第5讲 原子结构与性质-【寒假自学课】2025年高二化学寒假提升精品讲义（人教版2019）

第5讲 原子结构与性质 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 考点1 原子核外电子的运动特征 1．能层 按照电子_______的差异，将核外电子分成不同的能层(即电子层)。 能层n 一 二 三 四 五 六 七 符号 电子离核远近 电子能量高低 2．原子轨道与能级 (1)能级： 处于同一电子层的原子核外电子，可以在不同_______的原子轨道上运动，其_______也不相同，故可将同一电子层进一步划分为不同的_______。 能层 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)电子在原子核外的一个___________状态称为一个原子轨道。原子轨道是用__________描述电子在原子核外空间运动的主要区域。 ①类型 原子轨道 形状 延伸方向 轨道数 可容纳的电子数 s p d ­­­­­ f ­­­­­ 原子轨道的伸展方向_____原子轨道数 ②表示方法：原子轨道用______________和_____________________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 2 3 4 n —— 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______种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。 【特别提醒】能层、能级的有关规律 (1)每一能层最多可容纳的电子数为2n2。 (2)在每一能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf…… (3)任一能层的能级总是从s能级开始，能级数等于该能层序数，即第一能层只有1个能级(1s)，第二能层有2个能级(2s和2p)，第三能层有3个能级(3s、3p和3d)，依次类推。 (4)以s、p、d、f……排序的各能级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。 (5)不同能层的同一能级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。 考点2 基态与激发态 原子光谱 1．基态与激发态 (1)基态原子：处于_________能量的原子(稳定)。 (2)激发态原子：基态原子的电子吸收能量后电子会跃迁到_______的能级，变为激发态原子(不稳定)。 基态原子激发态原子 2．光(辐射)是电子释放能量的重要形式 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，将以光的形式释放能量。日常生活中看到的灯光、激光、焰火等可见光，都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。 3．原子光谱 (1)光谱的成因与分类： (2)光谱分析： 在现代化学中，利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素的分析方法。 (3)光谱分析的应用：鉴定元素。 考点3 构造原理与电子排布式 1．构造原理 电子是按照一定顺序填充的，_________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。 原子核外电子排布的轨道能量顺序 (1)能量最低原理：原子核外电子先占据_________的轨道，然后依次进入_________的轨道，这样使整个原子处于_____________的状态。 电子所排的轨道顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、_____、4p、5s、_____、5p、6s、_____、_____、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。 (2)泡利不相容原理：每个原子轨道上最多容纳_____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_________________上，且自旋状态_________，这样整个原子的能量_________。 (4)洪特规则特例：能量相同的原子轨道在_________(如p6和d10)、_________(如p3和d5)和________(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。这称为洪特规则特例。 2．原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式：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：___________________________ 19K：___________________________ (2)简化的电子排布式 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子已达到____________结构的部分写成“原子实”，以相应__________________符号外加方括号表示，得到简化的电子排布式。例如： 16S：__________________ 21Sc：__________________ (3)外围电子排布式：外围电子又称价电子，对主族元素而言，外围电子就是最外层电子。例如： 8O：__________________ 13Al：__________________ (4)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：____________________________________。 【特别提醒】 (1)能级数等于能层序数，英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。 (2)虽然电子排布是遵循构造原理的，但在书写电子排布式时，应将能层低的能级写在左边，而不能按填充顺序写。如铁原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d64s2，而不能写成1s22s22p63s23p64s23d6，即最后两个能级表示为3d64s2，而不能写成4s23d6。 (3)书写离子的电子排布式时，从最外层起得到或失去电子，若为副族元素，还可失去次外层电子。 考点4 原子结构与元素周期表 1．元素周期律、元素周期系和元素周期表 (1)元素周期律 ①定义：元素的性质随原子的___________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__________________周期性变化的必然结果。 注：门捷列夫提出的元素周期律中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)元素周期系 ①含义：元素按其原子____________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原子核电荷数的递增发生周期性的重复。 ②形成 (3)元素周期系与元素周期表的关系 元素周期表是呈现元素周期系的表格。 2．构造原理与元素周期表 (1)核外电子排布与周期的关系 根据构造原理得出的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。例如，可以解释元素周期系中每个周期的元素数，第一周期从_______开始，以_______结束，只有两种元素；其余各周期总是从______能级开始，以_______能级结束，递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。 (2)核外电子排布与族的关系 在常见的元素周期表中，同族元素_______________相同，这是同族元素性质相似的结构基础。例如，元素周期表最左侧第ⅠA族元素的基态原子最外层都只有一个电子，即_______；元素周期表最右侧稀有气体元素的基态原子，除氦(1s2)外，最外层都是8电子，即_________。 (3)元素周期表的分区 ①元素周期表的分区 按照核外电子排布，可把元素周期表划分成5个区。除ds区外，各区的名称来自按构造原理_________ _________的能级的符号。 ②各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 p区 ____________(He除外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(钯除外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 考点4 电离能及其应用 1．电离能的概念 (1)第一电离能：___________原子失去一个电子转化为__________________所需要的___________叫做第一电离能，通常用I1表示。 (2)各级电离能：＋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做第二电离能，用I2表示；＋2价气态正离子再失去一个电子，形成＋3价气态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能，用I3表示；依次类推。 2．第一电离能的变化规律 (1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现_________的趋势。其中_______与_______、_______与________之间元素的第一电离能出现反常。 (2)同族元素从上到下第一电离能_________。 (3)同种原子的逐级电离能越来越_______(I1＜I2＜I3…)。 【特别提醒】 1．电离能数值大小规律及原因 同周期元素第一电离能的变化规律呈现的是一种增大的趋势，第ⅡA族和第ⅤA族元素会出现反常变化，通常同周期第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比与它左右相邻的两种元素的第一电离能都大，这是因为第ⅡA族、第ⅤA族元素原子的价层电子排布分别是ns2、ns2np3，前者np能级处于全空状态，后者np能级处于半充满状态，第一电离能均较大。 2．电离能的应用 (1)确定元素原子的核外电子排布：如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，而且最外层上只有一个电子。 (2)确定元素的化合价。如K：I1≪I2＜I3，表明K原子容易失去一个电子形成＋1价阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性就越强；I1越小，元素的金属性就越强。 (4)第ⅡA族、第ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全空和半充满结构，导致这两族元素原子第一电离能反常。 考点5 电负性及其应用 1．电负性概念 (1)键合电子：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，对键合电子的吸引力_______。 2．电负性衡量标准 电负性的概念是由美国化学家鲍林提出的，以_______的电负性为4.0和_______的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。 3．电负性的变化规律 (1)一般来说，除稀有气体元素外，同周期从左到右，元素的电负性逐渐_______，非金属性逐渐_______，金属性逐渐________。 (2)同主族从上到下，元素的电负性逐渐_________，金属性逐渐_________，非金属性逐渐_________。 (3)主族元素中，电负性最大的元素为位于元素周期表右上角的_______。 4．电负性的应用 (1)判断元素的金属性或非金属性强弱 ①金属元素的电负性一般_________1.8，非金属元素的电负性一般_________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_________性，又有_________性。 ②金属元素的电负性越小，金属元素越_________；非金属元素的电负性越大，非金属元素越_________。 (2)判断化学键的类型 ①如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成_________键。 ②如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成_________键。 如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，二者电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物，同理可得出AlCl3、BeCl2为由共价键构成的共价化合物。 (3)判断元素的化合价正负 ①电负性数值小的元素原子吸引电子的能力弱，元素的化合价通常为_________。 ②电负性数值大的元素原子吸引电子的能力强，元素的化合价通常为_________。 5．解释对角线规则 利用电负性可以解释对角线规则，如Li—Mg、Be—Al、B—Si，由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。如Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物都能与强酸和强碱反应。 【特别提醒】电负性应用的局限性 (1)电负性描述的是原子核对电子吸引能力的强弱，并不是把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 (2)元素电负性的值是相对量，没有单位。 (3)并不是所有电负性差值大于1.7的两元素间形成的化学键一定为离子键，电负性差值小于1.7的两元素间一定形成共价键，应注意一些特殊情况。 强化点一 电子排布式的书写 1．原子的电子排布式 (1)简单原子的电子排布式 按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。如： 6C：1s22s22p2；10Ne：1s22s22p6； 17Cl：1s22s22p63s23p5；19K：1s22s22p63s23p64s1。 (2)复杂原子的电子排布式 对于较复杂原子的电子排布式，应先按构造原理从低到高排列，然后将同能层的能级移到一起。 如26Fe，先排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一能层的能级排到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。 (3)简化电子排布式 如K：1s22s22p63s23p64s1，其简化电子排布式可表示为[Ar]4s1，其中[Ar]代表Ar的核外电子排布式，即1s22s22p63s23p6。再如Fe的简化电子排布式为[Ar]3d64s2。 (4)特殊原子的电子排布式 当p、d、f能级处于全空、全充满或半充满状态时，能量相对较低，原子结构较稳定。如24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1，29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。 2．离子的电子排布式 (1)判断该原子变成离子时会得到或失去的电子数。 (2)原子失去电子时，总是从能量高的能级失去电子，即失去电子的顺序是由外向里。一般来说，主族元素只失去它们的最外层电子，而副族和第Ⅷ族元素可能还会进一步向里失去内层电子。 (3)原子得到电子而形成阴离子，则得到的电子填充在最外一个能层的某一个能级上。如Cl－的电子排布式为1s22s22p63s23p6(得到的电子填充在最外面的3p能级上)。 【典例1】(1)Si的价电子层的电子排式为____________。 (2)基态Ti原子的核外电子排布式为________________。 (3)Fe成为阳离子时首先失去______轨道电子，Sm的价层电子排布为4f66s2，Sm3＋的价层电子排布为________。 (4)Cu2＋基态核外电子排布式为____________________。 【解题技巧】核外电子排布常见错误 (1)在写基态原子的电子排布式时，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) (2)当出现d轨道时虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，即将能层低的能级写在前面，而不能按填充顺序写，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2。 (3)注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、价电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar] 3d104s1；价电子排布式：3d104s1。 (4)书写离子的电子排布式时，从最外层起得到或失去电子，若为副族元素，还可失去次外层电子。 强化点二 元素周期表及其应用 1．各区元素化学性质及价电子排布特点 包括的元素 价电子排布 化学性质 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1～2(最后的电子填在ns上) 除氢外，都是活泼金属元素(碱金属和碱土金属) p区 ⅢA～ⅦA、0族 ns2np1～6(除氦外，最后 的电子填在np上) 最外层电子参与反应，随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱(0族除外) d区 ⅢB～ⅦB(镧系、锕系除外)、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2[最后的电子填在(n－1)d上] 均为过渡金属，由于d轨道都未充满电子，因此d轨道上的电子可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2[(n－1)d全充满] 均为过渡金属，d轨道已充满电子，因此d轨道上的电子一般不再参与化学键的形成 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 镧系元素的化学性质非常相近；锕系元素的化学性质也非常相近 2．由元素的价电子排布判断其在周期表中的位置的规律 价电子排布 x或y的取值 周期表中位置 nsx x=1，2 第n周期xA族(说明：书写时，x、y应换成相应的罗马字母表示，下同) ns2npx x=1，2，3，4，5 第n周期(2+x)A族 x=6 第n周期0族 (n-1)dxnsy x+y≤7 第n周期(x+y)B族 7<x+y≤10 第n周期Ⅷ族 (n-1)d10nsx x=1，2 第n周期xB族 3．价层电子排布与元素的最高正价数 (1)当主族元素失去全部价电子后，表现出该元素的最高化合价，最高正价＝主族序数(O、F除外)。 (2)ⅢB～ⅦB族可失去ns和(n－1)d轨道上的全部电子，所以，最高正价数＝族序数。 (3)Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n－1)d电子，所以最高正价低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现八价。 (4)ⅠB族可失去ns1电子和部分(n－1)d电子，所以ⅠB的族数<最高正价，ⅡB只失去ns2电子，ⅡB的族序数＝最高正价。 【典例2】下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述中，正确的是(　　) A．原子的价层电子排布为ns2np1～6的元素一定是主族元素 B．基态原子的p能级上有5个电子的元素一定是ⅦA族元素 C．原子的价层电子排布为(n－1)d6～8ns2的元素一定位于ⅢB～ⅦB族 D．基态原子的N层上只有1个电子的元素一定是主族元素 【解题技巧】元素周期表中各族元素的分布特点 包括元素 价电子排布 元素分类 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1、ns2 活泼金属 p区 ⅢA～0族 ns2np1～6 大多为非金属 d区 ⅢB～Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 过渡元素 ds区 ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 过渡元素 f区 镧系和锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 过渡元素 强化点三 微粒半径大小比较 1．原子半径大小的比较 (1)同电子层：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，有“序小径大”的规律。 (2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，能层数越多，原子半径越大。 2．离子半径大小的比较 (1)同种元素的离子半径：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。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如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。如r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)< r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。 (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。如比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。 3．对微粒半径的认识误区 (1)微粒半径要受电子层数、核电荷数和核外电子数的综合影响，并不是单独地取决于某一方面的因素。 (2)原子电子层数多的原子半径不一定大，如锂的原子半径为0.152 nm，而氯的原子半径为0.099 nm。 (3)对于同一种元素，并不是原子半径一定大于离子半径。如Cl－的半径大于Cl的半径。 【典例3】下列关于粒子半径大小关系的判断不正确的是(　　) ①r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋) ②r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I) ③r(K＋)<r(Ca2＋)<r(Cl－)<r(S2－) ④r(H＋)<r(H－)<r(H) A．②③④　　B．①④　　C．③④　　D．①②③ 【解题技巧】“三看”比较微粒半径的大小 “一看”电子的能层数：当电子的能层数不同时，能层数越多，半径越大。 “二看”核电荷数：当电子的能层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三看”核外电子数：当电子的能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 强化点四 电离能及其应用 1．前四周期元素第一电离能 2．第一电离能的影响因素 (1)同一周期：一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大。 (2)同一族：同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。 (3)电子排布：各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子(He为2电子)最外层电子构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性也较高，如Be(2s2)、N(2s22p3)、Mg(3s2)、P(3s23p3)比同周期相邻元素的第一电离能大。 3．电离能的应用 (1)确定元素原子的核外电子排布。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，而且最外层上只有一个电子。 (2)确定元素的化合价。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)判断元素的金属性、非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性就越强；I1越小，元素的金属性就越强。 (4)ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，导致这两族元素原子第一电离能反常。 【典例4】下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。 元素 I1 I2 I3 I4 X 496 4 562 6 912 9 543 Y 578 1 817 2 745 11 575 根据表中所列数据的判断，错误的是(　　) A．元素X是ⅠA族的元素 B．元素Y的常见化合价是＋3价 C．元素X与O形成化合物时，化学式可能是X2O2 D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应 【解题技巧】 (1)第一电离能与元素的金属性有本质的区别。 (2)由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族的Be、Mg的第一电离能较同周期ⅢA族的B、Al的第一电离能要大；ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，p轨道为全空状态，较稳定；而ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态，比ⅥA族的ns2np4状态稳定。 强化点五 电负性及其应用 1．电负性 电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。电负性越大，表示原子在化合物中吸引电子的能力越强。通常指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。 2．电负性的变化规律 (1)同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大。 (2)同主族自上而下，元素的电负性呈减小的趋势。 (3)周期表中，电负性大的元素集中在元素周期表的右上方，电负性小的元素集中在元素周期表的左下方。 3．电负性的意义 元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强，该元素的非金属性越强；元素电负性越小，其原子在化合物中吸引电子的能力越弱，则该元素的金属性越强。 4．电负性的应用 (1)判断金属性、非金属性的强弱 电负性大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据。 (2)元素的电负性数值大小与化合物类型的关系 (3)电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负值的关系 电负性数值小的元素的化合价为正值；电负性数值大的元素的化合价为负值。如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，故在NaH中Na显正价，H显负价。 【典例5】已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是(　　) A．X与Y形成化合物中X可以显负价，Y显正价 B．第一电离能Y可能小于X C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的 D．气态氢化物的稳定性：HmY弱于HnX 真题感知 1．（2024高二·广东广州）原子序数依次增大的R、W、X、Y、Z五种主族元素。该五种元素分处三个短周期，X、Z同主族，R、W、X的原子序数之和与Z的原子序数相等，Y原子的最外层电子数是Z原子最外层电子数的一半。下列说法正确的是 A．简单氢化物的稳定性：W>X>Z B．Y的氧化物属于两性氧化物 C．R、W、X只能组成共价化合物 D．W、Z氧化物的水化物的酸性：W>Z 2．（2024高二·北京昌平）硒(34Se)是人和动物体中一种必需的微量元素，存在于地球所有环境介质中，其同位素可有效示踪硒生物地球化学循环过程及其来源，下列说法不正确的是 A．Se位于周期表中第四周期第VIA族 B．可用质谱法区分Se的两种同位素78Se和80Se C．第一电离能：34Se>33As D．SeO2既具有氧化性又具有还原性 3．（2024·河北廊坊）X、Y、Z、W是原子序数依次增大的短周期主族元素，X、Y、Z分布在三个不同周期，W是同周期元素中原子半径最小的，它们形成的某化合物结构如图所示。下列叙述错误的是 A．ZW3溶于水可能生成图示化合物 B．Y、Z的简单离子中，Y的半径较大 C．X与Y形成的化合物可能含有非极性共价键 D．Y、W分别与X形成的简单化合物中，W的沸点较高 4．（2024·陕西宝鸡）X、Y、Z、W为四种短周期主族元素，X与Z同族，Y与Z同周期，W是短周期主族元素中原子半径最大的，X原子最外层电子数是核外电子层数的3倍，Y的最高正价与最低负价的代数和为6。下列说法正确的是 A．Y的最高价氧化物对应的水化物是二元强酸 B．原子半径：X<Z<Y C．氢化物酸性：H2X<H2Z D．气态氢化物的热稳定性：Y<Z 5．（2023·广西百色）下列化学用语表述正确的是 A．镁原子由1s22s22p63s13p1 →1s22s22p63s2时，原子释放能量，由激发态转化成基态 B．基态Se的价电子排布式为：3d104s24p4 C．基态铍原子最外层电子的电子云轮廓图为：   D．p能级的能量一定比s能级的能量高 6．（2023·江西抚州）某元素＋1价离子的电子排布式为，该元素处于周期表中的 A．s区，第三周期第IA族 B．ds区，第三周期第VIII族 C．p区，第四周期第VIII族 D．s区，第四周期第IA族 7．（2024·浙江金华）下列能级符号不正确的是 A．1s B．2p C．3f D．4d 8．（22024·广西百色）下列化学用语表述正确的是 A．镁原子由1s22s22p63s13p1 →1s22s22p63s2时，原子释放能量，由激发态转化成基态 B．基态Se的价电子排布式为：3d104s24p4 C．基态铍原子最外层电子的电子云轮廓图为：   D．p能级的能量一定比s能级的能量高 9．（2022-2023高二下·陕西宝鸡·期末）X、Y、Z、W为四种短周期主族元素，X与Z同族，Y与Z同周期，W是短周期主族元素中原子半径最大的，X原子最外层电子数是核外电子层数的3倍，Y的最高正价与最低负价的代数和为6。下列说法正确的是 A．Y的最高价氧化物对应的水化物是二元强酸 B．原子半径：X<Z<Y C．氢化物酸性：H2X<H2Z D．气态氢化物的热稳定性：Y<Z 10．（2023·山东东营）短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W与X的原子序数之和是Y的一半，Y、Z的基态原子中单电子数之比为2：1，甲、乙、丙分别为元素X、Y、Z的单质，m、n、p均是这些元素组成的常见二元气态物质，其中常温下，0.01mol·L-1p溶液的pH为2，他们之间的转化关系如图所示。下列说法错误的是 A．第一电离能：X<Y B．沸点：n>m C．氧化性：丙>乙 D．m、q的水溶液均显酸性 11．(1)下列原子的最外层电子排布式(或轨道表示式)中，哪一种状态的能量较低？ ①氮原子：A． B． ( ) ②钠原子：A．3s1 B．3p1 ( ) ③碳原子：A． B． ( ) (2)原子序数为24的元素原子中有________个能级，________个价电子，________个未成对电子。 12．(1)基态氟原子核外9个电子，这些电子的电子云形状有________种；氟原子有________种不同能量的电子，价层电子的轨道表示式为________________________。 (2)已知锡位于第五周期，与C同主族，写出Sn2＋的最外层电子排布式：____________；Cl－中有______种运动状态不同的电子。 (3)基态硼原子的轨道表示式为_____________________________。 提升专练 1．已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素基态原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素基态原子的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－1价离子，下列说法不正确的是(　　) A．X元素基态原子的核外电子排布式为[Ar]4s24p3 B．X元素是第四周期第ⅤA族元素 C．Y元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p4 D．Z元素是非金属元素 2．原子的第四能层填充有2个电子的元素种数为(　　) A．1种 B．10种 C．11种 D．9种 3．气态中性原子失去一个电子转化为＋1价气态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(I1)，气态正离子继续失去电子所需最低能量依次称为第二电离能(I2)、第三电离能(I3)……下表是第3周期部分元素的电离能[单位：eV(电子伏特)]数据。 元素 I1/eV I2/eV I3/eV 甲 5.7 47.4 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．乙的化合价为＋1价 C．丙一定为金属元素 D．丁一定是金属元素 4．通常情况下，原子核外p能级、d能级等原子轨道上电子排布为“全空”“半充满”“全充满”的时候一般更加稳定，称为洪特规则的特例，下列事实能作为这个规则证据的是(　　) ①元素氦(He)的第一电离能远大于元素氢(H)的第一电离能 ②26Fe2＋容易失电子转变为26Fe3＋，表现出较强的还原性 ③基态铜(Cu)原子的电子排布式为[Ar]3d104s1而不是[Ar]3d94s2 ④某种激发态碳(C)原子电子排布式为1s22s12p3而不是1s22s22p2 A．①② B．②③ C．③④ D．全部 5．下表为部分短周期元素的原子结构。 元素编号 原子结构 T L层比K层多5个电子 X L层p电子数比s电子数多2个 Y M层p电子数为s电子数的一半 Z L层有3个未成对电子 (1)元素X的离子结构示意图为________，元素Z的气态氢化物的电子式为________。 (2)写出Y元素最高价氧化物对应的水化物与氢氧化钠溶液反应的离子方程式： ________________________________________________________________________。 (3)元素T与氯元素相比，非金属性较强的是________(用元素符号表示)，下列表述中能证明这一事实的是________(填字母)。 A．常温下氯气的颜色比T单质的颜色深 B．T的氢化物比氯的氢化物稳定 C．Cl与T形成的化合物中氯元素呈正价 D．最高价氧化物对应水化物的酸性：T>氯 (4)T、X、Y、Z四种元素的单质中有一种单质的化学性质明显不同于其他三种单质，该单质是__________，理由：____________________。 6．碳、硅、锗等是ⅣA族元素，回答下列问题： (1)CH4和CO2所含的三种元素电负性从大到小的顺序为____________(填元素符号)。 (2)从电负性角度分析，碳、硅和氧元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为__________(填元素符号)。 (3)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为________(填元素符号)。 (4)基态锗(Ge)原子的电子排布式是___________________，Ge的最高价氯化物分子式是________。该元素可能的性质或应用有________(填字母)。 A．是一种活泼的金属元素 B．其电负性大于硫 C．其单质可作为半导体材料 D．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳 (5)溴与氯能以________键结合形成BrCl，BrCl分子中，Br化合价为________。BrCl与水发生反应的化学方程式为__________________________________。 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 $$ 第5讲 原子结构与性质 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 考点1 原子核外电子的运动特征 1．能层 按照电子能量的差异，将核外电子分成不同的能层(即电子层)。 能层n 一 二 三 四 五 六 七 符号 K L M N O P Q 电子离核远近 近→远 电子能量高低 低→高 2．原子轨道与能级 (1)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。 能层 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 (2)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。 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。 【特别提醒】能层、能级的有关规律 (1)每一能层最多可容纳的电子数为2n2。 (2)在每一能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf…… (3)任一能层的能级总是从s能级开始，能级数等于该能层序数，即第一能层只有1个能级(1s)，第二能层有2个能级(2s和2p)，第三能层有3个能级(3s、3p和3d)，依次类推。 (4)以s、p、d、f……排序的各能级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。 (5)不同能层的同一能级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。 考点2 基态与激发态 原子光谱 1．基态与激发态 (1)基态原子：处于最低能量的原子(稳定)。 (2)激发态原子：基态原子的电子吸收能量后电子会跃迁到较高的能级，变为激发态原子(不稳定)。 基态原子激发态原子 2．光(辐射)是电子释放能量的重要形式 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，将以光的形式释放能量。日常生活中看到的灯光、激光、焰火等可见光，都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。 3．原子光谱 (1)光谱的成因与分类： (2)光谱分析： 在现代化学中，利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素的分析方法。 (3)光谱分析的应用：鉴定元素。 考点3 构造原理与电子排布式 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。 原子核外电子排布的轨道能量顺序 (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。 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。 (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。 (4)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。这称为洪特规则特例。 2．原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式：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 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，得到简化的电子排布式。例如： 16S：[Ne]3s23p4 21Sc：[Ar]3d14s2 (3)外围电子排布式：外围电子又称价电子，对主族元素而言，外围电子就是最外层电子。例如： 8O：2s22p4 13Al：3s23p1 (4)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： 【特别提醒】 (1)能级数等于能层序数，英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。 (2)虽然电子排布是遵循构造原理的，但在书写电子排布式时，应将能层低的能级写在左边，而不能按填充顺序写。如铁原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d64s2，而不能写成1s22s22p63s23p64s23d6，即最后两个能级表示为3d64s2，而不能写成4s23d6。 (3)书写离子的电子排布式时，从最外层起得到或失去电子，若为副族元素，还可失去次外层电子。 考点4 原子结构与元素周期表 1．元素周期律、元素周期系和元素周期表 (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。 注：门捷列夫提出的元素周期律中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)元素周期系 ①含义：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原子核电荷数的递增发生周期性的重复。 ②形成 (3)元素周期系与元素周期表的关系 元素周期表是呈现元素周期系的表格。 2．构造原理与元素周期表 (1)核外电子排布与周期的关系 根据构造原理得出的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。例如，可以解释元素周期系中每个周期的元素数，第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素；其余各周期总是从ns能级开始，以np能级结束，递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。 (2)核外电子排布与族的关系 在常见的元素周期表中，同族元素价层电子数相同，这是同族元素性质相似的结构基础。例如，元素周期表最左侧第ⅠA族元素的基态原子最外层都只有一个电子，即ns1；元素周期表最右侧稀有气体元素的基态原子，除氦(1s2)外，最外层都是8电子，即ns2np6。 (3)元素周期表的分区 ①元素周期表的分区 按照核外电子排布，可把元素周期表划分成5个区。除ds区外，各区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 ②各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(He除外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(钯除外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 考点4 电离能及其应用 1．电离能的概念 (1)第一电离能：气态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叫做第一电离能，通常用I1表示。 (2)各级电离能：＋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做第二电离能，用I2表示；＋2价气态正离子再失去一个电子，形成＋3价气态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能，用I3表示；依次类推。 2．第一电离能的变化规律 (1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现增大的趋势。其中ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA之间元素的第一电离能出现反常。 (2)同族元素从上到下第一电离能减小。 (3)同种原子的逐级电离能越来越大(I1＜I2＜I3…)。 【特别提醒】 1．电离能数值大小规律及原因 同周期元素第一电离能的变化规律呈现的是一种增大的趋势，第ⅡA族和第ⅤA族元素会出现反常变化，通常同周期第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比与它左右相邻的两种元素的第一电离能都大，这是因为第ⅡA族、第ⅤA族元素原子的价层电子排布分别是ns2、ns2np3，前者np能级处于全空状态，后者np能级处于半充满状态，第一电离能均较大。 2．电离能的应用 (1)确定元素原子的核外电子排布：如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，而且最外层上只有一个电子。 (2)确定元素的化合价。如K：I1≪I2＜I3，表明K原子容易失去一个电子形成＋1价阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性就越强；I1越小，元素的金属性就越强。 (4)第ⅡA族、第ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全空和半充满结构，导致这两族元素原子第一电离能反常。 考点5 电负性及其应用 1．电负性概念 (1)键合电子：原子中用于形成化学键的电子。 (2)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。 2．电负性衡量标准 电负性的概念是由美国化学家鲍林提出的，以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。 3．电负性的变化规律 (1)一般来说，除稀有气体元素外，同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。 (2)同主族从上到下，元素的电负性逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 (3)主族元素中，电负性最大的元素为位于元素周期表右上角的氟。 4．电负性的应用 (1)判断元素的金属性或非金属性强弱 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。 (2)判断化学键的类型 ①如果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。 ②如果两种成键元素的电负性差值小于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3.0，二者电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物，同理可得出AlCl3、BeCl2为由共价键构成的共价化合物。 (3)判断元素的化合价正负 ①电负性数值小的元素原子吸引电子的能力弱，元素的化合价通常为正值。 ②电负性数值大的元素原子吸引电子的能力强，元素的化合价通常为负值。 5．解释对角线规则 利用电负性可以解释对角线规则，如Li—Mg、Be—Al、B—Si，由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。如Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物都能与强酸和强碱反应。 【特别提醒】电负性应用的局限性 (1)电负性描述的是原子核对电子吸引能力的强弱，并不是把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 (2)元素电负性的值是相对量，没有单位。 (3)并不是所有电负性差值大于1.7的两元素间形成的化学键一定为离子键，电负性差值小于1.7的两元素间一定形成共价键，应注意一些特殊情况。 强化点一 电子排布式的书写 1．原子的电子排布式 (1)简单原子的电子排布式 按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。如： 6C：1s22s22p2；10Ne：1s22s22p6； 17Cl：1s22s22p63s23p5；19K：1s22s22p63s23p64s1。 (2)复杂原子的电子排布式 对于较复杂原子的电子排布式，应先按构造原理从低到高排列，然后将同能层的能级移到一起。 如26Fe，先排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一能层的能级排到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。 (3)简化电子排布式 如K：1s22s22p63s23p64s1，其简化电子排布式可表示为[Ar]4s1，其中[Ar]代表Ar的核外电子排布式，即1s22s22p63s23p6。再如Fe的简化电子排布式为[Ar]3d64s2。 (4)特殊原子的电子排布式 当p、d、f能级处于全空、全充满或半充满状态时，能量相对较低，原子结构较稳定。如24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1，29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。 2．离子的电子排布式 (1)判断该原子变成离子时会得到或失去的电子数。 (2)原子失去电子时，总是从能量高的能级失去电子，即失去电子的顺序是由外向里。一般来说，主族元素只失去它们的最外层电子，而副族和第Ⅷ族元素可能还会进一步向里失去内层电子。 (3)原子得到电子而形成阴离子，则得到的电子填充在最外一个能层的某一个能级上。如Cl－的电子排布式为1s22s22p63s23p6(得到的电子填充在最外面的3p能级上)。 【典例1】(1)Si的价电子层的电子排式为____________。 (2)基态Ti原子的核外电子排布式为________________。 (3)Fe成为阳离子时首先失去______轨道电子，Sm的价层电子排布为4f66s2，Sm3＋的价层电子排布为________。 (4)Cu2＋基态核外电子排布式为____________________。 【答案】(1)3s23p2 (2)1s22s22p63s23p63d24s2或[Ar]3d24s2 (3)4s　4f5 (4)[Ar]3d9或1s22s22p63s23p63d9 【解题技巧】核外电子排布常见错误 (1)在写基态原子的电子排布式时，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) (2)当出现d轨道时虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，即将能层低的能级写在前面，而不能按填充顺序写，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2。 (3)注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、价电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar] 3d104s1；价电子排布式：3d104s1。 (4)书写离子的电子排布式时，从最外层起得到或失去电子，若为副族元素，还可失去次外层电子。 强化点二 元素周期表及其应用 1．各区元素化学性质及价电子排布特点 包括的元素 价电子排布 化学性质 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1～2(最后的电子填在ns上) 除氢外，都是活泼金属元素(碱金属和碱土金属) p区 ⅢA～ⅦA、0族 ns2np1～6(除氦外，最后 的电子填在np上) 最外层电子参与反应，随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱(0族除外) d区 ⅢB～ⅦB(镧系、锕系除外)、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2[最后的电子填在(n－1)d上] 均为过渡金属，由于d轨道都未充满电子，因此d轨道上的电子可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2[(n－1)d全充满] 均为过渡金属，d轨道已充满电子，因此d轨道上的电子一般不再参与化学键的形成 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 镧系元素的化学性质非常相近；锕系元素的化学性质也非常相近 2．由元素的价电子排布判断其在周期表中的位置的规律 价电子排布 x或y的取值 周期表中位置 nsx x=1，2 第n周期xA族(说明：书写时，x、y应换成相应的罗马字母表示，下同) ns2npx x=1，2，3，4，5 第n周期(2+x)A族 x=6 第n周期0族 (n-1)dxnsy x+y≤7 第n周期(x+y)B族 7<x+y≤10 第n周期Ⅷ族 (n-1)d10nsx x=1，2 第n周期xB族 3．价层电子排布与元素的最高正价数 (1)当主族元素失去全部价电子后，表现出该元素的最高化合价，最高正价＝主族序数(O、F除外)。 (2)ⅢB～ⅦB族可失去ns和(n－1)d轨道上的全部电子，所以，最高正价数＝族序数。 (3)Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n－1)d电子，所以最高正价低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现八价。 (4)ⅠB族可失去ns1电子和部分(n－1)d电子，所以ⅠB的族数<最高正价，ⅡB只失去ns2电子，ⅡB的族序数＝最高正价。 【典例2】下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述中，正确的是(　　) A．原子的价层电子排布为ns2np1～6的元素一定是主族元素 B．基态原子的p能级上有5个电子的元素一定是ⅦA族元素 C．原子的价层电子排布为(n－1)d6～8ns2的元素一定位于ⅢB～ⅦB族 D．基态原子的N层上只有1个电子的元素一定是主族元素 【答案】B 【解析】0族元素价层电子排布也符合ns2np1～6，所以不一定是主族元素，故A错误；基态原子的p能级上有5个电子的元素价层电子排布为ns2np5的元素，一定位于ⅦA族，故B正确；原子的价层电子排布为(n－1)d6－8ns2的元素为Ⅷ族元素，不是位于ⅢB～ⅦB族，故C错误；基态原子的N层上只有1个电子的元素，可能为K、Cr或Cu，K为主族元素，Cr、Cu为副族元素，故D错误。 【解题技巧】元素周期表中各族元素的分布特点 包括元素 价电子排布 元素分类 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1、ns2 活泼金属 p区 ⅢA～0族 ns2np1～6 大多为非金属 d区 ⅢB～Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 过渡元素 ds区 ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 过渡元素 f区 镧系和锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 过渡元素 强化点三 微粒半径大小比较 1．原子半径大小的比较 (1)同电子层：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，有“序小径大”的规律。 (2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，能层数越多，原子半径越大。 2．离子半径大小的比较 (1)同种元素的离子半径：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。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如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。如r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)< r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。 (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。如比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。 3．对微粒半径的认识误区 (1)微粒半径要受电子层数、核电荷数和核外电子数的综合影响，并不是单独地取决于某一方面的因素。 (2)原子电子层数多的原子半径不一定大，如锂的原子半径为0.152 nm，而氯的原子半径为0.099 nm。 (3)对于同一种元素，并不是原子半径一定大于离子半径。如Cl－的半径大于Cl的半径。 【典例3】下列关于粒子半径大小关系的判断不正确的是(　　) ①r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋) ②r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I) ③r(K＋)<r(Ca2＋)<r(Cl－)<r(S2－) ④r(H＋)<r(H－)<r(H) A．②③④　　B．①④　　C．③④　　D．①②③ 【答案】C 【解析】同主族元素的原子或离子半径随着电子层数增多，半径依次增大，①②正确；具有相同的电子层结构的阴、阳离子半径随着原子序数的增大而逐渐减小，r(Ca2＋)<r(K＋) <r(Cl－)<r(S2－)，③错误；对于同一元素，阳离子半径小于原子半径，阴离子半径大于原子半径 ，④错误。 【解题技巧】“三看”比较微粒半径的大小 “一看”电子的能层数：当电子的能层数不同时，能层数越多，半径越大。 “二看”核电荷数：当电子的能层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三看”核外电子数：当电子的能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 强化点四 电离能及其应用 1．前四周期元素第一电离能 2．第一电离能的影响因素 (1)同一周期：一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大。 (2)同一族：同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。 (3)电子排布：各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子(He为2电子)最外层电子构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性也较高，如Be(2s2)、N(2s22p3)、Mg(3s2)、P(3s23p3)比同周期相邻元素的第一电离能大。 3．电离能的应用 (1)确定元素原子的核外电子排布。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，而且最外层上只有一个电子。 (2)确定元素的化合价。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)判断元素的金属性、非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性就越强；I1越小，元素的金属性就越强。 (4)ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，导致这两族元素原子第一电离能反常。 【典例4】下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。 元素 I1 I2 I3 I4 X 496 4 562 6 912 9 543 Y 578 1 817 2 745 11 575 根据表中所列数据的判断，错误的是(　　) A．元素X是ⅠA族的元素 B．元素Y的常见化合价是＋3价 C．元素X与O形成化合物时，化学式可能是X2O2 D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应 【答案】D 【解析】X和Y都是主族元素，I是电离能，X第一电离能和第二电离能相差较大，则X为第ⅠA族元素；Y元素第三电离能和第四电离能相差较大，则Y是第ⅢA族元素，X第一电离能小于Y，说明X活泼性大于Y，X第一电离能和第二电离能相差较大，说明最外层1个电子，则元素X是ⅠA族的元素，故A正确；Y元素第三电离能和第四电离能相差较大，Y原子核外有3个电子，为ⅢA族元素，则化合价为＋3价，故B正确；元素X与O形成化合物时，X的电负性小于O元素，所以在二者形成的化合物中X显＋1价、O元素显－1或－2价，则化学式可能是X2O或X2O2，故C正确；如果Y是第三周期元素，则为Al，Al和冷水不反应，和酸、强碱溶液反应，故D错误。 【解题技巧】 (1)第一电离能与元素的金属性有本质的区别。 (2)由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族的Be、Mg的第一电离能较同周期ⅢA族的B、Al的第一电离能要大；ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，p轨道为全空状态，较稳定；而ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态，比ⅥA族的ns2np4状态稳定。 强化点五 电负性及其应用 1．电负性 电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。电负性越大，表示原子在化合物中吸引电子的能力越强。通常指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。 2．电负性的变化规律 (1)同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大。 (2)同主族自上而下，元素的电负性呈减小的趋势。 (3)周期表中，电负性大的元素集中在元素周期表的右上方，电负性小的元素集中在元素周期表的左下方。 3．电负性的意义 元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强，该元素的非金属性越强；元素电负性越小，其原子在化合物中吸引电子的能力越弱，则该元素的金属性越强。 4．电负性的应用 (1)判断金属性、非金属性的强弱 电负性大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据。 (2)元素的电负性数值大小与化合物类型的关系 (3)电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负值的关系 电负性数值小的元素的化合价为正值；电负性数值大的元素的化合价为负值。如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，故在NaH中Na显正价，H显负价。 【典例5】已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是(　　) A．X与Y形成化合物中X可以显负价，Y显正价 B．第一电离能Y可能小于X C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的 D．气态氢化物的稳定性：HmY弱于HnX 【答案】C 【解析】电负性数值大的元素吸引电子能力强，在化合物中显负价；电负性数值小的元素吸引电子能力弱，在化合物中显正价，故A正确；根据电负性X>Y推知，原子序数X>Y；由于X、Y处在同一周期，第一电离能Y可能小于X，故B正确；X对应的最高价含氧酸的酸性强于Y对应的最高价含氧酸的酸性；气态氢化物的稳定性HmY弱于HnX，故C错误，D正确。 真题感知 1．（2024高二·广东广州）原子序数依次增大的R、W、X、Y、Z五种主族元素。该五种元素分处三个短周期，X、Z同主族，R、W、X的原子序数之和与Z的原子序数相等，Y原子的最外层电子数是Z原子最外层电子数的一半。下列说法正确的是 A．简单氢化物的稳定性：W>X>Z B．Y的氧化物属于两性氧化物 C．R、W、X只能组成共价化合物 D．W、Z氧化物的水化物的酸性：W>Z 【答案】B 【分析】结合分析可知，R为H，W为N，X为O， Y为Al，Z为S元素，据此分析解答。 【解析】A．非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强，非金属性O>N>S，则简单氢化物的稳定性X>W>Z，故A错误； B．Y的氧化物为氧化铝，氧化铝为两性氧化物，故B正确； C．氢、氮、氧三种元素所形成的硝酸铵为离子化合物，故C错误； D．应该比较最高价氧化物的水化物的酸性，N元素除了能形成强酸之外，还有弱酸，故D错误； 故本题选B。 2．（2024高二·北京昌平）硒(34Se)是人和动物体中一种必需的微量元素，存在于地球所有环境介质中，其同位素可有效示踪硒生物地球化学循环过程及其来源，下列说法不正确的是 A．Se位于周期表中第四周期第VIA族 B．可用质谱法区分Se的两种同位素78Se和80Se C．第一电离能：34Se>33As D．SeO2既具有氧化性又具有还原性 【答案】C 【解析】A．Se是氧族元素，位于元素周期表的第四周期第ⅥA族，故A正确； B．同位素可用质谱法来区分，故B正确； C．33号元素As与34号元素Se处于同一周期，As是N族元素，其p轨道是半充满结构比较稳定，所以第一电离能是33As＞34Se，故C错误； D．SeO2与SO2的化学性质相似，既具有氧化性也具有还原性，故D正确； 故本题选C． 3．（2024·河北廊坊）X、Y、Z、W是原子序数依次增大的短周期主族元素，X、Y、Z分布在三个不同周期，W是同周期元素中原子半径最小的，它们形成的某化合物结构如图所示。下列叙述错误的是 A．ZW3溶于水可能生成图示化合物 B．Y、Z的简单离子中，Y的半径较大 C．X与Y形成的化合物可能含有非极性共价键 D．Y、W分别与X形成的简单化合物中，W的沸点较高 【答案】D 【分析】X、Y、Z、W是原子序数依次增大的短周期主族元素，X、Y、Z分布在三个不同周期，所以X是第一周期的元素，Y是第二周期的元素，Z与W在第三周期，所以确定X是H，W是同周期元素中原子半径最小的，所以W是Cl，从形成的化合物结构中可知，Cl也形成了2个化学键，则必有一个是配位键，故Z最外层应是3个电子，可确定Z是Al，Y周围形成2条化学键，可确定Y是O，所以X、Y、Z、W分别是H、O、Al、Cl。 【解析】A．ZW3是AlCl3，AlCl3溶于水发生水解可生成Al2Cl4(OH)2，故A正确； B．O与Al的简单离子中电子层数相同时，核电荷数越大，半径反而越小，故B正确； C．H2O2中就存在非极性共价键，故C正确； D．H2O与HCl中，H2O中存在氢键，会使物质的熔沸点升高，所以H2O的沸点较高，即Y的沸点较高，故D错误； 故本题选D。 4．（2024·陕西宝鸡）X、Y、Z、W为四种短周期主族元素，X与Z同族，Y与Z同周期，W是短周期主族元素中原子半径最大的，X原子最外层电子数是核外电子层数的3倍，Y的最高正价与最低负价的代数和为6。下列说法正确的是 A．Y的最高价氧化物对应的水化物是二元强酸 B．原子半径：X<Z<Y C．氢化物酸性：H2X<H2Z D．气态氢化物的热稳定性：Y<Z 【答案】C 【分析】W是短周期主族元素中原子半径最大的,故W为Na，X原子最外层电子数是核外电子层数的3倍，故X为O，X与Z同族，故Z为S，Y的最高正价与最低负价的代数和为6，且Y与Z同周期，故Y为Cl；故X为O、Y为Cl、Z为S、W为Na； 【解析】A．由分析知，Y的最高价氧化物对应的水化物为HClO4，为一元强酸，A错误； B．由分析知，原子半径为X<Y<Z，B错误； C．由分析知，氢化物分别为H2O和H2S,酸性为H2O<H2S，C正确； D．由分析知，非金属性越强，气态氢化物越稳定，气态氢化物实物热稳定性：Z<Y，D错误； 故选C。 5．（2023·广西百色）下列化学用语表述正确的是 A．镁原子由1s22s22p63s13p1 →1s22s22p63s2时，原子释放能量，由激发态转化成基态 B．基态Se的价电子排布式为：3d104s24p4 C．基态铍原子最外层电子的电子云轮廓图为：   D．p能级的能量一定比s能级的能量高 【答案】A 【解析】A．镁原子由1s22s22p63s13p1→1s22s22p63s2时，3p电子转变为3s电子，原子释放能量，由激发态转化成基态，A正确； B．基态Se的价电子排布式为：，B错误； C．基态Be的电子排布式为：，则基态铍原子最外层电子的电子云轮廓图为球形，C错误； D．P能级的能量不一定比S能级的能量高，还要看能层数，D错误。 故选A。 6．（2023·江西抚州）某元素＋1价离子的电子排布式为，该元素处于周期表中的 A．s区，第三周期第IA族 B．ds区，第三周期第VIII族 C．p区，第四周期第VIII族 D．s区，第四周期第IA族 【答案】D 【解析】正+1价阳离子的电子排布式为：1s22s22p63s23p6，则其原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p64s1，可以确定出该元素为钾元素。钾元素位于周期表第四周期，IA族，属于s区元素，答案选D。 7．（2024·浙江金华）下列能级符号不正确的是 A．1s B．2p C．3f D．4d 【答案】C 【解析】能层序数等于能级数，每个能层中的能级从s开始，第1能层有1s，第2能层有2s、2p，第3能层有3s、3p、3d，第4 能层有4s、4p、4d、4f，所以能级符号不正确的是3f，故答案选C。 8．（22024·广西百色）下列化学用语表述正确的是 A．镁原子由1s22s22p63s13p1 →1s22s22p63s2时，原子释放能量，由激发态转化成基态 B．基态Se的价电子排布式为：3d104s24p4 C．基态铍原子最外层电子的电子云轮廓图为：   D．p能级的能量一定比s能级的能量高 【答案】A 【解析】A．镁原子由1s22s22p63s13p1→1s22s22p63s2时，3p电子转变为3s电子，原子释放能量，由激发态转化成基态，A正确； B．基态Se的价电子排布式为：，B错误； C．基态Be的电子排布式为：，则基态铍原子最外层电子的电子云轮廓图为球形，C错误； D．P能级的能量不一定比S能级的能量高，还要看能层数，D错误。 故选A。 9．（2022-2023高二下·陕西宝鸡·期末）X、Y、Z、W为四种短周期主族元素，X与Z同族，Y与Z同周期，W是短周期主族元素中原子半径最大的，X原子最外层电子数是核外电子层数的3倍，Y的最高正价与最低负价的代数和为6。下列说法正确的是 A．Y的最高价氧化物对应的水化物是二元强酸 B．原子半径：X<Z<Y C．氢化物酸性：H2X<H2Z D．气态氢化物的热稳定性：Y<Z 【答案】C 【分析】W是短周期主族元素中原子半径最大的,故W为Na，X原子最外层电子数是核外电子层数的3倍，故X为O，X与Z同族，故Z为S，Y的最高正价与最低负价的代数和为6，且Y与Z同周期，故Y为Cl；故X为O、Y为Cl、Z为S、W为Na； 【解析】A．由分析知，Y的最高价氧化物对应的水化物为HClO4，为一元强酸，A错误； B．由分析知，原子半径为X<Y<Z，B错误； C．由分析知，氢化物分别为H2O和H2S,酸性为H2O<H2S，C正确； D．由分析知，非金属性越强，气态氢化物越稳定，气态氢化物实物热稳定性：Z<Y，D错误； 故选C。 10．（2023·山东东营）短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W与X的原子序数之和是Y的一半，Y、Z的基态原子中单电子数之比为2：1，甲、乙、丙分别为元素X、Y、Z的单质，m、n、p均是这些元素组成的常见二元气态物质，其中常温下，0.01mol·L-1p溶液的pH为2，他们之间的转化关系如图所示。下列说法错误的是 A．第一电离能：X<Y B．沸点：n>m C．氧化性：丙>乙 D．m、q的水溶液均显酸性 【答案】A 【分析】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W与X的原子序数之和是Y的一半，Y、Z的基态原子中单电子数之比为2：1，所以Y与Z的p轨道的电子数是2、1或4、5，W与X的原子序数之和是Y的一半，可推测Y与Z的p轨道的电子数是4、5，而且在第三周期，所以Y是S，Z是Cl，其中常温下，m、n、p均是这些元素组成的常见二元气态物质，0.01mol/Lp溶液的pH为2，说明p是强酸，是HCl，所以W是H，W与X的原子序数之和是Y的一半，所以X是N，所以W、X、Y、Z分别是H、N、S、Cl，则甲、乙、丙分别是N2、S、Cl2，m、n、p均是这些元素组成的常见二元气态物质，0.01mol/Lp溶液的pH为2，所以p是HCl，Cl2和m反应能生成S和HCl，所以m是H2S，同理可推测出n是NH3，q是NH4Cl； 【解析】A．N的p轨道是半充满结构，相对稳定，所以第一电离能是N>S，即第一电离能X>Y，故A错误； B．NH3中有氢键，氢键会使物质的沸点升高，而H2S中没有氢键，所以沸点NH3>H2S，即n>m，故B正确； C．同周期从左到右，元素的非金属性增强，非金属性越强，其单质的氧化性就越强，所以氧化性Cl2>S，即丙>乙，故C正确； D．H2S的水溶液是显酸性，NH4Cl发生水解显酸性，故D正确； 故本题选A。 11．(1)下列原子的最外层电子排布式(或轨道表示式)中，哪一种状态的能量较低？ ①氮原子：A． B． ( ) ②钠原子：A．3s1 B．3p1 ( ) ③碳原子：A． B． ( ) (2)原子序数为24的元素原子中有________个能级，________个价电子，________个未成对电子。 【答案】(1)①B　②A　③A　(2)7　6　6 【解析】(1)①根据洪特规则，基态原子的电子在简并轨道上排布时尽可能分占不同的原子轨道，且自旋平行，故①选B，③选A；据能量最低原理，核外电子先占据能量低的轨道，再占据能量高的轨道，②中由于s轨道的能量低于p轨道的能量，故选A。 (2)某元素的原子序数为24，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，有7个能级，价层电子排布为3d54s1，共6个价电子，3d能级有5个未成对电子，4s能级有1个未成对电子，共有6个未成对电子。 12．(1)基态氟原子核外9个电子，这些电子的电子云形状有________种；氟原子有________种不同能量的电子，价层电子的轨道表示式为________________________。 (2)已知锡位于第五周期，与C同主族，写出Sn2＋的最外层电子排布式：____________；Cl－中有______种运动状态不同的电子。 (3)基态硼原子的轨道表示式为_____________________________。 【答案】(1)2　3　 (2)5s2　18　(3) 【解析】(1)氟原子的电子排布式为1s22s22p5，含有s轨道和p轨道2种原子轨道，故电子的电子云形状有2种；电子能量由能层和能级共同决定，所以氟原子有3种不同能量的电子；氟的最外层电子排布即价层电子排布为2s22p5，轨道表示式为。 (2)同主族元素最外层电子数相同，Sn位于第五周期，与C同主族，则Sn2＋的最外层电子排布式为5s2；Cl－有18个电子，所以有18种不同运动状态。 (3)基态硼原子的核外电子数为5，电子排布式为1s22s22p1，轨道表示式为。 提升专练 1．已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素基态原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素基态原子的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－1价离子，下列说法不正确的是(　　) A．X元素基态原子的核外电子排布式为[Ar]4s24p3 B．X元素是第四周期第ⅤA族元素 C．Y元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p4 D．Z元素是非金属元素 【答案】A 【解析】X元素基态原子的4p轨道上有3个未成对电子，所以X是砷，Y元素基态原子的2p轨道上有2个未成对电子，所以Y是碳或氧，X与Y可形成化合物X2Y3，所以Y是氧，X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42，所以Z是氢。X元素基态原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s24p3，故A不正确；X元素是第四周期第ⅤA族元素，故B正确；Y元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p4，故C正确；H元素为非金属元素，故D正确。 2．原子的第四能层填充有2个电子的元素种数为(　　) A．1种 B．10种 C．11种 D．9种 【答案】D 【解析】第四能层填充有2个电子，即4s2，则第三能层一定填充了3s23p6，但由于3d在4s后面填充，所以3d可能没有电子，也可能填充了电子，即从3d0到3d10均可能，但是不存在3d44s2和3d94s2，所以总共有9种。 3．气态中性原子失去一个电子转化为＋1价气态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(I1)，气态正离子继续失去电子所需最低能量依次称为第二电离能(I2)、第三电离能(I3)……下表是第3周期部分元素的电离能[单位：eV(电子伏特)]数据。 元素 I1/eV I2/eV I3/eV 甲 5.7 47.4 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．乙的化合价为＋1价 C．丙一定为金属元素 D．丁一定是金属元素 【答案】A 【解析】根据表中I1、I2、I3电离能的数据可知甲为Na元素，乙为Mg元素，丙、丁应为Al以后的元素，且丙在丁的前面，故只有A正确。 4．通常情况下，原子核外p能级、d能级等原子轨道上电子排布为“全空”“半充满”“全充满”的时候一般更加稳定，称为洪特规则的特例，下列事实能作为这个规则证据的是(　　) ①元素氦(He)的第一电离能远大于元素氢(H)的第一电离能 ②26Fe2＋容易失电子转变为26Fe3＋，表现出较强的还原性 ③基态铜(Cu)原子的电子排布式为[Ar]3d104s1而不是[Ar]3d94s2 ④某种激发态碳(C)原子电子排布式为1s22s12p3而不是1s22s22p2 A．①② B．②③ C．③④ D．全部 【答案】B 【解析】①中He、H均没有p、d能级电子，与特例无关，错误；②中Fe2＋价层电子排布为3d6，而Fe3＋价层电子排布为3d5,3d5属于半充满状态，体系稳定，故Fe2＋易失去电子变为稳定的Fe3＋，正确；③中[Ar]3d104s1显然符合d能级全充满状态，为稳定结构，正确；④属于基态原子获得能量，2s能级上一个电子跃迁到2p能级上，而激发态不稳定，易变为基态放出能量，错误。 5．下表为部分短周期元素的原子结构。 元素编号 原子结构 T L层比K层多5个电子 X L层p电子数比s电子数多2个 Y M层p电子数为s电子数的一半 Z L层有3个未成对电子 (1)元素X的离子结构示意图为________，元素Z的气态氢化物的电子式为________。 (2)写出Y元素最高价氧化物对应的水化物与氢氧化钠溶液反应的离子方程式： ________________________________________________________________________。 (3)元素T与氯元素相比，非金属性较强的是________(用元素符号表示)，下列表述中能证明这一事实的是________(填字母)。 A．常温下氯气的颜色比T单质的颜色深 B．T的氢化物比氯的氢化物稳定 C．Cl与T形成的化合物中氯元素呈正价 D．最高价氧化物对应水化物的酸性：T>氯 (4)T、X、Y、Z四种元素的单质中有一种单质的化学性质明显不同于其他三种单质，该单质是__________，理由：____________________。 【答案】(1)　 (2)Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O (3)F　BC　(4)Al　Al具有金属性 【解析】T的L层比K层多5个电子，可知T是F；X的L层p电子数比s电子数多2，可知其L层有6个电子，是O；Y的M层p电子数为s电子数的一半，Y是Al，其最高价氧化物对应的水化物是Al(OH)3；Z的L层有3个未成对电子，可知其L层有5个电子，是N。 6．碳、硅、锗等是ⅣA族元素，回答下列问题： (1)CH4和CO2所含的三种元素电负性从大到小的顺序为____________(填元素符号)。 (2)从电负性角度分析，碳、硅和氧元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为__________(填元素符号)。 (3)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为________(填元素符号)。 (4)基态锗(Ge)原子的电子排布式是___________________，Ge的最高价氯化物分子式是________。该元素可能的性质或应用有________(填字母)。 A．是一种活泼的金属元素 B．其电负性大于硫 C．其单质可作为半导体材料 D．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳 (5)溴与氯能以________键结合形成BrCl，BrCl分子中，Br化合价为________。BrCl与水发生反应的化学方程式为__________________________________。 【答案】(1)O>C>H　(2)O>C>Si　(3)C>H>Si (4)1s22s22p63s23p63d104s24p2　GeCl4　C (5)共价　＋1　BrCl＋H2O===HCl＋HBrO 【解析】(1)CH4分子中C为－4价，H为＋1价，所以C的电负性大于H的电负性，同周期元素从左到右电负性增大，O的电负性大于C。 (2)根据同周期从左到右元素的电负性增大，同主族从上到下元素的电负性减小可知：电负性由强到弱顺序为O>C>Si，所以元素非金属性为O>C>Si。 (3)由于元素电负性越大，吸引电子能力越强，根据电子对偏向情况可得电负性大小为C>H>Si。 (4)锗是32号元素，核外有32个电子，基态锗(Ge)原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2。Ge的外围电子数为4，所以其最高价为＋4价，氯化物分子式是GeCl4。Ge是一种金属元素，但最外层电子数为4，金属性不强，A项错误；根据同周期、同主族元素的电负性的递变规律可知锗的电负性小于硫，B项错误；锗单质是人类最早使用的半导体材料，C项正确；锗的电负性低于碳，锗的第一电离能也低于碳，D项错误。 (5)Br与Cl的电负性差别不大，所以BrCl分子中化学键为共价键，由于电负性Br<Cl，所以BrCl分子中Br为＋1价，且BrCl与水反应的化学方程式为BrCl＋H2O===HCl＋HBrO。 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 $$