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第一章 原子结构与性质
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1.能层与能级
点拨：
1.能层
(1)含义：在含有多个电子的原子里，由于电子的能量各不相同，因此，它们运动的区域也不同。通常能量最低的电子在离核最近的区域运动，而能量高的电子在离核较远的区域运动。根据多电子原子核外电子的能量差异可将核外电子分成不同的能层(即电子层)。如钠原子核外有11个电子，第一能层有2个电子，第二能层有8个电子，第三能层有1个电子。
(2)能层表示方法
能层 一 二 三 四 五 六 七 ……
符号 K L M N O P Q ……
能量 低→高
最多电子数 2 8 18 32 50 ……
在推断题中经常出现与层数有关的概念，理解这些概念是正确推断的关键。为了研究方便，人们形象地把原子核外电子运动看成分层运动，在原子结构示意图中，按能量高低将核外电子分为不同的能层，并用符号K、L、M、N、O、P、Q……表示相应的层，统称为电子层。一个原子在基态时，电子所占据的电子层数等于该元素在周期表中所处的周期数。倒数第一层，称为最外层；从外向内，倒数第二层称为次外层；最内层就是第一层(K层)；内层是除最外层外剩下电子层的统称。以基态铁原子结构示意图为例：铁原子共有4个电子层，最外层(N层)只有2个电子，次外层(M层)共有14个电子，最内层(K层)有2个电子，内层共有24个电子。
2.能级
(1)含义：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，这样同一能层就可分成不同的能级(也可称为电子亚层)。能层与能级类似于楼层与阶梯之间的关系。在每一个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……(n代表能层)
(2)各能层所包含的能级符号及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：
能层(n) 一 二 三 四 五 六 七 …
符号 K L M N O P Q …
能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s … … … …
最多容纳的电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 … … … …
2 8 18 32 50 72 98 2n2
(3)能级数与能层序数的关系
在任一能层，能级数=能层序数。
(4)能级与电子数的关系
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2倍，即2、6、10、14……说明①在任一个能层中，能级符号顺序为ns、np、nd、nf……(n代表能层)，能量依次升高，即在第n层中，不同能级的能量大小顺序是E(ns)＜E(np)＜E(nd)＜E(nf)……
②不同能层，能级符号相同，n越大，能量越高，如E(1s)＜E(2s)＜E(3s)＜E(4s)
【例题】
1．下列有关认识正确的是( )
A．各能级的原子轨道数按s、p、d、f的顺序依次为1、3、5、7
B．各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束
C．各能层含有的能级数为n-1
D．各能层含有的电子数为2n2
2.构造原理
点拨：
1.构造原理
从氢原子开始，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，电子大多是按下图所示的能级顺序填充的，填满一个能级再填一个新能级。这个规律称为构造原理。
2.构造原理的应用
构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，将阿拉伯数字放在能级符号前表示能层数，将阿拉伯数字标在能级符号右上角表示该能级上排布的电子数，这就是电子排布式。如N：1s22s22p3，Mg：1s22s22p63s2。
构造原理揭示了原子核外电子的能级分布，从中可以看出，不同能层的能级有交错现象，如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。
3.关于原子的最外层、次外层电子数
由于能级交错的原因，E(nd)>E[(n+1)s]，当ns和np全充满时(共4个轨道，最多容纳8个电子)，多余电子不是填入nd，而是首先形成新电子层，填人(n+1)s轨道中，因此最外层电子数不可能超过8个。
同理可以解释为什么次外层电子数不超过18个。若最外层是第n层，次外层就是第(n-1)层。由于E[(n-1)f]>E[(n+1)s]>E(np)，在第(n+1)层出现前，次外层只有(n-1)s、(n-1)p、(n-1)d上有电子，这三个亚层共有9个轨道，最多可容纳18个电子，因此次外层电子数不超过18个。例如，某原子最外层是第五层，次外层就是第四层，由于E(4f)>E(6s)>E(5p)，在第六层出现之前，次外层(第四层)只有4s、4p和4d轨道上有电子，这三个亚层共有9个轨道，最多可容纳18个电子，也就是次外层电子数不超过18个。
【例题】
2．下列各基态原子的核外电子排布表示正确的是(　　)
A．钠原子：1s22s22p7 B．铜原子：1s22s22p63s23p63d94s2
C．铁原子：1s22s22p63s23p63d8 D．氪原子：1s22s22p63s23p63d104s24p6
3.能量最低原理、基态与激发态、光谱
点拨：
1.能量最低原理
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。
2.基态与激发态原子
(1)基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。
(2)激发态：较高能量状态(相对基态而言)。
(3)基态原子、激发态原子相互转化与能量的关系：基态原子激发态原子。
3.光谱
(1)光谱
光谱一词最早是由伟大的物理学家牛顿提出的。不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放出不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱和发射光谱，这些光谱统称为原子光谱。
(2)基态、激发态与光谱的联系
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。例如，电子可以从ls跃迁到2s、6p……相反，电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一、在日常生活中，我们看到的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火……都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。
【例题】
3．下列说法正确的是
A．氢原子光谱所有元素光谱中最简单的光谱之一
B．“量子化”就是不连续的意思，微观粒子运动均有此特点
C．玻尔理论不但成功解释了氢原子光谱，而且还推广到其他原子光谱
D．原子中电子在具有确定半径的圆周轨道上像火车一样高速运转着
4.电子云与原子轨道
点拨：
1.电子运动的特点：只能确定电子在原子核外空间各处出现的概率，而无法确定某个时刻处于原子核外空间何处。
2.电子云：由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。
3.原子轨道
(1)s电子的电子云轮廓图都是一个球形，p电子的电子云是哑铃状的。量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为原子轨道。
(2)s电子的原子轨道都是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。p电子的原子轨道是哑铃形的，每个p能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别称为px、py、pz。p电子的原子轨道的平均半径也随能层序数的增大而增大。
(3)ns能级有1个原子轨道，np能级有3个原子轨道，nd能级有5个原子轨道，nf能级有7个原子轨道，而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用一对方向相反的箭头“↑↓”来表示。
①能层序数n越大，原子轨道的半径越大。
②s能级只有一个原子轨道，且都是球形的。
③p能级有3个相互垂直的原子轨道，分别用px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。
④不同能层的同种能级的原子轨道形状相似，只是半径不同，能层序数n越大，原子轨道的半径越大。这是因为能层序数n越大，电子的能量越高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。如ls、2s、3s的形状均为球形，但原子轨道半径：1s＜2s＜3s。
【例题】
4．下列说法正确的是
A．不同的原子轨道形状一定不相同
B．p轨道呈哑铃形，因此p轨道上的电子运动轨迹呈哑铃形
C．2p能级有3个p轨道
D．氢原子的电子运动轨迹呈球形
5.泡利原理和洪特规则
点拨：
1.泡利原理
在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自定状态相反(用“↑↓”表示)，这个原理称为泡利原理。电子自旋可以比喻成地球的自转，自旋只有两种方向：顺时针方向和逆时针方向。
2.电子排布图
用方框表示原子轨道，用箭头表示电子(一个箭头表示一个电子)，这种用来表达电子排布的新方式叫做电子排布图。如锂的电子排布图：。
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，而且自旋状态相同。
注意：等价轨道全充满、半充满或全空的状态一般比较稳定，也就是说，具有下列电子层结构的原子是比较稳定的。全充满：p6、d10、f14，半充满：p3、d5、f7，全空：p0、d0、f0。
因此，铬和铜的基态原子的电子排布图如下：
总之，基态原子的电子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则。用构造原理得到的电子排布给出了基态原子核外电子在能层和能级中的排布，而电子排布图还给出了电子在原子轨道中的排布。
【例题】
5．（1）以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况，试判断哪些违反了泡利原理 ，哪些违反了洪特规则 。
（2）某元素的激发态(不稳定状态)原子的电子排布式为1s22s22p63s13p33d2，则该元素基态原子的电子排布式为 ；其最高价氧化物对应水化物的化学式是 。
（3）将下列多电子原子的原子轨道按轨道能量由低到高顺序排列。
①2s　　②3d　　③4s　　④3s　　⑤4p　　⑥3p
轨道能量由低到高排列顺序是 。
6.描述核外电子排布的化学用语
点拨：
1.电子排布式
(1)定义：用核外电子分布的原子轨道(能层)及各原子轨道(能级)上的电子数来表示电子排布的式子。如1s22s22p4、1s22s22p63s23p1、1s22s22p63s23p64s2、1s22s22p63s23p63d64s2分别是O、Al、Ca、Fe原子的电子排布式。
(2)以铝原子为例，电子排布式中各符号、数字的意义为：
(3)简化的电子排布式
电子排布式中的内层电子排布可用相应的稀有气体的元素符号加方括号来表示，以简化电子排布式。以稀有气体的元素符号外加方括号表示的部分称为“原子实”。如钙的电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，其简化的电子排布式可以表示为[Ar]4s2。
(4)外围电子排布式
在原子的核外电子排布式中，省去“原子实”后剩下的部分称为外围电子排布式，也叫价电子排布。如氯、铜的电子排布式分别为1s22s22p63s23p5、1s22s22p63s23p63d104s1，用“原子实”的形式分别表示为[Ne]3s23p5、[Ar]3d104s1，其外围电子排布式分别为3s23p5、3d104s1。
提示①虽然电子排布是遵循构造原理的，但书写时应按照电子层的顺序排列。如铁原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d64s2，而不宜写作1s22s22p63s23p64s23d6。
②主族元素的最外层电子就是外围电子，又称价电子。过渡元素的外围电子一般包括最外层的s电子和次外层的d电子，有的还包括倒数第三层的f电子。
③元素周期表中呈现的电子排布是各元素原子的外围电子排布。
(5)价电子、最外层电子、外围电子
价电子指原子参加化学反应时形成化合价的电子；最外层电子指能量最高的电子层上的电子，对于主族元素，最外层电子数等于价电子数；对于副族元素，部分能量高的次外层电子参与成键，即次外层部分电子与最外层电子统称为外围电子，即价电子。例如，铝：[Ne]3s23p1，最外层电子数和价电子数都是3。
2.电子排布图
以铝原子为例，电子排布图中各符号、数字的意义为：
在电子排布图中也可以用圆圈表示一个原子轨道，如
电子排布式和电子排布图反映的是基态原子即处于最低能量状态的原子的电子排布情况。它们相互关联，可以非常方便地相互转换。
3.原子结构示意图
原子结构示意图：表示原子的核电荷数和核外电子在原子核外各电子层排布的图示。
4.电子式
在化学反应中，一般是原子的最外层电子数目发生变化。为了简便起见，化学中常在元素符号周围用小黑点“·”或小叉“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式。如钠原子的电子式为·Na(或×Na)。
【例题】
6．下列关于价电子排布3s23p4的描述正确的是
A．它的元素符号为O
B．它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4
C．可以与H2化合生成液态化合物
D．其电子排布图为
7.原子结构与周期表
点拨：
1.元素周期系：(元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复的结果)
随着元素原子的核电荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，这就是元素周期系中的一个个周期。这也是原子核外电子排布规律中为什么最外层的电子数不超过8个电子的原因。
2.元素周期表：(体现元素原子结构、元素性质的周期性变化)
(1)元素周期表的结构
(2)原子结构与元素在周期表中的位置关系(元素在周期表中的位置由原子结构决定)
原子核外电子层数决定元素所在的周期：
周期序数=原子核外电子层数；
原子的价电子总数决定元素所在的族，周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化，“价电子”即与元素化合价有关的电子，元素周期表的每个纵列的价电子层上电子总数相同，对于主族元素，价电子指的就是最外层电子，所以：
主族元素其族序数=价电子数=最外层电子数。
而副族元素的族序数不等于其最外层电子数，其族序数跟核外电子的排布有关。
(3)价电子数与族序数的关系
s区元素价电子特征排布为ns1~2，价电子数等于族序数。d区元素价电子排布特征为(n-1)d1~10ns1~2，价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。
外围电子总数决定排在哪一族，如：29Cu，价电子为3d104s1，10+1=11尾数是1所以，是IB。
(4)元素周期表的分区
按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区：s区、d区、ds区、p区、f区：
s区 p区 d区 ds区 f区
纵列数 1~2 13~18 3~10 11~12
族 IA、IIA IIIA~VIIA IIIB~VIIBVIII IB、IIB 镧系、锕系
是否都是金属 除H外 否(非金属元素所在区域) 是(又称过渡元素) 是
【例题】
7．下列四种元素中，其单质氧化性最强的是
A．原子含有未成对电子最多的第2周期元素
B．位于周期表第3周期ⅢA族的元素
C．原子最外电子层排布式为3s23p5的元素
D．原子最外电子层排布式为2s22p6的元素
8.元素周期律
1.原子半径
(1)决定原子半径大小的因素
原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。电子层数越多，电子间的排斥将使原子半径增大；而当电子层数相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小。
①电子能层数：电子能层数越多，原子半径越大
②核电荷数：核电荷数越大，原子半径越小
(2)原子半径的变化规律
①同周期：从左到右，原子半径逐渐减小
同周期元素原子具有相同的电子能层，但随着核电荷数增多，原子核对核外电子的吸引力变大，从而使原子半径减小
②同主族：从上到下，原子半径逐渐增大
同主族元素自上到下，原子具有的电子能层数增多，使原子半径增大，虽然自上到下核电荷数也增多可使原子半径减小，但由于核电荷数的增多使核对核外电子的吸引比不上由于能层的增多使得电子负电排斥来得大，所以最终结果原子半径增大。
2.电离能：(可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度)
(1)概念：气态中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
注意：上述表述中的“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件，缺一不可。
(2)第一电离能的变化规律：随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化
①同周期：随着原子序数的增加，元素的第一电离能逐渐增大
对于同一周期的元素，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外，稀有气体原子半径比同周期的卤族元素原子半径大)，原子核对核外电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失去电子，因此元素的第一电离能呈递增趋势。同周期内，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。
②同主族：随着核电荷数的递增，元素的第一电离能逐渐减小
同一主族元素，从上到下，随着核电荷数的增加，电子能层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引越来越弱，元素的原子越来越容易失去电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。
(3)影响电离能的因素
①核电荷数
②原子半径
③原子的电子构型(当元素具有全充满，半充满的电子构型时，稳定性高，电离能大)
第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，金属性越强，第一电离能数值越小大，原子越难失去一个电子，非金属性越强。
(4)核外电子排布、元素的性质与电离能的关系
①第一电离能与原子的核外电子排布的关系
对于同一周期的元素从左到右第一电离能并不是呈直线上升，有些元素原子的电离能出现反常，这是什么原因造成的呢？
第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关，通常情况下，当原子核外的电子排布的能量相等的轨道上形成全空，半满，全满的结构时，原子的能量较低，原子较稳定，则该原子比较难失去电子，故第一电离能较大。
在元素周期表中第IIA族与第VA族元素出现反常。比如Be的价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，不如Be稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，Mg：1s22s22p63s2，P：1s22s22p63s23p3.那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，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，Mg的第一电离能大于Al。
②第一电离能与金属的活泼性的联系
第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，金属性越强。比如碱金属的第一电离能均较小，易失去一个电子，故碱金属都较活泼。
③电离能与元素化合价的关系
气态原子失去一个电子生成+1价气态阳离子所需要的能量叫做第一电离能，常用符号I1表示。由+1价气态阳离子再失去一个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示。依次还有第三、第四电离能等。原子的逐级电离能是越来越大的，原因是离子的电荷正值越来越大，离子半径越来越小，所以失去这些电子逐渐变难，需要的能量也就越来越高。
Na Mg Al
各级电离能(kJ/mol) 496 738 578
4562 1415 1817
6912 7733 2745
9543 10540 11575
13353 13630 14830
16610 17995 18376
20114 21703 23293
从表中可以看出钠的第一电离能较小而第二电离能突跃地升高，表明钠失去一个电子后，不易失去第二个电子，所以钠通常显+1价；而镁的第一、二电离能均较低，第三电离能突跃升高，说明镁易失去2个电子，第三个电子难失去，故显+2价；同理，铝的第一、二、三电离能均较低，说明铝较易失去三个电子，显+3价，而第四电离能突跃升高，说明铝难失去第四个电子。
3.电负性：(可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据)
(1)概念：用于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。其中键合电子指原子中用于形成化学键的电子。
(2)元素的电负性变化规律：随着核电荷数的递增，元素的电负性呈周期性变化
①同周期：从左到右，元素的电负性逐渐增大。即金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
②同主族：从上到下，元素的电负性逐渐减小。即金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
(3)元素的性质与电负性的关系
①元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系
电负性数值越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；电负性数值越小，元素的金属性越强，非金属性越弱。一般来说电负性大于1.8的元素为非金属元素。电负性最大的元素为氟，电负性最小的为铯，而当元素的电负性在1.8左右时，该元素一般既有金属性又有非金属性。
②电负性与化合物类型的关系
一般认为如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间容易形成离子键，相应的化合物为离子化合物，如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，那么他们之间通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物。
③电负性与元素的化合价的关系
在化合物中，电负性数值较小的元素的化合物中吸引键合电子的能力较弱，元素的化合价为正价，电负性数值较大的元素在化合物中吸引键合电子的能力较强，元素的化合价为负值。由于氟是所有元素中电负性数值最大的元素，所以在氟的化合物中，氟一定显示负价，没有正价。
④对角线规则
在元素周期表中，某些元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为对角线规则。
锂、镁在空气中燃烧产物都是碱性氧化物，B和Al的氢氧化物都是两性氢氧化物，硼和硅的含氧酸均为弱酸，由此可以看出对角线规则是合理的。这是因为这些处于对角线的元素的电负性数值相差不大，得失电子的能力相差不大，故性质相似，值得注意的是，并不是所有处于对角线的元素的性质都相似的。
【例题】
8．短周期元素X、Y、Z，其中X、Y位于同一主族，Y、Z位于同一周期。X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍，Z原子的核外电子数比Y原子少1。下列比较正确的是
A．元素非金属性：Z> Y > X B．最高价氧化物水化物酸性：Z > Y
C．原子半径：Z < Y < X D．气态氢化物的稳定性：Z < Y < X
9.关于微粒半径大小比较的方法
1.同周期元素的原子(稀有气体除外)，随核电荷数的增加，半径逐渐减小
例如，Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
2.同主族元素的原子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大
例如，半径：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
半径：F＜Cl＜Br＜I
3.带相等电荷数的同主族元素的离子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大
例如，半径：Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+
F-＜Cl-＜Br-＜I-
4.同种元素的原子或单核离子，化合价越高，半径越小
例如，半径：Fe3+＜Fe2+＜Fe
5.具有相同电子层结构的原子或离子，核电荷数越大，半径越小
例如，半径：S2->Cl->K+>Ca2+
【例题】
9．具有下列电子排布的原子中，半径最大的为
A．1s22s22p63s1 B．1s22s22p63s23p64s1
C．1s22s22p63s2 D．1s22s22p63s23p64s2
试卷第1页，共3页
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参考答案：
1．A
【详解】A．各能级的原子轨道数按s、p、d、f的顺序依次为1、3、5、7，A正确；
B．各能层的能级都是从s能级开始，每个能层上能级个数与能层数相等，所以有的能层不含f能级，如第一能层只有1s能级，B错误；
C．各能层含有的能级数与其能层数相等为n，C错误；
D．各能层最多含有的电子数为2n2，但最外层不能超过8个电子，次外层不能超过18个电子，倒数第三层不能超过32个电子，D错误。
2．D
【详解】A．根据泡利不相容原理可知，p轨道最多只能容纳6个电子，钠原子的电子排布式应该是1s22s22p63s1，A错误；
B．根据洪特规则可知，等价轨道在全空、半满、全满时是较稳定状态，故铜原子的电子排布式应该是1s22s22p63s23p63d104s1，B错误；
C．违背了能量最低原理，铁原子的电子排布式应该是1s22s22p63s23p63d64s2，C错误；
D．根据核外电子的排布规律可知，氪原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p6，D正确。
答案选D。
【点睛】在对核外电子排布时，能量最低原理、泡利原理(由此可导出每层最多容纳的电子数)和洪特规则要综合考虑。
3．B
【详解】A．氢原子光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱，不是之一，故A错误；
B．微观粒子的运动具有波粒二象性，用波粒二象性和概率波处理微观问题就是量子化，微观粒子的运动具有量子化特点，故B正确；
C．波尔理论具有局限性，只是解释了氢原子光谱，但对解释多电子原子的光谱却遇到困难，故C错误；
D．原子中电子没有固定的轨道，只能在一定范围内高速运动，原子半径是电子运动出现几率最高的区域，故D错误；
故选B。
4．C
【详解】A．不同能级的原子轨道形状可以相同，如1s、2s能级的原子轨道都是球形，只是半径不同，故A错误；
B．现在的技术无法测定电子在原子核外的运动轨迹，原子轨道只是体现电子的运动状态，故B错误；
C．任何电子层的p能级都有3个p轨道，故C正确；
D．根据B项分析，氢原子s轨道呈球形，并不是电子运动轨迹呈球形，故D错误；
答案选C。
5． ③ ②④⑥ 1s22s22p63s23p4 H2SO4 ①④⑥③②⑤
【详解】（1）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，称为泡利不相容原理，所以违反泡利不相容原理的有③；当电子排布在同一个能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是单独优先占据一个轨道，而且自旋状态相同，称为洪特规则，所以违反洪特规则的有②④⑥；
（2）根据激发态原子核外电子排布式知该元素核外有16个电子，为S元素；根据能量最低原理，其基态原子核外电子排是1s22s22p63s23p4；S元素最外层有6个电子，所以最高价是+6价，最高价氧化物对应水化物的化学式是H2SO4；
（3）相同电子层上原子轨道能量的高低：ns＜np＜nd；形状相同的原子轨道能量的高低：1s＜2s＜3s＜4s……，多电子原子的原子轨道按轨道能量由低到高顺序是①④⑥③②⑤。
6．B
【分析】价电子构型为3s23p4的元素是16号元素S，据此回答。
【详解】A．价电子构型为3s23p4的元素是16号元素S，A错误；
B．它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，B正确；
C．硫和氢气化合生成硫化氢，常温时是气态化合物，C错误
D．其电子排布图为：，D错误；
故选B。
7．C
【分析】先根据信息，推出各元素：原子含有未成对电子最多的第二周期元素是氮，位于周期表中第三周期皿A族的元素是铝，原子最外电子层排布为2s22p6的元素是氛，原子最外电子层排布为3s23p5的元素是氯，然后比较氧化性强弱；
【详解】由原子含有未成对电子最多的第二周期元素是氮，位于周期表中第三周期IIIA族的元素是铝，原子最外电子层排布为2s22p6的元素是氖，原子最外电子层排布为3s23p5的元素是氯，A是氮元素，B是铝元素，C是氯元素，D是氖元素，氖为稀有气体元素，很稳定，铝是金属元素，单质具有还原性，氯和氮均为非金属，氯原子最外层为7个电子，更容易得电子，所以电子氧化性最强。
故选C。
8．D
【分析】X原子的最外层电子数是其电子层的3倍，由于最外层电子数不能超过8个，因此X是第二周期元素，则X的原子序数是2＋2×3＝8，即X是O元素。X、Y位于同一主族，则Y是S元素。Z原子的核外电子数比Y原子少1，所以Z是P元素。
【详解】A、同周期自左向右非金属性逐渐减弱，同主族自上而下非金属性逐渐减弱，则元素非金属性：X＞Y＞Z，A错误；
B、非金属性越强最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则最高价氧化物水化物酸性：Y＞Z，B错误；
C、同周期自左向右原子半径逐渐减小，同主族自上而下原子半径逐渐增大，则原子半径：X＜Y＜Z，C错误；
D、非金属性越强，氢化物的稳定性越强，则气态氢化物的稳定性：Z＜Y＜X，D正确；
答案选D。
9．B
【详解】1s22s22p63s1为Na，1s22s22p63s23p64s1为K，1s22s22p63s2为Mg，1s22s22p63s23p64s2为Ca；同周期自左而右原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大，故原子半径：K＞Na＞Mg，K＞Ca，故K原子半径最大，即B的原子半径最大；
故选B。
答案第1页，共2页
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