②形状相同的原子轨道能量的高低为：
1s<2s<3s<4s……。
③电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。
（2）核外电子分层排布的一般规律
能层
最多容纳电子数
最外层（K层为最外层时，2个）
8
次外层
18
倒数第3层
32
第n层
2n2
2.基态原子核外电子排布的表示方法
（1）原子结构示意图（或称原子结构简图）
可表示核外电子分层排布和核内质子数，如.
（2）电子式
可表示原子最外层电子数目，如
（3）电子排布式
①用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，如K：
1s22s22p63s23p64s1。
②为了避免电子排布式书写过于烦琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，如K：
[Ar]4s1。
（4）电子排布图（又称为轨道表示式）
每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如第二周期碳元素基态原子的电子排布如图所示。
（1）在写基态原子的电子排布图时，常出现以下几种错误．
a．
（违反泡利原理）
b．
（违反洪特规则）
c．
（违反洪特规则）
（2）当出现d轨道时，虽然电子按ns，（n－1）d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把（n－1）d放在ns前，如Fe：
1s22s22p63s23p63d64s2正确；Fe：
1s22s22p63s23p64s23d6错误。
（3）注意洪特规则特例：
能量相同的原子轨道在全满（如p6、d10）、半满（如p3、d5）和全空（p0、d0）状态时，体系的能量最低，如：
24Cr的电子排布式：
1s22s22p63s23p63d54s1（3d5、4s1均为半充满状态）；
29Cu的电子排布式：
1s22s22p63s23p63d104s1（3d10为全充满状态，4s1为半充满状态）。
例1 （2007·海南）A、B、C、D、E代表5种元素。
请填空：
（1）A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为________。
（2）B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C的元素符号为________。
（3）D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为____，其基态原子的电子排布式为_____。
（4）E元素基态原子的M层为全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为________。
[解析]
（1）A元素基态原子的轨道表示式由题意可写成
，
可见该元素核外有7个电子，为氮元素，其元素符号为N。
（2）B－、C＋的电子层结构都与Ar相同，即核外都有18个电子，则B为17号元素Cl，C为19号元素K。
（3）D元素的原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其基态原子的核外电子排布式为：
1s22s22p63s23p63d64s2，即为26号元素Fe。
（4）根据题意要求，首先写出电子排布式：
1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号元素Cu。
[答案]
（1）N
（2）Cl K
（3）Fe 1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
（4）Cu 1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
二、原子结构与元素周期表
1．原子结构与周期的关系
（1）每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。
每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。
氦原子核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
（2）一个能级组最多容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。
但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。
2．原子结构与族的关系
（1）对主族元素：
主族元素的族序数＝原子的最外层电子数
（2）对副族元素：
次外层电子数多于8个而少于18个的一些元素，它们除了能失去最外层的电子外，还能失去次外层上的一部分电子。
例如元素钪[Ar]3d14s2，可以失去三个电子，钪为ⅢB族。
所以，失去的（或参加反应的）电子总数，就等于该元素所在的族数。
除第Ⅷ族元素外，其大多族序数等于（n－1）d＋ns的电子数。
3．元素周期表的分区
（1）根据核外电子排布分区
分区
元素分布
外围电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6
最外层电子参与反应
d区
ⅢB族～ⅦB族、第Ⅷ族
（n－1）d1～9ns1～2
d轨道也不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
（n－1）d10ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
（n－2）f0～14
（n－1）d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
（2）根据元素金属性与非金属性分区
处于金属与非金属交界线（又称梯形线）附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。
例2 四种短周期元素的性质或结构信息如下表。
请根据信息回答下列问题。
元素
性质或结构信息
A
室温下单质呈粉末状固体，加热易熔化；单质在空气中燃烧，发出淡蓝色火焰
B
单质常温、常压下是气体，能溶于水；原子的M层有1个未成对的p电子
C
单质质软、银白色固体、导电性强；单质在空气中燃烧发出黄色的火焰
D
原子最外层电子层上s电子数等于p电子数；单质为空间网状晶体，具有很高的熔、沸点
（1）B元素在周期表中的位置为________，写出A原子的电子排布式________。
（2）写出C单质与水反应的化学方程式________________________。
A与C形成的化合物溶于水后，溶液的pH________7（填“大于”、“等于”或“小于”）。
（3）D元素最高价氧化物晶体的硬度________（填“大”、“小”），其理由是
________________________________________________________________________。
（4）A、B两元素非金属性较强的是________（写元素符号）。
写出证明这一结论的一个实验事实
________________________________________________________________________。
[解析] 由单质燃烧呈淡蓝色火焰和室温下是固体粉末可知A是硫元素；M层有一个未成对的p电子，可能是铝或氯，其单质在常温下是气体，则B为氯元素；单质是银白色固体且燃烧时呈黄色火焰，说明C是钠；D的最外层电子排布是ns2np2，故可能是碳或硅，因此对（3）中答案应分别讨论。
[答案]
（1）第三周期ⅦA族1s22s22p63s23p4
（2）2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑大于
（3）大SiO2是原子晶体（或小CO2是分子晶体）
（4）Cl高氯酸的酸性大于硫酸的酸性（或氯化氢稳定性比硫化氢强）
三、元素周期律
1.原子半径
（1）原子半径周期性变化
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外），同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
（2）微粒半径比较
在中学要求的范围内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小。
“一看”电子层数：
当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：
当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数：
当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
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（稀有气体元素除外）。
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，核外电子数多的半径大，如r（Fe2＋）>r（Fe3＋），r（Cu＋）>r（Cu2＋）。
2.电离能、电负性
（1）第一电离能：
气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。
①电离能是衡量气态原子失去电子难易程度的物理量，元素的电离能越小，表示气态时越容易失电子，还原性越强。
②镁和铝相比，镁第一电离能大，磷与硫相比，磷第一电离能大。
（2）电负性：
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
①电负性越大，非金属性越强，反之越弱。
②电负性的变化规律是：
同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大，同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。
因此电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
③在元素周期表中，电负性最大的元素是氟，电负性最小的元素是铯。
短周期元素中电负性最小的是钠。
④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”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
⑤在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。
⑥用电负性判断化学键的类型
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；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。
例3 （2010·苏州模拟）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，并回答下列问题。
（1）同主族内不同元素的E值变化的特点是________。
各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的________变化规律。
（2）同周期内，随原子序数增大，E值增大。
但个别元素的E值出现反常现象。
试预测，下列关系式中正确的是________。
①E（砷）>E（硒） ②E（砷）③E（溴）>E（硒）④E（溴）（3）估计1mol气态Ca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__________________________________________。
[解析]
（1）从H、Li、Na、K等可以看出同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性。
（2）从第二、三周期可以看出，第ⅢA族和第ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低．由此可以推测E（砷）>E（硒）、E（溴）>E（硒）。
（3）根据同主族、同周期元素性质变化规律可以推出：
E（K）（4）10号元素是稀有气体元素氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。
[答案]
（1）随着原子序数的增大，E值变小 周期性
（2）①③（3）485 738 （4）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
3．性质递变规律
项目
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
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＋1→＋7，最低负价－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
项目
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
元素的第一电离能
呈增大的趋势
逐渐减小
元素的电负性
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
4.对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如
。
例4 下表列出前20号元素中的某些元素性质的一些数据：
性质元素
原子半径（10－10m）
最高价态
最低价态
①
1.02
＋6
－2
②
2.27
＋1
—
③
0.74
—
－2
④
1.43
＋3
—
⑤
0.77
＋4
－4
⑥
1.10
＋5
－3
⑦
0.99
＋7
－1
⑧
1.86
＋1
—
⑨
0.75
＋5
－3
⑩
1.17
＋4
－4
试回答下列问题。
（1）以上10种元素中，第一电离能最小的是________（填编号）。
（2）上述⑤⑥⑦三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的物质可能是________（写分子式）。
元素⑨和⑩形成的化合物的化学式为________，它是一种重要的结构材料，推测它应属于________晶体；元素①的原子价电子排布式是________。
（3）①⑥⑦⑩四种元素的气态氢化物的稳定性，由大到小的顺序是________（填化学式）。
（4）③和⑨两元素比较，非金属性较弱的是________（填名称），可以验证你的结论的是下列中的________（填序号）。
A．气态氢化物的挥发性和稳定性
B．单质分子中的键能
C．两元素的电负性
D．含氧酸的酸性
E．氢化物中X—H键的键长（X代表③和⑨两元素）
F．两单质在自然界的存在形式
[解析] 由题意可知，10种元素是前20号元素，根据表中数据，我们不难推出①S，②K，③O，④Al，⑤C，⑥P，⑦Cl，⑧Na，⑨N，⑩Si。
（1）在同一周期中，从第ⅠA族到第ⅦA族，元素的第一电离能逐渐增大；同一主族中，从上向下，元素的第一电离能逐渐减小；故在10种元素中，第一电离能最小的是②K。
（2）C、P、Cl中的某两种元素形成的化合物中，PCl3或CCl4分子中的每一个原子都满足8电子稳定结构；元素⑨和⑩形成的化合物Si3N4属于原子晶体；S元素的原子价电子排布式是3s23p4。
（3）元素的非金属性越强，形成气态氢化物越稳定，非金属性强弱为C1>S>P>Si，故其氢化物稳定性为HCl>H2S>PH3>SiH4。
（4）氧元素和氮元素相比，非金属性较弱的是氮元素，可通过C、E验证。
[答案]
（1）②
（2）PCl3、CCl4Si3N4原子3s23p4（3）HCl>H2S>PH3>SiH4（4）氮元素CE
【作业】课时训练
第3课时原子结构与性质——课时训练
一、选择题
1．（基础题）下列说法中正确的是（ ）
A．处于能量最低状态的原子叫基态原子
B．3p2表示3p能级上有两个轨道
C．同一原子中，1s、2p、4p电子的能量呈逐渐降低排列
D．同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多
答案：
A
解析：
3p2表示第3层的p轨道中有2个电子，同一原子中，1s、2p、4p电子的能量逐渐升高，2p、3p、4p能级的轨道数相同。
2．（基础题）具有下列电子排布式的原子中，半径最大的为（ ）
A．1s22s22p63s1B．1s22s22p63s23p64s1C．1s22s22p63s2D．1s22s22p63s23p64s2
答案：
B
解析：
根据电子排布式可知A为Na，B为K，C为Mg，D为Ca，显然K半径最大。
3．（基础题）在d轨道中电子排布成
↑
↑
↑
↑
↑
，而不排布成
↑↓
↑↓
↑
，其最直接的依据是（ ）
A．能量最低原理 B．泡利不相容原理C．原子轨道能级图D．洪特规则
答案：
D
解析：
根据洪特规则，电子优先进入平行轨道，选择使体系能量最低的状态。
4．前四周期元素中，基态原子中未成对电子与其所在周期数相同的元素有几种（ ）
A．3种B．4种C．5种D．6种
答案：
C
5．（基础题）下列元素原子的电子层结构违背了泡利不相容原理的是（ ）
A．Al：
1s22s22p63s13p2B．N：
[He]
C．B：
1s22s3D．Li：
答案：
C
解析：
泡利不相容原理的内容是：
每个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋方向相反。
该原理限定一个原子轨道中最多容纳的电子数目和同一个原子轨道中电子的自旋方向。
s能级只有一个原子轨道，因此s能级中最多容纳两个自旋方向相反的电子，由此知C项中2s3违背了泡利不相容原理；A项违背了能量最低原理；B项违背了洪特规则；D项的轨道表示式正确。
6.（能力题）某元素A的＋2价离子的最外层电子排布为5s2，则下列有关元素A的说法正确的是（ ）
A．A原子的价电子排布为4d25s2，原子中有两个未成对电子
B．A为p区元素，其原子中电子全部成对
C．A2＋最外层电子处于8电子稳定结构
D．A处于周期表第5周
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