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第一章 原子结构与性质——【期末复习】高二化学单元复习知识点梳理（人教版2019选择性必修2）
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这是一份第一章 原子结构与性质——【期末复习】高二化学单元复习知识点梳理（人教版2019选择性必修2），共9页。试卷主要包含了能层，能级，不同能层对应的能级和原子轨道，价层电子排布与元素的最高正价数等内容，欢迎下载使用。
1．能层
根据多电子原子的核外电子的能量差异，将核外电子分成不同的能层，能层用n表示。n值越大，能量越高。
2．能级
(1)根据多电子原子中同一能层电子能量的不同，将它们分成不同能级。
(2)能级用相应能层的序数和字母s、p、d、f……组合在一起来表示，如n能层的能级按能量由低到高的顺序排列为ns、np、nd、nf等。
(3)能层序数等于该能层所包含的能级数，如第三能层有能级3s、3p、3d。
(4)s、p、d、f能级可容纳的电子数为1、3、5、7的二倍。
3．能层、能级与其容纳的最多电子数之间的关系
(1)能层符号及所能容纳的最多电子数
(2)能级符号及所能容纳的最多电子数
考点02 基态与激发态 原子光谱
1．基态与激发态
(1)基态原子：处于最低能量的原子。
(2)激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁到较高能级，变成激发态原子。
2．原子光谱
(1)光谱的成因与分类：
(2)光谱分析：
在现代化学中，利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素的分析方法。
(3)光谱分析的应用：鉴定元素。
考点03 构造原理
1．构造原理
随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按如图所示的能级顺序填充的，填满一个能级再填一个能级。
其中，每一行对应一个能层，每个小圈表示一个能级
各圆圈间的连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序。
2．能量与能层、能级的关系
(1)决定电子能量高低的因素：
①能层：能级符号相同时，能层序数越大，电子能量越高；
②能级：在同一能层的不同能级中，s、p、d、f能级的能量依次升高；
③在多电子原子中会发生能级交错现象。
(2)多电子原子中，相同能层上不同能级能量的高低为ns＜np＜nd＜nf；不同能层上符号相同的能级能量的高低为1s＜2s＜3s＜4s。1s＜3d；3s＜3d。
考点04 电子排布式
1．电子排布式表示方法
将能级上所容纳的电子数标在该能级符号的右上角，并按照能层从左到右的顺序排列的式子，称为电子排布式。
2．原子的电子排布式
(1)简单原子的电子排布式
按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。如：
6C：1s22s22p2；10Ne：1s22s22p6；
17Cl：1s22s22p63s23p5；19K：1s22s22p63s23p64s1。
(2)复杂原子的电子排布式
对于较复杂原子的电子排布式，应先按构造原理从低到高排列，然后将同能层的能级移到一起。
如26Fe，先排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一能层的能级排到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。
(3)简化电子排布式
如K：1s22s22p63s23p64s1，其简化电子排布式可表示为[Ar]4s1，其中[Ar]代表Ar的核外电子排布式，即1s22s22p63s23p6。再如Fe的简化电子排布式为[Ar]3d64s2。
3．离子的电子排布式
(1)判断该原子变成离子时会得到或失去的电子数。
(2)原子失去电子时，总是从能量高的能级失去电子，即失去电子的顺序是由外向里。一般来说，主族元素只失去它们的最外层电子，而副族和第Ⅷ族元素可能还会进一步向里失去内层电子。
(3)原子得到电子而形成阴离子，则得到的电子填充在最外一个能层的某一个能级上。如Cl－的电子排布式为1s22s22p63s23p6(得到的电子填充在最外面的3p能级上)。
考点05 电子云
1．电子运动的特点
现代量子力学指出，不可能像描述宏观物体运动那样确定核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处，只能确定在原子核外各处出现的概率。用P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积，则P/V称为概率密度，用ρ表示。
2．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。小黑点越密，表示概率密度越大。由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。
3．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。因此常用电子云轮廓图的形状和取向来表示原子轨道的形状和取向。
4．不同能层对应的能级和原子轨道
考点06 核外电子排布规则与轨道表示式
1．核外电子排布规律
基态原子的核外电子排布规律应遵循：
(1)泡利原理：每个能级最多容纳2个自旋方向相反的电子。
(2)洪特规则：同能级电子优先单独占据一个轨道，且自旋平行。
(3)能量最低原理：遵循构造原理，优先占据能量较低的轨道，使原子总能量最低。
(4)特殊性
有少数元素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。如
24Cr：1s22s22p63s23p63d44s2 （×） 24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 （√）
29Cu：1s22s22p63s23p63d94s2 （×） 29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 （×）
2．核外电子排布的表示方法
(1)电子排布式：
①电子排布式。如K原子的电子排布式：1s22s22p63s23p64s1。
②简化的电子排布式。如K原子简化的电子排布式：[Ar]4s1。
(2)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N的轨道表示式：
3．价电子排布式的表示方法
(1)价电子原子在参与化学反应时能够用于成键的电子，是原子核外跟元素化合价有关的电子。
(2)在主族元素中，价电子数就是最外层电子数。副族元素原子的价电子，除最外层电子外，还可包括次外层电子。例如：Mn的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，价电子排布式为3d54s2。
考点07 元素周期系
1．碱金属元素和稀有气体元素原子的价层电子排布
2．元素周期系的形成
(1)每一周期(第一周期除外)从碱金属元素开始到稀有气体元素结束，最外层电子排布从ns1递增到ns2np6，但元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多。
(2)元素形成周期系的根本原因是元素的原子核外电子排布发生周期性的重复。
(3)根据构造原理得出的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。例如：第一周期从1s1开始，以1s2结束；其余周期总是从ns能级开始，以np能级结束，其间递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。
3．构造原理与元素周期表
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p……
周期 一 二 三 四 五 六 七
元素 2 8 8 18 18 32 32
4．价层电子排布和周期表的关系
(1)原子的电子层数＝能级中最高能层序数＝周期序数。
(2)主族元素原子的价层电子数＝该元素在周期表中的主族序数。
(3)过渡元素(除镧系、锕系外，以第四周期为例)
5．价层电子排布与元素的最高正价数
(1)当主族元素失去全部价电子后，表现出该元素的最高化合价，最高正价＝主族序数(O、F除外)。
(2)ⅢB～ⅦB族可失去ns和(n－1)d轨道上的全部电子，所以，最高正价数＝族序数。
(3)Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n－1)d电子，所以最高正价低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现八价。
(4)ⅠB族可失去ns1电子和部分(n－1)d电子，所以ⅠB的族数<最高正价，ⅡB只失去ns2电子，ⅡB的族序数＝最高正价。
考点08 元素周期表的分区
1．元素周期表的分区
按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区。除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。
2．各区价层电子排布特点
考点09 原子半径
1．影响原子半径大小的因素
(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。
(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的引力就越大，使原子半径减小。
2．原子半径的递变规律
(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小；
(2)同主族：从上到下，能层数越大，半径越大。
考点10 微粒半径大小比较
1．原子半径大小的比较
(1)同电子层：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，有“序小径大”的规律。
(2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，能层数越多，原子半径越大。
2．离子半径大小的比较
(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
(2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋)(4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。如比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。
考点11 电离能
1．电离能的概念
(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叫做第一电离能，通常用I1表示。
(2)各级电离能：＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能，用I2表示；＋2价气态正离子再失去一个电子，形成＋3价气态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能，用I3表示；依次类推。
2．第一电离能的变化规律
(1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现增大的趋势。其中ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA之间元素的第一电离能出现反常。
(2)同族元素从上到下第一电离能减小。
(3)同种原子的逐级电离能越来越大(I1＜I2＜I3…)。
3．前四周期元素第一电离能
4．第一电离能的影响因素
(1)同一周期：一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大。
(2)同一族：同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(3)电子排布：各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子(He为2电子)最外层电子构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性也较高，如Be(2s2)、N(2s22p3)、Mg(3s2)、P(3s23p3)比同周期相邻元素的第一电离能大。
考点12 电离能的应用
1．确定元素原子的核外电子排布
如LI：I1≪I22．确定元素的化合价
如K元素I1≪I23．判断元素的金属性、非金属性强弱
I1越大，元素的非金属性就越强；I1越小，元素的金属性就越强。
考点13 电负性
1．电负性概念
(1)键合电子：原子中用于形成化学键的电子。
(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。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
2．电负性衡量标准
电负性是由美国化学家鲍林提出的，他以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。
3．电负性递变规律
(1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大；
(2)同一主族，从上到下，元素的电负性逐渐减小。
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电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。
如：
考点14 电负性的应用
1．判断金属性、非金属性的强弱
电负性大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据。
2．元素的电负性数值大小与化合物类型的关系
3．电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负值的关系
电负性数值小的元素的化合价为正值；电负性数值大的元素的化合价为负值。如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，故在NaH中Na显正价，H显负价。能层
一
二
三
四
五
六
七
符号
K
L
M
N
O
P
Q
最多电子数
2
8
18
32
50
72
98
能层
K
L
M
N
O
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
…
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
…
能层
能级
原子轨道数
原子轨道名称
原子轨道的形状
K
1s
1
1s
球形
L
2s
2p
1
3
2s
2px、2py、2pz
球形
哑铃形
M
3s
3p
3d
1
3
5
3s
3px、3py、3pz
……
球形
哑铃形
……
……
……
……
……
……
周期
最左侧ⅠA族元素
价层电子排布
稀有气体元素
价层电子排布
一
氢
1s1
氦
1s2
二
锂
2s1
氖
2s22p6
三
钠
3s1
氩
3s23p6
四
钾
4s1
氪
4s24p6
五
铷
5s1
氙
5s25p6
六
铯
6s1
氡
6s26p6
族序数
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
价层电子排布
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
ns2np6
周期表中列数
族序数
价层电子排布
3
ⅢB
(n－1)d1ns2
4
ⅣB
(n－1)d2ns2
5
ⅤB
(n－1)d3ns2
6
ⅥB
(n－1)d5ns1
7
ⅦB
(n－1)d5ns2
8～10
Ⅷ
(n－1)d6～8ns2
11
ⅠB
(n－1)d10ns1
12
ⅡB
(n－1)d10ns2
分区
价层电子排布
s区
ns1～2
p区
ns2np1～6(除He外)
d区
(n－1)d1～9ns1～2(除钯外)
ds区
(n－1)d10ns1～2
f区
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
1．能层
根据多电子原子的核外电子的能量差异，将核外电子分成不同的能层，能层用n表示。n值越大，能量越高。
2．能级
(1)根据多电子原子中同一能层电子能量的不同，将它们分成不同能级。
(2)能级用相应能层的序数和字母s、p、d、f……组合在一起来表示，如n能层的能级按能量由低到高的顺序排列为ns、np、nd、nf等。
(3)能层序数等于该能层所包含的能级数，如第三能层有能级3s、3p、3d。
(4)s、p、d、f能级可容纳的电子数为1、3、5、7的二倍。
3．能层、能级与其容纳的最多电子数之间的关系
(1)能层符号及所能容纳的最多电子数
(2)能级符号及所能容纳的最多电子数
考点02 基态与激发态 原子光谱
1．基态与激发态
(1)基态原子：处于最低能量的原子。
(2)激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁到较高能级，变成激发态原子。
2．原子光谱
(1)光谱的成因与分类：
(2)光谱分析：
在现代化学中，利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素的分析方法。
(3)光谱分析的应用：鉴定元素。
考点03 构造原理
1．构造原理
随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按如图所示的能级顺序填充的，填满一个能级再填一个能级。
其中，每一行对应一个能层，每个小圈表示一个能级
各圆圈间的连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序。
2．能量与能层、能级的关系
(1)决定电子能量高低的因素：
①能层：能级符号相同时，能层序数越大，电子能量越高；
②能级：在同一能层的不同能级中，s、p、d、f能级的能量依次升高；
③在多电子原子中会发生能级交错现象。
(2)多电子原子中，相同能层上不同能级能量的高低为ns＜np＜nd＜nf；不同能层上符号相同的能级能量的高低为1s＜2s＜3s＜4s。1s＜3d；3s＜3d。
考点04 电子排布式
1．电子排布式表示方法
将能级上所容纳的电子数标在该能级符号的右上角，并按照能层从左到右的顺序排列的式子，称为电子排布式。
2．原子的电子排布式
(1)简单原子的电子排布式
按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。如：
6C：1s22s22p2；10Ne：1s22s22p6；
17Cl：1s22s22p63s23p5；19K：1s22s22p63s23p64s1。
(2)复杂原子的电子排布式
对于较复杂原子的电子排布式，应先按构造原理从低到高排列，然后将同能层的能级移到一起。
如26Fe，先排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一能层的能级排到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。
(3)简化电子排布式
如K：1s22s22p63s23p64s1，其简化电子排布式可表示为[Ar]4s1，其中[Ar]代表Ar的核外电子排布式，即1s22s22p63s23p6。再如Fe的简化电子排布式为[Ar]3d64s2。
3．离子的电子排布式
(1)判断该原子变成离子时会得到或失去的电子数。
(2)原子失去电子时，总是从能量高的能级失去电子，即失去电子的顺序是由外向里。一般来说，主族元素只失去它们的最外层电子，而副族和第Ⅷ族元素可能还会进一步向里失去内层电子。
(3)原子得到电子而形成阴离子，则得到的电子填充在最外一个能层的某一个能级上。如Cl－的电子排布式为1s22s22p63s23p6(得到的电子填充在最外面的3p能级上)。
考点05 电子云
1．电子运动的特点
现代量子力学指出，不可能像描述宏观物体运动那样确定核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处，只能确定在原子核外各处出现的概率。用P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积，则P/V称为概率密度，用ρ表示。
2．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。小黑点越密，表示概率密度越大。由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。
3．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。因此常用电子云轮廓图的形状和取向来表示原子轨道的形状和取向。
4．不同能层对应的能级和原子轨道
考点06 核外电子排布规则与轨道表示式
1．核外电子排布规律
基态原子的核外电子排布规律应遵循：
(1)泡利原理：每个能级最多容纳2个自旋方向相反的电子。
(2)洪特规则：同能级电子优先单独占据一个轨道，且自旋平行。
(3)能量最低原理：遵循构造原理，优先占据能量较低的轨道，使原子总能量最低。
(4)特殊性
有少数元素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。如
24Cr：1s22s22p63s23p63d44s2 （×） 24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 （√）
29Cu：1s22s22p63s23p63d94s2 （×） 29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 （×）
2．核外电子排布的表示方法
(1)电子排布式：
①电子排布式。如K原子的电子排布式：1s22s22p63s23p64s1。
②简化的电子排布式。如K原子简化的电子排布式：[Ar]4s1。
(2)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N的轨道表示式：
3．价电子排布式的表示方法
(1)价电子原子在参与化学反应时能够用于成键的电子，是原子核外跟元素化合价有关的电子。
(2)在主族元素中，价电子数就是最外层电子数。副族元素原子的价电子，除最外层电子外，还可包括次外层电子。例如：Mn的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，价电子排布式为3d54s2。
考点07 元素周期系
1．碱金属元素和稀有气体元素原子的价层电子排布
2．元素周期系的形成
(1)每一周期(第一周期除外)从碱金属元素开始到稀有气体元素结束，最外层电子排布从ns1递增到ns2np6，但元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多。
(2)元素形成周期系的根本原因是元素的原子核外电子排布发生周期性的重复。
(3)根据构造原理得出的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。例如：第一周期从1s1开始，以1s2结束；其余周期总是从ns能级开始，以np能级结束，其间递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。
3．构造原理与元素周期表
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p……
周期 一 二 三 四 五 六 七
元素 2 8 8 18 18 32 32
4．价层电子排布和周期表的关系
(1)原子的电子层数＝能级中最高能层序数＝周期序数。
(2)主族元素原子的价层电子数＝该元素在周期表中的主族序数。
(3)过渡元素(除镧系、锕系外，以第四周期为例)
5．价层电子排布与元素的最高正价数
(1)当主族元素失去全部价电子后，表现出该元素的最高化合价，最高正价＝主族序数(O、F除外)。
(2)ⅢB～ⅦB族可失去ns和(n－1)d轨道上的全部电子，所以，最高正价数＝族序数。
(3)Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n－1)d电子，所以最高正价低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现八价。
(4)ⅠB族可失去ns1电子和部分(n－1)d电子，所以ⅠB的族数<最高正价，ⅡB只失去ns2电子，ⅡB的族序数＝最高正价。
考点08 元素周期表的分区
1．元素周期表的分区
按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区。除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。
2．各区价层电子排布特点
考点09 原子半径
1．影响原子半径大小的因素
(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。
(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的引力就越大，使原子半径减小。
2．原子半径的递变规律
(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小；
(2)同主族：从上到下，能层数越大，半径越大。
考点10 微粒半径大小比较
1．原子半径大小的比较
(1)同电子层：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，有“序小径大”的规律。
(2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，能层数越多，原子半径越大。
2．离子半径大小的比较
(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
(2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋)
考点11 电离能
1．电离能的概念
(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叫做第一电离能，通常用I1表示。
(2)各级电离能：＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能，用I2表示；＋2价气态正离子再失去一个电子，形成＋3价气态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能，用I3表示；依次类推。
2．第一电离能的变化规律
(1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现增大的趋势。其中ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA之间元素的第一电离能出现反常。
(2)同族元素从上到下第一电离能减小。
(3)同种原子的逐级电离能越来越大(I1＜I2＜I3…)。
3．前四周期元素第一电离能
4．第一电离能的影响因素
(1)同一周期：一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大。
(2)同一族：同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(3)电子排布：各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子(He为2电子)最外层电子构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性也较高，如Be(2s2)、N(2s22p3)、Mg(3s2)、P(3s23p3)比同周期相邻元素的第一电离能大。
考点12 电离能的应用
1．确定元素原子的核外电子排布
如LI：I1≪I2
如K元素I1≪I2
I1越大，元素的非金属性就越强；I1越小，元素的金属性就越强。
考点13 电负性
1．电负性概念
(1)键合电子：原子中用于形成化学键的电子。
(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。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
2．电负性衡量标准
电负性是由美国化学家鲍林提出的，他以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。
3．电负性递变规律
(1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大；
(2)同一主族，从上到下，元素的电负性逐渐减小。
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电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。
如：
考点14 电负性的应用
1．判断金属性、非金属性的强弱
电负性大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据。
2．元素的电负性数值大小与化合物类型的关系
3．电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负值的关系
电负性数值小的元素的化合价为正值；电负性数值大的元素的化合价为负值。如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，故在NaH中Na显正价，H显负价。能层
一
二
三
四
五
六
七
符号
K
L
M
N
O
P
Q
最多电子数
2
8
18
32
50
72
98
能层
K
L
M
N
O
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
…
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
…
能层
能级
原子轨道数
原子轨道名称
原子轨道的形状
K
1s
1
1s
球形
L
2s
2p
1
3
2s
2px、2py、2pz
球形
哑铃形
M
3s
3p
3d
1
3
5
3s
3px、3py、3pz
……
球形
哑铃形
……
……
……
……
……
……
周期
最左侧ⅠA族元素
价层电子排布
稀有气体元素
价层电子排布
一
氢
1s1
氦
1s2
二
锂
2s1
氖
2s22p6
三
钠
3s1
氩
3s23p6
四
钾
4s1
氪
4s24p6
五
铷
5s1
氙
5s25p6
六
铯
6s1
氡
6s26p6
族序数
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
价层电子排布
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
ns2np6
周期表中列数
族序数
价层电子排布
3
ⅢB
(n－1)d1ns2
4
ⅣB
(n－1)d2ns2
5
ⅤB
(n－1)d3ns2
6
ⅥB
(n－1)d5ns1
7
ⅦB
(n－1)d5ns2
8～10
Ⅷ
(n－1)d6～8ns2
11
ⅠB
(n－1)d10ns1
12
ⅡB
(n－1)d10ns2
分区
价层电子排布
s区
ns1～2
p区
ns2np1～6(除He外)
d区
(n－1)d1～9ns1～2(除钯外)
ds区
(n－1)d10ns1～2
f区
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
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