理想树600分考点700分考法高考化学二轮复习精

3．原子结构与元素性质
(2)电负性 ①含义：电负性是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：以氟的电负性为4.0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(稀有气体未计)。 ③变化规律：同周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族，从上到 下，元素的电负性逐渐减小。
考法1 粒子核外电子排布的表示方法
2．基态离子核外电子排布式的书写
(1)先正确书写基态原子的核外电子排布式。 (2)再由外到内失电子。如要写基态Fe3＋的核外电子排布式，先写出基态 Fe原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2，再由外到内失3个电子，则基 态Fe3＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5。
同一层的电子排到一起。能级交错：电子层数较大的某些轨道的能量反而低于
电子层数较小的某些轨道能量的现象。
如4s的能量反而比3d的能量小，填充电子时应先充满4s，而后才填入3d轨道。 如：26Fe，先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一能层的排 到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d64s2。
考法1 粒子核外电子排布的表示方法
1．基态原子的核外电子排布式
(3)部分原子的核外电子排布式的特殊性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(p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
(4)基态原子外围电子排布式(价电子)的书写 外围电子排布式的书写在基态原子的电子排布式的基础上去除原子实，如铁 的外围电子排布式，可以先写出含原子实的核外电子排布式，如[Ar]3d64s2， 再除去原子实，得铁的外围电子排布式为3d64s2。
②不同能层中各能级之间的能量大小关系
a．不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高，如：1s<2s<3s<4s……。 b．同一能层中，各能级的能量：s<p<d<f，如：第四能层中4s<4p<4d<4f。 c．能层和形状相同的原子轨道的能量相等，如：2px＝2py＝2pz。
1．能层、能级与原子轨道
(2)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。
专题31 物质结构与性质
考点78 原子结构与性质 考点79 分子结构与性质 考点80 晶体结构与性质
考点78 原子结构与性质
600分知识 700分考法
考法1：原子核外电子排布的表示方法 考法2：电离能的比较与应用 考法3：元素电负性的大小比较
1．能层、能级与原子轨道
(1)能层(n) 按核外电子能量的高低及离核平均距离的远近，把核外电子的运动区域分为不
3．原子结构与元素性质
(1)第一电离能 ①含义：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 最低能量叫作第一电离能，符号为I，单位为kJ·mol－1。 ②意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去1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 电离能数值越大，原子越难失去一个电子。 ③规律 a．同周期，从左到右，总体呈现逐渐增大的变化趋势。 b．同族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。 c．同种原子，逐级电离能越来越大(I1<I2<I3…)。
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考法1 粒子核外电子排布的表示方法
1．基态原子的Fra Baidu bibliotek外电子排布式
(1)简单原子的核外电子排布式 按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的轨道中，如6C：1s22s22p2； 19K：1s22s22p63s23p64s1。 (2)复杂原子的核外电子排布式 对于复杂原子的核外电子排布式，应先按能量最低原理从低到高排列，然后将
同的能层(电子层)。n的取值为1、2、3、4、5、6、7，对应的符号是英文字母K、L、 M、N、O、P、Q。
①不同能层的能级组成
在多电子原子中，同一能层(电子层)的电子，能量也不同，把它们分为不同的 能级或电子亚层(因为这些不同的能量状态是不连续的，像楼梯的台阶一样，因此 称为能级)。任一能层的能级总是从s能级开始，能层的能级数等于该能层的序数， 如：第一能层只有1个能级(1s)，第二能层有2个能级(2s和2p)，第三层能级有3个能 级(3s、3p和3d)，依次类推。
2．核外电子排布遵循的三个原理
(1)能量最低原理 原子的核外电子排布遵循的构造原理使整个原子的能量处于最低状态。随着 原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子排布将遵循 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s。即各能级能量高低顺序为ns＜ (n－2)f＜(n－1)d＜np。 (2)泡利不相容原理 1个原子轨道最多只容纳2个电子，且它们的自旋状态相反。 (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1个轨道，而且自 旋状态相同。
3．核外电子排布图 (轨道表示式)
用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电 子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况。
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考法2 电离能的比较与应用
1．第一电离能的比较
同周期元素从左往右，第一电离能呈增大的趋势，注意第ⅡA族与第ⅢA 族、第ⅤA族与第ⅥA族的反常，即同周期从左往右第一电离能大小的关系为 ⅠA＜ⅢA＜ⅡA＜ⅣA＜ⅥA＜ⅤA＜ⅦA。由于第ⅢA族的元素原子p轨道上有 一个单电子，不稳定，比第ⅡA族的相邻元素更容易失去一个电子，故其第一 电离能小。如I1：Be＞B；Mg＞Al。与此相类似的还有同周期相邻的第ⅤA、 ⅥA族的元素，第ⅤA族的元素p轨道处于半充满状态，属稳定结构，第一电离 能数值较大。如N的第一电离能大于O的、P的第一电离能大于S的。
2．电离能的应用
同一元素逐级电离能的变化体现了核外电子排布，若电离能突变，则失
去该电子后为稳定结构，若I2，I1，则元素通常显＋1价，为第ⅠA族；若I3， I2，则元素通常显＋2价，为第ⅡA族。