第4讲　元素周期表与电子排布 学案（含答案）2026届高三化学一轮总复习

这是一份第4讲　元素周期表与电子排布 学案（含答案）2026届高三化学一轮总复习，共12页。学案主要包含了 原子的构成， 元素， 元素周期表的分区， 元素周期表的应用等内容，欢迎下载使用。

考点一 原子结构、核素
一、 原子的构成
1. 构成原子的微粒及作用
2. 微粒间的数量关系
(1)阳离子的核外电子数＝质子数________所带电荷数。
(2)阴离子的核外电子数＝质子数________所带电荷数。
3. 微粒符号周围数字代表的信息
二、 元素、核素、同位素
1. 元素、核素、同位素的概念及相互关系
2. 元素、核素、同位素的理解
(1)同位素的特征
同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大。同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。
(2)同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化，是核反应。
3. 氢元素的三种核素
eq \\al(1,1)H：名称为氕，不含中子；
eq \\al(2,1)H：用字母D表示，名称为氘或重氢；
eq \\al(3,1)H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。
4. 几种重要核素的用途
【思维拓展】
“10电子”微粒和“18电子”微粒
(1)“10电子”微粒(以Ne为出发点)
(2)“18电子”微粒(以Ar为出发点)
【易错辨析】
1. (2024·浙江1月选考卷)中子数为10的氧原子：eq \\al(18, 8)O。 ( )
2. 中子数为117、质子数为78的铂原子为eq \\al(195, 78)Pt。( )
3. K＋的结构示意图为。( )
4. (2024·江苏卷)S2－的结构示意图为。( )
5. (2023·南通三模)白磷和红磷互为同位素。( )

(2024·天一中学期末)下列说法正确的是( )
A. H2、D2、T2是氢元素的同素异形体
B. H2、D2、T2摩尔质量之比为1∶2∶3
C. 由H、D、T与16O、17O、18O能形成9种水分子
D. D、T发生核聚变成为其他元素，属于化学变化
考点二 原子核外电子排布
一、 核外电子运动状态
1. 电子云
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。
2. 核外电子运动状态
核外电子按能量不同分成电子层，同一电子层的电子，还被分成不同能级。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。
二、 基态与激发态 原子光谱
1. 基态与激发态
(1)基态原子：处于________________的原子。
(2)激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会________到较高能级，变为激发态原子。
2. 原子光谱
不同元素原子的电子发生跃迁时会________或________不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。
三、 原子核外电子排布规律与表示方法
1. 电子排布规律
(1)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。
(2)泡利原理
在一个原子轨道里，最多只能容纳________个电子，且它们的自旋状态________。如2s的2个电子可表示为________，不可表示为________。
(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优先单独占据一个轨道，并且自旋方向________。如2p3的电子排布图为，不能表示为或。
特例：当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。如29Cu的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，而不是1s22s22p63s23p63d94s2。
2. 填充顺序—构造原理
3. 原子核外电子排布表示方法(以S原子为例)
续表
【易错辨析】
1. (2024·甘肃卷)Ca2＋和Cl－的最外层电子排布图均为。( )
2. (2023·辽宁卷)基态Ni原子价电子排布式：3d10。( )
3. (2024·南通三模)基态B原子的轨道表示式为。( )
4. 基态F原子的电子排布式为2s22p5。( )
5. 1s22s12p1表示的是激发态原子的电子排布。( )

(2024·南通高三一模)反应3Fe2＋＋2HPOeq \\al(2－,4)＋2CH3COO－＋8H2O===Fe3(PO4)2·8H2O↓＋2CH3COOH可应用于铁质强化剂Fe3(PO4)2·8H2O的制备。下列说法正确的是( )
A. CH3COOH晶体属于共价晶体
B. H2O的电子式为HOH
C. P原子的结构示意图为
D. Fe2＋基态核外电子排布式为[Ar]3d54s1
考点三 元素周期表
一、 元素周期表的编排原则
1. 原子序数
按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号，称之为原子序数，原子序数＝________＝________＝________。
2. 编排原则
【注意】 主族序数＝原子最外层电子数(即____________)＝最高正价数(________除外)。
二、 元素周期表的结构
1. 周期(3短4长，共7个周期)
eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(短周期：1～3周期,长周期：4～7周期))
2. 族(7主族＋8副族＋0族，共16个族)
三、 原子结构与元素在周期表中的位置关系
1. 原子结构与周期的关系
关系：周期序数＝该周期原子最大能层数。
2. 每族元素的外围电子排布特点
(1)主族
(2)0族：ns2np6(其中He为1s2)。
(3)副族元素：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。
四、 元素周期表的分区
1. 元素周期表的分区简图
2. 各区外围电子排布特点
五、 元素周期表的应用
1. 科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
2. 寻找新材料
【易错辨析】
1. Cu在元素周期表中位于d区。( )
2. 所有非金属元素都分布在p区。( )
3. 外围电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是p区元素。( )
4. 外围电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期ⅠA族，是s区元素。( )
5. 最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4，短周期元素中分别为C、Si和O、S。( )

(2024·江苏卷)我国探月工程取得重大进展。月壤中含有Ca、Fe等元素的磷酸盐，下列元素位于元素周期表第二周期的是( )
A. O B. P C. Ca D. Fe
考点四 元素周期律
一、 元素周期律
二、 同周期、同主族元素性质的递变规律
对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与______的主族元素的有些性质是相似的，如图所示。
三、 电离能
1. 含义(第一电离能)
气态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. 变化规律
(1)同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈________的趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族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逐渐________。
(3)同种原子：逐级电离能越来越大。
3. 应用
(1)判断元素金属性的强弱
电离能越________，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。
(2)判断元素的化合价
如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。
(3)判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。
【思维拓展】
①元素化合价：
a. 元素最高正价＝原子核外最外层电子数(O、F除外，F无正价，O一般无正价，特殊：eq \(O,\s\up6(＋2))F2)。
b. 非金属元素的最低负化合价＝原子核外最外层电子数－8(H除外)；最高正化合价＋|最低负化合价|＝8(H、B除外)。
c. 正、负化合价代数和＝eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(6：ⅦA族（＋7、－1）,4：ⅥA族（＋6、－2）,2：ⅤA族（＋5、－3）,0：ⅣA族（＋4、－4）或, H（＋1、－1）))
②微粒半径大小比较：
【易错辨析】
1. 元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。( )
2. 元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强。( )
3. 元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱。( )
4. 元素的原子得电子越多，非金属性越强，失电子越多，金属性越强。( )
5. 同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。( )

类型1 文字叙述型推断
1. (2024·南京、盐城一模)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。X的原子半径最小，Y是空气中含量最多的元素，基态时，Z原子s能级和p能级的电子总数相等，W原子核外无未成对电子。下列说法正确的是( )
A. 半径：r(X)χ(X)
D. W、Y、Z三种元素组成的化合物中含有离子键和共价键
类型3 利用物质结构式推断元素
3. (2023·辽宁卷)某种镁盐具有良好的电化学性能，其阴离子结构如下图所示。W、X、Y、Z、Q是核电荷数依次增大的短周期元素，W、Y原子序数之和等于Z，Y原子价电子数是Q原子价电子数的2倍。下列说法错误的是( )
A. W与X的化合物为极性分子
B. 第一电离能Z>Y>X
C. Q的氧化物是两性氧化物
D. 该阴离子中含有配位键
类型4 利用在元素周期表中的位置推断元素
4. 下表为元素周期表的一部分，其中X、Y、W、Z为短周期元素，W的单质常温下为黄绿色气体。下列说法不正确的是( )
A. X、Y的单质均存在同素异形体
B. W、T、Z的简单氢化物的沸点依次递增
C. R的单质可用于制造半导体材料
D. 工业上电解NaW溶液制W2可使用阴离子交换膜
类型5 元素推断及元素“位—构—性”的综合考查
5. (2024·南通高三下调研)短周期元素甲、乙、丙、丁的原子序数依次增大，甲和丁的原子核外均有两个未成对电子，乙、丙、丁最高价氧化物对应的水化物两两之间能相互反应。下列说法错误的是( )
A. 元素丙的单质可用于冶炼金属
B. 甲与丁形成的分子中有非极性分子
C. 简单离子半径：丁>乙>丙
D. 甲与乙形成的化合物均有氧化性

1. 钽元素拥有众多同位素，其中99.988%为eq \\al(181, 73)Ta。下列说法中正确的是( )
A. eq \\al(181, 73)Ta含有108个中子
B. eq \\al(181, 73)Ta核外有181个电子
C. eq \\al(180, 73)Ta和eq \\al(181, 73)Ta的质子数不同
D. eq \\al(181, 73)Ta的质量数为73
2. 下列电子排布式或电子排布图正确的是( )
①基态C原子的电子排布图： ②基态Cr原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d44s2 ③基态O原子的电子排布图： ④基态Br原子的外围电子排布式：3d104s24p5 ⑤基态B原子的电子排布图：
A. ①②③ B. ②③④
C. ①②④⑤ D. 只有③
3. (2025·南通统考模拟)工业上可用反应MgAl2O4＋4C＋4Cl2eq \(=====,\s\up7(高温))MgCl2＋2AlCl3＋4CO制备MgCl2和AlCl3。下列说法正确的是( )
A. 半径：r(Al3＋)>r(Mg2＋)>r(O2－)
B. 电负性：χ(Cl)>χ(C)>χ(O)
C. 电离能：I1(Cl)>I1(Mg)>I1(Al)
D. 酸性：HClO>HCl>H2CO3
4. (2025·镇江一中模拟)前四周期元素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3倍；在同周期元素中，第一电离能数值比Y大的元素有2种；Z是金属性最强的短周期元素；W元素基态原子最外层只有2个电子，且内层轨道均排满电子。下列说法正确的是( )
A. Y在周期表中位于第二周期ⅥA族
B. 电负性：χ(Z)O>C，B正确；Q为Al，Al2O3为两性氧化物，C正确；该阴离子中L与Q之间形成配位键，D正确。故选A。
4. D 解析：由题给信息推知，X、Y、W、Z、R、T分别为P元素、O元素、Cl元素、F元素、Ge元素、Br元素。红磷、白磷互为同素异形体，O2、O3也互为同素异形体，A正确；HF能形成分子间氢键，HF的沸点高于HCl、HBr，HBr的相对分子质量大于HCl，故HBr的沸点高于HCl，B正确；Ge可作半导体材料，C正确；工业上电解饱和NaCl溶液制Cl2时使用阳离子交换膜，可防止NaOH和Cl2反应，D错误。
5. D 解析：短周期元素甲、乙、丙、丁的原子序数依次增大，甲和丁的原子核外均有两个未成对电子，则甲的核外电子排布是1s22s22p2，甲是C元素，丁的核外电子排布可能是1s22s22p63s23p2，或1s22s22p63s23p4，由于乙、丙、丁最高价氧化物对应的水化物两两之间能相互反应则丁是核外电子排布的1s22s22p63s23p4，是S元素，丙是Al元素，乙是Na元素。由于Al元素的金属活动性较强，一般的还原剂不能把其从化合物中置换出来，要用电解熔融的Al2O3的方法冶炼，故A正确；C与S元素形成的化合物CS2中的化学键是极性共价键，由于两个S原子在C原子的两侧，键角180°，所以形成的分子是非极性分子，故B正确；简单离子半径比较：S2－＞Cl－＞Al3＋，故C正确；Na形成的化合物Na2O2有强的氧化性，而Na2O则氧化性很弱，故D错误。故选D。
素养评估
1. A 解析：eq \\al(181, 73)Ta含有的中子数为181－73＝108个，A正确；质子数等于核外电子数，则eq \\al(181, 73)Ta核外有73个电子，B错误；eq \\al(180, 73)Ta和eq \\al(181, 73)Ta的质子数相同，均是73，C错误；eq \\al(181, 73)Ta的质量数为181，D错误。
2. D 解析：①应为，②应为1s22s22p63s23p63d54s1，④应为4s24p5，⑤应为 。
3. C 解析：当电子层数相同时，核电荷数越大，微粒半径越小，故半径：r(Al3＋)Cl，CCl4中C显正价，Cl显负价，故电负性：Cl>C，即电负性：χ(C)I1(Al)，C正确；HCl是强酸，HClO和H2CO3均为弱酸，故酸性：HClO