完整版原子结构与性质知识点总结与练习
原子结构与性质相关知识点(答案)
原子结构与性质相关知识点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，并用符号K、L、M、N、O、P、Q…表示相应的第一、二、三、四、五、六、七…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。
3.各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数：4.构造原理：核外电子按照能级顺序填充，填满一个能级再填一个新能级的规律称为构造原理。
5.电子填入能级的顺序：1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s，4f，5d，6p，7s，5f，6d，7p…6.能量最低原理：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状态，简称能量最低原理。
7.电子云：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。
8.原子轨道：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。
9.泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳两个电子，而且它们的自旋状态相反，这个原理称为泡利原理。
10.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，而且自旋状态相同，这个规则称为洪特规则。
11.基态原子的电子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则。
12.元素周期律：(分周期和族进行比较、不考虑稀有气体元素)原子半径：同周期元素从左到右逐渐减小，同主族元素从上到下逐渐增大。
得失电子能力：同周期元素从左到右得电子能力逐渐增强，同主族元素从上到下得电子能力逐渐减弱。
氧化性：同周期元素从左到右氧化性逐渐增强，同主族元素从上到下氧化性逐渐减弱。
还原性：同周期元素从左到右还原性逐渐减弱，同主族元素从上到下还原性逐渐增强。
化合价：同周期元素从左到右最高正价逐渐增大（除O和F）。
金属性：同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，同主族元素从上到下金属性逐渐增强。
非金属性：同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱。
原子的结构-元素知识点与练习
原子的结构和元素知识点1:一、原子构成1、原子结构:（原子：化学变化中的最小粒子）⎧⎧⎨⎪⎩⎨⎪⎩质子(带一个单位正电荷)原子核(带正电)原子中子(不带电)核外电子(带一个单位负电荷)（1）质子数=核外电子数=核电荷数=原子序数（2）质子数不一定等于中子数（3）原子中不一定含有中子（4）原子不显电性的原因：在原子中，由于质子（原子核）与电子所带电荷数相等，但电性相反，所以整个原子不显电性。
以碳原子为例描述原子的组成构成碳原子的粒子有6个质子，6个中子和6个电子。
其中6个质子和6个中子构成了原子核作为原子的中心,而6个电子在核外一定空间内绕核做高速运动.2、原子核外电子排布(1)原子结构示意图：①第一层最多容纳2个电子，第二层最多容纳8个电子，第三层最多容纳18个电子。
②最外层电子层不超过8个，（只有一层的不超过2个)（2)三决定:①决定元素种类: 质子数(核电荷数）②决定元素化学性质: 最外层电子数③决定原子的质量：原子核说明：最外层电子数相同其化学性质不一定都相同(Mg，He最外层电子数为2) 最外层电子数不同其化学性质有可能相似（He，Ne均为稳定结构）知识点2：离子1.定义：是带电的原子或原子团，离子符号的意义见右图所示（数字“2”的意义）。
2.表示方法及意义：如Mg2+ ：一个镁离子带2个单位正电荷3.离子的形成：阳离子：质子数〉电子数阴离子：质子数<电子数（1）金属元素的原子容易_失去__最外层电子，失去ｍ个电子就带ｍ个单位正电荷，表示为R m+。
Al。
如铝原子Al→铝离子 3（13＝2＋8＋3）原子结构示意图阳离子结构示意图（13＞2＋8）（2）非金属元素的原子容易_得到__电子，达到8电子稳定结构,得到n个电子，就带ｎ个单位负电荷,表示为Rｎ－。
如氧原子O→氧离子O2－。
(8＝2＋6)原子结构示意图 (8＜2+8)阴离子结构示意图4. 原子和离子的比较原子离子数量关系核电荷数＝质子数＝电子数核电荷数＝质子数＞电子数核电荷数＝质子数＜电子数电性__中性________ _带正电荷_________ __带负电荷________稳定性不稳定，金属原子易失电子非金属原子易得电子稳定符号元素符号：H Al Cl 阳离子符号H＋ Al3＋阴离子符号Cl－结构示意图特点比对应原子少一个电子层电子层数不变与相同电子层数的惰性原子的核外电子排布相同相互转化知识点3：相对原子质量原子的质量非常小，使用起来很繁琐，不方便，一般不采用。
《物质结构与性质》第一章《原子结构与性质》知识总结
高考要求： （一）原子结构与元素的性质
1．了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示 常见元素（1~36号） 原子核外电子的排布。了解原子核 外电子的运动状态。
2．了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些 性质。
3．了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其 简单应用。
方法。） （2）元素第一电离能的周期性。（二周期：Be和N
三周期： Mg和P 四周期：Zn和As有特殊性。） 应用：能简单解释第一电离能小于第二电离能的原因。 （3）电负性：1.8作为分界线。
*解答《物质结构与性质》选考题的步骤和方法：
1、阅读试题一遍，找出考查的知识点，并找出关键字词， 用笔勾画出来。
副族高中只要求掌握第四周期元素的排布。
5、能量最低原理、基态与激发态、光谱 焰火原理： 激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到
能量较低的轨道时，以一定波长（可见光区域）光的形 式释放能量。
原子光谱的作用：鉴定元素（光谱仪）
6、电子云与原子轨道 （1）电子云是处于一定空间运动状态的电在原子核外 空间的概率密布分布的形象化描述。——常用轮廓图表示。 （2）S电子的电子云轮廓图是一个球形，只是球的半径大 小不同。P电子的电子云轮廓图是一个哑铃形。 （3）原子轨道数及原子轨道的名称。
4．了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
问题： 1、通过练习，你认为解答《物质结构与性质》选考题的
关键是什么？
*找元素名称常用的方法： （1）、熟练画出1-36号元素的原子结构示意图，根据最外层电子
数和内层电子数判断（或原子结构示意图）。
出现几率较大的短周期元素有： H C N O F Na Mg Al Si P S Cl
1原子结构和性质知识点详解
第一章原子结构与性质第一节原子结构【知识点梳理】1、原子的诞生：现代大爆炸理论认为：宇宙大爆炸诞生了大量的氢、少量的氦、以及极少量的锂。
如今，宇宙中最丰富的元素是氢、其次是氦。
地球上的元素大多数是金属，非金属仅22种。
2、能层、能级（1）能层①原子核外的电子是分层排布的。
根据电子的能级差异，可将核外电子分成不同的能层。
②每一能层最多能容纳的电子数不同：最多容纳的电子数为2n2个。
③离核越近的能层具有的能量越低。
④能层的表示方法：能层序数 1 2 3 4 5能层符号能级符号轨道数电子数离核远近由近————————→远能量高低由低————————→高（2）能级在多电子的原子中，同一能层的电子，能量也可以不同。
不同能量的电子分成不同的能级。
规律：①每个能层所包含的能级数等于该能层的序数n，且能级总是从s能级开始，如：第一能层只有1个能级1s，第二能层有2个能级2s和2p，第三能层有3个能级3s、3p、3d，第四能层有4个能级4s、4p、4d和4f，依此类推。
②不同能层上的符号相同的能级中最多所能容纳的电子数相同，即每个能级中最多所能容纳的电子数只与能级有关，而与能层无关。
如s能级上最多容纳2个电子，无论是1s还是2s；p能级上最多容纳6个电子，无论是2p还是3p、4p能级。
③在每一个能层（n）中，能级符号的排列顺序依次是ns、np、nd、nf……④按s、p、d、f……顺序排列的各能级最多可容纳的电子数分别是1、3、5、7……的两倍，即分别是2、6、10、14……原子轨道轨道形状轨道数最多电子数3、构造原理与基态原子的核外排布（1）基态原子与激发态原子①基态原子为能量最低的原子。
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基态原子与激发态原子相互转化与能量转化关系：（2）构造原理随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循如图的排布顺序，我们将这个顺序成为构造原理。
原子核结构与性质知识点总结
原子核结构与性质知识点总结原子核，这个微小却又极其重要的物质核心，承载着物质世界的基础性质和规律。
让我们一同深入探索原子核的结构与性质，揭开其神秘的面纱。
一、原子核的组成原子核由质子和中子组成。
质子带一个单位的正电荷，而中子呈电中性。
质子数决定了元素的种类，被称为原子序数。
质子和中子的质量相近，约为 167×10⁻²⁷千克。
将质子和中子的质量相加，得到的近似值称为原子的质量数。
质量数等于质子数与中子数之和。
例如，氢原子的原子核只有一个质子，没有中子，其质量数为 1；而碳原子常见的有碳-12 和碳-14 两种同位素，碳-12 的原子核中有 6 个质子和 6 个中子，质量数为 12，碳-14 则有 6 个质子和 8 个中子，质量数为 14。
二、原子核的大小和密度原子核的半径非常小，约为 10⁻¹⁵米到 10⁻¹⁴米的量级。
尽管原子核体积很小，但它却集中了原子几乎全部的质量。
原子核的密度极大，约为 10¹⁷千克/立方米。
这意味着原子核内的物质紧密堆积，其密度远远超过我们日常生活中所接触到的任何物质。
打个比方，如果把原子核比作一颗绿豆，那么整个原子就像一个足球场，可见原子核在原子中所占的体积是极小的。
三、原子核的稳定性原子核的稳定性取决于质子数和中子数的比例以及两者的数量。
一般来说，质子数和中子数相等或接近时，原子核比较稳定。
但对于轻元素，质子数与中子数之比约为 1:1 时稳定；而对于重元素，中子数相对较多时原子核更稳定。
当原子核内的质子数或中子数过多或过少时，原子核就会变得不稳定，可能会发生放射性衰变，释放出粒子或射线，以达到更稳定的状态。
四、原子核的结合能原子核的结合能是指将原子核中的质子和中子完全分开所需要的能量，或者是将分散的质子和中子结合成原子核所释放出的能量。
结合能的大小反映了原子核的稳定性。
结合能越大，原子核越稳定。
例如，铁元素的原子核具有较大的结合能，因此在原子核的形成和变化过程中，趋向于生成更接近铁元素的原子核。
原子结构与性质知识点归纳
原子结构与性质知识点归纳集团标准化小组：[VVOPPT-JOPP28-JPPTL98-LOPPNN]第一章原子结构与性质知识点归纳山东临沂市莒南三中（276600）张琛山东省烟台市蓬莱四中（265602）马彩红随着原子序数递增①原子结构呈周期性变化②原子半径呈周期性变化③元素主要化合价呈周期性变化④元素的金属性与非金属形呈周期性变化⑤元素原子的第一电离能呈周期性变化⑥元素的电负性呈周期性变化元素周期律4．核外电子构成原理(1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。
(2)核外电子排布遵循的三个原理： a ．能量最低原理 b ．泡利原理 c ．洪特规则及洪特规则特例(3)原子核外电子排布表示式：a ．原子结构简图 b ．电子排布式 c ．轨道表示式 5．原子核外电子运动状态的描述：电子云 6．确定元素性质的方法1．先推断元素在周期表中的位置。
2．一般说，族序数—2=本族非金属元素的种数(1 A 族 除外)。
3．若主族元素族序数为m ，周期数为n ，则： (1)m/n<1时为金属，m/n 值越小，金属性越强：(2)m/n>1时是非金属，m/n 越大，非金属性越强；(3)m/n=1时是两性元素。
排列原则① ②③ 周期（7个横行） ① 短周期（第一、二、三周期） ② 长周期（第四、五、六周期） ③ 性质递变原子半径 主要化合价元 素 周 期 表族（18个纵行）① 主族（第ⅠA 族—第ⅦA 族共七个） ② 副族（第ⅠB 族—第ⅦB 族共七个） ③ 第Ⅷ族（第8—10纵行）④ 零族（稀有气体）。
高中化学原子知识点总结
高中化学原子知识点总结一、原子基本结构1. 原子定义：原子是物质的基本单位，由原子核和围绕核的电子组成。
2. 原子核：位于原子中心，由质子和中子组成，带正电荷。
3. 电子：带有负电荷的粒子，围绕原子核运动，存在于不同的能级和轨道上。
4. 质子：带有正电荷的粒子，存在于原子核中，决定原子的核电荷数。
5. 中子：不带电荷的粒子，存在于原子核中，影响原子的质量和同位素的类型。
6. 电子云：电子在原子周围的概率分布区域，反映了电子出现的可能性。
二、原子性质1. 原子序数：表示原子核中质子的数量，决定了元素在周期表中的位置。
2. 核外电子排布：电子按照能级和轨道填充，遵循奥布定律和泡利不相容原理。
3. 电子亲和能：原子吸引一个电子的能力，与元素的电负性有关。
4. 电负性：原子吸引电子对的能力，影响化合物中键的性质。
5. 离子化能：移除原子中一个电子所需的能量，与元素的活泼性有关。
三、原子间的相互作用1. 化学键：原子之间的相互作用，包括离子键、共价键和金属键。
2. 离子键：由电荷相反的离子通过静电吸引力形成的键。
3. 共价键：两个或多个非金属原子通过共享电子对形成的键。
4. 金属键：金属原子间的电子共享，形成“电子海”。
5. 键能：形成或断裂一个摩尔化学键所需的能量。
四、同位素与放射性1. 同位素：具有相同原子序数但不同质量数的原子，即质子数相同而中子数不同。
2. 放射性同位素：不稳定的同位素，会通过放射性衰变转变为其他元素或同位素。
3. 衰变：原子核自发放出粒子或能量，转变为新原子核的过程。
4. 半衰期：放射性物质衰变到其原始量一半所需的时间。
五、原子的表示方法1. 元素符号：表示元素的缩写，如H代表氢，O代表氧。
2. 原子表示式：用元素符号和下标表示原子的组成，如H2表示氢分子。
3. 电子排布式：表示原子中电子的能级和轨道分布，如1s2表示氦原子的电子排布。
4. 化学方程式：描述化学反应的式子，如2H2 + O2 → 2H2O表示水的合成。
化学选修3原子结构与性质、分子结构与性质期末复习知识点
20XX级高二化学（上）期末复习选3第一、二章知识点一、原子结构与性质：1、原子结构：要求：认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义（1）什么叫能层：；在周期表中有个能层，分别用符号表示；（2）每能层的能级数与能层序数的关系：；例如：M能层有个能级，分别是：；（3）什么叫电子云：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分布的形象化描述，电子云的小黑点越密，表明电子在该处出现的越大；（4）什么叫原子轨道：；4s能级有个轨道，轨道电子云形状为；4p能级有个相互轨道，分别是，轨道电子云形状为；4d能级有个轨道，4f能级有个轨道；（5）能层、能级、原子轨道、最多能容纳电子数之间的关系：2、基态原子电子排布规律：要求：了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布（1）在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子；（2）原子核外电子排布原理①能量最低原理：；②泡利不相容原理：；③洪特规则：；洪特规则的特例：在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性，如24Cr：[Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1；(3)掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式：①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循箭头所示的顺序。
②根据构造原理，基态多电子原子核外电子填充顺序为：（n≥4）；（4）书写以下原子的简化电子排布式和价电子排布图：3、基态、激发态与光谱：（1）基态原子是指处于的原子；（2）电子从基态跃迁至激发态时，不同能量的光，得到的原子光谱是光谱，电子从激发态跃迁至基态时，不同能量的光，得到的原子光谱是光谱；4、元素周期表的分区：要求：知道元素周期表的分区及s、p、d、ds区的特点，能够判断常见元素位于元素周期表中的那个区（1）按电子排布，可把元素周期表分为5个区，分别是，除ds区以外，区的名称来自构造原理；（2）5、元素周期律：（1）原子半径（稀有气态原子除外）：原子半径的大小取决于两个因素：一是：，二是：；（2）比较微粒半径的方法：①，②，③；例如：r（O2—）r（F—）r（Na+），比较r（P），r（S2—），r（K），r（K+）的大小：；（2）元素的电离能：①第一电离能：原子失去个电子转化为气态基态正离子所需要的；②第一电离能的变化规律：同周期：，同主族：；由此可知，周期表中，第一电离能最大的是元素：，第一电离能最小的元素是：；③当最外层全充满或半充满时，第一电离能反常，如I1（Be）I1（Ｂ），I1（Ｎ）I1（O）；I1（Mg）I1（Al），I1（P）I1（S）；（3）元素的电负性（稀有气体除外）：①电负性是用来描述原子对形成化学键的的吸引力大小，电负性越大，对的吸引力；②元素电负性的变化规律：同周期：；同主族：；由此可知，周期表中，电负性最大的是元素：，电负性最小的元素是：；③电负性可用于判断共价键的极性，元素电负性相同，形成共价键（如O2），元素电负性不同，形成共价键（如HCl），电负性差异越大，共价键的极性；④在周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，称为规则，如Li 与、Be与、B与；例如：Al和NaOH反应生成H2，方程式为：2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑，请推测Be与NaOH反应的反应方程式：；二、分子结构与性质1、共价键：（1）共价键是化学键的常见类型，本质是在原子之间形成了，一般而言，若要形成共价键，则两原子电负性差小于；（2）共价键的两个特点：具有性和性；（3）根据形成共价键电子云的重叠方式，共价键主要包括键和键；请根据共价键的相关知识完成下表：（4）共价键的一般规律是：共价单键都是键，共价双键中有一个键和一个键，共价叁键中有一个键和两个键；2、键参数：（1）键能：键能是指形成1mol化学键释放的能量（也可以说是断开1mol化学键为气态基态原子吸收的最低能量），单位是，通常取正值，例如，形成1molH—H键释放的最低能量为436kJ，则H—H键的键能为；键能可用于比较化学键的稳定性，键能越大，则化学键越；（2）键长：键长是指形成共价键的两个原子之间的；键长越短，则键能越，形成的共价键就越；（3）键角：两个之间的夹角；多原子分子的键角一定，表明共价键具有性；3、等电子原理：（1）概念：相同、相同的分子或原子团具有相似的化学键特征，人们就把这些分子或原子团称为；（2）应用：等电子原理主要用于推测未知分子或原子团的空间构型：例如，H2O和H2S互为等电子体，则H2S的空间构型为：；根据等电子原理推测BF4—空间构型：；4、分子的立体构型：要求：能够根据价层电子对互斥理论和杂化轨道理论推测分子的空间构型（1）价层电子对是指 的价层电子对，主要包括 电子对和 ； （2）杂化轨道理论是为了解释分子的 提出的，杂化轨道只用于形成 和容纳中心原子的 ； （3）推测中心原子杂化类型的方法： ①根据空间构型推测中心原子杂化类型②不能直接判断空间构型的，计算中心原子的价层电子对VESPR 理想模型 推测中心原子杂化类型 （4）根据所学知识完成表格：5、配合物理论：（1）配位键：形成共价键的电子对由一个原子或离子完全提供，而另一个原子或离子则只提供空轨道； （2）定义：通常把 与某些分子或离子（称为 ）以 键形式结合形成的化合物，称为配位化合物，简称配合物，常见的中心原子或离子有，常见的配体有；（3）向盛有硫酸铜溶液的试管中加入氨水，先生成蓝色沉淀，继续加入氨水，沉淀溶解，得到深蓝色溶液，写出其中涉及到的离子方程式：①生成蓝色沉淀：；②沉淀溶解：；③表示出四氨合铜（Ⅱ）离子中的配位键：6、分子的性质：（1）键的极性与分子的极性：①判断键的极性的方法：共价键的共用电子对（形成共价键原子的电负性相同），则形成非极性键，共价键的共用电子对（形成共价键原子的电负性不相同）则形成极性键，且电负性差异越大，形成的共价键极性越；②判断分子极性的方法：、；③判断下列分子中共价键的极性和分子的极性：（2）分子间作用力对物质性质的影响：①分子间作用力主要影响物质的熔沸点，分子间作用力越大，物质的熔沸点越高；分子间作用力主要包括和；E化学键E氢键E范氏力②范德华力的比较方法：相对分子质量越大，范德华力；分子的极性越大，范德华力；③氢键是除范德华力以外的另一种分子间作用力，它是由已经与电负性很大原子形成共价键的与另一个电负性（主要包括、、）之间的作用力，例：表示出HF水溶液中所有氢键：；④请用分子间作用力有关知识解释下列事实：卤素单质的熔沸点从F2到I2逐渐升高：；NH3、H2O、HF均比其同主族其它氢化物的沸点高：；邻羟基苯甲醛沸点比对羟基苯甲醛低：；（3）溶解性：物质的溶解性从物质结构的角度，存在规律，主要考虑溶质与溶解的和；例如，乙醇与水可以以任意比互溶，原因是，I2在苯中的溶解度比在水中大，因为；（4）手性：具有完全相同的和的一对分子，互为镜像，却在三维空间，互称为手性异构体，有手性异构的分子称为；（5）无机含氧酸的酸性：同一元素的含氧酸，该元素化合价越高，其含氧酸的酸性，中心原子不同的含氧酸，其与中心原子直接相连非羟基氧的数目越多，该含氧酸酸性。
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第一章原子结构与性质•原子结构 1•能级与能层加：也瓦子的总十轨ift 呈哦讳醪mW L1+ wpFfe 詆上各隐级上的廉「孰直養副」枳|睡緘丄宇牛佩址」一-牛* + b +*-r⑴相同题上㈱子執坦能量的高低;WS 畀卩M«i 『② 形状相R 的尙子報说能卡的髙低: 农2令触靭……③ 同橋层内用状相同而伸屛方向 不同的廉了蜿ifi 的昶章和专'如 即“ 2i 如即勘道仰能楚4A 零3. 原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基 轨道（能级），叫做构造原理。
J ◎⑥®金• ◎⑥、⑥、⑥ ⑥⑥⑥©⑪i/能级交错：由构造原理可知，电子先进入 说明：构造原理并不是说 4s 能级比3d 能级能量低（实际上 4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺 序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的 能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，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状态，简称能量 最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之,态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动 4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反(用“TJ”表示)，这个原理称为泡利(Pauli )原理(4) 洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道(能量相同)时，总是优先单独占据一个轨道，洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即 p0、dO 、fO 、p3、d5、f7、p6、d10、f14 时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有 4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0;半充满状态的有：7N 2s22p3、 15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3;全充满状态的有 10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
4. 基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式① 用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如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，例如 K ： [Ar]4s1。
(2)电子排布图(轨道表示式)每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子的轨道表示式为帀冋戸冋河丽FW1 In 2 驶 2fi 3* 3|>二.原子结构与元素周期表1. 原子的电子构型与周期的关系 (1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为 ns1。
每周期结尾元素的最外层电子排布式除He 为1s2外，其余为ns2np6。
He 核外只有2个电子，只有1个s 轨道，还未出现p 轨道，所以第一周期结尾元素的 电子排布跟其他周期不同。
(2) 一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。
但一个能级组不一定全部是能量 相同的能级，而是能量相近的能级。
2. 元素周期表的分区 (1)根据核外电子排布① 分区这个规则叫洪特( Hund )规则。
比如,fJJ JfJ I fp3的轨道式为而且自旋方向相同,②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。
如：某元素的外围电子排布为4s24p4,由此可知，该元素位于p区，为第四周期W A族元素。
即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素（副族与第別族）的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数（镧系、锕系除外）。
三.元素周期律1•电离能、电负性（1）电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指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。
第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。
在同一周期的元素中，碱金属（或第I A族）第一电离能最小，稀有气体（或0族）第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。
同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。
同一原子的第二电离能比第一电离能要大（2）元素的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。
以氟的电负性为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准，得岀了各元素的电负性。
电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，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”的电负性在1.8左右。
它们既有金属性，又有非金属性。
（3）电负性的应用①判断元素的金属性和非金属性及其强弱②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”（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。
③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。
④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。
2.原子结构与元素性质的递变规律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有些性质是相似的，如相关例题1、第三能层含有的轨道数为（A 、3B 、 5 C2、在下列所示的微粒中，氧化性最强的是A 、1S 22S 22P 2B 、1S 22S 22P 5A 、硼和硅B 、铝和铁C 、铍和铝5. 按电子排布，可把周期表里的元素划分成A 、FeB 、 MgC 、 PD 、La6. 以下能级符号不正确的是 （A. 3sB. 3p C . 3dD.7. 下列各原子或离子的电子排列式错误的是 A. Na + 1s 22s 22p 6 B. F 「 C . N 3+ 1s 22s 22p 6D.02「D 、1S 22S 22P 6 Si, P, Cl)5个区，以下元素属于 P 区的是 ()) 3f( )1s 22s 22p 6 1s 22s 22p 63、 元素电负性随原子序数的递增而增强的是 （ ）A 、Na, K, RbB 、N, P, AsC 、O, S, ClD 、4、 根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是（ )1S 22S 22P 63S 1A. H 3O +B. BF 3C. CCl 4D. pCl 59. 下列关于氢原子电子云图的说法正确的是 （ ）A. 通常用小黑点来表示电子的多少，黑点密度大，电子数目大。
B. 黑点密度大，单位体积内电子出现的机会大。
C. 通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动。
D. 电子云图是对运动无规律性的描述。
10.x 、 y 为两种元素的原子， x 的阴离子与 y 的阳离子具有相同的电子层结构， 由此可知（ ）A. x 的原子半径大于 y 的原子半径。
B. x 的电负性小于 y 的电负性。
B 、任一能层的能级总是从 s 能级开始，而且能级数等于该能层序数 C 、同是 s 能级，在不同的能层中所能容纳的最多电子数是不相同的 D 、 1 个原子轨道里最多只能容纳 16、基态铬原子的电子排布式是（ A 、 1S 22S 22p 63S 23p 64S 14p 5B C 、 1S 22S 22p 63S 23p 64S 23d 4 D 17、 下列元素中基态原子的第一电离能最大的是（ ）A 、B B 、C C 、 ND 、 O 18、 下列原子中第一电离能最大的是 （） A 、 Na B、 Li C 、Be D、 Mg19、 基态碳原子的电子排布式为（）A 、 1S 22S 22p x 2B 、 1S 22S 22p y 2C 、 1S 22S 22p z 2D 、 1S 22S 22p x 1 2p y 20、 下列各组元素按电离能增加顺序排列的是（ ）（A ） Li 、 Na 、 K （ B ） B 、 Be 、 Li （ C ） O 、 F 、 Ne （ D ） C 、 P 、 Se 21、 4p 轨道填充一半的元素，其原子序数是（）8. 以下各分子中，所有原子都满足最外层为 8 电子结构的是 （C. x 的氧化性大于 y 的氧化性。
D.x 的第一电离能大于 y 的第一电离能。
11、 电子构型为 [Ar] 3d A .稀有气体12、 下列能级轨道数为A 、s 能级54s 2的元素是（B •过渡元素 3 的是 （ B 、p 能级C . )） 主族元素D .卤族元素13、 对 Na 、 Mg 、 Al 的有关性质的叙述正确的是 A 、碱性：NaOH< Mg （OH 2< AI （OH ） 3C 、电负性：Na> Mg >AI D14、 X 、 Y 、 Z 三种元素的原子，其最外层电子排布为成的化合物的化学式可能是 （）A 、 X 2YZ 3B 、 X 2YZ 2C 、 XYZ 2D 、 XYZ 315、 下列关于能层与能级的说法中正确的是 C 、 d 能级 （ ）B 第一电离能:、还原性： 1ns ， D 、 f 能级Na< Mg <Al Na> Mg >Al3s 23p 1和2s 22p 4，由这三种元素组）原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数为 22n 22 个电子，但自旋方向相同。
）、 1S 22S 22p 63S 23p 63d 6 、 1S 22S 22p 63S 23d 54S 1A 、15B 、 33C 、 35D 、5122、某元素价电子构型 3d S 4S 2，是该元素是（ ）A 、FeB 、CoC 、 MnD 、 Ni24、 某元素原子价电子构型 3d 54《，其应在（ ）第四周期n A 族 第四周期n B 族第四周期四A 族4225、某元素电子构型为[Xe]4f 6S ,其应在（） A 、S 区 B 、p 区 C 、d 区 D 、f 区 26、 3d 轨道半充满和全充满的元素分别为 和。
，属于第 周期，是_族。
3S 23p 3，它属于第 周期，是族，最高正化合价为 3S 2,它是 ____ 区元素，元素符号为 。
3d 104《，它属于第 周期，是 族， 区元素，元素P.曰 号疋31、 按原子序数从锂到氟，第一电离能由小到大的次序是 ____________________________________________________________________ 。