文档文本内容
第一章 原子结构与性质
必背知识清单01 能层与能级
1.能层
①定义：核外电子按能量不同分成能层。
②电子的能层由内向外排序，其序号、符号以及所能容纳的最多电子数及能层的能量与能层离原子核距离
的关系：
能层 一 二 三 四 五 六 七
符号 K L M N O P Q
最多电子数 2 8 18 32 50 72 98
离核远近 近 远
能量高低 低 高
即能层越高，电子的能量越高，离原子核越远。
2.能级
①定义：同一能层的电子，还被分成不同能级。
②能级的符号和所能容纳的最多电子数如下表：
能层 1 2 3 4 5
能层符号 K L M N O能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p ……
最多电子 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6
数 2 8 18 32 ……2n2
3.能层与能级的有关规律
（1）能级的个数=所在能层的能层序数。
（2）能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多
电子数依次为自然数中的奇数序列1，3，5，7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，
d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子。
（3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容
纳2个电子。
（4）每一能层最多容纳电子数为 2n 2 （n为能层序数）。
（5）f能级的最小能层为4，d能级的最小能层为3。
（6）能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的
能量顺序为：E(ns)< E(np)<E(nd)< E(nf) ……。
（7）不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高。例如：E(1s)< E(2s)<E(3s)。
（8）不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同。例如：Ar的1s能级的能量≠S的1s能级的能量。
必背知识清单02 基态与激发态 原子光谱
1.基态原子与激发态原子
(1)基态原子：处于最低能量状态的原子。
(2)激发态原子：基态原子吸收能量，电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。
(3)基态、激发态相互间转化的能量变化
2.原子光谱
(1)光谱的成因及分类
①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，将释放能量；反之，将吸收能量。光(辐
射)是电子释放能量的重要形式之一。
②电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子时发生的是化学变化。
③一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。(2)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。
必背知识清单03 构造原理与电子排布式
1.构造原理
(1)内容：以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。
(2)构造原理示意图：图中用小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，箭头引导的曲线显示递增电子填
入能级的顺序。
注：电子填充的常见一般规律：
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s
(3)能级交错：构造原理告诉我们，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层
的。这种现象被称为能级交错。
注：①构造原理呈现的能级交错源于光谱学事实，是经验的，而不是任何理论推导的结果。构造原理是一
个思维模型，是个假想过程。
②能级交错现象是电子随核电荷数递增而出现的填入电子顺序的交错，并不意味着先填的能级能量一
定比后填的能级能量低
2.电子排布式
(1)定义：电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子。
(2)表示方法：
(3)书写方法——“三步法”（构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据）
第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s
第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。
第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。
注：在书写电子排布式时，一般情况下，能层低的能级要写在左边，而不是按构造原理的顺序写。(4)在得出构造原理之前，由原子光谱得知有些过渡金属元素基态原子电子排布不符合构造原理，如Cr和
Cu的最后两个能级的电子排布分别为3d54s1和3d104s1。由此可见，构造原理是被理想化了的。
(5)简化电子排布式
①定义：将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的
式子称为简化电子排布式。
②表示方法：如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1 、[Ar]4s2。
(6)价层电子排布式
①价电子层的定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电
子层(简称价层)。
②价电子的位置：
对于主族元素和零族元素来说，价电子就是最外层电子。表示方法：nsx或nsxnpy
对于副族和第VIII族元素来说，价电子除最外层电子外，还可能包括次外层电子。
表示方法：(n-1)dxnsy 或 ndx (钯4d10) 或 (n-2)fx(n-1)dynsz 或(n-2)fxnsy
③举例：元素周期表中给出了元素的价层电子排布式。如Cl的价层电子排布式为3s23p5，Cr的价层电子排
布式为3d54s1。
必背知识清单04 电子云与原子轨道
1.电子云
P
V
(1)概率密度：用P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积，则 称为概率密度，用ρ表示。
(2)电子云：由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。换句话说，电子
云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。
注：①电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对大小。电子云图中小点越密，表示电子出现的概率越
大。
②电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子实际出现的次数。
③电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图。
(3)电子云轮廓图：
①绘制电子云轮廓图的目的：表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描
述。例如，绘制电子云轮廓图时，把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来
②s电子、p电子的电子云轮廓图
s电子的电子云轮廓图：所有原子的任一能层的s电子的电子云轮廓图都是球形，只是球的半径不同。
同一原子的能层越高，s电子云的半径越大，如下图所示。这是由于 1s、2s、3s……电子的能量依次增高，
电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。
图：同一原子的s电子的电子云轮廓图p电子的电子云轮廓图：p电子云轮廓图是哑铃状的。每个p能级都有3个相互垂直的电子云，分别称为
p 、p ，和p，右下标x、y、z分别是p电子云在直角坐标系里的取向，如图所示。p电子云轮廓图的平均
x y z
半径随能层序数的增大而增大。
图：p、p、p 的电子云轮廓图
x y z
2.原子轨道
(1)定义：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。
(2) 原子轨道
(3)各能级所含原子轨道的数目
能级符号 ns np nd nf
轨道数目 1 3 5 7
必背知识清单05 泡利原理、洪特规则、能量最低原理
1.电子自旋
（1）定义：电子除空间运动状态外，还有一种状态叫做自旋。电子自旋可以比喻成地球的自转。
（2）两种取向及表示方法：电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向。
常用方向相反的箭头“↑”和“↓”表示自旋状态相反的电子。
注：①自旋是微观粒子普遍存在的一种如同电荷、质量一样的内在属性。
②能层、能级、原子轨道和自旋状态四个方面共同决定电子的运动状态，电子能量与能层、能级有关，
电子运动的空间范围与原子轨道有关
③一个原子中不可能存在运动状态完全相同的2个电子。
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，电子排布的轨道表示式
(1)含义：轨道表示式(又称电子排布图)是表述电子排布的一种图式。
举例：如氢和氧的基态原子的轨道表示式：
(2)书写要求：
①在轨道表示式中，用方框(也可用圆圈)表示原子轨道，1个方框代表1个原子轨道，通常在方框的下方或上方标记能级符号。
②不同能层及能级的原子轨道的方框必须分开表示，能量相同（同一能层相同能级）的原子轨道(简并轨
道)的方框相连。
③箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称电子对，“↑”或 “↓”称单电子(或称未成对电子);箭头
同向的单电子称自旋平行，如基态氧原子有2个自旋平行的2p电子。
④轨道表示式的排列顺序与电子排布式顺序一致，即按能层顺序排列。有时画出的能级上下错落，以表达
能量高低不同。
⑤轨道表示式中能级符号右上方不能标记电子数。
(3)书写方法：以Si原子为例，说明轨道表示式中各部分的含义：
4.洪特规则
(1)内容：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 。
注： ①洪特规则只针对电子填入简并轨道而言，并不适用于电子填入能量不同的轨道。
②当电子填入简并轨道时，先以自旋平行依次分占不同轨道，剩余的电子再以自旋相反依次填入各
轨道。
(2)特例：当同一能级上的电子排布为全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空状态(p0、d0、f0)时，具
有较低的能量和较大的稳定性。
举例：如基态 Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，为半充满状态，易错写为1s22s22p63s23p63d44s2 ；
24
基态 Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1，易错写为[Ar]3d94s2。
29
5.能量最低原理
(1)内容：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，这就是
能量最低原理。
(2)说明：
①基态原子的能量最低，故基态原子的电子排布是能量最低的原子轨道组合。
②整个原子的能量由核电荷数、电子数和电子状态三个因素共同决定，相邻能级能量相差很大时，电子填入能量低的能级即可使整个原子能量最低(如所有主族元素的基态原子);而当相邻能级能量相差不太大时，
有1~2个电子占据能量稍高的能级可能反而降低了电子排斥能而使整个原子能量最低(如所有副族元素的基
态原子)。
③基态原子的核外电子排布遵循泡利原理、洪特规则和能量最低原理。
必背知识清单06 原子结构与元素周期表
1.元素周期律
（1）定义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律
（2）实质：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。
2.元素周期系
定义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。
3.元素周期表
（1）含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。
（2）元素周期系与元素周期表的关系：
注：①门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号
②原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。
③原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
4.元素周期表的结构
（1）原子核外电子排布与周期的划分
外围电子排布
周期 各周期增加的能级 元素种类
第ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数
一 1s1 1s 2 2 1s 2
二 2s1 2s 2 2p 6 8 2s、2p 8
三 3s1 3s 2 3p 6 8 3s、3p 8
四 4s1 4s 2 4p 6 8 4s、3d、4p 18
五 5s1 5s 2 5p 6 8 5s、4d、5p 18
六 6s1 6s 2 6p 6 8 6s、4f、5d、6p 32
七 7s1 7s 2 7p 6 8 7s、5f、6d、7p 32（2）核外电子排布与族的关系
①价电子：主族元素的价电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属元素原子的价电子排布为ns1。副族元
素的价电子与其最外层电子和次外层电子有关(镧系、锕系元素还与次次外层的f电子有关)。如铁元素的价
电子排布式为3d64s2。
②主族元素的族序数=原子的最外层电子数。同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在 ns或
nsnp能级上。
主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
价电子构型 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
③稀有气体元素的价电子排布为ns2np6(He为1s2)。
④过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵列原子的价电子排布基本相同。
族序数 ⅢB ⅣB … ⅦB
价电子构型 (n-1)d1ns2 (n-1)d2ns2 … (n-1)d5ns2
族序数 Ⅷ ⅠB ⅡB
价电子构型 (n-1)d6~8ns2 (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2
第ⅢB族~ⅦB族可失去ns和(n-1)d能级上的全部电子，最高正价数 = 族序数。
第Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n-1)d电子，其最高正价一般低于族序数(8)，只有Ru和Os
可表现出+8价。
第ⅠB族可失去ns电子和部分(n-1)d电子，所以第ⅠB族的族数<最高正价，第ⅡB族只失去ns2电子，第
ⅡB族的族序数=其最高正价。
5.根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系
各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束)，中间按照构造原
理依次排满各能级。而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数，具
体数据如下：
6.元素周期表的分区
（1）按电子排布分区
①按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分为s、p、d、f
4个区，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。
这5个区的位置关系如图所示。②各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别
分区 元素位置 价层电子排布式 元素种类及性质特点
原子的核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金
s区 IA族、ⅡA族 ns1-2
属元素(H除外)，为碱金属元素和碱土金属元素
原子的核外电子最后排布在 np能级(He为s能级)
p区 ⅢA~ⅦA族及0族 ns2np1-6(He除外)
上，为非金属元素和少数金属元素
为过渡金属元素，原子的核外电子最后排布在
ⅢB~ⅦB族(镧系、
d区 (n-1)d1-9ns1-2(Pd除外) (n-1)d能级上，d轨道可以不同程度地参与化学键
锕系除外) 以及Ⅷ族
的形成
为过渡金属元素，核外电子先填满(n-1)d能级而后
ds区 IB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1-2 再填充ns能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨
道一般不参与化学键的形成
f区 镧系和锕系 (n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2 镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质相似
（2）按金属元素与非金属元素分区
①金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置
沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外)，
线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图)。
②金属与非金属交界处元素的性质特点
在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为半金属或类金属(一般可用作半导体材料) 。
7.对角线规则
某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质是相似的，这种相似性称之为对角线规则。如 Li和Mg
在过量的氧气中燃烧生成正常氧化物，而不是过氧化物。
必背知识清单07 元素周期律
一.原子半径
1.影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数。
2.影响方式：
注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相
比较。
3.微粒半径大小比较
（1）原子半径大小的比较方法
①同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)。
例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
②同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。
例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)
③不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照比较。
例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al)
（2）离子半径大小的比较方法
①同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。
例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
②电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。
例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
③带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋) r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)
④核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。
例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)
二.电离能1.第一电离能
（1）定义：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叫做第一电离能。
（2）符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·mol-1
（3）意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
（4）变化规律
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周
期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。
②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
③同一周期中，第ⅡA族元素的第一电离能比第ⅢA族元素的第一电离能要大，第ⅤA族元素的第一
电离能比第ⅥA族元素的第一电离能要大，这是因为第ⅡA族元素的最外层p轨道全空，第ⅤA族元素的
最外层p轨道半满，全空和半满状态相对稳定。
总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
2.逐级电离能
（1）含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可
以表示为 M(g)=M+(g)+e- I (第一电离能)
1
M+(g)=M2+(g)+e- I(第二电离能)
2
M2+(g)=M3+(g)+e- I(第三电离能)
3
（2）变化规律
①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I< I< I<…
1 2 3
②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化
3.电离能的应用
（1）推断元素原子的核外电子排布
例如：Li的逐级电离能I 《 I< I ，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层
1 2 3
上只有一个电子
（2）判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数如果电离能在I 与I 之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族
n n+1
元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。
（3）判断元素的金属性、非金属性强弱
I 越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外); I 越小，元素的金属性越强。
1 1
三.电负性
1.键合电子: 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。
2.电负性
（1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
（2）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
（3）大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。
（4）变化规律：
一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。
金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。
（5）应用
①判断元素的金属性或非金属性强弱
I、金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大1.8，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，它们既有金属性，又有非金属性。
注：不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准
II、金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
②判断化合物的类型
如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共
价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl 为共价
3
化合物；同理，BeCl 也是共价化合物。
2
③判断元素的化合价I、电负性小的元素易呈现正价
II、电负性大的元素易呈现负价
④解释对角线规则
利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si，由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸
引力相当，故表现出相似的性质。
（6）电负性与第一电离能的关系
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大
的原子对应元素的第一电离能也大。
一、核外电子排布常见错误
(1)在写基态原子的轨道表示式时，常出现以下错误：
(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，失电子时，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、原子外围电子或价电子排布式的区别与联系。如 Cu
的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；外围电子或价电子排布式：3d104s1。
【典例1】下列基态电子排布式中错误的是
A．Ne、1s22s22p6 B． S2-、1s22s22p63s23p6
C．Ca2+、1s22s22p63s23p6 D．F、1s22s12p6
【答案】D
【详解】A．Ne是10号元素，根据构造原理，可知基态Ne原子核外电子排布式是1s22s22p6，A正确；
B．S2-是S原子获得2个电子形成的，根据构造原理可知基态S2-核外电子排布式是1s22s22p63s23p6，B正确；
C．Ca是20号元素，根据构造原理可知基态Ca原子核外电子排布式是1s22s22p63s23p64s2，Ca2+是Ca失去
最外层的2个4s电子形成的，则其核外电子排布式是1s22s22p63s23p6，C正确；
D．F是9号元素，根据构造原理可知基态F原子核外电子排布式是1s22s22p5，D错误；
故合理选项是D。
【典例2】下列基态原子的电子排布式或电子排布图，正确的是
A． Mg原子： B．O原子：
12 8C． Cr原子：[Ar]3d44s2 D． Fe2+离子：[Ar]3d6
24 26
【答案】D
【详解】A． Mg原子核外电子排布图为： ，违反了泡利不相容原理，故A错误；
12
B．O原子核外电子排布图为： ，违反了洪特规则，故B错误；
8
C．铬是24号元素，其原子核外有24个电子，根据核外电子排布规律可知其基态核外电子排布式为：
[Ar]3d54s1或者1s22s22p63s23p63d54s1，故C错误；
D．铁原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，所以亚铁离子的核外电子排布式为[Ar]3d6，故D正确；
答案选D。
二、原子核外电子排布的几种表示
用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是
含义
电子排布式
电子排布式
意义 能直观反映出核外的电子层、能级及各能级上的电子数
实例 K：1s22s22p63s23p64s1
为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体
含义
简化电子排 原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示
布式 意义 避免书写电子排布式过于繁琐
实例 K：[Ar]4s1
含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子
意义 能直观反映出电子的排布情况及电子的自旋状态
轨道表示式
实例
Al：
【典例3】请根据构造原理，按要求写出下列电子排布式或原子结构示意图：
(1) S的电子排布式_______。
16
(2) Na的次外层电子排布式_______。
10
(3) Ca的最高能层的电子排布式_______。
20
(4) Fe的简化电子排布式_______。
26
(5) Co的原子结构示意图_______。
27
(6) Fe3+的电子排布式_______。
26
(7) As的简化电子排布式为_______。
33
【答案】(1)1s22s22p63s23p4
(2)2s22p6
(3)4s2
(4)[Ar]3d64s2(5)
(6)1s22s22p63s23p63d5或[Ar] 3d5
(7)[Ar]3d104s24p3
【解析】（1） S核外有16个电子，排布式为1s22s22p63s23p4；
16
（2） Na的核外电子排布式为1s22s22p63s1，则此外层为2s22p6；
10
（3） Ca的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，最高能层为第4层，电子排布式为4s2；
20
（4） Fe核外有26个电子，简化电子排布式为[Ar]3d64s2；
26
（5） Co核外有27个电子，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2，所以原子结构示意图为 ；
27
（6） Fe的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，失去最外层中3个电子后形成 Fe3+，所以 Fe3+的电子排布式为
26 26 26
1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5；
（7） As核外有33个电子，简化电子排布式为[Ar]3d104s24p3。
33
【点睛】根据原子核外电子的排布规律和构造原理书写原子的电子排布式，应注意从3d能级开始出现“能
级交错”现象。而且要看清题目的要求“最外层”还是“M层”“简化”等要求，其中阳离子的电子式是
在原子的基础上先失去最外层电子。而不是完全按照填充顺序逆向进行。在书写原子结构示意图时，注意
非主族元素，应该先写出电子排布式，再根据电子排布式写出原子结构示意图。
三、周期表的分区与原子的价电子排布的关系
分区 元素位置 价层电子排布式 特点
s区 IA族、ⅡA族 ns1-2 族序数=最外层电子数=价层电子数
p区 ⅢA~ⅦA族及0族 ns2np1-6(He除外)
价层电子数=族序数，
ⅢB~ⅦB族(镧系、锕系除 Ⅷ族第1列元素的价电子数=族序数
d区 (n-1)d1-9ns1-2(Pd除外)
外) 以及Ⅷ族 Ⅷ族第2列元素的价电子数为9
Ⅷ族第3列元素的价电子数为10
ds （n-1）d轨道为全充满状态，
IB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1-2
区 族序数=最外层ns轨道上的电子数
镧系元素化学性质相似；
f区 镧系和锕系 (n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2
锕系元素化学性质相似
总结：对于主族和0族元素而言，价层电子数=ns能级上的电子数或ns+np能级上的电子总数
对于副族（镧系和锕系除外）和第VIII族而言，价层电子数=(n-1)d+ns能级上的电子总数
【典例4】下列各组中的X和Y两种元素，在周期表中一定位于同一族的是A．X原子的核外电子排布式为1s1，Y原子的外围电子排布式为
B．X原子的核外电子排布式为 ，Y原子的核外电子排布式为
C．X原子2p能级上有三个电子，Y原子的3p能级上有三个电子
D．X原子核外M层上仅有两个电子，Y原子核外N层上也仅有两个电子
【答案】C
【详解】A．X原子的核外电子排布式为1s1，则X为H，为IA族元素，Y原子的外围电子排布式为
，则Y为Cu，为IB族元素，故A错误；
B．X为He，Y为Be，分别为0族、IIA族元素，故B错误；
C．2p轨道上只有三个电子的X为N，3p轨道上只有三个电子的Y为P，二者位于周期表同一主族，故C
正确；
D．原子核外M层上仅有两个电子的X为Mg元素，原子核外N层上仅有两个电子的Y可能为Ca、Sc、
Ti、V、Fe、Co、Ni、Zn等元素，不一定同族，故D错误；
故选C。
【典例5】已知某元素+3价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d3，该元素在周期表中的位置正确的是
A．第三周期第IIIB族，d区 B．第三周期第IVB族，d区
C．第四周期第VB族，d区 D．第四周期第VIB族，d区
【答案】D
【详解】某元素+3价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d3，则该元素原子的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d54s1，该元素的最高能层为第四能层，所以是第四周期元素，价电子排布为3d54s1，所以是
VIB族元素，位于d区，选D。
四、微粒半径大小的比较方法
一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
二看核电荷数：当电子层结构相同时，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。
【典例6】下列性质的比较正确的是
A．单质的熔点：Li>Na>K> Rb B．电负性： P>N>O>C
C．第一电离能： Na<Mg<Al<Si D．微粒半径： Li+<O2-<F-<Na+
【答案】A
【详解】A．同主族的金属元素从上到下，金属原子的价层电子数不变，原子半径逐渐增大，金属键逐渐
减弱，金属熔点逐渐降低，故A正确；
B．元素的非金属性越强，电负性越大，电负性O>N>P>C，故B错误；
C．同周期元素第一电离能呈增大趋势，但IIA和VA族为全满和半满稳定状态，第一电离能反常的比相邻
下一主族大，故第一电离能Na<Al<Mg<Si，故C错误；
D．微粒的电子层数越多原子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越多半径越小，微粒半径
Li+<Na+<F−<O2−，故D错误；
故选：A。五、电离能规范答题的两个类型
1.电离能与原子结构
答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。
答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸
引力小于B， 故第一电离能A小于B。
2.电离能与半充满、全充满
答题策略：能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。
答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子，×××电离能大。
【典例7】合成氨是人类科学技术发展史上的一项重大成就，在很大程度上解决了地球上因粮食不足而导
致的饥饿问题，是化学和技术对社会发展与进步的巨大贡献。
(1)自然界中的氮元素主要以分子的形式存在于空气中，是人工固氮的主要来源。
①基态氮原子的轨道表示式为___________，占据最高能级电子的电子云轮廓图为___________形。
②NH 分子中，与N原子相连的H显正电性。N、H电负性大小顺序为___________。
3
(2)铁触媒是普遍使用的以铁为主体的多成分催化剂，通常还含有Al O、KO、CaO、MgO、Cr O 等氧化
2 3 2 2 3
物中的几种。
①上述氧化物所涉及的元素中，处于元素周期表中p区的元素是___________。
②比较Mg、Ca第一电离能的大小：___________。O的第一电离能小于N，原因是___________。
③下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
元素 Na Mg Al
496 738 578
4562 1451 1817
电离能(kJ/mol)
6912 7733 2745
9543 10540 11575
结合数据说明Mg的常见化合价为＋2价的原因：___________。
(3)我国科研人员研制出了“Fe—LiH”催化剂，温度、压强分别降到了350℃、1MPa，这是近年来合成氨反
应研究中的重要突破。
①基态Fe原子的核外电子排布式为___________，铁在元素周期表中的位置___________。
②比较Li＋与H-的半径大小关系：r(Li＋)___________r(H-)(填“＞”或“＜”)。
【答案】(1) 哑铃 N＞H
(2) Al、O Mg＞Ca O的价电子层2s22p4，失去一个电子后，2p能级达到半满的结构，相对稳定；N
的价电子层2s22p3，半满的结构，相对稳定，不易失去电子 镁的第三电离能比第一、二电离能大
很多，镁很难失去第三个电子，而易失去两个电子形成＋2价镁离子(3) 1s22s22p63s23p63d64s2 第四周期第Ⅷ族 ＜
【解析】(1)①基态氮原子的电子排布式为1s22s22p3，其轨道表示式为 ；占据最高
能级为2p，其电子云轮廓图为哑铃形；
②NH 分子中，与N原子相连的H显正电性，则N、H电负性大小顺序为N＞H；
3
(2)①上述氧化物所涉及的元素中，处于元素周期表中p区的元素是Al、O；
②同一主族从上到下，第一电离能逐渐减小，则Mg、Ca第一电离能的大小为Mg＞Ca；O的价电子层
2s22p4，失去一个电子后，2p能级达到半满的结构，相对稳定；N的价电子层2s22p3，半满的结构，相对稳
定，不易失去电子，故第一电离能：O＜N；
③镁的第三电离能比第一、二电离能大很多，镁很难失去第三个电子，而易失去两个电子形成＋2价镁离
子，故Mg的常见化合价为＋2价；
(3)①基态Fe原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，铁在元素周期表中位于第四周期第Ⅷ族；
