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第1讲　原子结构
[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轨道表示式。
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　原子结构模型
1．电子层、能级与原子轨道
(1)电子层(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电子层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
(2)能级：同一电子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，同一电子层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即：E(s)(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。
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　第一电子层(K)，只有s能级；第二电子层(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；第三电子层(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)泡利不相容原理
一个原子轨道最多只能容纳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。
特别提醒　基态原子：处于最低能量的原子。当基态原子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从激发态跃迁回基态时，释放一定频率的光子，这是产生原子光谱的原因。
深度思考
1．完成下表，理解电子层、能级及其最多容纳电子数的关系
电子层 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)任一电子层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该电子层序数；
(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．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，排电子时是先排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．(2009·上海，2)以下表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动状态描述最详尽的是(　　)
A．∶He B. C．1s2 D.
答案　D
2．下列轨道表示式所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是__________。
①
②
③
④
⑤
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。
3．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处于半充满状态，稳定，失去一个电子吸收能量多。
反思归纳
“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，则电子能量不处于最低状态。
易误警示　在写基态原子的轨道表示式时，常出现以下错误：
① (违反能量最低原理)
②(违反泡利原理)
③(违反洪特规则)
④(违反洪特规则)
2．半充满、全充满原子结构稳定
如ns2、np3、np6
Cr：3d54s1　　　Mn：3d54s2
Cu：3d104s1 Zn：3d104s2
题组二　三种核外电子排布表示方法的规范书写
4．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
5.按要求用三种化学用语表示基态铁原子和三价铁离子，并回答问题。
表示方法 Fe Fe3＋
原子(或离子)结构示意图
电子排布式
轨道表示式
(1)铁原子最外层电子数为________，铁在发生化学反应时，参加反应的电子可能是________________________________________________________________________。
(2)请你通过比较、归纳，分别说出3种不同化学用语所能反映的粒子结构信息。
答案　
表示方法 Fe Fe3＋
原子(或离子)结构示意图
电子排布式 [Ar]3d64s2 [Ar]3d5
轨道表示式 [Ar] [Ar]
(1)2　4s上的2个电子和3d上的1个电子
(2)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电子层上的电子数。电子排布式：能直观地反映核外电子的电子层、能级和各能级上的电子数。轨道表示式：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。
反思归纳
熟记3种核外电子排布表示方法的意义
(1)原子结构示意图只能表示核外电子的分层排布和原子核内的质子数，如。
(2)电子排布式和价电子排布式
①电子排布式：如O原子的电子排布式为1s22s22p4，它能告诉我们氧原子核外的电子分为2个电子层，3个能级，并不能告诉我们原子核的情况，也不能告诉我们它的各个电子的运动状态。
②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电子层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
(3)轨道表示式(电子排布图)
如这个式子，对氧原子核外电子排布的情况表达得就更加详细。
题组三　根据核外电子排布推断元素
6．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，由题意可写出其轨道表示式为，则该元素核外有6个电子，为碳元素，其元素符号为C，另外氧元素同样也符合要求，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。
反思归纳
熟记3种最外层电子的特征排布
(1)最外层有3个未成对电子的为ns2np3,1～36号元素中分别为N、P、As。
(2)最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4。短周期元素中分别为C、Si和
O、S。
(3)最外层有一个单电子的可能是ns1、ns2np1、(n－1)d5ns1、(n－1)d10ns1。第四周期中有K、Ga(镓)、Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)。
考点二　原子结构、元素周期表与元素性质的关系
1．原子结构与元素周期表的关系
(1)原子结构与元素周期表的关系(完成下列表格)
周期 电子层数 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)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
②零族：He：1s2；其他：ns2np6。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。
2．元素在周期表中的分布
(1)元素周期表的分区
(2)各区元素原子最外层电子排布特点及元素性质
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
(3)金属元素区和非金属元素区
3．元素周期律
(1)电离能、电负性
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电负性：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)原子结构与元素性质的递变规律
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→8(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，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
(3)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。
深度思考
1．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。
2．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。
3．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，说明核外电子是分电子层排布的。
题组一　电离能及应用
1．下列关于元素第一电离能的说法不正确的是 (　　)
A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠
B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大
C．最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大
D．对于同一元素而言，原子的电离能I1答案　B
解析　第一电离能越小，表明该元素原子越易失去电子，活泼性越强，A项正确；同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，第一电离能一般来说依次增大，但有反常，如第一电离能：N>O、Mg>Al，B项错；C项所述元素为零族元素，性质稳定，第一电离能都较大。
2．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，各电子层能量不同　10
(5)R解析　(1)根据电离能的变化趋势知，Q为稀有气体元素，R为第ⅠA族元素，S为第ⅡA族元素，T为第ⅢA族元素，U为第ⅠA族元素，所以R和U处于同一主族。
(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所处电子层相同，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。
反思归纳
电离能的4个应用
(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。
(4)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。
易误警示　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轨道处于全空和半充满状态，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。
题组二　电负性及其应用
3．如图：
元素符号 Li Be B C O F
电负性值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98
元素符号 Na Al Si P S Cl
电负性值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
(1)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，它们都具有两性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是______________________________。
(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)请归纳元素的电负性和金属、非金属的关系是__________________________。
(4)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？请说出理由，并设计一个实验方案证明上述所得结论。
答案　(1)Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，
Be(OH)2＋2OH－===[Be(OH)4]2－
(2)0.93～1.57
(3)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小
(4)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.55<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。
反思归纳
熟记电负性4个方面的应用
(1)确定元素类型(电负性>1.8，非金属元素；电负性<1.8，金属元素)；
(2)确定化学键类型(两成键元素电负性差值>1.7，离子键；两成键元素电负性差值<1.7，共价键)；
(3)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)；
(4)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)。
题组三　运用“位、构、性”三者的关系推断具体元素
4．某元素的原子序数为29，试问：
(1)写出该元素的名称及元素符号。
(2)写出该元素原子的电子排布式。
(3)它有多少个电子层？有多少个能级？
(4)它的价电子排布式是什么？
(5)它属于第几周期？第几族？主族还是副族？属于哪一个分区？
(6)它有多少个未成对电子？
答案　(1)铜　Cu
(2)1s22s22p63s23p63d104s1
(3)4个电子层　7个能级　(4)3d104s1
(5)第四周期　ⅠB族　副族　ds区
(6)有1个未成对电子
解析　29号元素为铜(Cu)元素，其原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故有四个电子层，七个能级，价电子排布式为3d104s1，属于第ⅠB族，为ds区。其价电子的轨道表示式为，故有一个未成对电子。
5．过渡元素及其化合物的应用研究是目前科学研究的前沿之一。请回答下列问题：
(1)原子序数小于36的过渡元素A和B，在周期表中位于同一族，且原子序数B比A多1，基态B原子中含有三个未成对电子。B元素在元素周期表中的位置为____________，A2＋在基态时的价层电子排布式为__________，元素A具有变价，其中较稳定的价态是__________，原因是___________________________________________________。
(2)过渡金属离子与水分子形成的配合物是否有颜色，与其d轨道电子排布有关。一般而言，为d0或d10排布时，无颜色；为d1～d9排布时，有颜色，如[Co(H2O)6]2＋显粉红色，据此判断，[Mn(H2O)6]2＋________(填“有”或“无”)颜色。
答案　(1)第四周期第Ⅷ族　3d6　＋3　Fe3＋的价层电子排布式为3d5,3d轨道处于半充满状态，其他轨道处于全充满状态，此时能量最低　(2)有
解析　(1)位于同一族且原子序数相差1的元素只能位于第Ⅷ族，因A、B原子序数均小于36，故A、B元素位于第四周期第Ⅷ族；第四周期第Ⅷ族的B元素基态原子含有3个未成对电子，其价层电子排布式一定为3d74s2，则B为Co，A为Fe。
(2)Mn2＋的3d轨道上有5个电子，由题中信息知[Mn(H2O)6]2＋有颜色。
6．四种短周期元素的性质或结构信息如表所示。请根据信息回答下列问题：
元素 性质或结构信息
A 室温下单质呈粉末状固体，加热易熔化；单质在空气中燃烧，发出明亮的蓝紫色火焰
B 单质常温、常压下是气体，能溶于水；原子的M层有1个未成对的p电子
C 单质质软、银白色固体、导电性强；单质在空气中燃烧发出黄色的火焰
D 原子最外层电子层上s电子数等于p电子数；单质为空间网状晶体，具有很高的熔、沸点
(1)B元素在周期表中的位置为____________，写出A原子的电子排布式____________。
(2)写出C单质与水反应的化学方程式_______________________________________。
A与C形成的化合物溶于水后，溶液的pH________(填“大于”、“等于”或“小于”)。
(3)D元素最高价氧化物晶体的硬度________(填“大”或“小”)，其理由是______________(答案合理即可)。
(4)A、B两元素非金属性较强的是____________(写元素符号)。写出证明这一结论的一个实验事实______________________________________________________________。
答案　(1)第三周期ⅦA族　1s22s22p63s23p4
(2)2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑　大于
(3)大　SiO2是原子晶体(或小　CO2是分子晶体)
(4)Cl　高氯酸的酸性大于硫酸的酸性(或氯化氢的稳定性比硫化氢的强)
解析　由单质燃烧呈明亮的蓝紫色火焰和室温下是固体粉末可知A是硫元素；M层有一个未成对的p电子，可能是铝或氯，其单质在常温下是气体，则B为氯元素；单质是银白色固体且燃烧时呈黄色火焰，说明C是钠；D的最外层电子排布是ns2np2，可能是碳或硅，因此对(3)中答案应分别讨论。
思维模型
元素推断题的基本思路
题组四　教材回扣练习
7．[选修(物质结构与性质)－P28－4]判断下列说法是否正确
(1)s电子绕核运动，其轨道为一圆周，而p电子是走∞形的。 (×)
(2)主量子数n为1时，有自旋相反的两个轨道。 (×)
(3)量子数n为3时，有3s、3p、3d三个轨道。 (×)
(4)[选修(物质结构与性质)－P29－9(1)]同一周期元素从左到右电离能变化的总体趋势是增大的，但稍有起伏。 (√)
8．[选修(物质结构与性质)－P28－2]具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是(　　)，最高化合价相同的是(　　)和(　　)
A．1s22s22p63s23p1 B．1s22s22p1
C．1s22s22p3 D．1s22s22p63s23p4
答案　A　A　B
9．[选修(物质结构与性质)－P28－3]某基态原子的3d能级中有一个电子，其第四电子层中的电子数为 (　　)
A．0 B．2 C．3 D．8
答案　B
10．[选修(物质结构与性质)－P28－6]已知下列元素在元素周期表中的位置，写出它们的价电子排布和元素符号。
(1)第四周期ⅣB族；
(2)第二周期ⅦA族；
(3)第六周期ⅡA族。
答案　(1)Ti：3d24s2
(2)F：2s22p5
(3)Ba：6s2
11．[选修(物质结构与性质)－P28－5]现有A、B、C、D、E五种元素，其核电荷数按A、B、C、D、E依次增大。A元素原子最外层电子数为次外层电子数的2倍，C、D元素原子的最外层电子排布相同，且二者的核电荷数之和为24，B、C、E元素原子核外未成对电子数依次减少，E元素原子的核电荷数比D的大1。试推知它们的元素符号：A ________，B ________，C ________，D ________，E ________。
答案　C　N　O　S　Cl
12．[选修(物质结构与性质)－P27－1]下列元素中，电负性最大的是 (　　)
A．O B．B C．N D．C
答案　A
1．(2012·安徽理综，25)X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的常见元素，其相关信息如下表：
元素 相关信息
X X的基态原子L层电子数是K层电子数的2倍
Y Y的基态原子最外层电子排布式为nsnnpn＋2
Z Z存在质量数为23，中子数为12的核素
W W有多种化合价，其白色氢氧化物在空气中会迅速变成灰绿色，最后变成红褐色
(1)W位于元素周期表第______周期第______族，其基态原子最外层有______个电子。
(2)X的电负性比Y的________(填“大”或“小”)；X和Y的气态氢化物中，较稳定的是__________(写化学式)。
(3)写出Z2Y2与XY2反应的化学方程式，并标出电子转移的方向和数目：___________。
(4)在X的原子与氢原子形成的多种分子中，有些分子的核磁共振氢谱显示有两种氢，写出其中一种分子的名称：__________。氢元素、X、Y的原子也可共同形成多种分子和某种常见无机阴离子，写出其中一种分子与该无机阴离子反应的离子方程式：_______________________________________________________________________。
答案　(1)四　Ⅷ　2　(2)小　H2O
(3)2Na2O2＋2CO2===2Na2CO得2e－3＋O失2e－2
或
(4)丙烷(其他合理答案均可)　CH3COOH＋HCO===CO2↑＋CH3COO－＋H2O(其他合理答案均可)
解析　解答本题应首先根据原子结构特征以及化合物性质推断出各元素，然后根据要求解答。根据原子的核外电子排布特征推知X为C元素；Y的最外层电子排布式为2s22p4，为O元素；Z的质子数为11，为Na元素；W的白色氢氧化物为Fe(OH)2，W为Fe元素。(1)Fe位于第四周期第Ⅷ族，其基态原子最外层电子数为2。(2)同周期元素自左向右电负性逐渐增大(稀有气体元素除外)，元素的非金属性逐渐增强，则电负性CCH4。(3)Na2O2与CO2反应生成Na2CO3和O2，反应的化学方程式为2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2，每生成1 mol O2转移电子2 mol。(4)在由碳原子和氢原子形成的多种分子中有两种氢原子的有丙烷、正丁烷、异丁烷等。该无机阴离子为HCO，可与由C、H、O构成的CH3COOH反应生成CO2：CH3COOH＋HCO===CO2↑＋CH3COO－＋H2O。
2．[2012·福建理综，30(1)(2)](1)元素的第一电离能：Al______Si(填“>”或“<”)。
(2)基态Mn2＋的核外电子排布式为________________________________________。
答案　(1)<
(2)1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)
解析　(1)同一周期元素自左向右第一电离能有增大趋势，故第一电离能Al(2)Mn是25号元素，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，故Mn2＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5。
3．[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)
解析　Ni有2个未成对电子，第二周期所含元素的基态原子中有2个未成对电子的原子为碳原子和氧原子，电负性最小的元素为碳。
4．[2012·浙江自选，15(1)(2)(5)](1)可正确表示原子轨道的是________。
A．2s B．2d C．3px D．3f
(2)写出基态镓(Ga)原子的电子排布式：__________________________________。
(5)用“>”、“<”或“＝”填空：
第一电离能的大小：Mg______Al；熔点的高低：KCl______MgO。
答案　(1)AC　(2)1s22s22p63s23p63d104s24p1　(5)>　<
解析　(1)L层不存在2d轨道，M层不存在3f轨道，A、C可正确表示原子轨道。
(2)Ga为31号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p1。
(5)同一周期元素原子的第一电离能一般随着原子序数的递增而增大，但因镁原子3p轨道全空，原子结构相对稳定，因此第一电离能比相邻的铝原子的第一电离能大；KCl、MgO均为离子晶体，而离子晶体的熔点高低取决于晶格能的大小，阴、阳离子半径越小，离子所带电荷数越多，晶格能越大，晶体的熔点越高，故熔点：KCl1．下列各项叙述中，正确的是 (　　)
A．N、P、As的电负性随原子序数的增大而增大
B．价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族，是p区元素
C．2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等
D．氮原子的最外层轨道表示式：
答案　B
解析　同主族元素从上到下，电负性减小；2p轨道能量低于3p；利用“洪特规则”可知D项最外层电子轨道表示式错误。
2．下列各项叙述中，正确的是 (　　)
A．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态
B．价电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素
C．所有原子任一电子层的s电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同
D．24Cr原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d44s2
答案　C
解析　A项镁原子由基态转化为激发态，要吸收能量；价电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅢA族，是p区元素；原子轨道处于全空、全满或半充满状态时，能量最低，故24Cr原子的电子排布式应是1s22s22p63s23p63d54s1。
3．下列关于钠元素的几种表达式错误的是 (　　)
A．Na＋的轨道表示式：
B．Na＋的结构示意图：
C．Na的电子排布式：1s22s22p63s1
D．Na的简化电子排布式：[Na]3s1
答案　D
解析　Na的简化电子排布式为[Ne]3s1。即上一周期的稀有气体[元素符号]＋该原子的价电子排布。
4．具有以下结构的原子，一定属于主族元素的是 (　　)
A．最外层有8个电子的原子
B．最外层电子排布为ns2的原子
C．次外层无未成对电子的原子
D．最外层有3个未成对电子的原子
答案　D
解析　最外层有8个电子的原子为0族元素；第四周期中的副族元素Sc、Ti、Mn等最外层电子排布均为4s2；所有元素的原子次外层均无未成对的电子；最外层有3个未成对电子的元素的价层电子排布一定是ns2np3，位于ⅤA族。
5．在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是 (　　)
A．电离能最小的电子能量最高
B．在离核最近区域内运动的电子能量最低
C．最易失去的电子能量最高
D．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
答案　D
解析　轨道电子的能量主要取决于电子层，例如4s轨道电子能量大于3p轨道电子的
能量。
6．下列关于元素第一电离能的说法不正确的是 (　　)
A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠
B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大
C．最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大
D．对于同一元素而言，原子的电离能I1答案　B
解析　第一电离能越小，表明该元素原子越易失去电子，活泼性越强，A项正确；同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，第一电离能一般来说依次增大，但有反常，如第一电离能：N>O、Mg>Al，B项错；C项所述元素为零族元素，性质稳定，第一电离能都较大。
7．同周期内不同元素的第一电离能I1随着原子序数的增大而增大，但个别元素的I1出现反常现象。下列关系正确的是 (　　)
A．I1(氮)>I1(氧)
B．I1(氟)C．I1(镁)D．I1(钙)>I1(镁)
答案　A
解析　A中N原子p电子轨道属于半充满状态，较稳定，其I1会出现反常；B中F和O，F的原子半径较小，非金属性氟>氧，因而I1(氟)>I1(氧)；C中镁3s全满，较为稳定，I1出现反常；D中镁和钙最外层ns2均为全满，但金属钙比镁多一个电子层，钙的原子半径较大，因而I1(钙)8．现有①、②、③三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3。则下列有关比较中正确的是 (　　)
A．第一电离能：③>②>①
B．原子半径：③>②>①
C．电负性：③>②>①
D．最高正化合价：③>②>①
答案　A
解析　由基态原子的电子排布式可知①、②、③分别为S、P、N。P原子由于3p轨道处于半充满的稳定状态，故其第一电离能大于S，因此三者第一电离能大小关系为N>P>S；原子半径P最大；电负性：N>S>P；S的最高正化合价最高，为＋6，N、P为＋5。
9．下表中元素均为中学化学中常见短周期元素，根据表中信息，下列说法不正确的是(　　)
元素代号 X Y Z W N
原子半径/nm 0.186 0.074 0.102 0.099 0.160
主要化合价 ＋1 －2 －2、＋6 ＋7、－1 ＋2
A.X与W形成的化合物是共价化合物
B．常温下单质与水反应速率：X>N
C．最高价氧化物对应水化物酸性：W>Z
D．X和Y的单质在一定条件下反应可生成一种淡黄色的固体化合物
答案　A
解析　根据表中信息，X为Na，Y为O，Z为S，W为Cl，N为Mg。A项，NaCl为离子化合物；B项，Na的活泼性大于Mg；C项，酸性HClO4>H2SO4；D项，Na2O2为淡黄色固体。
10．以下有关元素性质的说法不正确的是 (　　)
A．具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2
②1s22s22p3　③1s22s22p2　④1s22s22p63s23p4　原子半径最大的是①
B．具有下列最外层电子排布式的原子中，①3s23p1　②3s23p2　③3s23p3　④3s23p4第一电离能最大的是③
C．①Na、K、Rb　②N、P、As　③O、S、Se　④Na、P、Cl，元素的电负性随原子序数增大而递增的是④
D．某元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X3＋
答案　D
解析　A项，①为Si，②为N，③为C，④为S，原子半径最大的为Si，正确；B项，①为Al，②为Si，③为P，④为S，第一电离能最大的为P，正确；C项，同一主族元素，第一电离能从上到下逐渐减小；同一周期，第一电离能呈增大趋势，正确；D项，根据电离能变化趋势，最外层应有2个电子，所以与Cl2反应时应呈＋2价，D错。
11．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。
A元素的核外电子数和电子层数相等
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如下：
I1＝738 kJ·mol－1　I2＝1 451 kJ·mol－1　I3＝7 733 kJ·mol－1　I4＝10 540 kJ·mol－1
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元素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基态原子的核外轨道表示式为
该同学所画的电子排布图违背了_____________________________________。
(4)G位于________族________区，该元素的核外电子排布式为__________________。
(5)DE3中心原子的杂化方式为____________，用价层电子对互斥理论推测其空间构型为__________。
(6)检验F元素的方法是________________，请用原子结构的知识解释产生此现象的原因：________________________________________________________________________。
答案　
(2)3　哑铃
(3)泡利不相容原理
(4)第ⅦB　d　1s22s22p63s23p63d54s2
(5)sp3　三角锥形
(6)焰色反应　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。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将以光的形式释放能量
解析　由题给信息可知元素A、B、C、D、E、F、G分别为H、N、Mg、P、Cl、K、Mn。(1)离子化合物NH5为氢化铵。(2)N原子的基态原子能量最高的电子为p电子，p电子云有三个方向，原子轨道呈哑铃形。(3)题图中3s轨道的两个电子自旋方向相同，违背了泡利不相容原理。(5)PCl3的中心原子P的价层电子对数为4，故为sp3杂化；因外层有一对孤对电子，故空间构型为三角锥形。
12．已知元素的某种性质“X”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出13种元素的X的数值：
元素 Al B Be C Cl F Li
X的数值 1.5 2.0 1.5 2.5 2.8 4.0 1.0
元素 Mg Na O P S Si
X的数值 1.2 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7
试结合元素周期律知识完成下列问题：
(1)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的X差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlBr3中的化学键类型是_________。
(2)根据上表给出的数据，简述主族元素的X的数值大小与元素的得失电子能力大小的关系：__________；简述第二周期元素(除稀有气体外)的X的数值大小与原子半径之间的关系：____________。
(3)请你预测Br与I元素的X数值的大小关系__________________。
(4)某有机化合物分子中含有S—N键，你认为该共用电子对偏向于__________原子(填元素符号)。
答案　(1)共价键
(2)元素X的数值越大，得电子能力越强(或元素X的数值越小，失电子能力越强)　原子半径越小，X的数值越大　(3)Br大于I　(4)N
13．元素A～D是元素周期表中短周期的四种元素，请根据表中信息回答下列问题。
元素 A B C D
性质或结构信息 单质制成的高压灯，发出的黄光透雾力强、射程远 工业上通过分离液态空气获得其单质，原子的最外层未达到稳定结构 单质常温、常压下是气体，原子的L层有一个未成对的p电子 ＋2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同
(1)上表中与A属于同一周期的元素是________(填元素符号)，写出D离子的电子排布式
________________________________________________________________________。
(2)D和C形成的化合物属于__________晶体。写出C单质与水反应的化学方程式
________________________________________________________________________。
(3)对元素B的单质或化合物描述正确的是________(填序号)。
a．B元素的最高正价为＋6
b．常温、常压下单质难溶于水
c．单质分子中含有18个电子
d．在一定条件下镁条能与B的单质反应
(4)A和D两元素金属性较强的是_______________________________(写元素符号)。
写出能证明该结论的一个实验事实___________________________________。
答案　(1)Mg　1s22s22p6
(2)离子　2F2＋2H2O===4HF＋O2
(3)bd
(4)Na　钠与水反应比镁与水反应剧烈(或氢氧化钠的碱性比氢氧化镁的强，合理即可)
解析　由钠的用途可知，A元素是钠；原子的最外层电子未达到稳定结构，B可能是氮或氧；L层有一个未成对电子，常温下又是气体，故C是氟；D易知是Mg。
14．已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素通常只可以形成正一价离子。请回答下列问题：
(1)X元素原子基态时的电子排布式为________________，该元素的符号是__________。
(2)Y元素原子的价电子的轨道表示式为 ______________ ，该元素的名称是________。
(3)已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为XZ3，产物还有ZnSO4和H2O，该反应的化学方程式是_________________________________________________。
答案　(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3{或[Ar]3d104s24p3}　As
(2)　氧　(3)As2O3＋6Zn＋6H2SO4===2AsH3↑＋6ZnSO4＋3H2O
解析　X元素的4p轨道已填充电子，故前三个电子层已填满，该元素是33号元素As；Y的2p轨道有2个未成对电子，则Y可能是碳或氧，又Y能够与As形成As2Y3，故Y是氧；则Z只能是氢。
15．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　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O(j)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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