新教材2022届新高考化学人教版一轮学案：11.1 原子结构与性质

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第1讲 原子结构与性质
[考试要求]
1．能运用构造原理和能量最低原理揭示元素原子核外电子排布的规律。2.能多角度、动态地分析核外电子的运动状态及原子结构的变化规律，认识元素性质的变化规律。3.能发现和提出有探究价值的原子结构及性质的问题，如核外电子排布、元素第一电离能的特殊性等，面对异常现象敢于提出自己的见解。
考点一 原子结构
1知识梳理
1.能层与能级
(1)能层(n)
在多电子原子中，核外电子的____是不同的，按照电子的____差异将其分成不同能层。通常用__________表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层，能量依次升高。
(2)能级
同一能层的电子的____也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用________等表示，同一能层里，各能级的能量按________的顺序升高，即__________。
2．原子轨道
(1)原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。电子云轮廓图给出了电子在________________的区域。
(2)能量关系
①相同能层上原子轨道能量的高低：____________。
②形状相同的原子轨道能量的高低：____________。
③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如npx、npy、npz轨道的能量相等。
3．基态原子的核外电子排布原理
(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。
下图为构造原理示意图，即基态原子核外电子原子轨道排布顺序图：
(2)泡利原理
每个原子轨道里最多只能容纳____个电子，且自旋状态____。如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。
(3)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________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。
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在____(p6、d10、f14)、____(p3、d5、f7)和____(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为__________________。
4．基态、激发态及光谱示意图
(1)基态原子：处于________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________到较高能级，变成激发态原子。
(3)原子光谱：不同元素的原子发生________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________光谱。
[判断] (正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)p能级能量一定比s能级的能量高( )
(2)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多( )
(3)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等( )
(4)钠元素的基态原子的电子排布式为1s22s22p62d1( )
(5)磷元素基态原子的电子排布图为
( )
(6)电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原则( )
(7)1s22s12p1表示的是激发态原子的电子排布( )
(8)铁元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d6( )
(9)Cr的基态原子的简化电子排布式为[Ar]3d44s2( )
(10)基态原子电子能量的高低顺序为E(1s)＜E(2s)＜E(2px)＜E(2py)＜E(2pz)( )
(11)某些金属及它们的化合物在灼烧时会产生特殊的颜色，是由于电子跃迁时能量以光的形式释放出来( )
[提醒]
(1)原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态
(2)半充满、全充满状态的原子结构稳定
如ns2、np3、np6；nd5、nd10
Cr：3d54s1 Mn：3d54s2 Cu：3d104s1 Zn：3d104s2
(3)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写时，仍把(n－1)d放在ns前
(4)基态原子失电子的顺序
以Fe为例，Feeq \(――→,\s\up17(－2e－4s))Fe2＋eq \(――→,\s\up15(－e－3d))Fe3＋
2对点速练
练点一 原子核外电子排布规律及表示方法
1．写出下列原子或离子的①电子排布式、②价电子排布图、③电子占的原子轨道数、④未成对电子数。
(1)N：①____________②____________
③____________④____________。
(2)Cl：①____________②____________
③____________④____________。
(3)Fe2＋：①____________②____________
③____________④____________。
(4)Cu：①____________②____________
③____________④____________。
(5)Se：①____________②____________
③____________④____________。
(6)Br－：①____________②____________
③____________④____________。
2．下列电子排布式或轨道表示式正确的是( )
①C原子的轨道表示式：
②Cr原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d44s2
③O原子的轨道表示式：
④Br原子的外围电子排布式：3d104s24p5
⑤B原子的轨道表示式：
A．①②③ B．②③④
C．①②④⑤ D．只有③
反思归纳
在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：
练点二 核外电子排布中的能量变化
3．气态电中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是( )
A．1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1
B．1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2
C．1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3
D．1s22s22p63s23p63d104s24p2→1s22s22p63s23p63d104s24p1
4．下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为________、________(填标号)。
方法总结
核外电子排布的五种表示方法
(1)结构示意图：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各层上的电子数。
(2)电子排布式：能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数，但不能表示原子核的情况，也不能表示各个电子的运动状态。
(3)电子排布图：能反应各轨道的能量的高低，各轨道上的电子分布情况及自旋方向。
(4)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
考点二 原子结构与元素性质
1知识梳理
1.原子结构与周期表的关系
(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格)
(2)每族元素的电子排布特点
①主族
②0族：He：1s2；其他ns2np6。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。
(3)元素周期表的分区
a．根据核外电子排布分区
b．各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
2.元素性质的规律性变化
(1)电离能
①含义
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______，符号____，单位________。
②规律
a．同周期：第一种元素的第一电离能____，最后一种元素的第一电离能____，总体呈现从左至右逐渐____的变化趋势。
b．同族元素：从上至下第一电离能逐渐____。
c．同种原子：逐级电离能越来越______(即I1____I2____I3…)。
(2)电负性
①含义：不同元素的原子在化合物中____________能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中____________的能力越____。
②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为____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(稀有气体元素未计)。
③变化规律
a．金属元素的电负性一般________，非金属元素的电负性一般________，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，它们既有金属又有非金属性。
b．在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐____，同主族从上至下，元素的电负性逐渐____。
[思考]
按要求回答下列问题
(1)第三周期所有元素的第一电离能(I1)大小顺序为__________________________________________(用元素符号表示)。
(2)Na的逐级电离能中有________次突跃。分别是哪级电离能发生突跃？________、________。
(3)F、Cl、Br、I的第一电离能由大到小的顺序为________________，电负性由大到小的顺序为________________。
[判断] (正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)共价化合物中，成键元素电负性大的表现为负价( )
(2)根据元素周期表，氮与氧相比，后者的第一电离能大( )
(3)过渡元素中含有非金属元素( )
(4)s区全部是金属元素( )
(5)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大( )
(6)价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是p区元素( )
(7)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期ⅠA族，是s区元素( )
[提醒]
(1)金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。
(2)第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素，如第一电离能：Mg>Al，P>S。
(3)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
2对点速练
练点一 原子结构与元素性质基础判断
1．下列说法中正确的是( )
A．第三周期所有元素中钠的第一电离能最小
B．钠的第一电离能比镁的第一电离能大
C．在所有元素中，氟的第一电离能最大
D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大
2．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是( )
A．元素周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大
B．元素周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
3．现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是( )
A．最高正化合价：③>②>①
B．原子半径：③>②>①
C．电负性：③>②>①
D．第一电离能：③>②>①
4．回答下列问题：
(1)已知铁是26号元素，写出Fe的价层电子排布式________；在元素周期表中，该元素在________区(填“s”“p”“d”“f”或“ds”)。
(2)写出与N同主族的As的基态原子的核外电子排布式：________。从原子结构的角度分析B、N和O的第一电离能由大到小的顺序为________。
(3)写出Fe2＋的核外电子排布式：________。
(4)Zn2＋的核外电子排布式为________。
练点二 原子结构与元素性质综合应用
5．根据信息回答下列问题：
A．第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的最低能量。下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。
B．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，原子之间通常形成离子键，如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值。
(1)认真分析信息A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断第三周期Na～Ar这几种元素中，Al的第一电离能的大小范围为________(2)信息A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是________周期________族。
(3)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有________性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围是________________________________________________________________________。
(5)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物，说出理由并写出判断的方法：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
练后归纳
电离能的应用
1．判断元素金属性的强弱：
第一电离能越小，金属原子越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
2．判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)：
如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n。如钠元素I2≫I1，所以钠原子的最外层电子数为1，其化合价为＋1。
本讲真题研练
1．[2020·山东卷，3]短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是( )
A．第一电离能：W>X>Y>Z
B．简单离子的还原性：Y>X>W
C．简单离子的半径：W>X>Y>Z
D．氢化物水溶液的酸性：Y>W
2．[2020·天津卷，8]短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。用表中信息判断下列说法正确的是( )
A．元素电负性：ZC．元素第一电离能：Z3．[2019·全国卷组合·35]
(全国卷Ⅰ)：
(1)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是____________(填标号)。
(全国卷Ⅱ)：
(2)Fe成为阳离子时首先失去________轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3＋价层电子排布式为____________。
(3)比较离子半径：F－________O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。
(全国卷Ⅲ)：
(1)在周期表中，与Li的化学性质最相似的邻族元素是________，该元素基态原子核外M层电子的自旋状态________(填“相同”或“相反”)。
4．[2018·全国卷组合·35]
(全国卷Ⅰ)：
(2)Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是__________________________。
(全国卷Ⅱ)：
(1)基态Fe原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为________________，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为________形。
(全国卷Ⅲ)：
(1)Zn原子核外电子排布式为______________________。
(2)黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是______________________________________。
5．[2017·全国卷组合，35]
(全国卷Ⅰ)：
(1)元素K的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为________nm(填标号)。
A．404.4 B．553.5
C．589.2 D．670.8
E．766.5
(2)基态K原子中，核外电子占据最高能层的符号是____________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为________________。K和Cr属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低，原因是________________________________________________________________________。
(全国卷Ⅱ)：
(1)氮原子价层电子对的轨道表达式(电子排布图)为________________________。
(2)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图(a)所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
氮元素的E1呈现异常的原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(全国卷Ⅲ)：
(1)C基态原子核外电子排布式为________。元素Mn与O中，第一电离能较大的是________，基态原子核外未成对电子数较多的是________。
eq \x(温馨提示：请完成课时作业34)
第十一章 物质结构与性质(选修3)
第1讲 原子结构与性质
考点一
1知识梳理
1．(1)能量 能量 K、L、M、N、O、P、Q…… (2)能量 s、p、d、f s、p、d、f E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)
2．(1)原子核外经常出现 1 3 (2)ns＜np＜nd＜nf 1s＜2s＜3s＜4s…
3．(2)2 相反 (3)优先单独 全满 半满 全空 1s22s22p63s23p63d54s1
4．(1)最低能量 (2)跃迁 (3)跃迁 原子
判断 答案：(1)× (2)× (3)× (4)× (5)× (6)× (7)√ (8)× (9)× (10)× (11)√
2对点速练
1．答案：(1)①1s22s22p3 ② ③5 ④3
(2)①1s22s22p63s23p5(或[Ne]3s23p5)
②③9 ④1
(3)①1s22s22p63s23p63d6(或[Ar]3d6)
②③14 ④4
(4)①1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)
②③15 ④1
(5)①1s22s22p63s23p63d104s24p4(或[Ar]3d104s24p4)
②③18 ④2
(6)①1s22s22p63s23p63d104s24p6(或[Ar]3d104s24p6)
② ③18 ④0
2．解析：①违背了能量最低原理，电子优先填满能量低的轨道；②违背了洪特规则的特例；④Br原子的最外层电子为第四能层的7个电子，不包括3d能级上的电子，错误；⑤每个原子轨道里只能容纳两个自旋方向相反的电子，违背了泡利不相容原理。
答案：D
3．解析：np3处于半充满状态，结构稳定，失去一个电子吸收的能量多。
答案：B
4．解析：基态Li原子能量最低，而电子排布图中D项所示状态为基态。处于激发态的电子数越多，原子能量越高，A项中只有1个1s电子跃迁到2s轨道；B项中1s轨道中的两个电子一个跃迁到2s轨道，另一个跃迁到2p轨道；C项图中1s轨道的两个电子都跃迁到2p轨道，故C项表示的原子能量最高。
答案：D C
考点二
1知识梳理
1．(1)10 1s22s22p6 [Ne]3s1 18 [Ar]4s1 36 37 [Kr]5s1 [Xe]6s1 86 (2)ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
2．(1)最低能量 I kJ·ml－1 最小 最大 增大 减小 大 < < (2)吸引键合电子 吸引键合电子 强 4.0 小于1.8 大于1.8 增大 减小
思考 答案：(1)Na(2)2 I2≫I1 I10≫I9
(3)F>Cl>Br>I F>Cl>Br>I
判断 答案：(1)√ (2)× (3)× (4)× (5)× (6)√ (7)×
2对点速练
1．解析：C项，在所有元素中，He的第一电离能最大。
答案：A
2．解析：利用同周期从左至右元素电负性逐渐增大，同主族从上至下元素电负性逐渐减小的规律来判断。电负性越大，金属性越弱，非金属性越强。
答案：A
3．解析：根据核外电子排布可知①是S，②是P，③是F。F无最高正价，A错误；同周期自左向右原子半径逐渐减小，同主族自上而下原子半径逐渐增大，则原子半径：②>①>③，B错误；非金属性越强，电负性越大，则电负性：③>①>②，C错误；非金属性越强，第一电离能越大，但P的3p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，第一电离能强于S，则第一电离能：③>②>①，D正确。
答案：D
4．解析：B、N、O元素同周期，在第一电离能逐渐增大的趋势中出现了I1(N)>I1(O)的曲折。
答案：(1)3d64s2 d (2)1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3 N>O>B (3)1s22s22p63s23p63d6 (4)1s22s22p63s23p63d10
5．解析：(1)由信息所给的图可以看出，同周期的ⅠA族元素的第一电离能最小，而第ⅢA族元素的第一电离能小于第ⅡA族元素的第一电离能，故Na(2)根据第一电离能的递变规律可以看出，图中所给元素中Rb的第一电离能最小，其在周期表中的位置为第五周期第ⅠA族。
(3)根据对角线规则，Al(OH)3与Be(OH)2的性质相似，Be(OH)2应具有两性，根据Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al(OH)3 ＋3HCl===AlCl3＋3H2O可以类似地写出Be(OH)2与酸、碱反应的离子方程式。
(4)根据电负性的递变规律：同周期元素，从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小可知，在同周期中电负性NaMg>Ca，最小范围应为0.9～1.5。
(5)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.5，根据信息，电负性差值若小于1.7，则形成共价键，所以AlCl3为共价化合物，离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物不能导电。
答案：(1)Na Mg
(2)第五 第ⅠA
(3)两 Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、
Be(OH)2＋2OH－===BeO22-＋2H2O
(4)0.9～1.5
(5)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5(<1.7)，所以形成共价键，为共价化合物；判断方法：将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物
本讲真题研练
1．解析：根据Z与X可形成淡黄色化合物Z2X2，即该化合物为Na2O2，结合原子序数关系可知，X为O元素，Z为Na元素；基态O原子核外有8个电子，是最高能级2p上排布的电子数的2倍；由原子序数关系可知Y为F元素，则与其同主族的W为Cl元素。根据第一电离能递变规律，可知其相对大小顺序为：F>O>Cl>Na，A项错误；根据非金属性：F >O>Cl，可知简单离子的还原性：Cl－>O2－>F－，B项错误；根据离子半径的变化规律，可知简单离子半径：Cl－>O2－>F－>Na＋，C项正确；氢化物水溶液的酸性：HF< HCl，D项错误。
答案：C
2．解析：本题考查物质性质与元素推断，考查的化学学科核心素养是宏观辨识与微观探析。从Z的最高价氧化物的水化物的化学式和W的最高价氧化物的水化物的pH可知，Z、W是磷、硫元素，结合X、Y的最高价氧化物水化物的0.1 ml·L－1溶液的pH，可知X、Y是氮、钠元素。电负性：P Na＋，B项错误；磷的3p轨道为半满稳定状态，其第一电离能大于硫，C项错误；NH3分子间存在氢键，导致其沸点高于PH3，D项错误。
答案：A
3．解析：(全国卷Ⅰ)：(1)A表示基态镁原子的第二电离能，B表示基态镁原子的第一电离能，则电离能：A>B；C表示激发态镁原子的第一电离能，则电离能：A>C；D表示激发态镁原子的第二电离能，则电离能：A>D。
(全国卷Ⅱ)：(2)金属原子变为阳离子，首先失去最外层电子。
(3)F－与O2－具有相同电子层结构，F原子序数较大，离子半径较小。
(全国卷Ⅲ)：(1)根据对角线原则，Li与Mg的化学性质最相似。基态时Mg原子的两个M层电子处于3s轨道上，且自旋方向相反。
答案：(全国卷Ⅰ)：(1)A
(全国卷Ⅱ)：(2)4s 4f5 (3)小于
(全国卷Ⅲ)：(1)Mg 相反
4．解析：(全国卷Ⅰ)：(2)Li＋和H－的电子层结构相同，而具有相同电子层结构的离子半径大小与核电荷数有关，核电荷数越大，离子半径越小。
(全国卷Ⅱ)：(1)基态Fe原子核外有26个电子，按照构造原理，其核外电子排布式为[Ar]3d64s2，按照洪特规则，价层电子3d上6个电子优先占据5个不同轨道，故价层电子的电子排布图为。
基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，电子占据最高能级为3p，p能级的电子云轮廓图为哑铃(纺锤)形。
(全国卷Ⅲ)：(1)Zn原子核外有30个电子，其电子排布式为[Ar]3d104s2。
(2)Cu原子的外围电子排布式为3d104s1，4s能级处于半充满状态，而Zn原子的4s能级处于全充满状态，Zn原子更不易失去1个电子，所以Zn原子的第一电离能较大。
答案：(全国卷Ⅰ)：
(2)Li＋核电荷数较大
(全国卷Ⅱ)：
(1) 哑铃(纺锤)
(全国卷Ⅲ)：
(1)[Ar]3d104s2
(2)大于 Zn核外电子排布为全充满稳定结构，较难失电子
5．解析：(全国卷Ⅰ)：(1)赤橙黄绿青蓝紫，波长逐渐减小。
(2)K原子位于第四周期，原子结构示意图，核 外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1，最高能层为N层，第4电子层为4s原子轨道，为球形。K原子半径大，且价电子数少(K原子价电子数为1，Cr原子价电子排布为3d54s1，价电子数为6)，金属键弱，熔沸点低。
(全国卷Ⅱ)：(1)N原子位于第二周期第ⅤA族，价电子是最外层电子，即电子排布图是。
(2)根据图(a)，电子亲和能增大(除N外)，同周期从左向右非金属性增强，得电子能力增强，因此同周期自左向右电子亲和能增大；氮元素的p能级达到半满状态，原子相对稳定，不易得到1个电子。
(全国卷Ⅲ)：(1)C为27号元素，C的基态原子核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；金属性越强，第一电离能越小，而金属性：Mn>O，故第一电离能较大的为O。Mn原子的价电子排布式为3d54s2，根据洪特规则，有5个未成对电子，而O原子的价电子排布式为2s22p4，仅有2个未成对电子，故基态原子核外未成对电子数较多的是Mn。
答案：(全国卷Ⅰ)：
(1)A
(2)N 球形 K原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱
(全国卷Ⅱ)：
(1)
(2)同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大 N的p能级处于半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子
(全国卷Ⅲ)：
(1)1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2 O Mn
原子轨道
轨道形状
轨道个数
s
球形
____
p
哑铃形
____
表示方法
含义
举例
原子或离子结构示意图
表示核外电子分层排布和核内质子数
Na： Na＋：
电子式
表示原子最外层电子数目
核外电子排布式
表示每个能级上排布的电子数
S：1s22s22p63s23p4
或[Ne]3s23p4
S2－：1s22s22p63s23p6
电子排布图(轨道表示式)
表示每个原子轨道中电子的运动状态

价电子排布式或排布图
表示价电子的排布

周
期
能
层
数
每周期第一种元素
每周期最后一种元素
原子
序数
基态原子的
电子排布式
原子
序数
基态原子的
电子排布式
二
2
3
[He]2s1
____
________
三
3
11
______
____
1s22s22p63s23p6
四
4
19
________
____
1s22s22p63s23p6
3d104s24p6
五
5
____
______
54
1s22s22p63s23p63d10
4s24p64d105s25p6
六
6
55
____
____
1s22s22p63s23p63d104s24p6
4d104f145s25p65d106s26p6
主族序数
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
排布特点
____
______
______
______
______
______
______
分区
元素分布
外围电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA族、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6(He除外)
通常是最外层电子参与反应
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外)
(n－1)d1～9ns1～2(除钯外 )
d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
元素
符号
Li
Be
B
C
O
F
Na
Al
Si
P
S
Cl
电负
性值
1.0
1.5
2.0
2.5
3.5
4.0
0.9
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0