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第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
單元專項提升
1.能層與能級
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1.能層
(1)含義：在含有多個電子的原子里，由于電子的能量各不相同，因此，它們運動的區(qū)域也不同。通常能量最低的電子在離核最近的區(qū)域運動，而能量高的電子在離核較遠的區(qū)域運動。根據(jù)多電子原子核外電子的能量差異可將核外電子分成不同的能層(即電子層)。如鈉原子核外有11個電子，第一能層有2個電子，第二能層有8個電子，第三能層有1個電子。
(2)能層表示方法
能層 一 二 三 四 五 六 七 ……
符號 K L M N O P Q ……
能量 低→高
最多電子數(shù) 2 8 18 32 50 ……
在推斷題中經(jīng)常出現(xiàn)與層數(shù)有關(guān)的概念，理解這些概念是正確推斷的關(guān)鍵。為了研究方便，人們形象地把原子核外電子運動看成分層運動，在原子結(jié)構(gòu)示意圖中，按能量高低將核外電子分為不同的能層，并用符號K、L、M、N、O、P、Q……表示相應(yīng)的層，統(tǒng)稱為電子層。一個原子在基態(tài)時，電子所占據(jù)的電子層數(shù)等于該元素在周期表中所處的周期數(shù)。倒數(shù)第一層，稱為最外層；從外向內(nèi)，倒數(shù)第二層稱為次外層；最內(nèi)層就是第一層(K層)；內(nèi)層是除最外層外剩下電子層的統(tǒng)稱。以基態(tài)鐵原子結(jié)構(gòu)示意圖為例：鐵原子共有4個電子層，最外層(N層)只有2個電子，次外層(M層)共有14個電子，最內(nèi)層(K層)有2個電子，內(nèi)層共有24個電子。
2.能級
(1)含義：在多電子原子中，同一能層的電子，能量也可能不同，這樣同一能層就可分成不同的能級(也可稱為電子亞層)。能層與能級類似于樓層與階梯之間的關(guān)系。在每一個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf……(n代表能層)
(2)各能層所包含的能級符號及各能層、能級最多容納的電子數(shù)見下表：
能層(n) 一 二 三 四 五 六 七 …
符號 K L M N O P Q …
能級 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s … … … …
最多容納的電子數(shù) 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 … … … …
2 8 18 32 50 72 98 2n2
(3)能級數(shù)與能層序數(shù)的關(guān)系
在任一能層，能級數(shù)=能層序數(shù)。
(4)能級與電子數(shù)的關(guān)系
以s、p、d、f……排序的各能級可容納的最多電子數(shù)依次為1、3、5、7……的2倍，即2、6、10、14……說明①在任一個能層中，能級符號順序為ns、np、nd、nf……(n代表能層)，能量依次升高，即在第n層中，不同能級的能量大小順序是E(ns)＜E(np)＜E(nd)＜E(nf)……
②不同能層，能級符號相同，n越大，能量越高，如E(1s)＜E(2s)＜E(3s)＜E(4s)
【例題】
1．下列有關(guān)認識正確的是( )
A．各能級的原子軌道數(shù)按s、p、d、f的順序依次為1、3、5、7
B．各能層的能級都是從s能級開始至f能級結(jié)束
C．各能層含有的能級數(shù)為n-1
D．各能層含有的電子數(shù)為2n2
2.構(gòu)造原理
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1.構(gòu)造原理
從氫原子開始，隨著原子核電荷數(shù)的遞增，原子核每增加一個質(zhì)子，原子核外便增加一個電子，電子大多是按下圖所示的能級順序填充的，填滿一個能級再填一個新能級。這個規(guī)律稱為構(gòu)造原理。
2.構(gòu)造原理的應(yīng)用
構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，將阿拉伯?dāng)?shù)字放在能級符號前表示能層數(shù)，將阿拉伯?dāng)?shù)字標(biāo)在能級符號右上角表示該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式。如N：1s22s22p3，Mg：1s22s22p63s2。
構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級分布，從中可以看出，不同能層的能級有交錯現(xiàn)象，如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。
3.關(guān)于原子的最外層、次外層電子數(shù)
由于能級交錯的原因，E(nd)>E[(n+1)s]，當(dāng)ns和np全充滿時(共4個軌道，最多容納8個電子)，多余電子不是填入nd，而是首先形成新電子層，填人(n+1)s軌道中，因此最外層電子數(shù)不可能超過8個。
同理可以解釋為什么次外層電子數(shù)不超過18個。若最外層是第n層，次外層就是第(n-1)層。由于E[(n-1)f]>E[(n+1)s]>E(np)，在第(n+1)層出現(xiàn)前，次外層只有(n-1)s、(n-1)p、(n-1)d上有電子，這三個亞層共有9個軌道，最多可容納18個電子，因此次外層電子數(shù)不超過18個。例如，某原子最外層是第五層，次外層就是第四層，由于E(4f)>E(6s)>E(5p)，在第六層出現(xiàn)之前，次外層(第四層)只有4s、4p和4d軌道上有電子，這三個亞層共有9個軌道，最多可容納18個電子，也就是次外層電子數(shù)不超過18個。
【例題】
2．下列各基態(tài)原子的核外電子排布表示正確的是(　　)
A．鈉原子：1s22s22p7 B．銅原子：1s22s22p63s23p63d94s2
C．鐵原子：1s22s22p63s23p63d8 D．氪原子：1s22s22p63s23p63d104s24p6
3.能量最低原理、基態(tài)與激發(fā)態(tài)、光譜
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1.能量最低原理
原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。即在基態(tài)原子里，電子優(yōu)先排布在能量最低的能級里，然后排布在能量逐漸升高的能級里。
2.基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子
(1)基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。
(2)激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)(相對基態(tài)而言)。
(3)基態(tài)原子、激發(fā)態(tài)原子相互轉(zhuǎn)化與能量的關(guān)系：基態(tài)原子激發(fā)態(tài)原子。
3.光譜
(1)光譜
光譜一詞最早是由偉大的物理學(xué)家牛頓提出的。不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放出不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜和發(fā)射光譜，這些光譜統(tǒng)稱為原子光譜。
(2)基態(tài)、激發(fā)態(tài)與光譜的聯(lián)系
當(dāng)基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。例如，電子可以從ls躍遷到2s、6p……相反，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。光(輻射)是電子釋放能量的重要形式之一、在日常生活中，我們看到的許多可見光，如燈光、霓虹燈光、激光、焰火……都與原子核外電子發(fā)生躍遷釋放能量有關(guān)。
【例題】
3．下列說法正確的是
A．氫原子光譜所有元素光譜中最簡單的光譜之一
B．“量子化”就是不連續(xù)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(zhuǎn)著
4.電子云與原子軌道
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1.電子運動的特點：只能確定電子在原子核外空間各處出現(xiàn)的概率，而無法確定某個時刻處于原子核外空間何處。
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，因而被形象地稱為電子云。
3.原子軌道
(1)s電子的電子云輪廓圖都是一個球形，p電子的電子云是啞鈴狀的。量子力學(xué)把電子在原子核外的一個空間運動狀態(tài)稱為原子軌道。
(2)s電子的原子軌道都是球形的，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。p電子的原子軌道是啞鈴形的，每個p能級有3個原子軌道，它們互相垂直，分別稱為px、py、pz。p電子的原子軌道的平均半徑也隨能層序數(shù)的增大而增大。
(3)ns能級有1個原子軌道，np能級有3個原子軌道，nd能級有5個原子軌道，nf能級有7個原子軌道，而每個軌道里最多能容納2個電子，通常稱為電子對，用一對方向相反的箭頭“↑↓”來表示。
①能層序數(shù)n越大，原子軌道的半徑越大。
②s能級只有一個原子軌道，且都是球形的。
③p能級有3個相互垂直的原子軌道，分別用px、py、pz表示。在同一能層中px、py、pz的能量相同。
④不同能層的同種能級的原子軌道形狀相似，只是半徑不同，能層序數(shù)n越大，原子軌道的半徑越大。這是因為能層序數(shù)n越大，電子的能量越高，電子在離核更遠的區(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展。如ls、2s、3s的形狀均為球形，但原子軌道半徑：1s＜2s＜3s。
【例題】
4．下列說法正確的是
A．不同的原子軌道形狀一定不相同
B．p軌道呈啞鈴形，因此p軌道上的電子運動軌跡呈啞鈴形
C．2p能級有3個p軌道
D．氫原子的電子運動軌跡呈球形
5.泡利原理和洪特規(guī)則
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1.泡利原理
在一個原子軌道里，最多只能容納2個電子，而且它們的自定狀態(tài)相反(用“↑↓”表示)，這個原理稱為泡利原理。電子自旋可以比喻成地球的自轉(zhuǎn)，自旋只有兩種方向：順時針方向和逆時針方向。
2.電子排布圖
用方框表示原子軌道，用箭頭表示電子(一個箭頭表示一個電子)，這種用來表達電子排布的新方式叫做電子排布圖。如鋰的電子排布圖：。
3.洪特規(guī)則
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)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋狀態(tài)相同。
注意：等價軌道全充滿、半充滿或全空的狀態(tài)一般比較穩(wěn)定，也就是說，具有下列電子層結(jié)構(gòu)的原子是比較穩(wěn)定的。全充滿：p6、d10、f14，半充滿：p3、d5、f7，全空：p0、d0、f0。
因此，鉻和銅的基態(tài)原子的電子排布圖如下：
總之，基態(tài)原子的電子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特規(guī)則。用構(gòu)造原理得到的電子排布給出了基態(tài)原子核外電子在能層和能級中的排布，而電子排布圖還給出了電子在原子軌道中的排布。
【例題】
5．（1）以下列出的是一些原子的2p能級和3d能級中電子排布的情況，試判斷哪些違反了泡利原理 ，哪些違反了洪特規(guī)則 。
（2）某元素的激發(fā)態(tài)(不穩(wěn)定狀態(tài))原子的電子排布式為1s22s22p63s13p33d2，則該元素基態(tài)原子的電子排布式為 ；其最高價氧化物對應(yīng)水化物的化學(xué)式是 。
（3）將下列多電子原子的原子軌道按軌道能量由低到高順序排列。
①2s　　②3d　　③4s　　④3s　　⑤4p　　⑥3p
軌道能量由低到高排列順序是 。
6.描述核外電子排布的化學(xué)用語
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1.電子排布式
(1)定義：用核外電子分布的原子軌道(能層)及各原子軌道(能級)上的電子數(shù)來表示電子排布的式子。如1s22s22p4、1s22s22p63s23p1、1s22s22p63s23p64s2、1s22s22p63s23p63d64s2分別是O、Al、Ca、Fe原子的電子排布式。
(2)以鋁原子為例，電子排布式中各符號、數(shù)字的意義為：
(3)簡化的電子排布式
電子排布式中的內(nèi)層電子排布可用相應(yīng)的稀有氣體的元素符號加方括號來表示，以簡化電子排布式。以稀有氣體的元素符號外加方括號表示的部分稱為“原子實”。如鈣的電子排布式為1s22s22p63s23p64s2，其簡化的電子排布式可以表示為[Ar]4s2。
(4)外圍電子排布式
在原子的核外電子排布式中，省去“原子實”后剩下的部分稱為外圍電子排布式，也叫價電子排布。如氯、銅的電子排布式分別為1s22s22p63s23p5、1s22s22p63s23p63d104s1，用“原子實”的形式分別表示為[Ne]3s23p5、[Ar]3d104s1，其外圍電子排布式分別為3s23p5、3d104s1。
提示①雖然電子排布是遵循構(gòu)造原理的，但書寫時應(yīng)按照電子層的順序排列。如鐵原子的電子排布式是1s22s22p63s23p63d64s2，而不宜寫作1s22s22p63s23p64s23d6。
②主族元素的最外層電子就是外圍電子，又稱價電子。過渡元素的外圍電子一般包括最外層的s電子和次外層的d電子，有的還包括倒數(shù)第三層的f電子。
③元素周期表中呈現(xiàn)的電子排布是各元素原子的外圍電子排布。
(5)價電子、最外層電子、外圍電子
價電子指原子參加化學(xué)反應(yīng)時形成化合價的電子；最外層電子指能量最高的電子層上的電子，對于主族元素，最外層電子數(shù)等于價電子數(shù)；對于副族元素，部分能量高的次外層電子參與成鍵，即次外層部分電子與最外層電子統(tǒng)稱為外圍電子，即價電子。例如，鋁：[Ne]3s23p1，最外層電子數(shù)和價電子數(shù)都是3。
2.電子排布圖
以鋁原子為例，電子排布圖中各符號、數(shù)字的意義為：
在電子排布圖中也可以用圓圈表示一個原子軌道，如
電子排布式和電子排布圖反映的是基態(tài)原子即處于最低能量狀態(tài)的原子的電子排布情況。它們相互關(guān)聯(lián)，可以非常方便地相互轉(zhuǎn)換。
3.原子結(jié)構(gòu)示意圖
原子結(jié)構(gòu)示意圖：表示原子的核電荷數(shù)和核外電子在原子核外各電子層排布的圖示。
4.電子式
在化學(xué)反應(yīng)中，一般是原子的最外層電子數(shù)目發(fā)生變化。為了簡便起見，化學(xué)中常在元素符號周圍用小黑點“·”或小叉“×”來表示元素原子的最外層電子，相應(yīng)的式子叫做電子式。如鈉原子的電子式為·Na(或×Na)。
【例題】
6．下列關(guān)于價電子排布3s23p4的描述正確的是
A．它的元素符號為O
B．它的核外電子排布式為1s22s22p63s23p4
C．可以與H2化合生成液態(tài)化合物
D．其電子排布圖為
7.原子結(jié)構(gòu)與周期表
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1.元素周期系：(元素的原子核外電子的排布發(fā)生周期性的重復(fù)的結(jié)果)
隨著元素原子的核電荷數(shù)遞增，每到出現(xiàn)堿金屬，就開始建立一個新的電子層，隨后最外層上的電子逐漸增多，最后達到8個電子，出現(xiàn)稀有氣體。然后又開始由堿金屬到稀有氣體，這就是元素周期系中的一個個周期。這也是原子核外電子排布規(guī)律中為什么最外層的電子數(shù)不超過8個電子的原因。
2.元素周期表：(體現(xiàn)元素原子結(jié)構(gòu)、元素性質(zhì)的周期性變化)
(1)元素周期表的結(jié)構(gòu)
(2)原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置關(guān)系(元素在周期表中的位置由原子結(jié)構(gòu)決定)
原子核外電子層數(shù)決定元素所在的周期：
周期序數(shù)=原子核外電子層數(shù)；
原子的價電子總數(shù)決定元素所在的族，周期表上的外圍電子排布稱為“價電子層”，這是由于這些能級上的電子數(shù)可在化學(xué)反應(yīng)中發(fā)生變化，“價電子”即與元素化合價有關(guān)的電子，元素周期表的每個縱列的價電子層上電子總數(shù)相同，對于主族元素，價電子指的就是最外層電子，所以：
主族元素其族序數(shù)=價電子數(shù)=最外層電子數(shù)。
而副族元素的族序數(shù)不等于其最外層電子數(shù)，其族序數(shù)跟核外電子的排布有關(guān)。
(3)價電子數(shù)與族序數(shù)的關(guān)系
s區(qū)元素價電子特征排布為ns1~2，價電子數(shù)等于族序數(shù)。d區(qū)元素價電子排布特征為(n-1)d1~10ns1~2，價電子總數(shù)等于副族序數(shù)；ds區(qū)元素特征電子排布為(n-1)d10ns1~2，價電子總數(shù)等于所在的列序數(shù)；p區(qū)元素特征電子排布為ns2np1~6；價電子總數(shù)等于主族序數(shù)。
外圍電子總數(shù)決定排在哪一族，如：29Cu，價電子為3d104s1，10+1=11尾數(shù)是1所以，是IB。
(4)元素周期表的分區(qū)
按電子排布，可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)：s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)、p區(qū)、f區(qū)：
s區(qū) p區(qū) d區(qū) ds區(qū) f區(qū)
縱列數(shù) 1~2 13~18 3~10 11~12
族 IA、IIA IIIA~VIIA IIIB~VIIBVIII IB、IIB 鑭系、錒系
是否都是金屬 除H外 否(非金屬元素所在區(qū)域) 是(又稱過渡元素) 是
【例題】
7．下列四種元素中，其單質(zhì)氧化性最強的是
A．原子含有未成對電子最多的第2周期元素
B．位于周期表第3周期ⅢA族的元素
C．原子最外電子層排布式為3s23p5的元素
D．原子最外電子層排布式為2s22p6的元素
8.元素周期律
1.原子半徑
(1)決定原子半徑大小的因素
原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：一是電子的能層數(shù)，另一個是核電荷數(shù)。電子層數(shù)越多，電子間的排斥將使原子半徑增大；而當(dāng)電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引力也越大，將使原子半徑縮小。
①電子能層數(shù)：電子能層數(shù)越多，原子半徑越大
②核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，原子半徑越小
(2)原子半徑的變化規(guī)律
①同周期：從左到右，原子半徑逐漸減小
同周期元素原子具有相同的電子能層，但隨著核電荷數(shù)增多，原子核對核外電子的吸引力變大，從而使原子半徑減小
②同主族：從上到下，原子半徑逐漸增大
同主族元素自上到下，原子具有的電子能層數(shù)增多，使原子半徑增大，雖然自上到下核電荷數(shù)也增多可使原子半徑減小，但由于核電荷數(shù)的增多使核對核外電子的吸引比不上由于能層的增多使得電子負電排斥來得大，所以最終結(jié)果原子半徑增大。
2.電離能：(可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度)
(1)概念：氣態(tài)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。
注意：上述表述中的“氣態(tài)”“基態(tài)”“電中性”“失去一個電子”等都是保證“最低能量”的條件，缺一不可。
(2)第一電離能的變化規(guī)律：隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化
①同周期：隨著原子序數(shù)的增加，元素的第一電離能逐漸增大
對于同一周期的元素，隨著核電荷數(shù)的增加，原子半徑逐漸變小(稀有氣體除外，稀有氣體原子半徑比同周期的鹵族元素原子半徑大)，原子核對核外電子的吸引越來越強，元素的原子越來越難失去電子，因此元素的第一電離能呈遞增趨勢。同周期內(nèi)，堿金屬的第一電離能最小，稀有氣體的第一電離能最大。
②同主族：隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能逐漸減小
同一主族元素，從上到下，隨著核電荷數(shù)的增加，電子能層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大，原子核對核外電子的吸引越來越弱，元素的原子越來越容易失去電子，故同一主族，隨著電子層數(shù)的增加，元素的第一電離能逐漸減小。
(3)影響電離能的因素
①核電荷數(shù)
②原子半徑
③原子的電子構(gòu)型(當(dāng)元素具有全充滿，半充滿的電子構(gòu)型時，穩(wěn)定性高，電離能大)
第一電離能數(shù)值越小，原子越易失去一個電子，金屬性越強，第一電離能數(shù)值越小大，原子越難失去一個電子，非金屬性越強。
(4)核外電子排布、元素的性質(zhì)與電離能的關(guān)系
①第一電離能與原子的核外電子排布的關(guān)系
對于同一周期的元素從左到右第一電離能并不是呈直線上升，有些元素原子的電離能出現(xiàn)反常，這是什么原因造成的呢？
第一電離能的變化與元素原子的核外電子排布有關(guān)，通常情況下，當(dāng)原子核外的電子排布的能量相等的軌道上形成全空，半滿，全滿的結(jié)構(gòu)時，原子的能量較低，原子較穩(wěn)定，則該原子比較難失去電子，故第一電離能較大。
在元素周期表中第IIA族與第VA族元素出現(xiàn)反常。比如Be的價電子排布為2s2，是全充滿結(jié)構(gòu)，比較穩(wěn)定，而B的價電子排布為2s22p1，不如Be穩(wěn)定，因此失去第一個電子B比Be容易，第一電離能小。鎂的第一電離能比鋁的大，磷的第一電離能比硫的大，Mg：1s22s22p63s2，P：1s22s22p63s23p3.那是因為鎂原子、磷原子最外層能級中，電子處于半滿或全滿狀態(tài)，相對比較穩(wěn)定，失電子較難。如此相同觀點可以解釋N的第一電離能大于O，Mg的第一電離能大于Al。
②第一電離能與金屬的活潑性的聯(lián)系
第一電離能數(shù)值越小，原子越易失去一個電子，金屬性越強。比如堿金屬的第一電離能均較小，易失去一個電子，故堿金屬都較活潑。
③電離能與元素化合價的關(guān)系
氣態(tài)原子失去一個電子生成+1價氣態(tài)陽離子所需要的能量叫做第一電離能，常用符號I1表示。由+1價氣態(tài)陽離子再失去一個電子形成+2價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第二電離能，常用符號I2表示。依次還有第三、第四電離能等。原子的逐級電離能是越來越大的，原因是離子的電荷正值越來越大，離子半徑越來越小，所以失去這些電子逐漸變難，需要的能量也就越來越高。
Na Mg Al
各級電離能(kJ/mol) 496 738 578
4562 1415 1817
6912 7733 2745
9543 10540 11575
13353 13630 14830
16610 17995 18376
20114 21703 23293
從表中可以看出鈉的第一電離能較小而第二電離能突躍地升高，表明鈉失去一個電子后，不易失去第二個電子，所以鈉通常顯+1價；而鎂的第一、二電離能均較低，第三電離能突躍升高，說明鎂易失去2個電子，第三個電子難失去，故顯+2價；同理，鋁的第一、二、三電離能均較低，說明鋁較易失去三個電子，顯+3價，而第四電離能突躍升高，說明鋁難失去第四個電子。
3.電負性：(可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的依據(jù))
(1)概念：用于描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小，電負性越大的原子對鍵合電子的吸引力越大。其中鍵合電子指原子中用于形成化學(xué)鍵的電子。
(2)元素的電負性變化規(guī)律：隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化
①同周期：從左到右，元素的電負性逐漸增大。即金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。
②同主族：從上到下，元素的電負性逐漸減小。即金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。
(3)元素的性質(zhì)與電負性的關(guān)系
①元素的電負性與元素的金屬性和非金屬性的關(guān)系
電負性數(shù)值越大，元素的非金屬性越強，金屬性越弱；電負性數(shù)值越小，元素的金屬性越強，非金屬性越弱。一般來說電負性大于1.8的元素為非金屬元素。電負性最大的元素為氟，電負性最小的為銫，而當(dāng)元素的電負性在1.8左右時，該元素一般既有金屬性又有非金屬性。
②電負性與化合物類型的關(guān)系
一般認為如果兩個成鍵元素間的電負性差值大于1.7，他們之間容易形成離子鍵，相應(yīng)的化合物為離子化合物，如果兩個成鍵元素間的電負性差值小于1.7，那么他們之間通常形成共價鍵，相應(yīng)的化合物為共價化合物。
③電負性與元素的化合價的關(guān)系
在化合物中，電負性數(shù)值較小的元素的化合物中吸引鍵合電子的能力較弱，元素的化合價為正價，電負性數(shù)值較大的元素在化合物中吸引鍵合電子的能力較強，元素的化合價為負值。由于氟是所有元素中電負性數(shù)值最大的元素，所以在氟的化合物中，氟一定顯示負價，沒有正價。
④對角線規(guī)則
在元素周期表中，某些元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，被稱為對角線規(guī)則。
鋰、鎂在空氣中燃燒產(chǎn)物都是堿性氧化物，B和Al的氫氧化物都是兩性氫氧化物，硼和硅的含氧酸均為弱酸，由此可以看出對角線規(guī)則是合理的。這是因為這些處于對角線的元素的電負性數(shù)值相差不大，得失電子的能力相差不大，故性質(zhì)相似，值得注意的是，并不是所有處于對角線的元素的性質(zhì)都相似的。
【例題】
8．短周期元素X、Y、Z，其中X、Y位于同一主族，Y、Z位于同一周期。X原子的最外層電子數(shù)是其電子層數(shù)的3倍，Z原子的核外電子數(shù)比Y原子少1。下列比較正確的是
A．元素非金屬性：Z> Y > X B．最高價氧化物水化物酸性：Z > Y
C．原子半徑：Z < Y < X D．氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：Z < Y < X
9.關(guān)于微粒半徑大小比較的方法
1.同周期元素的原子(稀有氣體除外)，隨核電荷數(shù)的增加，半徑逐漸減小
例如，Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
2.同主族元素的原子，隨核電荷數(shù)的增加，半徑逐漸增大
例如，半徑：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
半徑：F＜Cl＜Br＜I
3.帶相等電荷數(shù)的同主族元素的離子，隨核電荷數(shù)的增加，半徑逐漸增大
例如，半徑：Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+
F-＜Cl-＜Br-＜I-
4.同種元素的原子或單核離子，化合價越高，半徑越小
例如，半徑：Fe3+＜Fe2+＜Fe
5.具有相同電子層結(jié)構(gòu)的原子或離子，核電荷數(shù)越大，半徑越小
例如，半徑：S2->Cl->K+>Ca2+
【例題】
9．具有下列電子排布的原子中，半徑最大的為
A．1s22s22p63s1 B．1s22s22p63s23p64s1
C．1s22s22p63s2 D．1s22s22p63s23p64s2
試卷第1頁，共3頁
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參考答案：
1．A
【詳解】A．各能級的原子軌道數(shù)按s、p、d、f的順序依次為1、3、5、7，A正確；
B．各能層的能級都是從s能級開始，每個能層上能級個數(shù)與能層數(shù)相等，所以有的能層不含f能級，如第一能層只有1s能級，B錯誤；
C．各能層含有的能級數(shù)與其能層數(shù)相等為n，C錯誤；
D．各能層最多含有的電子數(shù)為2n2，但最外層不能超過8個電子，次外層不能超過18個電子，倒數(shù)第三層不能超過32個電子，D錯誤。
2．D
【詳解】A．根據(jù)泡利不相容原理可知，p軌道最多只能容納6個電子，鈉原子的電子排布式應(yīng)該是1s22s22p63s1，A錯誤；
B．根據(jù)洪特規(guī)則可知，等價軌道在全空、半滿、全滿時是較穩(wěn)定狀態(tài)，故銅原子的電子排布式應(yīng)該是1s22s22p63s23p63d104s1，B錯誤；
C．違背了能量最低原理，鐵原子的電子排布式應(yīng)該是1s22s22p63s23p63d64s2，C錯誤；
D．根據(jù)核外電子的排布規(guī)律可知，氪原子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s24p6，D正確。
答案選D。
【點睛】在對核外電子排布時，能量最低原理、泡利原理(由此可導(dǎo)出每層最多容納的電子數(shù))和洪特規(guī)則要綜合考慮。
3．B
【詳解】A．氫原子光譜是元素的所有光譜中最簡單的光譜，不是之一，故A錯誤；
B．微觀粒子的運動具有波粒二象性，用波粒二象性和概率波處理微觀問題就是量子化，微觀粒子的運動具有量子化特點，故B正確；
C．波爾理論具有局限性，只是解釋了氫原子光譜，但對解釋多電子原子的光譜卻遇到困難，故C錯誤；
D．原子中電子沒有固定的軌道，只能在一定范圍內(nèi)高速運動，原子半徑是電子運動出現(xiàn)幾率最高的區(qū)域，故D錯誤；
故選B。
4．C
【詳解】A．不同能級的原子軌道形狀可以相同，如1s、2s能級的原子軌道都是球形，只是半徑不同，故A錯誤；
B．現(xiàn)在的技術(shù)無法測定電子在原子核外的運動軌跡，原子軌道只是體現(xiàn)電子的運動狀態(tài)，故B錯誤；
C．任何電子層的p能級都有3個p軌道，故C正確；
D．根據(jù)B項分析，氫原子s軌道呈球形，并不是電子運動軌跡呈球形，故D錯誤；
答案選C。
5． ③ ②④⑥ 1s22s22p63s23p4 H2SO4 ①④⑥③②⑤
【詳解】（1）在一個原子軌道里，最多只能容納2個電子，而且它們的自旋狀態(tài)相反，稱為泡利不相容原理，所以違反泡利不相容原理的有③；當(dāng)電子排布在同一個能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是單獨優(yōu)先占據(jù)一個軌道，而且自旋狀態(tài)相同，稱為洪特規(guī)則，所以違反洪特規(guī)則的有②④⑥；
（2）根據(jù)激發(fā)態(tài)原子核外電子排布式知該元素核外有16個電子，為S元素；根據(jù)能量最低原理，其基態(tài)原子核外電子排是1s22s22p63s23p4；S元素最外層有6個電子，所以最高價是+6價，最高價氧化物對應(yīng)水化物的化學(xué)式是H2SO4；
（3）相同電子層上原子軌道能量的高低：ns＜np＜nd；形狀相同的原子軌道能量的高低：1s＜2s＜3s＜4s……，多電子原子的原子軌道按軌道能量由低到高順序是①④⑥③②⑤。
6．B
【分析】價電子構(gòu)型為3s23p4的元素是16號元素S，據(jù)此回答。
【詳解】A．價電子構(gòu)型為3s23p4的元素是16號元素S，A錯誤；
B．它的核外電子排布式為1s22s22p63s23p4，B正確；
C．硫和氫氣化合生成硫化氫，常溫時是氣態(tài)化合物，C錯誤
D．其電子排布圖為：，D錯誤；
故選B。
7．C
【分析】先根據(jù)信息，推出各元素：原子含有未成對電子最多的第二周期元素是氮，位于周期表中第三周期皿A族的元素是鋁，原子最外電子層排布為2s22p6的元素是氛，原子最外電子層排布為3s23p5的元素是氯，然后比較氧化性強弱；
【詳解】由原子含有未成對電子最多的第二周期元素是氮，位于周期表中第三周期IIIA族的元素是鋁，原子最外電子層排布為2s22p6的元素是氖，原子最外電子層排布為3s23p5的元素是氯，A是氮元素，B是鋁元素，C是氯元素，D是氖元素，氖為稀有氣體元素，很穩(wěn)定，鋁是金屬元素，單質(zhì)具有還原性，氯和氮均為非金屬，氯原子最外層為7個電子，更容易得電子，所以電子氧化性最強。
故選C。
8．D
【分析】X原子的最外層電子數(shù)是其電子層的3倍，由于最外層電子數(shù)不能超過8個，因此X是第二周期元素，則X的原子序數(shù)是2＋2×3＝8，即X是O元素。X、Y位于同一主族，則Y是S元素。Z原子的核外電子數(shù)比Y原子少1，所以Z是P元素。
【詳解】A、同周期自左向右非金屬性逐漸減弱，同主族自上而下非金屬性逐漸減弱，則元素非金屬性：X＞Y＞Z，A錯誤；
B、非金屬性越強最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性越強，則最高價氧化物水化物酸性：Y＞Z，B錯誤；
C、同周期自左向右原子半徑逐漸減小，同主族自上而下原子半徑逐漸增大，則原子半徑：X＜Y＜Z，C錯誤；
D、非金屬性越強，氫化物的穩(wěn)定性越強，則氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：Z＜Y＜X，D正確；
答案選D。
9．B
【詳解】1s22s22p63s1為Na，1s22s22p63s23p64s1為K，1s22s22p63s2為Mg，1s22s22p63s23p64s2為Ca；同周期自左而右原子半徑減小，同主族自上而下原子半徑增大，故原子半徑：K＞Na＞Mg，K＞Ca，故K原子半徑最大，即B的原子半徑最大；
故選B。
答案第1頁，共2頁
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