第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)-2023-2024學(xué)年高二化學(xué)單元速記巧練（人教版2019選擇性必修2）（教師版）

第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)必背知識清單01必背知識清單01能層與能級1.能層①定義：核外電子按能量不同分成能層。②電子的能層由內(nèi)向外排序，其序號、符號以及所能容納的最多電子數(shù)及能層的能量與能層離原子核距離的關(guān)系：能層一二三四五六七符號KLMNOPQ最多電子數(shù)281832507298離核遠(yuǎn)近近遠(yuǎn)能量高低低高即能層越高，電子的能量越高，離原子核越遠(yuǎn)。2.能級①定義：同一能層的電子，還被分成不同能級。②能級的符號和所能容納的最多電子數(shù)如下表：能層12345能層符號KLMNO能級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p……最多電子數(shù)226261026101426281832……2n23.能層與能級的有關(guān)規(guī)律（1）能級的個數(shù)=所在能層的能層序數(shù)。（2）能級的字母代號總是以s、p、d、f排序，字母前的數(shù)字是它們所處的能層序數(shù)，它們可容納的最多電子數(shù)依次為自然數(shù)中的奇數(shù)序列1，3，5，7…的2倍。即s級最多容納2個電子，p級最多容納6個電子，d級最多容納10個電子，f級最多容納14個電子。（3）英文字母相同的不同能級中所能容納的最多電子數(shù)相同。例如，1s、2s、3s、4s…能級最多都只能容納2個電子。（4）每一能層最多容納電子數(shù)為2n2（n為能層序數(shù)）。（5）f能級的最小能層為4，d能級的最小能層為3。（6）能級能量大小的比較：先看能層，一般情況下，能層序數(shù)越大，能量越高；再看同一能層各能級的能量順序?yàn)椋篍(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)……。（7）不同能層中同一能級，能層序數(shù)越大，能量越高。例如：E(1s)<E(2s)<E(3s)。（8）不同原子同一能層，同一能級的能量大小不同。例如：Ar的1s能級的能量≠S的1s能級的能量。必背知識清單02必背知識清單02基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜1.基態(tài)原子與激發(fā)態(tài)原子(1)基態(tài)原子：處于最低能量狀態(tài)的原子。(2)激發(fā)態(tài)原子：基態(tài)原子吸收能量，電子會躍遷到較高能級，變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子。(3)基態(tài)、激發(fā)態(tài)相互間轉(zhuǎn)化的能量變化2.原子光譜(1)光譜的成因及分類①電子從較高能量的激發(fā)態(tài)躍遷到較低能量的激發(fā)態(tài)乃至基態(tài)時，將釋放能量；反之，將吸收能量。光(輻射)是電子釋放能量的重要形式之一。②電子的躍遷是物理變化(未發(fā)生電子轉(zhuǎn)移)，而原子得失電子時發(fā)生的是化學(xué)變化。③一般在能量相近的能級間發(fā)生電子躍遷。(2)光譜分析：在現(xiàn)代化學(xué)中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素。必背知識清單03必背知識清單03構(gòu)造原理與電子排布式1.構(gòu)造原理(1)內(nèi)容：以光譜學(xué)事實(shí)為基礎(chǔ)，從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入能級的順序稱為構(gòu)造原理。(2)構(gòu)造原理示意圖：圖中用小圓圈表示一個能級，每一行對應(yīng)一個能層，箭頭引導(dǎo)的曲線顯示遞增電子填入能級的順序。注：電子填充的常見一般規(guī)律：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s(3)能級交錯：構(gòu)造原理告訴我們，隨核電荷數(shù)遞增，電子并不總是填滿一個能層后再開始填入下一個能層的。這種現(xiàn)象被稱為能級交錯。注：①構(gòu)造原理呈現(xiàn)的能級交錯源于光譜學(xué)事實(shí)，是經(jīng)驗(yàn)的，而不是任何理論推導(dǎo)的結(jié)果。構(gòu)造原理是一個思維模型，是個假想過程。②能級交錯現(xiàn)象是電子隨核電荷數(shù)遞增而出現(xiàn)的填入電子順序的交錯，并不意味著先填的能級能量一定比后填的能級能量低2.電子排布式(1)定義：電子排布式是用核外電子分布的能級及各能級上的電子數(shù)來表示電子排布的式子。(2)表示方法：(3)書寫方法——“三步法”（構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的主要依據(jù)）第一步：按照構(gòu)造原理寫出電子填入能級的順序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s第二步：根據(jù)各能級容納的電子數(shù)填充電子。第三步：去掉空能級，并按照能層順序排列即可得到電子排布式。注：在書寫電子排布式時，一般情況下，能層低的能級要寫在左邊，而不是按構(gòu)造原理的順序?qū)憽?4)在得出構(gòu)造原理之前，由原子光譜得知有些過渡金屬元素基態(tài)原子電子排布不符合構(gòu)造原理，如Cr和Cu的最后兩個能級的電子排布分別為3d54s1和3d104s1。由此可見，構(gòu)造原理是被理想化了的。(5)簡化電子排布式①定義：將原子中已經(jīng)達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分，用相應(yīng)的稀有氣體元素符號外加方括號表示的式子稱為簡化電子排布式。②表示方法：如氮、鈉、鈣的簡化電子排布式分別為[He]2s22p3、[Ne]3s1、[Ar]4s2。(6)價層電子排布式①價電子層的定義：為突出化合價與電子排布的關(guān)系，將在化學(xué)反應(yīng)中可能發(fā)生電子變動的能級稱為價電子層(簡稱價層)。②價電子的位置：對于主族元素和零族元素來說，價電子就是最外層電子。表示方法：nsx或nsxnpy對于副族和第VIII族元素來說，價電子除最外層電子外，還可能包括次外層電子。表示方法：(n1)dxnsy或ndx(鈀4d10)或(n2)fx(n1)dynsz或(n2)fxnsy③舉例：元素周期表中給出了元素的價層電子排布式。如Cl的價層電子排布式為3s23p5，Cr的價層電子排布式為3d54s1。必背知識清單04必背知識清單04電子云與原子軌道1.電子云(1)概率密度：用P表示電子在某處出現(xiàn)的概率，V表示該處的體積，則稱為概率密度，用ρ表示。(2)電子云：由于核外電子的概率密度分布看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云。換句話說，電子云是處于一定空間運(yùn)動狀態(tài)的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述。注：①電子云圖表示電子在核外空間出現(xiàn)概率的相對大小。電子云圖中小點(diǎn)越密，表示電子出現(xiàn)的概率越大。②電子云圖中的小點(diǎn)并不代表電子，小點(diǎn)的數(shù)目也不代表電子實(shí)際出現(xiàn)的次數(shù)。③電子云圖很難繪制，使用不方便，故常使用電子云輪廓圖。(3)電子云輪廓圖：①繪制電子云輪廓圖的目的：表示電子云輪廓的形狀，對核外電子的空間運(yùn)動狀態(tài)有一個形象化的簡便描述。例如，繪制電子云輪廓圖時，把電子在原子核外空間出現(xiàn)概率P=90%的空間圈出來②s電子、p電子的電子云輪廓圖s電子的電子云輪廓圖：所有原子的任一能層的s電子的電子云輪廓圖都是球形，只是球的半徑不同。同一原子的能層越高，s電子云的半徑越大，如下圖所示。這是由于1s、2s、3s……電子的能量依次增高，電子在離核更遠(yuǎn)的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴(kuò)展。圖：同一原子的s電子的電子云輪廓圖p電子的電子云輪廓圖：p電子云輪廓圖是啞鈴狀的。每個p能級都有3個相互垂直的電子云，分別稱為px、py，和pz，右下標(biāo)x、y、z分別是p電子云在直角坐標(biāo)系里的取向，如圖所示。p電子云輪廓圖的平均半徑隨能層序數(shù)的增大而增大。圖：px、py、pz的電子云輪廓圖2.原子軌道(1)定義：電子在原子核外的一個空間運(yùn)動狀態(tài)稱為一個原子軌道。(2)原子軌道eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(軌道形狀\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(s電子的原子軌道呈球形對稱,p電子的原子軌道呈啞鈴形)),各能級上的原子軌道數(shù)目\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(s能級1個,p能級3個,d能級5個,f能級7個,……)),能量關(guān)系\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(①相同能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同一能層內(nèi)形狀相同而伸展方向不同的原,子軌道的能量相等，如2px、2py、2pz軌道的,能量相等))))(3)各能級所含原子軌道的數(shù)目能級符號nsnpndnf軌道數(shù)目1357必背知識清單05必背知識清單05泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理1.電子自旋（1）定義：電子除空間運(yùn)動狀態(tài)外，還有一種狀態(tài)叫做自旋。電子自旋可以比喻成地球的自轉(zhuǎn)。（2）兩種取向及表示方法：電子自旋在空間有順時針和逆時針兩種取向。常用方向相反的箭頭“↑”和“↓”表示自旋狀態(tài)相反的電子。注：①自旋是微觀粒子普遍存在的一種如同電荷、質(zhì)量一樣的內(nèi)在屬性。②能層、能級、原子軌道和自旋狀態(tài)四個方面共同決定電子的運(yùn)動狀態(tài)，電子能量與能層、能級有關(guān)，電子運(yùn)動的空間范圍與原子軌道有關(guān)③一個原子中不可能存在運(yùn)動狀態(tài)完全相同的2個電子。2、泡利原理每個原子軌道里最多只能容納__2__個電子，且自旋狀態(tài)_相反_。如2s軌道上的電子排布為，不能表示為。3，電子排布的軌道表示式(1)含義：軌道表示式(又稱電子排布圖)是表述電子排布的一種圖式。舉例：如氫和氧的基態(tài)原子的軌道表示式：(2)書寫要求：①在軌道表示式中，用方框(也可用圓圈)表示原子軌道，1個方框代表1個原子軌道，通常在方框的下方或上方標(biāo)記能級符號。②不同能層及能級的原子軌道的方框必須分開表示，能量相同（同一能層相同能級）的原子軌道(簡并軌道)的方框相連。③箭頭表示一種自旋狀態(tài)的電子，“↑↓”稱電子對，“↑”或“↓”稱單電子(或稱未成對電子);箭頭同向的單電子稱自旋平行，如基態(tài)氧原子有2個自旋平行的2p電子。④軌道表示式的排列順序與電子排布式順序一致，即按能層順序排列。有時畫出的能級上下錯落，以表達(dá)能量高低不同。⑤軌道表示式中能級符號右上方不能標(biāo)記電子數(shù)。(3)書寫方法：以Si原子為例，說明軌道表示式中各部分的含義：4.洪特規(guī)則(1)內(nèi)容：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個軌道，且自旋狀態(tài)相同。如2p3的電子排布為，不能表示為或。注：①洪特規(guī)則只針對電子填入簡并軌道而言，并不適用于電子填入能量不同的軌道。②當(dāng)電子填入簡并軌道時，先以自旋平行依次分占不同軌道，剩余的電子再以自旋相反依次填入各軌道。(2)特例：當(dāng)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(tài)(p0、d0、f0)時，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性。舉例：如基態(tài)24Cr的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1，為半充滿狀態(tài)，易錯寫為1s22s22p63s23p63d44s2；基態(tài)29Cu的電子排布式為[Ar]3d104s1，易錯寫為[Ar]3d94s2。5.能量最低原理(1)內(nèi)容：在構(gòu)建基態(tài)原子時，電子將盡可能地占據(jù)能量最低的原子軌道，使整個原子的能量最低，這就是能量最低原理。(2)說明：①基態(tài)原子的能量最低，故基態(tài)原子的電子排布是能量最低的原子軌道組合。②整個原子的能量由核電荷數(shù)、電子數(shù)和電子狀態(tài)三個因素共同決定，相鄰能級能量相差很大時，電子填入能量低的能級即可使整個原子能量最低(如所有主族元素的基態(tài)原子);而當(dāng)相鄰能級能量相差不太大時，有1~2個電子占據(jù)能量稍高的能級可能反而降低了電子排斥能而使整個原子能量最低(如所有副族元素的基態(tài)原子)。③基態(tài)原子的核外電子排布遵循泡利原理、洪特規(guī)則和能量最低原理。必背知識清單06原子結(jié)構(gòu)與元素周期表必背知識清單06原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1.元素周期律（1）定義：元素的性質(zhì)隨原子的核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性遞變，這一規(guī)律叫做元素周期律（2）實(shí)質(zhì)：元素性質(zhì)的周期性變化是元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結(jié)果。2.元素周期系定義：元素按其原子核電荷數(shù)遞增排列的序列稱為元素周期系。這個序列中的元素性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的重復(fù)。3.元素周期表（1）含義：元素周期表是呈現(xiàn)元素周期系的表格。（2）元素周期系與元素周期表的關(guān)系：注：①門捷列夫提出的原子序數(shù)是按相對原子質(zhì)量從小到大的順序?qū)υ剡M(jìn)行編號②原子序數(shù)是按照元素核電荷數(shù)由小到大的順序給元素編號而得到的序數(shù)。③原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)4.元素周期表的結(jié)構(gòu)（1）原子核外電子排布與周期的劃分周期外圍電子排布各周期增加的能級元素種類第ⅠA族0族最外層最多容納電子數(shù)一1s11s221s2二2s12s22p682s、2p8三3s13s23p683s、3p8四4s14s24p684s、3d、4p18五5s15s25p685s、4d、5p18六6s16s26p686s、4f、5d、6p32七7s17s27p687s、5f、6d、7p32（2）核外電子排布與族的關(guān)系①價電子：主族元素的價電子為該元素原子的最外層電子。如堿金屬元素原子的價電子排布為ns1。副族元素的價電子與其最外層電子和次外層電子有關(guān)(鑭系、錒系元素還與次次外層的f電子有關(guān))。如鐵元素的價電子排布式為3d64s2。②主族元素的族序數(shù)=原子的最外層電子數(shù)。同主族元素原子的價電子排布相同，價電子全部排布在ns或nsnp能級上。主族序數(shù)ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA價電子構(gòu)型ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5③稀有氣體元素的價電子排布為ns2np6(He為1s2)。④過渡元素(副族和第Ⅷ族)同一縱列原子的價電子排布基本相同。族序數(shù)ⅢBⅣB…ⅦB價電子構(gòu)型(n1)d1ns2(n1)d2ns2…(n1)d5ns2族序數(shù)ⅧⅠBⅡB價電子構(gòu)型(n1)d6~8ns2(n1)d10ns1(n1)d10ns2第ⅢB族~ⅦB族可失去ns和(n1)d能級上的全部電子，最高正價數(shù)=族序數(shù)。第Ⅷ族可失去最外層的s電子和次外層的部分(n1)d電子，其最高正價一般低于族序數(shù)(8)，只有Ru和Os可表現(xiàn)出+8價。第ⅠB族可失去ns電子和部分(n1)d電子，所以第ⅠB族的族數(shù)<最高正價，第ⅡB族只失去ns2電子，第ⅡB族的族序數(shù)=其最高正價。5.根據(jù)構(gòu)造原理得出的核外電子排布與周期中元素種類數(shù)的關(guān)系各周期總是從ns能級開始、以np結(jié)束(第一周期除外，第一周期從1s1開始，以1s2結(jié)束)，中間按照構(gòu)造原理依次排滿各能級。而從ns能級開始以np結(jié)束遞增的核電荷數(shù)(或電子數(shù))就等于每個周期里的元素?cái)?shù)，具體數(shù)據(jù)如下：6.元素周期表的分區(qū)（1）按電子排布分區(qū)①按核外電子排布式中最后填入電子的能級符號可將元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分為s、p、d、f4個區(qū)，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外電子因先填滿了(n1)d能級而后填充ns能級而得名ds區(qū)。這5個區(qū)的位置關(guān)系如圖所示。②各區(qū)元素原子的價層電子排布、元素的位置及類別分區(qū)元素位置價層電子排布式元素種類及性質(zhì)特點(diǎn)s區(qū)IA族、ⅡA族ns12原子的核外電子最后排布在ns能級上，屬于活潑金屬元素(H除外)，為堿金屬元素和堿土金屬元素p區(qū)ⅢA~ⅦA族及0族ns2np16(He除外)原子的核外電子最后排布在np能級(He為s能級)上，為非金屬元素和少數(shù)金屬元素d區(qū)ⅢB~ⅦB族(鑭系、錒系除外)以及Ⅷ族(n1)d19ns12(Pd除外)為過渡金屬元素，原子的核外電子最后排布在(n1)d能級上，d軌道可以不同程度地參與化學(xué)鍵的形成ds區(qū)IB族、ⅡB族(n1)d10ns12為過渡金屬元素，核外電子先填滿(n1)d能級而后再填充ns能級，由于d軌道已填滿電子，因此d軌道一般不參與化學(xué)鍵的形成f區(qū)鑭系和錒系(n2)f014(n1)d02ns2鑭系元素化學(xué)性質(zhì)相似；錒系元素化學(xué)性質(zhì)相似（2）按金屬元素與非金屬元素分區(qū)①金屬元素、非金屬元素在元素周期表中的位置沿著周期表中硼、硅、砷、碲、砹、與鋁、鍺、銻、釙、之間畫一條線，線的左邊是金屬元素(氫除外)，線的右邊是非金屬元素。非金屬元素要集中在元素周期表右上角的三角區(qū)內(nèi)(如圖)。②金屬與非金屬交界處元素的性質(zhì)特點(diǎn)在元素周期表中位于金屬和非金屬分界線上的元素兼有金屬和非金屬的性質(zhì)，位于此處的元素(如硼、硅、鍺、砷、銻等)常被稱為半金屬或類金屬(一般可用作半導(dǎo)體材料)。7.對角線規(guī)則某些主族元素與右下方的主族元素的某些性質(zhì)是相似的，這種相似性稱之為對角線規(guī)則。如Li和Mg在過量的氧氣中燃燒生成正常氧化物，而不是過氧化物。必背知識清單07必背知識清單07元素周期律一.原子半徑1.影響原子半徑大小的因素：電子的能層數(shù)和核電荷數(shù)。2.影響方式：注：因?yàn)橄∮袣怏w元素與其他元素的原子半徑的判定依據(jù)不同，一般不將其原子半徑與其他原子的半徑相比較。3.微粒半徑大小比較原子半徑大小的比較方法①同周期元素，隨著原子序數(shù)遞增，其原子半徑逐漸減小(稀有氣體元素除外)。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)②同主族元素，隨著電子層數(shù)遞增，其原子半徑逐漸增大。例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)③不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某種原子參照比較。例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，則r(K)>r(Al)（2）離子半徑大小的比較方法①同種元素的粒子半徑，陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子。例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)②電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒，核電荷數(shù)越大，半徑越小。例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)③帶相同電荷的離子，電子層數(shù)越多，半徑越大。例：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)④核電荷數(shù)、電子層數(shù)均不同的離子可選一種離子參照比較。例：比較r(K＋)與r(Mg2＋)可選r(Na＋)為參照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)二.電離能1.第一電離能（1）定義：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。（2）符號和單位：常用符號I表示，常用單位是kJ·mol1（3）意義：衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去一個電子；第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個電子。（4）變化規(guī)律①每個周期的第一種元素(氫和堿金屬)第一電離能最小，稀有氣體元素原子的第一電離能最大，同周期中從左到右元素的第一電離能呈增大的趨勢。②同主族元素原子的第一電離能從上到下逐漸減小。③同一周期中，第ⅡA族元素的第一電離能比第ⅢA族元素的第一電離能要大，第ⅤA族元素的第一電離能比第ⅥA族元素的第一電離能要大，這是因?yàn)榈冖駻族元素的最外層p軌道全空，第ⅤA族元素的最外層p軌道半滿，全空和半滿狀態(tài)相對穩(wěn)定?？傊?，第一電離能的周期性遞變是原子半徑、核外電子排布周期性變化的結(jié)果。2.逐級電離能（1）含義：原子的+1價氣態(tài)基態(tài)離子再失去1個電子所需要的最低能量叫做第二電離能，依次類推。可以表示為M(g)=M+(g)+eI1(第一電離能)M+(g)=M2+(g)+eI2(第二電離能)M2+(g)=M3+(g)+eI3(第三電離能)（2）變化規(guī)律①同一元素的逐級電離能是逐漸增大的，即I1<I2<I3<…②當(dāng)相鄰逐級電離能突然變大時，說明失去的電子所在電子層發(fā)生了變化3.電離能的應(yīng)用（1）推斷元素原子的核外電子排布例如：Li的逐級電離能I1《I2<I3，表明Li原子核外的三個電子排布在兩個能層(K、L能層)上，且最外層上只有一個電子（2）判斷主族元素的最高正化合價或最外層電子數(shù)如果電離能在In與In+1之間發(fā)生突變，則元素的原子易形成+n價離子而不易形成+(n+1)價離。如果是主族元素，則其最外層有n個電子，最高正化合價為+n(O、F除外)。（3）判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱I1越大，元素的非金屬性越強(qiáng)(稀有氣體元素除外);I1越小，元素的金屬性越強(qiáng)。三.電負(fù)性1.鍵合電子:元素相互化合時，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。2.電負(fù)性（1）定義：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小（2）意義：電負(fù)性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。（3）大小的標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，得出各元素的電負(fù)性。（4）變化規(guī)律：一般來說，同周期元素從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大；同族元素從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。金屬元素的電負(fù)性較小，非金屬元素的電負(fù)性較大。電負(fù)性最大的是氟，最小的是銫。（5）應(yīng)用①判斷元素的金屬性或非金屬性強(qiáng)弱I、金屬元素的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬元素的電負(fù)性一般大1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。注：不能把電負(fù)性1.8作為劃分金屬元素和非金屬元素的絕對標(biāo)準(zhǔn)II、金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。②判斷化合物的類型如H的電負(fù)性為2.1，Cl的電負(fù)性為3.0，Cl的電負(fù)性與H的電負(fù)性之差為3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl為共價化合物；如Al的電負(fù)性為1.5，Cl的電負(fù)性與Al的電負(fù)性之差為3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3為共價化合物；同理，BeCl2也是共價化合物。③判斷元素的化合價I、電負(fù)性小的元素易呈現(xiàn)正價II、電負(fù)性大的元素易呈現(xiàn)負(fù)價④解釋對角線規(guī)則利用電負(fù)性可以解釋對角線規(guī)則，如LiMg、BeAl、BSi，由于它們的電負(fù)性分別接近，對鍵合電子的吸引力相當(dāng)，故表現(xiàn)出相似的性質(zhì)。（6）電負(fù)性與第一電離能的關(guān)系電負(fù)性用于衡量原子吸引鍵合電子的能力，電負(fù)性大的原子吸引電子的能力強(qiáng)，所以一般來說，電負(fù)性大的原子對應(yīng)元素的第一電離能也大。一、核外電子排布常見錯誤(1)在寫基態(tài)原子的軌道表示式時，常出現(xiàn)以下錯誤：(2)當(dāng)出現(xiàn)d軌道時，雖然電子按ns、(n－1)d、np的順序填充，但在書寫電子排布式時，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，失電子時，先失4s軌道上的電子，如Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5。(3)注意比較原子核外電子排布式、簡化電子排布式、原子外圍電子或價電子排布式的區(qū)別與聯(lián)系。如Cu的電子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；簡化電子排布式：[Ar]3d104s1；外圍電子或價電子排布式：3d104s1?！镜淅?】下列基態(tài)電子排布式中錯誤的是A．Ne、1s22s22p6 B．S2、1s22s22p63s23p6C．Ca2+、1s22s22p63s23p6 D．F、1s22s12p6【答案】D【詳解】A．Ne是10號元素，根據(jù)構(gòu)造原理，可知基態(tài)Ne原子核外電子排布式是1s22s22p6，A正確；B．S2是S原子獲得2個電子形成的，根據(jù)構(gòu)造原理可知基態(tài)S2核外電子排布式是1s22s22p63s23p6，B正確；C．Ca是20號元素，根據(jù)構(gòu)造原理可知基態(tài)Ca原子核外電子排布式是1s22s22p63s23p64s2，Ca2+是Ca失去最外層的2個4s電子形成的，則其核外電子排布式是1s22s22p63s23p6，C正確；D．F是9號元素，根據(jù)構(gòu)造原理可知基態(tài)F原子核外電子排布式是1s22s22p5，D錯誤；故合理選項(xiàng)是D?！镜淅?】下列基態(tài)原子的電子排布式或電子排布圖，正確的是A．12Mg原子： B．8O原子：C．24Cr原子：[Ar]3d44s2 D．26Fe2+離子：[Ar]3d6【答案】D【詳解】A．12Mg原子核外電子排布圖為：，違反了泡利不相容原理，故A錯誤；B．8O原子核外電子排布圖為：，違反了洪特規(guī)則，故B錯誤；C．鉻是24號元素，其原子核外有24個電子，根據(jù)核外電子排布規(guī)律可知其基態(tài)核外電子排布式為：[Ar]3d54s1或者1s22s22p63s23p63d54s1，故C錯誤；D．鐵原子核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2，所以亞鐵離子的核外電子排布式為[Ar]3d6，故D正確；答案選D。二、原子核外電子排布的幾種表示電子排布式含義用數(shù)字在能級符號右上角標(biāo)明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式意義能直觀反映出核外的電子層、能級及各能級上的電子數(shù)實(shí)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(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體元素符號外加方括號表示意義避免書寫電子排布式過于繁瑣實(shí)例K：[Ar]4s1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意義能直觀反映出電子的排布情況及電子的自旋狀態(tài)實(shí)例Al：【典例3】請根據(jù)構(gòu)造原理，按要求寫出下列電子排布式或原子結(jié)構(gòu)示意圖：(1)16S的電子排布式_______。(2)10Na的次外層電子排布式_______。(3)20Ca的最高能層的電子排布式_______。(4)26Fe的簡化電子排布式_______。(5)27Co的原子結(jié)構(gòu)示意圖_______。(6)26Fe3+的電子排布式_______。(7)33As的簡化電子排布式為_______?！敬鸢浮?1)1s22s22p63s23p4(2)2s22p6(3)4s2(4)[Ar]3d64s2(5)(6)1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5(7)[Ar]3d104s24p3【解析】（1）16S核外有16個電子，排布式為1s22s22p63s23p4；（2）10Na的核外電子排布式為1s22s22p63s1，則此外層為2s22p6；（3）20Ca的核外電子排布式為1s22s22p63s23p64s2，最高能層為第4層，電子排布式為4s2；（4）26Fe核外有26個電子，簡化電子排布式為[Ar]3d64s2；（5）27Co核外有27個電子，核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d74s2，所以原子結(jié)構(gòu)示意圖為；（6）26Fe的核外電子排布式為[Ar]3d64s2，失去最外層中3個電子后形成26Fe3+，所以26Fe3+的電子排布式為1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5；（7）33As核外有33個電子，簡化電子排布式為[Ar]3d104s24p3?！军c(diǎn)睛】根據(jù)原子核外電子的排布規(guī)律和構(gòu)造原理書寫原子的電子排布式，應(yīng)注意從3d能級開始出現(xiàn)“能級交錯”現(xiàn)象。而且要看清題目的要求“最外層”還是“M層”“簡化”等要求，其中陽離子的電子式是在原子的基礎(chǔ)上先失去最外層電子。而不是完全按照填充順序逆向進(jìn)行。在書寫原子結(jié)構(gòu)示意圖時，注意非主族元素，應(yīng)該先寫出電子排布式，再根據(jù)電子排布式寫出原子結(jié)構(gòu)示意圖。三、周期表的分區(qū)與原子的價電子排布的關(guān)系分區(qū)元素位置價層電子排布式特點(diǎn)s區(qū)IA族、ⅡA族ns12族序數(shù)=最外層電子數(shù)=價層電子數(shù)p區(qū)ⅢA~ⅦA族及0族ns2np16(He除外)d區(qū)ⅢB~ⅦB族(鑭系、錒系除外)以及Ⅷ族(n1)d19ns12(Pd除外)價層電子數(shù)=族序數(shù)，Ⅷ族第1列元素的價電子數(shù)=族序數(shù)Ⅷ族第2列元素的價電子數(shù)為9Ⅷ族第3列元素的價電子數(shù)為10ds區(qū)IB族、ⅡB族(n1)d10ns12（n1）d軌道為全充滿狀態(tài)，族序數(shù)=最外層ns軌道上的電子數(shù)f區(qū)鑭系和錒系(n2)f014(n1)d02ns2鑭系元素化學(xué)性質(zhì)相似；錒系元素化學(xué)性質(zhì)相似總結(jié)：對于主族和0族元素而言，價層電子數(shù)=ns能級上的電子數(shù)或ns+np能級上的電子總數(shù)對于副族（鑭系和錒系除外）和第VIII族而言，價層電子數(shù)=(n1)d+ns能級上的電子總數(shù)【典例4】下列各組中的X和Y兩種元素，在周期表中一定位于同一族的是A．X原子的核外電子排布式為1s1，Y原子的外圍電子排布式為B．X原子的核外電子排布式為，Y原子的核外電子排布式為C．X原子2p能級上有三個電子，Y原子的3p能級上有三個電子D．X原子核外M層上僅有兩個電子，Y原子核外N層上也僅有兩個電子【答案】C【詳解】A．X原子的核外電子排布式為1s1，則X為H，為IA族元素，Y原子的外圍電子排布式為，則Y為Cu，為IB族元素，故A錯誤；B．X為He，Y為Be，分別為0族、IIA族元素，故B錯誤；C．2p軌道上只有三個電子的X為N，3p軌道上只有三個電子的Y為P，二者位于周期表同一主族，故C正確；D．原子核外M層上僅有兩個電子的X為Mg元素，原子核外N層上僅有兩個電子的Y可能為Ca、Sc、Ti、V、Fe、Co、Ni、Zn等元素，不一定同族，故D錯誤；故選C?！镜淅?】已知某元素+3價離子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d3，該元素在周期表中的位置正確的是A．第三周期第IIIB族，d區(qū) B．第三周期第IVB族，d區(qū)C．第四周期第VB族，d區(qū) D．第四周期第VIB族，d區(qū)【答案】D【詳解】某元素+3價離子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d3，則該元素原子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1，該元素的最高能層為第四能層，所以是第四周期元素，價電子排布為3d54s1，所以是VIB族元素，位于d區(qū)，選D。四、微粒半徑大小的比較方法一看電子層數(shù)：最外層電子數(shù)相同時，電子層數(shù)越多，半徑越大。二看核電荷數(shù)：當(dāng)電子層結(jié)構(gòu)相同時，核電荷數(shù)越大，半徑越小。三看核外電子數(shù)：當(dāng)電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時，核外電子數(shù)越多，半徑越大?！镜淅?】下列性質(zhì)的比較正確的是A．單質(zhì)的熔點(diǎn)：Li>Na>K>Rb B．電負(fù)性：P>N>O>CC．第一電離能：Na<Mg<Al<Si D．微粒半徑：Li+<O2<F<Na+【答案】A【詳解】A．同主族的金屬元素從上到下，金屬原子的價層電子數(shù)不變，原子半徑逐漸增大，金屬鍵逐漸減弱，金屬熔點(diǎn)逐漸降低，故A正確；B．元素的非金屬性越強(qiáng)，電負(fù)性越大，電負(fù)性O(shè)>N>P>C，故B錯誤；C．同周期元素第一電離能呈增大趨勢，但I(xiàn)IA和VA族為全滿和半滿穩(wěn)定狀態(tài)，第一電離能反常的比相鄰下一主族大，故第一電離能Na<Al<Mg<Si，故C錯誤；D．微粒的電子層數(shù)越多原子半徑越大，電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越多半徑越小，微粒半徑Li+<Na+<F?<O2?，故D錯誤；故選：A。五、電離能規(guī)范答題的兩個類型1.電離能與原子結(jié)構(gòu)答題策略：從原子核對最外層電子的吸引力來判斷。答題模板：A原子比B原子的半徑大，且A原子的核電荷數(shù)比B原子的小，所以A原子對最外層電子的吸引力小于B，故第一電離能A小于B。2.電離能與半充滿、全充滿答題策略：能量相同的原子軌道在全充滿(p6