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第 36 讲 原子结构与性质
目录
第一部分：网络构建（总览全局）
第二部分：知识点精准记忆
第三部分：典型例题剖析
高频考点1 考查核外电子排布的表示方法
高频考点2 考查原子结构与元素周期表、元素性质的关系
高频考点3 考查电离能、电负性的应用
正文
第一部分：网络构建（总览全局）
第二部分：知识点精准记忆
知识点一 原子核外电子排布原理
1.能层、能级与原子轨道
(1)能层(n)
在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、
N……表示，能量依次升高。
(2)能级
同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各
能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。(3)原子轨道
电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。
原子轨道 轨道形状 轨道个数
s 球形 1
p 哑铃形 3
【特别提醒】第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道p、
x
p、p，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。
y z
（4）能层、能级与原子轨道之间的关系
2.原子轨道的能量关系
(1)轨道形状
①s电子的原子轨道呈球形。
②p电子的原子轨道呈亚铃形。
(2)能量关系
①相同能层上原子轨道能量的高低:ns<np<nd<nf。
②形状相同的原子轨道能量的高低:1s<2s<3s<4s……
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npx、npy、npz轨道的能量相等。
④不同能级具有交错现象ns<(n-2)f<(n-1)d<np。
3.基态原子的核外电子排布
(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。即原子的核外电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：
【特别提醒】所有电子排布规则都需要满足能量最低原理，这个填充顺序可以根据n+0.7l规则计算出来，
n为电子层数，l为轨道类型数，s、p、d、f取值分别0、1、2、3。
(2)泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。
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优先单独占据一个轨道，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全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体
系的能量最低，如： Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1。
24
4.原子(离子)核外电子排布式(图)的书写
(1)核外电子排布式:按电子排入各能层中各能级的先后顺序,用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的
电子数的式子。如Cu:1s22s22p63s23p63d104s1,其简化电子排布式为[Ar]3d104s1。
(2)价电子排布式:如铁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。
(3)电子排布图(或轨道式):方框表示原子轨道,用“↑”或“↓”表示自旋状态不同的电子,按排入各能层中
的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。例如： ，核外电子排布
图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。
5.基态、激发态及光谱示意图(1)原子状态
①基态原子:处于最低能量的原子。
②激发态原子:当基态原子的电子吸收能量后,电子会跃迁到较高能级,变成激发态原子。
(2)原子光谱:
①当电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时,释放一定频率的光子,这是产生原子发
射光谱的原因。
②不同元素的原子发生跃迁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,总称原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析
(3)基态、激发态及光谱示意图
知识点二 原子结构与周期表、元素性质的关系
1.原子结构与周期表的关系
(1)原子结构与周期表的关系：原子的最大能层数＝周期序数
每周期第一个元素 每周期最后一个元素
周期 能层数
基态原子的简
原子序数 原子序数 基态原子的电子排布式
化电子排布式
二 2 3 [He]2s1 10 1s22s22p6
三 3 11 [Ne]3s1 18 1s22s22p63s23p6
四 4 19 [Ar]4s1 36 1s22s22p63s23p63d104s24p6
1s22s22p63s23p63d10
五 5 37 [Kr]5s1 54
4s24p64d105s25p6
1s22s22p63s23p63d104s24p6
六 6 55 [Xe]6s1 86
4d104f145s25p65d106s26p6
(2)原子结构与族的关系
①主族元素的价层电子排布特点
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA
排布特点 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2
主族 ⅤA ⅥA ⅦA
排布特点 ns2np3 ns2np4 ns2np5
②0族：He：1s2；其他ns2np6。③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。
(3)元素周期表的分区与价层电子排布的关系
①周期表的分区
②各区价层电子排布特点
分区 价层电子排布
s区 ns1～2
p区 ns2np1～6(除He外)
d区 (n－1)d1～9ns1～2(除钯外)
ds区 (n－1)d10ns1～2
f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
2.元素周期律
1）原子半径
(1)影响因素
(2)变化规律：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；同主族元素从上到下，原子
半径逐渐增大。
2）电离能
(1)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最低能量，符号：I，
1
单位：kJ·mol－1。
(2)规律
①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大
的变化趋势。
②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
③同种原子：逐级电离能越来越大(即I＜I＜I…)。
1 2 3
【特别提醒】第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素都大。
(3)应用
①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。②判断元素的化合价：如果某元素的I I ，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素的I I ，所以钠元
n＋1 n 2 1
素的化合价为＋1。
≫ ≫
③判断核外电子的分层排布情况：多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离
能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。
3）电负性
(1)含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸
引键合电子的能力越强。
(2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
(3)变化规律：
①金属元素的电负性一般小于1.8；
②非金属元素的电负性一般大于1.8；
③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。
④在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
(4)应用
①判断元素的金属性和非金属性。一般认为，电负性大于1.8的是非金属元素，小于1.8的是金属元素，在
1.8左右的元素既有金属性又有非金属性。
②判断化合物中元素化合价的正负。电负性数值小的元素在化合物吸引电子的能力弱，元素的化合价为正
值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
③判断分子的极性和键型。电负性相同的非金属元素化合形成化合物时，形成非极性共价键，其分子都是
非极性分子；通常认为，电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间形成极性共价键，相应的化合物是共
价化合物；电负性差值大于1.7的两种元素化合时，形成离子键，相应的化合物为离子化合物。
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
。
第三部分：典型例题剖析
高频考点1 考查核外电子排布的表示方法
例1．（2022·全国·高三专题练习）下列有关核外电子排布式或轨道表示式不正确的是（ ）
A． Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1
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B．K的原子实电子排布式：[Ar]4s1C．N原子的轨道表示式为
D．S原子的轨道表示式为
【名师点睛】核外电子排布常见错误
(1)在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：
① (违反能量最低原理)
② (违反泡利原理)
③ (违反洪特规则)
④ (违反洪特规则)
(2)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在
ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，而失电子时，却先失4s轨道上的电子，如Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5。
(3)注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、价电子排布式的区别与联系。如基态 Cu的核外电子
排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；价电子排布式：3d104s1。
【变式训练】（2021·全国·高三专题练习）下列电子排布式或轨道表示式正确的是（ ）
A．C原子的轨道表示式：
B．Ca原子的核外电子排布式：
C．N原子的轨道表示式：
D． 的核外电子排布式：
高频考点2 考查原子结构与元素周期表、元素性质的关系
例2. （2022·湖北·黄石市有色第一中学高三期末）现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：则下列有关比较中正确的是（ ）
A．第一电离能：④>③>②>① B．原子半径：④>③>②>①
C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③=②>①
【特别提醒】第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素都大。元素电负性
与元素非金属性的变化规律一致。
【变式训练】（2022·江苏镇江·高三开学考试）白云土是一种硅酸盐，用氢氟酸处理白云土生成一种水溶
性很低的物质 。下列说法正确的是
A．电负性大小： B．半径大小：
C．电离能大小： D．碱性强弱：
高频考点3 考查电离能、电负性的应用
例3．（2022·全国·高三专题练习）已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol-1。请根据下表数据
判断下列说法中错误的是
元
I I I I
素 1 2 3 4
690
X 500 4600 9500
0
270
Y 580 1800 11600
0
A．元素X的常见化合价是+1价 B．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
C．元素Y是第IIIA族元素 D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
【名师点睛】1．电离能常见的四个应用
(1)判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
(2)判断元素的化合价
如果某元素的I I，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I I，所以钠元素的化合价为＋1。
n＋1 n 2 1
(3)判断核外电子的≫分层排布情况 ≫
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，当电离能的变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化。
(4)反映元素原子的核外电子排布特点同周期元素原子的最外层电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大，如第ⅡA
族、ⅤA族元素。
2．电负性常见的四个应用
(1)确定元素类型(电负性>1.8，为非金属元素；电负性<1.8，为金属元素)。
(2)确定化学键类型(一般两成键元素电负性差值>1.7，为离子键；两成键元素电负性差值<1.7，为共价键)。
(3)判断元素价态正、负(化合物中电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价)。
(4)判断元素金属性和非金属性强弱(表征原子得电子能力强弱)。
【变式训练】（2022·全国·高三专题练习）已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是
A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B．第一电离能Y一定小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性强于Y对应的酸性
D．气态氢化物的稳定性：HY小于H X
n m
