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一項是符合題目要求的．

1．已知等差數列的首項為3，公差為2，則的值等于

　 　　 A．1　　 　　　　　　　　　　 B．14 　　　　　　　　　　　 C．15　　 　　　　　　　　 D．16

3、周期表中部分規律總結

(1)最外層電子數大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；

最外層電子數為1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；

最外層電子數為8的元素是稀有氣體元素(He例外)。

(2)同周期第ⅡA與ⅢA族元素的原子序數：

①第1-3周期(短周期)元素原子序數相差1；

②第4、5周期相差11；

③第6、7周期相差25。

(3)同主族相鄰元素的原子序數：①第ⅠA、ⅡA族，上一周期元素的原子序數+該周期元素的數目=下一同期元素的原子序數；②第ⅣA-ⅦA族，上一周期元素的原子序數+下一周期元素的數目=下一周期元素的原子序數。

(4)由序數確定位置的方法：₂He ，₁₀Ne,₁₈Ar ,₃₆Kr, ₅₄Xe,₈₆Rn

縱列數=原子序數-比其小而相近的稀有氣體元素的原子序數。

(5)除第Ⅷ族元素以外，原子序數為奇(或偶)數的元素，元素所在族的序數及主要化合價也為奇(或偶)數。

(6)若主族元素族序數為m周期數為n,則

當m/n<1時，為金屬元素，m/n值越小，元素的金屬性越強；

當m/n=1時，為兩性元素(氫除外)；

當m/n>1時，為非金屬元素，m/n值越大，元素的非金屬性越強

(7)周期表中特殊位置的元素

　①族序數等于周期數的元素：H、Be、Al；

②族序數等于周期數2倍的元素：C、S；3倍的元素：O；

　③周期數是族序數2倍的元素：Li； 3倍的元素：Na

　④最高正價與最低負價代數和為零的短周期元素：C、Si；3倍的短周期元素：S；

⑤除H外，原子半徑最小的元素：F；短周期中其離子半徑最大的元素：S；　

⑥最高正化合價不等于族序數的元素：O、F。

3、元素周期表分區

幾個量的關系：

(1)原子序數=核電荷數=質子數 =核外電子數

(2)周期序數=核外電子層數=能級組數，每周期元素數目=該能級組容納電子總數。

(3)族的序數=特征電子數之和

a.主族序數=最外層電子數=元素的最高正價數(F無正價，O一般也無正價)

b. ⅢB到ⅦB和Ⅷ族的第一列：最高能級組中的電子總數=族數　 如：鈧[Ar] 3d¹4s²

ⅠB和ⅡB：最外層電子數=族數　 如： 銅 ₂₉Cu　 [Ar]3d¹⁰4s¹ 鐵[Ar]3d⁶4s²

(4) 非金屬元素|最高正價數|+|負價數|=8

實例：已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。試寫出該元素的基態原子的電子排布式、元素的名稱、符導和原子序數。

解：元素位于第五周期，故電子的最高能級組是第五能級組；元素是ⅥA族的，故最外層電子數應為6，故有5s²5p⁴；ⅥA族屬于p區，其4d一定是全充滿的。電子結構式為[Kr]4d¹⁰5s²5p⁴，元素名稱是碲，符導Te，核外共有52個電子，原子序數是52。

2、元素周期

表的結構　　　　　　　 周期(7個橫行) ②、長周期(四、五、六周期)

　　　　　　　　　 　　　　　　③、不完全周期(第七周期)

周期表結構　　　　　　　　　　 ①、主族(ⅠA-ⅦA共7個)

　　　　　　 　　　　　　　　族(18個縱行) �、�、副族(ⅠB-ⅦB共7個)

③、Ⅷ族(8、9、10縱行)

④、零族(稀有氣體)　　　　　　　　

1、 鮑林近似能級圖與周期表的關系：　 　　　　　　　能級組　 周期　　 元素個數

近似能級圖：按原子軌道能量高低順序排列的圖。　 能級組：能量相近的能級劃為一組

能級組內各軌道能量相近，不同能級組之間能量差別較大。能級組的劃分是造成元素周期表中元素劃分為周期的本質原因。

①、按原子序數遞增的順序從左到右排列；

排列原則 　�、凇�將電子層數相同的元素排成一個橫行；

　　　　　　　　　　　　 �、�、把最外層電子數相同的元素(個別除外)排成一個縱行。

①、短周期(一、二、三周期)

3、核外電子排布的表示方法：

(1)原子(離子)結構示意圖

實例：Cl原子 　　　　Cl^-離子

(2)電子排布式：在能級符號的右上方用數字表示該能級上排布的電子數的式子。

實例：氯：1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ 鈧：1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹4s²

(注：ns² 表示該原子核外的n能層數 的s能級有兩個電子)

為避免電子結構過長，通常把內層已達到稀有氣體的電子層寫成“原子芯”(原子實)，并以稀有氣體符號加方括號表示。

　　 實例： 氯： 　[Ne]3s²3p⁵ 　　　鈧： [Ar] 3d¹4s²

價電子排布式：只標出基態原子的外圍電子排布�！� 實例：氯：3s²3p⁵

[注意區別]電子式和電子排布式

　　 實例：₁₁Na 的電子式為　 Na·　　 電子排布式為1s²2s²2p⁶3s¹

(3)　　　 軌道表示法，它用一個圓圈或一個小方格表示一個原子軌道，在它們的下面或上面注明該軌道的能級，用向上或向下的箭頭表示電子的自旋狀態。軌道表示式：用方框表示原子軌道，框內的箭頭表示電子的式子。

　1s　　 2s　　　　 2p

實例：₆C，排布為 ↑↓　 ↑↓　　　　　　　　　 Mg:

2、基態原子的電子排布的三個原理

(1)能量最低原理：基態原子的核外電子排布遵循構造原理，電子總是優先排布在能量最低的原子軌道里，然后再依次進入能量逐漸升高的原子軌道，這樣使整個原子處于最低的能量狀態。

構造原理：　　　　　　　　　　　　　

　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 三層以上的電子層中出現能級交錯現象，對核外電子排布的影響很大。

規律：①能量順序按照1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4 5d 6p 7s……

能量由低到高

即按照ns (n-2)f (n-1)d np順序排列

　　　 ②能量高低1s<2s<3s ……　　 2p<3p<4p……　　　 ns<np<nd<nf

實例：₁₇Cl的電子排布是1s²2s²2p⁶3s²3p⁵；若寫為1s¹2s²2p⁶3s²3p⁶則違背了能量最低原理

(2)泡利不相容原理：每個原子軌道上最多只能容納兩個電子，且自旋方向相反。

實例：氮原子的軌道表示式是：1s　　 2s　　　 2p

(3)洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道時，應盡可能分占不同的軌道并且自旋方向相同(或平行)�！　　　　　　　� 1s　 2s　　 2p　　　　　 1s　 2s　　 2p

洪特規則的特例：對于同一個能級當電子排布為全充滿、半充滿或全空時是比較穩定的�！　　　　　　� 全充滿：p⁶,d¹⁰,f¹⁴

相對穩定的狀態　　　 半充滿：p³,d⁵,f⁷

全空：p⁰,d⁰,f⁰

實例：鉻 ₂₄Cr　 [Ar]3d⁵4s¹　　　 銅 ₂₉Cu　 [Ar]3d¹⁰4s¹

1、能層和能級

在多電子原子中，電子的排布分成不同的能層，同一能層的電子能量也可能不同，還可以分成不同的能級。

(1)　　　 任一能層，能級數=能層序數

(2)　　　 s、p、d、f……的軌道數依次是1、3、5、7……

(3)　　　 s、p、d、f……可容納的電子數依次是其軌道數1、3、5、7……的兩倍

(4)　　　 各電子層最多容納的電子數為2n²個。

(5)　　　 最外層最多容納8個電子；次外層最多容納18個(若此外層為1或2，最多只能有2或8個電子)；倒數第三層最多只有32個電子(若該層n=1，2，3，最多只能有2，8，18個電子)

2、電子云和原子軌道：

　 量子力學中：電子質量非常小，運動速度非�？欤�不可能同時準確測定電子運動的速度和空間位置，沒有確定運動軌道，只能采用統計的方法，作出幾率性的判斷。

電子云是用小黑點的疏密表示在一定時間間隔內電子在原子核外電子出現概率的統計。

其規律是：在離核近的地方小黑點密度大，表示電子在此出現的機會多；離核遠的地方小黑點密度小，表示電子出現的機會少。

注意：氫原子電子云示意圖中的小黑點只是表示氫原子核外的一個電子曾經在這里出現過，而絕不是無數個電子在核外的運動狀態。

常把電子出現的概率約為90%的空間圈出來，人們把這種電子云輪廓圖稱為原子軌道。原子軌道是用來描寫原子核外電子在空間運動狀態的圖象。

S軌道是球形的；P軌道是紡錘形的有3個軌道，它們互相垂直分別以Px、Py、Pz為符號。

能層序數越大，原子軌道的半徑就越大。

1、基態和激發態

處于最低能量的原子叫做基態原子。

當基態原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高能級，變成激發態原子。

電子從較高能量的激發態躍遷到較低能量的激發態乃至基態時，將釋放能量。不同元素的原子發生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發射光譜，總稱原子光譜。許多元素是通過原子光譜發現的。在現代化學中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。

[練習]當氫原子中的電子從2p能級，向其他低能量能級躍遷時　　　　　　　　　 (　　 )

A. 產生的光譜為吸收光譜　　　　　　　　　　 B. 產生的光譜為發射光譜

C. 產生的光譜線的條數可能是2 條　　　　　　 D. 電子的勢能將升高.