B.形状相同的原子轨道能量的高低顺序为：
1s<2s<3s<4s……；
C.能层和形状相同的原子轨道的能量相同，如2px、2py、2px轨道的能量是相等的，同理，
同能层d能级的5个轨道的能量相同，同能层f能级的7个轨道的能量也相同；
【同一能层中的同一能级中所有轨道能量相同】
六、泡利原理和洪特规则
1.原子核外电子的排布规律
①能量最低原理lowestenergyprinciple
原子核外电子先占有能量低的轨道，然后再依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子
处于最低的能量状态，原子轨道能量的高低依据构造原理来判断；
②泡利原理Pauliexclusionprinciple
每个原子轨道中最多容纳2个电子，通常称为电子对.量子力学告诉我们，电子除了空间
运动状态外，还有一种状态叫做自旋.电子自旋可比喻成地球的自转.电子的自旋有顺时针
和逆时针两种相反的状态，常用上下箭头“↓”“↑”表示；在一个原子轨道里，最多只
能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反，这个原理由泡利首先提出，称为泡利原理.
【电子自旋（spinoftheelectron）是电子的基本性质之一，属于量子物理学科.电子自旋先由实验
上发现，然后才由狄拉克（Dirac）方程从理论上导出的】
③洪特规则Hund’srule
当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而
且自旋状态相同，这个规则是由洪特首先提出的，称为洪特规则Hund’srule，这样整个原
子的能量最低；
④洪特规则的特例
在等价轨道（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（p0、
d0、f0）状态时，具有较低的能量和较大的稳定性，可以理解为洪特规则的特例；例如：
铬（24Cr）：
[Ar]3d54s1正确，[Ar]3d44s2错误；铜（29Cu）：
[Ar]3d104s1正确，[Ar]3d94s2错误；
2.电子排布图
原子核外电子排布可利用电子排布图来表示，这是用方框和箭头表明核外电子排布的另一种
方法，也叫轨道表示式；每一个方框表示一个轨道，能量相同的轨道连在一起，与电子排布
式相比，它具有轨道上自旋方向和成键时电子变化明晰的特点，但是稍微麻烦些，书写时先
写元素符号，再根据能量最低原理、泡利原理、洪特规则等书写，例如：
1.2原子结构与元素性质Atomicstructure&thepropertiesoftheelements
一、原子结构与元素周期表
1.元素周期系theperiodicsystemoftheelements
①元素周期系的形成
随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外
层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体，这样形成一个周期，循环往复形
成周期系.
②元素周期系的周期发展
元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复.随着核电荷数的递
增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元
素的数目并不总是一样多，而是随着周期序号的递增逐渐增多.
2.元素周期表theperiodictableoftheelements
①元素周期表的周期和族
※周期（period）：
具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列成的一个横行；
※族（group）：
周期表中有18纵列，除第8、9、10三个纵列叫第VIII族外，其余15个纵
列每一个纵列称作一族；
②元素周期表的结构
元
素
周
期
表
7个周期
（共7个横行）
短周期
shortperiod
第一周期：
2种元素
第二周期：
8种元素
第三周期：
8种元素
长周期
longperiod
第四周期：
18种元素
第五周期：
18种元素
第六周期：
32种元素
第七周期：
32种元素
16个族
（共18纵列）
主族maingroup
7个（IA~VIIA）
副族subgroup
7个（IIIB~VIIB，IB~IIB）
VIII族
1个（第8，9，10纵列）
0族
1个（稀有气体元素族）
③元素周期表的结构与原子结构的关系
※周期数=电子层数；
※主族数=最外层电子数；
3.元素周期表的分区
①根据原子的外层电子结构特征分区②根据金属元素和非金属元素分区
【由于金属性、非金属性没有严格的界限，位于分界线附近的元素，既表现某些非金属元素
的性质，又表现某些金属元素的性质】
二、元素周期律periodiclawofelements
1.元素周期律periodiclawofelements
元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律；
元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果，也就是说，由于
原子结构上的周期性变化，引起了元素性质上的周期性变化；
【核外电子排布、元素化合价、金属性、非金属性、原子半径、电离能、电负性也存在周期
性变化.】
2.原子半径atomicradius
①影响原子半径大小的因素
原子半径的大小取决于两个相反的因素：
一是电子的能层数，另一个因素是核电荷数.电
子的能层数越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大；而核电荷数越大，核对电子
的引力也就越大，将使原子的半径缩小；这两个因素综合的结果使各种原子的半径发生周
期性的递变；
②同一周期中原子半径的变化
同一周期中，从左到右原子半径逐渐减小.这是因为在同一周期中，随原子序数增加，电子
依次填充在同一能层，而同一能层中电子间的相互屏蔽作用较小，所以，随着原子序数的
增加，有效核电荷数增加，核对电子的引力增大，导致原子半径逐渐减小；
③同一族中原子半径的变化
同一主族中，原子半径由上到下依次增大.这是因为同族元素原子由上到下电子层逐渐增多，
尽管核电荷数依次增加，但由于内层电子对外层电子的屏蔽作用大，有效核电荷数增加使
半径缩小的趋势不如因电子层数增加而使半径增大的趋势大；
3.判断微粒半径大小的规律（求同比异法）
①层多半径大：
最外层电子数相同的微粒，电子层数越多，半径越大；
如：
r（H）②核大半径小：
电子层数相同的微粒，核电荷数越大，核对核外电子引力越强，其半径越小；
如：
r（Cl）③电多半径大：
核电荷数相同的微粒，核外电子数越多，核外电子间排斥力越大，半径越大；
如：
r（Cl）r（Fe2+）>r（Fe3+）；
三、电离能Ionizationenergy
1.concept：
基态的气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最低能量称为电离能；
2.significance：
电离能用来表示原子或离子失去电子的难易程度.电离能越大，表示原子或离
子越难失去电子；反之，越容易失去电子；
3.符号及单位：
电离能常用符号I表示，单位kJ/mol；
4.影响电离能的因素
①核电荷数、原子半径对电离能的影响
同一周期的元素原子具有相同的电子层数，从左到右核电荷数依次增大，原子半径逐渐减
小，原子核对外层电子的引力增大，因此，原子序数越大，越不易失去电子，电离能越大.
同一族的元素电子层数不同，最外层电子数相同，从上到下原子半径逐渐增大，原子核对
核外电子的引力逐渐减小，越易失去电子，电离能越小；
②电子构型对电离能的影响
具有全充满、半充满和全空状态的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大；
如稀有气体元素的电离能在同周期中最大，N为半充满[N>O>C]，Mg为全充满状态
[Mg>Al>Na]，其电离能均比同周期的相邻元素大；
5.元素的第一电离能thefirstionizationenergy
①concept：
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量；
②significance：
第一电离能可以衡量原子失去一个电子的难易程度.第一电离能越大，表示原
子越难失去一个电子；反之，越容易失去一个电子；
③元素第一电离能的周期性变化
※同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小（exceptraregas），原子核对核外
电子的吸引力越来越强，元素的原子越来越难失去电子，因此元素的第一电离能呈逐渐
增大的趋势.即同一周期内，氢和碱金属的第一电离能最小，raregas的第一电离能最大；
※同一主族内，从上到下，随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，
原子核对外层电子的吸引力越来越弱，元素的原子越来越容易失去电子，故同一主族，
随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小；
④第一电离能与原子核外电子排布的关系
※第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关，通常情况下，当原子核外电子排布
在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半充满（p3、d5、f7）、和全充满（p6、d10、f14）
状态时，元素原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能，如P的第一电离能比S
大[P>S>Si]，Mg的第一电离能比Al大[Mg>Al>Na]；
※第三周期元素的第一电离能的大小关系为：
I1（Ar）>I1（Cl）>I1（P）>I1（S）>I1（Si）>I1（Mg）>I1（Al）>I1（Na）；
※一般来说，在同周期内，稀有气体元素的I1最大；金属越活泼，金属的I1越小；
非金属越活泼，非金属的I1越大；
6.元素的第二电离能thesecondionizationenergy
从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的最低能量称为该元素的第二电离能（I2）.
第三、四电离能以此类推，且同一元素的电离能：
I1量来克服原子核对外层电子的引力，所以电离能总为正值.通常不特别说明时，指的是第一电
离能；
7.电离能的应用
①根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布，如Li：
I1<个电子排布在两个能层上，且最外层只有一个电子；
②根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价，如K：
I1<1个电子形成+1价阳离子；
③判断元素的金属性、非金属强弱：
I1越大，元素的非金属性越强；反之，金属性越强；
四、电负性electronegativity
1.键合电子和孤电子
元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子，也称成键电子；
元素相互化合时，原子的价电子中没有参加形成化学键的电子称为孤电子；
2.电负性electronegativity
①concept：
电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小的；
②significance：
元素的电负性可以衡量元素在化合物中吸引电子的能力，元素的电负性越大，
对键合电子的吸引能力越强；反之，吸引越弱；
③standard：
以F的电负性为4.0作为相对标准，在元素周期表中，F的电负性数值最大，Cs
的电负性最小，为0.7（放射性元素除外）；
3.元素电负性的周期性变化
①同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径递减（除稀有气体外），元素的电负性递增；
②同一主族内，随着原子序数的增加，原子半径递增，元素的电负性递减；
4电负性数据
H
2.20
He
4.16
Li
0.98
Be
1.57
B
2.04
C
2.55
N
3.04
O
3.44
F
3.98
Ne
4.79
Na
0.93
Mg
1.31
Al
1.61
Si
1.98
P
2.19
S
2.58
Cl
3.16
Ar
3.24
K
0.82
Ca
1.01
Sc
1.36
Ti
1.54
V
1.63
Cr
1.66
Mn
1.55
Fe
1.83
Co
1.88
Ni
1.92
Cu
1.90
Zn
1.65
Ga
1.81
Ge
2.01
As
2.18
Se
2.55
Br
2.96
Kr
3.00
Rb
0.82
Sr
0.95
Y
1.22
Zr
1.33
Nb
1.59
Mo
2.16
Tc
1.91
Ru
2.20
Rh
2.28
Pd
2.20
Ag
1.93
Cd
1.69
In
1.78
Sn
1.96
Sb
2.05
Te
2.12
I
2.66
Xe
2.60
Cs
0.79
Ba
0.89
*
Hf
1.32
Ta
1.51
W
2.36
Re
1.93
Os
2.18
Ir
2.20
Pt
2.28
Au
2.54
Hg
2.00
Tl
1.62
Pb
2.33
Bi
2.02
Po
1.99
At
2.22
Rn
2.43
Fr
0.71
Ra
0.92
**
无数据
5.电负性的应用
①判断元素的金属性和非金属性的强弱
金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类
金属”（锗、锑等）的电负性则在1.8左右，他们既有非金属性，又有金属性；
②判断化学键的类型
一般认为：
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；
反之，通常形成共价键；
③判断化合物中元素化合价的正负
电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子
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