备战2021年高考化学一轮复习 易错25 电离能和电负性(全国通用）

这是一份备战2021年高考化学一轮复习 易错25 电离能和电负性(全国通用），共16页。学案主要包含了易错分析，错题纠正，知识清单，变式练习，易错通关等内容，欢迎下载使用。

易错25电离能和电负性
【易错分析】
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. 能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。利用此规律可解得①原子核外电子排布式，如Cr：[Ar]3d54s1，Cu：[Ar]3d104s1；②第一电离能反常大，如I1(N)>I1(O)；③稳定性较强，如Cu2O比CuO稳定；Fe2O3比FeO稳定。。
3.共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。两元素电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，小于1.7时，一般形成共价键，如AlCl3中两元素的电负性之差为1.5，因此AlCl3含有共价键，属于共价化合物。
4.同周期稀有气体元素的第一电离能最大，但电负性不是最大。
【错题纠正】
例题1、（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)。
（2）Li2O是离子晶体,其晶格能可通过下图的Born-Haber循环计算得到。Li原子的第一电离能为_____kJ·mol-1，O=O键键能为______kJ·mol-1。

（3）NH4H2PO4中，电负性最高的元素是________；
【解析】((1)[Ne]3s1属于基态的Mg+,由于Mg的第二电离能高于其第一电离能,故其再失去一个电子所需能量较高;[Ne]3s2属于基态Mg原子,其失去一个电子变为基态Mg+;[Ne]3s13p1属于激发态Mg原子,其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子;[Ne]3p1属于激发态Mg+,其失去一个电子所需能量低于基态Mg+,综上所述,电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]3s1,A项符合题意。（2）根据图像及第一电离能的概念(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),Li原子的第一电离能是520 kJ·mol-1，O=O键的键能是249 kJ·mol-1×2=498 kJ·mol-1。元素的非金属性越强，电负性越高，非金属性：H＜P＜N＜O，故在N、H、P、O四种元素中电负性最高的是O。
【答案】(1)A（2）520；498（3）O
例题2、(1)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____________。

(2) C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为____________。
(3)(2016·全国卷Ⅱ)元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu＝1 958 kJ·mol－1、INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu＞INi的原因是_______。
【解析】(1)从图中可以看出：除N外，同周期元素随核电荷数依次增大，E1逐渐增大，这是因为随原子半径逐渐减小，结合一个电子需要释放出更多的能量；N原子的2p轨道处于半充满状态，不易再结合一个电子，故E1呈现异常。(2)非金属性：H 【答案】(1)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原子的2p轨道为半充满状态，具有额外稳定性，故不易结合一个电子(2)H 【知识清单】
1.电离能
（1）定义：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(用I1表示)，一价气态基态正离子再失去一个电子所需消耗的最低能量叫做第二电离能(用I2表示)，依此类推，可得到I3、I4……同一种元素的逐级电离能的大小关系为I1＜I2＜I3＜I4＜……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。如Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。
（2）规律：每个周期的第一个元素第一电离能最小，最后一个元素的第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变小；同种原子逐级电离能越来越大(即I1＜I2＜I3…)。
（3）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(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级增大，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。④反映元素原子的核外电子排布特点：同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。
2.电负性
（1）定义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
（2）规律：金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，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。在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
（3）应用：①判断金属元素和非金属元素：电负性小于2的多为金属元素，而大于2的元素多为非金属元素。②判断化合物中元素化合价的正负：化合物中电负性小的元素显正化合价，而电负性大的显负化合价，如HF中，电负性F＞H，F元素和H元素的化合价分别为－1价和＋1价。③判断化学键的类型：电负性差值大的元素原子间形成的化学键主要是离子键，而电负性差值小的元素原子间形成的化学键主要是共价键。
【变式练习】
1. (1)以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断，违反了泡利原理的是______，违反了洪特规则的是______。

(2)用符号“＞”“＜”或“＝”表示下列各项关系。
①第一电离能：Na______Mg，Mg______Ca。
②电负性：O______F，F______Cl。
③能量高低：ns______(n+1)s，ns______np。
2. 根据信息回答下列问题：
（1）如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）。

①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为________＜Al＜________（填元素符号）；
②图中Ge元素中未成对电子有________个。
（2）已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出部分元素的电负性：
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
电负性

2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0








元素
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
①根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律_________；
②通过分析电负性值变化规律，确定Al元素电负性值的最小范围_____；
③判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A Li3N　　　B PCl3　　　C MgCl2　　　D SiC
Ⅰ.属于离子化合物的是___；
Ⅱ.属于共价化合物的是____；
请设计一个实验方案证明上述所得到的结论_______。
【易错通关】
1．（1）比较离子半径：F－_____O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。
（2）Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是__________。
（3）C、H、O 三种元素的电负性由小到大的顺序为________________。
（4）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)。
（5）F、Cl、Br、I的第一电离能大小顺序为_______，电负性大小顺序为________。
2．如图为周期表中部分元素某种性质（X值）随原子序数变化的关系。

（1）短周期中原子核外p能级上电子数与s能级上电子总数相等的元素是___（填元素符号）。
（2）同主族内不同元素的X值变化的特点是___；同周期内，随着原子序数的增大，X值的变化总趋势是___。周期表中X值的这种变化特点体现了元素性质的___变化规律。
（3）X值较小的元素集中在元素周期表的___（填序号，下同）。
a.左下角 b.右上角 c.分界线附近
（4）下列说法正确的是___。
a.X值可反映元素最高正化合价的变化规律
b.X值可反映原子在分子中吸引电子的能力
c.X值的大小可用来衡量元素金属性和非金属性的强弱
3．开发新型储氢材料是开发利用氢能的重要研究方向。
(1)是一种储氢材料，可由和反应制得。
①基态Cl原子中，电子占据的最高电子层符号为 _______，该电子层具有的原子轨道数为 _______。
②Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为 ___________。
(2)金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。
①LiH中，离子半径：Li+ ___________(填“>”“=”或“<”)H-。
②某储氢材料是短周期金属元素M的氢化物。M的部分电离能如表所示：





738
1451
7733
10540
13630
则M是 ______________ (填元素符号)。
4．铍透X射线的能力很强，有“金属玻璃”之称，其合金是航空、航天、军工、电子、核能等领域不可替代的战略金属材料。
回答下列问题：
(1)第一电离能：Be____B(填“>”或“<”)。
(2)BeCl2熔沸点低，易升华，能溶于有机溶剂，气态时存在分子BeCl2和二聚分子(BeCl2)2。
①BeCl2属于________晶体，其空间构型是________。
②(BeCl2)2分子中Be原子的杂化方式相同，且所有原子都在同一平面上，则(BeCl2)2分子的结构为_______(标出配位键)。
(3)晶格能BeO____MgO(填“>”或“<”)，推测BeCO3的分解温度______(填“高于”或“低于”)MgCO3。
5．O2、O3、N2、N4是氧和氮元素的几种单质。回答下列问题：
(1)O原子中价电子占据的轨道数目为___________。
(2)第一电离能I1：N______O(填“>”或“<”)，第二电离能I2：O大于N的原因是_______。
(3)N元素的简单气态氢化物NH3在H2O中溶解度很大，其原因之一是NH3和H2O可以形成分子间氢键，则在氨水中氢键可以表示为N…H—N、_________(任写两种)。
(4)已知：表格中键能和键长数目。
化学键
键长/pm
键能/(kJ·mol－1)
N—N
145
193
N=N
125
418
N≡N
110
946
N2和N4都是N元素的单质，其中N4是正四面体构型，N原子占据四面体的四个顶点，从键参数角度分析N4分子稳定性远小于N2原因是_________。
6．开发新型储氢材料是开发利用氢能的重要研究方向。
(1)是一种储氢材料，可由和反应制得。
①基态Cl原子中，电子占据的最高电子层符号为 ______，该电子层具有的原子轨道数为 _______。
②Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为 ___________。
(2)金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。
①LiH中，离子半径：Li+ ___________(填“>”“=”或“<”)H-。
②某储氢材料是短周期金属元素M的氢化物。M的部分电离能如表所示：





738
1451
7733
10540
13630
则M是 ______________ (填元素名称)。
7．决定物质性质的重要因素是物质结构。请回答下列问题：
（1）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______________。
（2）已知元素M是组成物质的一种元素。元素M的气态原子逐个失去第1个至第5个电子所需能量（即电离能，用符号至表示）如表所示：






电离能
589.8
1145.4
4912.4
6491
8153
元素M化合态常见化合价是_________价，其基态原子电子排布式为_______
（3）的中心原子的杂化方式为__________，键角为____________
（4）中非金属元素电负性由大到小的顺序为_____________
（5）下列元素或化合物的性质变化顺序正确的是_______________
A．第一电离能： B．共价键的极性：
C．晶格能： D．热稳定性：
（6）如图是晶胞，构成二氧化硅晶体结构的最小环是由________个原子构成。已知晶胞参数为，则其晶胞密度为________。

8．我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl（用 R代表）。 回答下列问题：
（1）基态氮原子价层电子的轨道表示式为_____。
（2）氯离子的基态电子排布式为_____，有_____种不同能级的电子。
（3）R 中 H、N、O 三种元素的电负性由大到小的顺序是_____(用元素符号表示)。
（4）如图表示短周期元素 X 的基态原子失去电子数与对应电离能的关系，试推测 X 与R 中的_____(填元素符号)元素同周期。

9．地壳中含有O、Si、Al、Fe、Na、Mg、Ti、Cu等多种元素。请回答下列有关问题。
(1)Fe元素位于元素周期表的第____周期、第______ 族。
(2)地壳中含量最多的三种元素O、Si、Al中，电负性最大的是____________。
(3)Cu的基态原子的电子排布式是_________________________。
(4)钛被称为继铁、铝之后的第三金属。Ti的原子序数是__________，基态钛原子价电子层的电子排布图是__________________。
(5)表格中数据是Na、Mg、Al逐级失去电子的电离能。其中X、Y、Z代表的元素的原子依次是_________________。

X
Y
Z
电离能 (kJ·mol-1)
738
496
578
1451
4562
1817
7733
6912
2745
10540
9543
11575
10．回答下列问题：
（1）碳原子的核外电子排布式为____________。与碳同周期的非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能，原因是________________。
（2）A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，写出B原子的电子排布式：________。
电离能/kJ·mol－1
I1
I2
I3
I4
A
932
1 821
15 390
21 771
B
738
1 451
7 733
10 540
（3）下表是第三周期部分元素的电离能[单位：eV(电子伏特)]数据。
元素
I1/eV
I2/eV
I3/eV
甲
5.7
47.1
71.8
乙
7.7
15.1
80.3
丙
13.0
23.9
40.0
丁
15.7
27.6
40.7
下列说法正确的是________(填字母)。
A．甲的金属性比乙强
B．乙的化合价为＋1价
C．丙不可能为非金属元素
D．丁一定为金属元素
（4）Mn、Fe均为第四周期过渡金属元素，两元素的部分电离能数据列于下表：
元素
Mn
Fe
电离能/kJ·mol－1
I1
717
759
I2
1 509
1 561
I3
3 248
2 957
锰元素位于第四周期第ⅦB族。请写出基态Mn2＋的价电子排布式：________，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去1个电子比气态Fe2＋再失去1个电子难，对此你的解释是_________________________。


参考答案
【变式练习】
1．（1）②；③⑤（2）①＜；＞②＜；＞③＜；＜
【解析】(1)泡利不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子；洪特规则是指在同一个电子亚层中排布的电子，总是尽先占据不同的轨道，且自旋方向相同；所以违反泡利不相容原理的有②，违反洪特规则的有③⑤；
(2)①同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第IIA族元素大于相邻元素，同一主族元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而减小，所以第一电离能：Na＜Mg，Mg＞Ca；
②同一周期中，元素的电负性随着原子序数的增大而增大，同一主族中，元素的电负性随着原子序数的增大而减小，所以电负性：O＜F，F＞Cl；
③电子的能层越大其能量越高，同一能层的电子，按s、p、d能量逐渐增大所以能量高低为：ns＜(n+1)s，ns＜np。
2．（1）①Na；Mg②2（2）①随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化②1.2～1.8③AC；BD；测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物
【解析】（1）①由图可知，同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大的趋势，但第ⅡA元素第一电离能大于第ⅢA元素，第ⅤA族的第一电离能大于第ⅥA族元素，则铝元素的第一电离能大于钠的大小范围为Na＜Al＜Mg，故答案为：Na；Mg；
②Ge元素的原子序数为32，位于元素周期表第四周期IVA族，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2，4s能级上2个电子为成对电子，4p轨道中2个电子分别处以不同的轨道内，有2个未成对电子，故答案为：2；
（2）①由表格数据可知，同周期元素，从左到右电负性依次增大，同主族元素，从上到下电负性依次减弱，即随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化，故答案为：随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化；
②由表格数据可知，同周期元素，从左到右电负性依次增大，同主族元素，从上到下电负性依次减弱，则同周期元素中Mg＜Al＜Si，同主族元素中Ga＜Al＜B，最小范围为1.2～1.8，故答案为：1.2～1.8；
③A Li3N中氮元素和锂元素的电负性差值为2.0，大于1.7，由两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键可知Li3N为离子化合物；
B PCl3中氯元素和磷元素的电负性差值为0.9，小于1.7，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键可知PCl3为共价化合物；
C MgCl2中氯元素和镁元素的电负性差值为1.8，大于1.7，两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键可知MgCl2为离子化合物；
D SiC中碳元素和硅元素的电负性差值为0.7，小于1.7，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键可知SiC为共价化合物；
则属于离子化合物的是AC，属于共价化合物的是BD，离子化合物在熔融状态能电离，化合物能导电，而共价化合物在熔融状态不能电离，化合物不能导电，判别化合物是离子化合物还是共价化合物可以测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物，故答案为：测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物。

【易错通关】
【解析】(1)F－与O2－核外电子排布相同，则核电荷数大的原子半径小；故答案为：小于；
(2)当离子的核外电子排布相同时，核电荷数大的原子半径小。Li＋与H－具有相同的电子构型，Li＋核电荷数大于H-，则r(Li＋)小于r(H－)，；故答案为：Li＋核电荷数较大；
(3)同周期从左到右，同主族从下到上，电负性逐渐增大。则C、H、O 三种元素的电负性由小到大的顺序为H (4)根据同周期从左到右，第一电离能增大但第二主族与第五主族的第一电离能比左右两边都大的规律可知：第三周期所有元素的第一电离能(I1)大小顺序为：Na (5)根据元素周期律可知：同主族从上到下，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小；
故答案为：F>Cl>Br>I；F>Cl>Br>I。
2.（1）O、Mg（2）同主族元素从上到下，元素的X值逐渐减小；增大；周期性（3）a（4）bc
【解析】(1)由于p能级最多容纳6个电子，s能级最多容纳2个电子，因此短周期中原子核外p能级上电子数与s能级上电子总数相等的元素的核外电子排布为1s22s22p4、1s22s22p63s2，即分别为O和Mg；
(2)如图所示，可得同主族内不同元素的X值变化的特点是同一主族元素，从上到下，X值逐渐减小；同周期内，随着原子序数的增大，X值逐渐增大；周期表中X值的这种变化特点体现了元素性质的周期性变化规律；
(3)根据同一主族元素，从上到下，X值逐渐减小，同周期内，从左到右，X值逐渐增大，所以X值较小的元素集中在元素周期表的左下角，答案选a；
(4)a．同一主族元素，从上到下，X值逐渐减小，但是同一主族元素最高正价化合价相同，故a错误；
b．同一主族元素，从上到下，X值逐渐减小，元素吸引电子的能力也逐渐减小，所以X值可反映原子在分子中吸引电子的能力，故b正确；
c．同周期元素，从左到右，X值逐渐增大，非金属性也是逐渐增大，金属性逐渐减小，所以X值的大小可用来衡量元素金属性和非金属性的强弱，故c正确；
答案选bc。
3.（1）①M；9②H＞B＞Li（2）①＜②Mg
【解析】(1)①Cl原子核外电子教为17，基态原子核外电子排布为ls22s22p63s23p5，由此可得基态Cl原子中电子占据的最高电子层为第三电子层，符号为M，该电子层有1个s轨道、3个p轨道、5个d轨道，共有9个原子轨道；
②元素的非金属性越强其电负性越大，非金属性最强的是H元素，其次是B元素，最小的是Li元素，所以Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为H＞B＞Li；
(2)①核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，其离子半径越小。锂的核电荷数为3，氢的核电荷数为1，Li+、H-的核外电子数都为2，所以半径：Li+＜H-；
②该元素的第三电离能剧增，则该元素属于第ⅡA族元素，为Mg元素。
4.（1）> （2）①分子；直线形②（3）>；低于
【解析】(1)第一电离能是基态的气态原子失去最外层的一个电子所需能量。Be原子核外电子排布式为1s22s2，2s轨道处于全充满状态，是比较稳定的状态，较难失去最外层的一个电子；B原子核外电子排布式为1s22s22p1，与铍相比易失去最外层的一个电子，所以Be第一电离能大于B；故答案为：＞；
(2)①由题知BeCl2熔点较低，易升华，能溶于有机溶剂可知BeCl2为分子晶体；BeCl2中成键电子对为2，孤电子对数 = ，根据价层电子对互斥理论可得BeCl2的分子构型为直线形；故答案为：分子；直线形；
②由①可知BeCl2的分子构型为直线形，其单分子结构为Cl-Be-Cl，(BeCl2)2中Be外层电子具有空轨道，Cl外层电子具有孤电子对，因此Be与Cl之间可形成配位健，其二聚分子(BeCl2)2结构式为；故答案为：；
(3)晶格能是指在标准状况下，使离子晶体变成气态正离子和气态负离子时所吸收的能量。电荷高、半径小的离子，其晶格能大。BeO和MgO相比，铍离子的半径小于镁离子，因此晶格能BeO＞MgO；碳酸盐分解生成金属氧化物，金属氧化物的晶格能越大，越易分解。因氧化铍的晶格能比氧化镁的晶格能大，所以BeCO3更易分解，因此BeCO3的分解温度低于MgCO3。
故答案为：>；低于。
5.（1）4（2）>；失去一个电子后O＋的2p处于半充满状态，更加稳定，再失去一个电子消耗能量更高（3）N…H—O、H2O…H—N、H2O…H—O（4）N4中N—N键键能小于N2中的N≡N键键能，键长大于N≡N键键长
【解析】(1)O原子的价电子排布式为2s22p4，O原子价电子占有1个2p轨道、3个p轨道，其价电子占据的4原子轨道，故答案为：4；
(2)同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但N的电子排布最外层p能级三个轨道各有一电子，处于半充满状态，比较稳定，所以第一电离能I1：N＞O；O失去一个电子后O＋的2p处于半充满状态，更加稳定，再失去一个电子消耗能量更高，所以第二电离能I2：O＞N，故答案为：＞；失去一个电子后O＋的2p处于半充满状态，更加稳定，再失去一个电子消耗能量更高；
(3)因为O、N原子有比较强的吸电子能力，所以NH3和H2O既会吸引同种分子的H，又会吸引对方分子的H，从而形成氢键，所以在氨水中存在4种分子间氢键，可以表示为：H3N…H-N、H3N…H-O、H2O…H-N、H2O…H-O，故答案为：H3N…H-O；H2O…H-N；
(4)因为N4是正面体构型，N原子占据四面体的四个顶点，所以N4中只存在N-N，而N2中只存在N≡N，由表中数据可知，N-N键长大于N≡N键长，N-N键能小于N≡N键能，且二者键能差距较大，所以N4分子稳定性远小于N2，故答案为：N4中N-N键能小于N2中的N≡N，键长大于N≡N。
6. (1)①M；9②H＞B＞Li(2)①＜②镁
【解析】(1)①Cl原子核外电子教为17，基态Cl原子核外电子排布为ls22s22p63s23p5，由此可得基态Cl原子中电子占据的最高电子层为第三电子层，符号为M，该电子层有1个s轨道、3个p轨道、5个d轨道，共有9个原子轨道；
②同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，则B的电负性大于Li的电负性，在LiBH4中H为-1价，Li、B分别为+1、+3价，则电负性最大的是H元素，所以Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为H＞B＞Li；
(2)①核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，其离子半径越小；锂的核电荷数为3，氢的核电荷数为1，Li+、H-的核外电子数都为2，所以半径：Li+＜H-；
②该元素的第三电离能剧增，则该元素属于第ⅡA族元素，而且该元素的原子核外电子数不少于5个，为Mg元素。
7.（1）N；球形（2）+2；1s22s22p63s23p64s2或[Ar] 4s2（3）sp3；109°28′（4）F>O>P（5）BC（6）12；
【解析】(1) 基态K原子共有4给电子层，最高能层位N；价层电子排布式为4s1，该能层电子云轮廓为球形，故答案为：N；球形；
(2) M的第三电离能远远大于第二电离能，说明该元素失去2个电子时为稳定结构，则该元素最外层有2个电子，则M为Ca，元素M化合态常见化合价是+2，其基态原子电子排布式为：1s22s22p63s23p64s2或[Ar] 4s2，故答案为：+2；1s22s22p63s23p64s2或[Ar] 4s2；
(3)的中心原子P的孤电子对数为：1/2（a-xb）=1/2(5+3-2×4)=0，价层电子对数为：4+0=4，P原子杂化方式为sp3杂化，空间构型为正四面体，键角为109°28′，故答案为：sp3；109°28′；
(4)Ca3(PO4)3F中非金属元素为P、O、F，同周期主族元素自左而右电负性增大，同主族自上而下电负性减小，所以电负性：F>O>P，故答案为：F>O>P；
(5) A. 同周期元素的第一电离能有增大的趋势，价层电子处于全充满或半充满状态时，第一电离能大于其后元素的第一电离能，则Cl＞P＞S＞Si，A错误；
B. 键合原子的电子亲合能或电负性的差值越大，极性越大，则共价键的极性：HF＞HCl＞HBr＞HI，B正确；
C. 离子半径越小，键长越短，晶格能越大，则晶格能：NaF＞NaCl＞NaBr＞NaI，C正确；
D. 金属阳离子的半径越小，其碳酸盐的热稳定性越弱，则热稳定性：BaCO3＞SrCO3＞CaCO3＞MgCO3，D错误；故答案为：BC。
(6)构成二氧化硅晶体结构的最小环是六元环，其中有6个Si原子和6个O原子，所以构成二氧化硅晶体结构的最小环是由12个原子构成；1个晶胞中含有Si原子的数目为：8×1/8+6×1/2+4=8，含有O原子的数目为：16，则根据公式：，其晶胞的密度为：
，故答案为：12；。
8.（1）（2）1s22s22p63s23p6；5（3）O>N>H（4）Cl
【解析】(1)氮是7号元素，核外电子排布式为1s22s22p3，价层电子的轨道表示式为；
(2)氯离子的基态电子排布式为1s22s22p63s23p6，有1s、2s、2p、3s、3p5种能级不同的电子；
(3)非金属性O＞N＞H，则电负性O＞N＞H；
(4)短周期元素 X的电子数超过5个，为第二或第三周期的元素，图像可以看出，失去2个电子和失去3个电子时的能量差较大，说明失去的第三个电子是稳定结构的电子，故X的最外层应该有2个电子，X的电子数超过5个，X为镁，与R中的Cl同一周期。
9.（1）四；Ⅷ（2）O（3）[Ar]3d104s1（4）22；（5）Mg、Na、Al
【解析】（1）Fe元素的原子序数为26，位于元素周期表的等四周期Ⅷ族，故答案为：四；Ⅷ；
（2）元素的非金属性越强，电负性越大，金属性越强，电负性越小，则电负性最大的是非金属性最强的氧元素，故答案为：O；
（3）铜是29号元素，其原子核外有29个电子，其基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s1，故答案为：[Ar]3d104s1；
（4）钛元素在周期表中的原子序数为22，位于第四周期第IVB族，基态原子的电子排布式为1s22s22p63S23p63d24s2（或[Ar]3d24s2），则价电子层的电子排布图是，故答案为：22；；
（5）由表格数据可知，X元素第二和第三电离能相差较大，说明X原子最外层有两个电子，属于第IIA族元素，则X为Mg；Y元素第一和第二电离能相差较大，说明X最外层有一个电子，属于第IA族元素，则X为Na；Z元素第三电离能和第四电离能相差较大，说明Z元素原子最外层有3个电子，为第IIIA族元素，则Z为Al，故答案为：Mg、Na、Al。
10.（1）1s22s22p2；N原子的2p轨道达到半充满结构，比较稳定（2）1s22s22p63s2（3）A（4）3d5；由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态需要的能量较多；而Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态需要的能量相对要少
【详解】(1)碳原子的核外电子排布式为1s22s22p2；N原子的核外电子排布式为1s22s22p3，2p轨道半充满的原子能量低，较稳定，O原子核外电子排布式为1s22s22p4，所以非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能；故答案为：1s22s22p2；N原子的2p轨道达到半充满结构，比较稳定；
(2)从表中电离能数值来看，A、B的第三电离能出现突跃，可见它们是第ⅡA族元素，因A、B均为短周期元素，且B的第一、二电离能均比A的小，故B是镁。镁原子的核外电子排布式为1s22s22p63s2；故答案为：1s22s22p63s2；
(3)甲、乙、丙、丁为第三周期元素，甲元素的第一电离能远远小于第二电离能，说明甲元素最外层有1个电子，失去1个电子时达到稳定结构，所以甲为Na元素；乙元素的第二电离能远远小于第三电离能，则乙元素最外层有2个电子，失去两个电子后达到稳定结构，所以乙为Mg元素；丙、丁元素的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不大，说明丙元素最外层大于3个电子，丙、丁一定为非金属元素。甲为Na元素，乙为Mg元素，故甲的金属性比乙强，A项正确；乙为Mg元素，化合价为＋2价，B项错误；丙、丁一定为非金属元素，C、D项错误；故选A；
(4)Mn的原子序数为25，失去2个电子变为Mn2＋，则Mn2＋基态的电子排布式可表示为1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)，故其价电子排布式为3d5；由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态需要的能量较多；而Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态需要的能量相对要少，故气态Mn2＋再失去1个电子比气态Fe2＋再失去1个电子难；故答案为：3d5 ；Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态需要的能量较多；而Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态需要的能量相对要少。