专题01 原子结构与元素性质（寒假复习讲义）高二化学苏教版

专题01 原子结构与元素性质 考点聚焦：复习要点+知识网络，有的放矢 重点专攻：知识点和关键点梳理，查漏补缺 难点强化：难点内容标注与讲解，能力提升 提升专练：真题感知+提升专练，全面突破 1. 能用轨道和能级概念描述核外电子的运动状态。 2. 说明原子核外电子排布的构造原理。 3. 能正确表示1~36号元素基态原子的核外电子排布。 4. 掌握原子核外电子排布的周期性变化及其与元素周期表结构之间的关系。 5. 准确确定元素周期表元素在分区的位置。 6. 能灵活用元素的第一电离能、电负性说明元素的某些性质。 一、人类对原子结构的认识 1．原子结构模型的演变 （1） 实心球模型 ：19世纪，英国科学家 道尔顿 提出了近代原子论，认为原子有质量，不可分割。 （2） 葡萄干面包模型 ：19世纪末，英国物理学家 汤姆 生发现了电子，提出电子普遍存在于原子中。 （3） 有核模型 ：1911年，英国物理学家 卢瑟福 根据α粒子散射实验，认为原子的质量主要集中在原子核上，电子在原子核外空间做高速运动。 （4）1913年，丹麦物理学家 玻尔 研究了氢原子光谱后，根据 量子力学 的观点，提出了新的原子结构模型： ①原子核外电子在一系列稳定的轨道上运动，既不放出能量，也不吸收能量。 ②不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是不连续的，即量子化的。 ③原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生跃迁。 当电子吸收了能量后，就会从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上。处于能量较高轨道上的电子不稳定，当电子从能量较高的轨道回到能量较低的轨道时，就会发射出光子，发出的光的波长取决于两个轨道的能量之差。 2．现代量子力学模型 （1）电子主要在原子核周围的球形区域内运动。运动区域距离核近，电子出现的机会大；运动区域距离核远，电子出现的机会小。 （2）电子云： 用小点的疏密描述电子在原子核外空间出现的机会的大小所得到的图形叫 电子云 。 用小点代表电子在核外空间区域内出现的机会，小点的疏密与电子在该区域内出现的 机会大小 成正比。 (3) 电子云轮廓图 ：是指量子力学描述电子在原子核外空间运动的主要区域。一般是将出现 概率 约为90%的空间圈出来，制作电子云的轮廓图，称为原子轨道。如氢原子核外电子的电子云轮廓图的绘制： 二、原子核外电子的运动特征 1．电子层 根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，认为核外电子处于不同的电子层上。 电子层n 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 特点 离核由近到远，能量由低到高。 2．原子轨道与能级 （1）原子轨道与能级的概念 ①原子轨道：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。原子轨道是用量子力学描述电子在原子核外空间运动的主要区域。 ②能级：处于同一电子层的原子核外电子，可以在不同类型的原子轨道上运动，其能量也不相同，故可将同一电子层进一步划分为不同的能级。 （2）原子轨道 ①类型 原子轨道 形状 延伸方向 轨道数 可容纳的电子数 s 球形 1 1 2 p 纺锤形 3 3 6 d ­­­­­ 5 5 10 f ­­­­­ 7 7 14 原子轨道的伸展方向=原子轨道数 ②表示方法：原子轨道用表示电子层的n和表示原子轨道形状的s、p、d、f结合起来共同表示，如1s、2s、2p(2px、2py、2pz)、3d等。 ③各电子层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数 电子层 原子轨道类型 原子轨道数目 可容纳的电子数 1 1s 1 2 2 2s、2p 4 8 3 3s、3p、3d 9 18 4 4s、4p、4d、4f 16 32 n —— n2 2n2 ④原子轨道能量高低 相同电子层的原子轨道中 ns<np<nd<nf 形状相同的原子轨道 2p<3p<4p 电子层数和原子轨道形状均相同 2px＝2py＝2pz 3．电子自旋 原子核外电子有2种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。 三、构造原理 1．构造原理 电子是按照一定顺序填充的，填满一个能级之后再填下一个能级，这个规律称为 构造原理 。原子核外电子的排布遵循构造原理的三大内容： 能量最低原理 、 泡利不相容原理 和 洪特规则 。 2．构造原理的内容 （1） 能量最低原理 ：原子核外电子先占据能量低的轨道，然后依次进入能量高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。 （2） 泡利不相容原理 ：每个原子轨道上最多容纳两个自旋状态不同的电子。 （3） 洪特规则 ：原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占在不同的原子轨道上，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低。 3．原子核外电子排布的轨道能量顺序 电子所排的轨道顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……，这是实验得到的规律，适用于大多数基态原子的核外电子排布。 四、核外电子排布的表示方法 1．电子排布式 （1）电子排布式 ①用数字在轨道符号右上角标明该轨道上排布的电子数，例如： 15P：1s22s22p63s23p3 19K：1s22s22p63s23p63s1 ②简化的电子排布式例如： 16S：[Ne]3s23p4 21Sc：[Ar]3d14s2 （2）外围电子排布式或价电子排布式。对主族元素而言，外围电子就是最外层电子。例如： 8O：2s22p4 13Al：3s23p1 2．轨道表示式 将每一个原子轨道用一个方框表示，在方框内标明基态原子核外电子分布的式子称为 轨道表示式 。 例如Al的轨道表示式为： 3．洪特规则特例： 能量相同的原子轨道在 全充满(如p6和d10) 、 半充满(如p3和d5) 和 全空(如p0和d0) 状态时，体系的能量较低，原子较稳定。 五、原子光谱与光谱分析 1．原子光谱形成原因 在通常情况下，原子核外电子的排布总是使整个原子处于能量最低的状态。 当处于能量最低状态的原子吸收能量后，电子能从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上。 电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，将释放出能量。 2．原子光谱分类 发射光谱 ：原子中的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，放出光子，将发出的光通过棱镜就得到原子的原子发射光谱。 吸收光谱 ：原子中的电子吸收光子，原子中的电子从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道，然后将透过光通过棱镜，就得到原子吸收光谱。 3．光谱分析 通过原子发射光谱或吸收光谱检测元素，称为 光谱分析 。 六、原子核外电子排布的周期性 1．第三周期元素的核外电子排布和性质 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 原子核外价电子排布 3s1 3s2 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 最高正化合价 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 最低负化合价 -4 -3 -2 -1 化合价的变化规律 最高正化合价从+1到+7，最低负化合价从-4到-1 金属性和非金属性的变化规律 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐加强 原子半径的变化规律 原子半径逐渐减小 2．原子核外电子排布的变化规律 （1）最外层电子数目的变化 除第1周期外，每隔一定数目的元素，元素原子的最外层电子数重复出现从1逐渐增加到8的周期性变化。 （2）外围电子排布的变化 ①第2、3周期从左到右，元素原子的外围电子排布呈现从ns1到ns2np6的变化；从第4周期开始，从左到右，元素原子的外围电子排布从ns1经过(n－1)d1～10ns1～2逐渐过渡到ns2np6。 ②第5周期元素原子的外围电子排布与第4周期元素外围电子排布有相似的变化规律。 （3）核外电子排布的周期性变化规律：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。 3．原子核外电子排布与周期的划分 （1）原子核外电子排布与元素周期表中周期划分的本质联系 （2）每周期起始元素和结束元素的外围电子排布分别为ns1和ns2np6(第1周期为ns2)。 （3）周期数＝电子层数。 4．原子核外电子排布与族的划分 （1）主族元素的外围电子数、外围电子排布式 族数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 外围电子排布式 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 外围电子数 1 2 3 4 5 6 7 （2）副族元素的外围电子数、外围电子排布式(以第4周期副族元素为例) 副族元素 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 29Cu 30Zn 族数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB 外围电子排布式 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 3d104s1 3d104s2 外围电子数 3 4 5 6 7 － － 七、元素周期表中区的划分 1．元素周期表中区的划分 根据元素原子的外围电子排布特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区和f区。 （1）s区：包含ⅠA和ⅡA两族元素，除氢元素外，其余都是活泼的金属元素。 （2）p区：包含ⅢA～ⅦA族及0族元素，除氢元素外，所有的非金属元素都在p区。 （3）d区：包含ⅢB～ⅦB、Ⅷ族的元素。 （4）ds区：包含ⅠB和ⅡB族的元素。 （5）f区：镧系和锕系元素。 2．各区元素的外围电子排布特点 分区 元素分布 外围电子排布 元素性质特点 s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2 除氢元素外都是较活泼的金属元素 p区 ⅢA～ⅦA族、0族 ns2np1～6 除稀有气体外，最外层电子参与反应 d区 ⅢB～ⅦB族、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 过渡金属元素 ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 过渡金属元素 八、元素第一电离能的周期性变化 1．第一电离能的含义 某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量。 符号：I1。 M(g) - e- → M+(g) 2．第一电离能的意义 （1）第一电离能可以衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。 （2）第一电离能数值越小，该气态原子越容易失去一个电子；第一电离能越大，该气态原子越难失去一个电子。 3．元素的第一电离能变化规律 （1）同主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，第一电离能逐渐减小。 （2）同一周期的主族元素具有相同的电子层数，随着核电荷数的递增，最外层电子数增加，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，第一电离能呈现增大的趋势。 对同周期元素来说，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。 4．元素的电离能与原子结构的关系 （1）第一电离能与原子核外电子排布的关系 当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。例如，Mg的外围电子排布为3s2，s轨道处于全充满状态，P的外围电子排布为3s23p3，p轨道处于半充满状态，因此二者电离能相对较高。 （2）元素的电离能与原子核外电子排布的关系 ①同一元素的各级电离能逐级变大，即I1<I2<I3……。 ②电离能突然变大，说明原子的电子层发生了变化，由此可以判断该元素原子的电子层结构和主要化合价。 九、元素电负性的周期性变化 1．电负性 （1）概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。 （2）标准：指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。 2．主族元素电负性的变化规律 同一周期，主族元素的电负性从左到右依次增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 3．电负性的应用 （1） 衡量元素金属性和非金属性的强弱 一般认为电负性大于1.8的元素为非金属元素；小于1.8的元素为金属元素。 （2）判断化合物中元素化合价的正负 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；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 一般认为两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；小于1.7通常形成共价键。 十、元素周期表的应用和“对角线”规则 1．元素周期表的应用 （1）对人们认识原子结构和元素性质的关系具有指导意义。 （2）为人们寻找新材料提供了科学的途径： ①在ⅠA族可以找到制造光电材料的元素； ②在ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到制造优良的半导体材料的元素。 2．“对角线”规则 （1）“对角线”规则 “对角线”规则又称斜线关系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素及其化合物的性质相类似。这种现象称为“对角线”规则。 在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则：锂1.0、镁1.2；铍1.5、铝1.5；硼2.0、硅1.8。 （2）“对角线”规则的表现，举例如下： 锂和镁的相似性： ①在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则易生成过氧化物、超氧化物； ②能直接与氮作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他碱金属不与氮直接反应； ③氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于水等。 铍和铝的相似性： ①单质在冷的浓硝酸中钝化； ②氧化物、氢氧化物都有两性； ③氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。 硼和硅的相似性： ①硼和硅的密度分别为2.35 g·cm－3和2.336 g·cm－3，两者相近； ②硼和硅的简单气态氢化物都能直接被氧气氧化； ③最高价氧化物的水化物都是弱酸等。 强化点一 核外电子的运动特征 1. 原子轨道的图形描述 （1）s电子的原子轨道呈球形，电子层序数越大，原子轨道的半径越大。 （2）p电子的原子轨道呈纺锤形，电子层序数越大，原子轨道的半径越大。 （3）虽然形状如此，但并不是说s能级电子绕核做圆周运动，p能级电子绕核做“∞”形运动。 2. 各电子层包含的原子轨道类型及可容纳的电子数 电子层n 1 2 3 4 原子轨道 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 轨道数目 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 容纳的电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 容纳的电子总数 2 8 18 32 3. 不同原子轨道能量高低的关系 强化点二 原子核外电子的表示方法 1．几种表示方法归纳 原子结构 示意图 意义 将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例  S： 电子排布式 意义 用数字在轨道符号右上角标明该轨道上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 S：1s22s22p63s23p4 简化电子 排布式 意义 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体结构的部分用相应稀有气体的元素符号外加方括号表示 实例 S：[Ne]3s23p4 外围电子 排布式 意义 主族元素的外围电子指最外层电子，最外层电子排布式即外围电子排布式 实例 S：3s23p4 轨道 表示式 意义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 S： 2．外围电子（价电子） （1）主族元素的最外层电子就是外围电子，如碱金属的外围电子排布式为ns1。 （2）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，如铁原子的外围电子排布式为3d64s2。 3．核外电子排布式的书写 （1）书写原子的电子排布式时，应按照电子层的顺序书写，如铁原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，而不是1s22s22p63s23p64s23d6。 （2）书写离子的电子排布式时，先失去最外层电子，再失去内层电子，如Fe2+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d6，Fe3+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d5。 强化点三 原子核外电子排布的周期性 1. 族序数与外围电子排布的关系 族序数由该元素原子的外围电子数决定。 ①主族(ⅠA～ⅦA族)的族序数＝外围电子数＝原子最外层电子数。 ②0族：原子最外层电子数等于8或2(He)。 ③ⅠB、ⅡB族：族序数＝原子最外层电子数。 ④ⅢB～ⅦB族：族序数＝外围电子数＝原子最外层ns轨道电子数＋次外层(n－1)d轨道电子数＝最高正价。 ⑤Ⅷ族：原子最外层n轨道电子数＋次外层(n－1)d轨道电子数之和分别为8、9、10。 2. 根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置 电子排布式外围电子排布式 元素的分区 强化点四 元素第一电离能和电负性的变化 1. 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(氢元素或碱金属元素)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左至右元素的第一电离能呈增大的趋势，但是ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA。 ②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。 （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原子轨道较低的电子，所需要的能量较多。 ②当电离能突然变大时说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。如Al：I1＜I2＜I3≪I4＜I5…… 2．第一电离能与原子核外电子排布 （1）通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。 （2）在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。一般情况下，金属越活泼，金属元素的第一电离能越小；非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。 2. 电负性的变化规律 （1）同一周期，从左到右，元素的电负性递增(稀有气体元素除外)。 （2）同一主族，自上而下，元素的电负性递减。 （3）电负性最大的元素在元素周期表的右上角(F)，电负性最小的元素在元素周期表的左下角(Fr有放射性，一般不考查)。 2．电负性的应用 （1）判断元素类型及元素的金属性和非金属性及其强弱： ①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。 ②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）衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小 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）判断化学键类型 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；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。 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；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。 真题感知 1．（2023·北京·高考真题）下列化学用语或图示表达正确的是 A．的电子式为 B．的VSEPR模型为   C．电子云图为   D．基态原子的价层电子轨道表示式为   【答案】C 【解析】 A．氯化钠是离子化合物，其电子式是  ，A项错误； B．氨分子的VSEPR模型是四面体结构，B项错误： C．p能级电子云是哑铃(纺锤)形，C项正确； D．基态铬原子的价层电子轨道表示式是  ，D项错误； 故选C。 2．（2024·广西·高考真题）光照时，纳米能使水产生羟基自由基，可用于处理废水。下列表述正确的是 A．基态Ti的价电子排布式： B．的电子式： C．的VSEPR模型： D．O的一种核素： 【答案】B 【解析】A．基态Ti的价电子排布式：3d24s2，A错误； B．含有1个未成对电子，电子式：，B正确； C．H2O中心O原子价层电子对数为，O原子采用sp3杂化，O原子上含有2对孤电子对，的VSEPR模型为，C错误； D．核素的表示方法为：元素符号左下角为质子数，左上角为质量数；O质子数为8，则O的一种核素不会是，D错误； 故选B。 3．（2024·重庆·高考真题）某合金含和等元素。下列说法正确的是 A．的电负性大于 B．和均为d区元素 C．的第一电离能小于 D．基态时，原子和原子的单电子数相等 【答案】A 【解析】A．同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，Si电负性大于Al，A正确； B．基态Mn原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d54s2，为d区；基态Cu原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d104s1，为ds区，B错误； C．基态Mg原子的价电子排布式为3s2，基态Al原子的价电子排布式为3s23p1，镁原子最外层3s轨道达到全充满结构，铝的3p轨道未达到半充满结构，故镁的第一电离能大于铝的第一电离能，C错误；   D．基态Mg原子的价电子排布式为3s2，没有单电子，基态Mn价电子排布式为3d54s2，有5个单电子，单电子数不相等，D错误； 故选A。 4．（2024·贵州·高考真题）某化合物由原子序数依次增大的短周期主族元素W、X、Y、Z、Q组成(结构如图)。X的最外层电子数等于内层电子数，Y是有机物分子骨架元素，Q和W能形成两种室温下常见的液态化合物。下列说法错误的是 A．第一电离能： B．该化合物中Q和W之间可形成氢键 C．X与Al元素有相似的性质 D．W、Z、Q三种元素可形成离子化合物 【答案】A 【分析】X的最外层电子数等于内层电子数，则X的核外电子排布式为，X为Be元素，W只能形成一条共价键，结合W的位置可知W为H元素，Y是有机物分子骨架元素，则Y为C元素，Q和W能形成两种室温下常见的液态化合物，则Q为O元素，则Z为N元素，据此解答。 【解析】A．同一周期，从左到右，元素的第一电离能呈增大的趋势，N原子中2p能级上电子为半满结构，较为稳定，第一电离能大于同周期与之相邻的元素，则第一电离能：C<O<N，故A错误； B．该化合物中O的电负性较大，可以和H之间形成氢键，故B正确； C．Be和Al处在元素周期表的对角线上，具有相似的化学性质，如都具有两性，故C正确； D．H、N、O可以形成离子化合物，如，故D正确； 故选A。 5．（2024·广东·高考真题）一种可为运动员补充能量的物质，其分子结构式如图。已知R、W、Z、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z和Y同族，则 A．沸点： B．最高价氧化物的水化物的酸性： C．第一电离能： D．和空间结构均为平面三角形 【答案】D 【分析】Y可形成5个共价键，Z可形成3个共价键，Z和Y同族，Y原子序数比Z大，即Z为N元素，Y为P元素，W可形成4个共价键，原子序数比N小，即W为C元素，R可形成1个共价键，原子序数比C小，即R为H元素，X可形成2个共价键，原子序数在N和P之间，即X为O元素，综上：R为H元素、W为C元素、Z为N元素、X为O元素、Y为P元素。 【解析】A．由于NH3可形成分子间氢键，而PH3不能，因此沸点：NH3＞YH3，故A错误； B．W为C元素、Z为N元素，由于非金属性：C＜N，因此最高价氧化物的水化物的酸性：H2CO3＜HNO3，故B错误； C．同周期元素从左到右第一电离能有增大趋势，ⅡA族、ⅤA族原子第一电离能大于同周期相邻元素，即第一电离能：，故C错误； D．的中心原子价层电子对数为，属于sp2杂化，为平面三角形， 的中心原子价层电子对数为，属于sp2杂化，为平面三角形，故D正确； 故选D。 6．（2024·山东·高考真题）下列化学用语或图示正确的是 A．的系统命名：2-甲基苯酚 B．分子的球棍模型： C．激发态H原子的轨道表示式： D．键形成的轨道重叠示意图： 【答案】A 【解析】 A．含有的官能团为羟基，甲基与羟基相邻，系统命名为：2-甲基苯酚，故A正确； B．臭氧中心O原子的价层电子对数为：，属于sp2杂化，有1个孤电子对，臭氧为V形分子，球棍模型为：，故B错误； C．K能层只有1个能级1s，不存在1p能级，故C错误； D．p-pπ键形成的轨道重叠示意图为：，故D错误； 故选A。 提升专练 1．（24-25高二上·黑龙江大庆·期中）下列各项叙述中，正确的是 A．可表示单核10电子粒子基态时的电子排布图 B．价层电子排布式为的元素位于第五周期第IA族 C．原子的核外电子排布式是 D．2s的电子云半径比1s的电子云半径大，说明2s的电子比1s的多 【答案】A 【解析】 A．，该电子排布图有10个电子，满足能量最低原理、泡利原理和洪特规则，可以表示单核10电子粒子基态时的电子排布图，故A正确； B．外围电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅢA族，B错误； C．29Cu原子的核外电子排布式是：1s22s22p63s23p63d104s1，C错误； D．2s的电子云半径比1s电子云半径大，说明2s的电子在离原子核较远的区域出现的概率比1s的电子大，D错误； 故选A。 2．（24-25高二上·辽宁沈阳·期中）下列化学用语表述正确的是 A．H2O的电子式： B．p能级的电子云轮廓图： C．基态锗(Ge)原子的简化电子排布式： D．基态As原子的价层电子轨道表示式： 【答案】B 【解析】A．H2O为共价型化合物，电子式为，A错误； B．p能级有3个相互垂直的电子云，分别为px、py、pz，p电子云轮廓图为哑铃形，则p能级的电子云轮廓图：，B正确； C．基态锗(Ge)原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p2，C错误； D．基态As原子的价层电子排布式为4s24p3，价层电子轨道表示式为，D错误； 故答案为：B。 3．（24-25高二上·重庆·期中）下列化学用语表示正确的是 A．电子云轮廓图： B．基态Cr原子的价层电子轨道表示式： C．的核外电子排布式： D．中子数为17的氯原子： 【答案】A 【解析】A．P轨道形状为哑铃型，A正确； B．Cr价层电子排布式为，价层电子轨道表示式为：，价层电子轨道表示式错误，B错误； C．的核外电子排布式，C错误； D．中子数为17的氯原子的质量数为34，正确的表示为：，D错误； 答案选A。 4．（24-25高二上·辽宁沈阳·期中）部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示，下列说法正确的是 A．y、z、d的第一电离能逐渐升高 B．e、f、g、h的电负性依次降低 C．与x形成简单化合物的稳定性：d>g D．e、f、g、h四种元素的最高正价其中f元素的值最大 【答案】C 【分析】根据部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系得到x为H，y为C，z为N，d为O，e为Na，f为Al，g为S，h为Cl。 【解析】A．同周期从左往右第一电离能呈增大趋势，N的核外电子排布半满，第一电离能最大，故第一电离能N>O>C，A错误； B．同周期从左往右电负性增大，电负性：Na<Al<S<Cl，B错误； C．同主族从上往下非金属性减弱，即O>S，故简单氢化物稳定性：H2O>H2S，C正确； D．e、f、g、h四种元素的最高正价分别为+1、+3、+6、+7，其中Cl元素的值最大，D错误； 故选C。 5．（24-25高三上·江西南昌·期中）前四周期元素、、、的原子序数依次增大，基态原子的电子层数、能级数目和轨道数目均相等；的原子序数等于、的原子序数之和，、、分别为、、形成的二元化合物，、分别为、元素形成的单质，相互转化关系如图；的未成对电子数在前四周期元素中最多。下列说法正确的是 A．第一电离能：，电负性： B．中所有原子最外层都满足电子稳定结构 C．、分别与形成的最简单化合物的稳定性： D．元素属于元素周期表区元素 【答案】A 【分析】前四周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子层数、能级数目和轨道数目均相等，则X为H元素；Z的原子序数等于X、Y的原子序数之和，A、B、C分别为X、Y、Z形成的二元化合物，D、M分别为Y、Z元素形成的单质，由相互转化关系可知，Y为N元素、Z为O元素、A为氨气、B为一氧化氮、C为二氧化氮、D为氮气、M为氧气；W的未成对电子数在前四周期元素中最多，则W为Cr元素。 【解析】A．金属元素的第一电离能小于非金属元素，氮原子的2p轨道为稳定的半充满结构，元素的第一电离能大于相邻元素，氮元素的第一电离能大于氧元素，则第一电离能的大小顺序为N＞O＞Cr；金属元素的电负性小于非金属元素，非金属元素的非金属性越强，电负性越大，氧元素的非金属性强于氮元素，则电负性大小顺序为O＞N＞Cr，故A正确； B．氨分子中氢原子最外层电子数为2，不满足电子稳定结构，故B错误； C．同周期元素，从左到右非金属性依次增强，最简单氢化物的稳定性依次增强，水分子的稳定性强于氨分子，故C错误； D．铬元素的原子序数为24，基态原子的价电子排布式为3d54s1，则铬元素位于元素周期表d区，故D错误； 故选A。 6．（23-24高二下·湖北·期中）2022年的诺贝尔化学奖成果“点击化学”，成功把药物分子的合成难度大大降低，为人类带来了伟大的效益。我国科学家在寻找“点击反应”的砌块过程中，发现了一种新的化合物，其结构简式如图所示，其中X、Y、Z和W是原子序数依次增大的短周期主族元素，Y与Z是同一主族元素。下列说法正确的是。 A．X、Y、Z第一电离能最大的为X B．X、Y、Z和W电负性最大的为W C．X、Z、W氧化物对应的水化物均为强酸 D．简单离子半径：W>Z>Y>X 【答案】A 【分析】X、Y、Z和W是原子序数依次增大的短周期元素，Y与Z是同一主族元素，Y能形成2个共价键，则Y是O元素、Z是S元素；X能形成3个共价键，X是N元素；W形成1个共价键，W是Cl元素。 【解析】A．根据分析可知，X、Y、Z分别为N、O、S元素，同周期从左到右元素第一电离能呈现增大的趋势，但由于N原子的2p能级为半充满状态，较稳定，因此第一电离能大于O，同主族从上到下元素第一电离能逐渐减小，第一电离能最大的为N，故A正确； B．同周期从左到右元素电负性逐渐增大，同主族从上到下元素电负性逐渐减弱，则电负性最大的是：O元素，故B错误； C．X是N元素，Z是S元素，W是Cl元素，均是多价态的元素，如：HNO2、H2SO3、HClO均是弱酸，故C错误； D．电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越多半径越小，简单离子半径，故D错误； 故答案选A。 7．（23-24高二下·广东佛山·期中）某原料含X、Y、Z、W、Q五种原子序数依次增大的前四周期元素，其相关信息如下： 元素 元素性质或原子结构 X 周期表中原子半径最小的元素 Y 原子核外有三种不同的能级且各个能级所填充的电子数相同 Z 最外层p轨道半充满 W 位于短周期，基态原子的核外成对电子数是未成对电子数的3倍 Q 位于ds区且原子的最外层电子数与X的相同 下列选项不正确的是 A．第一电离能： B．的基态电子排布式： C．简单气态氢化物稳定性： D．沸点： 【答案】C 【分析】根据题意可知，X为半径最小的元素，是H元素；Y核外有三个能级且各能级所填充的电子数相同，故其电子排布式为1s22s22p2，为C元素；Z最外层p轨道半充满，其电子排布式可为1s22s22p3或1s22s22p63s23p3；W位于短周期，其基态原子核外成对电子数是未成对电子数的3倍，可知其电子排布式为1s22s22p4，为O元素；又因为Z的原子序数小于W，故X的电子排布式为1s22s22p3，为N元素；Q位于ds区，且最外层电子与H相同，故其电子排布式为[Ar]3d104s1为Cu。 【解析】A．分析可知，Y为C，W为O，Z为N，三者的第一电离能大小为，C< O < N，A正确； B．Cu2+的价态电子排布式为，B正确； C．O的非金属性强于C，故简单气态氢化物的稳定性W>Y，C错误； D．N2H4分子间会形成氢键，从而使沸点比C2H6高，D正确； 故选C。 8．（23-24高二下·山西朔州·期中）元素周期表隐含着许多信息和规律。以下所涉及的元素均为中学化学中常见的短周期元素，其原子半径及主要化合价列表如下，其中用于呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源。 元素代号 原子半径 0.037 0.186 0.074 0.102 0.143 0.160 0.099 主要化合价 +1 +1 -2 +3 +2 -1 下列说法正确的是 A．的氧化物对应水化物的酸性： B．R、X、Y的单质失电子能力最强的是X C．M与Q两种元素原子按1∶1形成非极性分子 D．BeO与X氧化物性质相似，属于两性氧化物 【答案】D 【分析】R2Q2用于呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源，根据表格中元素的主要化合价可知，R为Na元素，O为氧元素；T元素的主要化合价有-2、+4、+6，且半径大于氧原子，则T为S元素；M元素的主要化合价为+1，且其原子半径比氧小，则M为H元素；Z原子的半径较氧大，主要化合价为-1，则为Cl元素；X、Y两元素的主要化合价分别为+3、+2，原子半径比钠略小，则X、Y为Al、Mg元素，据此分析可得结论。 【解析】A．未说明是最高价含氧酸，对于的物质不唯一，无法进行比较，故A错误； B．由上述分析可知R、X、Y分别为Na、Al、Mg三种金属元素，同周期主族元素从左往右，金属性逐渐减弱，因此金属性的强弱为：钠>镁>铝，则单质失去电子能力最强的为Na，故B错误； C．M、Q分别为氢和氧元素，两种元素原子按1∶1形成的化合物为共价化合物H2O2，正负电荷中心不重合，因此为极性分子，故C错误； D．X为铝元素，Al2O3是两性氧化物,根据对角线规则，Be与Al的化学性质相似，所以BeO也是两性氧化物，故D正确； 故答案选D。 9．（23-24高二下·四川南充·期中）化学符号的正确表达是“化学人”交流的基础。下列有关化学用语，表述正确的是 A．醛基的电子式： B．基态O原子最高能层电子排布式：2s22p4 C．乙烯的实验式：CnH2n D．镁原子最外层电子的电子云轮廓图： 【答案】B 【解析】 A．醛基的电子式：，A错误； B．O为8号元素，基态O最高能层为L，电子排布式：2s22p4，B正确； C．乙烯的实验式：CH2，C错误； D．镁原子最外层电子在3s能级，电子云轮廓图为球形，D错误； 故选B。 10．（24-25高二上·辽宁沈阳·期中）下列说法或化学用语表达正确的是 A．基态氧原子有3个自旋平行的2p电子 B．夫琅禾费线含有的很多条暗线其实质属于原子的发射光谱 C．电子云中的电子数目形象的用小点·表示 D．3p、4p、5p能级的轨道数依次递增2 【答案】A 【解析】 A．基态氧原子的价层电子排布图为，有3个自旋平行的2p电子，A正确； B．夫琅禾费线含有的很多条暗线其实质属于原子的吸收光谱，B错误； C．电子云中用小黑点的疏密程度来表示核外电子在某处出现机会的多少，C错误； D．3p、4p、5p能级的轨道数均为3，D错误； 故选A。 11．（23-24高二下·上海青浦·期中）下列说法正确的是 A．最外层电子数为1的元素一定是主族元素 B．已知某元素＋2价离子的电子排布式为，该元素位于周期表中的第四周期第12族位置，属于ds区 C．处于最低能量的原子叫做基态原子，，过程中形成的是发射光谱 D．最外层电子数为的元素都在元素周期表第2列 【答案】B 【解析】A．第IB族元素的最外层电子数也是1，则最外层电子数为1的元素不一定是主族元素，A错误； B．某元素+2价离子电子排布式为，该元素的基态原子电子排布式为，则该元素是Zn，位于周期表中第四周期第12族位置，属于ds区，B正确； C．处于最低能量的原子叫做基态原子，过程前后都是基态的1s22s22p1，该过程中没有发生电子跃迁，不会形成发射光谱，C错误； D．He的最外层电子数为1s2，在元素周期表第18列，D错误； 答案选B。 12．（24-25高二上·江苏无锡·期中）下列叙述正确的是 A．锗原子(32Ge)基态电子排布式为[Ar]4s24p2 B．Na2O和Na2O2固体中含有的阳离子和阴离子的个数比均为1：2 C．液氨作为清洁能源的反应原理是4NH3＋5O24NO＋6H2O D．同温同压下，反应H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH相同 【答案】D 【解析】A．锗原子(32Ge)基态电子排布式为[Ar]3d104s24p2，A错误； B．Na2O和Na2O2固体中含有的阳离子和阴离子的个数比均为2：1，B错误； C．液氨作为清洁能源反应应该生成无污染的N2，反应原理是4NH3＋3O22N2＋6H2O，C错误； D．根据盖斯定律，一个化学反应的反应热只与反应物的始态和生成物的终态有关，与过程无关，同温同压下，反应H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH相同，D正确； 答案选D。 13．（24-25高二上·辽宁沈阳·期中）化学用语、元素周期律等是学习元素及其化合物知识的重要工具。请回答下列问题： （1）下列说法正确的是 (填序号)。 ①s区全部是金属元素 ②共价化合物中电负性大的成键元素表现为负价 ③两种金属元素第一电离能越小的其金属性越强 ④电负性大于1.8的一定为非金属 ⑤第四周期元素中未成对电子数最多的元素位于钾元素后面第五位 （2）新型半导体材料如碳化硅(SiC)、氮化镓(GaN)等在航空航天、国防技术及5G技术等领域扮演着重要的角色。基态Si原子的核外电子空间运动状态共有 种，其核外电子占据最高能级的电子云轮廓图的形状为 ，基态镓原子的价层电子排布式为 。 （3）原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用+表示，与之相反的用-表示，称为电子的自旋磁量子数。对于基态的磷原子其价电子自旋磁量子数的代数和为 。 （4）N、O、Mg元素的前3级电离能如下表所示：X、Y、Z中为N元素的是 。 元素 X 738 1451 7733 Y 1314 3388 5301 Z 1402 2856 4578 （5）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元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X与Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。已知检验微量化合物X2Y3可以用一种称为马氏检验的方法，其原理是：样品在盐酸中可被金属锌还原为XZ3气体，产物还有氯化锌和H2O，该反应的化学方程式是 (要用推导出来的元素表达)。 【答案】（1）②⑤ （2）8 哑铃形 4s24p1 （3）或 （4）Z （5）As2O3+6Zn+12HCl=2AsH3↑+6ZnCl2+3H2O 【解析】（1）①ⅠA、ⅡA元素均在s区，H元素为非金属，①错误； ②电负性为吸引电子的能力，故电负性大的元素表现负价，②正确； ③ⅡA元素大于ⅢA元素，但金属性Mg＞Al，③错误； ④电负性大于1.8的元素不一定为非金属元素,如Pb、Bi的电负性为1.9，④错误； ⑤根据原子核外电子排布中未成对电子数最多的元素是铬，位于第四周期第ⅥB族，位于钾元素后面第五位，⑤正确； 故答案为：②⑤； （2）Si原子的核外电子排布为，核外电子空间运动状态共有8种；核外电子占据最高能级为p能级，哑铃形；基态镓原子序数31，价层电子排布式为4s24p1； 故答案为：8；哑铃形；4s24p1； （3）磷原子其价电子排布为，每个轨道有自旋方向相反的两个电子，p能级三个轨道上，每个轨道上有1个自旋方向相同的电子，则自旋磁量子数的代数和为或； 故答案为：或； （4）X的第三电离能远大于第二电离能，则X为Mg元素，Y的电离能大，则Y为O元素，Z的第一、第二、第三电离能相差不大，则Z为N元素； 故答案为：Z； （5）X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，则4p能级有3个电子，X为33号元素为As，Y元素原子2p轨道上有2个未成对电子，则Y为6号元素或8号元素，X与Y可形成化合物X2Y3，则Y为O元素，X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42，则Z为H元素； 样品在盐酸中可被金属锌还原为XZ3气体，产物还有氯化锌和H2O，As2O3+6Zn+12HCl=2AsH3↑+6ZnCl2+3H2O； 故答案为：As2O3+6Zn+12HCl=2AsH3↑+6ZnCl2+3H2O。 14．（24-25高二上·重庆·期中）现有六种元素A、B、C、D、E、F，其中A、B、C、D为短周期主族元素，E、F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 地壳中含量最多的元素 B 元素原子的核外p能级电子数比s能级电子数多1，最高能级为球形 C 原子核外电子有7个空间运动状态，最高能级有1个单电子 D 元素原子的价层电子排布为 E 原子核外有4个未成对电子 F 原子核外次外层全充满，最外层只有1个电子 （1）A、B、C简单离子半径大小比较，由大到小的顺序为 。(用离子符号表示) （2）B与D形成化合物在水溶液中呈碱性的原因 (用离子方程式表示)。 （3）C、D简单离子在水溶液中不能大量共存，请写出离子方程式 。 （4）写出价层电子排布式为 ，F价层电子排布图为 。 （5）电解溶液(阳极为惰性电极，阴极为不锈钢合金)的装置示意图如图所示。 电解时，F在 (填“阴”或“阳”)极析出，阳极的电极反应式为 ，理论上有穿过阴离子交换膜，阳极区溶液质量变化量为 g。 【答案】（1）O2->Na+>Al3+ （2）S2-+H2O⇋HS-+OH-； （3）2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑ （4）3d6 （5）阴 2H2O-4e-=O2↑+4H+ 160 【分析】地壳中含量最高的是O元素，则A为O元素；B为短周期且p电子数比s电子数多1，最高能级为球形，则B为Na；C原子核外电子有7个空间运动状态，最高能级有1个单电子，C为Al；D元素原子的价层电子排布为，n为3，价电子排布式为3s23p4，D为S元素；F原子核外次外层全充满，最外层只有1个电子，F为Cu元素；E的原子序数在S和Cu之间，原子核外有4个未成对电子，E为Fe； 【解析】（1）A、B、C简单离子分别是O2-、Na+、Al3+，电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小，半径大小比较O2->Na+>Al3+； （2）B和D形成的化合物为Na2S，电离出的S2-水解呈碱性，离子方程式为：S2-+H2O⇋HS-+OH-； （3）C、D离子分别是Al3+和S2-离子，二者在溶液中发生双水解反应不能共存，离子方程式为：2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑； （4） E为Fe元素，Fe2+的价层电子排布式为3d6；F为Cu，价层电子排布图为； （5）FDA4为CuSO4，由图可知，阴极区溶液为CuSO4溶液，阳极区为(NH4)2SO4溶液，电解时Cu在阴极析出；阳极上生成氧气，电极反应式为2H2O-4e-=O2↑+4H+；理论上2mol通过阴离子交换膜，有4mol电子转移，阳极上有1molO2放出，同时有2mol进入阳极，阳极质量增加2×96g-32g=160g。 15．（22-23高二上·甘肃天水·期末）请用化学用语填空： 元素 相关信息 X 原子核外有6种不同运动状态的电子 Y 基态原子中s电子总数与p电子总数相等 Z 原子半径在同周期元素中最大 M 逐级电离能(kJ·mol-1)依次为578、1817、2745、11575、14830、18376 Q 基态原子的最外层p轨道上有两个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反 R 基态原子核外有7个能级且能量最高的能级上有6个电子 （1）请写出Q元素基态原子的外围电子排布图： ，占据最高能级电子的电子云轮廓图为 形。 （2）X、Y、Z、M四种元素的原子半径由小到大的顺序是 (用元素符号表示)。 （3）R元素可形成R2+和R3+，其中较稳定的是R3+，原因是 。 （4）M元素原子的逐级电离能越来越大的原因是 。 （5）与M元素成“对角线规则”关系的某短周期元素T的最高价氧化物的水化物具有两性，写出该两性物质与Z元素的最高价氧化物的水化物反应的化学方程式： 。 【答案】（1） 哑铃 （2）O<C<Al<Na （3）Fe3+的价层电子排布为3d5，处于d能级半充满状态，能量低，结构稳定 （4）因为随着电子逐个失去，阳离子所带正电荷数越来越多，再失去电子需要克服的电性吸引力越来越大，消耗能量越来越多 （5）Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O 【分析】X、Y、Z、M、Q、R均为前四周期元素，且原子序数依次增大：X元素原子核外有6种不同运动状态的电子，则X为碳元素；Y元素的基态原子中s电子总数与p电子总数相等，则核外电子排布为1s22s22p4，则Y为氧元素；Z元素的原子半径在同周期元素中最大且应该在第三周期，则Z为钠元素；M原子的第四电离能剧增，表现+3价，则M为Al元素；Q元素的基态原子的最外层p轨道上有两个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反，则p轨道上有5个电子，则Q为氯元素；元素R基态原子核外有7个能级且能量最高的能级上有6个电子，则核外电子排布为1s22s22p63s23p63d64s2，则R为铁元素。 【解析】（1） Q是氯元素，价电子排布式3s23p5，基态原子的外围电子排布图为：；占据最高能级3p电子的电子云轮廓图为哑铃形； （2）一般地，电子层数越多，原子半径越大，若电子层数相同，质子数越多，原子半径越小。X、Y、Z、M四种元素的原子半径由小到大的顺序是O<C<Al<Na； （3）铁元素可形成Fe2+和Fe3+，其中较稳定的是Fe3+，因为Fe3+的价层电子排布为3d5，处于d能级半充满状态，能量低，结构稳定； （4）铝元素原子的逐级电离能越来越大的是因为随着电子逐个失去，阳离子所带正电荷数越来越多，再失去电子需要克服的电性吸引力越来越大，消耗能量越来越多； （5）与铝元素成“对角线规则”关系的某短周期元素铍的最高价氧化物的水化物Be(OH)2具有两性，Be(OH)2与钠元素的最高价氧化物的水化物氢氧化钠反应生成盐和水，化学方程式为：Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！15 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题01 原子结构与元素性质 考点聚焦：复习要点+知识网络，有的放矢 重点专攻：知识点和关键点梳理，查漏补缺 难点强化：难点内容标注与讲解，能力提升 提升专练：真题感知+提升专练，全面突破 1. 能用轨道和能级概念描述核外电子的运动状态。 2. 说明原子核外电子排布的构造原理。 3. 能正确表示1~36号元素基态原子的核外电子排布 4. 掌握原子核外电子排布的周期性变化及其与元素周期表结构之间的关系。 5. 准确确定元素周期表元素在分区的位置。 6. 能灵活用元素的第一电离能、电负性说明元素的某些性质。 一、人类对原子结构的认识 1．原子结构模型的演变 （1） ：19世纪，英国科学家 提出了近代原子论，认为原子有质量，不可分割。 （2） ：19世纪末，英国物理学家 生发现了电子，提出电子普遍存在于原子中。 （3） ：1911年，英国物理学家 根据α粒子散射实验，认为原子的质量主要集中在原子核上，电子在原子核外空间做高速运动。 （4）1913年，丹麦物理学家 研究了氢原子光谱后，根据 的观点，提出了新的原子结构模型： ①原子核外电子在一系列稳定的轨道上运动，既不放出能量，也不吸收能量。 ②不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是不连续的，即量子化的。 ③原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生跃迁。 当电子吸收了能量后，就会从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上。处于能量较高轨道上的电子不稳定，当电子从能量较高的轨道回到能量较低的轨道时，就会发射出光子，发出的光的波长取决于两个轨道的能量之差。 2．现代量子力学模型 （1）电子主要在原子核周围的球形区域内运动。运动区域距离核近，电子出现的机会大；运动区域距离核远，电子出现的机会小。 （2）电子云： 用小点的疏密描述电子在原子核外空间出现的机会的大小所得到的图形叫 。 用小点代表电子在核外空间区域内出现的机会，小点的疏密与电子在该区域内出现的 成正比。 (3) ：是指量子力学描述电子在原子核外空间运动的主要区域。一般是将出现 约为90%的空间圈出来，制作电子云的轮廓图，称为原子轨道。如氢原子核外电子的电子云轮廓图的绘制： 二、原子核外电子的运动特征 1．电子层 根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，认为核外电子处于不同的电子层上。 电子层n 1 2 3 4 5 6 7 符号 特点 2．原子轨道与能级 （1）原子轨道与能级的概念 ①原子轨道：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。原子轨道是用量子力学描述电子在原子核外空间运动的主要区域。 ②能级：处于同一电子层的原子核外电子，可以在不同类型的原子轨道上运动，其能量也不相同，故可将同一电子层进一步划分为不同的能级。 （2）原子轨道 ①类型 原子轨道 形状 延伸方向 轨道数 可容纳的电子数 s 1 1 2 p 3 3 6 d ­­­­­ 5 5 10 f ­­­­­ 7 7 14 ②表示方法：原子轨道用表示电子层的n和表示原子轨道形状的s、p、d、f结合起来共同表示，如1s、2s、2p(2px、2py、2pz)、3d等。 ③各电子层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数 电子层 原子轨道类型 原子轨道数目 可容纳的电子数 1 1s 1 2 2 2s、2p 4 8 3 3s、3p、3d 9 18 4 4s、4p、4d、4f 16 32 n —— n2 2n2 ④原子轨道能量高低 相同电子层的原子轨道中 ns<np<nd<nf 形状相同的原子轨道 2p<3p<4p 电子层数和原子轨道形状均相同 2px＝2py＝2pz 3．电子自旋 原子核外电子有2种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。 三、构造原理 1．构造原理 电子是按照一定顺序填充的，填满一个能级之后再填下一个能级，这个规律称为 。原子核外电子的排布遵循构造原理的三大内容： 、 和 。 2．构造原理的内容 （1） ：原子核外电子先占据能量低的轨道，然后依次进入能量高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。 （2） ：每个原子轨道上最多容纳两个自旋状态不同的电子。 （3） ：原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占在不同的原子轨道上，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低。 3．原子核外电子排布的轨道能量顺序 电子所排的轨道顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……，这是实验得到的规律，适用于大多数基态原子的核外电子排布。 四、核外电子排布的表示方法 1．电子排布式 （1）电子排布式 ①用数字在轨道符号右上角标明该轨道上排布的电子数，例如： 15P：1s22s22p63s23p3 19K：1s22s22p63s23p63s1 ②简化的电子排布式例如： 16S：[Ne]3s23p4 21Sc：[Ar]3d14s2 （2）外围电子排布式或价电子排布式。对主族元素而言，外围电子就是最外层电子。例如： 8O：2s22p4 13Al：3s23p1 2．轨道表示式 将每一个原子轨道用一个方框表示，在方框内标明基态原子核外电子分布的式子称为 例如Al的轨道表示式为： 3．洪特规则特例： 能量相同的原子轨道在 、 和 状态时，体系的能量较低，原子较稳定。 五、原子光谱与光谱分析 1．原子光谱形成原因 在通常情况下，原子核外电子的排布总是使整个原子处于能量最低的状态。 当处于能量最低状态的原子吸收能量后，电子能从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上。 电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，将释放出能量。 2．原子光谱分类 ：原子中的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，放出光子，将发出的光通过棱镜就得到原子的原子发射光谱。 ：原子中的电子吸收光子，原子中的电子从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道，然后将透过光通过棱镜，就得到原子吸收光谱。 3．光谱分析 通过原子发射光谱或吸收光谱检测元素，称为 。 六、原子核外电子排布的周期性 1．第三周期元素的核外电子排布和性质 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 原子核外价电子排布 3s1 3s2 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 最高正化合价 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 最低负化合价 -4 -3 -2 -1 化合价的变化规律 最高正化合价从+1到+7，最低负化合价从-4到-1 金属性和非金属性的变化规律 原子半径的变化规律 原子半径逐渐减小 2．原子核外电子排布的变化规律 （1）最外层电子数目的变化 除第1周期外，每隔一定数目的元素，元素原子的最外层电子数重复出现从1逐渐增加到8的周期性变化。 （2）外围电子排布的变化 ①第2、3周期从左到右，元素原子的外围电子排布呈现从ns1到ns2np6的变化；从第4周期开始，从左到右，元素原子的外围电子排布从ns1经过(n－1)d1～10ns1～2逐渐过渡到ns2np6。 ②第5周期元素原子的外围电子排布与第4周期元素外围电子排布有相似的变化规律。 （3）核外电子排布的周期性变化规律：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。 3．原子核外电子排布与周期的划分 （1）原子核外电子排布与元素周期表中周期划分的本质联系 （2）每周期起始元素和结束元素的外围电子排布分别为ns1和ns2np6(第1周期为ns2)。 （3）周期数＝电子层数。 4．原子核外电子排布与族的划分 （1）主族元素的外围电子数、外围电子排布式 族数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 外围电子排布式 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 外围电子数 1 2 3 4 5 6 7 （2）副族元素的外围电子数、外围电子排布式(以第4周期副族元素为例) 副族元素 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 29Cu 30Zn 族数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB 外围电子排布式 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 3d104s1 3d104s2 外围电子数 3 4 5 6 7 － － 七、元素周期表中区的划分 1．元素周期表中区的划分 根据元素原子的外围电子排布特征，可将元素周期表分成五个区域 。 （1）s区：包含ⅠA和ⅡA两族元素，除氢元素外，其余都是活泼的金属元素。 （2）p区：包含ⅢA～ⅦA族及0族元素，除氢元素外，所有的非金属元素都在p区。 （3）d区：包含ⅢB～ⅦB、Ⅷ族的元素。 （4）ds区：包含ⅠB和ⅡB族的元素。 （5）f区：镧系和锕系元素。 2．各区元素的外围电子排布特点 分区 元素分布 外围电子排布 元素性质特点 s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2 除氢元素外都是较活泼的金属元素 p区 ⅢA～ⅦA族、0族 ns2np1～6 除稀有气体外，最外层电子参与反应 d区 ⅢB～ⅦB族、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 过渡金属元素 ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 过渡金属元素 八、元素第一电离能的周期性变化 1．第一电离能的含义 。 符号：I1。 M(g) - e- → M+(g) 2．第一电离能的意义 （1）第一电离能可以衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。 （2）第一电离能数值越小，该气态原子越容易失去一个电子；第一电离能越大，该气态原子越难失去一个电子。 3．元素的第一电离能变化规律 （1）同主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，第一电离能逐渐减小。 （2）同一周期的主族元素具有相同的电子层数，随着核电荷数的递增，最外层电子数增加，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，第一电离能呈现增大的趋势。 对同周期元素来说，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。 4．元素的电离能与原子结构的关系 （1）第一电离能与原子核外电子排布的关系 当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。例如，Mg的外围电子排布为3s2，s轨道处于全充满状态，P的外围电子排布为3s23p3，p轨道处于半充满状态，因此二者电离能相对较高。 （2）元素的电离能与原子核外电子排布的关系 ①同一元素的各级电离能逐级变大，即I1<I2<I3……。 ②电离能突然变大，说明原子的电子层发生了变化，由此可以判断该元素原子的电子层结构和主要化合价。 九、元素电负性的周期性变化 1．电负性 （1）概念： 。 （2）标准：指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。 2．主族元素电负性的变化规律 同一周期，主族元素的电负性从左到右依次增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 3．电负性的应用 （1） 衡量元素金属性和非金属性的强弱 一般认为电负性大于1.8的元素为非金属元素；小于1.8的元素为金属元素。 （2）判断化合物中元素化合价的正负 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；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 一般认为两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；小于1.7通常形成共价键。 十、元素周期表的应用和“对角线”规则 1．元素周期表的应用 （1）对人们认识原子结构和元素性质的关系具有指导意义。 （2）为人们寻找新材料提供了科学的途径： ①在ⅠA族可以找到制造光电材料的元素； ②在ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到制造优良的半导体材料的元素。 2．“对角线”规则 （1）“对角线”规则 。这种现象称为“对角线”规则。 在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则：锂1.0、镁1.2；铍1.5、铝1.5；硼2.0、硅1.8。 （2）“对角线”规则的表现，举例如下： 锂和镁的相似性： ①在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则易生成过氧化物、超氧化物； ②能直接与氮作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他碱金属不与氮直接反应； ③氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于水等。 铍和铝的相似性： ①单质在冷的浓硝酸中钝化； ②氧化物、氢氧化物都有两性； ③氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。 硼和硅的相似性： ①硼和硅的密度分别为2.35 g·cm－3和2.336 g·cm－3，两者相近； ②硼和硅的简单气态氢化物都能直接被氧气氧化； ③最高价氧化物的水化物都是弱酸等。 强化点一 核外电子的运动特征 1. 原子轨道的图形描述 （1）s电子的原子轨道呈球形，电子层序数越大，原子轨道的半径越大。 （2）p电子的原子轨道呈纺锤形，电子层序数越大，原子轨道的半径越大。 （3）虽然形状如此，但并不是说s能级电子绕核做圆周运动，p能级电子绕核做“∞”形运动。 2. 各电子层包含的原子轨道类型及可容纳的电子数 电子层n 1 2 3 4 原子轨道 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 轨道数目 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 容纳的电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 容纳的电子总数 2 8 18 32 3. 不同原子轨道能量高低的关系 强化点二 原子核外电子的表示方法 1．几种表示方法归纳 原子结构 示意图 意义 将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例  S： 电子排布式 意义 用数字在轨道符号右上角标明该轨道上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 S：1s22s22p63s23p4 简化电子 排布式 意义 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体结构的部分用相应稀有气体的元素符号外加方括号表示 实例 S：[Ne]3s23p4 外围电子 排布式 意义 主族元素的外围电子指最外层电子，最外层电子排布式即外围电子排布式 实例 S：3s23p4 轨道 表示式 意义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 S： 2．外围电子（价电子） （1）主族元素的最外层电子就是外围电子，如碱金属的外围电子排布式为ns1。 （2）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，如铁原子的外围电子排布式为3d64s2。 3．核外电子排布式的书写 （1）书写原子的电子排布式时，应按照电子层的顺序书写，如铁原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，而不是1s22s22p63s23p64s23d6。 （2）书写离子的电子排布式时，先失去最外层电子，再失去内层电子，如Fe2+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d6，Fe3+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d5。 强化点三 原子核外电子排布的周期性 1. 族序数与外围电子排布的关系 族序数由该元素原子的外围电子数决定。 ①主族(ⅠA～ⅦA族)的族序数＝外围电子数＝原子最外层电子数。 ②0族：原子最外层电子数等于8或2(He)。 ③ⅠB、ⅡB族：族序数＝原子最外层电子数。 ④ⅢB～ⅦB族：族序数＝外围电子数＝原子最外层ns轨道电子数＋次外层(n－1)d轨道电子数＝最高正价。 ⑤Ⅷ族：原子最外层n轨道电子数＋次外层(n－1)d轨道电子数之和分别为8、9、10。 2. 根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置 电子排布式外围电子排布式 元素的分区 强化点四 元素第一电离能和电负性的变化 1. 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(氢元素或碱金属元素)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左至右元素的第一电离能呈增大的趋势，但是ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA。 ②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。 （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原子轨道较低的电子，所需要的能量较多。 ②当电离能突然变大时说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。如Al：I1＜I2＜I3≪I4＜I5…… 2．第一电离能与原子核外电子排布 （1）通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。 （2）在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。一般情况下，金属越活泼，金属元素的第一电离能越小；非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。 2. 电负性的变化规律 （1）同一周期，从左到右，元素的电负性递增(稀有气体元素除外)。 （2）同一主族，自上而下，元素的电负性递减。 （3）电负性最大的元素在元素周期表的右上角(F)，电负性最小的元素在元素周期表的左下角(Fr有放射性，一般不考查)。 2．电负性的应用 （1）判断元素类型及元素的金属性和非金属性及其强弱： ①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。 ②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）衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小 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）判断化学键类型 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；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。 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；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。 真题感知 1．（2023·北京·高考真题）下列化学用语或图示表达正确的是 A．的电子式为 B．的VSEPR模型为   C．电子云图为   D．基态原子的价层电子轨道表示式为   2．（2024·广西·高考真题）光照时，纳米能使水产生羟基自由基，可用于处理废水。下列表述正确的是 A．基态Ti的价电子排布式： B．的电子式： C．的VSEPR模型： D．O的一种核素： 3．（2024·重庆·高考真题）某合金含和等元素。下列说法正确的是 A．的电负性大于 B．和均为d区元素 C．的第一电离能小于 D．基态时，原子和原子的单电子数相等 4．（2024·贵州·高考真题）某化合物由原子序数依次增大的短周期主族元素W、X、Y、Z、Q组成(结构如图)。X的最外层电子数等于内层电子数，Y是有机物分子骨架元素，Q和W能形成两种室温下常见的液态化合物。下列说法错误的是 A．第一电离能： B．该化合物中Q和W之间可形成氢键 C．X与Al元素有相似的性质 D．W、Z、Q三种元素可形成离子化合物 5．（2024·广东·高考真题）一种可为运动员补充能量的物质，其分子结构式如图。已知R、W、Z、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z和Y同族，则 A．沸点： B．最高价氧化物的水化物的酸性： C．第一电离能： D．和空间结构均为平面三角形 6．（2024·山东·高考真题）下列化学用语或图示正确的是 A．的系统命名：2-甲基苯酚 B．分子的球棍模型： C．激发态H原子的轨道表示式： D．键形成的轨道重叠示意图： 提升专练 1．（24-25高二上·黑龙江大庆·期中）下列各项叙述中，正确的是 A．可表示单核10电子粒子基态时的电子排布图 B．价层电子排布式为的元素位于第五周期第IA族 C．原子的核外电子排布式是 D．2s的电子云半径比1s的电子云半径大，说明2s的电子比1s的多 2．（24-25高二上·辽宁沈阳·期中）下列化学用语表述正确的是 A．H2O的电子式： B．p能级的电子云轮廓图： C．基态锗(Ge)原子的简化电子排布式： D．基态As原子的价层电子轨道表示式： 3．（24-25高二上·重庆·期中）下列化学用语表示正确的是 A．电子云轮廓图： B．基态Cr原子的价层电子轨道表示式： C．的核外电子排布式： D．中子数为17的氯原子： 4．（24-25高二上·辽宁沈阳·期中）部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示，下列说法正确的是 A．y、z、d的第一电离能逐渐升高 B．e、f、g、h的电负性依次降低 C．与x形成简单化合物的稳定性：d>g D．e、f、g、h四种元素的最高正价其中f元素的值最大 5．（24-25高三上·江西南昌·期中）前四周期元素、、、的原子序数依次增大，基态原子的电子层数、能级数目和轨道数目均相等；的原子序数等于、的原子序数之和，、、分别为、、形成的二元化合物，、分别为、元素形成的单质，相互转化关系如图；的未成对电子数在前四周期元素中最多。下列说法正确的是 A．第一电离能：，电负性： B．中所有原子最外层都满足电子稳定结构 C．、分别与形成的最简单化合物的稳定性： D．元素属于元素周期表区元素 6．（23-24高二下·湖北·期中）2022年的诺贝尔化学奖成果“点击化学”，成功把药物分子的合成难度大大降低，为人类带来了伟大的效益。我国科学家在寻找“点击反应”的砌块过程中，发现了一种新的化合物，其结构简式如图所示，其中X、Y、Z和W是原子序数依次增大的短周期主族元素，Y与Z是同一主族元素。下列说法正确的是。 A．X、Y、Z第一电离能最大的为X B．X、Y、Z和W电负性最大的为W C．X、Z、W氧化物对应的水化物均为强酸 D．简单离子半径：W>Z>Y>X 7．（23-24高二下·广东佛山·期中）某原料含X、Y、Z、W、Q五种原子序数依次增大的前四周期元素，其相关信息如下： 元素 元素性质或原子结构 X 周期表中原子半径最小的元素 Y 原子核外有三种不同的能级且各个能级所填充的电子数相同 Z 最外层p轨道半充满 W 位于短周期，基态原子的核外成对电子数是未成对电子数的3倍 Q 位于ds区且原子的最外层电子数与X的相同 下列选项不正确的是 A．第一电离能： B．的基态电子排布式： C．简单气态氢化物稳定性： D．沸点： 8．（23-24高二下·山西朔州·期中）元素周期表隐含着许多信息和规律。以下所涉及的元素均为中学化学中常见的短周期元素，其原子半径及主要化合价列表如下，其中用于呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源。 元素代号 原子半径 0.037 0.186 0.074 0.102 0.143 0.160 0.099 主要化合价 +1 +1 -2 +3 +2 -1 下列说法正确的是 A．的氧化物对应水化物的酸性： B．R、X、Y的单质失电子能力最强的是X C．M与Q两种元素原子按1∶1形成非极性分子 D．BeO与X氧化物性质相似，属于两性氧化物 9．（23-24高二下·四川南充·期中）化学符号的正确表达是“化学人”交流的基础。下列有关化学用语，表述正确的是 A．醛基的电子式： B．基态O原子最高能层电子排布式：2s22p4 C．乙烯的实验式：CnH2n D．镁原子最外层电子的电子云轮廓图： 10．（24-25高二上·辽宁沈阳·期中）下列说法或化学用语表达正确的是 A．基态氧原子有3个自旋平行的2p电子 B．夫琅禾费线含有的很多条暗线其实质属于原子的发射光谱 C．电子云中的电子数目形象的用小点·表示 D．3p、4p、5p能级的轨道数依次递增2 11．（23-24高二下·上海青浦·期中）下列说法正确的是 A．最外层电子数为1的元素一定是主族元素 B．已知某元素＋2价离子的电子排布式为，该元素位于周期表中的第四周期第12族位置，属于ds区 C．处于最低能量的原子叫做基态原子，，过程中形成的是发射光谱 D．最外层电子数为的元素都在元素周期表第2列 12．（24-25高二上·江苏无锡·期中）下列叙述正确的是 A．锗原子(32Ge)基态电子排布式为[Ar]4s24p2 B．Na2O和Na2O2固体中含有的阳离子和阴离子的个数比均为1：2 C．液氨作为清洁能源的反应原理是4NH3＋5O24NO＋6H2O D．同温同压下，反应H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH相同 13．（24-25高二上·辽宁沈阳·期中）化学用语、元素周期律等是学习元素及其化合物知识的重要工具。请回答下列问题： （1）下列说法正确的是 (填序号)。 ①s区全部是金属元素 ②共价化合物中电负性大的成键元素表现为负价 ③两种金属元素第一电离能越小的其金属性越强 ④电负性大于1.8的一定为非金属 ⑤第四周期元素中未成对电子数最多的元素位于钾元素后面第五位 （2）新型半导体材料如碳化硅(SiC)、氮化镓(GaN)等在航空航天、国防技术及5G技术等领域扮演着重要的角色。基态Si原子的核外电子空间运动状态共有 种，其核外电子占据最高能级的电子云轮廓图的形状为 ，基态镓原子的价层电子排布式为 。 （3）原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用+表示，与之相反的用-表示，称为电子的自旋磁量子数。对于基态的磷原子其价电子自旋磁量子数的代数和为 。 （4）N、O、Mg元素的前3级电离能如下表所示：X、Y、Z中为N元素的是 。 元素 X 738 1451 7733 Y 1314 3388 5301 Z 1402 2856 4578 （5）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元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X与Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。已知检验微量化合物X2Y3可以用一种称为马氏检验的方法，其原理是：样品在盐酸中可被金属锌还原为XZ3气体，产物还有氯化锌和H2O，该反应的化学方程式是 (要用推导出来的元素表达)。 14．（24-25高二上·重庆·期中）现有六种元素A、B、C、D、E、F，其中A、B、C、D为短周期主族元素，E、F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 地壳中含量最多的元素 B 元素原子的核外p能级电子数比s能级电子数多1，最高能级为球形 C 原子核外电子有7个空间运动状态，最高能级有1个单电子 D 元素原子的价层电子排布为 E 原子核外有4个未成对电子 F 原子核外次外层全充满，最外层只有1个电子 （1）A、B、C简单离子半径大小比较，由大到小的顺序为 。(用离子符号表示) （2）B与D形成化合物在水溶液中呈碱性的原因 (用离子方程式表示)。 （3）C、D简单离子在水溶液中不能大量共存，请写出离子方程式 。 （4）写出价层电子排布式为 ，F价层电子排布图为 。 （5）电解溶液(阳极为惰性电极，阴极为不锈钢合金)的装置示意图如图所示。 电解时，F在 (填“阴”或“阳”)极析出，阳极的电极反应式为 ，理论上有穿过阴离子交换膜，阳极区溶液质量变化量为 g。 15．（22-23高二上·甘肃天水·期末）请用化学用语填空： 元素 相关信息 X 原子核外有6种不同运动状态的电子 Y 基态原子中s电子总数与p电子总数相等 Z 原子半径在同周期元素中最大 M 逐级电离能(kJ·mol-1)依次为578、1817、2745、11575、14830、18376 Q 基态原子的最外层p轨道上有两个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反 R 基态原子核外有7个能级且能量最高的能级上有6个电子 （1）请写出Q元素基态原子的外围电子排布图： ，占据最高能级电子的电子云轮廓图为 形。 （2）X、Y、Z、M四种元素的原子半径由小到大的顺序是 (用元素符号表示)。 （3）R元素可形成R2+和R3+，其中较稳定的是R3+，原因是 。 （4）M元素原子的逐级电离能越来越大的原因是 。 （5）与M元素成“对角线规则”关系的某短周期元素T的最高价氧化物的水化物具有两性，写出该两性物质与Z元素的最高价氧化物的水化物反应的化学方程式： 。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！15 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$