考点逐项过关考点1﹒电子排布式和电子轨道示意图1．能层、能级和最多容纳电子数之间的关系各能层（1）轨道形状：①s电子的原子轨道呈球形。

②p电子的原子轨道呈纺锤形。

（2）能量关系：①相同能层上原子轨道能量的高低：n s<n p<n d<n f。

②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s…③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道如n p x、n p y、n p z 的能量相等。

3．原子核外电子的排布规律三个原理：①能量最低原理：原子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。

构造原理示意图如上图1。

②泡利原理：在一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋状态相反。

③洪特规则：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。

4．电子的跃迁与原子光谱（1）电子的跃迁：①基态→激发态：当基态原子的电子吸收能量后，会从低能级跃迁到较高能级_，变成激发态原子。

②激发态→基态：激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。

（2）原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。

基态原子核外电子排布的表示方法【过关练习】1．基态B原子的电子排布式为_________________________________2．基态氮原子的价电子排布式是_________________________________3．基态Mn2＋的核外电子排布式为________________________________4．Se的其核外M层电子的排布式为____________________________5．Ni2＋的价层电子排布图为________________________________6．基态镓（Ga）原子的电子排布式为_____________________________7．三价铁离子的电子排布式为______________________________8．Cu的价层电子轨道示意图为_____________________________9．P原子的核外电子排布式为_______________________________答案：1．1s22s22p1 2．2s22p3 3．1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d54．3s23p63d10 5．6．1s22s22p63s23p63d104s24p17．1s22s22p63s23p63d5 8．9．1s22s22p63s23p3（或[Ne] 3s23p3）考点2﹒电负性和第一电离能大小比较元素第一电离能的递变性ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA族元素的第一电离能，ⅤA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素的第一电离能。

（1）特例当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半充满（p3、d5、f7）和全充满（p6、d10、f14）的结构时，原子的能量较低，为稳定状态，该元素具有较大的第一电离能，如：第一电离能，Be＞B；Mg＞Al；N＞O；P＞S。

（2）应用①判断元素金属性的强弱。

电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。

②判断元素的化合价。

如果某元素的I n＋1≫I n，则该元素的常见化合价为＋n，如铝元素I4≫I3，所以铝元素的化合价为＋3。

而过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价，如锰元素有＋2价～＋7价。

元素电负性的递变性（1）规律①同一周期，从左到右，元素的电负性递增；②同一主族，自上到下，元素的电负性递（2）应用①确定元素类型（电负性＞1.8，非金属元素；电负性＜1.8，金属元素）；②确定化学键类型（两元素电负性差值＞1.7，离子键；两元素电负性差值＜1.7，共价键）；③判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）；④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。

电离能与电子的分层排布一般来说，对于一个原子I1<I2<I3<……这很容易理解，因为从正一价的气态阳离子中去掉一个电子需克服的电性引力比从中性原子中掉一个电子要大，消耗的能量就更多。

因此，一个原子的电离能是依次增大的，甚至是成倍增长，但增大的倍数并不相同。

有的增大的多，有的增大的很多（逐级递增，存在突跃）。

我们结合下表说明：Na，I3比I2增大不到一倍，但I2比I1却增大了近百倍。

这说明I1比I2、I3小得多，说明有一个电子能量较高，在离核较远的区域运动，容易失去。

另外的几个电子能量较低，在离核较近的区域运动。

Mg，按照上面的分析，I2比I1增大不到一倍、I4比I3增大不到一倍，但I3比I2却增大了好几倍。

因此可认为有两个电子能量较高，在离核较远的区域运动，另外的几个电子能量较低，在离核较近的区域运动。

至于Al元素，请同学自己分析一下。

通过分析电离能的数据，我们也可以看到I4比I3增大了好几倍，在多电子原子中，电子是分层排布的。

金属活动顺序与电离能大小顺序不一致的原因我们知道金属活动顺序中Ca元素排在Na元素的前面，而我们查的第一电离能的数据发现，钠元素的I1＝496kJ/mol，钙元素的I1＝590kJ/mol；I2＝1145kJ/mol。

为什么第一电离能表现出来的金属性顺序与金属活动性顺序表现出来的不一样呢？其实，这是因为两个概念表达的内容不同并且测量的手段也不一样，金属活动性顺序指的是水溶液中金属单质中的原子失去电子的难易程度。

而电离能指的是气态的金属原子失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时的活泼型量度。

二者所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。

由此可以知道，我们在分析某个问题时，一定要注意具体的条件。

对角线规则Li与Mg，Be与Al，B与Si这三对元素在周期表中处于对角线位置，相应的两元素及其化合物的性质有许多相似之处，这种相似性称为对角线规则。

Li与Mg的相似性★锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物★锂、镁都能与氮气直接化合而生成氮化物★锂、镁与水反应均较缓慢★锂、镁的氟化物、碳酸盐、磷酸盐均难溶于水★锂、镁的碳酸盐在加热时均能分解为相应的氧化物和二氧化碳★锂、镁的氯化物均能溶于有机溶剂中，表现出共价特性值得注意的是，锂的金属性比镁强，氢氧化锂为强碱，氢氧化镁为中强碱，锂与水反应平缓不剧烈，镁则缓慢，氢氧化锂易溶，20度是溶解度12.8g，氢氧化镁难溶20度时溶解度0.00095gBe与Al的相似性★铍、铝都是两性金属，既能溶于酸，也能溶于强碱★铍和铝都能被冷的浓硝酸钝化★铍和铝的氧化物均是熔点高、硬度大的物质★铍和铝的氢氧化物Be(OH)2>Al(OH)3，都是两性氢氧化物，而且都难溶于水B与Si的相似性★硼与硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔★单质的制备，与酸碱的作用，氢化物的制备与性质等都相似★硼和硅的卤化物水解性也相似SiCl4+4H2O＝H4SiO4+4HC1、BC13+3H2O＝H3BO3+3HC1【过关练习】1﹒试用“>”、“<”、“＝”表示元素C、N、O、Si的下列关系：（用元素符号表示，下同）（1）第一电离能：___________________________________（2）电负性：_______________________________________（3）非金属性：_____________________________________2﹒比较大小（1）第一电离能C、N、O、Si____________________ He、N、P、F____________________ （2）电负性Na、Mg、Al_____________________ O、S、P____________________答案：1﹒（1）N>O>C>Si （2）O>N>C>Si （3）O>N>C>Si2﹒（1）Si＜C＜O＜N P＜N＜F＜He （2）Na＜Mg＜Al P＜S＜O考点3﹒杂化方式、键角、构型、分子中σ键数的判断分子或离子的空间构型及杂化方式的判断方法一、价层电子对互斥理论分子或离子的空间构型与中心原子的价层电子对数目有关；价层电子对＝成键电子对+孤对电子对；价层电子对尽可能远离，以使斥力最小。

1．杂化轨道类型的判断方法（1）看中心原子有没有形成双键或三键，如果有1个三键，则其中有2个π键，用去了2个p轨道，则为sp杂化；如果有1个双键则其中有1个π键，则为sp2杂化；如果全部是单键，则为sp3杂化。

（2）由分子的空间构型结合价电子对互斥理论判断。

没有填充电子的空轨道一般不参与杂化，1对孤电子对占据1个杂化轨道。

如NH3为三角锥形，且有一对孤电子对，即4个杂化轨道应呈四面体形，为sp3杂化。

（3）价电子法：对于AB m型分子，若A原子的价电子数目有x个，B原子的价电子数目有y个，则杂化轨道数目＝（x＋my）/2。

例如CH4杂化轨道数目＝（4＋4×1）/2＝4，则碳原子为sp3杂化。

使用这个公式计算杂化轨道数目时：当O和S元素作为中心原子时提供6个电子，作为配位原子时提供0个电子；而F、Cl、Br、I等原子作为中心原子时提供7个电子，而作为配位原子时提供1个电子。

例如：CO2中中心碳原子的杂化轨道数目＝（4＋0×2）/2＝2，则为sp杂化；又如BF3中中心硼原子的杂化轨道数目＝（3＋3×1）/2＝3，则硼原子为sp2杂化。

（4）公式法：多原子的离子也可使用这个公式计算。

需要对阳离子（或阴离子）减去（或加上）所带电荷。

例如NH＋4中N原子的杂化轨道数目＝（5＋4×1－1）/2＝4，则N原子的杂化方式为sp3杂化；又如H3O＋中。

原子的杂化轨道数目＝（6＋1×3－1）/2＝4，则O 原子的杂化方式为sp3杂化；再如SO2－4中S原子的杂化轨道数目＝（6＋0＋2）/2＝4，则S 原子的杂化方式为sp3杂化。

2．价层电子对的空间构型由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离，于是价层电子对的空间构型与价层电子对数目关系如下3．分子空间构型价层电子对有成键电子对和孤对电子对之分，中心原子周围配位原子（或原子团）数，即AB n中n值就是成键对数，价层电子对的总数减去成键对数，得孤对电子对数。

若孤对电子对＝0：分子的构型等于电子对的空间构型，孤对电子对≠0：分子的构型不同于电子对的空间构型。

相关：孤对－孤对>孤对－键对>键对－键对。

因此价层电子对空间构型为正三角形和正四面体时，孤对电子对对成键电子对斥力较大，使成键电子对夹角变小，所以SnBr2的键角应小于120°，NH3、H2O分子的键角应小于109.5°。