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

(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