一、原子核外电子排布及表示方法1能层、能级及其最多容纳培训资料
原子核外电子排布
原子核外电子排布
1、核外电子的运动特征：
（1）质量很小，带负电荷
（2）运动速度高（接近光速）
（3）运动空间范围很小（相对于宏观物体而言）
结论：不遵循宏观物质的运动特征．
2、电子云：
电子云是电子在原子核外空间概率密度分布的形象描述，电子在原子核外空间的某区域内出现，好像带负电荷的云笼罩在原子核的周围，人们形象地称它为”电子云”．
在这个模型里，某个点附近的密度表示电子在该处出现的机会的大小．密度大的地方，表明电子在核外空间单位体积内出现的机会多；反之，则表明电子出现的机会少．
s轨道p轨道d轨道
3、原子核外电子排布原则：
1）泡利不相容原理：每个轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反配对．
2）能量最低原理：电子尽可能占据能量最低的轨道．
3）Hund规则：简并轨道（能级相同的轨道）只有被电子逐一自旋平行地占据后，才能容纳第二个电子．
另外：等价轨道在全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的，亦即下列电子结构是比较稳定的：
全充满﹣﹣﹣p6或d10或f14
半充满﹣﹣﹣﹣p3或d5或f7
全空﹣﹣﹣﹣﹣p0或d0或f0
4、核外电子能级分布（构造原理）：
5、核外电子排布表示方法：
表示方法举例
原子结构示意图电子排布式S ：1s 22s 22p 63s 23p 4
简化电子排布式
[Ne]3s 23p 4
轨道表示式（或电子排布图）价电子排布式（最外层电子排布
式）
3s 23p 4
1）重要概念：
①价电子排布式：主族元素的价层电子指最外层电子，价电子排布式即外围电子排布式．例如：Al ：3s 23p 1
②简化排布式：电子排布式中的内层电子排布可用相应的稀有气体的元素符号加方括号来表示，以简化电子排布式．以稀有气体的元素符号加方括号的部分称为“原子实”．如碳、氧、钠、钙原子的电子排布式分别是1s 22s 22p 2、1s 22s 22p 4、1s 22s 22p 63s 1、1s 22s 22p 63s 23p 64s 2，其简化的电子排布式可以分别表示为[He]2s 22p 2、[He]2s 22p 4、[Ne]3s 1、[Ar]4s 2．2）1～36号排布式[1]H 氢1s 1[2]He 氦1s 2[3]Li 锂1s 22s 1[4]Be 铍
(教学指导) 能层与能级 构造原理与电子排布式Word版含解析
第一节原子结构
第1课时能层与能级构造原理与电子排
布式
发展目标体系构建
1.通过认识原子结构与核外电子的排
布，理解能层与能级的关系，理解核外
电子的排布规律。
2.理解基态与激发态的含义与关系，能
辨识光谱与电子跃迁之间的关系。
3.结合构造原理形成核外电子排布式书
写的思维模型，并能根据思维模型熟练
书写1～36号元素的电子排布式。
1．能层
(1)核外电子按能量不同分成能层并用符号K、L、M、N、O、P、Q…表示。
(2)能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。
2．能级
(1)定义：根据多电子原子的能量也可能不同，将它们分为不同能级。
(2)表示方法：分别用相应能层的序数和字母s、p、d、f等表示，如n能层的能级按能量由低到高的排列顺序为n s、n p、n d、n f等。
(3)能层、能级与最多容纳的电子数
由上表可知：
①能层序数等于该能层所包含的能级数，如第三能层有3个能级。
② s 、p、d、f 各能级可容纳的电子数分别为1、3、5、7的2倍。
③原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数与能层的序数(n)间存在的关系是2n2。
微点拨：(1)不同能层之间，符号相同的能级的能量随着能层数的递增而增大。
(2)在相同能层各能级能量由低到高的顺序是n s<n p<n d<n f。
(3)不同能层中同一能级，能层数越大，能量越高。例如：1s<2s<3s<4s……
二、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。
§1 原子结构与性质基础知识
§1 原子结构与性质基础知识
§1原子结构与性质基础知识
§1原子结构和性质李仲林
一、原子核外电子排布及表示方法1．能层、能级及其最多容纳电子数的关系
能量层：根据多电子原子的额外核电子的不同能量，额外核电子可分为不同的能量层。能级：在一个多电子原子中，同一能量层中的电子的能量可能不同，它们也可以分为不同
的能级。
能层(n)符号能级(l)最多容纳电子数
注：① 能量层的能级==能量层的序号。
②任一能层的能级总是从s能级开始。
③ 在每个能量层中，能级符号和能量的顺序是：NS<NP<nd<NF？2.电子云和原子轨道
（1）电子云：电子在原子核外空间一定范围内出现,可以想象为一团带负电荷的云雾
笼罩在原子核的周围,人们形象地把它叫做“电子云”称作电子云。（2）原子轨道
① s电子的原子轨道是球对称的，在NS能级上有一个原子轨道（用Px、py和PZ表示）。② P电子的原子轨道呈纺锤形，NP能级有三个相互垂直的原子轨道。③ nd能级各有五个原子轨道。④ NF能级有七个原子轨道。
3．构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：
1s、2s、2p、3s、3p、4p、5s、4d、5p、6s、4f？？
构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，不同电子层的能级有交错
现象，如e(3d)＞e(4s)、
一个K，两个L，三个m，四个n，五个o？？
1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s??
22626102610142??
2281832?2n
E（4D）>E（5S）、E（5d）>E（6S）、E（6D）>E（7S）、E（4F）>E（5p）、E
高中化学选修三第一章
，
；
解析： 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元素的正三价离子的3d亚层为半充满， D的元素符号为 Fe ，
其基态原子的电子排布式；
1s22s22p63s23p63d64s2(或［Ar］3d64s2) __________________________ 解析： D元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其 原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，即26号元素 铁。
原子结构与性质
一、原子结构与核外电子排布 1.能层与能级 多电子原子的核外电子的能量是不同的，
按电子的能量差异将其分成不同的能层(n)；
各能层最多容纳的电子数为2n2。 对于同一能层里能量不同的电子， 将其分成不同的能级(l)；同一能层里， 能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，
即E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。
Cu
，
该元素为29号元素Cu。
聚焦2
元素周期表及位、构、性三者的关系
【例2】
下图为元素周期表前三周期的一部分：
1)X的氢化物的沸点与W的氢化物的沸点比较： NH3 PH3 ＞ (填化学式)， 原因是 NH3可形成氢键，使NH3熔、沸点明显升高 。
(2)选出X的基态原子的电子排布图
第五章第一节原子结构核外电子排布考点核外电子排布-课件新高考化学一轮复习
2．构造原理——确定电子填充能级顺序
3．原子核外电子排布规律 能量最 原子的电子排布遵循构造原理，能使整个原子的能量处于 最低 低原理 状态，简称能量最低原理
泡利 在一个原子轨道里，最多只能容纳_2_个电子，且它们的自旋状 原理 态相反。如 2s 的 2 个电子可表示为 ，不可表示为
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，并且自旋状态 相同。如 2p3 的电子排布图
答案：(1)
(2)
(3)5 7
[题点全盘查]
题点(一) 核外电子排布及表达式
1．某元素基态原子 4s 轨道上有 1 个电子，则该基态原子价电子排布式不可能
是
()
A．3d64s1
B．4s1
C．3d54s1
D．3d104s1
解析： A 项价电子排布不符合能量最低原理，正确的排布式是 3d54s2，
错误；B 项为基态 K 原子的价电子排布式，正确；C 项为基态 Cr 原子的
基态原子中核外电子排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。知 道 1～36 号元素基态原子核外电子的排布。
考点(二) 核外电子排布
(一)能层、能级及其含有的原子轨道
能层
K
L
M
N
鹰爱高飞，鸦栖一枝。
能级 不为穷变节，不为贱易志。
经典励志短句(二) 丈夫志气薄，儿女安得知?
第二讲基态原子电子排布
第二讲基态原子核外电子排布
一、复习第一讲
1、能层：多电子原子的核外电子的能量是不同的。按电子的能量差
异，可以将核外电子分成不同的能层。
2、能级：多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可
以把它们分成能级，就好比能层是楼层，能级是楼梯的台阶。
3、电子云： 氢原子只有一个电子，右图中有许多小黑点，可见这
些小黑点不是电子本身。那么，图中的小黑点是什么呢？小黑点是1s电子在原子核外出现的概率密度的形象描述。
为了形象化地表示出电子的概率密度分布，可以将其看作为带负电荷的电子云。电子出现概率密度大的地方，电子云浓密一些，电子出现概率密度小的地方，电子云稀薄一些。因此，电子云的正确意义并不是电子真的象云那样分散，不再是一个粒子，而只是电子行为统计结果的一种形象表示。
电子云图象中每一个小黑点表示电子出现在核外空间中的一次概率，概率密度越大，电子云图象中的小黑点越密。
电子云图很难绘制，使用不便，我们常使用电子云轮廓图。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90％的空间圈出来。
所有原子的任一能层的s电子的电子云轮廓图都是一个球形，只
是球的半径大小不同。同一原子的能层越高，s电子云半径越大，是由于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，即2s电子比1s电子能量高。除s电子云外，其他空间运动状态的电子云都不是球形的，如p电子云是哑铃型的，而且无论2p、3p、4p……能级都有3个相互垂直的电子云，分别称为px、py、pz，右下标x、y、z分别是p电子云在坐标里的取向。
多电子原子核外电子的排布(教学课件)高二化学(沪科版2020选择性必修2)
Na+ 1s22s22p6
Cl1s22s22p63s23p6 Fe2+ 1s22s22p63s23p63d6
Fe2+ [Ar]3d6
02
核外电子排布的表示方法
核外电子的表示方法
电子排布式与轨道表示式的比较
电子排 布式
简化电 子排布
式
轨道表 示式
含义 意义 实例
11 钠 Na 1s2 2s22p6
3s1
12 镁 Mg 1s2 2s22p6
3s2
13 铝 Al 1s2 2s22p6
3s23p1
14 硅 Si 1s2 2s22p6
3s23p2
15 磷 P 1s2 2s22p6
3s23p3
16 硫 S 1s2 2s22p6
3s23p4
02
核外电子排布的表示方法
的稳定性。
✓ 全充满：p6、d10、 ✓ f全14空：p0、d0、f0
体系能量较低， 原子较稳定
✓ 半充满：p3、d5、f7
01 基态原子核外电子的排布规则
原子核外电子的排布规则
核外电子在原子轨道中的排布规律
排布规律三：洪特规则
例如：24Cr的电子排布式为1_s_2_2_s_2_2_p_63_s_2_3_p_6_3_d_5_4_s_1 _，为半充满状态，
选修3-1
栏目导引
解析： 成：
(1)A元素基态原子的电子排布图由题意可写
则该元素核外有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元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价 离子，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2即26 号元素铁。
(3)4个电子层
(4)3d104s1 (5)第4周期
7个能级
ⅠB族
副族
ds区
(6)有1个未成对电子
工具
选修3 物质结构与性质
栏目导引
三、元素周期律 1.电离能、电负性 第一电离能 电负性
气态电中性基态原子失去 用来描述不同元素的原 定义 一个电子转化为气态基态 子对键合电子吸引力的 正离子所需的最低能量 大小
电子。
工具
选修3 物质结构与性质
栏目导引
如基态硫原子的轨道表示式为
6．原子光谱和电子云 (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。
工具
选修3 物质结构与性质
栏目导引
(3)原子光谱：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。
2020高中化学人教版选修三教学课件：1-1-1 能层与能级 构造原理与电子排布式(共49张)
1．某原子第 5 电子层只有 2 个电子，其第 4 电子层电子数
为( )
A．8
B．18
C．8～18
D．8～32
[解析] 根据构造原理，第 5 电子层上有 2 个电子，第 5 能 级组为 5s 4d 5p,4d 排布 0～10 个电子。则该原子的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p64d0～105s2，第 4 电子层电子数为 8～18。
示，同一能层里，各能级的能量按 ns、np、nd、nf(n 代表能层) 的顺序升高。能级数等于能层序数，M 能层的能级符号分别 为： 3s、3p、3d 。各能级可容纳的最多电子数如下表：
能级 最多容纳 的电子数
结论
s
p
d
f
g
2
6
10
14 18
各能级最多容纳的电子数依次为 1、 3、5、7、9 的两倍
知识点二 构造原理与电子排布式
1．构造原理 (1)核外电子排布的一般规律——分层排布 ①核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里 向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。 ②原子核外各电子层最多容纳 2n2 个电子。 ③原子最外层电子数目不能超过 8 个(K 层为最外层时 不能超过 2 个电子)。
[答案] C
2．(1)写出下列原子的电子排布式和简化的电子排布式。 简化的电子
原子结构核外电子排布
原子结构核外电子排布
原子是构成物质的基本粒子，由原子核和核外电子组成。原子的核心
包含质子和中子，而电子则以轨道的方式绕核心运动。核外电子的排布对
原子的化学性质和化合能力产生重要影响。以下是关于原子结构核外电子
排布的详细介绍。
在经典的玻尔理论中，电子的排布被描述为沿不同轨道（也称为能级）绕核心旋转。每个能级最多能容纳一定数量的电子，根据波尔理论，每个
能级上的电子数量可以用以下公式计算：
2n²（n为能级的编号）
根据这个公式，第一能级（最靠近原子核的能级）最多可以容纳2个
电子，第二能级最多可以容纳8个电子，第三能级最多可以容纳18个电子，以此类推。这个公式说明了为什么特定能级上的电子数量不同。
然而，随着量子力学的发展，人们意识到玻尔理论只能部分解释原子
结构。量子力学描述了电子运动的波动性质，并引入了概率密度的概念，
用来描述电子在不同位置出现的可能性。
根据量子力学，电子不能准确地被定位在轨道上的一些点上，而是存
在于一个电子云中。电子云是描述电子出现概率分布的三维区域，具有不
同概率密度的区域对应着不同的轨道形状。根据不同的轨道形状，电子的
能量也不同。
主要能级被标记为1，2，3...，并由字母s，p，d，f等来表示不同
的子能级。每个主要能级的子能级又分别由s，p，d，f等轨道来区分。
s轨道是最基本的，是球形对称的，最多能容纳2个电子。每个能级的第一个子能级都是s轨道，即1s，2s，3s等。
p轨道是具有 dumbbell（哑铃形）形状的轨道，并且在空间中有不同的方向。每个能级的第二个子能级都是p轨道，即2p，3p，4p等。每个p轨道最多能容纳6个电子。
原子核外电子排布规则
第3课时 原子核外电子排布规则
[目标定位] 知道原子核外电子排布的“两原理一规则”，会正确书写原子的电子排布式和电子排布图。
一、基态原子核外电子的排布原则 1．能量最低原理
原子核外的电子应优先排布在能量最低的能级里，然后由里到外，依次排布在能量逐渐升高的能级里。能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于1～36号元素来说，应重点掌握和记忆“1s →2s →2p →3s →3p →4s →3d →4p ”这一顺序)。 2．泡利原理
(1)在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反，这一原理被称为泡利原理。
(2)因为每个原子轨道最多只能容纳 2个电子且自旋方向相反，所以从能层、能级、原子轨道、自旋方向四个方面来说明电子的运动状态是不可能有两个完全相同的电子的。如氟原子的电
子排布可表示为1s 22s 22p 2x 2p 2y 2p 1z ，由于各原子轨道中的电子自旋方向相反，所以9个电子的
运动状态互不相同。 3．洪特规则
(1)在相同能量的原子轨道上，电子的排布将尽可能占据不同的轨道，而且自旋方向相同，这就是洪特规则。
(2)通俗地说，洪特规则可以表述为电子总是尽量自旋平行地分占不同的轨道。如碳原子的电子排布图是，而不是
。
(3)洪特规则的特例
在等价轨道(同一能级)上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。
相对稳定的状态⎩⎪⎨⎪
⎧
全充满：p 6、d 10、f 14全空：p 0、d 0、f 0
半充满：p 3、d 5、f 7
如24Cr 的电子排布式为1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1，为半充满状态，易错写为1s 22s 22p 63s 23p 63d 44s 2。
核外电子排布规律总结归纳
核外电子排布规律总结归纳
1.克里夫电子排布规则：由于内层电子的屏蔽效应，外层电子与核的
吸引力减弱，因此外层电子排布时遵循克里夫电子排布规则。该规则指出，不同能级的电子容量按照2n^2的顺序增加。例如，1s能级容纳2个电子，2s、2p能级容纳8个电子，3s、3p、3d能级容纳18个电子。
2.阿尔夫文电子排布规则：根据能量顺序填充电子的规则，也称为能
级顺序排布规则。该规则指出，电子填充原子中的能级时，优先填充能量
较低的能级。能级的顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p等。按照这个规则填充电子有助于使原子更加稳定。
3.泡利不相容原理：根据泡利不相容原理，同一能级的轨道最多容纳
两个电子，这两个电子必须有相反自旋（即一个为正自旋，一个为负自旋）。正自旋常用↑表示，负自旋常用↓表示。这个原理保证了电子能够
在同一轨道中相互区分。
4.洪特规则：根据洪特规则，当填充相同能级的不同轨道时，应尽量
使电子数量相等。同一能级的轨道包括s、p、d、f轨道，它们的容量分
别为2、6、10、14个电子。具体来说，当填充p轨道时，应先填充一半
的轨道，再依次填充其余轨道。
5.电子自旋规则：根据电子自旋规则，电子自旋方向是随机的。这意
味着在填充电子时，自旋方向可能是↑或↓。在填充轨道时，应尽量使自
旋方向相同的电子数目最少，以使原子更加稳定。
6.主量子数规律：主量子数n表示能级的大小，较大的n对应着较高
的能级。根据主量子数规律，电子填充原子中的能级时，应当按照从低到
高的顺序填充。具体来说，先填充1s能级，再填充2s、2p能级，然后依次填充下一个主量子数的能级。
课件3：1.1.1能层与能级 构造原理
1s22s22p63s23p64s1
三、核外电子排布
1.能量最低原理（构造原理） 2.泡利不相容原理 3.洪特原则
１．下列各原子的电子排布正确的
是（ BD ）
A.铍 1s22s12p1
B.碳 1s22s22p2
练
C.氦 1s12s1
一
D.氯 1s22s22p63s23p5
第一章 原子结构与性质
第一节 原子结构 第1课时 能层能级 构造原理
一、能层
按能量由低到高顺序：
KLMNOPQ
各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层)
第1层（K层）最多排：2个 第2层（L层）最多排：8个 第3层（M层）最多排：18个 第4层（N层）最多排：32个
二、能级（或电子亚层）
时较稳定，故Cr的正确电子排布式为：
1s22s22p63s23p63d54s1
全空
在有电子的情况下，未排内层能 级，便排外层能级 如：Ca、Ag等
特点：s0或p0或d0
K的核外电子排布式应为：
如果按照各能级填充规则，其核外电子排布式应为
1s22s22p63s23p63d1
但是，依据洪特规则可知3d能级填充全空时较
洪特原则
（1）电子在分布时，尽量分占同 一能级的不同轨道
已知Ne原子的来自百度文库子排布图（轨道表示式）为 1s 2s 2p
原子结构(1)能层与能级
② 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)。如基态铝原子有1个未成对电子。
（4）洪特规则
怎么填
基态原子中,填入简并轨道(能量相同的原子轨道)的电子总是先单独分占，且自旋平行
（自旋方向相同）,称为洪特规则。它不仅适用于基态原子,也适用于基态离子。
当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同。
称为泡利原理（也称泡利不相容原理）。如2s2的电子排布图为
示为
,不能表
。
能级
s
p
d
f
原子轨道数
1
3
5
7
最多容纳电子数
2
6
10
14
（3）电子排布的轨道表示式——电子排布的另一种方式
① 轨道表示式又称电子排布图,是表述电子排布的一种图式，如氢原子、氧原子的基态原
子的轨道表示式分别为:
其中方框(也可用圆圈)表示原子轨道，能量相同的原子轨道(简并轨道)的方框相连。
电子排布式书写的易错点
(1) 电子排布式的书写:
①要依据构造原理来完成;
②对于副族元素要注意能级交错;
③要注意“价电子排布”“核外电子排布”的区别;
④关注原子电子排布式与离子电子排布式的区别。
(2)电子排布式的几个特例。Cr: [Ar]3d54s1、Cu: [Ar]3d104s1。
第一章_原子结构和性质_复习
Li: 1s22s1
洪特规则
对于基态原子，电子在能量相同 的轨道上排布时，将尽可能分占不同 的轨道并且自旋方向相同。
C ：1s2 2s22p2
洪特规则特例：
6 10 14 全充满（p ，d ，f ）
相对稳定的状态
全空时（p0，d0，f0） 半充满（p3，d5，f7）
铁原子的电子排布图
泡利原理
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
3d 3p
↑↓ ↑↓ ↑↓
4s
↑↓
3s
↑↓
洪特规则
2p
2s
↑↓
1s
能量最低原理
注意：
能量最低原理表述的是“整个原子处于 能量最低状态”，而不是说电子填充到能 量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则 都使“整个原子处于能量最低状态”。
六、元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增发生周期 性的递变，称为元素周期律。
表示方法及各能级所容纳的最多电子数：
二、构造原理与电子排布式
1.构造原理： 随原子核电荷 数递增，绝大 多数原子核外 电子的排布遵 循如右图的排 布顺序，这个 排布顺序被称 为构造原理。
构造原理： 1s；2s 2p；3s 3p；4s 3d 4p； 5s 4d 5p; 6s 4f 5d 6p；7s 5f 6d 核 外 电 子 填 充 顺 序 图
核外电子排布 元素的化合价
第1讲 原子结构与性质PPT课件
2n2
1
随着
原子核电荷数
的递增，基态原子的核外电子
按照上图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p, 3s ,
3p , 4s , 3d , 4p , 5s ,4d,5p……该原理
适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。
4.原子核外电子排布规律
（1）能量最低原理
ຫໍສະໝຸດ Baidu
，而
且 自旋 状态 相同。
3
易错警示 洪特规则特例：能量相同的原子轨道在全满
（如p 、 10）、半满（如p3、 ）和全空（p 、 ）状态时，体系的能量最低，如 24 的电子
排布式：1s22s22p 3s23p 3d 4s1(3d 、4s1均为半 充满状态 ；29 的电子排布式：1s22s22p 3s23p 3d104s1（3d10为全充满状态，4s1为半充满状态）。
最高正化合价：④ ③ ② ①
5
基础回归
1.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。
（2）元素第一电离能的意义：元素的第一电离能
可以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，原子越易失去一个电子，
该元素的金属性越强；反之，第一电离能数值越
元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化 必然引起元素性质的周期性变化。 3.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 元素的某些性质相似，如 和Mg,Be和Al。
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(4)特例
有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子
的偏差．因为能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半
充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，
原子较稳定．
4．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
非金属性 非金属性逐渐增强 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1] 有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如 下表所述.
元素
结构、性质等信息
是短周期中(除稀有气体外)原子半径最大的元素，该
A
元素的某种合金是原子反应堆的导热剂
一、原子核外电子排布及表示方法 1．能层、能级及其最多容纳电子数的关系
能层(n) 一 二
三
四
五…
符号 K L
M
N
O…
能级(l) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s … …
最多容纳 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 … …
电子数 2 8
18
32
… 2n2
(4)轨道表示式(电子排布图) 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子， 如第二周期元素基态原子的电子排布如下图所示．
二、原子结构与元素周期表的关系
1．元素周期表中每周期所含元素种数的变化规律
周期 元素数目
一
2
二
8
三
8
四
18
五
18
六
32
七
26
(未完)
对应的原子轨道 1s
2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d (未完)
非金属最低负价＝主族 化合价 最低负价由－4→－1
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→右) 同主族(从上→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、 金属性逐渐减弱
金属性逐渐增强
B
B与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性
3．原子核外电子排布原理 (1)能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使
整个原子的能量处于最低状态．原子轨道能量由低到 高的顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、 5p、6s、4f、5d、6p、7s、5f、6d…… (2)泡利原理：1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方 向相反． (3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是 优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同．
.
(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表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繁琐，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.
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
三、元素周期律 1．原子半径 (1)原子半径的周期性变化
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．
3．元素性质递变规律
项目
同周期(从左→右) 同主族(从上→下)
电子层数相同，最外层 原子核外电
电子数逐渐增多， 子排布
1→7(第一周期1→2)
最外层电子数相 Hale Waihona Puke Baidu，电子层数递 增
原子半径 逐渐减小(0族除外)
逐渐增大
项目
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
最高正价＝主族序数， 元素主要 最高正价由＋1→＋7，
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．
(3)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＋)<r(Na)，r(S)<r(S2－)． 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＋)．
电子最大容量 2 8 8 18 18 32
未满
2．周期表的分区与原子的价电子排布的关系
分区
元素分布
外围电子排布
s区
ⅠA、ⅡA族
ns1～2
p区 ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6
d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族
(n－1)d1～9ns1～2 (除钯外)
ds区 ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
f区
镧系、锕系