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专题2　原子结构与元素的性质
1．原子结构与周期表的关系
（1）原子结构与周期的关系
周期 能层数 每周期第一种元素 每周期最后一种元素 电子最大容量
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
一 1 1 1s1 2 1s2 2
二 2 3 [He]2s1 10 1s22s22p6 8
三 3 11 [Ne]3s1 18 1s22s22p63s23p6 8
四 4 19 [Ar]4s1 36 1s22s22p63s23p63d104s24p6 18
五 5 37 [Kr]5s1 54 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 18
六 6 55 [Xe]6s1 86 1s22s22p63s23p63d104s24p6 4d104f145s25p65d106s26p6 32
每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。氦原子核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
（2）每族元素的价电子排布特点
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：1s2；其他：ns2np6。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n 1)d1～10ns1～2。
（3）元素周期表的分区与价电子排布的关系
①周期表的分区
②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 价电子排布 元素性质特点
s区 第ⅠA族、第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 第ⅢA族~第ⅦA族、0族 ns2np1~6(除He外) 通常是最外层电子参与反应
d区 第ⅢB族~第ⅦB族、第Ⅷ族 (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 第ⅠB族、第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
③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。
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
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，总体呈现从左到右逐渐增大的变化趋势。第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。
b．同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
c．同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多，再失去电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越大，逐级电离能越来越大(即I1③电离能的四个应用
a．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。
b．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I2 I1，所以钠元素的化合价为＋1。
c．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跃时，电子层数就可能发生变化。
d．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。
（3）电负性
①含义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
②标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为标准，得出了各元素的电负性。
③规律：同一周期，从左至右，电负性逐渐增大，同一主族，从上至下，电负性逐渐减小。
④电负性四个方面的应用
a．确定元素类型(电负性>1.8，为非金属元素；电负性<1.8，为金属元素)。
b．确定化学键类型(两成键元素电负性差值>1.7，为离子键；两成键元素电负性差值<1.7，为共价键)。
c．判断元素价态正、负(电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价)。
d．电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一(表征原子得电子能力强弱)。
（4）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，如：
易错警示
（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。
实例分析：
①锂和镁的相似性
a．锂与镁的沸点较为接近：
元素 Li Na Be Mg
沸点/℃ 1 341 881.4 2 467 1 100
b.锂和镁在氧气中燃烧时只生成对应的氧化物，并且Li2O和MgO与水反应都十分缓慢。
4Li＋O22Li2O、2Mg＋O22MgO。
c．锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物难溶于水，附着于金属表面阻碍反应的进行。
d．锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物Li3N和Mg3N2。
e．锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。
f．在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是难溶于水的，相应的镁盐也难溶于水。
②铍和铝的相似性
a．铍与铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化。
b．二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：
Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O，Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O；
Be(OH)2＋2HCl===BeCl2＋2H2O，Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O。
c．二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。
d．BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。
③硼和硅的相似性
a．自然界中B与Si均以化合物的形式存在。
b．B与Si的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应：2B＋2KOH＋2H2O===2KBO2＋3H2↑，Si＋2KOH＋H2O===K2SiO3＋2H2↑。
c．硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易水解。
d．硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低，易挥发，易水解。
一、微粒半径大小比较
1．比较下列微粒半径的大小(用“＞”或“＜”填空)：
①Na＞Mg＞Cl
②Li＜Na＜K
③Na＋＞Mg2＋＞Al3＋
④F－＜Cl－＜Br－
⑤Cl－＞O2－＞Na＋＞Mg2＋
⑥Fe2＋＞Fe3＋
“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，核外电子数越大，半径越大。
二、元素金属性、非金属性强弱比较
2．下列实验不能达到实验目的的是(　　)
选项 实验操作 实验目的
A Cl2、Br2分别与H2反应 比较氯、溴的非金属性强弱
B 向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3 比较镁、铝的金属性强弱
C 测定等物质的量浓度的H2CO3、H2SO4溶液的pH 比较碳、硫的非金属性强弱
D Fe、Cu分别放入盐酸中 比较铁、铜的金属性强弱
3．甲、乙两种非金属元素：
①甲的单质比乙的单质容易与氢气化合
②甲的单质能与乙的阴离子发生置换反应
③甲的最高价氧化物对应水化物的酸性比乙的最高价氧化物对应水化物的酸性强
④与某金属反应时，甲元素原子得电子数目比乙的多
⑤甲单质的熔、沸点比乙的低
能说明甲比乙的非金属性强的是(　　)
A．只有④ B．只有⑤
C．①②③ D．①②③④⑤
三、电离能变化规律及应用
4．(1)C、N、O、S四种元素中，第一电离能最大的是__________________。
(2)观察下面四种镧系元素的电离能数据，判断最有可能显示＋3价的元素____(填元素名称)。
几种镧系元素的电离能(单位：kJ·mol－1)
元素 I1 I2 I3 I4
Yb(镱) 604 1 217 4 494 5 014
Lu(镥) 532 1 390 4 111 4 987
La(镧) 538 1 067 1 850 5 419
Ce(铈) 527 1 047 1 949 3 547
(3)铜、锌两种元素的第一电离能、第二电离能如表所示：
电离能/(kJ·mol－1) I1 I2
铜 746 1 958
锌 906 1 733
铜的第一电离能(I1)小于锌的第一电离能，而铜的第二电离能(I2)却大于锌的第二电离能，其主要原因是_______________________________________________________________。
5. 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价
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
6．根据信息回答下列问题：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　　　　（2）图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第　 周期　 族。
第一电离能的比较应注意的问题
（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，不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。如 I1(Mg)>I1(Al)，但活泼性Mg>Al。
（2）第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。
电离能的应用
(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。
四、电负性变化规律及应用
7．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14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
电负性 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是________________________
________________________________________________。
(2)通过分析电负性值变化规律，确定镁元素电负性值的最小范围是________。
(3)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A．Li3N B．BeCl2
C．AlCl3 D．SiC
属于离子化合物的是________；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：________________________________。
(4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显________(填“正”或“负”)价，理由是
__________________________________________________________________________。
8. 下列图示中横坐标是表示元素的电负性数值，纵坐标表示同一主族的五种元素的序数的是
9．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14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
电负性 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。
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是 。
（2）通过分析电负性值变化规律，确定Mg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．BeCl2 C．AlCl3 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 　。
电负性的三大应用
五、“位、构、性”三者的关系与元素推断
10．四种短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示，已知四种元素的原子最外层电子数之和为21，下列说法不正确的是(　　)
A．X位于第二周期第ⅣA族
B．简单离子半径：r(W)＞r(Y)＞r(Z)
C．W的氧化物对应水化物的酸性一定比Y的强
D．X、Y、W三种元素的最高化合价依次升高
11．现有5种短周期主族元素A、B、C、D、E，原子序数依次增大。其中A元素与其他元素都不在同一周期，A元素和B元素可形成一种碱性气体。A元素和C元素原子序数之和等于D元素原子序数。E元素最外层电子数是D元素最外层电子数的2倍，且E元素最高价氧化物对应的水化物为一种强酸。下列说法正确的是(　　)
A．简单离子半径大小：C>D>E
B．与E元素同一主族的下一周期的元素可用于半导体材料
C．B元素对应简单氢化物的沸点大于E元素对应简单氢化物的沸点，则非金属性：B>E
D．A和B元素组成的化合物BA5，属于共价化合物
12．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的沸点高于W2Z的沸点
D．ZY4分子中原子均为8电子结构
13．化合物是一种高效消毒剂，其蒸汽和溶液都具有很强的杀菌能力，可用于目前新冠病毒疫情下的生活消毒。其中X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素。下列叙述正确的是(　　)
A．原子半径：Z>Y>X
B．Z的第一电离能比同周期相邻元素都大
C．1 mol该化合物分子中含有的非极性键数目为2NA
D．该化合物中X、Y、Z都满足8电子稳定结构
14、 现有七种元素，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F、G为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答问题。
元素 相关信息
A 元素的核外电子数和电子层数相等，也是宇宙中最丰富的元素
B 元素原子的核外p电子数比s电子数少1
C 原子的第一至第四电离能分别是 I1＝738 kJ/mol；I2＝1 451 kJ/mol； I3＝7 733 kJ/mol；I4＝10 540 kJ/mol
D 原子核外所有p轨道全满或半满
E 元素的主族序数与周期数的差为4
F 是前四周期中电负性最小的元素
G 在周期表的第七列
（1）已知BA5为离子化合物，写出其电子式：____________。
（2）B基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有________个方向，原子轨道呈________形。
（3）某同学根据上述信息，推断C基态原子的核外电子排布图为
。该同学所画的电子排布图违背了________。
（4）G位于__________族__________区，价电子排布式为__________。
1.元素周期表分区和原子核外电子排布的相互判断
(1)(经典题，10分)在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起，据此，人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号，如图所示。
①在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素原子的价电子的电子云形状为　　　　　。
②在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，常见离子的电子排布式为　　
　 　，其中较稳定的是　　　　　。
③在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，原子的价电子排布式为　　　　　　。
④在p区中，第二周期VA族元素原子的价电子排布图为　　　　　　　　　　。
⑤在今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们在　　　　　区中。
2.粒子半径大小比较
(1)(2023汇编，5分)按要求填空。
①砷化镓(GaAs)是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。根据元素周期律，原子半径Ga　　　　　As(填“大于”或“小于”) 。
②H、B、N中，原子半径最大的是　　　　。(2020全国Ⅲ)
③Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是　　　　　　　　　　　　。(2018全国Ⅰ)
④比较离子半径：F－　　　　O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。(2019全国Ⅱ)
3.电离能及其应用
a.元素电离能的比较
(1)(2023汇编，7分)按要求填空。
①C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为　　　　　　。(2020江苏单科)
②Cr与K位于同一周期且最外层电子数相同，两种元素原子第一电离能的大小关系为
K　　　　Cr(填“>”或“＜”)。
③元素Mn与O中，第一电离能较大的是___________________________。
④黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)　　　　I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是　　　　　　　　　　　　　　　。(2018全国Ⅲ)
(2)(2019全国Ⅰ，2分)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是(　　)
b.根据电离能数据推断元素、分析性质
(1)(2023汇编，10分)按要求填空。
①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能 I1 I2 I3 I4 …
In/(kJ·mol －1) 578 1817 2745 11578 …
该元素是　　　　　(填写元素符号)。
②Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。I1(Be)> I1(B)> I1(Li)，原因是　　 　　 　　　。(2020全国Ⅰ)
③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)(2020天津模拟，3分)同周期两种主族元素X、Y的逐级电离能(I)数据如表所示。
电离能(kJ/mol) I1 I2 I3 I4 I5 ……
X 738 1451 7733 10540 13630 ……
Y 578 1817 2745 11575 14830 ……
下列有关说法正确的是(　　)
A.电负性：X＜Y B.与水反应剧烈程度：X＜Y
C.X的最外层电子数为1 D.Y的最高化合价为＋2
（3）第4周期有14种金属元素，其中4种为主族元素，10种为过渡元素。
(1)锰元素在周期表中的位置为________；属于________(填“s”“p”“d”“ds”或“f”)区元素。
(2)基态铬原子的价电子排布式为________，与铬同周期的所有元素的基态原子中，最外层电子数与铬原子相同的有________。
(3)As、Se、Br元素的电负性由大到小的顺序为______，第一电离能由大到小的顺序为________。
(4)铜、锌两种元素的第一电离能、第二电离能如表所示：
电离能/(kJ·mol－1) I1 I2
铜 746 1 958
锌 906 1 733
铜的第一电离能(I1)小于锌的第一电离能，而铜的第二电离能(I2)却大于锌的第二电离能，其主要原因是_______________________________________________________________。
（4）已知：A～F都是周期表中前4周期的元素，它们的原子序数依次增大。其中A、C原子的L层有2个未成对电子。D与E同主族，D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构。F3＋的M层3d轨道电子为半充满状态。请根据以上信息，回答下列问题：
(1)A、B、C的电负性由小到大的顺序为________(用元素符号表示)，第一电离能由小到大的顺序为________。
(2)D元素的原子核外共有________种不同运动状态的电子、________种不同能级的电子。
(3)写出F的基态原子的电子排布式：____________________，E的价电子轨道表示式________。
4.电负性及其应用
a.根据电负性的周期性变化比较元素电负性
(1)(2023汇编，10分)按要求填空：
①CaTiO3的组成元素的电负性大小顺序是　　　　　　　。(2020全国Ⅱ)
②NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性
(Hδ－)，电负性大小顺序是　　　　　　　。(2020全国Ⅲ)
③NH4H2PO4中，电负性最高的元素是　　　　。(2019全国Ⅲ)
④H、C、N的电负性由大到小的顺序为　　　　　　　　。(2021湖南单科)
⑤O、F、Cl电负性由大到小的顺序为　　　　　　　　　　 。(2021山东单科)
答案：①O＞Ti＞Ca（2分）　②N＞H＞B（2分）
③O（2分）　④N>C>H（2分）　⑤F>O>Cl（2分）
b.电负性的应用
(1)(经典题，8分)元素的原子在分子中吸引电子的能力可以用电负性X来表示。下表是某些短周期元素的电负性(X)值：
元素符号 Li Be N O F Na Mg Al P S
X值 0.98 1.57 3.04 3.44 3.98 0.93 1.31 1.61 2.19 2.58
①根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系　　　 　　
　 　。
②试推测，周期表所列元素中除放射性元素外，电负性最小的元素与电负性最大的元素形成的化合物的电子式为____________________________________________。
③已知：Cl—Br＋H—OH H—Cl＋HO—Br，若NCl3最初水解产物是NH3和HOCl，则X(Cl)的最小范围：　　　　　　　　(填表中数值)。
④一般认为：如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，小于1.7通常形成共价键，结合问题③，分析BeCl2属于　　　　　　　　　　(填“离子化合物”或“共价化合物”)。
(2).(多选)(2021山东泰安期末，4分)W、X、Y、Z、R是五种短周期主族元素，原子序数依次增大。W元素的一种离子与Li＋具有相同的电子层排布且半径稍大，X原子核外L层的电子数与Y原子核外M层的电子数之比为3∶2，X与Z同主族，Z的价电子排布式为3s23p4，下列说法不正确的是(　　)
A.与W生成的气态化合物的热稳定性：Z>Y
B.W与Li的原子半径：W>Li
C.X和Y的第一电离能：X>Y
D.X、Z、R的电负性：R（3）A、B、C三种短周期元素，它们的原子序数依次增大。A元素原子的核外p电子数比s电子数少1；B元素原子核外有4种能级，且全部充满电子；C元素的主族序数与周期数的差为4。
(1)A的基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有________个方向，原子轨道呈________形。
(2)某同学推断B的基态原子的核外电子轨道表示式为
，该同学所画的轨道表示式违背了__________________。
(3)C位于________族________区，价电子排布式为________。
(4)A与氧的第一电离能较大的为________，电负性较大的为________(填元素符号)。
5.原子结构和性质的综合应用
(1)(2020天津单科，3分)短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。用表中信息判断下列说法正确的是(　　)
元素　　 最高价氧化物的水化物　 X Y Z W
分子式 H3ZO4
0.1 mol·L－1溶液对应的pH(25 ℃) 1.00 13.00 1.57 0.70
A.元素电负性：Z＜W B.简单离子半径：W＜Y
C.元素第一电离能：Z＜W D.简单氢化物的沸点：X＜Z
(2)(2018海南单科，8分)X、Y、Z为短周期元素，X原子的质子数等于Z与Y的质子数之和；Z与Y位于同一周期，Y原子核外有3个未成对电子，非金属Z的一种固体单质可导电。回答下列问题：
①Y在周期表中的位置是第　　　　周期第　　　　族，其原子结构示意图为　　　　；Y与Z之间形成的化学键属于　　　　。
②X、Y、Z三种元素中原子半径最大的是　　　　(填元素符号)；X单质既可与盐酸反应，又可溶于氢氧化钠溶液，产生的气体为　　　　(填分子式)，该气体与Y单质反应的化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　。
③Z的最高价氧化物的电子式为____________________________________。
（3）.(经典题，12分)根据下列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下面各题：
元素代号 I1 I2 I3 I4
Q 2080 4000 6100 9400
R 500 4600 6900 9500
S 740 1500 7700 10500
T 580 1800 2700 11600
U 420 3100 4400 5900
(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)下列元素的单质中，化学性质最像Q元素单质的是(　　)
A.硼 B.铍 C.氦 D.氢
(4)如果U元素是短周期元素，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　　　　　(填元素代号)的第一电离能异常高的原因是
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（4）.(经典题，8分)表1是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：
(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子电子排布式： 。
(2)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(3)o、p两元素的部分电离能数据如表2：
元素电离能/(kJ·mol－1) o p
I1 717 759
I2 1509 1561
I3 3248 2957
表2
比较两元素的I2、I3可知，气态o2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(4)第三周期7种主族元素单质熔点高低的顺序如图所示，其中电负性最大的是　　　　 (填图中的序号)。
（5）.(经典题，6分)前四周期元素A、B、C、D、E的原子序数依次增大，A元素原子的核外电子只有一种运动状态；基态B原子s能级的电子总数比p能级的多1；基态C原子和基态E原子中成对电子数均是未成对电子数的3倍；D形成的简单离子的半径在同周期元素形成的简单离子中最小。回答下列问题：
(1)元素A、B、C中，电负性最大的是　　　　(填元素符号，下同)，元素B、C、D第一电离能由大到小的顺序为___________________________________________。
(2)基态E原子的电子排布式为　　　　　　　　　　　　　　。
（6） (1)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
(2)下表是第3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
6.元素周期表分区和原子核外电子排布的相互判断
(1)(经典题，10分)在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起，据此，人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号，如图所示。
①在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素原子的价电子的电子云形状为　　　　　。
②在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，常见离子的电子排布式为　　
　 　，其中较稳定的是　　　　　。
③在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，原子的价电子排布式为　　　　　　。
④在p区中，第二周期VA族元素原子的价电子排布图为　　　　　　　　　　。
⑤在今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们在　　　　　区中。
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专题2　原子结构与元素的性质
1．原子结构与周期表的关系
（1）原子结构与周期的关系
周期 能层数 每周期第一种元素 每周期最后一种元素 电子最大容量
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
一 1 1 1s1 2 1s2 2
二 2 3 [He]2s1 10 1s22s22p6 8
三 3 11 [Ne]3s1 18 1s22s22p63s23p6 8
四 4 19 [Ar]4s1 36 1s22s22p63s23p63d104s24p6 18
五 5 37 [Kr]5s1 54 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 18
六 6 55 [Xe]6s1 86 1s22s22p63s23p63d104s24p6 4d104f145s25p65d106s26p6 32
每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。氦原子核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
（2）每族元素的价电子排布特点
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：1s2；其他：ns2np6。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n 1)d1～10ns1～2。
（3）元素周期表的分区与价电子排布的关系
①周期表的分区
②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 价电子排布 元素性质特点
s区 第ⅠA族、第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 第ⅢA族~第ⅦA族、0族 ns2np1~6(除He外) 通常是最外层电子参与反应
d区 第ⅢB族~第ⅦB族、第Ⅷ族 (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 第ⅠB族、第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
③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。
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
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，总体呈现从左到右逐渐增大的变化趋势。第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。
b．同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
c．同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多，再失去电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越大，逐级电离能越来越大(即I1③电离能的四个应用
a．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。
b．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I2 I1，所以钠元素的化合价为＋1。
c．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跃时，电子层数就可能发生变化。
d．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。
（3）电负性
①含义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
②标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为标准，得出了各元素的电负性。
③规律：同一周期，从左至右，电负性逐渐增大，同一主族，从上至下，电负性逐渐减小。
④电负性四个方面的应用
a．确定元素类型(电负性>1.8，为非金属元素；电负性<1.8，为金属元素)。
b．确定化学键类型(两成键元素电负性差值>1.7，为离子键；两成键元素电负性差值<1.7，为共价键)。
c．判断元素价态正、负(电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价)。
d．电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一(表征原子得电子能力强弱)。
（4）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，如：
易错警示
（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。
实例分析：
①锂和镁的相似性
a．锂与镁的沸点较为接近：
元素 Li Na Be Mg
沸点/℃ 1 341 881.4 2 467 1 100
b.锂和镁在氧气中燃烧时只生成对应的氧化物，并且Li2O和MgO与水反应都十分缓慢。
4Li＋O22Li2O、2Mg＋O22MgO。
c．锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物难溶于水，附着于金属表面阻碍反应的进行。
d．锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物Li3N和Mg3N2。
e．锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。
f．在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是难溶于水的，相应的镁盐也难溶于水。
②铍和铝的相似性
a．铍与铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化。
b．二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：
Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O，Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O；
Be(OH)2＋2HCl===BeCl2＋2H2O，Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O。
c．二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。
d．BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。
③硼和硅的相似性
a．自然界中B与Si均以化合物的形式存在。
b．B与Si的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应：2B＋2KOH＋2H2O===2KBO2＋3H2↑，Si＋2KOH＋H2O===K2SiO3＋2H2↑。
c．硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易水解。
d．硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低，易挥发，易水解。
一、微粒半径大小比较
1．比较下列微粒半径的大小(用“＞”或“＜”填空)：
①Na＞Mg＞Cl
②Li＜Na＜K
③Na＋＞Mg2＋＞Al3＋
④F－＜Cl－＜Br－
⑤Cl－＞O2－＞Na＋＞Mg2＋
⑥Fe2＋＞Fe3＋
“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，核外电子数越大，半径越大。
二、元素金属性、非金属性强弱比较
2．下列实验不能达到实验目的的是(　　)
选项 实验操作 实验目的
A Cl2、Br2分别与H2反应 比较氯、溴的非金属性强弱
B 向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3 比较镁、铝的金属性强弱
C 测定等物质的量浓度的H2CO3、H2SO4溶液的pH 比较碳、硫的非金属性强弱
D Fe、Cu分别放入盐酸中 比较铁、铜的金属性强弱
答案　B
解析　Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应条件的难易即可判断出氯、溴的非金属性强弱，A项正确；MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨气，MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2沉淀，AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3沉淀，无法比较二者的金属性强弱，B项错误；H2CO3、H2SO4分别为C、S的最高价氧化物对应的水化物，酸性越强，元素非金属性越强，所以通过测定相同浓度的溶液的pH可判断二者非金属性强弱，C项正确；利用Fe、Cu放入盐酸中所产生的现象不同即可判断出Fe、Cu的金属性强弱，D项正确。
3．甲、乙两种非金属元素：
①甲的单质比乙的单质容易与氢气化合
②甲的单质能与乙的阴离子发生置换反应
③甲的最高价氧化物对应水化物的酸性比乙的最高价氧化物对应水化物的酸性强
④与某金属反应时，甲元素原子得电子数目比乙的多
⑤甲单质的熔、沸点比乙的低
能说明甲比乙的非金属性强的是(　　)
A．只有④ B．只有⑤
C．①②③ D．①②③④⑤
答案　C
三、电离能变化规律及应用
4．(1)C、N、O、S四种元素中，第一电离能最大的是__________________。
(2)观察下面四种镧系元素的电离能数据，判断最有可能显示＋3价的元素是____________(填元素名称)。
几种镧系元素的电离能(单位：kJ·mol－1)
元素 I1 I2 I3 I4
Yb(镱) 604 1 217 4 494 5 014
Lu(镥) 532 1 390 4 111 4 987
La(镧) 538 1 067 1 850 5 419
Ce(铈) 527 1 047 1 949 3 547
(3)铜、锌两种元素的第一电离能、第二电离能如表所示：
电离能/(kJ·mol－1) I1 I2
铜 746 1 958
锌 906 1 733
铜的第一电离能(I1)小于锌的第一电离能，而铜的第二电离能(I2)却大于锌的第二电离能，其主要原因是________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案　(1)N　(2)镧　(3)铜原子失去一个电子后，核外电子排布式为[Ar]3d10，而锌原子失去一个电子后的核外电子排布式变为[Ar]3d104s1，铜达到了较稳定状态，所以铜的第二电离能相对较大
5. 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价
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】由数据分析X中I2 I1，X易呈＋1价，为第ⅠA族元素，A、C均正确；Y中I4 I3，易呈＋3价，应在第ⅢA族，B正确；若Y处于第三周期，则Y为铝元素，Al不与冷水反应，D错误。
6．根据信息回答下列问题：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　　　　（2）图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第　 周期　 族。
第一电离能的比较应注意的问题
（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，不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。如 I1(Mg)>I1(Al)，但活泼性Mg>Al。
（2）第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。
电离能的应用
(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。
四、电负性变化规律及应用
7．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14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
电负性 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是________________________
________________________________________________。
(2)通过分析电负性值变化规律，确定镁元素电负性值的最小范围是________。
(3)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A．Li3N B．BeCl2
C．AlCl3 D．SiC
属于离子化合物的是________；
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：________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显________(填“正”或“负”)价，理由是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案　(1)随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化　(2)0.9～1.5　(3)A　BCD　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　(4)负　Cl的电负性大于P，Cl对键合电子的吸引能力强
解析　(2)根据电负性的递变规律：同周期元素从左到右，元素电负性逐渐变大，同族元素从上到下，元素电负性逐渐变小，可知在同周期中电负性：Na＜Mg＜Al，同主族：Be＞Mg＞Ca，最小范围应为0.9～1.5。(3)根据已知条件及表中数值：Li3N中元素的电负性差值为2.0，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中元素的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。
8. 下列图示中横坐标是表示元素的电负性数值，纵坐标表示同一主族的五种元素的序数的是
【答案】B
【解析】同主族自上而下原子半径增大，原子对键合电子的吸引力减小，元素的电负性减弱，即同主族随原子序数的增大，电负性降低，选项中符合变化规律的为B中所示图象，故选B。
9．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14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
电负性 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。
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是 。
（2）通过分析电负性值变化规律，确定Mg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．BeCl2 C．AlCl3 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 　。
电负性的三大应用
五、“位、构、性”三者的关系与元素推断
10．四种短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示，已知四种元素的原子最外层电子数之和为21，下列说法不正确的是(　　)
A．X位于第二周期第ⅣA族
B．简单离子半径：r(W)＞r(Y)＞r(Z)
C．W的氧化物对应水化物的酸性一定比Y的强
D．X、Y、W三种元素的最高化合价依次升高
答案　C
解析　设X的最外层电子数为a，Y的最外层电子数为a＋1，Z、W的最外层电子数为a＋2，则a＋a＋1＋2×(a＋2)＝21，解得a＝4，四种元素都是短周期元素，因此X、Y、Z、W分别为C、N、O、S。X为碳元素，位于第二周期第ⅣA族，故A正确；电子层数越多，离子半径越大，电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，因此离子半径：r(W)＞r(Y)＞r(Z)，故B正确；元素的非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，选项中没有指明是最高价氧化物，故C错误；X、Y、W的最高化合价分别为＋4、＋5、＋6，依次升高，故D正确。
11．现有5种短周期主族元素A、B、C、D、E，原子序数依次增大。其中A元素与其他元素都不在同一周期，A元素和B元素可形成一种碱性气体。A元素和C元素原子序数之和等于D元素原子序数。E元素最外层电子数是D元素最外层电子数的2倍，且E元素最高价氧化物对应的水化物为一种强酸。下列说法正确的是(　　)
A．简单离子半径大小：C>D>E
B．与E元素同一主族的下一周期的元素可用于半导体材料
C．B元素对应简单氢化物的沸点大于E元素对应简单氢化物的沸点，则非金属性：B>E
D．A和B元素组成的化合物BA5，属于共价化合物
答案　B
解析　具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，电子层数越多，离子半径越大，则简单离子半径大小： E>C>D，A不符合题意；与E元素同一主族的下一周期的元素为硒元素，位于金属元素和非金属元素分界线附近，可用于半导体材料，B符合题意；B元素对应简单氢化物为氨气， E元素对应简单氢化物为硫化氢，氨分子间有氢键，硫化氢存在分子间作用力，氢键比分子间作用力强，则氨气沸点高，非金属性的强弱取决于原子得电子能力大小，与熔、沸点的高低无关，C不符合题意；A和B元素组成的化合物BA5，由铵根离子和H－构成，属于离子化合物，D不符合题意。
12．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的沸点高于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；W2X是维持生命过程的必需物质，则X为O；WY可用于玻璃的刻蚀，则WY为HF，Y为F；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。一般规律：元素非金属性越强，其第一电离能越大，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。
13．化合物是一种高效消毒剂，其蒸汽和溶液都具有很强的杀菌能力，可用于目前新冠病毒疫情下的生活消毒。其中X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素。下列叙述正确的是(　　)
A．原子半径：Z>Y>X
B．Z的第一电离能比同周期相邻元素都大
C．1 mol该化合物分子中含有的非极性键数目为2NA
D．该化合物中X、Y、Z都满足8电子稳定结构
答案　C
解析　X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，结合可知Y形成四条键，推知Y可能为C或者Si，Z与Y形成双键，且存在—Z—Z—的结构，可知Z为O，则Y为C，X形成一条键，结合原子序数可知X为H，据此分析答题。原子半径：C>O>H，即Y>Z>X，故A错误；同周期元素，从左向右第一电离能递增，但是第ⅡA族大于第ⅢA族，第ⅤA族大于第ⅥA族，Z为O，位于第ⅥA族，第一电离能小于N，故B错误；成键元素相同的共价键为非极性键，中的非极性键有C—C、O—O，所以1 mol该化合物分子中含有的非极性键数目为2NA，故C正确；氢原子最外层为2电子，所以不是都满足8电子稳定结构，故D错误。
14、 现有七种元素，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F、G为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答问题。
元素 相关信息
A 元素的核外电子数和电子层数相等，也是宇宙中最丰富的元素
B 元素原子的核外p电子数比s电子数少1
C 原子的第一至第四电离能分别是 I1＝738 kJ/mol；I2＝1 451 kJ/mol； I3＝7 733 kJ/mol；I4＝10 540 kJ/mol
D 原子核外所有p轨道全满或半满
E 元素的主族序数与周期数的差为4
F 是前四周期中电负性最小的元素
G 在周期表的第七列
（1）已知BA5为离子化合物，写出其电子式：____________。
（2）B基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有________个方向，原子轨道呈________形。
（3）某同学根据上述信息，推断C基态原子的核外电子排布图为
。该同学所画的电子排布图违背了________。
（4）G位于__________族__________区，价电子排布式为__________。
【答案】（1）
（2）3　哑铃
（3）泡利原理
（4）第ⅦB　d　3d54s2
【解析】A、B、C、D、E为短周期主族元素，F、G为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。A元素的核外电子数和电子层数相等，是宇宙中最丰富的元素，则A为H元素；B元素原子的核外p电子数比s电子数少1，B元素原子核外有2个电子层，为1s22s22p3，故B为N元素；由C原子的第一至第四电离能数据可知，第三电离能剧增，故C处于第ⅡA族，原子序数大于N元素，故C为Mg元素；D处于第三周期，D原子核外所有p轨道全满或半满，最外层电子排布式为3s23p3，故D为P元素；E应为第三周期，E元素的主族序数与周期数的差为4，应为第ⅦA族元素，故E为Cl元素；F是前四周期中电负性最小的元素，故F为K元素；G在周期表的第七列，G为Mn元素。
1.元素周期表分区和原子核外电子排布的相互判断
(1)(经典题，10分)在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起，据此，人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号，如图所示。
①在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素原子的价电子的电子云形状为　　　　　。
②在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，常见离子的电子排布式为　　
　 　，其中较稳定的是　　　　　。
③在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，原子的价电子排布式为　　　　　　。
④在p区中，第二周期VA族元素原子的价电子排布图为　　　　　　　　　　。
⑤在今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们在　　　　　区中。
答案：① 球形（1分）　 ② Fe2＋：1s22s22p63s23p63d6；
Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5（4分）　Fe3＋（1分）
③3d104s2（1分）　④（2分）　⑤f（1分）
解析：①在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素位于第二周期ⅡA族，其原子的价电子排布式应为2s2，所以其原子的价电子的电子云形状为球形。
②在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素为Fe，常见的离子为二价铁离子和三价铁离子。其离子的电子排布式为Fe2＋：1s22s22p63s23p63d6；Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5，Fe3＋的最外层为3d5，为半充满稳定结构，而Fe2＋的最外层为3d6，故Fe3＋较稳定。
③在ds区中，族序数最大，原子序数最小的元素为第四周期ⅡB族的Zn，原子的价电子排布式为3d104s2。
④在p区第二周期ⅤA族的元素为N，原子价电子排布式为2s22p3，其价电子的排布图为。
⑤常用于核能开发的元素是铀和钚，它们在f区中。
2.粒子半径大小比较
(1)(2023汇编，5分)按要求填空。
①砷化镓(GaAs)是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。根据元素周期律，原子半径Ga　　　　　As(填“大于”或“小于”) 。
②H、B、N中，原子半径最大的是　　　　。(2020全国Ⅲ)
③Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是　　　　　　　　　　　　。(2018全国Ⅰ)
④比较离子半径：F－　　　　O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。(2019全国Ⅱ)
答案：①大于（2分）　②B（1分）　③Li＋核电荷数较大（1分）　④小于（1分）
解析：①同一周期元素，原子半径随着原子序数增大而减小，Ga位于ⅢA族，As位于ⅤA族，且二者位于同一周期，所以原子半径Ga大于As。
②在所有元素中，H原子的半径是最小的，同一周期从左到右，原子半径依次减小，所以H、B、N中原子半径最大的是B。
③Li＋和H－的电子层结构相同，核外均有2个电子，但Li＋核电荷数大于H－，对核外电子吸引能力较强，故离子半径：r（Li＋）＜r（H－）。
④F－与O2－具有相同电子层结构，核电荷数越大半径越小，由于F原子序数较大，故其离子半径较小。
3.电离能及其应用
a.元素电离能的比较
(1)(2023汇编，7分)按要求填空。
①C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为　　　　　　。(2020江苏单科)
②Cr与K位于同一周期且最外层电子数相同，两种元素原子第一电离能的大小关系为
K　　　　Cr(填“>”或“＜”)。
③元素Mn与O中，第一电离能较大的是___________________________。
④黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)　　　　I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是　　　　　　　　　　　　　　　。(2018全国Ⅲ)
答案： ①N＞O＞C（1分）　②＜（1分）　③O（1分）　④大于（2分）　Zn的价层电子排布3d104s2为稳定的状态，不易失去一个电子，而Cu的价层电子排布为3d104s1，易失去一个电子变成3d10的全充满稳定状态（2分）
解析：①一般来说，非金属性越强，第一电离能越大，但由于N的2p电子半满为稳定结构，使其第一电离能大于O和C，C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为N＞O＞C。
②Cr的原子半径小、核电荷数更大，对核外电子的吸引更大，故第一电离能K＜Cr。
③元素Mn与O中，由于O是非金属元素而Mn是过渡金属元素，一般非金属元素第一电离能大于金属元素，所以第一电离能较大的是O。
④Zn的价层电子排布为3d104s2，处于全充满稳定的状态，不易失去一个电子，而Cu的价层电子排布为3d104s1，易失去一个电子变成3d10的全充满稳定状态，故Zn的第一电离能比Cu大。
(2)(2019全国Ⅰ，2分)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是(　　)
答案：A
解析：能量越高越不稳定，越易失电子，所以激发态的微粒易失电子，A表示基态镁原子的第二电离能，B表示基态镁原子的第一电离能，则电离能：A>B；C表示激发态镁原子的第一电离能，则电离能：A>B>C；D表示激发态镁原子的第二电离能，则电离能：A>D，综上所述，故A项正确。
b.根据电离能数据推断元素、分析性质
(1)(2023汇编，10分)按要求填空。
①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能 I1 I2 I3 I4 …
In/(kJ·mol －1) 578 1817 2745 11578 …
该元素是　　　　　(填写元素符号)。
②Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。I1(Be)> I1(B)> I1(Li)，原因是　　 　　 　　　。(2020全国Ⅰ)
③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　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
答案：①Al（2分）　②Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子（2分）　Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加，Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大。与Li相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大（2分）　③同周期从左到右核电荷数依次增大，半径逐渐减小，故结合一个电子释放出的能量依次增大（2分）　N的2p能级处于半充满状态，相对稳定，不易结合电子（2分）
解析：①从表中元素的第一至第四电离能可以看出，元素的第三电离能远远小于第四电离能，即最外层应有3个电子，应为铝元素。
②基态Li的电子排布式为1s22s1， 基态Na的电子排布式为1s22s22p63s1，失去最外层电子时，Li 需要的能量高。（或同族元素，从上至下第一电离能逐渐减小，I1（Li）> I2 （Na）。同周期元素，从左至右第一电离能逐渐增大，但第ⅡA族与第VA族反常，因为Be的2s能级为全满状态，相对比较稳定，所以I1（Be）> I1（B）> I1（Li）。
③元素的非金属性越强，越易得到电子，则第一电子亲和能越大，同周期从左到右核电荷数依次增大，半径逐渐减小，更容易结合电子，放出的能量增大，N的最外层为半充满结构，较为稳定，不易结合电子。
(2)(2020天津模拟，3分)同周期两种主族元素X、Y的逐级电离能(I)数据如表所示。
电离能(kJ/mol) I1 I2 I3 I4 I5 ……
X 738 1451 7733 10540 13630 ……
Y 578 1817 2745 11575 14830 ……
下列有关说法正确的是(　　)
A.电负性：X＜Y B.与水反应剧烈程度：X＜Y
C.X的最外层电子数为1 D.Y的最高化合价为＋2
答案：A
解析：根据元素的逐级电离能数据可以看出，X的第三电离能数据明显剧增，说明X最外层有两个电子，X属于第ⅡA族元素；Y的第四电离能数据明显剧增，说明Y最外层有三个电子，Y属于第ⅢA族元素，又因为二者属于同周期元素，故Y在X的右边，据此判断。同周期元素，从左向右电负性逐渐增大，Y在X的右边，故电负性：X＜Y，故A项正确。同周期元素，从左向右元素金属性减弱，其单质与水或酸反应的剧烈程度减弱，故与水反应剧烈程度：X>Y，故B项错误。根据上述分析可知，X属于第ⅡA族元素，最外层电子数为2，故C项错误。根据上述分析可知，Y属于第ⅢA族元素，故最高化合价为＋3价，故D项错误。
（3）第4周期有14种金属元素，其中4种为主族元素，10种为过渡元素。
(1)锰元素在周期表中的位置为________；属于________(填“s”“p”“d”“ds”或“f”)区元素。
(2)基态铬原子的价电子排布式为________，与铬同周期的所有元素的基态原子中，最外层电子数与铬原子相同的有________。
(3)As、Se、Br元素的电负性由大到小的顺序为______，第一电离能由大到小的顺序为________。
(4)铜、锌两种元素的第一电离能、第二电离能如表所示：
电离能/(kJ·mol－1) I1 I2
铜 746 1 958
锌 906 1 733
铜的第一电离能(I1)小于锌的第一电离能，而铜的第二电离能(I2)却大于锌的第二电离能，其主要原因是_______________________________________________________________。
[答案]　(1)第4周期ⅦB族　d
(2)3d54s1　K、Cu
(3)Br>Se>As　Br>As>Se
(4)Cu失去一个电子变成电子结构为[Ar]3d10的Cu＋，能量较低，结构稳定，所以Cu的第二电离能相对较大(或Zn失去一个电子变成电子结构为[Ar]3d104s1的Zn＋，易再失去一个电子，所以Zn的第二电离能相对较小或Cu原子失去一个电子后，核外电子排布式为[Ar]3d10，而锌原子失去1个电子后的核外电子排布式变为[Ar]3d104s1，铜达到了较稳定状态，所以Cu的第二电离能相对较大)
（4）已知：A～F都是周期表中前4周期的元素，它们的原子序数依次增大。其中A、C原子的L层有2个未成对电子。D与E同主族，D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构。F3＋的M层3d轨道电子为半充满状态。请根据以上信息，回答下列问题：
(1)A、B、C的电负性由小到大的顺序为________(用元素符号表示)，第一电离能由小到大的顺序为________。
(2)D元素的原子核外共有________种不同运动状态的电子、________种不同能级的电子。
(3)写出F的基态原子的电子排布式：____________________，E的价电子轨道表示式________。
[解析]　根据题意知：A为C，B为N，C为O，D为Mg，E为Ca，F为Fe。
[答案]　(1)C(3)1s22s22p63s23p63d64s2或([Ar]3d64s2)　
4.电负性及其应用
a.根据电负性的周期性变化比较元素电负性
(1)(2023汇编，10分)按要求填空：
①CaTiO3的组成元素的电负性大小顺序是　　　　　　　。(2020全国Ⅱ)
②NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性
(Hδ－)，电负性大小顺序是　　　　　　　。(2020全国Ⅲ)
③NH4H2PO4中，电负性最高的元素是　　　　。(2019全国Ⅲ)
④H、C、N的电负性由大到小的顺序为　　　　　　　　。(2021湖南单科)
⑤O、F、Cl电负性由大到小的顺序为　　　　　　　　　　 。(2021山东单科)
答案：①O＞Ti＞Ca（2分）　②N＞H＞B（2分）
③O（2分）　④N>C>H（2分）　⑤F>O>Cl（2分）
解析：①三种元素的电负性比较中，因氧为非金属元素，因此电负性最大，而钙与钛同处第四周期，位置“钙左钛右”，按照同周期元素从左到右电负性递增的规律，可知钙的电负性小于钛。
②NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性，说明N的电负性大于H；与B原子相连的H呈负电性，说明H的电负性大于B，因此3种元素电负性由大到小的顺序为N＞H＞B。
③根据非金属性越强电负性越大和NH4H2PO4中所含元素在周期表中的位置关系，氧元素电负性最高。
④元素的非金属性越强，其电负性越大，元素的非金属性强弱顺序为N>C>H，则元素电负性的大小顺序为N>C>H。
⑤同周期元素从左至右，电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，电负性依次减小，结合含有O、Cl的化合物中，O显负化合价而Cl显正化合价，所以电负性大小顺序为F>O>Cl。
b.电负性的应用
(1)(经典题，8分)元素的原子在分子中吸引电子的能力可以用电负性X来表示。下表是某些短周期元素的电负性(X)值：
元素符号 Li Be N O F Na Mg Al P S
X值 0.98 1.57 3.04 3.44 3.98 0.93 1.31 1.61 2.19 2.58
①根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系　　　 　　
　 　。
②试推测，周期表所列元素中除放射性元素外，电负性最小的元素与电负性最大的元素形成的化合物的电子式为____________________________________________。
③已知：Cl—Br＋H—OH H—Cl＋HO—Br，若NCl3最初水解产物是NH3和HOCl，则X(Cl)的最小范围：　　　　　　　　(填表中数值)。
④一般认为：如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，小于1.7通常形成共价键，结合问题③，分析BeCl2属于　　　　　　　　　　(填“离子化合物”或“共价化合物”)。
答案：①电负性越大的元素的非金属性越强，在反应中越易得到电子（2分）　②（2分） ③2.58～3.04（2分）　④共价化合物（2分）
解析：①由表中资料可知，电负性越大的元素的非金属性越强，在反应中越易得到电子。
②电负性最小的元素为Cs，电负性最大的元素为F，二者形成化合物的电子式为。
③NCl3最初水解产物是NH3和HOCl，水解反应中元素化合价不变，则在NCl3中N的化合价为－3价，Cl的化合价为＋1价，说明N得电子的能力大于Cl，则Cl的电负性小于N的电负性，即小于3.04，S与Cl在同一周期，同一周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增强，则有Cl的电负性大于S的电负性，即Cl的电负性大于2.58，故X（Cl）的最小范围是2.58～3.04。
④Be的电负性为1.57，Cl的电负性介于2.58～3.04之间，则两者的差值小于1.7，所以BeCl2为共价化合物。
(2).(多选)(2021山东泰安期末，4分)W、X、Y、Z、R是五种短周期主族元素，原子序数依次增大。W元素的一种离子与Li＋具有相同的电子层排布且半径稍大，X原子核外L层的电子数与Y原子核外M层的电子数之比为3∶2，X与Z同主族，Z的价电子排布式为3s23p4，下列说法不正确的是(　　)
A.与W生成的气态化合物的热稳定性：Z>Y
B.W与Li的原子半径：W>Li
C.X和Y的第一电离能：X>Y
D.X、Z、R的电负性：R答案：B D
解析：W元素的一种离子与Li＋具有相同的电子层排布且半径稍大，则W为H；X与Z同主族，Z的价电子排布式为3s23p4，则X为O、Z为S；X原子核外L层的电子数与Y原子核外M层的电子数之比为3∶2，X（O）的L层电子数为6，则Y原子的M层电子数为4，W、X、Y、Z、R是五种短周期主族元素，原子序数依次增大，则Y为Si；由Z为S可知，R为Cl。非金属元素的非金属性越强，气态氢化物的热稳定性越强，非金属性：S > Si，则硫化氢的热稳定性强于硅烷，故A项正确，不符合题意。同主族元素从上到下，原子半径依次增大，则氢原子的半径小于锂原子，故B项错误，符合题意。同周期元素从左至右，第一电离能呈增大趋势（第ⅡA、ⅤA族元素第一电离能大于同周期相邻元素），同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小，则氧元素的第一电离能大于碳元素大于硅元素，故C项正确，不符合题意。同周期元素从左至右，元素电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，元素电负性逐渐减小，则电负性强弱的顺序为S＜Cl＜O，故D项错误，符合题意。
（3）A、B、C三种短周期元素，它们的原子序数依次增大。A元素原子的核外p电子数比s电子数少1；B元素原子核外有4种能级，且全部充满电子；C元素的主族序数与周期数的差为4。
(1)A的基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有________个方向，原子轨道呈________形。
(2)某同学推断B的基态原子的核外电子轨道表示式为
，该同学所画的轨道表示式违背了__________________。
(3)C位于________族________区，价电子排布式为________。
(4)A与氧的第一电离能较大的为________，电负性较大的为________(填元素符号)。
[解析]　根据题意可知A为N，B为Mg，C为Cl。
[答案]　(1)3　哑铃　(2)泡利不相容原理　(3)ⅦA　p　3s23p5　(4)N　O
5.原子结构和性质的综合应用
(1)(2020天津单科，3分)短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。用表中信息判断下列说法正确的是(　　)
元素　　 最高价氧化物的水化物　 X Y Z W
分子式 H3ZO4
0.1 mol·L－1溶液对应的pH(25 ℃) 1.00 13.00 1.57 0.70
A.元素电负性：Z＜W B.简单离子半径：W＜Y
C.元素第一电离能：Z＜W D.简单氢化物的沸点：X＜Z
答案：A
解析：四种短周期元素，最高价氧化物均可以形成对应的水化物。由H3ZO4的pH可知，该酸为弱酸，则Z为P；0.1 mol·L－1 W的最高价氧化物对应的水化物的pH为0.70，说明该物质为多元强酸，为硫酸，则W为S；0.1 mol·L－1 Y的最高价氧化物对应的水化物的pH为13.00，说明该物质为一元强碱，为氢氧化钠，则Y为Na；0.1 mol·L－1 X的最高价氧化物对应的水化物的pH为1.00，说明该物质为一元强酸，为硝酸，则X为N，据此回答。同一周期元素的电负性随着原子序数的递增而增大，因S的原子序数大于P，则S的电负性大于P，故A项正确。电子层数越多离子半径越大，Na＋有两个电子层而S2－有三个电子层，因此S2－的离子半径较大，故B项错误。同一周期元素原子的第一电离能总趋势为增大，但由于第ⅡA、ⅤA族元素的电子排布结构为全充满或半充满状态，原子结构较为稳定，故第ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能较同周期相邻两个主族的第一电离能大，故P的第一电离能大于S，故C项错误。相对分子质量越大，物质的熔、沸点越高，但由于X的氢化物NH3含有分子间氢键，因此NH3的沸点高于PH3的沸点，故D项错误。
(2)(2018海南单科，8分)X、Y、Z为短周期元素，X原子的质子数等于Z与Y的质子数之和；Z与Y位于同一周期，Y原子核外有3个未成对电子，非金属Z的一种固体单质可导电。回答下列问题：
①Y在周期表中的位置是第　　　　周期第　　　　族，其原子结构示意图为　　　　；Y与Z之间形成的化学键属于　　　　。
②X、Y、Z三种元素中原子半径最大的是　　　　(填元素符号)；X单质既可与盐酸反应，又可溶于氢氧化钠溶液，产生的气体为　　　　(填分子式)，该气体与Y单质反应的化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　。
③Z的最高价氧化物的电子式为____________________________________。
答案：①二（1分）　ⅤA（1分）　（1分）
共价键（1分）　②Al（1分）　H2（1分）　N2＋3H22NH3 （1分）　
③（1分）
解析： X、Y、Z为短周期元素，非金属Z的一种固体单质可导电，判断Z为碳元素，Y原子核外有3个未成对电子，则Y可能为氮元素或磷元素，结合Z与Y同周期，可知Y为氮元素，根据X原子的质子数等于Z与Y的质子数之和，则X为铝元素。
①周期序数＝原子的电子层数，主族序数＝原子的最外层电子数，Y为氮元素，位于周期表第二周期ⅤA族，核电荷数为7，原子结构示意图为；Y、Z为N、C，属于非金属元素，形成的化学键属于共价键。
②电子层数越多，半径越大，电子层数相同，核电荷数越大半径越小，X、Y、Z三种元素中原子半径最大的是Al；X单质（铝）既可与盐酸反应，又可溶于氢氧化钠溶液，反应都能生成氢气，氢气和氮气在工业上用来合成氨，反应的化学方程式为N2＋3H22NH3。
③Z（C）的最高价氧化物为二氧化碳，属于共价化合物，碳原子分别和两个氧原子形成碳氧双键，电子式为。
（3）.(经典题，12分)根据下列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下面各题：
元素代号 I1 I2 I3 I4
Q 2080 4000 6100 9400
R 500 4600 6900 9500
S 740 1500 7700 10500
T 580 1800 2700 11600
U 420 3100 4400 5900
(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)下列元素的单质中，化学性质最像Q元素单质的是(　　)
A.硼 B.铍 C.氦 D.氢
(4)如果U元素是短周期元素，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　　　　　(填元素代号)的第一电离能异常高的原因是
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
答案：（1）E（2分）　（2） D（2分）　（3）C（2分）　（4）10（1分）　（5）R＜S＜T （2分）　S （1分）　S元素的第一电离能失去的是s能级的电子，其s能级为全满稳定结构（2分）
解析：由元素的电离能数据可以看出，Q的电离能很大，可能为零族元素，R和U的第一电离能较小，第二电离能剧增，故表现＋1价，最外层电子数为1，二者最可能位于同一族，S的第一、第二电离能较小，第三电离能剧增，故表现＋2价，最外层电子数为2，T的第一、第二、第三电离能较小，第四电离能剧增，表现＋3价，最外层电子数为3。
（1）由上述分析可知，R和U的第一电离能较小，第二电离能剧增，故表现＋1价，最外层电子数为1，二者最可能位于同一族，故E项符合题意。
（2）离子的氧化性最弱，即其对应的电离能最小，由表中数据看出U的第一电离能为420 kJ·mol－1，数值最小，故U＋氧化性最弱。
（3）由表中数据可知，Q元素各电离能都较大，而且各电离能之间无太大差距，故Q最可能为稀有气体元素，化学性质和物理性质最像Q的单质的是氦。
（4）若U为短周期元素，根据表中数据第一次电离能飞跃是失去第2个电子时，可推知U在ⅠA族，U可以发生第2次电离能飞跃，说明U为Na，而第二次电离能飞跃是在失去第一能层电子时，Na的核外电子排布式为1s22s22p63s1，故应在失去第10个电子时发生。
（5）由上述分析可知，R最外层电子数为1，S的最外层电子数为2，T的最外层电子数为3，R、S、T若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R＜S＜T，其中由于S的第一电离能失去的是s能级的电子，其s能级为全满稳定结构，所以S第一电离能反常高。
（4）.(经典题，8分)表1是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：
(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子电子排布式： 。
(2)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(3)o、p两元素的部分电离能数据如表2：
元素电离能/(kJ·mol－1) o p
I1 717 759
I2 1509 1561
I3 3248 2957
表2
比较两元素的I2、I3可知，气态o2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(4)第三周期7种主族元素单质熔点高低的顺序如图所示，其中电负性最大的是　　　　 (填图中的序号)。
答案：（1）1s22s22p63s23p63d64s2（或[Ar]3d64s2）（2分）　（2）电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光（子）的形式释放能量（2分）
（3）Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定，失去第三个电子比较困难；而Fe2＋的3d轨道有6个电子，再失去一个电子即为半充满状态，故其失去第3个电子比较容易（3分）　（4）1（1分）
解析：（1）26号元素为Fe，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2（或[Ar]3d64s2）。
（2）h为Mg，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，是由于电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时以光（子）的形式释放能量。
（3）o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，Mn2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满状态，相对比较稳定，失去第3个电子比较困难，而Fe2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，故其失去第3个电子比较容易。
（4）第三周期7种主族元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯，其单质中钠、镁、铝、硅、磷、硫在常温下均为固体，氯气为气体，熔点最低的是氯气，由图可知，1号元素为氯。7种元素中电负性最大的是氯，其在图1中对应的序号为1。
（5）.(经典题，6分)前四周期元素A、B、C、D、E的原子序数依次增大，A元素原子的核外电子只有一种运动状态；基态B原子s能级的电子总数比p能级的多1；基态C原子和基态E原子中成对电子数均是未成对电子数的3倍；D形成的简单离子的半径在同周期元素形成的简单离子中最小。回答下列问题：
(1)元素A、B、C中，电负性最大的是　　　　(填元素符号，下同)，元素B、C、D第一电离能由大到小的顺序为___________________________________________。
(2)基态E原子的电子排布式为　　　　　　　　　　　　　　。
答案：（1）O（2分）　 N＞O＞Al（2分）
（2）1s22s22p63s23p63d54s1（或[Ar] 3d54s1）（2分）
解析：前四周期元素A、B、C、D、E的原子序数依次增大，A元素原子的核外电子只有一种运动状态，A为H；基态B原子s能级的电子总数比p能级的多1，核外电子排布为1s22s22p3，则B为N；基态C原子和基态E原子中成对电子数均是未成对电子数的3倍，核外电子排布为1s22s22p4、1s22s22p63s23p63d54s1，则C为O，E为Cr；D形成的简单离子的半径在同周期元素形成的简单离子中最小，则D为该周期中原子序数最大的金属元素，因此D为Al。
（1）元素的非金属性越强，电负性越大，元素H、N、O中，电负性最大的是O；同一周期，从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族、第VA族元素的第一电离能大于相邻元素，同一主族，从上到下，第一电离能逐渐减小，则第一电离能N>P，又有Al（2）E为Cr，基态E原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1（或[Ar] 3d54s1）。
（6） (1)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
(2)下表是第3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
[答案]　(1)1s22s22p63s2　(2)A
6.元素周期表分区和原子核外电子排布的相互判断
(1)(经典题，10分)在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起，据此，人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号，如图所示。
①在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素原子的价电子的电子云形状为　　　　　。
②在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，常见离子的电子排布式为　　
　 　，其中较稳定的是　　　　　。
③在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，原子的价电子排布式为　　　　　　。
④在p区中，第二周期VA族元素原子的价电子排布图为　　　　　　　　　　。
⑤在今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们在　　　　　区中。
答案：①球形（1分）　②Fe2＋：1s22s22p63s23p63d6；
Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5（4分）　Fe3＋（1分）
③3d104s2（1分）　④（2分）　⑤f （1分）
解析：①在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素位于第二周期ⅡA族，其原子的价电子排布式应为2s2，所以其原子的价电子的电子云形状为球形。
②在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素为Fe，常见的离子为二价铁离子和三价铁离子。其离子的电子排布式为Fe2＋：1s22s22p63s23p63d6；Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5，Fe3＋的最外层为3d5，为半充满稳定结构，而Fe2＋的最外层为3d6，故Fe3＋较稳定。
③在ds区中，族序数最大，原子序数最小的元素为第四周期ⅡB族的Zn，原子的价电子排布式为3d104s2。
④在p区第二周期ⅤA族的元素为N，原子价电子排布式为2s22p3，其价电子的排布图为。
⑤常用于核能开发的元素是铀和钚，它们在f区中。
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