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第1讲 原子结构与性质
[考纲要求]
1．了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子
核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式。
2.了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
3.了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。
4.了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。
考点一 原子结构
1知识梳理
1.能层与能级
(1)能层(n)
在多电子原子中，核外电子的____是不同的，按照电子的____差异将其分成不同能层。
通常用__________表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层，能量依次升高。
(2)能级
同一能层的电子的____也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用________等表示，
同一能层里，各能级的能量按________的顺序升高，即__________。
2．原子轨道
(1)原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。电子云轮廓图给出了电子在
________________的区域。
原子轨道 轨道形状 轨道个数
s 球形 ____
p 哑铃形 ____
(2)能量关系
①相同能层上原子轨道能量的高低：____________。
②形状相同的原子轨道能量的高低：____________。
③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如np、np、np 轨道的
x y z
能量相等。
3．基态原子的核外电子排布原理
(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整
个原子的能量处于最低状态。
下图为构造原理示意图，即基态原子核外电子原子轨道排布顺序图：(2)泡利原理
每个原子轨道里最多只能容纳____个电子，且自旋状态____。如2s轨道上的电子排布为
，不能表示为 。
(3)洪特规则
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________占据一个轨道，
且自旋状态相同。如 2p3的电子排布为 ，不能表示为 或
。
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在____(p6、d10、f14)、____(p3、d5、f7)和____(p0、
d0、f0)状态时，体系的能量最低，如： Cr的电子排布式为__________________。
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4．基态、激发态及光谱示意图
(1)基态原子：处于________的原子。
(2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会________到较高能级，变成激发
态原子。
(3)原子光谱：不同元素的原子发生________时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪
摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称________光谱。
[判断] (正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)p能级能量一定比s能级的能量高( )
(2)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多( )(3)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等( )
(4)钠元素的基态原子的电子排布式为1s22s22p62d1( )
(5)磷元素基态原子的电子排布图为
( )
(6)电子排布式( Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原则( )
22
(7)1s22s12p1表示的是激发态原子的电子排布( )
(8)铁元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d6( )
(9)Cr的基态原子的简化电子排布式为[Ar]3d44s2( )
(10)基态原子电子能量的高低顺序为E(1s)＜E(2s)＜E(2p)＜E(2p)＜E(2p)( )
x y z
(11)某些金属及它们的化合物在灼烧时会产生特殊的颜色，是由于电子跃迁时能量以光
的形式释放出来( )
[提醒]
(1)原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能
量不处于最低状态
(2)半充满、全充满状态的原子结构稳定
如ns2、np3、np6；nd5、nd10
Cr：3d54s1 Mn：3d54s2 Cu：3d104s1 Zn：3d104s2
(3)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写时，仍把(n－
1)d放在ns前
(4)基态原子失电子的顺序
以Fe为例，Fe――→Fe2＋――→Fe3＋
2对点速练
练点一 原子核外电子排布规律及表示方法
1．写出下列原子或离子的①电子排布式、②价电子排布图、③电子占的原子轨道数、④
未成对电子数。
(1)N：①____________②____________
③____________④____________。
(2)Cl：①____________②____________
③____________④____________。
(3)Fe2＋：①____________②____________
③____________④____________。
(4)Cu：①____________②____________
③____________④____________。
(5)Se：①____________②____________
③____________④____________。(6)Br－：①____________②____________
③____________④____________。
2．下列电子排布式或轨道表示式正确的是( )
①C原子的轨道表示式：
②Cr原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d44s2
③O原子的轨道表示式：
④Br原子的外围电子排布式：3d104s24p5
⑤B原子的轨道表示式：
A．①②③ B．②③④
C．①②④⑤ D．只有③
反思归纳
在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：
练点二 核外电子排布中的能量变化
3．气态电中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是( )
A．1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1
B．1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2
C．1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3
D．1s22s22p63s23p63d104s24p2→1s22s22p63s23p63d104s24p14．下列 Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为________、
________(填标号)。
方法总结
核外电子排布的五种表示方法
表示方法 含义 举例
表示核外电子分层排布和核
原子或离子结构示意图
内质子数 Na： Na＋：
电子式 表示原子最外层电子数目
S：1s22s22p63s23p4
表示每个能级上排布的电子
核外电子排布式 或[Ne]3s23p4
数
S2－：1s22s22p63s23p6
表示每个原子轨道中电子的
电子排布图(轨道表示式)
运动状态
价电子排布式或排布图 表示价电子的排布
(1)结构示意图：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各层上的电子数。
(2)电子排布式：能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数，但不能表示
原子核的情况，也不能表示各个电子的运动状态。
(3)电子排布图：能反应各轨道的能量的高低，各轨道上的电子分布情况及自旋方向。
(4)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数
和参与成键的电子数以及最外层电子数。
考点二 原子结构与元素性质
1知识梳理
1.原子结构与周期表的关系
(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格)
能 每周期第一种元素 每周期最后一种元素
周
层 原子 基态原子的 原子 基态原子的
期
数 序数 电子排布式 序数 电子排布式
二 2 3 [He]2s1 ____ ________
三 3 11 ______ ____ 1s22s22p63s23p6
1s22s22p63s23p6
四 4 19 ________ ____
3d104s24p6
1s22s22p63s23p6
3d10
五 5 ____ ______ 54
4s24p64d105s25p
6
1s22s22p63s23p6
3d104s24p6
六 6 55 ____ ____
4d104f145s25p65
d106s26p6
(2)每族元素的电子排布特点
①主族
主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
排布特点 ____ ______ ______ ______ ______ ______ ______
②0族：He：1s2；其他ns2np6。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。
(3)元素周期表的分区
a．根据核外电子排布分区b．各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分区 元素分布 外围电子排布 元素性质特点
除氢外都是活泼金属元
s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2 素；通常是最外层电子参
与反应
通常是最外层电子参与反
p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6(He除外)
应
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除 d轨道可以不同程度地参
d区 (n－1)d1～9ns1～2(除钯外 )
镧系、锕系外) 与化学键的形成
ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 金属元素
镧系元素化学性质相近，
f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
锕系元素化学性质相近
2.元素性质的规律性变化
(1)电离能
①含义
第一电离能：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______，
符号____，单位________。
②规律
a．同周期：第一种元素的第一电离能____，最后一种元素的第一电离能____，总体呈现
从左至右逐渐____的变化趋势。
b．同族元素：从上至下第一电离能逐渐____。
c．同种原子：逐级电离能越来越______(即I____I____I…)。
1 2 3
(2)电负性
①含义：不同元素的原子在化合物中____________能力的标度。元素的电负性越大，表
示其原子在化合物中____________的能力越____。
②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为____和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算
得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。
③变化规律
a．金属元素的电负性一般________，非金属元素的电负性一般________，而位于非金属
三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属又有非金属性。b．在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐____，同主族从上至下，元素的
电负性逐渐____。
[思考]
按要求回答下列问题
(1) 第 三 周 期 所 有 元 素 的 第 一 电 离 能 (I) 大 小 顺 序 为
1
__________________________________________(用元素符号表示)。
(2)Na的逐级电离能中有________次突跃。分别是哪级电离能发生突跃？________、
________。
(3)F、Cl、Br、I的第一电离能由大到小的顺序为________________，电负性由大到小的
顺序为________________。
[判断] (正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)共价化合物中，成键元素电负性大的表现为负价( )
(2)根据元素周期表，氮与氧相比，后者的第一电离能大( )
(3)过渡元素中含有非金属元素( )
(4)s区全部是金属元素( )
(5)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大( )
(6)价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是p区元素( )
(7)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期ⅠA族，是s区元素( )
[提醒]
(1)金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性
顺序表判断电离能的大小。
(2)第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处
于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元
素，如第一电离能：Mg>Al，P>S。
(3)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
2对点速练
练点一 原子结构与元素性质基础判断
1．下列说法中正确的是( )
A．第三周期所有元素中钠的第一电离能最小
B．钠的第一电离能比镁的第一电离能大
C．在所有元素中，氟的第一电离能最大
D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大
2．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性
的变化规律正确的是( )
A．元素周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大
B．元素周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强3．现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是( )
A．最高正化合价：③>②>①
B．原子半径：③>②>①
C．电负性：③>②>①
D．第一电离能：③>②>①
4．回答下列问题：
(1)已知铁是26号元素，写出Fe的价层电子排布式________；在元素周期表中，该元素
在________区(填“s”“p”“d”“f”或“ds”)。
(2)写出与N同主族的As的基态原子的核外电子排布式：________。从原子结构的角度
分析B、N和O的第一电离能由大到小的顺序为________。
(3)写出Fe2＋的核外电子排布式：________。
(4)Zn2＋的核外电子排布式为________。
练点二 原子结构与元素性质综合应用
5．根据信息回答下列问题：
A．第一电离能I是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)
1
所需的最低能量。下图是部分元素原子的第一电离能I随原子序数变化的曲线图(其中12号
1
至17号元素的有关数据缺失)。
B．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一
般认为：如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，原子之间通常形成离子键，如果两个成键
原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值。
元素
Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
符号
电负
1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
性值
(1)认真分析信息A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断第三周期Na～Ar这几
种元素中，Al的第一电离能的大小范围为________X>Y>Z
B．简单离子的还原性：Y>X>W
C．简单离子的半径：W>X>Y>Z
D．氢化物水溶液的酸性：Y>W
2．[2020·天津卷，8]短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。用表中信息判断下列
说法正确的是( )
A．元素电负性：ZCl>Br>I F>Cl>Br>I
判断 答案：(1)√ (2)× (3)× (4)× (5)× (6)√ (7)×
2对点速练
1．解析：C项，在所有元素中，He的第一电离能最大。
答案：A
2．解析：利用同周期从左至右元素电负性逐渐增大，同主族从上至下元素电负性逐渐减
小的规律来判断。电负性越大，金属性越弱，非金属性越强。
答案：A
3．解析：根据核外电子排布可知①是S，②是P，③是F。F无最高正价，A错误；同周期自左向右原子半径逐渐减小，同主族自上而下原子半径逐渐增大，则原子半径：②>①>③，B错误；
非金属性越强，电负性越大，则电负性：③>①>②，C错误；非金属性越强，第一电离能越大，但P
的3p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，第一电离能强于S，则第一电离能：③>②>①，D正
确。
答案：D
4．解析：B、N、O元素同周期，在第一电离能逐渐增大的趋势中出现了I(N)>I(O)的曲折。
1 1
答 案 ： (1)3d64s2 d (2)1s22s22p63s23p63d104s24p3 或 [Ar]3d104s24p3 N>O>B
(3)1s22s22p63s23p63d6 (4)1s22s22p63s23p63d10
5．解析：(1)由信息所给的图可以看出，同周期的ⅠA族元素的第一电离能最小，而第
ⅢA族元素的第一电离能小于第ⅡA族元素的第一电离能，故NaMg>Ca，最小范围
应为0.9～1.5。
(5)AlCl 中Al与Cl的电负性差值为1.5，根据信息，电负性差值若小于1.7，则形成共
3
价键，所以AlCl 为共价化合物，离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价
3
化合物不能导电。
答案：(1)Na Mg
(2)第五 第ⅠA
(3)两 Be(OH)＋2H＋===Be2＋＋2HO、
2 2
Be(OH)＋2OH－===Be ＋2HO
2 2
(4)0.9～1.5
(5)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5(<1.7)，所以形成共价键，为共价化合物；判断
方法：将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物本讲真题研练
1．解析：根据Z与X可形成淡黄色化合物ZX，即该化合物为NaO，结合原子序数关系
2 2 2 2
可知，X为O元素，Z为Na元素；基态O原子核外有8个电子，是最高能级2p上排布的电子数的
2倍；由原子序数关系可知Y为F元素，则与其同主族的W为Cl元素。根据第一电离能递变规
律，可知其相对大小顺序为：F>O>Cl>Na，A项错误；根据非金属性：F >O>Cl，可知简单离子的还
原性：Cl－>O2－>F－，B项错误；根据离子半径的变化规律，可知简单离子半径：Cl－>O2－>F－>Na＋，
C项正确；氢化物水溶液的酸性：HF< HCl，D项错误。
答案：C
2．解析：本题考查物质性质与元素推断，考查的化学学科核心素养是宏观辨识与微观探
析。从Z的最高价氧化物的水化物的化学式和W的最高价氧化物的水化物的pH可知，Z、W是磷、
硫元素，结合X、Y的最高价氧化物水化物的0.1 mol·L－1溶液的pH，可知X、Y是氮、钠元素。
电负性：P Na＋，B项错误；磷的3p轨道为半满稳定状态，其第一电
离能大于硫，C项错误；NH 分子间存在氢键，导致其沸点高于PH，D项错误。
3 3
答案：A
3．解析：(全国卷Ⅰ)：(1)A表示基态镁原子的第二电离能，B表示基态镁原子的第一电
离能，则电离能：A>B；C表示激发态镁原子的第一电离能，则电离能：A>C；D表示激发态镁原子
的第二电离能，则电离能：A>D。
(全国卷Ⅱ)：(2)金属原子变为阳离子，首先失去最外层电子。
(3)F－与O2－具有相同电子层结构，F原子序数较大，离子半径较小。
(全国卷Ⅲ)：(1)根据对角线原则，Li与Mg的化学性质最相似。基态时Mg原子的两个M
层电子处于3s轨道上，且自旋方向相反。
答案：(全国卷Ⅰ)：(1)A
(全国卷Ⅱ)：(2)4s 4f5 (3)小于
(全国卷Ⅲ)：(1)Mg 相反
4．解析：(全国卷Ⅰ)：(2)Li＋和H－的电子层结构相同，而具有相同电子层结构的离子半
径大小与核电荷数有关，核电荷数越大，离子半径越小。
(全国卷Ⅱ)：(1)基态Fe原子核外有26个电子，按照构造原理，其核外电子排布式为
[Ar]3d64s2，按照洪特规则，价层电子3d上6个电子优先占据5个不同轨道，故价层电子的电子排布图为 。
基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，电子占据最高能级为3p，p能级的电子
云轮廓图为哑铃(纺锤)形。
(全国卷Ⅲ)：(1)Zn原子核外有30个电子，其电子排布式为[Ar]3d104s2。
(2)Cu原子的外围电子排布式为3d104s1，4s能级处于半充满状态，而Zn原子的4s能级
处于全充满状态，Zn原子更不易失去1个电子，所以Zn原子的第一电离能较大。
答案：(全国卷Ⅰ)：
(2)Li＋核电荷数较大
(全国卷Ⅱ)：
(1) 哑铃(纺锤)
(全国卷Ⅲ)：
(1)[Ar]3d104s2
(2)大于 Zn核外电子排布为全充满稳定结构，较难失电子
5．解析：(全国卷Ⅰ)：(1)赤橙黄绿青蓝紫，波长逐渐减小。
(2)K原子位于第四周期，原子结构示意图 ，核 外电子排布式为
1s22s22p63s23p64s1，最高能层为N层，第4电子层为4s原子轨道，为球形。K原子半径大，且价
电子数少(K原子价电子数为1，Cr原子价电子排布为3d54s1，价电子数为6)，金属键弱，熔沸点
低。
(全国卷Ⅱ)：(1)N原子位于第二周期第ⅤA族，价电子是最外层电子，即电子排布图是
。
(2)根据图(a)，电子亲和能增大(除N外)，同周期从左向右非金属性增强，得电子能力
增强，因此同周期自左向右电子亲和能增大；氮元素的p能级达到半满状态，原子相对稳定，不
易得到1个电子。(全国卷Ⅲ)：(1)Co 为 27 号元素，Co 的基态原子核外电子排布式为：
1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；金属性越强，第一电离能越小，而金属性：Mn>O，故第一电
离能较大的为O。Mn原子的价电子排布式为3d54s2，根据洪特规则，有5个未成对电子，而O原
子的价电子排布式为2s22p4，仅有2个未成对电子，故基态原子核外未成对电子数较多的是
Mn。
答案：(全国卷Ⅰ)：
(1)A
(2)N 球形 K原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱
(全国卷Ⅱ)：
(1)
(2)同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能
量依次增大 N的p能级处于半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子
(全国卷Ⅲ)：
(1)1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2 O Mn
