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第33讲 原子的结构与性质（解析版）
1．能结合能量最低原理、泡利原理、洪特规则书写1～36 号元素基态原子的核外电子排布式和轨道表示式。
2．掌握元素电离能、电负性。
3．能从原子价电子数目和价电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。
考点一　原子核外电子排布
1．能层与能级的关系
(1)能层：
原子核外电子是分层排布的，根据电子的能量不同，可将核外电子分成不同的能层。能层用n表示。n值越大，能量越高。
(2)能级：
①在多电子原子中，同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级。
②能级用相应能层的序数和字母s、p、d、f组合在一起来表示，如n能层的能级按能量由低到高的顺序排列为ns、np、nd、nf等。
③能层序数等于该能层所包含的能级数，如第三能层有3s、3p、3d能级。
④s、p、d、f能级可容纳的电子数为1、3、5、7的二倍。
(3)能层、能级与其容纳的最多电子数之间的关系
能层 一 二 三 四 …
符号 K L M N …
能级 …
最多电子数 …
…
电子离核远近 近→远
电子能量高低 低→高
2．原子状态与原子光谱
(1)原子状态
①基态原子：处于最低能量状态的原子。
②激发态原子：基态原子吸收能量后，电子跃迁到较高能级，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吸收或释放不同的光，利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。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
3．基态原子的核外电子排布
(1)排布规律
①每个电子层最多能容纳2n2个电子(n代表电子层数)。
②最外层电子数最多不超过8个。
③次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过32个。
(2)遵循原则
能量最低原理 在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低
泡利原理 在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反
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，而且自旋状态相同
(3)填充顺序——构造原理
随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按如图所示的能级顺序填充的，填满一个能级再填一个新能级。
小结：“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、泡利不相容原理，若违背其一，则原子能量不处于最低状态。
在写基态原子的轨道表示式时，常出现以下错误：
(2)半充满、全充满状态的原子结构稳定，即ns2、np3、np6等是相对稳定结构状态。如
Cr：[Ar]3d54s1、Mn：[Ar]3d54s2、Cu：[Ar]3d104s1、Zn：[Ar]3d104s2。
(3)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写时，仍把(n－1)d放在ns前。
(4)表示方法
表示方法 以硫原子为例
原子结构示意图
电子排布式 1s22s22p63s23p4
简化电子排布式 [Ne]3s23p4
电子排布图 （轨道表示式）
价电子排布式 3s23p4
小结：电子排布式的书写方法
1．原子的电子排布式
(1)简单原子：按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。如14Si：1s22s22p6 3s23p2。
(2)复杂原子：先按构造原理从低到高排列，然后将同能层的能级移到一起。如26Fe：先排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一能层的能级排到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。
2．离子的电子排布式
(1)判断该原子变成离子时会得到或失去多少个电子。
(2)原子失去电子时，总是从能量高的能级失去电子，即失去电子的顺序是由外向里。一般来说，主族元素只失去它们的最外层电子，而副族和第Ⅷ族元素可能还会进一步向里失去内层电子。
(3)原子得到电子而形成阴离子，则得到的电子填充在最外一个能层的某一个能级上。
3．简化电子排布式
如K：1s22s22p63s23p64s1，其简化电子排布式可表示为[Ar]4s1，其中[Ar]代表Ar的核外电子排布式，即1s22s22p63s23p6。
4．价层电子排布式
如K：1s22s22p63s23p64s1，其价层电子排布式可表示为4s1。
5．电子云和原子轨道
(1)电子云：
电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。小黑点越密，表示概率密度越大。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)原子轨道——电子云轮廓图：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。
能级符号 电子云形状 空间延伸方向
s 球形 1种
p 哑铃形 3种(相互垂直，分别相对于x、y、z轴对称)
d / 5
f / 7
(3)轨道能量
①同能层的不同能级能量s②不同能层相同能级的能量1s<2s<3s……，2p<3p<4p……，半径随能层增大而增大。
③同能层同能级不同轨道能量相同2px＝2py＝2pz。
【典例1】“原子”原意是“不可再分”的意思。20世纪初，人们才认识到原子不是最小的粒子。从电子层模型分析，Ca原子核外N能层中运动的电子数为(　　)
A．8 B．2 C．18 D．10
答案：B
解析：
Ca原子核外有4个电子层，分别对应符号K、L、M、N，其原子结构示意图为，第4层有2个电子，故 N能层中运动的电子数为2。
【典例2】某元素基态原子 4s 轨道上有 1 个电子，则该基态原子价层电子排布不可能是(　　)
A．3p64s1 B．4s1 C．3d54s1 D．3d104s1
答案：A
解析：
A项为19K，核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1，主族元素的价电子是最外层电子， 应为 4s1，错误；B项为19K 的价层电子排布式，正确；C项为24Cr，副族元素的价层电子是最外层电子与次外层的部分电子之和，核外电子排布式为[Ar]3d54s1，即价层电子排布式为3d54s1，此为洪特规则的特例，3d 轨道上的电子为半充满稳定状态，整个体系的能量最低，正确；D 项为29Cu，价层电子排布式为3d104s1，3d 轨道上的电子处于全充满稳定状态，整个体系的能量最低，正确。
【典例3】
(1)(经典高考)Zn原子核外电子排布式为________________________________。
(2)(经典高考)Co基态原子核外电子排布式为________。
(3)(经典高考)基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]______________________，有________个未成对电子。
(4)(经典高考)镍元素基态原子的电子排布式为_______________，3d能级上的未成对电子数为________。
(5)(经典高考)写出基态As原子的核外电子排布式：_________________。
答案：
(1)1s22s22p63s23p63d104s2 (或[Ar]3d104s2)
(2)1s22s22p63s23p63d74s2(或[Ar]3d74s2)
(3)3d104s24p2　2　
(4)1s22s22p63s23p63d84s2(或[Ar]3d84s2)　2
(5)1s22s22p63s23p63d104s24p3(或[Ar]3d104s24p3)
考点二　元素周期表
1．元素周期表的结构
(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。
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
(2)编排原则
(3)结构
元素周期表
注意
①ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素。
②元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族。
③所含元素种类最多的族为ⅢB族(含有锕系、镧系)，共有32种元素。
④最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。
2．原子结构与周期的关系
(1)原子结构与周期的关系
周 期 能层数 每周期第一个元素 每周期最后一个元素
基态原子的简化电子排布式 原子序数 基态原子的电子排布式 原子序数
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 1s22s22p63s23p63d10 4s24p64d105s25p6
六 6 55 [Xe]6s1 86 1s22s22p63s23p63d104s24p6 4d104f145s25p65d106s26p6
(2)每族元素的价层电子排布特点
①主族
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA
排布特点 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2
主族 ⅤA ⅥA ⅦA
排布特点 ns2np3 ns2np4 ns2np5
②0族：He为1s2；其他ns2np6。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。
3．元素周期表中的分区
(1)按元素种类分区
①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
③分界线附近元素的性质：既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。
(2)按核外电子排布分区
各区元素化学性质及价层电子的排布特点
分区 元素分布 价层电子排布 元素性质特点
s区 ⅠA、ⅡA族 ns1～2 除氢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 ns2np1～6(除He外) 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(除钯外) 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
4．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
(3)用于工农业生产
地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系对探矿、研制新品种的农药等有指导意义。
小结
(1)元素周期表中元素原子序数的序差规律
①同周期ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数之差有以下三种情况：第二、三周期(短周期)相差1，第四、五周期相差11，第六、七周期相差25。
②相邻周期，同一主族元素的原子序数可能相差2、8、18、32。若A、B是同主族相邻周期元素，A、B所在周期分别有m和n种元素(如图所示)。当A、B在ⅠA或ⅡA族时，y＝x＋m。A、B在ⅢA～0族时，y＝x＋n。
(2)由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中位置
原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ。若ΔZ<0，则与稀有气体元素同周期，族序数为8－|ΔZ|；若ΔZ>0，则在稀有气体元素下一周期，族序数为ΔZ。
【典例1】某元素原子价层电子排布式为3d54s2，其应在(　　)
A．第四周期ⅡA族 B．第四周期ⅡB族 C．第四周期ⅦA族 D．第四周期ⅦB族
答案：D
解析：
价层电子排布式为3d54s2，则该原子核外电子排布式为[Ar]3d54s2，其质子数为25，为Mn元素，则25－2－8－8＝7，处于第四周期第7列，故处于周期表中第四周期ⅦB族。
【典例2】(2021·南京月考)如图A、B、C、D、E是长式元素周期表中的5种元素(不包括镧系和锕系)。下列说法不正确的是(　　)
A．A、E原子序数之差可能为2
B．D、E原子序数之差可能是8、18或32
C．B、C原子序数之差一定是2
D．B、D原子序数之差不可能是7
答案：A
解析：
由题给5种元素的位置关系可以看出，A不是第一周期元素。因为A若为氢元素，则其位于最左边一族，就不会有B；A若为氦元素，则其位于最右边一族，那么就不会有C。既然A不是氢元素或氦元素，则A、E原子序数之差不可能为2，A错误；由表中位置关系可知D、E原子序数之差可能是8、18或32，B正确；又知B、D原子序数之差应大于8，D正确；B、C之间仅隔有E一种元素，故原子序数之差一定为2，C正确。
【典例3】1869年门捷列夫把当时已知的元素根据物理、化学性质进行排列，准确预留了甲、乙两种未知元素的位置，并预测了二者的相对原子质量，部分原始记录如下。
下列说法不正确的是(　　)
A．元素甲比Al的最高价氧化物的水化物的碱性弱
B．原子半径比较：甲>乙>Si
C．元素乙位于现行元素周期表第四周期第ⅣA族
D．推测乙可以用作半导体材料
答案：A
解析：
由元素的相对原子质量可知，甲、乙的相对原子质量均比As小，As位于第四周期第ⅤA族，则C、Si、乙位于第ⅣA族，乙为Ge，B、Al、甲位于第ⅢA族，甲为Ga。A项，甲为Ga，位于现行元素周期表第四周期第ⅢA族，最高价氧化物的水化物的碱性比铝的强，故A错误；B项，电子层数越多，原子半径越大，同周期从左向右原子半径减小，则原子半径：甲>乙>Si，故B正确；C项，乙为Ge，位于现行元素周期表第四周期第ⅣA族，故C正确；D项，乙为Ge，位于金属元素与非金属元素的分界处，可用作半导体材料，故D正确。
考点三　元素周期律及其应用
1．元素周期律
(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。
(2)实质：元素性质的周期性变化是核外电子排布周期性变化的必然结果。
2．原子结构的递变规律与元素性质的递变规律
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大
电子层数 相同 逐渐增多
原子半径 逐渐减小(稀有气体元素除外) 逐渐增大
离子半径 阳离子半径逐渐减小， 阴离子半径逐渐减小， r(阴离子)>r(阳离子) 逐渐增大
性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7 (O、F除外) 负化合价＝－(8－主族序数) (H显－1价) 相同，最高正化合价＝主族序数 (O、F除外)
元素的金属性、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
第一电离能 有逐渐增大的趋势 逐渐减小
电负性 逐渐增强 逐渐减弱
气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
3．元素金属性和非金属性强弱的判断方法
三表 元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强”
金属活动性顺序表：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性逐渐减弱(其中Pb>Sn)
非金属活动性顺序表：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性逐渐减弱
三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属
与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强
与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强
氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越强
还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越强
4．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
①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，总体呈现从左至右增大的变化趋势。
②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
③同种原子：逐级电离能越来越(即I1＜I2＜I3…)。
【注意】第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素都大。
5．电负性
(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。
(2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0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，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐增大，同族元素从上至下，元素的电负性逐渐减小。
6．对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。如：
小结
（1）“三看”法快速判断简单微粒半径的大小
一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
二看核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。
三看核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
（2）元素金属性和非金属性强弱的判断方法
金属性比较 本 质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)
判断方法 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强
⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强
非金属性比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)
判断方法 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强
【典例1】下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2…表示，单位为kJ·mol－1)。下列关于元素R的判断中一定不正确的是(　　)
I1 I2 I3 I4 …
740 1 500 7 700 10 500 …
A.R的最高正价为＋2价
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素
D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
答案：D
解析：
由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差值明显变大，故最外层有两个电子，最高正价为＋2价，位于元素周期表中第ⅡA族，可能为Be或Mg元素，因此A、B正确，D不正确；短周期第ⅡA族(ns2np0)的元素，因p轨道处于全空状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻元素，C正确。
【典例2】如表给出的是8种元素的电负性的值，运用表中数据解答下题：
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.7 2.1 2.3 3.0 0.8
估计钙元素的电负性的取值范围(　　)
A．小于0.8 B．大于1.2
C．在0.8与1.2之间 D．在0.8与1.5之间
答案：C
解析：
同一周期元素从左至右，电负性逐渐增大；同一主族元素从上到下，电负性逐渐减小，钙元素的电负性应小于Mg元素的电负性而大于K元素的电负性，即Ca元素的电负性的取值范围在0.8与1.2之间。
【典例3】(2021·江苏适应性考试)13Al、15P、16S、17Cl是周期表中的短周期主族元素。下列有关说法正确的是(　　)
A．元素Al在周期表中位于第四周期ⅢA族
B．元素P的简单气态氢化物的化学式为PH4
C．第一电离能：I1(Al)D．最高价氧化物的水化物的酸性：H3PO4答案：D
解析：
Al为13号元素，在周期表中位于第三周期ⅢA族，故A错误；P位于第ⅤA族，最低负化合价为－3价，所以简单气态氢化物的化学式为PH3，故B错误；P的3p能级轨道半充满，较稳定，其第一电离能大于相邻元素，即I1(P)>I1(S)，故C错误；非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性：P考点四 元素“位—构—性”关系的相互推断
1．依据原子结构或物质结构推断元素
(1)根据核外电子的排布三大规律推断元素
①最外层电子规律
最外层电子数(N) 3≤N＜8 N＝1或2 N＞次外 层电子数
元素在周期表中的位置 ⅢA族～ⅦA族 第ⅠA族、第ⅡA族、第Ⅷ族、副族、0族元素氦 第二周期(Li、Be)除外
②“阴三、阳四”规律
某元素阴离子最外层电子数与次外层电子数相等，该元素位于第三周期；若为阳离子，则位于第四周期。如S2－、K＋最外层电子数与次外层电子数相等，则S位于第三周期，K位于第四周期。
③“阴上、阳下”规律
电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。如O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋电子层结构相同，则Na、Mg、Al位于O、F的下一周期。
(2)依据物质结构推断元素
突破口是元素的价态。
①常见非金属元素。H、Cl、F：一价，形成一个共价键；O、S：二价，形成两个共价键；N、P：三价，形成三个共价键；C、Si：四价，形成四个共价键。
②常见金属元素。K、Na、Li：形成＋1价阳离子；Ca、Mg：形成＋2价阳离子。
2．依据元素周期表结构片段推断元素
族序数等于周期数的元素 H、Be、Al
族序数等于周期数2倍的元素 C、S
族序数等于周期数3倍的元素 O
周期数是族序数2倍的元素 Li、Ca
周期数是族序数3倍的元素 Na、Ba
最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素 H、C、Si
最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素 S
除H外，原子半径最小的元素 F
3.依据元素及其化合物性质和转化关系推断元素
物质特性 推断元素
形成化合物种类最多的元素或单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素 C
空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素 N
地壳中含量最多的元素或氢化物的沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素 O
最活泼的金属元素或最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素或阳离子的氧化性最弱的元素 Cs
单质最易着火的非金属元素 P
焰色试验呈黄色的元素 Na
焰色试验呈紫色(透过蓝色钴玻璃)的元素 K
单质密度最小的元素 H
单质密度最小的金属元素 Li
常温下单质呈液态的非金属元素 Br
常温下单质呈液态的金属元素 Hg
最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素 Al
元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物发生氧化还原反应的元素 S
常见的一种元素存在几种单质的元素 C、P、O、S
【典例1】(2021·湖北适应性考试)短周期元素W、X、Y和Z的原子序数依次增大。W是宇宙中最丰富的元素，W2X是维持生命过程的必需物质，WY可用于玻璃的刻蚀，ZX2是酸雨的主要形成原因之一，室温下化合物ZY4是气体。下列说法错误的是(　　)
A．Y的第一电离能在四种元素中最大
B．W2X和ZX2的中心原子分别为sp3和sp2杂化
C．W2X沸点高于W2Z的沸点
D．ZY4分子中原子均为8电子结构
答案：D
解析：
W是宇宙中最丰富的元素，则W是H元素；W2X是维持生命过程的必需物质，则X为O元素；W元素可用于玻璃的刻蚀，则WY为HF，Y为F元素；ZX2是酸雨的主要形成原因之一，且Z的原子序数比Y大，则Z为S元素；综上所述，W、X、Y和Z分别为H元素、O元素、F元素、S元素，据此解答。一般规律：元素的非金属性越强，第一电离能越大，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻元素大，因此F元素的第一电离能在四种元素中最大，A正确；H2O中O的价层电子对数为2＋＝4，SO2中S的价层电子对数为2＋＝3，因此H2O和SO2的中心原子分别为sp3和sp2杂化，B正确；O和S属于同主族元素，但H2O分子间存在氢键，而H2S分子间不存在氢键，因此H2O的沸点高于H2S的沸点，C正确；SF4中，S的最外层电子数为10，D错误。
【典例2】(2021·广东适应性考试)2019年诺贝尔化学奖颁给研究锂电池的科学家，一种用作锂电池电解液的锂盐结构如图所示。其中， X位于第三周期，X原子的电子数为Z原子的两倍，W、Z、Y位于同一周期。下列叙述正确的是(　　)
A．原子半径： X>Z>W
B．非金属性： X>Z>W
C．Y的氢化物可用于刻蚀玻璃
D．X的氧化物对应的水化物均为强酸
答案：C
解析：
据图可知X可以形成6个共价键，X原子的电子数为Z原子的两倍，则原子序数为偶数，且位于第三周期，所以为S元素，则Z为O元素；W、Z、Y位于同一周期，Y可以形成一个共价键，则Y为F元素，整个离子带一个单位负电荷，则W为N元素。电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同，核电荷数越小原子半径越大，所以原子半径：S>N>O，即X>W>Z，故A错误；同周期元素自左至右非金属性增强，同主族元素自上而下非金属性减弱，所以非金属性：O>N>S，即Z>W>X，故B错误；Y为F元素，其氢化物为HF，可以与SiO2反应从而刻蚀玻璃，故C正确；X为S元素，其＋4价氧化物对应的水化物H2SO3为弱酸，故D错误。
【典例3】(2022·济南模拟)已知X、Y、Z是三种原子序数依次增大的短周期元素。甲、乙、丙分别是三种元素形成的单质，A、B、C、D分别是由三种元素中的两种形成的化合物，且A与C中均含有10个电子。它们之间转化关系如下图所示。下列说法正确的是(　　)
A．原子半径：Z>Y>X
B．X与Y形成的化合物只含极性键
C．Y有多种同素异形体，且均具有高熔点、高沸点、硬度大的性质
D．气态氢化物的稳定性：A答案：D
解析：
由以上分析可知X为H元素，Y为C元素，Z为O元素，A为CH4，丙为O2，B为CO2，C为H2O，乙为C，D为CO，甲为H2。A项，由以上分析可知X为H元素，Y为C元素，Z为O元素，同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，不同周期的元素，原子核外电子层数越多，原子半径越大，所以原子半径：Y>Z>X，错误；B项，X为H元素，Y为C元素，二者形成的化合物，如CH4只含极性键，C2H6、C2H4等既含极性键，也含有非极性键，错误；C项，Y为C元素，C元素有多种同素异形体，其中金刚石具有高熔点、高沸点、硬度大的性质，而石墨则质地软，错误；D项，A是CH4，C是H2O，元素的非金属性：O>C，元素的非金属性越强，其最简单的氢化物的稳定性就越强，所以气态氢化物的稳定性：A一、选择题
1．（2021·天津·高考真题）下列化学用语表达正确的是（ ）
A．F-的离子结构示意图：
B．基态碳原子的轨道表示式：
C．丙炔的键线式：
D．H2O分子的球棍模型：
答案：D
解析：A．F-最外层有8个电子，离子结构示意图：，故A错误；
B．基态碳原子的轨道表示式：，故B错误；
C．丙炔的三个碳原子在一条线上，故C错误；
D．H2O分子的空间构型为V型，所以球棍模型为：，故D正确；
故选D。
2．（2022·海南·高考真题）钠和钾是两种常见金属，下列说法正确的是（ ）
A．钠元素的第一电离能大于钾 B．基态钾原子价层电子轨道表示式为
C．钾能置换出NaCl溶液中的钠 D．钠元素与钾元素的原子序数相差18
答案：A
解析：A．同一主族元素的第一电离能从上到下依次减小，金属性越强的元素，其第一电离能越小，因此，钠元素的第一电离能大于钾，A说法正确；
B．基态钾原子价层电子为4s1，其轨道表示式为，B说法不正确；
C．钾和钠均能与水发生置换反应，因此，钾不能置换出 NaC1溶液中的钠，C说法不正确；
D．钠元素与钾元素的原子序数分别为11和19，两者相差8，D说法不正确；
综上所述，本题选A。
3．（2021·辽宁·高考真题）下列化学用语使用正确的是（ ）
A．基态C原子价电子排布图： B．结构示意图：
C．形成过程： D．质量数为2的氢核素：
答案：D
解析：A．基态C原子价电子排布图为： ，A错误；
B．结构示意图为：，B错误；
C．形成过程为：，C错误；
D．质量数为2的氢核素为：，D正确；
故选D。
4．（2022·北京·高考真题）下列化学用语或图示表达不正确的是（ ）
A．乙炔的结构简式：
B．顺丁烯的分子结构模型：
C．基态原子的价层电子的轨道表示式：
D．的电子式：
答案：C
解析：A．乙炔中含有碳碳三键，其结构简式为，A项正确；
B．顺丁烯中两个甲基位于双键同侧，其结构模型为，B项正确；
C．基态原子的价层电子排布式为3s23p2，其轨道表示式为，C项错误；
D．是离子化合物，其电子式为，D项正确；
答案选C。
5．（2022·江苏·高考真题）工业上电解熔融和冰晶石的混合物可制得铝。下列说法正确的是（ ）
A．半径大小： B．电负性大小：
C．电离能大小： D．碱性强弱：
答案：A
解析：A．核外电子数相同时，核电荷数越大半径越小，故半径大小为，故A正确；
B．同周期元素核电荷数越大电负性越大，故，故B错误；
C．同周期从左往右第一电离能呈增大趋势，同主族从上往下第一电离能呈减小趋势，故电离能大小为，故C错误；
D．元素金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故碱性强弱为，故D错误；
故选A。
6．（2022·辽宁·高考真题）短周期元素X、Y、Z、W、Q原子序数依次增大。基态X、Z、Q原子均有两个单电子，W简单离子在同周期离子中半径最小，Q与Z同主族。下列说法错误的是（ ）
A．X能与多种元素形成共价键 B．简单氢化物沸点：
C．第一电离能： D．电负性：
答案：B
解析：短周期元素X、Y、Z、W、Q原子序数依次增大，W简单离子在同周期离子中半径最小，说明W为第三周期元素Al。短周期元素的基态原子中有两个单电子，可分类讨论：①为第二周期元素时，最外层电子排布为2s22p2或2s22p4，即C或O；②为第三周期元素时，最外层电子排布为3s23p2或3s23p4，即Si或S。Q与Z同主族，结合原子序数大小关系可知，则X、Z、Q分别为C、O和S，则Y为N。
A．X为C，能与多种元素(H、O、N、P、S等)形成共价键，A正确；
B．Z和Q形成的简单氢化物为H2O和H2S，由于H2O分子间能形成氢键，故H2O沸点高于H2S，B错误；
C．Y为N，Z为O，N的最外层p轨道电子为半充满结构，比较稳定，故其第一电离能比O大，C正确；
D．W为Al，Z为O，O的电负性更大，D正确；
故选B。
7．（2021·湖北·高考真题）金属Na溶解于液氨中形成氨合钠离子和氨合电子，向该溶液中加入穴醚类配体L，得到首个含碱金属阴离子的金黄色化合物[NaL]+Na-。下列说法错误的是（ ）
A．Na-的半径比F-的大 B．Na-的还原性比Na的强
C．Na-的第一电离能比H-的大 D．该事实说明Na也可表现出非金属性
答案：C
解析：A．核外有3个电子层、核外有2个电子层，故的半径比的大，A项正确；
B．的半径比Na的大，中原子核对最外层电子的引力小，易失电子，故的还原性比Na的强，B项正确；
C．的1s上有2个电子，为全充满稳定结构，不易失去电子，故的第一电离能比的小，C项错误；
D．该事实说明Na可以形成，得电子表现出非金属性，D项正确。
故选C。
8．（2021·辽宁·高考真题）某多孔储氢材料前驱体结构如图，M、W、X、Y、Z五种元素原子序数依次增大，基态Z原子的电子填充了3个能级，其中有2个未成对电子。下列说法正确的是（ ）
A．氢化物沸点： B．原子半径：
C．第一电离能： D．阴、阳离子中均有配位键
答案：D
解析：由题干信息可知，基态Z原子的电子填充了3个能级，其中有2个未成对电子，故Z为C或者O，根据多孔储氢材料前驱体结构图可知Y周围形成了4个单键，再结合信息M、W、X、Y、Z五种元素原子序数依次增大，故Y为N，故Z为O，M只形成一个单键，M为H，X为C，则W为B，据此分析解题。
A．由分析可知，X、Y的氢化物分别为：CH4和NH3，由于NH3存在分子间氢键，故氢化物沸点：，A错误；
B．根据同一周期从左往右主族元素的原子半径依次减小，同一主族从上往下依次增大，故原子半径：，B错误；
C．根据同一周期从左往右元素的第一电离能呈增大趋势，IIA与IIIA，VA与VIA反常，故第一电离能：，C错误；
D．由于阳离子中的Y原子是N原子，形成了类似于铵根离子的阳离子，故存在配位键，阴离子中的W为B，最外层上只有3个电子，能形成3个共价键，现在形成了4个共价键，故还有一个配位键，D正确；
故答案为：D。
二、填空题
9．（2022·河北·高考真题）含及S的四元半导体化合物(简写为)，是一种低价、无污染的绿色环保型光伏材料，可应用于薄膜太阳能电池领域。回答下列问题：
(1)基态S原子的价电子中，两种自旋状态的电子数之比为_______。
(2)Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是_______，原因是_________________。
(3)的几何构型为____________，其中心离子杂化方式为_______。
(4)将含有未成对电子的物质置于外磁场中，会使磁场强度增大，称其为顺磁性物质，下列物质中，属于顺磁性物质的是_______(填标号)。
A． B． C． D．
(5)如图是硫的四种含氧酸根的结构：
根据组成和结构推断，能在酸性溶液中将转化为的是_______(填标号)。理由是___________________________。
答案：(1)1：2或2：1
(2) Cu Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1电子，Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2电子，3d10电子处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大
(3) 三角锥形
sp3杂化
(4)B
(5) D D中含有-1价的O，易被还原，具有强氧化性，能将Mn2+转化为MnO
解析：(1)基态S的价电子排布是3s23p4，根据基态原子电子排布规则，两种自旋状态的电子数之比为：1：2或2：1；
(2)Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1电子，Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2电子，3d10电子处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大；
(3)Sn是ⅣA族元素，SnCl的中心离子Sn2+价层电子对数为3+，有1对孤电子对，中心离子是sp3杂化，SnCl的几何构型是三角锥形；
(4)根据题意，具有顺磁性物质含有未成对电子。A.[Cu(NH3)2]Cl各原子核外电子均已成对，不符合题意；B.[Cu(NH3)4]SO4中的Cu2+外围电子排布是3d9，有未成对电子，符合题意；C.[Zn(NH3)4]SO4各原子核外电子均已成对，不符合题意；D.Na2[Zn(OH)] 各原子核外电子均已成对，不符合题意；故答案选B。
(5)Mn2+转化为MnO需要氧化剂，且氧化性比MnO的强，由SO2使KMnO4溶液褪色可知H2SO4的氧化性弱于MnO，故A不符合；B、C中的S化合价比H2SO4低，氧化性更弱，故B、C均不符合；D中含有-1价的O，易被还原，具有强氧化性，能将Mn2+转化为MnO，故D符合。
10．（2021·福建·高考真题）类石墨相氮化碳()作为一种新型光催化材料，在光解水产氢等领域具有广阔的应用前景，研究表明，非金属掺杂(O、S等)能提高其光催化活性。具有和石墨相似的层状结构，其中一种二维平面结构如下图所示。
回答下列问题：
(1)基态C原子的成对电子数与未成对电子数之比为_______。
(2)N、O、S的第一电离能()大小为，原因是______________________。
(3)晶体中存在的微粒间作用力有____________(填标号)。
a.非极性键 b.金属键 c.π键 d.范德华力
(4)中，C原子的杂化轨道类型_______，N原子的配位数为_______。
(5)每个基本结构单元(图中实线圈部分)中两个N原子(图中虚线圈所示)被O原子代替，形成O掺杂的。的化学式为____________。
答案：(1)2∶1
(2)N原子轨道半充满，比相邻的O原子更稳定，更难失电子；O，S同主族，S原子半径大于O原子，更易失去电子
(3)cd
(4) 杂化 2，3
(5)
解析：（1）基态C原子的核外电子排布式是1s22s22p2，成对电子数为4，未成对电子数为2，其比值为2∶1。
（2）N、O、S的第一电离能()大小为，原因是相同电子层数的原子，N原子的核外电子排布式是1s22s22p3，p轨道处在半满状态，比较稳定，原子核对核外电子的束缚作用较强，较难失去第一个电子，第一电离能N大于O；O和S是同一主族元素，O原子的半径较小，原子核对核外电子的束缚作用较强，较难失去第一个电子，第一电离能O大于S；故第一电离能()大小为。
（3）根据题意，晶体具有和石墨相似的层状结构，结合二维平面结构图，判断其存在的微粒间作用力有极性键、π键和范德华力，故答案选cd。
（4）中，结合二维平面结构图得知，C原子与N原子形成三个σ键，层内存在大п键的，不存在孤电子对，故C原子的杂化轨道类型为杂化；
根据二维平面结构图得知，N原子的成键有连两个C原子和连三个C原子的两种情况，故N原子的配位数为2、3两种。
（5）从基本结构单元分析得知，N原子的成键有连两个C原子和连三个C原子的两种情况，连两个C原子的N原子完全属于该基本结构单元，连三个C原子的N原子处在中心的完全属于该基本结构单元，处在“顶点”上的属于三个基本结构单元，故一个基本结构单元含有6个C原子和个N原子；将图中虚线圈所示的N原子用O原子代替，则O原子完全属于该基本结构单元，故该基本结构单元含有6个C原子、6个N原子、2个O原子，则形成O掺杂的的化学式为。
一、单选题
1．（2022·浙江宁波·一模）下列表示不正确的是（ ）
A．氯化钙的电子式：
B．基态Cr原子的价层电子轨道表示式：
C．苯酚的分子结构模型：
D．Cl－Cl的p－pσ键电子云图形：
答案：B
解析：A．氯化钙属于离子化合物，电子式为 ，A正确；
B．Cr元素原子序数是24，价层电子轨道为4s13d5，其电子轨道表示式为： ，B错误；
C．苯酚分子式C6H5OH，结构模型图符合苯酚的结构，C正确；
D．两个p轨道“头碰头”重叠形成p-pσ键，形成轴对称的电子云图形，D正确；
故选B。
2．（2022·广东韶关·模拟预测）短周期元素W、X、Y、Z在元素周期表中的相对位置如图所示，其中W的气态氢化物与其最高价氧化物对应的水化物能发生反应，下列说法正确的是（ ）
W X
Y Z
A．原子半径大小：Z>Y>X
B．简单氢化物的稳定性：X＜Y
C．Z的最高价氧化物对应的水化物为强酸
D．基态X原子的轨道表示式为
答案：C
解析：W的气态氢化物与其最高价氧化物对应的水化物能发生反应，可知W是N元素；再根据各元素的相对位置，可推知X为O元素，Y为S元素，Z为Cl元素，以此作答。
A．同周期从左至右，原子半径逐渐减小，则Y的半径大于Z的半径，A错误；
B．同主族从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，简单氢化物的稳定性逐渐减弱，则简单氢化物的稳定性：X＞Y，B错误；
C．Z为Cl元素，其最高价氧化物对应的水化物是HClO4，为强酸，C正确；
D．X为O元素，其基态原子的轨道表示式为，D错误；
故选C。
3．（2022·湖南·新宁崀山实验学校三模）F2、Ne、Ar、Kr(氪，第四周期)、Xe(氙，第五周期)是半导体行业光刻气的主要原料，其中F2和Xe在高温下可以化合生成XeF2。下列说法错误的是（ ）
A．Xe的价电子排布为
B．氧化性：F2>XeF2
C．Xe的原子序数比Kr大18
D．第一电离能：Xe答案：A
解析：A．Xe的价电子应是最外层的电子数，即价电子排布式为5s25p6，A错误；
B．根据氧化还原反应规律，氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，因此F2的氧化性强于XeF2，B正确；
C．Xe位于第五周期，Kr位于第四周期，因此两者原子序数相差的数值是Xe所在周期的元素种类，即18，C正确；
D．同族从上到下，原子半径增大，对最外层电子吸引能力减弱，因此第一电离能大小顺序是Xe＜Kr＜Ar＜Ne，F2与Xe在高温下可以化合，Xe第一电离能小于Kr，因此F2与Kr化合更困难，D正确。
故选A。
4．（2022·湖北·模拟预测）1934年，约里奥·居里夫妇用α粒子(即氦核He)轰击某金属原子X得到Y，具有放射性，可衰变为，。基态Y原子3p能级半充满。下列说法错误的是（ ）
A．X原子核内中子数与质子数之比为14∶13
B．X和Y的氧化物分别为碱性氧化物、酸性氧化物
C．第一电离能：XD．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>Q
答案：B
解析：基态Y原子3p能级半充满，故Y为P，故Z=13，A=27，故X为Al；Q的原子序数为14，Q为Si；A．X为Al，质子数为13，中子数为27-13=14，X原子核内中子数与质子数之比为14∶13，A正确；
B．X的氧化物为Al2O3，是两性氧化物；Y的氧化物为P2O3和P2O5，均为酸性氧化物，B错误；
C．三种元素均位于第三周期，从左往右第一电离能呈现增大趋势，P的价层电子排布为半满结构，第一电离能最大，故AlD．Y和Q最高价氧化物对应水化物分别为：H3PO4和H2SiO3，磷酸酸性强于硅酸 ，D正确；
故选B。
5．（2022·浙江·模拟预测）下列物质对应的化学用语正确的是
A．氯化钾的分子式： B．过氧化氢的电子式：
C．的最外层电子排布式： D．的VSEPR模型：
答案：D
解析：A．氯化钾是离子化合物，没有分子式，是化学式，A项错误；
B．过氧化氢是共价化合物，不需要中括号，B项错误；
C．的最外层电子排布式：，C项错误；
D．的中心原子上的孤电子对数是，价层电子对数是3，VSEPR模型是平面三角形，D项正确；
故答案选D。
6．（2022·浙江·一模）亚铁氰化铁又名普鲁士蓝，化学式为，是一种配位化合物，可以用来上釉、用作油画染料等。下列有关普鲁士蓝构成微粒的符号表征正确的是（ ）
A．基态的价电子排布图为
B．氮原子的结构示意图为
C．的电子式为
D．阴离子的结构式为
答案：B
解析：A．基态Fe2+的价电子排布图为，A项错误；
B．氮原子结构示意图：，B项正确；
C．CN-的电子式为，C项错误；
D．配位键箭头指向错误，D项错误；
故选B。
7．（2022·广东广州·模拟预测）短周期元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，它们组成一种团簇分子，结构如图所示。X、M的族序数均等于周期序数，Y原子核外最外层电子数为6，下列说法正确的是（ ）
A．简单离子半径：Z>M>Y
B．第一电离能：Y>M>Z
C．工业上常用电解熔融物ZY制取Z单质
D．Z为镁元素
答案：D
解析：短周期元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，X、M的族序数均等于周期序数，Y原子核外最外层电子数为6，则X是H，M是Al，Y是O，根据团簇分子结构发现Z的原子半径大于M，大于Y，所以Z元素应该和M同周期，再结合团簇分子发现，H原子2个，O原子6个，Al原子2个，Z原子2个，根据化合物化合价总和推断出Z元素是Mg。
A．电子层结构相同时，核电荷数越大半径越小，则简单离子半径：Y>Z>M，A错误；
B．非金属元素第一电离能通常大于金属元素第一电离能，Mg最外层电子排布式为3s2全满而稳定，第一电离能比Al大，即第一电离能Y>Z>M，B错误；
C．MgCl2熔点远低于MgO，为节约能耗用电解熔融MgCl2制取Mg单质，C错误；
D．据分析知，Z为镁元素，D正确；
故选D。
二、填空题
8．（2022·上海市行知中学模拟预测）氮元素和氯元素在自然界广泛存在，请回答下列问题：
(1)氮元素原子核外有_______个未成对电子，有_______种能量不同的电子。
(2)氯元素在周期表中的位置是_______，其原子最外层电子排布式为___________。
(3)氮和磷是同主族元素，下列能说明二者非金属性相对强弱的是_______(填编号)。
a．比稳定性强
b．氮气性质很稳定，而磷较活泼，可在空气中燃烧。
c．硝酸显强氧化性，磷酸不显强氧化性
d．氮气常温是气体，磷单质是固体
(4)已知，氯胺熔点-66℃，熔点340℃，氯胺中所有原子最外层均满足饱和结构，则其电子式为_______；从物质结构的角度解释两者熔点相差较大的原因___________________。
(5)比HClO稳定性高，易水解，因水解后能产生可杀菌消毒的物质而成为饮用水的缓释消毒剂，发生水解的化学方程式为___________________。
(6)实验室常用排饱和食盐水的方法收集氯气，请用平衡移动原理解释用饱和食盐水而不用水的原因：___________________________________________。
答案：(1) 3 3
(2) 第三周期ⅦA族 3s23p5
(3)A
(4) NH2Cl为分子晶体，NH4Cl为离子晶体，离子晶体的熔沸点高于分子晶体的熔沸点
(5)NH2Cl+H2ONH3+HClO
(6)氯气在水中存在如下平衡Cl2+H2OH++Cl—+HClO，将氯气通入饱和食盐水中，溶液中氯离子浓度大，使化学平衡逆向移动，抑制氯气与水的反应
解析：（1）氮元素的原子序数为7，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p3，2p能级上有3个单电子，则原子核外有3个未成对电子；同一能级上电子能量相同，则氮原子中有3种能量不同的电子；
（2）氯元素的原子序数为17，位于元素周期表第三周期ⅦA族，基态原子的最外层电子排布式为3s23p5；
（3）a．元素的非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强，氨分子比磷化氢稳定性强，则非金属性N＞P，故正确；
b．氮气性质很稳定，而磷较活泼，可在空气中燃烧，这与分子中的键能有关，与非金属性强弱无关，故错误；
c．元素的非金属性越强，最高价氧化物对应水化物酸性越强，但非金属强弱与最高价氧化物对应水化物的氧化性无关，故错误；
d．非金属性强弱与非金属单质的状态无关，故错误；
故选a；
（4）由氯胺中所有原子最外层均满足饱和结构可知，氯胺分子的电子式为；由于氯胺为分子晶体，而氯化铵为离子晶体，离子晶体的熔沸点一般高于分子晶体，所以两者熔点相差较大；NH2Cl为分子晶体，NH4Cl为离子晶体，离子晶体的熔沸点高于分子晶体的熔沸点；
（5）由题意可知，氯胺在水中部分发生水解反应生成氨气和次氯酸，反应的化学方程式为NH2Cl+H2ONH3+HClO；
（6）氯气在水中存在如下平衡Cl2+H2OH++Cl—+HClO，将氯气通入饱和食盐水中，溶液中氯离子浓度大，使化学平衡逆向移动，抑制氯气与水的反应，所以实验室常用排饱和食盐水的方法收集氯气。
9．（2022·浙江·模拟预测）回答下列问题
(1)①如图所示，该有机物中σ键个数：π键个数=_______。
②比较、、的第一电离能的大小：_______。(从大到小排序)
(2)石墨晶体中层与层之间的作用力是___________，该晶体每个C原子的杂化方式是___________。
(3)氟化氢分子中的氢键如图所示，请定量解释水的沸点高于氟化氢熔沸点的原因：___________________。
(4)如图为金属Mg的晶胞结构，六棱柱底边的边长为x pm，高为y pm，阿伏伽德罗常数的值为，则金属Mg的密度为_______。(已知)
答案：(1) 15∶4 Zn>Cu>Ga
(2) 范德华力(分子间作用力)
(3)物质的量相等的分子中的氢键数目大于HF分子中的氢键数目，所以分子沸点高于HF
(4)
解析：（1）①由键线式可知，有机物分子中单键为σ键，双键中含有1个σ键和1个π键，三键中含有1个σ键和2个π键，则σ键和π键的个数比为15∶4，故答案为：15∶4；
②锌原子的4s轨道为稳定的全充满结构，第一电离能大于铜元素，铜原子的4s轨道为稳定的半充满结构，第一电离能大于镓元素，则第一电离能由大到小的顺序为Zn>Cu>Ga，故答案为：Zn>Cu>Ga；
（2）石墨晶体为混合型晶体，晶体中层与层之间的作用力是范德华力(分子间作用力)，层内碳原子的杂化方式为sp2杂化，故答案为：范德华力(分子间作用力)；sp2；
（3）由图可知，氟化氢分子间形成2个氢键，而水分子间能形成4个氢键，所以等物质的量的水分子形成的氢键数目多于氟化氢，分子间的作用力大于氟化氢，沸点高于氟化氢，故答案为：物质的量相等的H2O分子中的氢键数目大于HF分子中的氢键数目，所以H2O分子沸点高于HF；
（4）由晶胞的结构可知，晶胞中位于顶点、面心和体内的镁原子的个数为8×+2×+3=6，晶胞的体积为6××10—30cm3，设晶体的密度为dg/cm3，由晶胞的质量公式可得：=6××10—30d，解得d=，故答案为：。
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第33讲 原子的结构与性质（原卷版）
1．能结合能量最低原理、泡利原理、洪特规则书写1～36 号元素基态原子的核外电子排布式和轨道表示式。
2．掌握元素电离能、电负性。
3．能从原子价电子数目和价电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。
考点一　原子核外电子排布
1．能层与能级的关系
(1)能层：
原子核外电子是分层排布的，根据电子的能量不同，可将核外电子分成不同的能层。能层用n表示。n值越大，能量越高。
(2)能级：
①在多电子原子中，同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级。
②能级用相应能层的序数和字母s、p、d、f组合在一起来表示，如n能层的能级按能量由低到高的顺序排列为ns、np、nd、nf等。
③能层序数等于该能层所包含的能级数，如第三能层有3s、3p、3d能级。
④s、p、d、f能级可容纳的电子数为1、3、5、7的二倍。
(3)能层、能级与其容纳的最多电子数之间的关系
能层 一 二 三 四 …
符号 K L M N …
能级 …
最多电子数 …
…
电子离核远近 近→远
电子能量高低 低→高
2．原子状态与原子光谱
(1)原子状态
①基态原子：处于最低能量状态的原子。
②激发态原子：基态原子吸收能量后，电子跃迁到较高能级，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吸收或释放不同的光，利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。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
3．基态原子的核外电子排布
(1)排布规律
①每个电子层最多能容纳2n2个电子(n代表电子层数)。
②最外层电子数最多不超过8个。
③次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过32个。
(2)遵循原则
能量最低原理 在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低
泡利原理 在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反
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，而且自旋状态相同
(3)填充顺序——构造原理
随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按如图所示的能级顺序填充的，填满一个能级再填一个新能级。
小结：“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、泡利不相容原理，若违背其一，则原子能量不处于最低状态。
在写基态原子的轨道表示式时，常出现以下错误：
(2)半充满、全充满状态的原子结构稳定，即ns2、np3、np6等是相对稳定结构状态。如
Cr：[Ar]3d54s1、Mn：[Ar]3d54s2、Cu：[Ar]3d104s1、Zn：[Ar]3d104s2。
(3)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写时，仍把(n－1)d放在ns前。
(4)表示方法
表示方法 以硫原子为例
原子结构示意图
电子排布式 1s22s22p63s23p4
简化电子排布式 [Ne]3s23p4
电子排布图 （轨道表示式）
价电子排布式 3s23p4
小结：电子排布式的书写方法
1．原子的电子排布式
(1)简单原子：按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。如14Si：1s22s22p6 3s23p2。
(2)复杂原子：先按构造原理从低到高排列，然后将同能层的能级移到一起。如26Fe：先排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一能层的能级排到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。
2．离子的电子排布式
(1)判断该原子变成离子时会得到或失去多少个电子。
(2)原子失去电子时，总是从能量高的能级失去电子，即失去电子的顺序是由外向里。一般来说，主族元素只失去它们的最外层电子，而副族和第Ⅷ族元素可能还会进一步向里失去内层电子。
(3)原子得到电子而形成阴离子，则得到的电子填充在最外一个能层的某一个能级上。
3．简化电子排布式
如K：1s22s22p63s23p64s1，其简化电子排布式可表示为[Ar]4s1，其中[Ar]代表Ar的核外电子排布式，即1s22s22p63s23p6。
4．价层电子排布式
如K：1s22s22p63s23p64s1，其价层电子排布式可表示为4s1。
5．电子云和原子轨道
(1)电子云：
电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。小黑点越密，表示概率密度越大。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)原子轨道——电子云轮廓图：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。
能级符号 电子云形状 空间延伸方向
s 球形 1种
p 哑铃形 3种(相互垂直，分别相对于x、y、z轴对称)
d / 5
f / 7
(3)轨道能量
①同能层的不同能级能量s②不同能层相同能级的能量1s<2s<3s……，2p<3p<4p……，半径随能层增大而增大。
③同能层同能级不同轨道能量相同2px＝2py＝2pz。
【典例1】“原子”原意是“不可再分”的意思。20世纪初，人们才认识到原子不是最小的粒子。从电子层模型分析，Ca原子核外N能层中运动的电子数为(　　)
A．8 B．2 C．18 D．10
【典例2】某元素基态原子 4s 轨道上有 1 个电子，则该基态原子价层电子排布不可能是(　　)
A．3p64s1 B．4s1 C．3d54s1 D．3d104s1
【典例3】
(1)(经典高考)Zn原子核外电子排布式为________________________________。
(2)(经典高考)Co基态原子核外电子排布式为________。
(3)(经典高考)基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]______________________，有________个未成对电子。
(4)(经典高考)镍元素基态原子的电子排布式为_______________，3d能级上的未成对电子数为________。
(5)(经典高考)写出基态As原子的核外电子排布式：_________________。
考点二　元素周期表
1．元素周期表的结构
(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。
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
(2)编排原则
(3)结构
元素周期表
注意
①ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素。
②元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族。
③所含元素种类最多的族为ⅢB族(含有锕系、镧系)，共有32种元素。
④最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。
2．原子结构与周期的关系
(1)原子结构与周期的关系
周 期 能层数 每周期第一个元素 每周期最后一个元素
基态原子的简化电子排布式 原子序数 基态原子的电子排布式 原子序数
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 1s22s22p63s23p63d10 4s24p64d105s25p6
六 6 55 [Xe]6s1 86 1s22s22p63s23p63d104s24p6 4d104f145s25p65d106s26p6
(2)每族元素的价层电子排布特点
①主族
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA
排布特点 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2
主族 ⅤA ⅥA ⅦA
排布特点 ns2np3 ns2np4 ns2np5
②0族：He为1s2；其他ns2np6。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。
3．元素周期表中的分区
(1)按元素种类分区
①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
③分界线附近元素的性质：既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。
(2)按核外电子排布分区
各区元素化学性质及价层电子的排布特点
分区 元素分布 价层电子排布 元素性质特点
s区 ⅠA、ⅡA族 ns1～2 除氢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 ns2np1～6(除He外) 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(除钯外) 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
4．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
(3)用于工农业生产
地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系对探矿、研制新品种的农药等有指导意义。
小结
(1)元素周期表中元素原子序数的序差规律
①同周期ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数之差有以下三种情况：第二、三周期(短周期)相差1，第四、五周期相差11，第六、七周期相差25。
②相邻周期，同一主族元素的原子序数可能相差2、8、18、32。若A、B是同主族相邻周期元素，A、B所在周期分别有m和n种元素(如图所示)。当A、B在ⅠA或ⅡA族时，y＝x＋m。A、B在ⅢA～0族时，y＝x＋n。
(2)由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中位置
原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ。若ΔZ<0，则与稀有气体元素同周期，族序数为8－|ΔZ|；若ΔZ>0，则在稀有气体元素下一周期，族序数为ΔZ。
【典例1】某元素原子价层电子排布式为3d54s2，其应在(　　)
A．第四周期ⅡA族 B．第四周期ⅡB族 C．第四周期ⅦA族 D．第四周期ⅦB族
【典例2】(2021·南京月考)如图A、B、C、D、E是长式元素周期表中的5种元素(不包括镧系和锕系)。下列说法不正确的是(　　)
A．A、E原子序数之差可能为2
B．D、E原子序数之差可能是8、18或32
C．B、C原子序数之差一定是2
D．B、D原子序数之差不可能是7
【典例3】1869年门捷列夫把当时已知的元素根据物理、化学性质进行排列，准确预留了甲、乙两种未知元素的位置，并预测了二者的相对原子质量，部分原始记录如下。
下列说法不正确的是(　　)
A．元素甲比Al的最高价氧化物的水化物的碱性弱
B．原子半径比较：甲>乙>Si
C．元素乙位于现行元素周期表第四周期第ⅣA族
D．推测乙可以用作半导体材料
考点三　元素周期律及其应用
1．元素周期律
(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。
(2)实质：元素性质的周期性变化是核外电子排布周期性变化的必然结果。
2．原子结构的递变规律与元素性质的递变规律
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大
电子层数 相同 逐渐增多
原子半径 逐渐减小(稀有气体元素除外) 逐渐增大
离子半径 阳离子半径逐渐减小， 阴离子半径逐渐减小， r(阴离子)>r(阳离子) 逐渐增大
性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7 (O、F除外) 负化合价＝－(8－主族序数) (H显－1价) 相同，最高正化合价＝主族序数 (O、F除外)
元素的金属性、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
第一电离能 有逐渐增大的趋势 逐渐减小
电负性 逐渐增强 逐渐减弱
气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
3．元素金属性和非金属性强弱的判断方法
三表 元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强”
金属活动性顺序表：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性逐渐减弱(其中Pb>Sn)
非金属活动性顺序表：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性逐渐减弱
三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属
与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强
与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强
氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越强
还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越强
4．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
①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，总体呈现从左至右增大的变化趋势。
②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
③同种原子：逐级电离能越来越(即I1＜I2＜I3…)。
【注意】第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素都大。
5．电负性
(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。
(2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0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，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐增大，同族元素从上至下，元素的电负性逐渐减小。
6．对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。如：
小结
（1）“三看”法快速判断简单微粒半径的大小
一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
二看核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。
三看核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
（2）元素金属性和非金属性强弱的判断方法
金属性比较 本 质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)
判断方法 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强
⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强
非金属性比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)
判断方法 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强
【典例1】下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2…表示，单位为kJ·mol－1)。下列关于元素R的判断中一定不正确的是(　　)
I1 I2 I3 I4 …
740 1 500 7 700 10 500 …
A.R的最高正价为＋2价
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素
D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
【典例2】如表给出的是8种元素的电负性的值，运用表中数据解答下题：
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.7 2.1 2.3 3.0 0.8
估计钙元素的电负性的取值范围(　　)
A．小于0.8 B．大于1.2
C．在0.8与1.2之间 D．在0.8与1.5之间
【典例3】(2021·江苏适应性考试)13Al、15P、16S、17Cl是周期表中的短周期主族元素。下列有关说法正确的是(　　)
A．元素Al在周期表中位于第四周期ⅢA族
B．元素P的简单气态氢化物的化学式为PH4
C．第一电离能：I1(Al)D．最高价氧化物的水化物的酸性：H3PO4考点四 元素“位—构—性”关系的相互推断
1．依据原子结构或物质结构推断元素
(1)根据核外电子的排布三大规律推断元素
①最外层电子规律
最外层电子数(N) 3≤N＜8 N＝1或2 N＞次外 层电子数
元素在周期表中的位置 ⅢA族～ⅦA族 第ⅠA族、第ⅡA族、第Ⅷ族、副族、0族元素氦 第二周期(Li、Be)除外
②“阴三、阳四”规律
某元素阴离子最外层电子数与次外层电子数相等，该元素位于第三周期；若为阳离子，则位于第四周期。如S2－、K＋最外层电子数与次外层电子数相等，则S位于第三周期，K位于第四周期。
③“阴上、阳下”规律
电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。如O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋电子层结构相同，则Na、Mg、Al位于O、F的下一周期。
(2)依据物质结构推断元素
突破口是元素的价态。
①常见非金属元素。H、Cl、F：一价，形成一个共价键；O、S：二价，形成两个共价键；N、P：三价，形成三个共价键；C、Si：四价，形成四个共价键。
②常见金属元素。K、Na、Li：形成＋1价阳离子；Ca、Mg：形成＋2价阳离子。
2．依据元素周期表结构片段推断元素
族序数等于周期数的元素 H、Be、Al
族序数等于周期数2倍的元素 C、S
族序数等于周期数3倍的元素 O
周期数是族序数2倍的元素 Li、Ca
周期数是族序数3倍的元素 Na、Ba
最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素 H、C、Si
最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素 S
除H外，原子半径最小的元素 F
3.依据元素及其化合物性质和转化关系推断元素
物质特性 推断元素
形成化合物种类最多的元素或单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素 C
空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素 N
地壳中含量最多的元素或氢化物的沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素 O
最活泼的金属元素或最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素或阳离子的氧化性最弱的元素 Cs
单质最易着火的非金属元素 P
焰色试验呈黄色的元素 Na
焰色试验呈紫色(透过蓝色钴玻璃)的元素 K
单质密度最小的元素 H
单质密度最小的金属元素 Li
常温下单质呈液态的非金属元素 Br
常温下单质呈液态的金属元素 Hg
最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素 Al
元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物发生氧化还原反应的元素 S
常见的一种元素存在几种单质的元素 C、P、O、S
【典例1】(2021·湖北适应性考试)短周期元素W、X、Y和Z的原子序数依次增大。W是宇宙中最丰富的元素，W2X是维持生命过程的必需物质，WY可用于玻璃的刻蚀，ZX2是酸雨的主要形成原因之一，室温下化合物ZY4是气体。下列说法错误的是(　　)
A．Y的第一电离能在四种元素中最大
B．W2X和ZX2的中心原子分别为sp3和sp2杂化
C．W2X沸点高于W2Z的沸点
D．ZY4分子中原子均为8电子结构
【典例2】(2021·广东适应性考试)2019年诺贝尔化学奖颁给研究锂电池的科学家，一种用作锂电池电解液的锂盐结构如图所示。其中， X位于第三周期，X原子的电子数为Z原子的两倍，W、Z、Y位于同一周期。下列叙述正确的是(　　)
A．原子半径： X>Z>W
B．非金属性： X>Z>W
C．Y的氢化物可用于刻蚀玻璃
D．X的氧化物对应的水化物均为强酸
【典例3】(2022·济南模拟)已知X、Y、Z是三种原子序数依次增大的短周期元素。甲、乙、丙分别是三种元素形成的单质，A、B、C、D分别是由三种元素中的两种形成的化合物，且A与C中均含有10个电子。它们之间转化关系如下图所示。下列说法正确的是(　　)
A．原子半径：Z>Y>X
B．X与Y形成的化合物只含极性键
C．Y有多种同素异形体，且均具有高熔点、高沸点、硬度大的性质
D．气态氢化物的稳定性：A一、选择题
1．（2021·天津·高考真题）下列化学用语表达正确的是（ ）
A．F-的离子结构示意图：
B．基态碳原子的轨道表示式：
C．丙炔的键线式：
D．H2O分子的球棍模型：
2．（2022·海南·高考真题）钠和钾是两种常见金属，下列说法正确的是（ ）
A．钠元素的第一电离能大于钾 B．基态钾原子价层电子轨道表示式为
C．钾能置换出NaCl溶液中的钠 D．钠元素与钾元素的原子序数相差18
3．（2021·辽宁·高考真题）下列化学用语使用正确的是（ ）
A．基态C原子价电子排布图： B．结构示意图：
C．形成过程： D．质量数为2的氢核素：
4．（2022·北京·高考真题）下列化学用语或图示表达不正确的是（ ）
A．乙炔的结构简式：
B．顺丁烯的分子结构模型：
C．基态原子的价层电子的轨道表示式：
D．的电子式：
5．（2022·江苏·高考真题）工业上电解熔融和冰晶石的混合物可制得铝。下列说法正确的是（ ）
A．半径大小： B．电负性大小：
C．电离能大小： D．碱性强弱：
6．（2022·辽宁·高考真题）短周期元素X、Y、Z、W、Q原子序数依次增大。基态X、Z、Q原子均有两个单电子，W简单离子在同周期离子中半径最小，Q与Z同主族。下列说法错误的是（ ）
A．X能与多种元素形成共价键 B．简单氢化物沸点：
C．第一电离能： D．电负性：
7．（2021·湖北·高考真题）金属Na溶解于液氨中形成氨合钠离子和氨合电子，向该溶液中加入穴醚类配体L，得到首个含碱金属阴离子的金黄色化合物[NaL]+Na-。下列说法错误的是（ ）
A．Na-的半径比F-的大 B．Na-的还原性比Na的强
C．Na-的第一电离能比H-的大 D．该事实说明Na也可表现出非金属性
8．（2021·辽宁·高考真题）某多孔储氢材料前驱体结构如图，M、W、X、Y、Z五种元素原子序数依次增大，基态Z原子的电子填充了3个能级，其中有2个未成对电子。下列说法正确的是（ ）
A．氢化物沸点： B．原子半径：
C．第一电离能： D．阴、阳离子中均有配位键
二、填空题
9．（2022·河北·高考真题）含及S的四元半导体化合物(简写为)，是一种低价、无污染的绿色环保型光伏材料，可应用于薄膜太阳能电池领域。回答下列问题：
(1)基态S原子的价电子中，两种自旋状态的电子数之比为_______。
(2)Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是_______，原因是_________________。
(3)的几何构型为____________，其中心离子杂化方式为_______。
(4)将含有未成对电子的物质置于外磁场中，会使磁场强度增大，称其为顺磁性物质，下列物质中，属于顺磁性物质的是_______(填标号)。
A． B． C． D．
(5)如图是硫的四种含氧酸根的结构：
根据组成和结构推断，能在酸性溶液中将转化为的是_______(填标号)。理由是___________________________。
10．（2021·福建·高考真题）类石墨相氮化碳()作为一种新型光催化材料，在光解水产氢等领域具有广阔的应用前景，研究表明，非金属掺杂(O、S等)能提高其光催化活性。具有和石墨相似的层状结构，其中一种二维平面结构如下图所示。
回答下列问题：
(1)基态C原子的成对电子数与未成对电子数之比为_______。
(2)N、O、S的第一电离能()大小为，原因是______________________。
(3)晶体中存在的微粒间作用力有____________(填标号)。
a.非极性键 b.金属键 c.π键 d.范德华力
(4)中，C原子的杂化轨道类型_______，N原子的配位数为_______。
(5)每个基本结构单元(图中实线圈部分)中两个N原子(图中虚线圈所示)被O原子代替，形成O掺杂的。的化学式为____________。
一、单选题
1．（2022·浙江宁波·一模）下列表示不正确的是（ ）
A．氯化钙的电子式：
B．基态Cr原子的价层电子轨道表示式：
C．苯酚的分子结构模型：
D．Cl－Cl的p－pσ键电子云图形：
2．（2022·广东韶关·模拟预测）短周期元素W、X、Y、Z在元素周期表中的相对位置如图所示，其中W的气态氢化物与其最高价氧化物对应的水化物能发生反应，下列说法正确的是（ ）
W X
Y Z
A．原子半径大小：Z>Y>X
B．简单氢化物的稳定性：X＜Y
C．Z的最高价氧化物对应的水化物为强酸
D．基态X原子的轨道表示式为
3．（2022·湖南·新宁崀山实验学校三模）F2、Ne、Ar、Kr(氪，第四周期)、Xe(氙，第五周期)是半导体行业光刻气的主要原料，其中F2和Xe在高温下可以化合生成XeF2。下列说法错误的是（ ）
A．Xe的价电子排布为
B．氧化性：F2>XeF2
C．Xe的原子序数比Kr大18
D．第一电离能：Xe4．（2022·湖北·模拟预测）1934年，约里奥·居里夫妇用α粒子(即氦核He)轰击某金属原子X得到Y，具有放射性，可衰变为，。基态Y原子3p能级半充满。下列说法错误的是（ ）
A．X原子核内中子数与质子数之比为14∶13
B．X和Y的氧化物分别为碱性氧化物、酸性氧化物
C．第一电离能：XD．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>Q
5．（2022·浙江·模拟预测）下列物质对应的化学用语正确的是
A．氯化钾的分子式： B．过氧化氢的电子式：
C．的最外层电子排布式： D．的VSEPR模型：
6．（2022·浙江·一模）亚铁氰化铁又名普鲁士蓝，化学式为，是一种配位化合物，可以用来上釉、用作油画染料等。下列有关普鲁士蓝构成微粒的符号表征正确的是（ ）
A．基态的价电子排布图为
B．氮原子的结构示意图为
C．的电子式为
D．阴离子的结构式为
7．（2022·广东广州·模拟预测）短周期元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，它们组成一种团簇分子，结构如图所示。X、M的族序数均等于周期序数，Y原子核外最外层电子数为6，下列说法正确的是（ ）
A．简单离子半径：Z>M>Y
B．第一电离能：Y>M>Z
C．工业上常用电解熔融物ZY制取Z单质
D．Z为镁元素
二、填空题
8．（2022·上海市行知中学模拟预测）氮元素和氯元素在自然界广泛存在，请回答下列问题：
(1)氮元素原子核外有_______个未成对电子，有_______种能量不同的电子。
(2)氯元素在周期表中的位置是_______，其原子最外层电子排布式为___________。
(3)氮和磷是同主族元素，下列能说明二者非金属性相对强弱的是_______(填编号)。
a．比稳定性强
b．氮气性质很稳定，而磷较活泼，可在空气中燃烧。
c．硝酸显强氧化性，磷酸不显强氧化性
d．氮气常温是气体，磷单质是固体
(4)已知，氯胺熔点-66℃，熔点340℃，氯胺中所有原子最外层均满足饱和结构，则其电子式为_______；从物质结构的角度解释两者熔点相差较大的原因___________________。
(5)比HClO稳定性高，易水解，因水解后能产生可杀菌消毒的物质而成为饮用水的缓释消毒剂，发生水解的化学方程式为___________________。
(6)实验室常用排饱和食盐水的方法收集氯气，请用平衡移动原理解释用饱和食盐水而不用水的原因：___________________________________________。
9．（2022·浙江·模拟预测）回答下列问题
(1)①如图所示，该有机物中σ键个数：π键个数=_______。
②比较、、的第一电离能的大小：_______。(从大到小排序)
(2)石墨晶体中层与层之间的作用力是___________，该晶体每个C原子的杂化方式是___________。
(3)氟化氢分子中的氢键如图所示，请定量解释水的沸点高于氟化氢熔沸点的原因：___________________。
(4)如图为金属Mg的晶胞结构，六棱柱底边的边长为x pm，高为y pm，阿伏伽德罗常数的值为，则金属Mg的密度为_______。(已知)
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