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2021届高考化学一轮复习 第十二章 第1讲 原子结构与性质教案（含解析）
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这是一份2021届高考化学一轮复习 第十二章 第1讲 原子结构与性质教案（含解析），共23页。
第1讲 原子结构与性质
[考纲要求] 1.能规范书写常见元素(1～36号)原子核外电子的电子排布式和电子排布图。2.能运用原子核外电子跃迁等解释某些实际问题。3.能用电离能、电负性等解释元素的某些性质。4.掌握周期表各区、周期、族的原子核外电子排布规律及元素性质的递变规律。
考点一 原子核外电子排布原理
1.能层、能级与原子轨道
(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
(2)能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即：E(s)
原子轨道
轨道形状
轨道个数
s
球形
1
p
哑铃形
3
特别提醒 第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。
2.原子核外电子排布的原理
(1)能量最低原理：即：电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。
如图为构造原理示意图，亦即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：
(2)泡利原理
一个原子轨道最多容纳2个电子，并且自旋状态相反。
(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，并且自旋状态相同。
洪特规则特例：当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，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。
3.基态、激发态与光谱
(1)基态原子：处于最低能量的原子。
(2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
(3)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的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
深度思考
1.完成下表，理解能层、能级及其最多容纳电子数的关系
能层
一
二
三
四
五
…
符号
K
L
M
N
O
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
…
…
最多容纳电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
…
…
2
8
18
32
…
2n2
特别提醒 (1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数；(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍；(3)构造原理中存在着能级交错现象；(4)我们一定要记住前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。
2.写出下列原子的电子排布式与简化电子排布式
原子
电子排布式
简化电子排布式
N
1s22s22p3
[He]2s22p3
Cl
1s22s22p63s23p5
[Ne]3s23p5
Ca
1s22s22p63s23p64s2
[Ar]4s2
Fe
1s22s22p63s23p63d64s2
[Ar]3d64s2
Cu
1s22s22p63s23p63d104s1
[Ar]3d104s1
As
1s22s22p63s23p63d104s24p3
[Ar]3d104s24p3
特别提醒 (1)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n－1)d，np顺序填序，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确；
Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。
(2)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]＋价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。
3.请用核外电子排布的相关规则解释Fe3＋较Fe2＋更稳定的原因。
答案 26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3＋价层电子的电子排布式为3d5，Fe2＋价层电子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则，3d5处于半满状态，结构更为稳定，所以Fe3＋较Fe2＋更为稳定。
特别提醒 由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。
题组一 根据核外电子排布，正确理解电子能量状态
1.下列电子排布图所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是__________。
答案 ③⑤
解析 ①不符合能量最低原理；②不符合洪特规则；④不符合能量最低原理。
2.气态电中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是 ( )
A.1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1
B.1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2
C.1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3
D.1s22s22p63s23p63d104s24p2→1s22s22p63s23p63d104s24p1
答案 B
解析 np3处于半充满结构，稳定，失去一个电子吸收的能量多。
“两原理，一规则”的正确理解
(1)原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。
易误警示 在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：
(2)半充满、全充满状态的原子结构稳定
如ns2、np3、np6
Cr：3d54s1 Mn：3d54s2
Cu：3d104s1 Zn：3d104s2
题组二 正确使用表示原子、离子、分子组成的化学用语
3.按要求填空
(1)质量数为37的氯原子符号为________。
(2)S2－的结构示意图________。
(3)氮原子的电子式________，N2的电子式________，NH的电子式________。
(4)磷原子的核外电子排布式_______________________________，
价电子排布式_____________________，
价电子排布图____________________________。
(5)按要求用三种化学用语表示基态铁原子和三价铁离子。
Fe
Fe3＋
原子(或离子)结构示意图
电子排布式
电子排布图
答案 (1)Cl (2)
(5)
Fe
Fe3＋
原子(或离子)结构示意图
电子排布式
[Ar]3d64s2
[Ar]3d5
电子排布图
4.A、B、C、D、E、F代表6种元素。请填空：
(1)A元素基态原子的最外层有2个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为__________；
(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C的元素符号为________；
(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为___________________________；
(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为_________________________。
(5)F元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1，则n＝________；原子中能量最高的是________电子。
答案 (1)C或O (2)Cl K
(3)Fe 1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
(4)Cu 1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
(5)2 2p
解析 (1)A元素基态原子次外层有2个电子，故次外层为K层，A元素有2个电子层，由题意可写出其电子排布图为，则该元素核外有6个电子，为碳元素，其元素符号为C，另外氧原子同样也符合要求，其电子排布图为。
(2)B－、C＋的电子层结构都与Ar相同，即核外都有18个电子，则B为17号元素Cl，C为19号元素K。
(3)D元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，即为26号元素铁。
(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：
1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号元素Cu。
(5)s能级只有1个原子轨道，故最多只能容纳2个电子，即n＝2，所以元素F的原子最外层电子排布式为2s22p3，由此可知F是N元素；根据核外电子排布的能量最低原理，可知氮原子的核外电子中的2p能级能量最高。
化学用语的规范使用及意义
为了书写和学术交流的方便，采用国际统一的符号来表示各个元素。
它们有各自不同的侧重点：
(1)结构示意图：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各层上的电子数。
(2)核组成式：如O，侧重于表示原子核的结构，它能告诉我们该原子核内的质
子数和核外电子数以及质量数，但不能反映核外电子的排布情况。
(3)电子排布式：能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数，但
不能表示原子核的情况，也不能表示各个电子的运动状态。
(4)电子排布图：能反映各轨道的能量的高低，各轨道上的电子分布情况及自旋
方向。
(5)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的
能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
考点二 原子结构与元素性质
1.原子结构与周期表的关系
(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格)
周期
能层数
每周期第一个元素
每周期最后一个元素
原子序数
基态原子的电子排布式
原子序数
基态原子的电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
[Ne]3s1
18
1s22s22p63s23p6
四
4
19
[Ar]4s1
36
1s22s22p63s23p63d104s24p6
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6
(2)原子构型与族的关系
①对主族元素：主族元素的族序数＝原子的最外层电子数。
②对副族元素：次外层电子数多于8个而少于18个的一些元素，它们除了能失去最外层的电子外，还能失去次外层上的一部分电子。例如元素钪[Ar]3d14s2，总共可以失去三个电子，钪为ⅢB族元素。所以，失去的(或参加反应的)电子总数就等于该元素所在的族序数。除第Ⅷ族元素外，大多数元素所在族的族序数等于(n－1)d＋ns(n为最外层)的电子数。
归纳总结 (1)周期的序号等于能层数。(2)每一周期都是从活泼碱金属开始逐渐过渡到活泼的非金属，最后以惰性气体结束(第一周期除外)。(3)主族元素所在族的序数等于该元素原子的价电子数，等于最外层电子数。(4)ⅢB～ⅦB族元素原子的价电子数目与族序数相同。
(3)元素周期表的分区
①根据核外电子排布
a.分区
b.各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分区
元素分布
外围电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA、ⅡA族及He元素
ns1～2
除氢、氦外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族(除氦外)
ns2np1～6
通常是最外层电子参与反应
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外)
(n－1)d1～9ns1～2
d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
c.若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。
2.元素周期律
(1)原子半径
①影响因素
②变化规律
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
(2)电离能
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，符号：I1，单位：kJ·mol－1。
②规律
a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。
b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
c.同种原子：逐级电离能越来越大(即I1
①含义：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。
②标准：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)。
③变化规律
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。
深度思考
1.前四周期中，未成对电子数与周期数相等的元素有______________。
答案 H、C、O、P、Fe
2.第四周期中，未成对电子数最多的元素是________。(填名称)
(1)它位于第________族。
(2)核外电子排布式是________。
(3)它有________个能层，________个能级，________种运动状态不同的电子。
(4)价电子排布式__________，价电子排布图____________。
(5)属于________分区。
答案 铬 (1)ⅥB
(2)1s22s22p63s23p63d54s1
(3)4 7 24
(4)3d54s1
(5)d
3.为什么一个原子的逐级电离能是逐渐增大的？
答案 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吸力也越来越大，消耗的能量越来越多。
4.为什么镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大？
答案 Mg：1s22s22p63s2 P：1s22s22p63s23p3。镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于全满或半满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Zn的第一电离能大于Ga。
5.为什么Na容易形成＋1价离子，而Mg、Al易形成＋2价、＋3价离子？
答案 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。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。
6.判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属 (×)
(2)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 (√)
(3)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大 (×)
特别提醒 (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)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
(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。
(4)同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。
题组一 重视教材习题，做好回扣练习
1.(选修3P24－1)下列说法中正确的是 ( )
A.处于最低能量的原子叫做基态原子
B.3p2表示3p能级有两个轨道
C.同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小
D.同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多
答案 A
2.(选修3P24－2)X、Y、Z三种元素的原子，其最外层电子排布分别为ns1、3s23p1和2s22p4，由这三种元素组成的化合物的化学式可能是 ( )
A.XYZ2 B.X2YZ3 C.X2YZ2 D.XYZ3
答案 A
3.(选修3P24－3)下列说法中，不符合ⅦA族元素性质特征的是 ( )
A.从上到下原子半径逐渐减小
B.易形成－1价离子
C.从上到下单质的氧化性逐渐减弱
D.从上到下氢化物的稳定性依次减弱
答案 A
4.(选修3P24－4)下列说法中，正确的是 ( )
A.在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数
B.在周期表里，元素所在的周期数等于原子核外电子层数
C.最外层电子数为8的都是稀有气体元素的原子
D.元素的原子序数越大，其原子半径也越大
答案 B
5.(选修3P24－6)A、B、C、D都是短周期元素。A的原子核外有两个电子层，最外层已达到饱和。B位于A元素的下一周期，最外层的电子数是A最外层电子数的1/2。C的离子带有两个单位正电荷，它的核外电子排布与A元素原子相同。D与C属同一周期，D原子的最外层电子数比A的最外层电子数少1。
(1)根据上述事实判断：A是________，B是________，C是________，D是________。
(2)C的离子的核外电子排布式为________________；D原子的核外电子排布式为______________。
(3)B位于第________周期________族，它的最高价氧化物的化学式是__________，最高价氧化物的水化物是一种________酸。
答案 (1)Ne Si Mg Cl (2)1s22s22p6 1s22s22p63s23p5 (3)三 ⅣA SiO2 弱
题组二 元素推断与元素逐级电离能
6.根据下列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列各题：
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2 080
4 000
6 100
9 400
R
500
4 600
6 900
9 500
S
740
1 500
7 700
10 500
T
580
1 800
2 700
11 600
U
420
3 100
4 400
5 900
(1)在周期表中，最可能处于同一族的是________。
A.Q和R B.S和T C.T和U D.R和T E.R和U
(2)下列离子的氧化性最弱的是________。
A.S2＋ B.R2＋ C.T3＋ D.U＋
(3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是______________________________。
A.硼 B.铍 C.氦 D.氢
(4)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：________________________________________________________________________，
如果U元素是短周期元素，你估计它的第2次电离能飞跃数据将发生在失去第______个电子时。
(5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是__________，其中________元素的第一电离能异常高的原因是________________________________________________________________________。
答案 (1)E (2)D (3)C
(4)电子分层排布，各能层能量不同 10
(5)R
(2)由于U＋为第ⅠA族元素且比R电离能小，所以U＋的氧化性最弱。
(3)由于Q是稀有气体元素，所以氦的物理性质和化学性质与此最像。
(4)电离能的突跃变化，说明核外电子是分层排布的。若U是短周期元素，则U是Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1，由于2s22p6所处能层相同，所以它的第2次电离能飞跃数据发生在失去第10个电子时。
(5)同一周期，第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族比相邻元素要高，因为其最外层电子呈全充满或半充满结构。
题组三 电离能、电负性的综合应用
7.根据信息回答下列问题：
A.第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的最低能量。下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)。
B.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：
元素符号
Li
Be
B
C
O
F
Na
Al
Si
P
S
Cl
电负性值
1.0
1.5
2.0
2.5
3.5
4.0
0.9
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
(1)认真分析信息A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断第三周期Na～Ar这几种元素中，Al的第一电离能的大小范围为________＜Al＜________(填元素符号)。
(2)从信息A图中分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1的变化规律是________________。
(3)信息A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是________周期________族。
(4)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有________性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是__________________。
(5)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围________________。
(6)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是________________。
(7)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物并说出理由(即写出判断的方法和结论)______________________ _________________________。
答案 (1)Na Mg (2)从上到下依次减小
(3)第五 第ⅠA
(4)两 Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O (5)0.9～1.5
(6)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小
(7)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5＜1.7，所以形成共价键，为共价化合物 将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物
解析 (1)由信息所给的图可以看出，同周期的ⅠA族元素的第一电离能最小，而第ⅢA族元素的第一电离能小于ⅡA族元素的第一电离能，故Na＜Al＜Mg。(2)从图中可看出同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。(3)根据第一电离能的递变规律可以看出，图中所给元素中Rb的第一电离能最小，其在周期表中的位置为第五周期第ⅠA族。(4)根据对角线规则，Al(OH)3与Be(OH)2的性质相似，Be(OH)2应具有两性，根据Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O可以类似地写出Be(OH)2与酸、碱反应的离子方程式。(5)根据电负性的递变规律：同周期元素，从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小可知，在同周期中电负性Na＜Mg＜Al，Be＞Mg＞Ca，最小范围应为0.9～1.5。(6)因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力的大小，所以电负性越大，原子吸引电子的能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。(7)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.5，根据信息，电负性差值若小于1.7，则形成共价键，所以AlCl3为共价化合物。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物不能导电。
正确表述元素周期律
项目
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
原子核外电子排布
电子层数相同，
最外层电子数逐渐增多，
1→7(第一周期1→2)
最外层电子数相同，电子层数递增
原子半径
逐渐减小(0族除外)
逐渐增大
元素主要化合价
最高正价由＋1→＋7
最低负价由－4→－1
最高正价＝主族序数(O、F除外)，非金属最低负价＝主族序数－8
原子得、失电子能力
得电子能力逐渐增强
失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强
元素的第一电离能
第一电离能呈
增大的趋势
第一电离能逐渐减小
元素的电负性
电负性逐渐增大
电负性逐渐减小
元素金属性、非金属性
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
单质氧化性、还原性
氧化性逐渐增强
还原性逐渐减弱
氧化性逐渐减弱
还原性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
非金属气态氢化物的稳定性
生成由难到易
稳定性逐渐增强
生成由易到难稳定性逐渐减弱
探究高考 明确考向
全国卷Ⅰ、Ⅱ高考题调研
(一)原子核外电子排布
1.[2013·新课标全国卷Ⅰ，37(1)]基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为________，该能层具有的原子轨道数为________、电子数为________。
答案 M 9 4
2.[2013·新课标全国卷Ⅱ，37(1)]Ni2＋的价层电子排布图为________________。
答案
3.[2012·新课标全国卷，37(3)]Se原子序数为________，其核外M层电子的排布式为____________。
答案 34 3s23p63d10
4.[2011·新课标全国卷，37(2)]基态B原子的电子排布式为________。
答案 1s22s22p1
(二)原子结构与元素性质
1.[2013·新课标全国卷Ⅱ，37(2)]前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A－和B＋的电子数相差为8；与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。
四种元素中的第一电离能最小的是__________，电负性最大的是__________。(填元素符号)
答案 K F
2.[2012·新课标全国卷，37(2)]原子的第一电离能是指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，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为____________。
答案 O>S>Se
各省市高考题调研
(一)原子核外电子排布
1.[2013·福建理综，31(2)②]基态铜原子的核外电子排布式为____________。
答案 1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
2.[2012·江苏，21(A)—(1)①]Mn2＋基态的电子排布式可表示为__________。
答案 1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)
3.[2011·福建理综，30(1)]基态氮原子的价电子排布式是________。
答案 2s22p3
4.[2011·山东理综，32(1)]氧元素基态原子核外未成对电子数有________个。
答案 2
(二)原子结构与元素性质
1.[2013·山东理综，32(3)]第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有________种。
答案 3
2.[2013·安徽理综，25(1)(2)]X、Y、Z、W是元素周期表中原子序数依次增大的四种短周期元素，已知X的最高价氧化物对应的水化物化学式为H2XO3，Z的基态原子最外层电子排布式为3s23p1，W的一种核素的质量数为28，中子数为14。
则：(1)W位于元素周期表第________周期第________族；W的原子半径比X的________(填“大”或“小”)。
(2)Z的第一电离能比W的________(填“大”或“小”)。
答案 (1)三 ⅣA 大 (2)小
3.[2013·山东理综，32(1)]下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是________。
答案 a
4.[2012·安徽理综，25(2)]已知X的基态原子L层电子数是K层电子数的2倍，Y的基态原子最外层电子排布式为nsnnpn＋2，则X的电负性比Y的________(填“大”或“小”)。
答案 小
5.[2011·福建理综，30(2)]C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是________。
答案 N＞O＞C
6.[2012·山东理综，32(2)]Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是__________。
答案 C(碳)
7.[2013·福建理综，31(1)]依据第2周期元素第一电离能的变化规律，参照下图中B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。
答案
练出高分
1.现代大爆炸理论认为：天然元素源于氢、氦等发生的原子核融合反应。这与100多年前，普鲁特运用思辨性推测作出“氢是所有元素之母”的预言恰好“一致”。下列说法正确的是 ( )
A.科学研究中若能以思辨性推测为核心，就能加快科学的进程
B.普鲁特“既然氢最轻，它就是其他一切元素之母”的推理是符合逻辑的
C.“一致”是巧合，普鲁特的预言没有科学事实和理论支撑，它只是一种猜测
D.“现代大爆炸理论”是解释宇宙诞生的唯一正确的理论
答案 C
2.关于1s、2s、3s、4s原子轨道的说法，正确的是 ( )
A.电子只能在电子云轮廓图中运动
B.能级不同，电子云轮廓图形状相同
C.轨道数目相同，电子云轮廓图形状、大小完全相同
D.能层不同，电子云轮廓图形状也不相同
答案 B
解析 A项，电子在电子云轮廓图中出现的机会多；C项，1s、2s、3s、4s 电子云轮廓图大小不相同；D项，电子云轮廓图形状相同。
3.在多电子原子中，轨道能量是由以下哪些因素决定 ( )
①能层 ②能级 ③电子云的伸展方向 ④电子自旋状态
A.①② B.①④ C.②③ D.③④
答案 A
解析 能层、能级决定轨道能量，而与电子云的伸展方向、电子的自旋状态无关。
4.符号“3p”没有给出的信息是 ( )
A.能级 B.电子层
C.电子亚层 D.电子云在空间的伸展方向
答案 D
解析 “3p”给出了电子层、能级、电子亚层，而没有给出电子云在空间的伸展方向。
5.下列有关化学用语中最能体现氮原子核外电子运动状态的是 ( )
C.
D.1s22s22p3
答案 B
解析 电子排布图最能体现核外电子的运动状态。
6.以下表示重氢原子结构或核外电子运动状态的图式中一定错误的是 ( )
A. B.H
C.1s1
答案 B
解析 重氢原子应表示为H或D。
7.现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是 ( )
A.第一电离能：④＞③＞②＞①
B.原子半径：④＞③＞②＞①
C.电负性：④＞③＞②＞①
D.最高正化合价：④＞①＞③＝②
答案 A
解析 ①表示S，②表示P，③表示N，④表示F。第一电离能：F＞N＞P＞S，A项正确；原子半径：P＞S＞N＞F，B项错误；电负性：F＞N＞S＞P，C项错误；F无正价，D项错误。
8.下列各组原子中，化学性质一定相似的是 ( )
A.原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子
B.原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子
C.2p轨道上只有2个电子的X原子与3p轨道上只有2个电子的Y原子
D.最外层都只有一个电子的X、Y原子
答案 C
解析 A项，X原子为He，Y原子为Be；B项，X原子为Mg，Y原子可以为Ca，也可以为Zn；C项，X只能为C，Y只能为Si，同一主族，化学性质相似；D项，X、Y可以为H、Li、Na、Cr、Cu等。
9.下列叙述正确的是 ( )
A.除0族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属族的族序数
B.除短周期外，其他周期均为18种元素
C.副族元素没有非金属元素
D.碱金属元素是指ⅠA族的所有的元素
答案 C
解析 A项，O无最高正价，F无正价；B项，第六周期为32种元素；D项，H不属于碱金属元素。
10.已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。请根据下表数据判断，错误的是 ( )
元素
I1
I2
I3
I4
X
500
4 600
6 900
9 500
Y
580
1 800
2 700
11 600
A.元素X的常见化合价是＋1
B.元素Y是ⅢA族元素
C.元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
D.若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
答案 D
解析 X为第ⅠA族元素，Y为第ⅢA族元素；D项，若元素Y处于第三周期，则Y为Al，Al不与冷水反应。
11.下表是元素周期表的一部分，请根据表中a～k对应元素，回答下列有关问题：
族
周期
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
二
a
b
三
c
d
e
f
g
h
四
j
k
(1)写出a的原子的最外层电子排布式_______，a的原子最外层有________个未成对电子。
(2)在上述元素中的最高价氧化物对应的水化物中，最强酸的化学式是____________；最强碱与两性氢氧化物反应的化学方程式为___________________。
(3)上述元素中和Ar核外电子排布相同的离子的半径由大到小的顺序是________________________(用离子符号表示)，
上述两种元素能结合成XY型离子化合物，且每个阴、阳离子中均含10个电子，已知常温下该物质的水溶液显碱性，其原因是____________________(用离子方程式表示)。
(4)下列能用作f和g元素非金属性强弱比较的判断依据的是 ________。
A.单质熔点：g＜f
B.最高价氧化物对应水化物的酸性：g＞f
C.最高价氧化物对应水化物的溶解性：g＞f
D.f不能与氢气反应，g能与氢气反应
答案 (1)2s22p3 3
(2)HClO4 KOH＋Al(OH)3===KAlO2＋2H2O
(3)S2－＞Cl－＞K＋ F－＋H2OHF＋OH－
(4)BD
解析 根据位置可以判断：a为N、b为F、c为Na、d为Mg、e为Al、f为Si、g为S、h为Cl、j为K、k为Br。
(1)根据N原子的核外电子排布式，应有3个未成对电子。
(2)HClO4为最强酸，KOH为最强碱，Al(OH)3为两性氢氧化物，化学方程式为KOH＋Al(OH)3===KAlO2＋2H2O。
(3)在上述原子中，与Ar的核外电子排布相同的离子有S2－、Cl－、K＋，其半径大小顺序为S2－＞Cl－＞K＋，NaF中阴、阳离子均含10个电子，F－水解呈碱性。
(4)不能根据单质的熔点高低，以及最高价氧化物对应水化物的溶解性来判断非金属性强弱。
12.现有1～20号元素A、B、C、D所对应的物质的性质或微粒结构如下表：
元素
物质性质或微粒结构
A
M层上有2对成对电子
B
B的离子与D的离子具有相同电子层结构，且可以相互组合形成干燥剂
C
常温下单质为双原子分子，其氢化物水溶液呈碱性
D
元素最高正价是＋7价
(1)元素A的原子最外层共有________种不同运动状态的电子，有________种能量不同的电子。B的离子与D的离子相互组合形成的干燥剂的化学式是________。
(2)元素C与氢元素形成带一个单位正电荷的离子，写出该微粒的电子式________________(用元素符号表示)。
(3)元素A与元素D相比，非金属性较强的是________(用元素符号表示)，下列表述中能证明这一事实的是______。
A.常温下A的单质和D的单质状态不同
B.A的氢化物比D的氢化物稳定
C.一定条件下D能从A的氢化物水溶液中置换出A单质
D.HD的酸性比HA酸性强
(4)C的氢化物固态时属于________晶体，该氢化物与A的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式是_____________________________________________。
答案 (1)6 2 CaCl2
(3)Cl C (4)分子 2NH3＋H2SO4===(NH4)2SO4
解析 根据物质性质和微粒结构，A为S，D为Cl，B为Ca，C为N。
(1)S的最外层有6个电子，其运动状态各不相同，3s、3p轨道上电子能量不相同，所以应有2种能量不同的电子。CaCl2是一种中性干燥剂。
(2)该离子应为NH，其电子式为。
(3)S和Cl相比较，Cl的非金属性强，可以根据氢化物的稳定性，最高价氧化物对应水化物的酸性以及Cl2＋H2S===2HCl＋S↓进行判断。
(4)NH3为分子晶体，NH3和H2SO4反应生成(NH4)2SO4。
13.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示，x越大，其原子吸引电子的能力越强。下面是某些短周期元素的x值：
元素符号
Li
Be
B
C
O
F
Na
Al
Si
P
S
Cl
x值
1.0
1.5
2.0
2.5
3.5
4.0
0.9
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
(1)通过分析x值变化规律，确定Mg的x值范围：______＜x(Mg)＜________。
(2)推测x值与原子半径的关系是__________________________；
根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的________________变化规律。
(3)分别指出下列两种化合物中氧元素的化合价：HClO________，HFO________。
(4)经验规律告诉我们：成键的两原子相应元素x数值的差值为Δx，当Δx＞1.7时，一般为离子键，当Δx＜1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键类型是________________。
(5)预测元素周期表中，x值最小的元素位于________周期________族(放射性元素除外)。
答案 (1)0.9 1.5
(2)同周期(同主族)中，x值越大，其原子半径越小 周期性
(3)－2 0
(4)共价键
(5)第六 第ⅠA
解析 (1)x代表电负性的大小，根据位置关系判断x(Na)＜x(Mg)＜x(Be)，即0.9＜x(Mg)＜1.5。
(2)x值越大，其原子半径越小，电负性随着原子序数的递增，呈现周期性变化。
(3)根据电负性的数值，在HClO中氧为－2价，根据，H和O的共用电子对偏向O，而O和F的共用电子对又偏向F，所以O为0价。
(4)x(Br)－x(Al)＜x(Cl)－x(Al)＝3.0－1.5＝1.5，所以AlBr3中化学键类型为共价键。
(5)电负性最小的应为金属性最强的。
14.下表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表某一化学元素。
(1)下列________(填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h ②b、g、k ③c、h、l ④d、e、f
(2)如给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：①原子核对核外电子的吸引力，②形成稳定结构的倾向。下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ·mol－1)：
锂
X
Y
失去第一个电子
519
502
580
失去第二个电子
7 296
4 570
1 820
失去第三个电子
11 799
6 920
2 750
失去第四个电子
9 550
11 600
①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量：__________________________。
②表中X可能为以上13种元素中的________(填写字母)元素，则该元素属于________区元素。用元素符号表示X和j所能形成的化合物的化学式是__________。
③Y是周期表中________族元素。
④以上13种元素中，________(填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
答案 (1)①④ (2)①锂原子失去核外第一个电子后即达到稳定结构，所以锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量 ②a s Na2O和Na2O2 ③ⅢA ④m
解析 根据位置可以判断b为H，a为Na，c为Mg，d为Sr，e为Ti，f为Al，g为Ge，h为C，i为P，j为O，k为Te，l为Cl，m为Ar。
(1)金属以及石墨为电的良导体，所以①④都符合。
(2)①由于Li失去一个电子后，达到稳定结构，所以再失去一个电子所需能量远远大于失去第一个电子所需能量。
②表中所给数据即电离能，根据X的逐级电离能数据，X最外层应有1个电子，应为Na元素，即a，Na在s区，Na与j(O)可形成Na2O、Na2O2两种化合物。③根据Y的逐级电离能数据，Y最外层应有3个电子，对应的应为Al(f)。④稀有气体元素原子最稳定，失去第一个电子需要能量最多。
第1讲 原子结构与性质
[考纲要求] 1.能规范书写常见元素(1～36号)原子核外电子的电子排布式和电子排布图。2.能运用原子核外电子跃迁等解释某些实际问题。3.能用电离能、电负性等解释元素的某些性质。4.掌握周期表各区、周期、族的原子核外电子排布规律及元素性质的递变规律。
考点一 原子核外电子排布原理
1.能层、能级与原子轨道
(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
(2)能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即：E(s)
原子轨道
轨道形状
轨道个数
s
球形
1
p
哑铃形
3
特别提醒 第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。
2.原子核外电子排布的原理
(1)能量最低原理：即：电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。
如图为构造原理示意图，亦即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：
(2)泡利原理
一个原子轨道最多容纳2个电子，并且自旋状态相反。
(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，并且自旋状态相同。
洪特规则特例：当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，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。
3.基态、激发态与光谱
(1)基态原子：处于最低能量的原子。
(2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
(3)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的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
深度思考
1.完成下表，理解能层、能级及其最多容纳电子数的关系
能层
一
二
三
四
五
…
符号
K
L
M
N
O
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
…
…
最多容纳电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
…
…
2
8
18
32
…
2n2
特别提醒 (1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数；(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍；(3)构造原理中存在着能级交错现象；(4)我们一定要记住前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。
2.写出下列原子的电子排布式与简化电子排布式
原子
电子排布式
简化电子排布式
N
1s22s22p3
[He]2s22p3
Cl
1s22s22p63s23p5
[Ne]3s23p5
Ca
1s22s22p63s23p64s2
[Ar]4s2
Fe
1s22s22p63s23p63d64s2
[Ar]3d64s2
Cu
1s22s22p63s23p63d104s1
[Ar]3d104s1
As
1s22s22p63s23p63d104s24p3
[Ar]3d104s24p3
特别提醒 (1)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n－1)d，np顺序填序，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确；
Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。
(2)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]＋价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。
3.请用核外电子排布的相关规则解释Fe3＋较Fe2＋更稳定的原因。
答案 26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3＋价层电子的电子排布式为3d5，Fe2＋价层电子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则，3d5处于半满状态，结构更为稳定，所以Fe3＋较Fe2＋更为稳定。
特别提醒 由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。
题组一 根据核外电子排布，正确理解电子能量状态
1.下列电子排布图所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是__________。
答案 ③⑤
解析 ①不符合能量最低原理；②不符合洪特规则；④不符合能量最低原理。
2.气态电中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是 ( )
A.1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1
B.1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2
C.1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3
D.1s22s22p63s23p63d104s24p2→1s22s22p63s23p63d104s24p1
答案 B
解析 np3处于半充满结构，稳定，失去一个电子吸收的能量多。
“两原理，一规则”的正确理解
(1)原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。
易误警示 在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：
(2)半充满、全充满状态的原子结构稳定
如ns2、np3、np6
Cr：3d54s1 Mn：3d54s2
Cu：3d104s1 Zn：3d104s2
题组二 正确使用表示原子、离子、分子组成的化学用语
3.按要求填空
(1)质量数为37的氯原子符号为________。
(2)S2－的结构示意图________。
(3)氮原子的电子式________，N2的电子式________，NH的电子式________。
(4)磷原子的核外电子排布式_______________________________，
价电子排布式_____________________，
价电子排布图____________________________。
(5)按要求用三种化学用语表示基态铁原子和三价铁离子。
Fe
Fe3＋
原子(或离子)结构示意图
电子排布式
电子排布图
答案 (1)Cl (2)
(5)
Fe
Fe3＋
原子(或离子)结构示意图
电子排布式
[Ar]3d64s2
[Ar]3d5
电子排布图
4.A、B、C、D、E、F代表6种元素。请填空：
(1)A元素基态原子的最外层有2个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为__________；
(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C的元素符号为________；
(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为___________________________；
(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为_________________________。
(5)F元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1，则n＝________；原子中能量最高的是________电子。
答案 (1)C或O (2)Cl K
(3)Fe 1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
(4)Cu 1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
(5)2 2p
解析 (1)A元素基态原子次外层有2个电子，故次外层为K层，A元素有2个电子层，由题意可写出其电子排布图为，则该元素核外有6个电子，为碳元素，其元素符号为C，另外氧原子同样也符合要求，其电子排布图为。
(2)B－、C＋的电子层结构都与Ar相同，即核外都有18个电子，则B为17号元素Cl，C为19号元素K。
(3)D元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，即为26号元素铁。
(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：
1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号元素Cu。
(5)s能级只有1个原子轨道，故最多只能容纳2个电子，即n＝2，所以元素F的原子最外层电子排布式为2s22p3，由此可知F是N元素；根据核外电子排布的能量最低原理，可知氮原子的核外电子中的2p能级能量最高。
化学用语的规范使用及意义
为了书写和学术交流的方便，采用国际统一的符号来表示各个元素。
它们有各自不同的侧重点：
(1)结构示意图：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各层上的电子数。
(2)核组成式：如O，侧重于表示原子核的结构，它能告诉我们该原子核内的质
子数和核外电子数以及质量数，但不能反映核外电子的排布情况。
(3)电子排布式：能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数，但
不能表示原子核的情况，也不能表示各个电子的运动状态。
(4)电子排布图：能反映各轨道的能量的高低，各轨道上的电子分布情况及自旋
方向。
(5)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的
能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
考点二 原子结构与元素性质
1.原子结构与周期表的关系
(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格)
周期
能层数
每周期第一个元素
每周期最后一个元素
原子序数
基态原子的电子排布式
原子序数
基态原子的电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
[Ne]3s1
18
1s22s22p63s23p6
四
4
19
[Ar]4s1
36
1s22s22p63s23p63d104s24p6
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6
(2)原子构型与族的关系
①对主族元素：主族元素的族序数＝原子的最外层电子数。
②对副族元素：次外层电子数多于8个而少于18个的一些元素，它们除了能失去最外层的电子外，还能失去次外层上的一部分电子。例如元素钪[Ar]3d14s2，总共可以失去三个电子，钪为ⅢB族元素。所以，失去的(或参加反应的)电子总数就等于该元素所在的族序数。除第Ⅷ族元素外，大多数元素所在族的族序数等于(n－1)d＋ns(n为最外层)的电子数。
归纳总结 (1)周期的序号等于能层数。(2)每一周期都是从活泼碱金属开始逐渐过渡到活泼的非金属，最后以惰性气体结束(第一周期除外)。(3)主族元素所在族的序数等于该元素原子的价电子数，等于最外层电子数。(4)ⅢB～ⅦB族元素原子的价电子数目与族序数相同。
(3)元素周期表的分区
①根据核外电子排布
a.分区
b.各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分区
元素分布
外围电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA、ⅡA族及He元素
ns1～2
除氢、氦外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族(除氦外)
ns2np1～6
通常是最外层电子参与反应
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外)
(n－1)d1～9ns1～2
d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
c.若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。
2.元素周期律
(1)原子半径
①影响因素
②变化规律
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
(2)电离能
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，符号：I1，单位：kJ·mol－1。
②规律
a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。
b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
c.同种原子：逐级电离能越来越大(即I1
①含义：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。
②标准：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)。
③变化规律
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。
深度思考
1.前四周期中，未成对电子数与周期数相等的元素有______________。
答案 H、C、O、P、Fe
2.第四周期中，未成对电子数最多的元素是________。(填名称)
(1)它位于第________族。
(2)核外电子排布式是________。
(3)它有________个能层，________个能级，________种运动状态不同的电子。
(4)价电子排布式__________，价电子排布图____________。
(5)属于________分区。
答案 铬 (1)ⅥB
(2)1s22s22p63s23p63d54s1
(3)4 7 24
(4)3d54s1
(5)d
3.为什么一个原子的逐级电离能是逐渐增大的？
答案 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吸力也越来越大，消耗的能量越来越多。
4.为什么镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大？
答案 Mg：1s22s22p63s2 P：1s22s22p63s23p3。镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于全满或半满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Zn的第一电离能大于Ga。
5.为什么Na容易形成＋1价离子，而Mg、Al易形成＋2价、＋3价离子？
答案 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。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。
6.判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属 (×)
(2)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 (√)
(3)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大 (×)
特别提醒 (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)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
(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。
(4)同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。
题组一 重视教材习题，做好回扣练习
1.(选修3P24－1)下列说法中正确的是 ( )
A.处于最低能量的原子叫做基态原子
B.3p2表示3p能级有两个轨道
C.同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小
D.同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多
答案 A
2.(选修3P24－2)X、Y、Z三种元素的原子，其最外层电子排布分别为ns1、3s23p1和2s22p4，由这三种元素组成的化合物的化学式可能是 ( )
A.XYZ2 B.X2YZ3 C.X2YZ2 D.XYZ3
答案 A
3.(选修3P24－3)下列说法中，不符合ⅦA族元素性质特征的是 ( )
A.从上到下原子半径逐渐减小
B.易形成－1价离子
C.从上到下单质的氧化性逐渐减弱
D.从上到下氢化物的稳定性依次减弱
答案 A
4.(选修3P24－4)下列说法中，正确的是 ( )
A.在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数
B.在周期表里，元素所在的周期数等于原子核外电子层数
C.最外层电子数为8的都是稀有气体元素的原子
D.元素的原子序数越大，其原子半径也越大
答案 B
5.(选修3P24－6)A、B、C、D都是短周期元素。A的原子核外有两个电子层，最外层已达到饱和。B位于A元素的下一周期，最外层的电子数是A最外层电子数的1/2。C的离子带有两个单位正电荷，它的核外电子排布与A元素原子相同。D与C属同一周期，D原子的最外层电子数比A的最外层电子数少1。
(1)根据上述事实判断：A是________，B是________，C是________，D是________。
(2)C的离子的核外电子排布式为________________；D原子的核外电子排布式为______________。
(3)B位于第________周期________族，它的最高价氧化物的化学式是__________，最高价氧化物的水化物是一种________酸。
答案 (1)Ne Si Mg Cl (2)1s22s22p6 1s22s22p63s23p5 (3)三 ⅣA SiO2 弱
题组二 元素推断与元素逐级电离能
6.根据下列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列各题：
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2 080
4 000
6 100
9 400
R
500
4 600
6 900
9 500
S
740
1 500
7 700
10 500
T
580
1 800
2 700
11 600
U
420
3 100
4 400
5 900
(1)在周期表中，最可能处于同一族的是________。
A.Q和R B.S和T C.T和U D.R和T E.R和U
(2)下列离子的氧化性最弱的是________。
A.S2＋ B.R2＋ C.T3＋ D.U＋
(3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是______________________________。
A.硼 B.铍 C.氦 D.氢
(4)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：________________________________________________________________________，
如果U元素是短周期元素，你估计它的第2次电离能飞跃数据将发生在失去第______个电子时。
(5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是__________，其中________元素的第一电离能异常高的原因是________________________________________________________________________。
答案 (1)E (2)D (3)C
(4)电子分层排布，各能层能量不同 10
(5)R
(2)由于U＋为第ⅠA族元素且比R电离能小，所以U＋的氧化性最弱。
(3)由于Q是稀有气体元素，所以氦的物理性质和化学性质与此最像。
(4)电离能的突跃变化，说明核外电子是分层排布的。若U是短周期元素，则U是Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1，由于2s22p6所处能层相同，所以它的第2次电离能飞跃数据发生在失去第10个电子时。
(5)同一周期，第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族比相邻元素要高，因为其最外层电子呈全充满或半充满结构。
题组三 电离能、电负性的综合应用
7.根据信息回答下列问题：
A.第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的最低能量。下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)。
B.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：
元素符号
Li
Be
B
C
O
F
Na
Al
Si
P
S
Cl
电负性值
1.0
1.5
2.0
2.5
3.5
4.0
0.9
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
(1)认真分析信息A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断第三周期Na～Ar这几种元素中，Al的第一电离能的大小范围为________＜Al＜________(填元素符号)。
(2)从信息A图中分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1的变化规律是________________。
(3)信息A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是________周期________族。
(4)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有________性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是__________________。
(5)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围________________。
(6)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是________________。
(7)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物并说出理由(即写出判断的方法和结论)______________________ _________________________。
答案 (1)Na Mg (2)从上到下依次减小
(3)第五 第ⅠA
(4)两 Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O (5)0.9～1.5
(6)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小
(7)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5＜1.7，所以形成共价键，为共价化合物 将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物
解析 (1)由信息所给的图可以看出，同周期的ⅠA族元素的第一电离能最小，而第ⅢA族元素的第一电离能小于ⅡA族元素的第一电离能，故Na＜Al＜Mg。(2)从图中可看出同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。(3)根据第一电离能的递变规律可以看出，图中所给元素中Rb的第一电离能最小，其在周期表中的位置为第五周期第ⅠA族。(4)根据对角线规则，Al(OH)3与Be(OH)2的性质相似，Be(OH)2应具有两性，根据Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O可以类似地写出Be(OH)2与酸、碱反应的离子方程式。(5)根据电负性的递变规律：同周期元素，从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小可知，在同周期中电负性Na＜Mg＜Al，Be＞Mg＞Ca，最小范围应为0.9～1.5。(6)因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力的大小，所以电负性越大，原子吸引电子的能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。(7)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.5，根据信息，电负性差值若小于1.7，则形成共价键，所以AlCl3为共价化合物。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物不能导电。
正确表述元素周期律
项目
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
原子核外电子排布
电子层数相同，
最外层电子数逐渐增多，
1→7(第一周期1→2)
最外层电子数相同，电子层数递增
原子半径
逐渐减小(0族除外)
逐渐增大
元素主要化合价
最高正价由＋1→＋7
最低负价由－4→－1
最高正价＝主族序数(O、F除外)，非金属最低负价＝主族序数－8
原子得、失电子能力
得电子能力逐渐增强
失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强
元素的第一电离能
第一电离能呈
增大的趋势
第一电离能逐渐减小
元素的电负性
电负性逐渐增大
电负性逐渐减小
元素金属性、非金属性
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
单质氧化性、还原性
氧化性逐渐增强
还原性逐渐减弱
氧化性逐渐减弱
还原性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
非金属气态氢化物的稳定性
生成由难到易
稳定性逐渐增强
生成由易到难稳定性逐渐减弱
探究高考 明确考向
全国卷Ⅰ、Ⅱ高考题调研
(一)原子核外电子排布
1.[2013·新课标全国卷Ⅰ，37(1)]基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为________，该能层具有的原子轨道数为________、电子数为________。
答案 M 9 4
2.[2013·新课标全国卷Ⅱ，37(1)]Ni2＋的价层电子排布图为________________。
答案
3.[2012·新课标全国卷，37(3)]Se原子序数为________，其核外M层电子的排布式为____________。
答案 34 3s23p63d10
4.[2011·新课标全国卷，37(2)]基态B原子的电子排布式为________。
答案 1s22s22p1
(二)原子结构与元素性质
1.[2013·新课标全国卷Ⅱ，37(2)]前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A－和B＋的电子数相差为8；与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。
四种元素中的第一电离能最小的是__________，电负性最大的是__________。(填元素符号)
答案 K F
2.[2012·新课标全国卷，37(2)]原子的第一电离能是指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，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为____________。
答案 O>S>Se
各省市高考题调研
(一)原子核外电子排布
1.[2013·福建理综，31(2)②]基态铜原子的核外电子排布式为____________。
答案 1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
2.[2012·江苏，21(A)—(1)①]Mn2＋基态的电子排布式可表示为__________。
答案 1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)
3.[2011·福建理综，30(1)]基态氮原子的价电子排布式是________。
答案 2s22p3
4.[2011·山东理综，32(1)]氧元素基态原子核外未成对电子数有________个。
答案 2
(二)原子结构与元素性质
1.[2013·山东理综，32(3)]第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有________种。
答案 3
2.[2013·安徽理综，25(1)(2)]X、Y、Z、W是元素周期表中原子序数依次增大的四种短周期元素，已知X的最高价氧化物对应的水化物化学式为H2XO3，Z的基态原子最外层电子排布式为3s23p1，W的一种核素的质量数为28，中子数为14。
则：(1)W位于元素周期表第________周期第________族；W的原子半径比X的________(填“大”或“小”)。
(2)Z的第一电离能比W的________(填“大”或“小”)。
答案 (1)三 ⅣA 大 (2)小
3.[2013·山东理综，32(1)]下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是________。
答案 a
4.[2012·安徽理综，25(2)]已知X的基态原子L层电子数是K层电子数的2倍，Y的基态原子最外层电子排布式为nsnnpn＋2，则X的电负性比Y的________(填“大”或“小”)。
答案 小
5.[2011·福建理综，30(2)]C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是________。
答案 N＞O＞C
6.[2012·山东理综，32(2)]Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是__________。
答案 C(碳)
7.[2013·福建理综，31(1)]依据第2周期元素第一电离能的变化规律，参照下图中B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。
答案
练出高分
1.现代大爆炸理论认为：天然元素源于氢、氦等发生的原子核融合反应。这与100多年前，普鲁特运用思辨性推测作出“氢是所有元素之母”的预言恰好“一致”。下列说法正确的是 ( )
A.科学研究中若能以思辨性推测为核心，就能加快科学的进程
B.普鲁特“既然氢最轻，它就是其他一切元素之母”的推理是符合逻辑的
C.“一致”是巧合，普鲁特的预言没有科学事实和理论支撑，它只是一种猜测
D.“现代大爆炸理论”是解释宇宙诞生的唯一正确的理论
答案 C
2.关于1s、2s、3s、4s原子轨道的说法，正确的是 ( )
A.电子只能在电子云轮廓图中运动
B.能级不同，电子云轮廓图形状相同
C.轨道数目相同，电子云轮廓图形状、大小完全相同
D.能层不同，电子云轮廓图形状也不相同
答案 B
解析 A项，电子在电子云轮廓图中出现的机会多；C项，1s、2s、3s、4s 电子云轮廓图大小不相同；D项，电子云轮廓图形状相同。
3.在多电子原子中，轨道能量是由以下哪些因素决定 ( )
①能层 ②能级 ③电子云的伸展方向 ④电子自旋状态
A.①② B.①④ C.②③ D.③④
答案 A
解析 能层、能级决定轨道能量，而与电子云的伸展方向、电子的自旋状态无关。
4.符号“3p”没有给出的信息是 ( )
A.能级 B.电子层
C.电子亚层 D.电子云在空间的伸展方向
答案 D
解析 “3p”给出了电子层、能级、电子亚层，而没有给出电子云在空间的伸展方向。
5.下列有关化学用语中最能体现氮原子核外电子运动状态的是 ( )
C.
D.1s22s22p3
答案 B
解析 电子排布图最能体现核外电子的运动状态。
6.以下表示重氢原子结构或核外电子运动状态的图式中一定错误的是 ( )
A. B.H
C.1s1
答案 B
解析 重氢原子应表示为H或D。
7.现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是 ( )
A.第一电离能：④＞③＞②＞①
B.原子半径：④＞③＞②＞①
C.电负性：④＞③＞②＞①
D.最高正化合价：④＞①＞③＝②
答案 A
解析 ①表示S，②表示P，③表示N，④表示F。第一电离能：F＞N＞P＞S，A项正确；原子半径：P＞S＞N＞F，B项错误；电负性：F＞N＞S＞P，C项错误；F无正价，D项错误。
8.下列各组原子中，化学性质一定相似的是 ( )
A.原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子
B.原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子
C.2p轨道上只有2个电子的X原子与3p轨道上只有2个电子的Y原子
D.最外层都只有一个电子的X、Y原子
答案 C
解析 A项，X原子为He，Y原子为Be；B项，X原子为Mg，Y原子可以为Ca，也可以为Zn；C项，X只能为C，Y只能为Si，同一主族，化学性质相似；D项，X、Y可以为H、Li、Na、Cr、Cu等。
9.下列叙述正确的是 ( )
A.除0族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属族的族序数
B.除短周期外，其他周期均为18种元素
C.副族元素没有非金属元素
D.碱金属元素是指ⅠA族的所有的元素
答案 C
解析 A项，O无最高正价，F无正价；B项，第六周期为32种元素；D项，H不属于碱金属元素。
10.已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。请根据下表数据判断，错误的是 ( )
元素
I1
I2
I3
I4
X
500
4 600
6 900
9 500
Y
580
1 800
2 700
11 600
A.元素X的常见化合价是＋1
B.元素Y是ⅢA族元素
C.元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
D.若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
答案 D
解析 X为第ⅠA族元素，Y为第ⅢA族元素；D项，若元素Y处于第三周期，则Y为Al，Al不与冷水反应。
11.下表是元素周期表的一部分，请根据表中a～k对应元素，回答下列有关问题：
族
周期
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
二
a
b
三
c
d
e
f
g
h
四
j
k
(1)写出a的原子的最外层电子排布式_______，a的原子最外层有________个未成对电子。
(2)在上述元素中的最高价氧化物对应的水化物中，最强酸的化学式是____________；最强碱与两性氢氧化物反应的化学方程式为___________________。
(3)上述元素中和Ar核外电子排布相同的离子的半径由大到小的顺序是________________________(用离子符号表示)，
上述两种元素能结合成XY型离子化合物，且每个阴、阳离子中均含10个电子，已知常温下该物质的水溶液显碱性，其原因是____________________(用离子方程式表示)。
(4)下列能用作f和g元素非金属性强弱比较的判断依据的是 ________。
A.单质熔点：g＜f
B.最高价氧化物对应水化物的酸性：g＞f
C.最高价氧化物对应水化物的溶解性：g＞f
D.f不能与氢气反应，g能与氢气反应
答案 (1)2s22p3 3
(2)HClO4 KOH＋Al(OH)3===KAlO2＋2H2O
(3)S2－＞Cl－＞K＋ F－＋H2OHF＋OH－
(4)BD
解析 根据位置可以判断：a为N、b为F、c为Na、d为Mg、e为Al、f为Si、g为S、h为Cl、j为K、k为Br。
(1)根据N原子的核外电子排布式，应有3个未成对电子。
(2)HClO4为最强酸，KOH为最强碱，Al(OH)3为两性氢氧化物，化学方程式为KOH＋Al(OH)3===KAlO2＋2H2O。
(3)在上述原子中，与Ar的核外电子排布相同的离子有S2－、Cl－、K＋，其半径大小顺序为S2－＞Cl－＞K＋，NaF中阴、阳离子均含10个电子，F－水解呈碱性。
(4)不能根据单质的熔点高低，以及最高价氧化物对应水化物的溶解性来判断非金属性强弱。
12.现有1～20号元素A、B、C、D所对应的物质的性质或微粒结构如下表：
元素
物质性质或微粒结构
A
M层上有2对成对电子
B
B的离子与D的离子具有相同电子层结构，且可以相互组合形成干燥剂
C
常温下单质为双原子分子，其氢化物水溶液呈碱性
D
元素最高正价是＋7价
(1)元素A的原子最外层共有________种不同运动状态的电子，有________种能量不同的电子。B的离子与D的离子相互组合形成的干燥剂的化学式是________。
(2)元素C与氢元素形成带一个单位正电荷的离子，写出该微粒的电子式________________(用元素符号表示)。
(3)元素A与元素D相比，非金属性较强的是________(用元素符号表示)，下列表述中能证明这一事实的是______。
A.常温下A的单质和D的单质状态不同
B.A的氢化物比D的氢化物稳定
C.一定条件下D能从A的氢化物水溶液中置换出A单质
D.HD的酸性比HA酸性强
(4)C的氢化物固态时属于________晶体，该氢化物与A的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式是_____________________________________________。
答案 (1)6 2 CaCl2
(3)Cl C (4)分子 2NH3＋H2SO4===(NH4)2SO4
解析 根据物质性质和微粒结构，A为S，D为Cl，B为Ca，C为N。
(1)S的最外层有6个电子，其运动状态各不相同，3s、3p轨道上电子能量不相同，所以应有2种能量不同的电子。CaCl2是一种中性干燥剂。
(2)该离子应为NH，其电子式为。
(3)S和Cl相比较，Cl的非金属性强，可以根据氢化物的稳定性，最高价氧化物对应水化物的酸性以及Cl2＋H2S===2HCl＋S↓进行判断。
(4)NH3为分子晶体，NH3和H2SO4反应生成(NH4)2SO4。
13.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示，x越大，其原子吸引电子的能力越强。下面是某些短周期元素的x值：
元素符号
Li
Be
B
C
O
F
Na
Al
Si
P
S
Cl
x值
1.0
1.5
2.0
2.5
3.5
4.0
0.9
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
(1)通过分析x值变化规律，确定Mg的x值范围：______＜x(Mg)＜________。
(2)推测x值与原子半径的关系是__________________________；
根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的________________变化规律。
(3)分别指出下列两种化合物中氧元素的化合价：HClO________，HFO________。
(4)经验规律告诉我们：成键的两原子相应元素x数值的差值为Δx，当Δx＞1.7时，一般为离子键，当Δx＜1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键类型是________________。
(5)预测元素周期表中，x值最小的元素位于________周期________族(放射性元素除外)。
答案 (1)0.9 1.5
(2)同周期(同主族)中，x值越大，其原子半径越小 周期性
(3)－2 0
(4)共价键
(5)第六 第ⅠA
解析 (1)x代表电负性的大小，根据位置关系判断x(Na)＜x(Mg)＜x(Be)，即0.9＜x(Mg)＜1.5。
(2)x值越大，其原子半径越小，电负性随着原子序数的递增，呈现周期性变化。
(3)根据电负性的数值，在HClO中氧为－2价，根据，H和O的共用电子对偏向O，而O和F的共用电子对又偏向F，所以O为0价。
(4)x(Br)－x(Al)＜x(Cl)－x(Al)＝3.0－1.5＝1.5，所以AlBr3中化学键类型为共价键。
(5)电负性最小的应为金属性最强的。
14.下表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表某一化学元素。
(1)下列________(填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h ②b、g、k ③c、h、l ④d、e、f
(2)如给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：①原子核对核外电子的吸引力，②形成稳定结构的倾向。下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ·mol－1)：
锂
X
Y
失去第一个电子
519
502
580
失去第二个电子
7 296
4 570
1 820
失去第三个电子
11 799
6 920
2 750
失去第四个电子
9 550
11 600
①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量：__________________________。
②表中X可能为以上13种元素中的________(填写字母)元素，则该元素属于________区元素。用元素符号表示X和j所能形成的化合物的化学式是__________。
③Y是周期表中________族元素。
④以上13种元素中，________(填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
答案 (1)①④ (2)①锂原子失去核外第一个电子后即达到稳定结构，所以锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量 ②a s Na2O和Na2O2 ③ⅢA ④m
解析 根据位置可以判断b为H，a为Na，c为Mg，d为Sr，e为Ti，f为Al，g为Ge，h为C，i为P，j为O，k为Te，l为Cl，m为Ar。
(1)金属以及石墨为电的良导体，所以①④都符合。
(2)①由于Li失去一个电子后，达到稳定结构，所以再失去一个电子所需能量远远大于失去第一个电子所需能量。
②表中所给数据即电离能，根据X的逐级电离能数据，X最外层应有1个电子，应为Na元素，即a，Na在s区，Na与j(O)可形成Na2O、Na2O2两种化合物。③根据Y的逐级电离能数据，Y最外层应有3个电子，对应的应为Al(f)。④稀有气体元素原子最稳定，失去第一个电子需要能量最多。
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