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第一章 原子结构与性质—高二化学人教版（2019）期末复习知识大盘点
第一部分：学习目标整合
1.了解有关核外电子运动模型的发展史，认识核外电子的运动特点
知道电子运动的能量状态具有量子化的特征，电子可以处于不同的能级，在一定条件下会发生激发与跃迁
3.知道电子的运动状态可通过原子轨道和电子云模型来描述
4.知道原子核外电子的能级高低顺序，了解原子核外电子排布的构造原理，认识基态原子核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则等。知道1~36号元素基态原子核外电子的排布
5.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现规律性变化是导致元素性质周期性变化的原因
6.知道元素周期表中分区、周期和族的元素原子的核外电子排布特征，了解元素周期律的应用价值
第二部分：教材习题变式
1.下列关于电子云和原子轨道的说法中正确的是( )
A.电子云图中一个小点表示1个自由运动的电子
B.s电子云呈球形，表示电子绕原子核做圆周运动
C.电子云图中的小点密度大，说明该原子核外空间电子数目多
D.ns能级的轨道呈球形，有无数对称轴
2.下列说法正确的是( )
A.电子仅从激发态跃迁到基态才产生原子光谱
B.在已知元素中，基态原子的4能级中只有1个电子且位于d区的元素共有3种
C.核电荷数为26的元素基态原子核外价层电子排布图为
D.核外电子数为奇数的基态原子，其原子轨道中可能不含未成对电子
3.科学研究证明：核外电子的能量不仅与电子所处的能层、能级有关，还与核外电子的数目及核电荷数有关。氩原子与硫离子的核外电子排布相同，都是。下列说法正确的是( )
A.两粒子的1s能级上电子的能量相同
B.两粒子的3p能级上电子与核的距离相同
C.两粒子的电子发生跃迁时，产生的光谱不同
D.两粒子都达8电子稳定结构，化学性质相同
4.下列关于原子结构及元素周期表的说法错误的是( )
A.位于同一轨道内的电子的运动状态也不相同
B.位于d区和ds区的元素都是金属元素
C.前四周期基态原子未成对电子数最多的元素位于第ⅥB族
D.基态原子最外层电子排布为的元素均在第ⅠA族或第ⅠB族
5.2020年11月10日，我国“奋斗者”号载人潜水器在马里亚纳海沟成功坐底，坐底深度10909米。“奋斗者”载人舱球壳的材料Ti62A是一种Ti和Al、Sn、Si等的合金，其中Si和Sn两种元素在元素周期表中位于同一主族。下列有关说法错误的是( )
A.基态Al和Si原子核外电子所占据的最高能层相同
B.基态Sn原子核外电子占据5个能层
C.基态Si和Sn原子的价电子层的电子总数相等
D.基态Ti原子最外层有两个能级有电子排布
6.具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是( )
①3p轨道上只有一对成对电子的原子
②外围电子排布式为的原子
③3p轨道为半满的原子
④正三价阳离子的核外电子排布与氖原子相同的原子
A.①②③④ B.③①②④ C.②③①④ D.②④①③
7.现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：①；②；③。则下列有关比较中正确的是( )
A.未成对电子数：③>②>①
B.原子半径：③>②>①
C.电负性：③>②>①
D.第一电离能：③>②>①
8.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；一般，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。下表给出了14种元素的电负性，则下列说法错误的是( )
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
A.随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化
B.元素电负性越大，其非金属性越强
C.根据电负性数据可知中含有离子键
D.含金属元素铍，故属于离子化合物
9.如图三条曲线分别表示C、Si和P元素的前四级电离能变化趋势。下列说法正确的是( )
A.元素电负性：c>b>a
B.简单氢化物的稳定性：c>a>b
C.简单氢化物的相对分子质量：b>c>a
D.第五电离能
10.下表是第三周期部分元素的电离能数据。
元素
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( )
A.甲的金属性比乙强 B.乙的常见化合价为+1价
C.丙不可能为非金属元素 D.丁一定为金属元素
11.短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物，Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是( )
A.第一电离能： B.简单离子的还原性：
C.简单离子的半径： D.氢化物水溶液的酸性：
12.回答下列问题：
（1）第二周期元素的第一电离能随原子序数的变化情况如图。随的递增而呈增大趋势的原因是________，原子核对外层电子的引力增大。导致在点出现齿峰的原因是___________。
（2）①常用于制造火柴，P和S的第一电离能较大的是________。
②俗称雄黄，其中基态As原子的核外电子排布式为________，有________个未成对电子。
③P、S、As电负性由大到小的顺序是________。
第三部分：重难知识易混易错
一、原子结构
能层
(1)核外电子按能量不同分成能层并用符号K、L、M、N、O、P、Q…表示。
(2)能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。
能级
(1)定义：根据多电子原子的能量也可能不同，将它们分为不同能级。
(2)表示方法：分别用相应能层的序数和字母s、p、d、f等表示，如n能层的能级按能量由低到高的排列顺序为ns、np、nd 、nf等。
能层、能级与最多容纳的电子数
①能层序数等于该能层所包含的能级数，如第三能层有3个能级。
② s、p、d、f 各能级可容纳的电子数分别为1、3、5、7的2倍。
③原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数与能层的序数(n)间的关系是2n2。
基态原子与激发态原子
(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，电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。
(3)基态、激发态相互间转化的能量变化。
光谱
(1)光谱的成因及分类
①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；反之，将吸收能量。光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。
②电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子时发生的是化学变化。
③一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。
(2)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。
构造原理
即电子所排的能级顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……。
当出现d轨道时，电子按ns、(n－1)d、np的顺序在原子轨道上排布；当出现f轨道时，电子按ns、(n－2)f、(n－1)d、np的顺序在原子轨道上排布。从第三能层开始，各能级不完全遵循能层顺序，产生了能级交错排列，即产生“能级交错”现象。
电子排布式
(1)电子排布式中能级符号右上角的数字表示该能级的电子数。如：Al原子电子排布式中各符号、数字的意义为
(2)电子排布式书写
①“三步法”书写电子排布式
第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→
4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s……
第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。
第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。
②简化的电子排布式：将电子排布式中的内层电子排布用相应的稀有气体元素符号加方括号来表示而得到的式子称为简化的电子排布式。如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1、[Ar]4s2。
③特例：Cr：[Ar]3d54s1、Cu：[Ar]3d104s1。
(3)电子排布式书写：基态原子转化为相应离子时的一般规律：原子失去电子时总是先失去最外层电子，然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子……对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外能层未填满的能级上。如Fe位于第四周期第Ⅷ族，其原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，Fe2＋的核外电子排布式为[Ar]3d6，Fe3＋的核外电子排布式为[Ar]3d5。
电子云及形状
(1)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。
(2)s电子云呈球形；p电子云呈哑铃形。
【注意】电子云图(即概率密度分布图)与电子云轮廓图不是同一个概念，电子云轮廓图实际上是电子云图(即概率密度分布图)的大部分区域(一般约为90%)；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，电子云轮廓图就是我们通常所说的原子轨道图。
原子轨道
(1)定义：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。
(2)数目：ns能级各有1个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道。
能级 s p d f
原子轨道数 1 3 5 7
原子轨道名称 ns npx、npy、npz ndxy、ndxz、ndyz、ndz2、ndx2－y2 ……
电子云轮廓图 的形状和取向 球形 哑铃形 互相垂直 梅花形 ……
能层序数n越大，原子轨道的半径越大。不同能层的同种能级的原子轨道的形状相似，半径不同。
能量最低原理：原子核外电子的排布遵循构造原理，按轨道能量由低到高依次排列，使整个原子处于最低的能量状态。
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，用“↓↑”表示。
洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。
洪特规则特例：当同一能级上的电子排布为全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空状态(p0、d0、f0)时，具有较低的能量和较大的稳定性。例如，铬(24Cr)的价电子排布是3d54s1(3d、4s能级均为半充满)，而不是3d44s2；铜(29Cu)的价电子排布是3d104s1(3d全充满、4s半充满)，而不是3d94s2。
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
元素性质随着原子序数的递增发生周期性的变化，称之为元素周期律。
按原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
原子核外电子排布与周期的划分
周期 外围电子排布 各周期增加的能级 元素种类
第ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数
一 1s1 1s2 2 1s 2
二 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8
三 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8
四 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18
五 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18
六 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32
七 7s1 7s27p6 8 7s、5f、6d、7p 32
核外电子排布与族的关系
(1)价电子：主族元素的价电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属元素原子的价电子排布为ns1。副族元素的价电子与其最外层电子和次外层电子有关(镧系、锕系元素还与次次外层的f电子有关)。如铁元素的价电子排布式为3d64s2。
(2)主族元素的族序数=原子的最外层电子数。同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在ns或nsnp能级上。
主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
价电子构型 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
(3)稀有气体元素的价电子排布为ns2np6(He为1s2)。
(4)过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵列原子的价电子排布基本相同。
族序数 ⅢB ⅣB … ⅦB
价电子构型 (n-1)d1ns2 (n-1)d2ns2 … (n-1)d5ns2
族序数 Ⅷ ⅠB ⅡB
价电子构型 (n-1)d6~8ns2 (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2
①第ⅢB族~ⅦB族可失去ns和(n-1)d能级上的全部电子，最高正价数 = 族序数。
②第Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n-1)d电子，其最高正价一般低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现出+8价。
③第ⅠB族可失去ns电子和部分(n-1)d电子，所以第ⅠB族的族数<最高正价，第ⅡB族只失去ns2电子，第ⅡB族的族序数=其最高正价。
元素周期表的分区
①根据核外电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区:s区、p区、d区、ds区、f区。除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
②各区内元素分布及原子结构特点。
分区 元素分布 外围电子排布 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
p区 第ⅢA族~ⅦA族、0族 ns2np1~6(He除外) 最外层电子参与成键(0族元素一般不考虑)
d区 第ⅢB族~ⅦB族、第Ⅷ族 (n-1)d1~9ns1~2(Pd除外) 次外层d能级中的电子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
对角线规则
某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质是相似的，这种相似性称之为对角线规则。如Li和Mg在过量的氧气中燃烧生成正常氧化物，而不是过氧化物。
元素周期律：元素的性质随核电荷数的递增发生周期性递变的规律。
原子半径的变化规律：原子的能层数和核电荷数的综合结果使各种原子的半径发生周期性递变。
①同周期主族元素
从左到右，电子能层数不变，但随核电荷数的逐渐增大核对电子的引力增大，从而使原子半径逐渐减小。
②同主族元素
从上到下，电子能层数逐渐增多，虽然核电荷数增大，但电子能层数的影响成为主要因素，所以从上到下原子半径逐渐增大。
【注意】比较微粒半径大小的方法
原子半径大小的比较方法
①同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)。
例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
②同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。
例：r(Li)③不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照比较。
例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al)
（2）离子半径大小的比较方法
①同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。
例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
②电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。
例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
③带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例：r(Li＋)④核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。
例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)
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。通常用I1表示。
逐级电离能：＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2表示；依次类推。
元素第一电离能变化规律
(1)对同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
(2)同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子。
【拓展】电离能的变化规律
(1)第一电离能
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。
②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
③同一周期中，第ⅡA族元素的第一电离能比第ⅢA族元素的第一电离能要大，第ⅤA族元素的第一电离能比第ⅥA族元素的第一电离能要大，这是因为第ⅡA族元素的最外层p轨道全空，第ⅤA族元素的最外层p轨道半满，全空和半满状态相对稳定。
(2)逐级电离能
①原子的逐级电离能越来越大。首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子带正电荷对电子的吸引力增强，从而使电离能越来越大。
②当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
电离能的应用
(1)由第一电离能比较元素的金属性强弱和金属的活泼性
一般地，对于金属元素来说，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强；对于非金属元素来说，元素的第一电离能越大，元素的非金属性越强。
(2)判断金属元素的化合价
如K元素，I1 I2＜I3，表明K原子容易失去一个电子形成＋1价阳离子。
(3)确定元素核外电子的排布：如Li元素I1 I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上，而且最外层上只有一个电子。
键合电子：原子中用于形成化学键的电子。
电负性：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。
电负性的变化规律
(1)同一周期：从左到右，元素的电负性逐渐变大。
(2)同一主族：从上到下，元素的电负性逐渐变小。
(3)电负性一般不用来讨论稀有气体。
元素电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱
①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性越小，元素的金属性越强；非金属元素的电负性越大，元素的非金属性越强。
(2)判断元素的化合价
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
(3)判断化学键的类型
①如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。
②如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
第四部分：核心素养对接高考
1．[2022年浙江高考真题]X、Y、Z、M、Q五种短周期主族元素，原子序数依次增大。X的核外电子数等于其周期数，分子呈三角锥形，Z的核外电子数等于X、Y核外电子数之和。M与X同主族，Q是同周期中非金属性最强的元素。下列说法正确的是( )
A.X与Z形成的10电子微粒有2种
B.Z与Q形成的一种化合物可用于饮用水的消毒
C.与MQ的晶体类型不同
D.由X、Y、Z三种元素组成的化合物的水溶液均显酸性
2．[2023年重庆高考真题]“嫦娥石”是中国首次在月球上发现的新矿物，其主要由Ca、Fe、P、O和Y（钇，原子序数比Fe大13）组成，下列说法正确的是( )
A.Y位于元素周期表的第ⅢB族
B.基态Ca原子的核外电子填充在6个轨道中
C.5种元素中，第一电离能最小的是Fe
D.5种元素中，电负性最大的是P
3．[2022年海南高考真题]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
4．[2022年山东高考真题]的半衰期很短，自然界中不能稳定存在。人工合成反应如下：；。下列说法正确的是( )
A.X的中子数为2
B.X、Y互为同位素
C.可用作示踪原子研究化学反应历程
D.自然界不存在分子是因其化学键不稳定
5．[2022年北京高考真题]（锶）的、稳定同位素在同一地域土壤中值不变。土壤生物中值与土壤中值有效相关。测定土壤生物中值可进行产地溯源。下列说法不正确的是( )
A.Sr位于元素周期表中第六周期、第ⅡA族
B.可用质谱法区分和
C.和含有的中子数分别为49和48
D.同一地域产出的同种土壤生物中值相同
参考答案
第二部分：教材习题变式
1.答案：D
解析：电子云图中的小点不表示电子，而是电子在原子核外出现的概率密度的形象描述，A错误；电子云不代表电子的运动轨迹，B错误；小点越密，表明概率密度越大，C错误；ns能级的轨道呈球形，有无数对称轴，D正确。
2.答案：C
解析：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，会产生发射光谱，反之，会产生吸收光谱，二者总称为原子光谱，A错误；基态原子的4s能级中只有1个电子即4s能级未充满，该元素可能是，其中位于d区的元素是Cr，只有1种，B错误；核电荷数为26的元素为Fe元素，基态Fe原子核外电子排布式为，则价层电子排布图为，C正确；每个原子轨道最多容纳2个电子，核外电子数为奇数的基态原子，原子轨道中一定含有未成对电子，D错误。
3.答案：C
解析：氩原子与硫离子的核外电子排布虽然相同，但核内质子数（即核电荷数）不同。电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小，对应相同能级上的电子的能量和离原子核的距离是不同的，其对应的化学性质也不同，如虽然达到了稳定结构，但具有较强的还原性，和Ar的化学性质不同。
4.答案：D
解析：电子的运动状态取决于能层、能级、原子轨道、电子的自旋状态，位于同一轨道内的电子，它们的自旋相反，运动状态不相同，故A正确；d区和ds区的元素为副族元素，副族元素全部是金属元素，故B正确；前四周期元素即1~36号元素，成对电子数最多的基态原子价层电子排布为，共有6个未成对电子，该元素是铬，位于周期表中第四周期第ⅥB族，故C正确；基态原子的最外层电子排布是，若为主族元素，则为第ⅠA族元素，若为副族元素，可能位于第ⅠB族或第ⅥB族等，故D错误。
5.答案：D
解析：基态Al和Si原子的核外电子排布式分别是，因此电子所占据的最高能层相同，A正确；基态Sn原子的价层电子排布式是，因此原子核外电子共占据5个能层，B正确；Si和Sn均是第ⅣA族元素，则基态Si和Sn原子的价电子层的电子总数相等，均是4，C正确；基态Ti原子的核外电子排布式是，原子最外层有1个能级有电子排布，D错误。
6.答案：C
解析：由题意知，①是硫原子，②是氩原子，③是磷原子，④是铝原子。根据元素第一电离能变化规律知铝的第一电离能最小，S的核电荷数虽然比P大，但磷原子3p轨道半充满，比较稳定，故P的第一电离能大于S，氩原子第一电离能最大，故选C。
7.答案：D
解析：由核外电子排布式可知，①为S元素，②为P元素，③为F元素，据此分析解答。基态S原子核外有2个未成对电子，基态P原子核外有3个未成对电子，基态F原子核外有1个未成对电子，所以未成对电子数：③<①<②，A错误；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，所以原子半径：P>S>F，即②>①>③，B错误；同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，则电负性：③>①>②，C错误；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但P原子3p轨道为半充满稳定状态，其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，所以第一电离能：F>P>S，即③>②>①，D正确。
8.答案：D
解析：元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。根据已知条件及表中数据可知，中两元素的电负性差值为1.8，大于1.7，形成的是离子键，此化合物为离子化合物；中两元素的电负性差值为1.5，小于1.7，形成的是共价键，所以为共价化合物。随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化，A正确；元素电负性越大，其非金属性越强，B正确；根据电负性数据可知中含有离子键，C正确；属于共价化合物，D错误。
9.答案：CD
解析：同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，同周期主族元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，故三种元素中Si的第一电离能最小，由题图可知，c为Si元素，P原子第四电离能对应为失去3s能级中1个电子，与第三电离能相差较大，可知b为P元素、a为C元素。同周期主族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，故Si的电负性最小，A错误；Si的非金属性最弱，非金属性越强，简单氢化物越稳定，故的稳定性最差，B错误；相对分子质量：，即简单氢化物的相对分子质量：b>c>a，C正确；C原子失去4个电子后，电子排布为，Si原子失去4个电子后，外围电子排布为，前者更难再失去电子，P原子失去4个电子后，外围电子排布为，较易失电子，故第五电离能：C>Si>P，D正确。
10.答案：A
解析：
由题表中数据可知，甲的第一电离能比乙低，所以甲的金属性比乙强，A正确；
乙的第三电离能明显比第一、第二电离能高了很多，乙元素是第ⅡA族元素，乙的常见化合价为+2价，B错误；
丙和丁的第一电离能均大于甲和乙的第一电离能，且二者的其余电离能相差不大，说明二者最外层电子数大于或等于3个，则二者可能都是非金属元素，C、D错误。
11.答案：C
解析：四种短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，若X为第二周期元素原子，则X可能为Be或O，若X为第三周期元素原子，则均不满足题意，Z与X能形成淡黄色化合物，该淡黄色化合物为，则X为O元素，Z为Na元素；Y为F，Y与W的最外层电子数相同，则W为Cl元素。同一周期从左向右元素的第一电离能呈增大趋势，同一主族从上到下元素的第一电离能逐渐减小，这四种元素的第一电离能：，A错误；
简单离子的还原性，，B错误；
简单离子半径：，C正确；
盐酸为强酸，氢氟酸为弱酸，D错误。
12.答案：（1）随原子序数增大，核电荷数增大，原子半径逐渐减小；N元素原子的2p能级轨道半满，更稳定
（2）①P；②；③S>P>As
解析：（1）同周期主族元素的第一电离能随原子序数的递增而呈增大趋势的原因是随原子序数增大，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的引力增大；点对应N元素，因为其最高能层的p能级轨道半充满，更稳定，相邻的C元素和O元素不存在这种结构特征，N的第一电离能大于同周期相邻元素，所以出现齿峰。
（2）①基态P原子由于3p轨道半满，为稳定结构，第一电离能大于S，所以P和S的第一电离能较大的是P。②As为33号元素，基态As原子的核外电子排布式为；核外4p轨道上有3个未成对电子。③同周期主族元素从左到右电负性增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，所以电负性：S>P>As。
第四部分：核心素养对接高考
1．答案：B
解析：H、O形成的10电子微粒有三种，A项错误；可用于饮用水的消毒，B项正确；和NaCl均为离子晶体，C项错误；H、N、O可形成，其水溶液显碱性，D项错误。
2．答案：A
解析：A.Y（钇，原子序数比Fe大13），则Y的原子序数为，位于元素周期表的第ⅢB族，A正确；
B.基态Ca原子的核外电子排布式为，填充在1s、2s、2p、3s、3p、4s共6个能级中，B错误；
C.5种元素中，第一电离能最小的是Ca，C错误；
D.5种元素中，电负性最大的是O，D错误；
故选A。
3．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，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 NaCl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。
4．答案：B
解析：根据质子数和质量数守恒，可推断出为为，X的中子数为，A项错误；的质子数相同，中子数不同，互为同位素，B项正确；的半衰期很短，不能用作示踪原子研究化学反应历程，C项错误；自然界不存在分子是因为的半衰期很短，D项错误。
5．答案：A
解析：Sr和Mg、Ca同主族，位于元素周期表第五周期ⅡA族，A项错误；和的质量数不同，可用质谱法区分，B项正确；Sr的质子数为38，的中子数为，的中子数为，C项正确；根据题意可知，D项正确。

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