：2px＝2py＝2pz。

形成性自評
1．在基態多電子原子中，關于核外電子能量的敘述錯誤的是(　　)
A．最易失去的電子能量最高
B．1s軌道的電子能量最低
C．p軌道電子能量一定高于s軌道電子能量
D．在離核最近區域內運動的電子能量最低
解析：選項C沒有指明p軌道電子和s軌道電子是否處于同一電子層。
答案：C
2．下列能級符號表示錯誤的是(　　)
A．2p B．3f
C．4s D．5d
解析：第二能層，含有2個能級，分別是2s、2p能級，含2p能級，A正確；第三能層，含有3個能級，分別是3s、3p、3d能級，不含3f能級，B錯誤；第四能層，含有4個能級，分別是4s、4p、4d、4f能級，含4s能級，C正確；第五能層，含有5個能級，分別是5s、5p、5d……能級，含有5d能級，D正確。
答案：B
3．下列電子層中，原子軌道總數為4的是(　　)
A．K層 B．L層
C．M層 D．N層
解析：同一電子層中含有不同的原子軌道，K層含有1個s原子軌道；L層含有1個s原子軌道和3個p原子軌道，共4個原子軌道；M層含有1個s原子軌道、3個p原子軌道和5個d原子軌道，共9個原子軌道；N層含有1個s原子軌道、3個p原子軌道、5個d原子軌道和7個f原子軌道，共16個原子軌道。
答案：B
4．圖1和圖2分別是1s電子的概率分布圖和原子軌道圖。下列有關說法正確的是(　　)
A．圖1中的每個小黑點表示1個電子
B．圖2表示1s電子只能在球體內出現
C．圖2表明1s軌道呈球形，有無數對稱軸
D．圖1中的小黑點表示某一時刻，電子在核外所處的位置
解析：A、D項，小黑點只表示概率分布；B項，電子在球體內出現機會多，在球體外也出現，但機會較少。
答案：C
5．下列說法正確的是(　　)
A．氫光譜是元素的所有光譜中最復雜的光譜之一
B．“量子化”就是不連續的意思，微觀粒子運動均有此特點
C．玻爾理論不但成功解釋了氫原子光譜，而且還推廣到其他原子光譜
D．原子中電子在具有確定半徑的圓周軌道上像火車一樣高速運轉著
解析：A項氫光譜是元素的所有光譜中最簡單的光譜。C項玻爾理論成功地解釋了氫原子光譜，但對解釋多電子原子的光譜卻遇到困難。D項原子中電子沒有確定的半徑，原子半徑是電子運動出現的“區域”。
答案：B
6．當n＝3時，該能層里的能級符號是(　　)
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：能層為3，則包含三個能級，即3s、3p和3d。
答案：D
7．下列有關說法中不正確的是(　　)
A．4d10表示4d能級有10個電子
B．同一原子中，2p、3p、4p能級的軌道數依次增多
C．K＋的電子排布式為1s22s22p63s23p6，則電子云形狀有2種
D．不同元素的M能層均有三個能級，有9個軌道
解析：4d10表示4d能級有10個電子，A正確；不同電子層中p軌道均為3個，則同一原子中，2p、3p、4p能級的軌道數相同，B錯誤；K＋的電子排布式為1s22s22p63s23p6，則電子云形狀有2種，C正確；不同元素的M能層均有3s、3p、3d三個能級，有9個軌道，D正確。
答案：B
8．比較下列原子軌道的能量高低(填“>”“＝”或“<”)。
(1)2s________3s
(2)2s________3d
(3)3px________3pz
(4)3p________3s
(5)4f________6f
(6)3d________4s
解析：不同能層、不同能級的原子軌道能量的高低順序符合構造原理，從3d能級開始，出現能級交錯現象，能量高低順序為ns<(n－2)f<(n－1)d<
<
＝
>
<
>(共54張PPT)
第2課時　原子核外電子排布
課程目標
1．熟知原子核外電子排布的能量最低原理、泡利原理及洪特規則。
2．知道原子核外電子排布的軌道能量順序。
3．會正確書寫1～36號元素原子核外電子排布式和軌道表示式。
圖說考點
基 礎 知 識
技 能 素 養
形成性自評
基 礎 知 識
[新知預習]
一、原子核外電子排布原理
1．能量最低原理
原子核外電子的運動遵循________，按軌道能量由低到高依次排列，使整個原子處于________的能量狀態。
2．泡利不相容原理
每個原子軌道里，最多只能容納______個電子，而且它們的自旋狀態________，用“________”表示。
3．洪特規則
原子核外電子在能量相同的各個軌道上排布時，電子盡可能________在不同的原子軌道上，且自旋狀態________，這樣整個原子的能量最低，這個規則稱為洪特規則。
構造原理
最低
2
不同
↓↑
分占　
相同
二、構造原理與核外電子排布式(圖)
1．構造原理
(1)含義：在多電子原子中，電子在能級上的排列順序是電子先排在能量________的能級上，然后依次排在能量________的能級上。
較低　
較高　
(2)
能層　
能級
2．電子排布式
(1)概念：將________上所排布的電子數標注在該能級符號________，并按照能層從左到右的順序排列的式子。
(2)表示方法
如鈉原子的電子排布式可表示為____________，也可簡化為[Ne]3s1。
能級　
右上角
1s22s22p63s1　
3．軌道表示式
將原子軌道用方框表示，在方框內用一個箭頭表示一個電子，用↑↓表示自旋狀態相反的電子，得到軌道表示式。
如：O原子的軌道表示式
↑↓
↑
三、光譜與光譜分析
1．光譜的形成原因
不同元素的原子中電子發生________時會吸收或釋放不同的光。
2．光譜分類
3．光譜分析
在現代化學中，利用________上的特征譜線來鑒定元素的分析方法。
躍遷
吸收　
發射
原子光譜
[即時性自測]
1．下圖中所發生的現象與電子的躍遷無關的是(　　)
解析：燃放焰火、霓虹燈廣告、燃燒蠟燭等所產生的光，都與電子的躍遷有關，平面鏡成像和電子的躍遷無關。
答案：D
2．基態碳原子的最外能層的各能級中，軌道表示式正確的是(　　)
解析：基態原子的核外電子排布，若已知核外電子數目應先按照能量最低原理從s排起，而p軌道電子分別占據一個原子軌道時能量最低，故C為正確選項。
答案：C
3．若將6C原子的電子排布式寫成1s22s22，它違背了(　　)
A．能量守恒定律 B．能量最低原理
C．泡利原理 D．洪特規則
解析：根據洪特規則，對于基態原子的電子在能量相同的軌道上排布時，應盡可能分占不同的軌道且自旋狀態相同，故本題給出的電子排布式違背了洪特規則，應寫為1s22s222。
答案：D
4．下列有關化學用語表示正確的是(　　)
A．基態N原子的電子排布式：1s22s22p3
B．基態N原子的軌道表示式：
C．S2－的結構示意圖
D．基態O原子的軌道表示式：
解析：B項中N原子的軌道表示式違背了洪特規則；C項中S2－的結構示意圖應；D項中氧原子的價電子軌道表示式違背了泡利不相容原理。
答案：A
5．下列各基態原子的電子排布式正確的是(　　)
①Be：1s22s12p1　②C：1s22s22p2　
③He：1s12s1 ④Cl：1s22s22p63s23p5
A．①②　　　　B．②③　　　　C．①③　　　　D．②④
解析：①應為Be：1s22s2；③應為He：1s2。
答案：D
6．若某原子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2，則下列說法正確的是(　　)
A．該元素原子中共有38個電子
B．該元素原子核外有5個能層
C．該元素原子最外能層共有3個電子
D．該元素原子M能層共有8個電子

解析：由該元素原子的電子排布式可知，該元素原子中共有39個電子，分5個能層，其中M能層上有18個電子，最外能層上有2個電子。
答案：B
技 能 素 養
提升點一　原子核外電子排布規律
[例1]　下列原子或離子的電子排布式正確的是____________，
違反能量最低原理的是______________，
違反洪特規則的是____________，
違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：根據核外電子排布規律知②中錯誤在于電子排完2s軌道后應排2p軌道，而不是3p軌道，正確的應為1s22s22p6；③中沒有遵循洪特規則——電子在同一能級的不同軌道上排布時，應盡可能分占不同的軌道并且自旋狀態相同，正確的應為 ；
④中忽略了能量相同的原子軌道在半充滿狀態時，體系的能量較低，原子較穩定，正確的應為1s22s22p63s23p63d54s1；⑤和⑥正確；⑦違反泡利不相容原理，正確的應為 。
[提升1]　以下列出的是一些原子的2p軌道和3d軌道中電子排布的情況。試判斷哪些違反了泡利不相容原理，哪些違反了洪特規則。
答案：(1)(6)違反了泡利不相容原理，(2)(4)(5)違反了洪特規則。
解析：(1)(2)(3)為2p軌道表示式，其中(1)違反了泡利不相容原理(同一軌道上的兩個電子自旋狀態不同)，(2)違反了洪特規則(電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態相同)，(3)表示正確；(4)(5)(6)為3d軌道表示式，其中(4)(5)違反了洪特規則，(6)違反了泡利不相容原理。
[關鍵能力]
原子核外電子排布“兩原理一規則”
(1)能量最低原理：電子在原子軌道上的分布要盡可能地使原子的能量為最低。
(2)泡利不相容原理：每個原子軌道最多容納兩個電子且自旋狀態不同。
(3)洪特規則：原子核外電子在能量相同的各個軌道上排布時，電子盡可能分占在不同的原子軌道上，且自旋狀態相同，這樣整個原子的能量最低，這個規則稱為洪特規則。
洪特規則特例
當同一能級上的電子排布為全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)和全空狀態(p0、d0、f0)時，具有較低的能量和較大的穩定性。例如，鉻(24Cr)的價電子排布是3d54s1(3d、4s能級均為半充滿)，而不是3d44s2；銅(29Cu)的價電子排布是3d104s1(3d全充滿、4s半充滿)，而不是3d94s2。
提升點二　構造原理
[例2]　構造原理揭示的電子排布能級順序實質是各能級能量高低。若以E(nl)表示某能級的能量，以下各式中正確的是(　　)
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：根據構造原理，各能級能量的大小順序：1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s……A項和D項正確順序為E(4f)>E(5s)>E(3d)>E(4s)；對于不同能層的相同能級，能層序數越大，能量越高。
答案：B
狀元隨筆　當比較不同能層、不同能級的能量高低時，要注意能級交錯現象。
[提升2]　比較下列能級的能量大小關系(填“>”“＝”或“<”)：
(1)2s________4s；(2)3p________3d；
(3)3d________4s；(4)4d________5d；
(5)2p________3s；(6)4d________5f。

解析：由構造原理可知：①同一能層的能級能量高低順序為：ns<
<
>　
<
<
<


狀元隨筆　在構造原理中，從第三能層開始出現能級交錯現象。我們可以利用“Ens[關鍵能力]
構造原理
設想從氫原子開始，隨著原子核電荷數的遞增，原子核每增加一個質子，原子核外便增加一個電子，這個電子大多是按圖所示的能級順序填充的，填滿一個能級再填一個新能級。這種規律稱為構造原理。
構造原理示意圖
(1)根據構造原理，絕大多數基態原子核外電子的排布都遵循下列順序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d……
(2)原子核外電子按能量由低到高的順序依次排布。因此，根據構造原理可以比較各能級的能量高低。
(3)圖中每個小圓圈表示一個能級，每一行對應一個能層，各圓圈間連接線的方向表示隨核電荷數遞增而增加的電子填入能級的順序。原子的核外電子不是完全按能層順序依次排布的，即不完全是填滿n能層后再填(n＋1)能層，而是按照如圖所示的能級順序排布的，在該順序中，從第三能層開始，出現了能級交錯現象，該能級順序就是能量由低到高的順序。
(4)根據構造原理，在多電子的原子中，電子最后填入的能級不一定是原子最外能層上的能級，如Ti、V等過渡元素電子最后填入的是3d能級。
狀元隨筆　電子能量的高低判斷方法：
提升點三　電子排布式和軌道表示式書寫
[例3]　A、B、C、D是四種短周期元素，E是過渡元素。A、B、C同周期，C、D同主族，A的原子結構示意圖為 ，B是同周期除稀有氣體外半徑最大的元素，C的最外層有三個成單電子，E的外圍電子排布式為3d64s2。回答下列問題：
A為__________(寫出元素符號，下同)，電子排布式是___________；
B為__________，簡化電子排布式是____________；
C為__________，價電子排布式是____________；
D為__________，軌道表示式是____________；
E為__________，原子結構示意圖是____________。

Si
1s22s22p63s23p2
Na
[Ne]3s1
P　
3s23p3
N
Fe
解析：由題意可知，A為Si，B為Na，C為P，D為N，E為Fe。這5種元素電子排布式分別為
A：1s22s22p63s23p2，
B：1s22s22p63s1，
C：1s22s22p63s23p3，
D：1s22s22p3，
E：1s22s22p63s23p63d64s2。
由電子排布式可寫出其他。
狀元隨筆　書寫電子排布式時，可用解決問題程序化思想。即可先寫出原子或離子的結構示意圖，然后按每個能層中的能級是按s、p、d、f的順序排列，各能級上的電子數標在能級符號的右上角。書寫軌道表示式時，應注意從洪特規則及泡利原理角度分析。
[提升3]　已知A原子中只含1個電子；B原子的3p軌道上得到1個電子后不能容納外來電子；C原子的2p軌道上有1個電子的自旋狀態與其他電子的自旋狀態相反；D原子的第三能層上有8個電子，第四能層上只有1個電子；E原子的外圍電子層排布為3s23p6。
(1)按要求書寫下列圖式：
①B原子的結構示意圖：_____________________________；
②C原子的軌道表示式：_____________________________；
③D原子的核外電子排布式：_________________________；
④B離子的電子式：_________________________________。
1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
(2)寫出由A、B、C、D中的三種元素組成的化合物的化學式：
_____________________________________________ (至少寫出5種)。
(3)寫出由上述元素組成的物質制得A的單質的化學方程式：
____________________________________________(至少寫出2個)。
(4)寫出E的元素符號：________。要證明太陽中含有E元素，可采用的方法是_______________________。
KOH、KClO、KClO3、HClO、HClO3(其他合理答案也可)
2H2O通電2H2↑＋O2↑、2K＋2H2O===2KOH＋H2↑
Ar
對太陽光進行光譜分析
解析：(1)由題意知，A原子中只有1個電子，A為H；B原子的3p軌道上有5個電子，則B為Cl；C原子的2p軌道上有4個電子，則C為O；D原子的價電子排布式為4s1，則D為K；由E原子的外圍電子層排布可知E為Ar。根據以上分析可寫出題目要求的表示式或示意圖。(2)由H、Cl、O、K中的三種元素組成的化合物可以是酸，如HClO、HClO2、HClO3、HClO4；也可以是堿，如KOH；還可以是鹽，如KClO、KClO2、KClO3、KClO4。(3)A的單質為H2，可以用電解水、電解KOH溶液或K和水反應等方法來制取。(4)對太陽光進行光譜分析，可確定太陽中所含元素的種類。
原子(離子)結構示意圖 含義 將每個能層上的電子總數表示在原子核外的式子
實例
Al 　S2－
電子排布式 含義 用數字在能級符號右上角標明該能級上排布的電子數，這就是電子排布式
實例 K：1s22s22p63s23p64s1
簡化電子排布式 含義 為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內層電子達到稀有氣體原子結構的部分以相應稀有氣體元素符號外加方括號表示
實例 K：[Ar]4s1
價電子排布式 含義 主族元素的價層電子指最外層電子，價層電子排布式即最外層電子排布式
實例 Al：3s23p1
軌道表示式 含義 每個方框代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子
實例
電子式 含義 化學中常在元素符號周圍用“·”或“×”來表示元素原子，離子的最外層電子，相應的式子叫做電子式
實例
狀元隨筆　軌道表示式的書寫方法和步驟
(1)根據構造原理按能量由低到高的順序畫出表示原子軌道的每個方框。
(2)根據泡利原理和洪特規則在方框中填出每個原子軌道上分布的電子及其自旋狀態。
(3)考慮是否存在原子軌道在全充滿(如s2、p6、d10等)、半充滿(如s1、p3、d5等)和全空(如s0、p0、d0)等狀態時能量最低的特例情況。
形成性自評
1．核外電子由3d能級躍遷到4p能級時，可通過光譜儀直接攝取(　　)
A．電子的運動軌跡圖像 B．原子的吸收光譜
C．電子體積大小的圖像 D．原子的發射光譜
解析：E(3d)答案：B
2．下列各離子或原子的電子排布式錯誤的是(　　)
A．Ca2＋：1s22s22p63s23p6 B．O2－：1s22s22p4
C．K：1s22s22p63s23p64s1 D．Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5
解析：O原子的電子排布式為1s22s22p4，故O2－的電子排布式為1s22s22p6，B項錯誤。
答案：B
3．某微粒的核外電子排布式為1s22s22p63s23p6，下列關于該微粒的說法正確的是(　　)
A．它的質子數一定是18
B．它的原子和37Cl可能互為同位素
C．它的單質一定是強還原劑
D．可以確定該微粒為Ar
解析：此微粒核外共有18個電子，可能是Ar原子，也可能是離子，離子又可能為陽離子Ca2＋、K＋或陰離子S2－、Cl－、P3－等。
答案：B
4．X、Y兩元素可形成X2Y3型化合物，則X、Y原子最外層的電子排布式可能是(　　)
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為Al元素，Y為Cl元素，形成的化合物為AlCl3，錯誤；②X為N元素，Y為O元素，可形成N2O3，正確；③X為Al元素，Y為S元素，可形成Al2S3，正確；④X為Mg元素，Y為N元素，可形成Mg3N2，錯誤。
答案：A
5．下列電子排布式或軌道表示式正確的是(　　)
①C原子的軌道表示式：
②Cr原子的電子排布式：1s22s22p63s23p63d44s2
③O原子的軌道表示式：
④Br原子的外圍電子排布式：3d104s24p5
⑤B原子的軌道表示式：
A．①②③ B．②③④
C．①②④⑤ D．③
解析：①違背了能量最低原理，電子優先填滿能量低的軌道；②違背了洪特規則的特例；Br原子的最外層電子為第4能層的7個電子，不包括3d能級上的電子，④錯誤；每個原子軌道里只能容納2個自旋狀態不同的電子，⑤違背了泡利不相容原理。
答案：D
6．(雙選)下列原子的價電子排布式(或價電子軌道表示式)中，①、②兩種狀態的能量符合E(①)>E(②)的是(　　)
答案：A
解析：基態氧原子核外電子總數為8，軌道表示式為
此時最穩定，若呈現① 結構，則能量增大，屬于不穩定狀態，故A正確；鎂原子：最外層電子由①3s2軌道躍遷至②3p2軌道，能量增大，故B錯誤；銅元素為29號元素，原子核外有29個電子，基態外圍電子排布為①3d104s1，此時處于全滿結構，能量最低，若外圍電子排布為②3d94s2時，能量增大，故C錯誤；根據洪特規則，硅原子3p軌道2個電子各占據1個軌道時能量最低，故① 狀態的能量低于
② 狀態的能量，故D錯誤。
7．下列軌道表示式能表示氧原子的最低能量狀態的是(　　)
解析：原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀態，同時需遵循泡利原理和洪特規則。B項違反了洪特規則，C項表示的是O2－，D項原子核外少了一個電子，A正確。
答案：A
8．下列原子的外圍電子排布中，哪一種狀態是基態原子的正確核外電子排布，試說明理由。
(1)氮原子
(2)鈉原子：A.3s1　B．3p1
(3)鉻原子：A.3d54s1　B．3d44s2
(4)碳原子：
答案：
(1)B　A中原子的外圍電子排布違反了洪特規則
(2)A　B中原子的外圍電子排布違反了能量最低原理
(3)A　B原子的外圍電子排布違反了洪特規則特例
(4)B　A原子外圍電子排布違反了洪特規則
解析：本題考查的是核外電子排布所遵循的原理方面的知識。根據洪特規則，電子在能量相同的各個軌道上排布時盡可能分占不同的原子軌道，且自旋方向相同，
故(1)中B項正確，(4)中B項正確；根據能量最低原理，核外電子先占有能量低的軌道，再占有能量高的原子軌道，(2)中A項正確，(3)中A項中d5為半充滿狀態，為相對穩定狀態，B項不是，所以A項正確。
9．按要求填空：
(1)基態B原子的電子排布式為________。
(2)基態N原子的外圍電子排布式為________。
(3)Se原子序數為________，其核外M層電子的排布式為________。
(4)Li3N晶體中氮以N3－存在，基態N3－的電子排布式為________。
(5)寫出基態鎵(Ga)原子的電子排布式：________________________。
(6)寫出Ni的價電子軌道表示式：________________。
(7)寫出Fe3＋的價電子軌道表示式：________________。
1s22s22p1
2s22p3
34　
3s23p63d10
1s22s22p6
1s22s22p63s23p63d104s24p1
解析：(1)B的核外有5個電子，核外電子排布式為1s22s22p1。(2)N原子最外層有5個電子，最高電子層為2，外圍電子排布式為2s22p3。(3)Se與O同主族。原子序數為34，N電子層有6個電子，故其M層排滿，電子排布式為3s23p63d10。(4)N原子電子排布式為1s22s22p3，N原子得到3個電子所得N3－的電子排布式為1s22s22p6。(5)Ga為第4周期第ⅢA族元素。故其原子最外層電子排布式為4s24p1，Ga原子電子排布式為[Ar]3d104s24p1或1s22s22p63s23p63d104s24p1。
10．現有A、B、C、D四種短周期主族元素，它們的原子序數依次增大，其中A元素原子的核外電子僅占據一種原子軌道，也是宇宙中含量最多的元素，B元素基態原子的核外p軌道電子數比s軌道電子數少1，C為金屬元素且基態原子核外p軌道電子數和s軌道電子數相等，D元素的原子核外所有p軌道全充滿或半充滿。
(1)寫出四種元素的元素符號：
A________，B________，C________，D________。
(2)寫出C、D兩種元素基態原子核外電子軌道表示式：
C________________________________________________________；
D________________________________________________________。
(3)寫出B、C兩種元素的單質在一定條件下反應的化學方程式：___________________________________________________________。
(4)寫出B元素單質和簡單氫化物的電子式：單質________，
簡單氫化物________。
H　
N　
Mg
P
∶N N∶
解析：A、B、C、D四種短周期主族元素，它們的原子序數依次增大，其中A元素原子核外電子僅占據一種原子軌道，也是宇宙中含量最多的元素，則A為氫元素；B元素基態原子的核外p軌道電子數比s軌道電子數少1，基態B原子核外電子排布式為1s22s22p3，為氮元素；C為金屬元素且基態原子核外p軌道電子數和s軌道電子數相等，由原子序數關系可知C位于第3周期，核外電子排布式為1s22s22p63s2，則C為鎂元素，D元素的原子核外所有p軌道全充滿或半充滿，且原子序數大于Mg，則核外電子排布式為1s22s22p63s23p3，D為磷元素。
(1)由上述分析可知，A為H；B為N；C為Mg；D為P。
(2)C為Mg，D為P，基態原子核外電子軌道表示式分別為
(3)鎂在氮氣中燃燒生成氮化鎂，反應的化學方程式為3Mg＋N2 Mg3N2。
(4)氮氣和氨氣的電子式分別為∶ 。(共27張PPT)
專題2　 章末共享專題
微專題一　基態原子核外電子排布規則及表示方法
1．基態原子核外電子排布原則
(1)能量最低原則
基態原子按能量由低到高的順序排布：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s……。
(2)泡利不相容原理
一個原子軌道中最多只能容納兩個電子，且這兩個電子的自旋方向必須相反。如1s2的電子排布為 ，不能為 。
(3)洪特規則
原子核外電子在能量相同的各個原子軌道上排布時，將盡可能分占不同的原子軌道，且自旋方向相同，這樣整個原子的能量最低。如2p3軌道上的電子排布為 ，不能為 或 。
能量相同的原子軌道在全充滿(如p6和d10)、半充滿(如p3和d5)和全空(如p0和d0)狀態時，體系的能量較低，原子較穩定。如Cr：3d54s1，不能為3d44s2；Cu：3d104s1，不能為3d94s2。
以上核外電子排布的三項原則并不是孤立的，而是相互聯系、相互制約的。
2．基態原子核外電子排布的表示方法
原子 結構 示意圖 意義 將每個電子層上的電子總數表示在原子核外的圖示形式
實例
電子排 布式 意義 用數字在能級符號右上角標明該能級上排布的電子數
實例 Al：1s22s22p63s23p1
價電子 排布式 意義 主族元素的價電子指最外層電子，價電子排布式即外圍電子排布式
實例 Al：3s23p1
軌道 表示式 意義 每個圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子
實例
[微訓練一]
1．下列軌道表示式正確的是(　　)
答案：B
解析：A、C項，沒有遵循洪特規則——電子在能量相同的原子軌道上排布時，應盡可能分占不同的原子軌道且自旋方向相同；D項基態銅原子價電子軌道表示式為 ，3d全充滿。
2．下列表達式錯誤的是(　　)
A．Cr的原子結構示意圖：
B．氮原子的L層電子的軌道表示式：
C．硫離子的核外電子排布式：1s22s22p63s23p6
D．碳－12原子：
解析：Cr的原子結構示意圖為： ，故A錯誤。
答案：A
3．下列電子排布式表示基態原子的核外電子排布的是(　　)
A．1s22s22p63s33p1
B．1s22s22p63s23p63d104s14p1
C．1s22s22p63s23p63d24s1
D．1s22s22p63s23p63d104s24p1
解析：1s22s22p63s33p1的電子排布式為1s22s22p63s23p2，A錯誤；該元素原子核外有30個電子，基態原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s2，而選項中的電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s14p1，是4s能級上的一個電子躍遷到4p能級上，屬于激發態原子，B錯誤；同樣違背構造原理，原子處于激發態，C錯誤；該元素原子核外有31個電子，核外電子排布滿足構造原理，能量最低，屬于基態原子，D正確。
答案：D
4．下列各元素的基態原子電子排布式或軌道表示式正確的是(　　)
A．C　
B．Cr　1s22s22p63s23p63d54s1
C．Mn2＋的外圍電子排布：3d34s2
D．Br　[Ar]4s24p5
解析：C原子軌道表示式違反了洪特規則，2p軌道上的2個電子的自旋狀態相同，A錯誤；基態Cr原子的價電子排布屬于洪特規則的特例，3d軌道處于半充滿狀態，較穩定，B正確；Mn2＋的外圍電子排布為：3d5，C錯誤；溴是35號元素，其3d軌道上的10個電子沒有表示出來，應為[Ar]3d104s24p5，D錯誤。
答案：B
5．下列原子或離子的電子排布式或軌道表示式正確的是_____(填序號，下同)，違反能量最低原則的是________，違反洪特規則的是____________，違反泡利不相容原理的是____________。
①Mg2＋：1s22s22p6　②F－：1s22s23p6
③Cr：1s22s22p63s23p63d44s2　④O：
⑤Ti：1s22s22p63s23p63d4
解析：①正確；②不正確，違反了能量最低原則，2s軌道后應排2p軌道，而不是3p軌道，正確的應為1s22s22p6；③不正確，違反洪特規則，能量相同的原子軌道在半充滿狀態時，體系的能量較低，原子較穩定，正確的應為1s22s22p63s23p63d54s1；④不正確，違反泡利不相容原理，正確的應為
⑤不正確，違反了能量最低原則，應先排4s軌道，再排3d軌道，正確的應為1s22s22p63s23p63d24s2。
①
②⑤
③
④
微專題二　第一電離能、電負性等性質的遞變規律
1．電離能的遞變規律及綜合應用
(1)遞變規律：同一周期內，元素的第一電離能呈增大的趨勢。
注意,
具有全充滿、半充滿及全空的電子構型元素穩定性較高，其第一電離能數值較大。如I1(Mg)>I1(Al)，I1(P)>I1(S)。
(2)應用：a.判斷元素的金屬性和非金屬性強弱。I1越大，元素的非金屬性越強，I1越小，元素的金屬性越強。b.判斷元素在化合物中的化合價，如K元素：I1 I22．電負性遞變規律及綜合應用
(1)遞變規律：同一周期從左到右電負性逐漸增大(0族除外)，同一主族從上到下電負性逐漸減小。
(2)應用：a.判斷元素的金屬性、非金屬性強弱。電負性越大，非金屬性越強，金屬性越弱，金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8。b.判斷化學鍵的類型。一般認為：如果兩種成鍵元素間的電負性差值大于1.7，通常形成離子鍵；若差值小于1.7，通常形成共價鍵。c.判斷元素在化合物中的價態。共價化合物中，成鍵元素電負性大的表現負價。
3．元素周期律小結
項目 同周期(以第3周期為例，從左→右) 同主族(從上→下)
原子核外電子排布 電子層數相同，最外層電子數逐漸增多，1→8(第一周期1→2) 最外層電子數相同，電子層數遞增
原子半徑 逐漸減小(0族除外) 逐漸增大
元素主要化合價 最高正價由＋1→＋7，最低負價由－4→－1 最高正價＝主族序數；非金屬最低負價＝主族序數－8
原子得、失電子能力 得電子能力逐漸增強，失電子能力逐漸減弱 得電子能力逐漸減弱，失電子能力逐漸增強
第一電離能 呈增大的趨勢(ⅡA、ⅤA族反常) 逐漸減小
電負性 逐漸增大 逐漸減小
元素金屬性、非金屬性 金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強 金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱
單質氧化性、還原性 氧化性逐漸增強，還原性逐漸減弱 氧化性逐漸減弱，還原性逐漸增強
最高價氧化物對應水化物的酸、堿性 堿性逐漸減弱，酸性逐漸增強 堿性逐漸增強，酸性逐漸減弱
非金屬氣態氫化物的穩定性 逐漸增強 逐漸減弱
[微訓練二]
1．如圖是部分短周期元素的原子序數與其某種常見化合價的關系圖，若用原子序數代表所對應的元素，則下列說法正確的是(　　)
A．31d和33d屬于同種核素
B．第一電離能：d>e，電負性：dC．氣態氫化物的穩定性：a>d>e
D．a和b形成的化合物不可能含共價鍵
答案：B
解析：短周期元素中，a為－2價，e為＋6價，均處于第ⅥA族，可推知a為O，e為S，b有＋1價，原子序數大于O，則b為Na，由原子序數可知d處于第3周期，化合價為＋5，則d為P。31P和33P質子數相同，中子數不同，是不同的核素，互為同位素，A錯誤；同周期元素從左到右第一電離能呈增大趨勢，但是P原子的3p軌道為半充滿穩定狀態，第一電離能較大，則第一電離能：P>S，電負性：PH2S>PH3，C錯誤；O和Na形成的化合物Na2O2中含有共價鍵，D錯誤。
2．已知X、Y是主族元素，I為電離能，單位是kJ·mol－1。請判斷下列說法錯誤的是(　　)

A．某原子價電子排布式為3d54s2，則其原子結構示意圖為
B．N、O兩種元素的第一電離能大小順序為I1(N)>I1(O)
C．元素甲是第3周期第ⅥA族元素，元素乙的3p能級中只有1個電子，則原子半徑：乙>甲
D．X和Y是原子序數大于4的短周期元素，且Xm＋和Yn－兩種離子的核外電子排布相同，電負性：X>Y
答案：D
解析：由核外電子排布規律知該元素原子的核外電子排布式為
1s22s22p63s23p63d54s2，確定為Mn元素，其原子結構示意圖為 ，A正確；N、O位于同周期，氮原子的2p軌道處于半充滿的穩定狀態，失電子較難，故I1(N)>I1(O)，B正確；由題意知，元素甲為S，乙原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p1，則元素乙為Al，Al的原子半徑大于S的原子半徑，C正確；Xm＋與Yn－的核外電子排布相同，X比Y更易失電子，則電負性：X3．不同元素的氣態原子失去最外層一個電子所需要的能量，設其為E，如圖所示。試根據元素在周期表中的位置，分析圖中曲線的變化特點，并完成下列問題。
(1)同主族內不同元素的E值的變化特點是______________________________。如圖中E值的變化特點體現了元素性質的________變化規律。
(2)同周期內，隨著原子序數的增大，E值增大，但個別元素的E值出現反常現象。試推測下列關系式中正確的是________。
①E(砷)>E(硒)　　　　　②E(砷)③E(溴)>E(硒) ④E(溴)(3)估計1 mol氣態鈣原子失去最外層一個電子所需能量E值的范圍：________(4)10號元素E值較大的原因是_______________________________。
隨著原子序數增大，E值變小
周期性
①③
485　
738
10號元素為氖，該元素原子的最外層電子排布已達到8電子穩定結構
解析：(1)從H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素隨原子序數的增大，E值變小，H到He、Li到Ne、Na到Ar呈現明顯的周期性變化。(2)從第2、3周期可以看出，ⅢA和ⅥA族元素比同周期相鄰兩種元素E值都低，由此可以推測出E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。(3)根據同主族、同周期E值變化規律可以推測E(K)4．下表是某些短周期元素的電負性(X)值：
(1)根據表中數據歸納元素的電負性與原子吸引電子的能力的關系是_____________________________________。
(2)試推測，周期表所列元素中除放射性元素外，電負性最小的元素與電負性最大的元素形成的化合物的電子式為________________。
元素符號 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
元素的電負性越大，原子吸引電子的能力越強
(3)已知：Cl—Br＋H—OH H—Cl＋HO—Br。
①若NCl3最初水解產物是NH3和HOCl，則X(Cl)的最小范圍為________(填表中數值)；②PCl3水解的化學方程式是______________________________________。
(4)一般認為：如果兩個成鍵元素間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵，小于1.7通常形成共價鍵，結 合問題(3)①分析，BeCl2屬于__________(填“離子化合物”或“共價化合物”)；請設計實驗加以證明：____________________________。
2.58～3.04　
PCl3＋3H2O===3HCl＋H3PO3
共價化合物　
測定熔融態的BeCl2是否導電
解析：(1)由題表中數據可知，電負性越大的元素，其非金屬性越強，在反應中越易得到電子。
(2)周期表中電負性最小的元素(除放射性元素外)為Cs，電負性最大的元素為F，二者形成的化合物的電子式為
(3)①NCl3最初水解產物是NH3和HOCl，在NCl3中，N元素的化合價為－3價，Cl元素的化合價為＋1價，說明N元素得電子的能力大于Cl元素，則Cl元素的電負性小于N元素的電負性，S與Cl元素在同一周期，同一周期元素從左到右，元素的電負性逐漸增強，則Cl元素的電負性大于S元素的電負性，故Cl元素的電負性值范圍為2.58～3.04；②Cl元素的電負性大于P元素，PCl3中P為＋3價，Cl為－1價，則PCl3水解的化學方程式是PCl3＋3H2O===3HCl＋H3PO3。
(4)Be的電負性為1.57，Cl元素的電負性介于2.58～3.04之間，則兩元素電負性差值小于1.7，所以BeCl2為共價化合物，此性質可利用其在熔融狀態下不導電證明。
5．在元素周期表前四周期中，有A、B、C、D四種元素，它們的原子序數依次增大，A原子有3個未成對電子；B元素原子次外層有8個電子，1 mol B單質與足量鹽酸反應可生成1 mol H2，B單質不易與冷水反應；C元素的＋3價離子的d軌道是半充滿的；D元素易形成－1價離子。
(1)填寫下表：
元素 A B C D
名稱、符號
電子排布式
軌道表示式
屬于哪個區
(2)A元素位于第____周期____族，A的最高價氧化物分子式為________，對應水化物分子式為________，A的簡單氣態氫化物分子式為________。
(3)B元素位于第________周期________族，B單質在A單質中燃燒的
化學方程式為__________________________________________，
燃燒產物與水反應的化學方程式為____________________________。
2
ⅤA
N2O5
HNO3
NH3
3
ⅡA　
Mg3N2＋6H2O===3Mg(OH)2↓＋2NH3↑
(4)C元素位于第___周期____族，C2＋的電子排布式為____________，在含C2＋的水溶液中，滴入氯水后再滴入數滴KSCN溶液，現象是___________，上述反應的離子方程式為________________________、________________________。在含C3＋的水溶液中加足量鐵粉充分振蕩后，滴入KSCN溶液，現象是_________________，上述反應的離子方程式為____________________________。
(5)D元素位于第________周期________族，在C2＋與D－形成的化合物的水溶液中，滴入足量氯水，反應的化學方程式為_____________________________。
(6)四種元素中電負性最小的元素是________(用元素符號表示，下同)，第一電離能最大的元素是_____。A、B兩種元素的原子半徑大小關系是________，單核離子的離子半徑大小是________。
4
Ⅷ
1s22s22p63s23p63d6　
溶液變紅色
2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－
Fe3＋+3SCN－===Fe(SCN)3
溶液不變紅色
2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋　
4
ⅦA　
2FeBr2＋3Cl2===2FeCl3＋2Br2
Mg　
N
Mg>N
Mg2＋解析：A原子有3個未成對電子，其價電子排布為2s^〖2〗 2p^〖3〗〗或3s23p3；1 mol B與鹽酸反應產生1 mol H2，B為ⅡA族元素Mg或Ca，又由于B比A的原子序數大且不易與冷水反應，則B為Mg元素，那么A為氮元素。C元素的＋3價離子的d軌道是半充滿的即3d5，那么它的原子的價電子排布式為3d64s2，C為鐵元素；D元素在第4周期(原子序數比C大)且易形成－1價陰離子，它是溴元素。推出了A、B、C、D四種元素，則(1)～(6)小題可依次推理作答。

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