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第2课时　元素周期律
1.通过对元素周期律内容的学习,能运用相关的原子结构理论,分析元素的原子半径、第一电离能、电负性及元素主要化合价等元素性质周期性变化的规律并建立模型。2.通过对原子半径、电离能、电负性的变化规律的学习应用,能说明原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因,建立“结构决定性质”的认知模型,并能利用该认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
探究原子半径大小规律
学习任务1
1.影响因素
(1)电子的能层数:电子的能层越多,电子之间的 将使原子的半径增大。
(2)核电荷数:核电荷数越大,核对电子的吸引作用也就越大,将使原子的半径 。
排斥作用
减小
2.递变规律
研究对象 半径递变规律 主要影响因素
同周期主
族元素 从左至右,核电荷数越 ,原子半径越 核电荷数
同主族
元素 从上到下,能层越 ,原子半径越 能层数
大
小
多
大
已知有A、B、C、D四种短周期元素,aA2+、bB+、cC2-、dD-具有相同的电子层结构。
探究　粒子半径大小比较的方法规律
问题1:A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何关系
提示:由于四种离子具有相同的电子层结构,所以四种离子电子数相等,
即a-2=b-1=c+2=d+1。
问题2:A、B、C、D四种元素在同一周期吗 试推测四种元素在周期表中的位置。
提示:A、B、C、D不在同一周期。A应位于第三周期第ⅡA族,B应位于第三周期第ⅠA族,C应位于第二周期第ⅥA族,D应位于第二周期第ⅦA族。
问题3:阴、阳离子具有相同电子层结构的元素在周期表中的分布一般有什么规律
提示:一般上一周期后面的非金属元素形成的阴离子与下一周期靠前的金属元素形成的阳离子具有相同的电子层结构。
问题4:A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的 A2+、B+、C2-、D-的离子半径又是怎样的
提示:原子半径B>A>C>D。离子半径C2->D->B+>A2+。
归纳拓展
粒子半径大小比较的常用方法
粒子特点 比较方法 实例
原
子 同周期主
族元素 核电荷数越大,半径越小 r(Na)>r(Mg)>r(Al)
同主族
元素 电子的能层越多,半径越大 r(F)一般原子 一般电子的能层越多,半径越大 r(S)>r(C)
归纳拓展
离
子 核外电子排布相同 核电荷数越大,半径越小 r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)
电子数和核电荷数均不同 通过电子数或核电荷数相同的粒子做参照物 r(Al3+)同种元素的原子和离子 核外电子数越多,半径越大;价态越高,半径越小 r(Cl-)>r(Cl),r(Fe)>
r(Fe2+)>r(Fe3+)
1.下列粒子半径依次增大的是(　　)
A.同一主族元素随着原子序数的递增
B.同一周期元素随着原子序数的递增
C.Na+、Mg2+、Al3+、F-
D.P、S、S2-、Cl-
A
【解析】 依据比较粒子半径大小的规律进行分析,同一主族元素,随着原子序数的递增,原子的电子层数依次增加,原子半径依次增大,A正确;一般来说,同一周期元素,随着原子序数的递增,原子半径逐渐减小,B错误;各粒子的电子层结构相同,核电荷数越大,半径越小,故F-半径最大,Al3+半径最小,C错误;粒子半径P>S,S2->Cl-,D错误。
2.下列各组粒子不是按半径逐渐增大的顺序排列的是(　　)
A.Na、K、Rb
B.F、Cl、Br
C.Mg2+、Al3+、Zn2+
D.Cl-、Br-、I-
C
【解析】 同主族元素从上到下,原子半径(或离子半径)逐渐增大,故A、B、D三项中的各粒子半径逐渐增大;能层数相同,核电荷数越大,半径越小,
Mg2+、Al3+的能层数相同,但铝元素的核电荷数大,所以Al3+的半径小,故C项中的粒子不是按半径逐渐增大的顺序排列的。
B
【解析】 ①X为F,②Y为Cl,③Z为S,④E为K,根据元素周期律判断,原子半径K>S>Cl>F,即④>③>②>①,故选B。
模型认知
“三看”法比较粒子半径大小
探究电离能变化规律
学习任务2
1.第一电离能的概念
原子失去一个电子转化为 所需要的最低能量,通常用I1表示,单位:kJ·mol-1。
气态基态
气态基态正离子
2.元素第一电离能变化规律
[示例] 同一主族元素 不同, 相同,从上到下原子半径逐渐增大,半径越大,核对最外层电子的吸引力越小,越易失去电子,电离能也就越小。
电子层数
最外层的电子数
3.电离能的应用
可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越 ,原子越容易失去一个电子,元素金属性越 。
[示例] 金属活动性的顺序与元素的第一电离能大小顺序不完全一致,故不能根据金属活动性顺序判断元素第一电离能的大小,如金属活动性:
Na>Mg>Al,但第一电离能: 。
小
强
Mg>Al>Na
材料1:1～36号元素第一电离能变化如图所示。
材料2:下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
探究　元素电离能变化规律及应用
问题1:据材料1图可知,第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素的都高,解释原因。
提示:同周期中,第ⅡA族元素的价层电子排布为ns2,第ⅤA族元素的价层电子排布为ns2np3,np轨道分别为全空和半充满状态,比较稳定,失去一个电子需要的能量大,所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。
问题2:根据材料2数据变化情况思考以下问题。
(1)为什么元素的电离能逐级增大
提示:(1)由于元素原子失去一个电子变成+1价阳离子后,半径变小,核电荷数未变而电子数目变少,核对电子的吸引作用增强,因而第二个电子比第一个电子难失去,失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理I3>I2,I4>I3……In+1>In。
(2)为什么Na、Mg、Al的化合价分别为+1、+2、+3
提示:(2)钠原子的第一电离能较低,而第二电离能突跃式变高,也就是说,钠的第一电离能远远小于它的第二电离能。这说明钠原子很容易失去一个电子成为+1价的阳离子,从而形成类似稀有气体元素原子的稳定状态,此时原子核对外层电子的有效吸引作用变得更强,不再失去第二个电子。因此,钠元素的常见化合价为+1价,同理可分析镁和铝。
问题3:Mg的第一电离能比Al的大,所以Al比Mg易失去电子,但我们以前学习的金属活动性顺序中,Mg比Al易失电子,这是什么原因呢
提示:金属的活动性按照K、Ca、Na、Mg、Al……顺序逐渐减弱,该顺序表示自左到右在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能表示金属原子在气态时失去电子成为气态正离子的能力,它是金属原子在气态时活泼性的尺度。
1.第一电离能的变化规律和原因
电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的核外电子排布。
归纳拓展
同周期
元素 规律 同周期元素从左到右,第一电离能整体呈增大趋势。每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小,最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大
原因 每增加一个电子,核电荷相应增加一个正电荷;增加的电子排布在同一层上,增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增加导致的原子核对外层电子的吸引作用,结果使元素原子失去电子的能力逐渐减弱,元素的第一电离能整体呈增大趋势
归纳拓展
同主族
元素 规律 同主族元素从上到下,第一电离能逐渐减小
原因 随着电子层数的增加,离核更远的外层轨道填入电子,电子层数的影响大于核电荷数增加的影响,导致元素原子失去电子的能力逐渐增强,元素的第一电离能逐渐减小
过渡
元素 规律 过渡元素的第一电离能的变化不太规则,同周期过渡元素中随着元素原子核电荷数的增加,第一电离能略有增加
原因 增加的电子都排布在(n-1)d轨道上,不同元素原子的外层电子(ns)受到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大
归纳拓展
2.逐级电离能变化规律
(1)原子的逐级电离能越来越大。
原子失电子时,首先失去的是能量最高的电子,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,所需要的能量增多;同时,失去电子后,阳离子所带的正电荷对电子的吸引力更强,从而使电离能越来越大。
(2)逐级电离能递增有突变现象。
同一能层的电子,能量相差不大,从同一能层逐渐失去一个电子时,所需能量差别不是太大;再从不同能层失去一个电子时,所需能量有很大的差距。
归纳拓展
3.电离能的应用
(1)判断元素的金属性、非金属性强弱。
I1越大,元素的非金属性越强;I1越小,元素的金属性越强(第ⅡA族与第ⅤA族除外)。
(2)确定元素原子的核外电子排布。
根据电离能数据,确定元素原子的核外电子排布。如Li:I1 I2归纳拓展
(3)确定元素的化合价。
据电离能数据,确定元素在化合物中的化合价。如K:I1 I2题点一　对电离能的理解
1.下列各组元素,按原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高的顺序排列正确的是(　　)
A.K、Na、Li B.Al、Mg、Na
C.N、O、C D.Cl、S、P
A
【解析】 第一电离能Mg>Al>Na、N>O>C、Cl>P>S,原子半径Na>Mg>Al、C>N>O、P>S>Cl;A项正确。
2.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的活泼性
B.因同周期主族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(若只有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I1B
【解析】 钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能,说明钾的失电子能力比钠的强,所以钾的活泼性强于钠的活泼性,故A正确;同一周期主族元素原子半径随着原子序数的增大而减小,第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势,但第ⅡA族元素的第一电离能大于第ⅢA族元素的第一电离能,第ⅤA 族元素的第一电离能大于第ⅥA族元素的第一电离能,故B错误;最外层电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子达到稳定结构,再失去电子较难,所以其第一电离能较大,故C正确;对于同一元素来说,原子失去电子个数越多,其失电子能力越弱,所以原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大,故D正确。
题点二　电离能的应用
3.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)。
I I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500 ……
下列关于元素R的判断一定正确的是(　　)
A.R的最高正价为+3价
B.R元素位于元素周期表中第Ⅱ族
C.R元素的第一电离能大于同周期相邻元素的
D.R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
C
【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距很大,故最外层有2个电子,位于第ⅡA族,最高正价为+2价,故A、B错误;第ⅡA族(ns2)的元素,因s轨道处于全充满状态,比较稳定,故其第一电离能大于同周期相邻主族元素的,故C正确;由表中数据可知,R元素的第三电离能与第二电离能的差距很大,故其最外层有2个电子,位于第ⅡA族,可能为Be或Mg,故D错误。
4.如表,为元素周期表前四周期的一部分,下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述正确的是(　　)
A.W元素的第一电离能小于Y元素的第一电离能
B.X元素的第一电离能小于Z元素的第一电离能
C.p能级未成对电子最多的是W元素
D.X元素是同周期中第一电离能最大的元素
C
【解析】 根据五种元素在元素周期表中的位置可知,X、W、Y、R、Z五种元素分别为F、P、S、Ar、Br。同周期第ⅤA族元素原子价层电子排布式为ns2np3,为半充满结构,故P的第一电离能比S的第一电离能要大,A错误;同主族元素从上到下,第一电离能逐渐减小,F、Br在同一主族,F的第一电离能比Br的第一电离能要大,B错误;p能级上最多有3个未成对电子,P的3p能级上有3个未成对的电子,C正确;同周期中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,即第二周期元素中Ne的第一电离能最大,D错误。
比较元素的第一(或逐级)电离能的思维流程
模型认知
探究电负性变化规律及应用
学习任务3
1.键合电子和电负性的含义
(1)键合电子:元素相互化合时,原子中用于形成 的电子。
(2)电负性:用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小。电负性越大的原子,对 的吸引力 。
2.衡量标准
以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。
化学键
键合电子
键合电子
越大
4.0
1.0
3.递变规律(一般情况)
(1)同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐 。
(2)同族元素从上到下,元素的电负性逐渐 。
4.应用
判断金属性、非金属性强弱等。
变大
变小
电负性标度的建立是为了量度原子对成键电子吸引能力的相对大小。基于建立模型的不同思路和方法,可以有不同的电负性标度。其中,鲍林标度由于提出最早、数据易得、使用方便,是应用最广泛的标度方式。元素电负性因有不同的标度而有不同的数据,在讨论问题时,要注意使用同一标度下的数据。
下表为部分主族元素的鲍林标度电负性数值:
元素 H Li Be B C N O F
电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
探究　元素电负性变化规律及应用
问题1:根据表中数据分析同主族元素的电负性有何规律,同周期元素的电负性与原子半径间有何关系,是否像第一电离能那样存在特殊变化规律。
提示:同主族元素核电荷数越大,电负性越小;同周期元素的电负性随原子半径的减小而单调递增;不存在像第一电离能氧元素小于氮元素那样的特殊情况。
问题2:“根据定义,电负性只能判断非金属性的强弱,电离能只能判断金属性的强弱。”这种说法正确吗
提示:错误。电负性和电离能都可用于判断元素的金属性和非金属性的强弱。电负性越大,元素原子吸引电子的能力越大,非金属性越强;电负性越小,元素原子吸引电子的能力越小,金属性越强。一般来说,金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上。第一电离能越大,元素的原子越难失电子,非金属性越强(稀有气体除外);第一电离能越小,元素的原子越易失电子,金属性越强。
问题3:一般两种元素的电负性差值小于1.7时,两者形成的化学键为共价键,大于1.7时,形成离子键,据此判断氯化铍中的化学键是离子键还是共价键。AlCl3是离子化合物还是共价化合物 为什么
提示:氯化铍中两种元素的电负性相差1.5,小于1.7,所以属于共价键。Cl的电负性为3.0,Al的电负性为1.5,两者电负性的差值小于1.7,形成共价键,故AlCl3是共价化合物。
问题4:利用表中数据估测钙元素的电负性范围。
提示:由于元素金属性强弱为K>Ca>Mg,所以Ca的电负性取值范围为0.8～1.2。
问题5:结合电负性数值判断,乙醇分子中两个碳原子的化合价分别是多少
提示:与氧原子直接相连的碳原子的化合价为-1价,另一个碳原子的化合价为-3价。
1.电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性强弱。
①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,而位于非金属元素三角区边界的“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,金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大,非金属元素越活泼。
归纳拓展
归纳拓展
(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。
归纳拓展
(3)判断化合物的类型。
如H的电负性为2.1,Cl的电负性为3.0,Cl的电负性与H的电负性之差为3.0-2.1=0.9<1.7,故HCl为共价化合物;如Al的电负性为1.5,Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0-1.5=1.5<1.7,因此AlCl3为共价化合物;同理,BeCl2也是共价化合物。
归纳拓展
2.电负性应用的注意事项
(1)电负性描述的是原子对键合电子吸引力的大小,并不能把电负性的大小作为衡量金属元素和非金属元素的绝对标准。
(2)元素电负性的值是个相对的值,没有单位。
(3)并不是所有电负性差值大的元素原子之间都形成离子键,电负性差值小的元素原子之间都形成共价键,应注意一些特殊情况,如F的电负性与H的电负性之差为1.9,但HF为共价化合物。
(4)电负性数值相同,元素的非金属性或金属性不一定相同,如N和Cl的电负性数值相同,但N的非金属性弱于Cl的。
题点一　电负性及其应用
1.电负性是由化学家鲍林提出的。下列不能根据元素电负性判断的是(　　)
A.元素原子的得电子能力
B.元素形成化合物中的化合价正、负
C.不同元素之间形成的化学键类型
D.氢化物水溶液的酸性
D
【解析】 元素电负性越大,其原子得电子能力越强,在化合物中一般显负价,而电负性小的一般显正价,A、B不符合题意;电负性相差较大,一般认为两种成键元素的电负性差值大于1.7,不同元素之间形成离子键,电负性相差较小,则不同元素之间形成共价键,C不符合题意;氢化物水溶液的酸性与电负性无必然关系,D符合题意。
2.下列说法不正确的是(　　)
A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小,而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C.元素的电负性越大,表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点
A
【解析】 同主族元素自上而下,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,第ⅠA族和第ⅦA族元素的电负性从上到下都逐渐减小,A不正确;电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度,B正确;电负性越大,原子对键合电子的吸引力越大,C正确;NaH中H为-1价,与卤素相似,能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点,D正确。
3.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,是元素的一种基本性质。下表为一些元素的电负性(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):
元素 电负性 元素 电负性
Li 1.0 Na 0.9
Be 1.5 Mg a
B 2.0 Al 1.5
C 2.5 Si 1.8
N 3.0 Cl 3.0
F 4.0 Ca 1.0
下列说法不正确的是(　　)
A.根据电负性变化规律,确定a的最小范围为1.0B.NF3中N—F的极性比NCl3中N—Cl的极性强
C.AlCl3是一种可溶性盐,属于离子化合物
D.可以通过测定化合物在熔融状态下是否导电鉴别Li3N与SiC
C
【解析】 同周期元素从左到右,电负性逐渐增大,同主族元素从上到下,电负性逐渐减小,则在同周期中电负性NaMg>Ca,即1.0解答元素的电负性比较和应用的思维模型
模型认知
题点二　元素周期律的综合应用
4.周期表中第四周期元素Ge、As、Se常用于制造半导体材料。下列说法正确的是(　　)
A.原子半径:r(Se)>r(As)>r(Ge)
B.电负性:χ(Se)>χ(As)>χ(Ge)
C.第一电离能:I1(Se)>I1(As)>I1(Ge)
D.基态原子中未成对电子数:Se>As>Ge
B
【解析】 同周期主族元素从左到右,原子半径依次减小,原子半径:r(Se)<
r(As)χ(Se)>χ(As)>χ(Ge),故B正确;As的4p能级半充满,结构稳定,第一电离能大于同周期相邻元素的,则第一电离能:I1(As)>I1(Se)>I1(Ge),故C错误;Ge基态原子中未成对电子数为2,As基态原子中未成对电子数为3,Se基态原子中未成对电子数为2,则基态原子中未成对电子数:As>Ge=Se,故D错误。
5.现有三种元素的基态原子的电子排布式如下:
①1s22s22p3　②1s22s22p4　③1s22s22p63s23p4
下列有关比较正确的是(　　)
A.原子半径:③>②>①
B.非金属性:③>②>①
C.电负性:①>②>③
D.第一电离能:①>②>③
D
【解析】 根据三种元素的基态原子的电子排布式可知,①②③依次为N、O、S。同周期从左到右,主族元素的原子半径逐渐减小,同主族从上到下,元素的原子半径逐渐增大,一般电子层数越多,半径越大,则原子半径③(S)>①(N)>②(O),A项错误;同周期从左到右,主族元素的非金属性逐渐增强,同主族从上到下,元素的非金属性逐渐减弱,则非金属性③(S)<②(O),①(N)<②(O),B项错误;
同周期从左到右,主族元素的电负性逐渐增大,同主族从上到下,元素的电负性逐渐减小,则电负性②(O)>①(N),②(O)>③(S),C项错误;同周期从左到右,元素的第一电离能呈增大趋势,第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素的,同主族从上到下,元素的第一电离能逐渐减小,则第一电离能①(N)>②(O)>③(S),D项正确。
6.(YX4)2W2Z4常用作沉淀滴定分析试剂。X是原子半径最小的元素,Y的基态原子中单电子与成对电子个数比为3∶4,Z元素的电负性仅次于氟元素的,W原子电子总数与Z原子的最外层电子数相同。下列说法正确的是(　　)
A.最简单氢化物的稳定性:Y>Z
B.电负性:Z>Y>W>X
C.第一电离能:Z>Y>W
D.Y原子核外电子有7种空间运动状态
B
【解析】 X是原子半径最小的元素,则X为H;Y的基态原子中单电子与成对电子个数比为3∶4,即其电子排布式为1s22s22p3,则Y为N;Z元素的电负性仅次于氟元素的,则Z为O;W原子电子总数与Z原子的最外层电子数相同,则W为C;化合物(YX4)2W2Z4为(NH4)2C2O4,据此分析解题。由分析可知,Y、Z分别为N、O,由于O的非金属性强于N的,最简单氢化物的稳定性H2O>NH3,即Y同周期主族元素的电负性由左到右逐渐增大,同主族元素的电负性由上到下逐渐减小,所以电负性大小顺序为O>N>C>H,B正确;由分析可知,Y、Z、W分别为N、O、C,为同一周期元素,从左往右第一电离能呈增大趋势,第ⅡA族、第ⅤA族的第一电离能大于其相邻元素的,故第一电离能N>O>C,即Y>Z>W,C错误;Y为N,基态氮原子核外电子的轨道表示式为
,基态氮原子核外电子空间运动状态与其轨道数相同,则有5种空间运动状态,D错误。
知识整合
六种元素A、B、C、D、E、F均为前四周期元素,它们的原子序数依次增大。其中C与D同主族;A元素原子的核外p能级电子数比s能级电子数少3;B元素形成的物质种类繁多,其形成的一种固体单质工业上常用作切割工具;C元素基态原子的核外p能级电子数比s能级电子数少1;D元素基态原子p轨道有3个未成对电子;E在该周期中未成对电子数最多;F单质为紫红色金属。请回答下列问题。
(1)D的基态原子中能量最高的电子,其电子云在空间有　　　个伸展方向,该元素在元素周期表中位于　　　区。
3　
p
【解析】 元素A、B、C、D、E、F均为前四周期元素,且原子序数依次增大,A元素原子的核外p能级电子数比s能级电子数少3,即A元素基态原子的电子排布式为1s22s22p1,则A为硼元素;B元素形成的一种固体单质,工业上常用作切割工具,该固体单质为金刚石,则B为碳元素;C元素基态原子的核外p能级电子数比s能级电子数少1,即C元素基态原子的电子排布式为1s22s22p3,则C为氮元素;D元素基态原子p轨道有3个未成对电子,即D元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p3,则D为磷元素;
E在该周期中未成对电子数最多,则E的3d能级上容纳5个电子,4s能级上容纳1个电子,其基态原子的简化电子排布式为[Ar]3d54s1,则E为铬元素;F单质为紫红色金属,则F为铜元素。
(1)D为磷元素,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p3,基态原子中能量最高的电子处于3p能级,其电子云在空间有3个伸展方向,基态P的价层电子排布式为3s23p3,最后填入电子的能级的符号为p,则D元素在元素周期表中位于p区。
(2)某主族元素X的前3级电离能(单位:kJ·mol-1)如表所示,则X位于第　 族。
N3->Mg2+
元素 I1 I2 I3
X 737.7 1 450.7 7 732.7
若该元素与D元素同周期,则X元素与C元素简单离子半径由大到小的顺序为　　 　　(用离子符号表示)。
ⅡA　
【解析】 (2)X的第一电离能最小,第三电离能剧增,说明X的最外层电子数为2,最外层电子数等于族序数,则X位于第ⅡA族;若该元素与D元素(即P)同周期,即X为Mg,则X元素与C元素的简单离子分别为Mg2+、N3-,其离子半径由大到小的顺序为N3->Mg2+。
(3)A元素基态原子的轨道表示式为　 。
【解析】 (3)A为硼元素,其基态原子的电子排布式为1s22s22p1,则A基态原子的核外电子轨道表示式为 。
(4)F元素基态原子的价层电子排布式为　　 　　;基态E原子的电子排布式为　　　　　　　　 　　。
3d104s1　
【解析】 (4)F为铜元素,其基态原子的简化电子排布式为[Ar]3d104s1,则基态原子的价层电子排布式为3d104s1;E为铬元素,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1)。
1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1)
(5)A、B、C三种元素的电负性由大到小的顺序为　　　　　　(用元素符号表示)。
N>C>B
【解析】 (5)A、B、C三种元素分别为B、C、N,位于同一周期,从左到右,电负性依次增大,则三种元素电负性由大到小的顺序为N>C>B。
命题解密与解题指导
情境解读:题目以元素推断为载体,综合考查原子核外电子排布规律,元素在元素周期表中的位置推断和元素周期律的正确理解和应用等。
素养立意:借助“位”“构”“性”关系的相互推断,重点发展证据推理与模型认知素养。
思维建模:

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