专题10 原子结构与性质（考点清单）（讲+练）-2024-2025学年高二化学上学期期末考点大串讲（人教版2019）

专题10 原子结构与性质 考点01 能层与能级 考点02 基态与激发态 原子光谱 考点03 构造原理与电子排布式 考点04 电子云与原子轨道 考点05 原子核外电子排布的原理及表示方法 考点06 原子结构与元素周期表 考点07 元素周期律 ▉考点01 能层与能级 1.能层 （1）定义：核外电子按能量不同分成能层。 （2）电子的能层由内向外排序，其序号、符号以及所能容纳的最多电子数及能层的能量与能层离原子核距离的关系： 能层 一 二 三 四 五 六 七 符号 K L M N O P Q 最多电子数 2 8 18 32 50 72 98 离核远近 近 远 能量高低 低 高 即能层越高，电子的能量越高，离原子核越远。 2.能级 （1）定义：同一能层的电子，还被分成不同能级。 （2）能级的符号和所能容纳的最多电子数如下表： 能层 1 2 3 4 5 能层符号 K L M N O 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p …… 最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 2 8 18 32 ……2n2 3.能层与能级的有关规律 （1）能级的个数=所在能层的能层序数。 （2）能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1，3，5，7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子。 （3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。 （4）每一能层最多容纳电子数为2n2（n为能层序数）。 （5）f能级的最小能层为4，d能级的最小能层为3。 （6）能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)<E(nd)< E(nf) ……。 （7）不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高。例如：E(1s)< E(2s)<E(3s)。 （8）不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同。例如：Ar的1s能级的能量≠S的1s能级的能量。 ▉考点02 基态与激发态 原子光谱 1.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 2.原子光谱 （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。 ▉考点03 构造原理与电子排布式 1.构造原理 （1）内容：以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。 （2）构造原理示意图：图中用小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，箭头引导的曲线显示递增电子填入能级的顺序。 注：电子填充的常见一般规律： 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s （3）能级交错：构造原理告诉我们，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。这种现象被称为能级交错。 注：①构造原理呈现的能级交错源于光谱学事实，是经验的，而不是任何理论推导的结果。构造原理是一个思维模型，是个假想过程。 ②能级交错现象是电子随核电荷数递增而出现的填入电子顺序的交错，并不意味着先填的能级能量一定比后填的能级能量低 2.电子排布式 （1）定义：电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子。 （2）表示方法： （3）书写方法——“三步法”（构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据） 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。 注：在书写电子排布式时，一般情况下，能层低的能级要写在左边，而不是按构造原理的顺序写。 （4）在得出构造原理之前，由原子光谱得知有些过渡金属元素基态原子电子排布不符合构造原理，如Cr和Cu的最后两个能级的电子排布分别为3d54s1和3d104s1。由此可见，构造原理是被理想化了的。 （5）简化电子排布式 ①定义：将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。 ②表示方法：如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1 、[Ar]4s2。 （6）价层电子排布式 ①价电子层的定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层(简称价层)。 ②价电子的位置： 对于主族元素和零族元素来说，价电子就是最外层电子。表示方法：nsx或nsxnpy 对于副族和第VIII族元素来说，价电子除最外层电子外，还可能包括次外层电子。 表示方法：(n-1)dxnsy 或 ndx (钯4d10) 或 (n-2)fx(n-1)dynsz 或(n-2)fxnsy ③举例：元素周期表中给出了元素的价层电子排布式。如Cl的价层电子排布式为3s23p5，Cr的价层电子排布式为3d54s1。 ▉考点04 电子云与原子轨道 1.电子云 原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。 ①电子云图中的黑点不代表一个电子，每个黑点表示电子在该处出现过一次。 ②黑点的疏密程度表示了电子在原子核外出现的概率大小。点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小；点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大。 ③离核越近，电子出现的概率越大，黑点越密集，如：2s电子云比1s电子云更扩散。 2.原子轨道 表示电子在原子核外的一个空间运动状态，电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，s能级有1个轨道，p能级有3个轨道，d能级有5个轨道。 原子 轨道 s p d f 轨道 形状 球形 哑铃形(纺锤形) 复杂 复杂 轨道 个数 1 3 5 7 3.电子层、原子轨道与最多容纳电子数的关系 电子层 1 2 3 4 …… n 符号 K L M N …… —— 原子轨道类型 s s p s p d s p d f …… —— 最多容纳 电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 …… —— 2 8 18 32 …… 2n2 ▉考点05 原子核外电子排布的原理及表示方法 1．原子核外电子排布三原理 能量最低原理 原子核外电子尽可能占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。 泡利原理 1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。 洪特规则 电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同。 特例：若s、p、d轨道上全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)或全满(p6、d10、f14)，则结构较稳定！ 2．核外电子排布的表示方法的比较 原子(核素)符号 含义 在元素符号的左下方标明质子数、左上方标明质量数的一种图示即为原子符号 实例 O 电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式 实例 原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 含义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子 排布式 含义 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原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子 排布式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式 实例 Al：3s23p1 电子排 布图 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 Al： 名师点拨 书写电子排布式的常见错误与技巧 常见错误 违反能量最低原理，如 违反泡利原理，如 违反洪特规则，如 不按能层排序书写，如1s22s22p63s23p64s23d6 书写技巧 同能级空轨道不能省略，如不能写成 出现d(或f)轨道时，电子按能级ns、(n－1)d顺序填充，但书写排列仍按能层顺序，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 ▉考点06 原子结构与元素周期表 1.元素周期律 （1）定义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律 （2）实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 2.元素周期系 定义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。 这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。 3.元素周期表 （1）含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。 （2）元素周期系与元素周期表的关系： 注：①门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号 ②原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。 ③原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 4.元素周期表的结构 （1）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 （2）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 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。 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。 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。 5.根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系 各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束)，中间按照构造原理依次排满各能级。而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数，具体数据如下： 6.元素周期表的分区 （1）按电子排布分区 ①按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。这5个区的位置关系如图所示。 ②各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别 分区 元素位置 价层电子排布式 元素种类及性质特点 s区 IA族、ⅡA族 ns1-2 原子的核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金属元素(H除外)，为碱金属元素和碱土金属元素 p区 ⅢA~ⅦA族及0族 ns2np1-6(He除外) 原子的核外电子最后排布在np能级(He为s能级)上，为非金属元素和少数金属元素 d区 ⅢB~ⅦB族(镧系、锕系除外) 以及Ⅷ族 (n-1)d1-9ns1-2(Pd除外) 为过渡金属元素，原子的核外电子最后排布在(n-1)d能级上，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 为过渡金属元素，核外电子先填满(n-1)d能级而后再填充ns能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成 f区 镧系和锕系 (n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2 镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质相似 （2）按金属元素与非金属元素分区 ①金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置 沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外)，线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图)。 ②金属与非金属交界处元素的性质特点 在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为半金属或类金属(一般可用作半导体材料) 。 7.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。 ▉考点07 元素周期律 1.原子半径 （1）影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数。 （2）影响方式： 注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 （3）微粒半径大小比较 范围 微粒半径的变化 举例 同周期(0族除外) 原子或离子半径从左到到右逐渐变小 Na＞Mg＞Al 同主族 原子或离子半径从上而下依次增大 Li＜Na＜K；Li＋＜Na＋＜K＋ 同元素 ①原子半径比其阳离子半径大 ②原子半径比其阴离子半径小 H＋＜H＜H－ 电子层结构相同离子 其核电荷数越大，离子半径越小 Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜F－＜O2－ 既不在同周期 又不在同主族 找与一种元素在同周期、与另一种元素在同主族的元素作参照物 如比较F、Na的原子半径，找Cl或Li作参照物：F＜Cl＜Na或F＜Li＜Na 2.电离能与电负性 电离能 递变性 同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大 同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。 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 电负性 递变性 同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大 同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势 应用 ①判断金属性怀非金属性强弱：金属的电负性通常小于1.8 ②判断元素在化合物中的价态：电负性大者显负价 ③判断化学键类型：两元素的电负性差值大于1.7为离子键 3.主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小 阴离子逐渐减小 r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大 性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 元素的金属性和非金属性 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 第一电离能 有逐渐增大的趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增强 逐渐减弱 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐增强 阴离子还原性逐渐减弱 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 ① 白磷和红磷互为同位素 × ② 基态B原子的轨道表示式为 × ③ 基态F原子的电子排布式为2s22p5 × ④ K＋与S2－具有相同的电子层结构 √ ⑤ 离子半径：r(Li＋)＞r(H－) × ⑥ 基态氮原子的核外电子有5种运动状态 × ⑦ 钠燃烧时火焰呈黄色与电子跃迁有关 √ ⑧ 基态Ca原子的内层电子为全充满状态 × ⑨ CHCl3、COCl2分子中所有原子的最外层都满足8电子稳定结构 × 2．某元素基态原子4s轨道上有1个电子，则该基态原子价电子排布不可能是（    ） A．3p64s1 B．4s1 C．3d54s1 D．3d104s1 【答案】A 【解析】基态原子4s轨道上有1个电子，在s区域价电子排布式为4s1，在d区域价电子排布式为3d54s1，在ds区域价电子排布式为3d104s1，在p区域不存在4s轨道上有1个电子，故A符合题意。 综上所述，答案为A。 3．下列说法正确的是 A．氧原子的结构示意图为 B．中子数为8的氮原子可表示为N C．基态Mn原子的价层电子排布图为 D．CuCl2中Cu2＋的电子排布式为[Ar]3d9 【答案】D 【解析】A项，氧原子的结构示意图为，错误；B项，中子数为8的氮原子可表示为N，错误；C项，基态Mn原子的价层电子排布图为，错误。 4．下列化学用语或图示表达正确的是 A．NaCl的电子式为 B．NH3的VSEPR模型为 C．2pz电子云图为 D．基态24Cr原子的外围电子轨道表示式为 【答案】C 【解析】A项，氯化钠是离子化合物，其电子式是，错误；B项，氨分子的VSEPR模型是四面体结构，错误：C项，p能级电子云是哑铃（纺锤）形，正确；D项，基态铬原子的外围电子轨道表示式是，错误。 5．工业上电解熔融Al2O3和冰晶石(Na3AlF6)的混合物可制得铝。下列说法正确的是 A．半径大小：r(Al3＋)＜r(Na＋) B．电负性大小：χ(F)＜χ(O) C．电离能大小：I1(O)＜I1(Na) D．碱性强弱：NaOH＜Al(OH)3 【答案】A 【解析】核A项，外电子数相同时，核电荷数越大，离子半径越小，故半径大小为r(Al3＋)＜r(Na＋)，正确；B项，同周期元素核电荷数越大电负性越大，故χ(F)＞χ(O)，错误；C项，同周期元素从左往右第一电离能呈增大趋势，同主族元素从上往下第一电离能呈减小趋势，故电离能大小为I1(O)＞I1(Na)，错误；D项，元素金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故碱性强弱为NaOH＞Al(OH)3，错误。 6．已知某微粒的核外电子排布式是1s22s22p63s23p4，下列判断错误的是 A．该元素在周期表的位置是第三周期ⅣA族 B．该元素最高价是＋6，最低价是－2 C．该微粒原子核外有16种运动状态不同的电子 D．该微粒原子核外有5种能量不同的电子 【答案】A 【解析】A项，硫元素在第三周期ⅥA族，错误；B项，硫最高价为＋6价，最低价－2价，正确；C项，硫元素有16个电子，有16种运动状态不同的电子，正确；D项，该原子的电子占据5个不同电子能级，有5种能量不同的电子，正确。 7．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4    ②1s22s22p63s23p3    ③1s22s22p3    ④1s22s22p5 则下列有关比较中正确的是（    ） A．第一电离能：④>③>①>② B．原子半径：②>①>③>④ C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③=②>① 【答案】B 【分析】根据基态原子的电子排布式，①1s22s22p63s23p4是S元素；②1s22s22p63s23p3是P元素；③1s22s22p3是N元素；④1s22s22p5是F元素，据此分析解答。 【解析】A．P的3p轨道为半充满状态，所以第一电离能P>S，第一电离能④>③>②>①，A选项错误； B．电子层数越多半径越大，电子层数相同时，质子数越多半径越小，所以原子半径：②>①>③>④，B选项正确； C．非金属性越强，电负性越大，非金属性：F>N>S>P，则电负性：④>③>①>②，C选项错误； D．最高正化合价等于最外层电子数，F元素没有正价，所以最高正化合价：①>③＝②，D选项错误； 答案选B。 8．嫦娥5号月球探测器带回的月壤样品的元素分析结果如图，下列有关含量前六位元素的说法正确的是 A．原子半径：Al＜Si B．第一电离能：Mg＜Ca C．Fe位于元素周期表的p区 D．这六种元素中，电负性最大的是O 【答案】D 【解析】A项，Al、Si同周期，Al的核电荷数小于Si，原子半径：Al＞Si，错误；B项，Mg、Ca同主族，同主族从上到下第一电离能减小，错误；C项，Fe位于元素周期表的d区，错误；D项，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减小，则由此可知六种元素中电负性最大的为O，正确。 9．已知X、Y、Z、M、Q是原子序数依次增大的短周期元素。X的2s轨道全充满，Y的s能级电子数是p能级的两倍，M原子核外有8种运动状态不同的电子，Q是短周期中除稀有气体元素外原子半径最大的元素。下列说法不正确的是 A．第一电离能：Z＞M B．Q与M形成的化合物中可能含有非极性共价键 C．最高正价：X＜Z＜M D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y＜Z 【答案】C 【解析】Y的s能级电子数是 p 能级的两倍，则电子排布式为 1s22s22p2，Y为C；X的2s轨道全充满，则X可能为Be及其之后的元素，其原子序数小于Y，则X可能为Be或B；M原子核外有8种运动状态不同的电子，说明M核外有8个电子，则M为O；X、Y、Z、M、Q是原子序数依次增大的短周期元素，则Z为N；Q是短周期中除稀有气体元素外原子半径最大的元素，则为Na。 A项，N的电子排布式为1s22s22p3且p轨道为半充满稳定结构，第一电离能：N>O，正确；B项，Na与O可以形成Na2O2，含有氧氧非极性共价键，正确；C项，O无最高正价，错误；D项，最高价氧化物对应水化物的酸性：H2CO3<HNO3，正确。 10．X、Y、Z、N是原子序数依次增大的4种短周期元素，其元素性质或原子结构如下表。下列说法正确的是 元素 元素性质或原子结构 X 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能低于同周期相邻元素 Y 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能高于同周期相邻元素 Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等 N 只有一个不成对电子 A．原子半径：Z＞Y＞X B．元素的电负性：X＞N＞Z C．元素的第一电离能：Z＞N＞Y D．X的基态原子的电子轨道表示式： 【答案】B 【解析】X、Y、Z、N是原子序数依次增大的4种短周期元素，X元素原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都低于同周期相邻元素，为O元素；Y原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都高于同周期相邻元素，为Mg元素；Z元素价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等，为Si元素；N元素只有一个不成对电子且原子序数最大，为Cl元素。 X A项，为O，Y为Mg，Z为Si，原子半径大小为Mg＞Si＞O，错误；B项，X为O，Z为Si，N为Cl，电负性大小为O＞Cl＞Si，正确；C项，Y为Mg，Z为Si，N为Cl，元素的第一电离能：Cl＞Si＞Mg，错误；D项，X为O，O的基态原子的电子轨道表示式：，错误。 11．填空： ① 基态Fe原子的价电子排布式为_____________ ② 基态S原子价层电子排布式是_____________ ③ 能量最低的激发态N原子的电子排布式为_____________ ④ 基态F原子的价电子排布图（轨道表示式）为_____________ ⑤ Se与S同族，基态硒原子价电子排布式为_____________ ⑥ 基态Se原子的核外电子排布式为[Ar]_____________ ⑦ 基态Ni原子的价层电子排布式为________，在元素周期表中位置为____________ 【答案】①3d64s2 ②3s23p4 ③1s22s22p23s1 ④ ⑤4s24p4 ⑥3d104s24p4 ⑦3d84s2 第4周期第Ⅷ族 12．请根据构造原理，按要求写出下列电子排布式或原子结构示意图： （1）16S的电子排布式_______。 （2）10Na的次外层电子排布式_______。 （3）20Ca的最高能层的电子排布式_______。 （4）26Fe的简化电子排布式_______。 （5）27Co的原子结构示意图_______。 （6）26Fe3+的电子排布式_______。 （7）33As的简化电子排布式为_______。 【答案】（1）1s22s22p63s23p4 （2）2s22p6 （3）4s2 （4）[Ar]3d64s2 （5） （6）1s22s22p63s23p63d5或[Ar] 3d5 （7）[Ar]3d104s24p3 【解析】（1）16S核外有16个电子，排布式为1s22s22p63s23p4； （2）10Na的核外电子排布式为1s22s22p63s1，则此外层为2s22p6； （3）20Ca的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，最高能层为第4层，电子排布式为4s2； （4）26Fe核外有26个电子，简化电子排布式为[Ar]3d64s2； （5）27Co核外有27个电子，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2，所以原子结构示意图为； （6）26Fe的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，失去最外层中3个电子后形成26Fe3+，所以26Fe3+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5； （7）33As核外有33个电子，简化电子排布式为[Ar]3d104s24p3。 【点睛】根据原子核外电子的排布规律和构造原理书写原子的电子排布式，应注意从3d能级开始出现“能级交错”现象。而且要看清题目的要求“最外层”还是“M层”“简化”等要求，其中阳离子的电子式是在原子的基础上先失去最外层电子。而不是完全按照填充顺序逆向进行。在书写原子结构示意图时，注意非主族元素，应该先写出电子排布式，再根据电子排布式写出原子结构示意图。 13．现有A、B、C、D、E 5种原子序数依次增大的前四周期元素，已知A元素原子核外有6种运动状态不同的电子。B元素原子核外电子分占3个不同的能级，且在同周期中所含未成对电子数最多。C元素原子核外次外层电子数是最外层电子数的2倍。D元素有多种化合价，且常温下D元素的气态单质与NaOH溶液反应，可得两种含D元素的盐。E元素原子核外内层电子已填满，最外层只有1个电子。 （1）A的核外电子排布图为__________________________，B的外围电子排布式为_____________。 （2）C、D中未成对电子数分别为_______、______，D的离子结构示意图为___________________。 （3）E的核外电子排布式为________________，原子结构示意图为________________________。 （4）E的一价阳离子的外围电子排布图：_______________________________。 【答案】】（1） 2s22p3 （2）2 1 （3）[Ar]3d104s1 （4） 【解析】A元素核外有6种运动状态不同的电子，说明A核外有6个电子，即为C；B应为1s22s22p3即为N；C的原子结构示意图为，即为Si；根据D的气态单质与NaOH溶液反应生成两种含D元素的盐，可知D为Cl；E为Cu。 14．合成氨是人类科学技术发展史上的一项重大成就，在很大程度上解决了地球上因粮食不足而导致的饥饿问题，是化学和技术对社会发展与进步的巨大贡献。 （1）自然界中的氮元素主要以分子的形式存在于空气中，是人工固氮的主要来源。 ①基态氮原子的轨道表示式为___________，占据最高能级电子的电子云轮廓图为___________形。 ②NH3分子中，与N原子相连的H显正电性。N、H电负性大小顺序为___________。 （2）铁触媒是普遍使用的以铁为主体的多成分催化剂，通常还含有Al2O3、K2O、CaO、MgO、Cr2O3等氧化物中的几种。 ①上述氧化物所涉及的元素中，处于元素周期表中p区的元素是___________。 ②比较Mg、Ca第一电离能的大小：___________。O的第一电离能小于N，原因是___________。 ③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 电离能(kJ/mol) 496 738 578 4562 1451 1817 6912 7733 2745 9543 10540 11575 结合数据说明Mg的常见化合价为＋2价的原因：___________。 （3）我国科研人员研制出了“Fe—LiH”催化剂，温度、压强分别降到了350℃、1MPa，这是近年来合成氨反应研究中的重要突破。 ①基态Fe原子的核外电子排布式为___________，铁在元素周期表中的位置___________。 ②比较Li＋与H-的半径大小关系：r(Li＋)___________r(H-)(填“＞”或“＜”)。 【答案】（1）     哑铃     N＞H （2）Al、O     Mg＞Ca     O的价电子层2s22p4，失去一个电子后，2p能级达到半满的结构，相对稳定；N的价电子层2s22p3，半满的结构，相对稳定，不易失去电子     镁的第三电离能比第一、二电离能大很多，镁很难失去第三个电子，而易失去两个电子形成＋2价镁离子 （3）1s22s22p63s23p63d64s2     第四周期第Ⅷ族     ＜ 【解析】（1）①基态氮原子的电子排布式为1s22s22p3，其轨道表示式为；占据最高能级为2p，其电子云轮廓图为哑铃形； ②NH3分子中，与N原子相连的H显正电性，则N、H电负性大小顺序为N＞H； （2）①上述氧化物所涉及的元素中，处于元素周期表中p区的元素是Al、O； ②同一主族从上到下，第一电离能逐渐减小，则Mg、Ca第一电离能的大小为Mg＞Ca；O的价电子层2s22p4，失去一个电子后，2p能级达到半满的结构，相对稳定；N的价电子层2s22p3，半满的结构，相对稳定，不易失去电子，故第一电离能：O＜N； ③镁的第三电离能比第一、二电离能大很多，镁很难失去第三个电子，而易失去两个电子形成＋2价镁离子，故Mg的常见化合价为＋2价； （3）①基态Fe原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，铁在元素周期表中位于第四周期第Ⅷ族； ②Li＋与H-具有相同的电子层数，原子序数越小，离子半径越大，则离子半径：r(Li＋)＜r(H-)。 ( 17 )原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题10 原子结构与性质 考点01 能层与能级 考点02 基态与激发态 原子光谱 考点03 构造原理与电子排布式 考点04 电子云与原子轨道 考点05 原子核外电子排布的原理及表示方法 考点06 原子结构与元素周期表 考点07 元素周期律 ▉考点01 能层与能级 1.能层 （1）定义：核外电子按能量不同分成能层。 （2）电子的能层由内向外排序，其序号、符号以及所能容纳的最多电子数及能层的能量与能层离原子核距离的关系： 能层 一 二 三 四 五 六 七 符号 K L M N O P Q 最多电子数 2 8 18 32 50 72 98 离核远近 近 远 能量高低 低 高 即能层越高，电子的能量越高，离原子核越远。 2.能级 （1）定义：同一能层的电子，还被分成不同能级。 （2）能级的符号和所能容纳的最多电子数如下表： 能层 1 2 3 4 5 能层符号 K L M N O 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p …… 最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 2 8 18 32 ……2n2 3.能层与能级的有关规律 （1）能级的个数=所在能层的能层序数。 （2）能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1，3，5，7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子。 （3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。 （4）每一能层最多容纳电子数为2n2（n为能层序数）。 （5）f能级的最小能层为4，d能级的最小能层为3。 （6）能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)<E(nd)< E(nf) ……。 （7）不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高。例如：E(1s)< E(2s)<E(3s)。 （8）不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同。例如：Ar的1s能级的能量≠S的1s能级的能量。 ▉考点02 基态与激发态 原子光谱 1.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 2.原子光谱 （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。 ▉考点03 构造原理与电子排布式 1.构造原理 （1）内容：以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。 （2）构造原理示意图：图中用小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，箭头引导的曲线显示递增电子填入能级的顺序。 注：电子填充的常见一般规律： 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s （3）能级交错：构造原理告诉我们，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。这种现象被称为能级交错。 注：①构造原理呈现的能级交错源于光谱学事实，是经验的，而不是任何理论推导的结果。构造原理是一个思维模型，是个假想过程。 ②能级交错现象是电子随核电荷数递增而出现的填入电子顺序的交错，并不意味着先填的能级能量一定比后填的能级能量低 2.电子排布式 （1）定义：电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子。 （2）表示方法： （3）书写方法——“三步法”（构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据） 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。 注：在书写电子排布式时，一般情况下，能层低的能级要写在左边，而不是按构造原理的顺序写。 （4）在得出构造原理之前，由原子光谱得知有些过渡金属元素基态原子电子排布不符合构造原理，如Cr和Cu的最后两个能级的电子排布分别为3d54s1和3d104s1。由此可见，构造原理是被理想化了的。 （5）简化电子排布式 ①定义：将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。 ②表示方法：如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1 、[Ar]4s2。 （6）价层电子排布式 ①价电子层的定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层(简称价层)。 ②价电子的位置： 对于主族元素和零族元素来说，价电子就是最外层电子。表示方法：nsx或nsxnpy 对于副族和第VIII族元素来说，价电子除最外层电子外，还可能包括次外层电子。 表示方法：(n-1)dxnsy 或 ndx (钯4d10) 或 (n-2)fx(n-1)dynsz 或(n-2)fxnsy ③举例：元素周期表中给出了元素的价层电子排布式。如Cl的价层电子排布式为3s23p5，Cr的价层电子排布式为3d54s1。 ▉考点04 电子云与原子轨道 1.电子云 原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。 ①电子云图中的黑点不代表一个电子，每个黑点表示电子在该处出现过一次。 ②黑点的疏密程度表示了电子在原子核外出现的概率大小。点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小；点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大。 ③离核越近，电子出现的概率越大，黑点越密集，如：2s电子云比1s电子云更扩散。 2.原子轨道 表示电子在原子核外的一个空间运动状态，电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，s能级有1个轨道，p能级有3个轨道，d能级有5个轨道。 原子 轨道 s p d f 轨道 形状 球形 哑铃形(纺锤形) 复杂 复杂 轨道 个数 1 3 5 7 3.电子层、原子轨道与最多容纳电子数的关系 电子层 1 2 3 4 …… n 符号 K L M N …… —— 原子轨道类型 s s p s p d s p d f …… —— 最多容纳 电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 …… —— 2 8 18 32 …… 2n2 ▉考点05 原子核外电子排布的原理及表示方法 1．原子核外电子排布三原理 能量最低原理 原子核外电子尽可能占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。 泡利原理 1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。 洪特规则 电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同。 特例：若s、p、d轨道上全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)或全满(p6、d10、f14)，则结构较稳定！ 2．核外电子排布的表示方法的比较 原子(核素)符号 含义 在元素符号的左下方标明质子数、左上方标明质量数的一种图示即为原子符号 实例 O 电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式 实例 原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 含义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子 排布式 含义 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原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子 排布式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式 实例 Al：3s23p1 电子排 布图 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 Al： 名师点拨 书写电子排布式的常见错误与技巧 常见错误 违反能量最低原理，如 违反泡利原理，如 违反洪特规则，如 不按能层排序书写，如1s22s22p63s23p64s23d6 书写技巧 同能级空轨道不能省略，如不能写成 出现d(或f)轨道时，电子按能级ns、(n－1)d顺序填充，但书写排列仍按能层顺序，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 ▉考点06 原子结构与元素周期表 1.元素周期律 （1）定义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律 （2）实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 2.元素周期系 定义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。 这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。 3.元素周期表 （1）含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。 （2）元素周期系与元素周期表的关系： 注：①门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号 ②原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。 ③原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 4.元素周期表的结构 （1）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 （2）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 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。 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。 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。 5.根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系 各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束)，中间按照构造原理依次排满各能级。而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数，具体数据如下： 6.元素周期表的分区 （1）按电子排布分区 ①按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。这5个区的位置关系如图所示。 ②各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别 分区 元素位置 价层电子排布式 元素种类及性质特点 s区 IA族、ⅡA族 ns1-2 原子的核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金属元素(H除外)，为碱金属元素和碱土金属元素 p区 ⅢA~ⅦA族及0族 ns2np1-6(He除外) 原子的核外电子最后排布在np能级(He为s能级)上，为非金属元素和少数金属元素 d区 ⅢB~ⅦB族(镧系、锕系除外) 以及Ⅷ族 (n-1)d1-9ns1-2(Pd除外) 为过渡金属元素，原子的核外电子最后排布在(n-1)d能级上，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 为过渡金属元素，核外电子先填满(n-1)d能级而后再填充ns能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成 f区 镧系和锕系 (n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2 镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质相似 （2）按金属元素与非金属元素分区 ①金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置 沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外)，线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图)。 ②金属与非金属交界处元素的性质特点 在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为半金属或类金属(一般可用作半导体材料) 。 7.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。 ▉考点07 元素周期律 1.原子半径 （1）影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数。 （2）影响方式： 注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 （3）微粒半径大小比较 范围 微粒半径的变化 举例 同周期(0族除外) 原子或离子半径从左到到右逐渐变小 Na＞Mg＞Al 同主族 原子或离子半径从上而下依次增大 Li＜Na＜K；Li＋＜Na＋＜K＋ 同元素 ①原子半径比其阳离子半径大 ②原子半径比其阴离子半径小 H＋＜H＜H－ 电子层结构相同离子 其核电荷数越大，离子半径越小 Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜F－＜O2－ 既不在同周期 又不在同主族 找与一种元素在同周期、与另一种元素在同主族的元素作参照物 如比较F、Na的原子半径，找Cl或Li作参照物：F＜Cl＜Na或F＜Li＜Na 2.电离能与电负性 电离能 递变性 同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大 同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。 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 电负性 递变性 同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大 同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势 应用 ①判断金属性怀非金属性强弱：金属的电负性通常小于1.8 ②判断元素在化合物中的价态：电负性大者显负价 ③判断化学键类型：两元素的电负性差值大于1.7为离子键 3.主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小 阴离子逐渐减小 r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大 性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 元素的金属性和非金属性 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 第一电离能 有逐渐增大的趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增强 逐渐减弱 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐增强 阴离子还原性逐渐减弱 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 ① 白磷和红磷互为同位素 ② 基态B原子的轨道表示式为 ③ 基态F原子的电子排布式为2s22p5 ④ K＋与S2－具有相同的电子层结构 ⑤ 离子半径：r(Li＋)＞r(H－) ⑥ 基态氮原子的核外电子有5种运动状态 ⑦ 钠燃烧时火焰呈黄色与电子跃迁有关 ⑧ 基态Ca原子的内层电子为全充满状态 ⑨ CHCl3、COCl2分子中所有原子的最外层都满足8电子稳定结构 2．某元素基态原子4s轨道上有1个电子，则该基态原子价电子排布不可能是（    ） A．3p64s1 B．4s1 C．3d54s1 D．3d104s1 3．下列说法正确的是 A．氧原子的结构示意图为 B．中子数为8的氮原子可表示为N C．基态Mn原子的价层电子排布图为 D．CuCl2中Cu2＋的电子排布式为[Ar]3d9 4．下列化学用语或图示表达正确的是 A．NaCl的电子式为 B．NH3的VSEPR模型为 C．2pz电子云图为 D．基态24Cr原子的外围电子轨道表示式为 5．工业上电解熔融Al2O3和冰晶石(Na3AlF6)的混合物可制得铝。下列说法正确的是 A．半径大小：r(Al3＋)＜r(Na＋) B．电负性大小：χ(F)＜χ(O) C．电离能大小：I1(O)＜I1(Na) D．碱性强弱：NaOH＜Al(OH)3 6．已知某微粒的核外电子排布式是1s22s22p63s23p4，下列判断错误的是 A．该元素在周期表的位置是第三周期ⅣA族 B．该元素最高价是＋6，最低价是－2 C．该微粒原子核外有16种运动状态不同的电子 D．该微粒原子核外有5种能量不同的电子 7．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4    ②1s22s22p63s23p3    ③1s22s22p3    ④1s22s22p5 则下列有关比较中正确的是（    ） A．第一电离能：④>③>①>② B．原子半径：②>①>③>④ C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③=②>① 8．嫦娥5号月球探测器带回的月壤样品的元素分析结果如图，下列有关含量前六位元素的说法正确的是 A．原子半径：Al＜Si B．第一电离能：Mg＜Ca C．Fe位于元素周期表的p区 D．这六种元素中，电负性最大的是O 9．已知X、Y、Z、M、Q是原子序数依次增大的短周期元素。X的2s轨道全充满，Y的s能级电子数是p能级的两倍，M原子核外有8种运动状态不同的电子，Q是短周期中除稀有气体元素外原子半径最大的元素。下列说法不正确的是 A．第一电离能：Z＞M B．Q与M形成的化合物中可能含有非极性共价键 C．最高正价：X＜Z＜M D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y＜Z 10．X、Y、Z、N是原子序数依次增大的4种短周期元素，其元素性质或原子结构如下表。下列说法正确的是 元素 元素性质或原子结构 X 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能低于同周期相邻元素 Y 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能高于同周期相邻元素 Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等 N 只有一个不成对电子 A．原子半径：Z＞Y＞X B．元素的电负性：X＞N＞Z C．元素的第一电离能：Z＞N＞Y D．X的基态原子的电子轨道表示式： 11．填空： ① 基态Fe原子的价电子排布式为_____________ ② 基态S原子价层电子排布式是_____________ ③ 能量最低的激发态N原子的电子排布式为_____________ ④ 基态F原子的价电子排布图（轨道表示式）为_____________ ⑤ Se与S同族，基态硒原子价电子排布式为_____________ ⑥ 基态Se原子的核外电子排布式为[Ar]_____________ ⑦ 基态Ni原子的价层电子排布式为________，在元素周期表中位置为____________ 12．请根据构造原理，按要求写出下列电子排布式或原子结构示意图： （1）16S的电子排布式_______。 （2）10Na的次外层电子排布式_______。 （3）20Ca的最高能层的电子排布式_______。 （4）26Fe的简化电子排布式_______。 （5）27Co的原子结构示意图_______。 （6）26Fe3+的电子排布式_______。 （7）33As的简化电子排布式为_______。 13．现有A、B、C、D、E 5种原子序数依次增大的前四周期元素，已知A元素原子核外有6种运动状态不同的电子。B元素原子核外电子分占3个不同的能级，且在同周期中所含未成对电子数最多。C元素原子核外次外层电子数是最外层电子数的2倍。D元素有多种化合价，且常温下D元素的气态单质与NaOH溶液反应，可得两种含D元素的盐。E元素原子核外内层电子已填满，最外层只有1个电子。 （1）A的核外电子排布图为__________________________，B的外围电子排布式为_____________。 （2）C、D中未成对电子数分别为_______、______，D的离子结构示意图为___________________。 （3）E的核外电子排布式为________________，原子结构示意图为________________________。 （4）E的一价阳离子的外围电子排布图：_______________________________。 14．合成氨是人类科学技术发展史上的一项重大成就，在很大程度上解决了地球上因粮食不足而导致的饥饿问题，是化学和技术对社会发展与进步的巨大贡献。 （1）自然界中的氮元素主要以分子的形式存在于空气中，是人工固氮的主要来源。 ①基态氮原子的轨道表示式为___________，占据最高能级电子的电子云轮廓图为___________形。 ②NH3分子中，与N原子相连的H显正电性。N、H电负性大小顺序为___________。 （2）铁触媒是普遍使用的以铁为主体的多成分催化剂，通常还含有Al2O3、K2O、CaO、MgO、Cr2O3等氧化物中的几种。 ①上述氧化物所涉及的元素中，处于元素周期表中p区的元素是___________。 ②比较Mg、Ca第一电离能的大小：___________。O的第一电离能小于N，原因是___________。 ③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 电离能(kJ/mol) 496 738 578 4562 1451 1817 6912 7733 2745 9543 10540 11575 结合数据说明Mg的常见化合价为＋2价的原因：___________。 （3）我国科研人员研制出了“Fe—LiH”催化剂，温度、压强分别降到了350℃、1MPa，这是近年来合成氨反应研究中的重要突破。 ①基态Fe原子的核外电子排布式为___________，铁在元素周期表中的位置___________。 ②比较Li＋与H-的半径大小关系：r(Li＋)___________r(H-)(填“＞”或“＜”)。 ( 17 )原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$