专题1 、2 揭示物质结构的奥秘 、原子结构与元素性质（复习讲义）化学苏教版选择性必修2

专题1 揭示物质结构的奥秘 专题2 原子结构与元素性质 复习讲义 复习目标 1．能结合已有知识描述常见物质的结构，分析物质结构与其性质之间的关系。 2．能从微观结构出发解释或预测物质的宏观性质。 3．认识物质结构研究的两种范式及其相互关系。 4．能举例说明物质结构的研究方法在物质结构研究中所起的重要作用。 6．能说明原子结构模型发展演变的历程。 7．能用轨道和能级概念描述核外电子的运动状态。 8．能举例说明原子核外电子排布的构造原理。 9．能电子排布式和轨道表示式表征1~36号元素基态原子的核外电子排布。 10．理解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。 11．能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分。 12．能说出元素电离能、电负性的含义，能从电子排布的角度理解和解释主族元素第一电离能、电负性的变化规律。 13．能用元素的第一电离能、电负性说明元素的某些性质。 14．能利用元素周期表和元素周期律判断元素的性质。 重点和难点 重点：从微观结构出发解释或预测物质的宏观性质；物质结构研究的方法；核外电子的运动特征；构造原理和核外电子的排布规律；核外电子排布与元素周期表的关系；元素周期表的分区；元素第一电离能和电负性的变化规律及应用。 难点：核外电子运动状态的描述方法；核外电子排布的表示方法；未成对电子数目的判断；核外电子排布与元素周期表的关系；元素电离能的应用；元素的综合推断。 █知识点一 物质结构的研究内容 1．原子结构与元素性质的关系 (1)元素原子______________的周期性是元素性质周期性变化的主要原因。 (2)原子结构与元素的金属性和非金属性强弱的关系： 原子半径_______，最外层电子数_______，失去电子能力_______，元素的金属性越强。 原子半径_______，最外层电子数_______，得到电子能力_______，元素的非金属性越强。 2．从化学键认识化学反应的本质及过程 (1)化学反应的本质：从_________（反应物）如何转变为___________（生成物）。 (2)研究过程：对反应物、生成物的_________进行针对性研究 (3)研究目的：反应物中什么______________上的化学键容易发生断裂，继而在什么位置上生成新的化学键。 3．物质结构与性质的关系 (1)关系：物质的结构在很大程度上_______了物质的某些性质。 (2)物质结构与性质关系的研究过程 4．同位素、同素异形体和同分异构体的比较 同位素 同素异形体 同分异构体 定义 ______相同，______不同的原子(核素) 由_______元素组成的不同单质 ______相同，______不同的化合物 对象 表示其组成的化学用语 核素符号不同 一般用该非金属元素的元素符号表示其单质，有确切分子式的用分子式来表示。 分子式相同 结构 电子层结构_______ 单质的组成或结构_______ 性质 物理性质_______，化学性质_______ 物理性质_______，化学性质_______ 物理性质_______，化学性质不一定相同 易错提醒 化学键主要影响物质的化学性质，因为化学反应的本质就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。化学键强弱对物质性质的影响： (1)对于离子化合物，离子键的强弱影响物质的稳定性、熔沸点。 (2)对于共价化合物或非金属单质，共价键的强弱会影响物质的稳定性。 (3)对于金属晶体，金属键的强弱会影响熔沸点、单质的还原性和离子氧化性。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)物质的结构仅包括构成物质的微粒间的相互作用和分子的结构( ) (2)物质随着人们的认识或研究的发展，经常发生一些小的变化( ) (3)物质有宏观和微观两个方面的认识，从宏观上说物质是由元素组成的，从微观上说物质是由分子构成的( ) (4)原子失去电子数越多，金属性越强，得电子数越多，非金属性越强( ) 2．下列说法正确的是 (　　) A．红磷转化为白磷，属于物理变化 B．石墨导电，金刚石不导电，故二者不是同素异形体 C．氧气和臭氧的分子式不同，性质相同 D．硫有S2、S4、S6等单质，它们都是硫的同素异形体 3．下列说法正确的是(　　) A．通常情况下，氮气的性质不活泼是因为氮元素的非金属性很弱 B．1H216O和2H218O表示不同的水分子 C．红磷因P—P键弯曲具有较大的张力，所以有很高的反应活性 D．水很稳定(1 000 ℃以上才会部分分解)是因为水分子间存在大量的氢键 █知识点二 物质结构研究的范式与方法 1．物质结构研究的范式 物质结构研究有两种常见的范式：归纳范式和演绎范式。 (1)归纳范式的过程为“______________”。即：根据事实进行_________，抽象出_______，上升为_________。 (2)演绎范式的过程通常为“____________”。即从某一个一般结论出发，向从属于这一结论的__________进行推理的过程。 (3)归纳和演绎的关系 ①归纳和演绎的使用 一般先_______后_______。“实验——假说——理论——新实验”的本质就是从_______到_______，再到_______的过程。 ②归纳和演绎的关系 归纳需要演绎作指导，以解决归纳研究的目的性、方向性和结果的正确性问题；演绎需要归纳提供前提。 在演绎的指导下归纳，在归纳的基础上演绎，两者相互联系、互为前提。 2．物质结构的研究方法 常用的方法有科学假设和论证、实验、模型建构等。 (1)科学假设和论证 (2)实验方法 化学是一门以实验为基础的学科，人们往往需要借助实验观测的事实对假设的正确与否进行检验。 (3)模型方法 科学家运用一定__________与___________对实验结果进行处理。模型既可以是对原型的简化和纯化、抽象和近似，也可以是结合某种理论形态下建立的___________。 效果检测 1．根据要求回答下列问题： (1)根据甲烷、乙烷、丙烷的分子式，归纳出链状烷烃的分子通式为______________；根据乙炔、丙炔的分子式，归纳出链状单炔烃的分子通式为_____________。 (2)根据常见有机物的分子结构，可归纳出基本的价键规律：在共价分子的结构式中，连接碳原子、氮原子、氧原子、氢原子的短线数依次为________、________、________、________。 (3)根据第3周期元素原子半径的变化规律，结合核外电子排布的变化规律，归纳出同周期元素原子半径的变化规律为___________________________________________。 (4)铷(Rb)是第5周期的碱金属元素，比较铷、钙最高价氧化物的水化物碱性的强弱：RbOH________Ca(OH)2。 (5)烷烃________溶于水，乙醇、乙酸________溶于水，硬脂酸________溶于水；氨、氯化氢________溶于水，四氯化碳________溶于水。 (6)由甲烷的性质可知甲苯在光照条件下与氯气反应可生成________种有机物。 2．1909年，新西兰出生的物理学家——卢瑟福把一束变速运动的α粒子(质量数为4的带2个正电荷的质子粒)射向一片极薄的金箔，他惊奇地发现，过去一直认为原子是“实心球”，而由这种“实心球”紧密排列而成的金箔，竟让大多数α粒子畅通无阻地通过，就像金箔不在那儿似的，但也有极少量的α粒子发生偏转或被笔直地弹回。 (1)根据以上实验现象能得出关于金箔中金原子结构的一些结论，试写出其中的三点： ①原子中存在________，且只占原子体积的很小一部分。 ②金原子核带________电荷，且电荷数远大于α粒子的电荷数，两者产生静电________作用。 ③金原子的质量远________(填“大于”“小于”或“等于”)α粒子的质量。 (2)这是利用了物质结构研究的什么方法？__________________________。 █知识点三 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______________，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______，提出______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______________实验，认为原子的质量主要集中在_______上，电子在原子核外空间做_______运动。由于卢瑟福对原子结构研究的杰出贡献，人们称他为“原子之父”。 (4)1913年，丹麦物理学家玻尔研究了______________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______________上运动，既不__________，也不___________。 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_______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_______。 当电子吸收了能量后，就会从能量_______的轨道跃迁到能量_______的轨道上。处于能量_______轨道上的电子不稳定，当电子从能量_______的轨道回到能量_______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______________。 2．现代量子力学模型 (1)电子主要在原子核周围的_______区域内运动。运动区域距离核近，电子出现的机会_______；运动区域距离核远，电子出现的机会_______。 (2)电子云： 用小点的疏密描述电子在原子核外空间______________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____________，小点的疏密与电子在该区域内____________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___________。如氢原子核外电子的电子云轮廓图的绘制： 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)道尔顿的近代原子论是基于实验证据建构和优化模型提出的(　　) (2)玻尔认为，原子轨道的能量变化是不连续的，即量子化的(　　) (3)在电子云图中，1个小点代表一个电子(　　) 2．下列说法正确的是(　　) A．电子云表示电子在原子核外运动的轨迹 B．“量子化”就是不连续的意思，微观粒子运动均有此特点 C．玻尔理论不但成功解释了氢原子光谱，而且还能推广到其他原子光谱 D．通常用小点来表示电子绕核做高速圆周运动 █知识点四 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 离核由_____到_____，能量由_____到_____。 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__________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。 ②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 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】 (1)某电子层的轨道类型数＝电子层序数(n)。 (2)某电子层的轨道数＝电子层序数的平方(n2)。 (3)s、p、d、f轨道的轨道数目分别为1、3、5、7。 (4)每一个原子轨道最多容纳2个电子。 (5)每一个电子层最多容纳的电子数为2n2(n为电子层序数)。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)2px、2py、2pz轨道相互垂直，但能量相等(　　) (2)2p、3p、4p轨道的轨道数依次增多(　　) (3)2p轨道和3p轨道的形状相同，能量也相同(　　) 2．(1)M电子层的轨道类型有_____种，轨道数为______，包含的原子轨道的能量由低到高的顺序是______________。 (2)氧原子有_____个核外电子，核外电子填充的原子轨道顺序是__________________。 3．回答下列问题： (1)在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是________(填字母，下同)。 a．最易失去的电子能量最低 b．同一个电子层上的不同能级上的原子轨道，能量大小不同 c．在离核最近区域内运动的电子能量最低 (2)下列说法正确的是________。 A．一个原子轨道上只能有1个电子 B．处在同一原子轨道上的电子运动状态完全相同 C．处在同一电子层上的电子(基态)能量一定相同 D．处在同一能级中的电子(基态)能量一定相同 (3)比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。 ①1s，3d________；②3s，3p，3d________； ③2p，3p，4p________；④3px，3py，3pz________。 (4)基态铝原子核外电子云有________种不同的伸展方向，共有________种不同能级的电子，有______种不同运动状态的电子。 █知识点五 构造原理和核外电子排布的表示方法 1．构造原理 (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。 (2)构造原理的内容 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。 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_______。 2．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、_____、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。 3．核外电子排布的表示方法 (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：_____________________ 19K：_____________________ ②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。例如： 16S：______________ 21Sc：______________ (2)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：______________ (3)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：___________________________________ 4．多电子原子的原子轨道的能量顺序的特殊性 (1)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。 ①铬原子的核外电子排布式是[Ar]3d5 4s1，因为___________________________________。 ②铜原子的核外电子排布为[Ar]3d104s1和[Ar]3d9 4s2，因为__________________________________。 (2)多电子原子的原子轨道的能量高低顺序，是概括了大量实验事实后总结出的一般规律，适用于绝大多数原子的核外电子排布。然而，第5、6、7周期的某些元素的原子核外电子排布的实验测定结果。因此，原子的核外电子排布，要以实验测定的结果为准。 【特别提醒】 电子式、原子结构示意图、电子排布式、外围电子排布式、轨道表示式均能反映原子结构，其中轨道表示式不仅能表示出原子的核外电子排布的电子层、能级和原子轨道，还能表示出这些电子的自旋状态，对电子运动状态四个方面都进行了描述，最为详尽。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)Mg2＋的轨道表示式：(　　) (2)C的电子排布式：1s22s12p3(　　) (3)15P原子的电子排布式写成1s22s22p63s23p3p(　　) (4)3d6的轨道表示式为(　　) 2．下列原子或离子的电子排布式或轨道表示式正确的是________(填序号，下同)，违反能量最低原理的是__________，违反洪特规则的是__________，违反泡利不相容原理的是________________。 ①Ca2＋：1s22s22p63s23p6 ②F－：1s22s23p6 ③P： ④Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 ⑤Mg2＋：1s22s22p6 ⑥C： 3．按要求填空： (1)Cu的原子结构示意图为________________。 (2)P的外围电子排布式为_________________。 (3)Ni的电子排布式为____________________。 (4)N的轨道表示式为_____________________。 (5)X元素的外围电子排布式是4s24p5，X的元素符号是__________。 █知识点六 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_______的状态。 当处于能量最低状态的原子_______能量后，电子能从能量_______的轨道跃迁到能量_______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_______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，_______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_______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．原子光谱的应用 (1)通过原子发射光谱或吸收光谱_______元素，称为光谱分析。 (2)许多金属元素都可以发生焰色反应，焰色反应的形成原因是基态原子吸收能量，电子从基态跃迁到激发态后，电子从_______能量的激发态跃迁到_______能量的激发态乃至基态时，将能量以光的形式释放出来。焰色反应属于_______变化。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)霓虹灯光、激光、萤光都与原子核外电子跃迁吸收能量有关(　　) (2)产生激光的前提是原子要处于激发态(　　) (3)电子跃迁时只吸收能量(　　) (4)同一原子处于激发态时的能量一定高于基态时的能量(　　) 2．下列现象与核外电子的跃迁有关的是___________ ①霓虹灯发出有色光　②棱镜分光　③激光器产生激光　④石油蒸馏　⑤凸透镜聚光　⑥燃放的焰火，在夜空中呈现五彩缤纷的礼花　⑦日光灯通电发光　⑧冷却结晶 █知识点七 原子核外电子排布的周期性与元素周期表的分区 1．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____逐渐增加到____的周期性变化。 (2)外围电子排布的变化 a．第2、3周期从左到右，元素原子的外围电子排布呈现从_______到_______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_______经过(n－1)d1～10ns1～2逐渐过渡到_______。 b．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_______到__________的周期性变化。 2．原子核外电子排布与元素周期表 (1)元素周期表周期的划分 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_______和_______(第1周期为_______)。 ③周期数＝___________。 (2)元素周期表族的划分 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 外围电子数 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 外围电子排布式 外围电子数 － － 【易错提醒】 (1)外围电子不一定是最外层电子，只有主族元素的外围电子才是最外层电子。对于过渡元素还包括部分内层电子。 (2)元素的外围电子数不一定等于其所在族的族序数，对主族元素成立，部分过渡元素不成立。 (3)同一族元素的外围电子排布不一定相同，如He和Ne等。 3．元素周期表的分区 (1)元素周期表的分区 根据元素原子的______________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。 ①s区：包含______________两族元素，除氢元素外，其余都是活泼的_______元素。 ②p区：包_____________________元素，除氢元素外，所有的_______元素都在p区。 ③d区：包含______________的元素。 ④ds区：包含______________的元素。 ⑤f区：______________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 ______族、______族 除氢元素外都是较活泼的金属元素 p区 _______族、_____族 除稀有气体外，最外层电子参与反应 d区 _______族、_____族 过渡金属元素 ds区 _____族、______族 过渡金属元素 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)外围电子一定是最外层电子(　　) (2)元素的外围电子数一定等于其所在族的族序数(　　) (3)同一族元素的外围电子数一定相同(　　) (4)基态原子的N层上只有一个电子的元素，一定是第ⅠA族元素(　　) (5)原子的外围电子排布为(n－1)d6～8ns2的元素一定是过渡元素(　√　) (6)最外层电子数为2的元素都分布在s区(　　) (7)元素周期表的d区全部是副族元素(　　) (8)过渡元素包括d区、f区、ds区的元素(　　) (9)所有金属元素都分布在d区和ds区(　　) 2．某元素原子最外层只有1个电子，最高电子层n＝4。 (1)符合上述条件的元素，可以有________种；原子序数分别为___________________。 (2)写出相应元素原子的电子排布式，并指出在周期表中的位置 _____________________________________________________________ _____________________________________________________________ _____________________________________________________________。 3．下列关于元素在元素周期表中的位置以及元素原子的外围电子排布特点的有关叙述正确的是(　　) A．Cu位于元素周期表中第4周期ⅠB族，属于ds区元素 B．O的基态原子中，2p能级为半充满，属于p区元素 C．基态最外层电子排布式为4s1的元素一定属于ⅠA族 D．基态最外层电子排布式为ns2np1，该元素可能是ⅢA族或ⅢB族 █知识点八 元素第一电离能的周期性变化 1．第一电离能 (1)含义：某元素的_______原子失去一个电子形成＋1价_______阳离子所需要的_______能量。 符号：_______。 (2)意义 ①第一电离能可以衡量元素的_______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_______失去一个电子；第一电离能越大，该气态原子越_______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______________相同，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐_______，失电子能力逐渐_______，第一电离能逐渐_______。 ②同一周期的主族元素具有相同的__________，随着核电荷数的递增，最外层电子数_______，原子半径逐渐_______，失电子能力逐渐_______，第一电离能呈现_______的趋势，但是ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA。 对同周期元素来说，_______的第一电离能最小，__________的第一电离能最大。 2．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_____________________结构时，原子的能量较低，该元素具有_______的第一电离能。例如，Mg的外围电子排布为3s2，s轨道处于_______状态，P的外围电子排布为3s23p3，p轨道处于_______状态，因此二者电离能相对_______。 (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_______发生了变化，由此可以判断该元素原子的____________和______________。 【特别提醒】 (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。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小(　　) (2)同一元素的第一电离能比第二电离能大(　　) (3)同周期元素的第一电离能随着原子序数的增加大体上呈现增大的趋势(　　) (4)第一电离能越大的原子失电子的能力越强(　　) 2．比较下列元素的第一电离能大小： (1)N、O、F _____________ (2)He、Ne、Ar _______________ (3)Na、Mg、Al ____________ (4)F、Cl、Br ________________ 3．元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu＝1959kJ•mol﹣1，INi＝1753kJ•mol﹣1，ICu＞INi的原因是 _________________________________________________________。 █知识点九 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__________能力的标度。 (2)标准：指定氟的电负性为_______，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_______，表明其吸引电子的能力逐渐_______，_______逐渐减弱，__________逐渐增强。 同一主族，元素的电负性从上到下呈现_______的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐_______，_______逐渐增强，_________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_______元素；小于1.8的元素为_______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_______，元素的化合价为_______值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力_______，元素的化合价为_______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_______键；小于1.7通常形成_______键。 【易错提醒】 (1)不能把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 (2)不是所有电负性差值大于1.7的元素间都形成离子键，电负性差值小于1.7的元素间都形成共价键，如Na的电负性为0.9，H的电负性是2.1，F的电负性是4.0，Na与H的电负性差值为1.2，NaH中存在离子键，H与F的电负性差值为1.9，而HF中存在共价键。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)电负性是相对的，所以没有单位(　　) (2)金属元素的电负性较小、非金属元素的电负性较大(　　) (3)电负性小于1.8的元素一定是金属元素(　　) (4)元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强(　　) 2．一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值如下表，判断下列化合物： ①NaF ②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 (1)属于共价化合物的是___________(填序号，下同)。 (2)属于离子化合物的是__________。 █知识点十 元素周期表的应用 1．元素周期表的应用 (1)对人们认识原子结构和___________的关系具有指导意义。 (2)为人们寻找_______提供了科学的途径： ①在ⅠA族可以找到制造_______材料的元素； ②在ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到制造优良的_______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_______。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： ①锂和镁的相似性： a．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； b．能直接与氮作用，生成氮化物_______、_______，而其他碱金属不与氮直接反应； c．氟化物、碳酸盐、磷酸盐都______溶于水，而其他碱金属的相应盐______溶于水等。 ②铍和铝的相似性： a．单质在冷的浓硝酸中_______； b．氧化物、氢氧化物都有_______； c．氯化物都是_______化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。 ③硼和硅的相似性： a．硼和硅的密度分别为2.35 g·cm－3和2.336 g·cm－3，两者相近； b．硼和硅的简单气态氢化物都能直接被氧气氧化； c．最高价氧化物的水化物都是_______等。 效果检测 1．根据元素周期表1～18号元素的性质和递变规律，回答下列问题。 (1)属于金属元素的有____种，金属性最强的元素与氧气反应生成的化合物有_________、________(填两种化合物的化学式)； (2)原子半径最大的元素是(稀有气体除外)_______，第一电离能最小的元素是______，第一电离能最大的元素是______，最强的含氧酸是________，最稳定的气态氢化物是________； (3)原子中p轨道半充满的元素是________； (4)推测Si、N最简单氢化物的稳定性：__________大于_________(填化学式)。 2．如图是元素周期表的简略框架。 (1)按外围电子排布，可把元素划分成五个区，不全是金属元素的区为________。 (2)根据氢元素最高正化合价与最低负化合价的绝对值相等，还可以把氢元素放在元素周期表中的________族；有人建议将氢元素放在元素周期表的ⅦA族，请写出支持这一观点的一个化学事实____________________________。 (3)上表中元素①②原子的最外层电子排布式分别为______________、________________；比较元素①与元素②的下列性质(填“＞”或“＜”)。 原子半径：①______②；电负性：①________②； 金属性：①______②；第一电离能：①______②。 (4)某短周期元素的最高正化合价为＋7，其原子结构示意图为________________。 █考点一 核外电子的运动特征及描述方法 【例1】下列关于电子层与原子轨道的说法正确的是(　　) A．不同电子层中的s原子轨道的能量相同 B．原子核外电子的每一个电子层最多可容纳的电子数为n2 C．每种类型的原子轨道里最多可容纳的电子数与原子轨道数目相等 D．电子层中所含有的原子轨道类型数等于该电子层序数 解题要点 (1)原子轨道的图形描述 ①s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。 ②p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)电子运动状态描述 其中电子的能量高低由“层”、“形”两个方面决定，电子所处的原子轨道是由“层”、“形”、“伸”三个方面确定的；电子的运动状态则由“层”、“形”、“伸”、“旋”四个方面决定。 (3)不同原子轨道能量高低的关系 【变式1-1】如图是s能级和p能级的原子轨道图，下列说法正确的是(　　) A．s能级和p能级的原子轨道形状相同 B．每个p能级都有6个原子轨道 C．s能级的原子轨道半径与电子层序数有关 D．钠原子的电子在11个原子轨道上高速运动 【变式1-2】回答下列问题： (1)可正确表示原子轨道的是________(填字母)。 A．2s B．2d C．3p D．3f (2)基态Cl－核外电子的运动状态共________种。 (3)基态Si原子中，电子占据的能量最高电子层符号为________，该电子层具有的原子轨道数为________，实际容纳的电子数为________。 █考点二 构造原理与电子排布式 【例2】下列有关碳原子的轨道表示式中，能量最低的是(　　) A． B． C． D． 解题要点 (1)核外电子在原子轨道上的排布遵循的三个原理间的关系： 在不违反泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布应使整个原子体系的能量最低。我们称原子的最低能量状态为原子的基态，能量高于基态的状态为激发态。 (2)基态原子核外电子在原子轨道上的排列顺序 (3)能级交错现象：三层以上的电子层中出现能级交错现象，对核外电子排布的影响很大。 能量顺序按照1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……，即按照ns (n－2)f (n－1)d np顺序排列。 (4)在核外电子的排布中，排在同一轨道上的两个电子，自旋方向相反；而自旋方向相同的电子，必然处于不同的轨道上。可以这样理解：在同一原子中，没有运动状态完全相同的两个电子存在，原子核外有几个电子，就有几种运动状态。 (5)原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，将尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低。 如2p3的轨道表示式为：而不是或。 (6)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。 如Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54S1，3d和4s轨道均为半充满状态，原子较为稳定；又如Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，3d轨道为全充满，4s轨道为半充满状态，原子较为稳定。 (7)第5、6、7周期的某些元素的原子核外电子排布的实验测定结果，并不符合图2-7所示的原子核外电子排布的轨道能量顺序。因此，原子的核外电子排布，要以实验测定的结果为准。 【变式2-1】某元素的原子基态时有7个电子处于3d轨道上，则该元素的原子序数为______，该元素原子的d轨道上的未成对电子有______个。 【变式2-2】写出15P、25Mn的轨道表示式，并按要求填空。 (1)15P：_________________________________，有______个电子对，有____个单电子。 (2)25Mn：_______________________________________________________，有________种空间运动状态，有________个单电子，属于半充满状态。 █考点三 元素基态原子中未成对电子数目的判断 【例3】填写下列空白： (1)元素Mn和O中，基态原子核外未成对电子数较多的是________。 (2)基态Ge原子有________个未成对电子。 (3)基态Ni原子的3d能级上的未成对电子数为________。 (4)Cu的外围电子轨道表示式为______________，基态Cu原子有________个未成对电子。 解题要点 (1)成对电子和未成对电子 ①未成对电子：一个原子轨道中只有一个电子时，该电子即为未成对电子，又称单电子。 耳热成对电子：一个原子轨道中的2个自旋状态相反的电子称为成对电子。 (2)1～36号元素中，原子核外外围电子排布中的未成对电子数与电子排布之间的关系 ①有1个未成对电子的排布式为ns1、ns2np1、ns2np5、3d14s2、3d104s1。 ②有2个未成对电子的排布式为ns2np2、ns2np4、3d24s2、3d84s2。 ③有3个未成对电子的排布式为ns2np3、3d34s2、3d74s2。 ④有4个未成对电子的排布式为3d64s2。 ⑤有5个未成对电子的排布式为3d54s2。 ⑥有6个未成对电子的排布式为3d54s1。 (3)ⅠA、ⅢA、ⅦA族→1个未成对电子，ⅣA、ⅥA族→2个未成对电子，ⅤA族→3个未成对电子(主族元素原子中未成对电子数最多)，ⅡA族、0族→不含未成对电子。 (4)1～36号元素基态原子中，含未成对电子数最多的为24Cr(外围电子排布式为3d54s1)，共有6个未成对电子。 【变式3-1】按要求填空。 (1)下列微粒基态的电子排布中未成对电子数最多的是________(填字母)。 a．N3－　　b．Fe3＋　　c．Cu　　d．Cr　　e．C (2)与铜同周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与铜原子相同的元素有________种。 (3)基态铬原子的外围电子排布式是______________________________，这样排布使整个体系能量降低，原因是_____________________________________________________________。 (4)基态砷原子的外围电子排布式为________，其原子核外有________个电子层，________个原子轨道，其原子轨道达到全充满状态的个数是________，与其同周期元素基态原子与砷原子未成对电子数相同的元素还有________种。 (5)短周期元素中，原子处于基态时具有1个未成对电子的元素共有________种。 █考点四 核外电子排布与元素周期表的关系 【例4】若某原子的基态外围电子排布式为4d15s2，则下列说法正确的是(　　) A．该元素位于周期表中第5周期ⅢB族 B．该元素原子外围电子数为2 C．该元素为非金属元素 D．该元素原子N电子层共有8个电子 【变式4-1】下列说法正确的是(　　)解题要点 (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)根据核外电子的排布分区 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 (氦除外) 除惰性气体外，最外层电子参与反应 d区 ⅢB～ⅦB族、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2(钯除外) d轨道不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 金属元素 f区 ⅢB族 (n－2)f0～14 (n－1)d0～2ns2 金属元素 A．所有金属元素都分布在d区和ds区 B．最外层电子数为2的元素都分布在s区 C．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素 D．基态原子的p能级上半充满的元素不一定位于p区 【变式4-2】已知下列元素基态原子的最外层电子排布式，其中不一定能表示该元素为主族元素的是(　　) A．3s23p1 B．4s2 C．2s2 D．4s24p5 █考点五 元素电离能的变化规律和应用 【例5】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)。关于元素R的下列判断中，错误的是(　　) I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 …… A．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 B．R元素位于元素周期表中ⅡA族 C．R元素的最高正化合价为＋2价 D．R元素第一电离能高于同周期相邻元素 解题要点 (1)元素第一电离能的变化规律 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)元素逐级电离能的变化规律 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…… (3)元素电离能的应用 ①比较元素金属性的强弱：一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强(但电离能异常元素除外)。 ②确定元素原子的核外电子层排布 元素的逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变即突然增大多倍，这是由于电子是分层排布的，主族元素几乎不会全部失去内层电子。 ③确定元素的化合价 如果电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，并且主族元素的最高化合价为＋n价(或只有＋n价、0价)。 【变式5-1】在下列给出的外围电子排布式中，对应元素的第一电离能最小的是(　　) A．3s23p3 B．3s23p5 C．3s23p4 D．3s23p6 【变式5-2】(1)Mg元素的第一电离能比Al元素的第一电离能________，第2周期元素中，元素的第一电离能比铍大的元素有______种。 (2)碳原子的核外电子排布式为__________，与碳同周期的非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能，原因是__________________________________________。 (3)A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，写出B原子的电子排布式：___________________。 电离能/kJ·mol－1 I1 I2 I3 I4 A 932 1 821 15 390 21 771 B 738 1 451 7 733 10 540 (4)根据下表所列元素的各级电离能I/kJ·mol－1的数据，下列判断中错误的是________(填字母)。 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4 600 6 900 9 500 Y 580 1 800 2 700 11 600 A．元素X的常见化合价为＋1价 B．元素Y可能为ⅢA族元素 C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D．元素Y在化学性质上与锡相似 █考点六 元素电负性的变化规律和应用 【例6】已知六种元素的电负性如表。一般认为，如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。某有机化合物A的结构简式为，下列有关说法正确的是(　　) H S N Al Cl Si 2.1 2.5 3.0 1.5 3.0 1.8 A．A中S和O的共用电子对偏向S B．A中S和N的共用电子对偏向N C．AlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物 D．在化合物SiH4中，Si的化合价是－4价 【变式6-1】下列关于电负性的叙述中，不正确的是（ ）解题要点 1．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。 A．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 B．电负性是以氟4.0作为标准的相对值 C．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 D．元素的电负性越大，元素的非金属性越强 【变式6-2】下列说法不能说明X的电负性比Y的大的是(　　) A．与氢化合时X单质比Y单质容易 B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强 C．X原子的最外层电子数比Y原子的多 D．X的单质可以把Y从其氢化物中置换出来 █考点七 元素的推断 【例7】下表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中正确的是(　　) A．W元素的第一电离能小于Y元素的第一电离能 B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同 C．p能级未成对电子最多的是W元素 D．Z元素是电负性最大的元素 解题要点 1．元素推断的一般思路 2．推断元素的常用方法 (1)利用元素原子或离子的核外电子排布推断 要注意一些元素原子核外电子排布的特殊性，如前18号元素中： ①族序数等于周期序数的元素：H、Be、Al。 ②族序数等于周期序数两倍的元素：C、S。 ③族序数等于周期序数三倍的元素：O。 ④周期序数等于族序数两倍的元素：Li。 ⑤周期序数等于族序数三倍的元素：Na。 ⑥第四周期元素中未成对电子数最多的元素是Cr。 (2)利用元素的特殊性质推断 ①最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：H、C、Si。 ②最高正价是最低负价绝对值三倍的短周期元素：S。 ③除H外，原子半径最小的主族元素：F。 ④第一电离能最大的主族元素：F；第一电离能最小的主族元素：Cs(放射性元素除外)。 ⑤电负性最小的主族元素：Cs(0.7)(放射性元素除外)；电负性最大的主族元素：F(4.0)。 ⑥同主族相邻两种元素的原子序数若具有2倍关系，则两种元素为O和S。 【变式7-1】短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是(　　) A．第一电离能：W＞X＞Y＞Z B．简单离子的还原性：Y＞X＞W C．简单离子的半径：W＞X＞Y＞Z D．氢化物水溶液的酸性：Y＞W 【变式7-2】X、Y、Z、M、W为原子序数依次增大的5种短周期元素。X的质子总数与电子层数相同，Y、Z、M同周期且相邻，W原子核外电子数是M原子最外层电子数的2倍。Z与其同主族的短周期元素可形成常见气体甲。X、Y、Z 3种元素可形成化合物乙。下列说法不正确的是(　　) A．原子半径：W>Y>Z>M>X B．化合物乙是一种酸 C．电负性：M>Z>Y>W D．X分别与Y、Z、M、W形成的常见化合物中，稳定性最好的是XM 基础应用 1．下列图中所发生的现象与电子跃迁无关的是( ) A．节日里燃放的烟花 B．五彩的霓虹广告灯 C．蜡烛燃烧 D．平面镜成像 2．下列有关元素周期表和元素周期律的说法正确的是( ) A．同一周期从左到右，元素的第一电离能依次增大 B．同一主族从上到下，元素的电负性依次减小 C．d区元素最后一个核外电子一定填充在s能级上 D．元素周期表中，s区、d区和区的元素是金属元素 3．如图是元素周期表中关于砷元素的信息，其中解读正确的是( ) A．砷原子的中子数为33 B．砷原子核外电子数为75 C．砷原子核外有7种不同能量的电子 D．砷原子最外层有5种不同运动状态的电子 4．“化学推动科技，科技创造价值”。下列说法错误的是( ) A．飞船核心舱太阳能电池采用砷化镓材料，镓是p区元素 B．“北斗三号”导航卫星搭载计时铷原子钟，铷是第ⅠA族元素 C．“奋斗者号”载人潜水器球壳，其原料中的46Ti与47Ti互为同位素 D．“歼-20”战斗机采用大量高科技材料，其中石墨烯属于有机高分子材料 5．（23-24高一下·江苏南通·期中）下列有关说法正确的是( ) A．Fe2+的电子排布式为[Ar]3d44s2 B．处于同一能级的电子运动状态不相同 C．从空间角度看，2s轨道与2p轨道形状相同 D．基态碳原子的轨道表示式是 6．下图是元素周期表第三周期的一部分，其中B元素的价电子数为5，下列说法不正确的是( ) A．Z为15，B的简单氢化物稳定性比氨弱 B．若A为35，则该D原子的质子数为17，中子数为18 C．C的氧化物对应的水化物比B的氧化物对应的水化物酸性强 D．B、C、D三种元素都可以与氧元素形成氧化物 7．（24-25高二上·河南·阶段练习）下列有关说法正确的是( ) A．基态原子中含有能级 B．基态原子中，L能层不包含p能级 C．基态N原子价层电子轨道表示式： D．基态O原子中，能级能量高于能级能量 8．（24-25高三上·北京大兴·开学考试）我国成功研制72亿年仅误差一秒的锶(38Sr)原子光晶格钟。下列有关说法不正确的是( ) A．Sr位于第五周期 B．Sr位于s区 C．Sr与同周期ⅢA族元素原子序数相差1 D．的碱性强于 9．（24-25高二下·河南南阳·开学考试）COCl2与NH3反应可制得CO(NH2)2，下列有关说法正确的是( ) A．半径大小：r(Cl-)<r(N3-) B．电负性大小：χ(H)>χ(N) C．第一电离能：I1(C)>I1(O) D．氢化物的热稳定性：NH3<H2O 10．（24-25高二上·陕西宝鸡·阶段练习）元素X、Y、Z、M在周期表中的相对位置如图所示，已知M元素基态原子的价层电子排布式，且核外有9个原子轨道。下列说法错误的是( ) X Y M Z A．M元素原子的价层电子排布为 B．Y基态原子核外有三个未成对电子 C．X基态原子核外电子的运动状态有6种 D．Z元素在周期表的第四周期ⅣA族 11．（24-25高二上·北京大兴·期末）下列关于元素或物质性质的比较中，不正确的是( ) A．第一电离能：Si>Al>Mg>Na B．原子半径：F<O<Mg<Na C．还原性：K>Na>Mg>Al D．稳定性：HI<HBr<HCl<HF 12．下列说法中，错误的是( ) A．和轨道形状均为哑铃形 B．元素周期表中，区全部是金属元素 C．、、轨道相互垂直，但能量相等 D．共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价 13．（24-25高二下·安徽蚌埠·期中）下列有关的相关说法错误的是( ) A．电子云轮廓图的形状相同 B．电子能量不同 C．电子云空间伸展方向不同 D．这两个轨道若填满电子，则M能层上至少有7个电子 14．下表列出了某短周期元素的部分电离能（用、……表示，单位为）数据： 元素 X 578 1817 2745 11575 14830 元素的氧化物的化学式最可能是( ) A． B．XO C． D． 15．我国科研工作者研究的金属-氮-碳优异电催化CO2 还原催化剂取得新进展。回答下列问题： (1)14C 可用于考古，该基态原子价层电子轨道表示式为 。 (2)研究发现钴-氮-碳优异电催化CO2 还原催化剂活性最高，金属钴的核外电子排布式为 ；基态Co中未成对电子数为 。 (3)基态N原子中，电子占据的最高能层符号为 ，该能层具有的原子轨道数为 ，电子数为 。 (4)基态铝原子核外共有 种不同能级的电子，有 种不同运动状态的电子。 能力提升 1．短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,X原子的2p轨道上有3个电子,Z是元素周期表中电负性最大的元素,W与Y同主族。下列说法正确的是( ) A．原子半径:r(W)>r(Z)>r(Y)>r(X) B．X的氧化物的水化物一定是强酸 C．非金属性：Z>Y>X>W D．W的简单氢化物的热稳定性比Y的强 2．（24-25高二上·重庆·期末）前四周期元素A、Q、R、W、Y原子序数依次增大，A为s区唯一非金属元素，Q是第二周期中未成对电子数最大的元素，W的核电荷数为R的2倍，且R、W同主族，Y+的d轨道处于全充满状态。下列说法不正确的是( ) A．简单离子半径：W>Q>R B．QR2与A2R可发生化合反应 C．工业上可采用热还原法冶炼Y的单质 D．仅含A、Q、W的某种盐既能与酸反应，又能与碱反应 3．草酸铁铵的制备原理为Fe(OH)3＋3NH4HC2O4===(NH4)3Fe(C2O4)3＋3H2O，常用于摄影和蓝色印刷等。下列说法正确的是(　　) A．草酸铁铵中的组成元素的第一电离能关系为O>N>C>Fe>H B．铁元素与铜元素均属于过渡元素，且均在元素周期表的ds区 C．草酸铁铵中的组成元素的电负性关系为O>N>C>H>Fe D．NH4HC2O4中组成元素的原子半径大小关系为O>N>C>H 4．的波恩-哈珀（Bom-Haber）循环如图所示。已知：元素的一个气态原子获得电子成为气态阴离子时所放出的能量称为电子亲和能。下列有关说法正确的是( ) A．Cl的第一电子亲和能为 B．Na的第一电离能为 C．Cl—Cl键的键能为 D．   5．X、Y、Z、M、Q、R是元素周期表前四周期的元素，且原子序数依次增大，其相关信息如下表所示： 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电子总数相同 Z 形成的氧化物和强酸、强碱都可以反应 M 基态原子的最外层p轨道上有两个电子的自旋方向与其它电子的自旋方向相反 Q 前4周期元素原子核外电子排布中未成对电子数最多的元素 R 基态R3＋核外3d轨道为半充满状态 (1)写出元素Q的基态原子的外围电子轨道表示式是___________________。 (2)X、Y、Z三种元素的原子半径由小到大的顺序是____________(用元素符号表示) (3)M元素基态原子中能量最高的电子的电子云在空间有________个伸展方向，原子轨道呈________形。 (4)小范同学写了某基态原子的两个外围电子的表达式，分析其分别违背了什么原理： ①3s13p4：________________________， ②：________________。 (5)元素R可形成R2＋和R3＋，其中较稳定的是R3＋，从原子结构角度解释原因是 ________________________________________________________。 6．下表为元素周期表的一部分，列出10种元素在周期表中的位置。用化学符号回答下列问题： ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 第2周期 ⑥ ⑦ 第3周期 ① ③ ⑤ ⑧ ⑩ 第4周期 ② ④ ⑨ (1)10种元素中，化学性质最不活泼的是________。 (2)①、③、⑤三种元素最高价氧化物对应的水化物中，碱性最强的是________。 (3)②、③、④三种元素形成的离子，离子半径由大到小的顺序是________。 (4)元素⑦的氢化物常温下和元素⑧的单质反应的离子方程式为： ________________________________________________。 (5)①和⑨两种元素形成化合物的化学式为________，该化合物溶液与元素⑧的单质反应的化学方程式为_____________________________________________________。 (6)已知元素的电负性与元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性。 元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 1.5 2 1.5 2.5 2.8 4 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7 试结合元素周期律知识完成下列问题： ①根据上表给出的数据，推测元素的电负性的变化规律是：__________________________________， _______________________________。 ②预测Br与I元素电负性的大小关系________，前四周期中，电负性最小的元素是________。 1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题1 揭示物质结构的奥秘 专题2 原子结构与元素性质 复习讲义 复习目标 1．能结合已有知识描述常见物质的结构，分析物质结构与其性质之间的关系。 2．能从微观结构出发解释或预测物质的宏观性质。 3．认识物质结构研究的两种范式及其相互关系。 4．能举例说明物质结构的研究方法在物质结构研究中所起的重要作用。 6．能说明原子结构模型发展演变的历程。 7．能用轨道和能级概念描述核外电子的运动状态。 8．能举例说明原子核外电子排布的构造原理。 9．能电子排布式和轨道表示式表征1~36号元素基态原子的核外电子排布。 10．理解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。 11．能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分。 12．能说出元素电离能、电负性的含义，能从电子排布的角度理解和解释主族元素第一电离能、电负性的变化规律。 13．能用元素的第一电离能、电负性说明元素的某些性质。 14．能利用元素周期表和元素周期律判断元素的性质。 重点和难点 重点：从微观结构出发解释或预测物质的宏观性质；物质结构研究的方法；核外电子的运动特征；构造原理和核外电子的排布规律；核外电子排布与元素周期表的关系；元素周期表的分区；元素第一电离能和电负性的变化规律及应用。 难点：核外电子运动状态的描述方法；核外电子排布的表示方法；未成对电子数目的判断；核外电子排布与元素周期表的关系；元素电离能的应用；元素的综合推断。 █知识点一 物质结构的研究内容 1．原子结构与元素性质的关系 (1)元素原子最外层电子排布的周期性是元素性质周期性变化的主要原因。 (2)原子结构与元素的金属性和非金属性强弱的关系： 原子半径越大，最外层电子数越少，失去电子能力越强，元素的金属性越强。 原子半径越小，最外层电子数越多，得到电子能力越强，元素的非金属性越强。 2．从化学键认识化学反应的本质及过程 (1)化学反应的本质：从一种结构（反应物）如何转变为另一种新的结构（生成物）。 (2)研究过程：对反应物、生成物的特征结构进行针对性研究 (3)研究目的：反应物中什么原子或原子团上的化学键容易发生断裂，继而在什么位置上生成新的化学键。 3．物质结构与性质的关系 (1)关系：物质的结构在很大程度上决定了物质的某些性质。 (2)物质结构与性质关系的研究过程 4．同位素、同素异形体和同分异构体的比较 同位素 同素异形体 同分异构体 定义 质子数相同，中子数不同的原子(核素) 由同一种元素组成的不同单质 分子式相同，结构不同的化合物 对象 原子 单质 化合物 表示其组成的化学用语 核素符号不同 一般用该非金属元素的元素符号表示其单质，有确切分子式的用分子式来表示。 分子式相同 结构 电子层结构相同 单质的组成或结构不同 不同 性质 物理性质不同，化学性质几乎相同 物理性质不同，化学性质相似 物理性质不同，化学性质不一定相同 易错提醒 化学键主要影响物质的化学性质，因为化学反应的本质就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。化学键强弱对物质性质的影响： (1)对于离子化合物，离子键的强弱影响物质的稳定性、熔沸点。 (2)对于共价化合物或非金属单质，共价键的强弱会影响物质的稳定性。 (3)对于金属晶体，金属键的强弱会影响熔沸点、单质的还原性和离子氧化性。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)物质的结构仅包括构成物质的微粒间的相互作用和分子的结构( × ) (2)物质随着人们的认识或研究的发展，经常发生一些小的变化( √ ) (3)物质有宏观和微观两个方面的认识，从宏观上说物质是由元素组成的，从微观上说物质是由分子构成的( × ) (4)原子失去电子数越多，金属性越强，得电子数越多，非金属性越强( × ) 2．下列说法正确的是 (　　) A．红磷转化为白磷，属于物理变化 B．石墨导电，金刚石不导电，故二者不是同素异形体 C．氧气和臭氧的分子式不同，性质相同 D．硫有S2、S4、S6等单质，它们都是硫的同素异形体 答案　D 3．下列说法正确的是(　　) A．通常情况下，氮气的性质不活泼是因为氮元素的非金属性很弱 B．1H216O和2H218O表示不同的水分子 C．红磷因P—P键弯曲具有较大的张力，所以有很高的反应活性 D．水很稳定(1 000 ℃以上才会部分分解)是因为水分子间存在大量的氢键 答案　B 解析　通常情况下，氮气的性质不活泼是因为氮气分子中含有N≡N键，很稳定，故A错误；白磷因P—P键弯曲具有较大的张力，易断裂，所以有很高的反应活性，故C错误；水很稳定是因为水中含有的H—O键非常稳定，与水分子间存在氢键无关，故D错误。 █知识点二 物质结构研究的范式与方法 1．物质结构研究的范式 物质结构研究有两种常见的范式：归纳范式和演绎范式。 (1)归纳范式的过程为“从个别到一般”。即：根据事实进行概括归纳，抽象出共同点，上升为本质规律。 (2)演绎范式的过程通常为“从一般到个别”。即从某一个一般结论出发，向从属于这一结论的多个要素进行推理的过程。 (3)归纳和演绎的关系 ①归纳和演绎的使用 一般先归纳后演绎。“实验——假说——理论——新实验”的本质就是从个别到一般，再到个别的过程。 ②归纳和演绎的关系 归纳需要演绎作指导，以解决归纳研究的目的性、方向性和结果的正确性问题；演绎需要归纳提供前提。 在演绎的指导下归纳，在归纳的基础上演绎，两者相互联系、互为前提。 2．物质结构的研究方法 常用的方法有科学假设和论证、实验、模型建构等。 (1)科学假设和论证 (2)实验方法 化学是一门以实验为基础的学科，人们往往需要借助实验观测的事实对假设的正确与否进行检验。 (3)模型方法 科学家运用一定逻辑推理与模型思维对实验结果进行处理。模型既可以是对原型的简化和纯化、抽象和近似，也可以是结合某种理论形态下建立的思维模型。 效果检测 1．根据要求回答下列问题： (1)根据甲烷、乙烷、丙烷的分子式，归纳出链状烷烃的分子通式为______________；根据乙炔、丙炔的分子式，归纳出链状单炔烃的分子通式为_____________。 (2)根据常见有机物的分子结构，可归纳出基本的价键规律：在共价分子的结构式中，连接碳原子、氮原子、氧原子、氢原子的短线数依次为________、________、________、________。 (3)根据第3周期元素原子半径的变化规律，结合核外电子排布的变化规律，归纳出同周期元素原子半径的变化规律为___________________________________________。 (4)铷(Rb)是第5周期的碱金属元素，比较铷、钙最高价氧化物的水化物碱性的强弱：RbOH________Ca(OH)2。 (5)烷烃________溶于水，乙醇、乙酸________溶于水，硬脂酸________溶于水；氨、氯化氢________溶于水，四氯化碳________溶于水。 (6)由甲烷的性质可知甲苯在光照条件下与氯气反应可生成________种有机物。 答案　(1)CnH2n＋2(n≥1)　CnH2n－2(n≥2) (2)4　3　2　1 (3)随原子序数增大，半径减小(稀有气体元素除外) (4)大于　(5)不　易　不　极易　不 (6)3 2．1909年，新西兰出生的物理学家——卢瑟福把一束变速运动的α粒子(质量数为4的带2个正电荷的质子粒)射向一片极薄的金箔，他惊奇地发现，过去一直认为原子是“实心球”，而由这种“实心球”紧密排列而成的金箔，竟让大多数α粒子畅通无阻地通过，就像金箔不在那儿似的，但也有极少量的α粒子发生偏转或被笔直地弹回。 (1)根据以上实验现象能得出关于金箔中金原子结构的一些结论，试写出其中的三点： ①原子中存在________，且只占原子体积的很小一部分。 ②金原子核带________电荷，且电荷数远大于α粒子的电荷数，两者产生静电________作用。 ③金原子的质量远________(填“大于”“小于”或“等于”)α粒子的质量。 (2)这是利用了物质结构研究的什么方法？__________________________。 答案 (1)①原子核　②正　排斥　③大于　(2)实验法 解析 (1)极薄的金箔，竟让变速运动的大多数α粒子畅通无阻地通过，证明原子不是实心的球体，内部有“广阔”的空间。有极少数α粒子被笔直地弹回，证明了原子核的存在，但占原子极小的体积，否则大部分α粒子不能畅通无阻地通过；同时证明金原子核的质量远大于α粒子的质量，否则金原子核将有被α粒子弹出的可能；还能证明金原子核所带电荷种类与α粒子相同，否则两者就会相互吸引；又能证明金原子核所带电荷数远大于α粒子，否则偏转的就不会是α粒子，而是金原子核。 (2)此方法是实验法。(3)从科学态度上进行回答。 █知识点三 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。由于卢瑟福对原子结构研究的杰出贡献，人们称他为“原子之父”。 (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： 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)道尔顿的近代原子论是基于实验证据建构和优化模型提出的(　×　) (2)玻尔认为，原子轨道的能量变化是不连续的，即量子化的(　√　) (3)在电子云图中，1个小点代表一个电子(　×　) 2．下列说法正确的是(　　) A．电子云表示电子在原子核外运动的轨迹 B．“量子化”就是不连续的意思，微观粒子运动均有此特点 C．玻尔理论不但成功解释了氢原子光谱，而且还能推广到其他原子光谱 D．通常用小点来表示电子绕核做高速圆周运动 答案　B 解析　A项，电子云表示电子在原子核外空间出现的机会大小，不是表示电子运动的轨迹；C项，玻尔理论成功地解释了氢原子光谱，但对解释多电子原子的光谱却遇到困难。 █知识点四 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。 【特别提醒】 (1)某电子层的轨道类型数＝电子层序数(n)。 (2)某电子层的轨道数＝电子层序数的平方(n2)。 (3)s、p、d、f轨道的轨道数目分别为1、3、5、7。 (4)每一个原子轨道最多容纳2个电子。 (5)每一个电子层最多容纳的电子数为2n2(n为电子层序数)。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)2px、2py、2pz轨道相互垂直，但能量相等(　√　) (2)2p、3p、4p轨道的轨道数依次增多(　×　) (3)2p轨道和3p轨道的形状相同，能量也相同(　×　) 2．(1)M电子层的轨道类型有_____种，轨道数为______，包含的原子轨道的能量由低到高的顺序是______________。 (2)氧原子有_____个核外电子，核外电子填充的原子轨道顺序是__________________。 答案 (1)4 9 3s、3p、3d (2)8 1s、2s、2p 3．回答下列问题： (1)在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是________(填字母，下同)。 a．最易失去的电子能量最低 b．同一个电子层上的不同能级上的原子轨道，能量大小不同 c．在离核最近区域内运动的电子能量最低 (2)下列说法正确的是________。 A．一个原子轨道上只能有1个电子 B．处在同一原子轨道上的电子运动状态完全相同 C．处在同一电子层上的电子(基态)能量一定相同 D．处在同一能级中的电子(基态)能量一定相同 (3)比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。 ①1s，3d________；②3s，3p，3d________； ③2p，3p，4p________；④3px，3py，3pz________。 (4)基态铝原子核外电子云有________种不同的伸展方向，共有________种不同能级的电子，有______种不同运动状态的电子。 答案　(1)a　(2)D　(3)①1s<3d　②3s<3p<3d ③2p<3p<4p　④3px＝3py＝3pz　(4)4　5　13 █知识点五 构造原理和核外电子排布的表示方法 1．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。 2．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。 3．核外电子排布的表示方法 (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。例如： 16S：[Ne]3s23p4 21Sc：[Ar]3d14s2 (2)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 (3)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： 4．多电子原子的原子轨道的能量顺序的特殊性 (1)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。 ①铬原子的核外电子排布式是[Ar]3d5 4s1，因为3d54s1均为半充满结构，更稳定。 ②铜原子的核外电子排布为[Ar]3d104s1和[Ar]3d9 4s2，因为3d104s1一个全充满，一个半充满，更稳定。 (2)多电子原子的原子轨道的能量高低顺序，是概括了大量实验事实后总结出的一般规律，适用于绝大多数原子的核外电子排布。然而，第5、6、7周期的某些元素的原子核外电子排布的实验测定结果。因此，原子的核外电子排布，要以实验测定的结果为准。 【特别提醒】 电子式、原子结构示意图、电子排布式、外围电子排布式、轨道表示式均能反映原子结构，其中轨道表示式不仅能表示出原子的核外电子排布的电子层、能级和原子轨道，还能表示出这些电子的自旋状态，对电子运动状态四个方面都进行了描述，最为详尽。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)Mg2＋的轨道表示式：(　√　) (2)C的电子排布式：1s22s12p3(　×　) (3)15P原子的电子排布式写成1s22s22p63s23p3p(　×　) (4)3d6的轨道表示式为(　×　) 2．下列原子或离子的电子排布式或轨道表示式正确的是________(填序号，下同)，违反能量最低原理的是__________，违反洪特规则的是__________，违反泡利不相容原理的是________________。 ①Ca2＋：1s22s22p63s23p6 ②F－：1s22s23p6 ③P： ④Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 ⑤Mg2＋：1s22s22p6 ⑥C： 答案　①④⑤　②　③　⑥ 解析　根据核外电子排布规律知，②中错误在于电子排满2s轨道后应排2p轨道，而不是3p轨道，正确的应为1s22s22p6；③中没有遵循洪特规则——电子在同一能级的不同轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道并且自旋状态相同，正确的应为 ；⑥违反泡利不相容原理，正确的应为 。 3．按要求填空： (1)Cu的原子结构示意图为________________。 (2)P的外围电子排布式为_________________。 (3)Ni的电子排布式为____________________。 (4)N的轨道表示式为_____________________。 (5)X元素的外围电子排布式是4s24p5，X的元素符号是__________。 答案 (1) (2)3s23p3 (3)1s22s22p63s23p63d84s2 (4) (5)Br █知识点六 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．原子光谱的应用 (1)通过原子发射光谱或吸收光谱检测元素，称为光谱分析。 (2)许多金属元素都可以发生焰色反应，焰色反应的形成原因是基态原子吸收能量，电子从基态跃迁到激发态后，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，将能量以光的形式释放出来。焰色反应属于物理变化。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)霓虹灯光、激光、萤光都与原子核外电子跃迁吸收能量有关(　×　) (2)产生激光的前提是原子要处于激发态(　√　) (3)电子跃迁时只吸收能量(　×　) (4)同一原子处于激发态时的能量一定高于基态时的能量(　√　) 2．下列现象与核外电子的跃迁有关的是___________ ①霓虹灯发出有色光　②棱镜分光　③激光器产生激光　④石油蒸馏　⑤凸透镜聚光　⑥燃放的焰火，在夜空中呈现五彩缤纷的礼花　⑦日光灯通电发光　⑧冷却结晶 答案　①③⑥⑦ 解析　①霓虹灯发出有色光，因为灯管中的稀有气体原子发生电子跃迁，释放能量，发射出不同颜色的光，正确；②棱镜分光是由于不同色彩的光在玻璃中的折射率不同引起的，与电子跃迁无关，错误；③激光的产生就是在外部刺激的情况下，很多高能的电子同时释放相位和能级相同的能量，这些能量成为颜色一样的光子，有的在激光器内反射，继续与电子碰撞，释放更多的与它相同的光子，有的离开激光器，形成激光，与电子跃迁有关，正确；④石油蒸馏是利用石油中各成分的沸点不同加以分离，与电子跃迁无关，错误；⑤凸透镜聚光是由光的折射形成的，与电子跃迁无关，错误；⑥燃放的焰火，是因为不同金属元素发生电子跃迁，释放能量，形成不同颜色的光，正确；⑦日光灯通电发光，是因为原子受到激发时电子会释放出可见光子，与电子跃迁有关，正确；⑧冷却结晶，是由于温度降低，物质的溶解度减小，析出溶质，与电子跃迁无关，错误。 █知识点七 原子核外电子排布的周期性与元素周期表的分区 1．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 a．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。 b．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。 2．原子核外电子排布与元素周期表 (1)元素周期表周期的划分 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。 (2)元素周期表族的划分 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 － － 【易错提醒】 (1)外围电子不一定是最外层电子，只有主族元素的外围电子才是最外层电子。对于过渡元素还包括部分内层电子。 (2)元素的外围电子数不一定等于其所在族的族序数，对主族元素成立，部分过渡元素不成立。 (3)同一族元素的外围电子排布不一定相同，如He和Ne等。 3．元素周期表的分区 (1)元素周期表的分区 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。 ①s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。 ②p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。 ③d区：包含ⅢB～ⅦB、Ⅷ族的元素。 ④ds区：包含ⅠB和ⅡB族的元素。 ⑤f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 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)外围电子一定是最外层电子(　×　) (2)元素的外围电子数一定等于其所在族的族序数(　×　) (3)同一族元素的外围电子数一定相同(　×　) (4)基态原子的N层上只有一个电子的元素，一定是第ⅠA族元素(　×　) (5)原子的外围电子排布为(n－1)d6～8ns2的元素一定是过渡元素(　√　) (6)最外层电子数为2的元素都分布在s区(　×　) (7)元素周期表的d区全部是副族元素(　×　) (8)过渡元素包括d区、f区、ds区的元素(　√　) (9)所有金属元素都分布在d区和ds区(　×　) 2．某元素原子最外层只有1个电子，最高电子层n＝4。 (1)符合上述条件的元素，可以有________种；原子序数分别为___________________。 (2)写出相应元素原子的电子排布式，并指出在周期表中的位置 _____________________________________________________________ _____________________________________________________________ _____________________________________________________________。 答案　(1)3　19、24、29 (2)K：[Ar]4s1，第4周期ⅠA族；Cr：[Ar]3d54s1，第4周期ⅥB族；Cu：[Ar]3d104s1，第4周期ⅠB族 解析　(1)题给元素原子最高电子层n＝4，最外层只有一个电子，则该电子在4s轨道上，所以最外层电子排布式为4s1。次外层：当最外层已经填入电子时，次外层的3s和3p应已充满；而3d轨道的电子数可为0、5、10。这三种情况的原子序数分别为19、24和29，即K、Cr和Cu三种元素。 3．下列关于元素在元素周期表中的位置以及元素原子的外围电子排布特点的有关叙述正确的是(　　) A．Cu位于元素周期表中第4周期ⅠB族，属于ds区元素 B．O的基态原子中，2p能级为半充满，属于p区元素 C．基态最外层电子排布式为4s1的元素一定属于ⅠA族 D．基态最外层电子排布式为ns2np1，该元素可能是ⅢA族或ⅢB族 答案　A 解析　氧元素的2p能级有4个电子，不是半充满，故B错误；最外层电子排布式为4s1，该元素不一定位于ⅠA族，铜的最外层电子排布式为4s1，但铜属于ⅠB族，故C错误；最外层电子排布式为ns2np1，该元素位于ⅢA族，故D错误。 █知识点八 元素第一电离能的周期性变化 1．第一电离能 (1)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。 (2)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，但是ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA。 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。 2．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。 【特别提醒】 (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。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小(　√　) (2)同一元素的第一电离能比第二电离能大(　×　) (3)同周期元素的第一电离能随着原子序数的增加大体上呈现增大的趋势(　√　) (4)第一电离能越大的原子失电子的能力越强(　×　) 2．比较下列元素的第一电离能大小： (1)N、O、F _____________ (2)He、Ne、Ar _______________ (3)Na、Mg、Al ____________ (4)F、Cl、Br ________________ 答案 （1）F>N>O （2）He>Ne>Ar （3）Mg>Al>Na （4）F>Cl>Br 3．元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu＝1959kJ•mol﹣1，INi＝1753kJ•mol﹣1，ICu＞INi的原因是 _________________________________________________________。 答案 Cu+电子排布呈全充满状态，比较稳定，失电子需要能量高，第二电离能数值大。 █知识点九 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。 【易错提醒】 (1)不能把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 (2)不是所有电负性差值大于1.7的元素间都形成离子键，电负性差值小于1.7的元素间都形成共价键，如Na的电负性为0.9，H的电负性是2.1，F的电负性是4.0，Na与H的电负性差值为1.2，NaH中存在离子键，H与F的电负性差值为1.9，而HF中存在共价键。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)电负性是相对的，所以没有单位(　√　) (2)金属元素的电负性较小、非金属元素的电负性较大(　√　) (3)电负性小于1.8的元素一定是金属元素(　×　) (4)元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强(　√　) 2．一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值如下表，判断下列化合物： ①NaF ②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 (1)属于共价化合物的是___________(填序号，下同)。 (2)属于离子化合物的是__________。 答案　(1)②③⑤⑥　(2)①④ 解析　根据表格中的数据分别分析上述各化合物中两种元素的电负性的差值与1.7作比较，得出结论。 █知识点十 元素周期表的应用 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： ①锂和镁的相似性： a．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； b．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； c．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。 ②铍和铝的相似性： a．单质在冷的浓硝酸中钝化； b．氧化物、氢氧化物都有两性； c．氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。 ③硼和硅的相似性： a．硼和硅的密度分别为2.35 g·cm－3和2.336 g·cm－3，两者相近； b．硼和硅的简单气态氢化物都能直接被氧气氧化； c．最高价氧化物的水化物都是弱酸等。 效果检测 1．根据元素周期表1～18号元素的性质和递变规律，回答下列问题。 (1)属于金属元素的有____种，金属性最强的元素与氧气反应生成的化合物有_________、________(填两种化合物的化学式)； (2)原子半径最大的元素是(稀有气体除外)_______，第一电离能最小的元素是______，第一电离能最大的元素是______，最强的含氧酸是________，最稳定的气态氢化物是________； (3)原子中p轨道半充满的元素是________； (4)推测Si、N最简单氢化物的稳定性：__________大于_________(填化学式)。 答案 (1)5 Na2O、Na2O2 (2)Na Na He HClO4 HF (3)N、P (4)NH3 SiH4 2．如图是元素周期表的简略框架。 (1)按外围电子排布，可把元素划分成五个区，不全是金属元素的区为________。 (2)根据氢元素最高正化合价与最低负化合价的绝对值相等，还可以把氢元素放在元素周期表中的________族；有人建议将氢元素放在元素周期表的ⅦA族，请写出支持这一观点的一个化学事实____________________________。 (3)上表中元素①②原子的最外层电子排布式分别为______________、________________；比较元素①与元素②的下列性质(填“＞”或“＜”)。 原子半径：①______②；电负性：①________②； 金属性：①______②；第一电离能：①______②。 (4)某短周期元素的最高正化合价为＋7，其原子结构示意图为________________。 答案 (1)s区和p区 (2)ⅣA　氢原子得到一个电子后最外电子层达到稳定结构(或氢分子的结构式为H—H或与碱金属元素形成离子化合物M＋[∶H]－或NaH的存在等合理答案均可) (3)3s2　3s23p1　>　<　>　> (4) 解析 (1)金属元素与非金属元素的分界线是非金属元素硼、硅、砷、碲、砹与金属元素铝、锗、锑、钋之间的分界线。按电子填充顺序把元素周期表划分为五个区，即s区、p区、d区、ds区和f区，其中s区中的氢以及p区大部分元素都不是金属元素。(2)ⅣA族元素的最高正化合价与最低负化合价绝对值相等；氢原子得到1个电子后达到稳定结构，这一特点同ⅦA族元素相同。(3)由①和②在元素周期表中的位置可以确定它们分别为Mg和Al，其最外层电子排布式分别为3s2和3s23p1。利用同周期元素性质的递变规律可知：原子半径Mg＞Al，金属性Mg＞Al，电负性Al＞Mg。Mg为ⅡA族元素、Al为ⅢA族元素，ⅡA族元素的第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大，故第一电离能Mg＞Al。(4)短周期元素的最高正化合价为＋7的元素应为ⅦA族元素，氟元素无正化合价，所以该元素为氯元素。 █考点一 核外电子的运动特征及描述方法 【例1】下列关于电子层与原子轨道的说法正确的是(　　) A．不同电子层中的s原子轨道的能量相同 B．原子核外电子的每一个电子层最多可容纳的电子数为n2 C．每种类型的原子轨道里最多可容纳的电子数与原子轨道数目相等 D．电子层中所含有的原子轨道类型数等于该电子层序数 答案　D 解析　A项，不同电子层中的s原子轨道的能量不同，电子层序数越大，能量越高；B项，每一个电子层最多可容纳的电子数为2n2；C项，每种类型的原子轨道里最多可容纳的电子数是原子轨道数目的 2倍。 解题要点 (1)原子轨道的图形描述 ①s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。 ②p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)电子运动状态描述 其中电子的能量高低由“层”、“形”两个方面决定，电子所处的原子轨道是由“层”、“形”、“伸”三个方面确定的；电子的运动状态则由“层”、“形”、“伸”、“旋”四个方面决定。 (3)不同原子轨道能量高低的关系 【变式1-1】如图是s能级和p能级的原子轨道图，下列说法正确的是(　　) A．s能级和p能级的原子轨道形状相同 B．每个p能级都有6个原子轨道 C．s能级的原子轨道半径与电子层序数有关 D．钠原子的电子在11个原子轨道上高速运动 答案　C 解析　s轨道为球形，p轨道为纺锤形，A项错误；每个p能级只有3个原子轨道，B项错误；电子层序数越小，s能级的原子轨道半径越小，C项正确；钠原子的电子在6个原子轨道上做高速运动，D项错误。 【变式1-2】回答下列问题： (1)可正确表示原子轨道的是________(填字母)。 A．2s B．2d C．3p D．3f (2)基态Cl－核外电子的运动状态共________种。 (3)基态Si原子中，电子占据的能量最高电子层符号为________，该电子层具有的原子轨道数为________，实际容纳的电子数为________。 答案　(1)AC　(2)18　(3)M　9　4 解析　(1)L电子层只有s、p能级，M电子层只有s、p、d能级，故选AC。(2)Cl－有18个电子，每个电子运动状态不同，共18种运动状态。(3)根据核外电子排布规律，能量高的在离核远的电子层运动，基态Si原子有K、L、M三个电子层，电子占据的能量最高电子层为M层。该层有1个3s轨道、3个3p轨道和5个3d轨道共9个轨道，Si原子M层实际容纳的有4个电子。 █考点二 构造原理与电子排布式 【例2】下列有关碳原子的轨道表示式中，能量最低的是(　　) A． B． C． D． 答案　D 解析　根据洪特规则，原子的核外电子在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低。A中2p轨道上两个电子挤在同一个轨道上，B、C中两个轨道上电子的自旋状态相反，均与洪特规则相违背，只有D中的排布符合洪特规则，能量最低。 解题要点 (1)核外电子在原子轨道上的排布遵循的三个原理间的关系： 在不违反泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布应使整个原子体系的能量最低。我们称原子的最低能量状态为原子的基态，能量高于基态的状态为激发态。 (2)基态原子核外电子在原子轨道上的排列顺序 (3)能级交错现象：三层以上的电子层中出现能级交错现象，对核外电子排布的影响很大。 能量顺序按照1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……，即按照ns (n－2)f (n－1)d np顺序排列。 (4)在核外电子的排布中，排在同一轨道上的两个电子，自旋方向相反；而自旋方向相同的电子，必然处于不同的轨道上。可以这样理解：在同一原子中，没有运动状态完全相同的两个电子存在，原子核外有几个电子，就有几种运动状态。 (5)原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，将尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低。 如2p3的轨道表示式为：而不是或。 (6)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。 如Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54S1，3d和4s轨道均为半充满状态，原子较为稳定；又如Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，3d轨道为全充满，4s轨道为半充满状态，原子较为稳定。 (7)第5、6、7周期的某些元素的原子核外电子排布的实验测定结果，并不符合图2-7所示的原子核外电子排布的轨道能量顺序。因此，原子的核外电子排布，要以实验测定的结果为准。 【变式2-1】某元素的原子基态时有7个电子处于3d轨道上，则该元素的原子序数为______，该元素原子的d轨道上的未成对电子有______个。 答案 27 3 解析 依据核外电子排布原子，该元素的电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2，故该元素的原子序数为27；根据洪特规则，3d轨道上位成对电子有3个。 【变式2-2】写出15P、25Mn的轨道表示式，并按要求填空。 (1)15P：_________________________________，有______个电子对，有____个单电子。 (2)25Mn：_______________________________________________________，有________种空间运动状态，有________个单电子，属于半充满状态。 答案　 6　3 15　5 █考点三 元素基态原子中未成对电子数目的判断 【例3】填写下列空白： (1)元素Mn和O中，基态原子核外未成对电子数较多的是________。 (2)基态Ge原子有________个未成对电子。 (3)基态Ni原子的3d能级上的未成对电子数为________。 (4)Cu的外围电子轨道表示式为______________，基态Cu原子有________个未成对电子。 答案　(1)Mn　(2)2　(3)2 (4) 　1 解析　(1)Mn的外围电子排布式为3d54s2，轨道表示式为，未成对电子数为5，氧的外围电子轨道表示式为 ，未成对电子数为2。(2)Ge的外围电子排布式为4s24p2，轨道表示式为 ，未成对电子数为2。(3)Ni的外围电子排布式为3d84s2，轨道表示式为，未成对电子数为2。(4)Cu的外围电子排布式为3d104s1，轨道表示式为，未成对电子数为1。 解题要点 (1)成对电子和未成对电子 ①未成对电子：一个原子轨道中只有一个电子时，该电子即为未成对电子，又称单电子。 耳热成对电子：一个原子轨道中的2个自旋状态相反的电子称为成对电子。 (2)1～36号元素中，原子核外外围电子排布中的未成对电子数与电子排布之间的关系 ①有1个未成对电子的排布式为ns1、ns2np1、ns2np5、3d14s2、3d104s1。 ②有2个未成对电子的排布式为ns2np2、ns2np4、3d24s2、3d84s2。 ③有3个未成对电子的排布式为ns2np3、3d34s2、3d74s2。 ④有4个未成对电子的排布式为3d64s2。 ⑤有5个未成对电子的排布式为3d54s2。 ⑥有6个未成对电子的排布式为3d54s1。 (3)ⅠA、ⅢA、ⅦA族→1个未成对电子，ⅣA、ⅥA族→2个未成对电子，ⅤA族→3个未成对电子(主族元素原子中未成对电子数最多)，ⅡA族、0族→不含未成对电子。 (4)1～36号元素基态原子中，含未成对电子数最多的为24Cr(外围电子排布式为3d54s1)，共有6个未成对电子。 【变式3-1】按要求填空。 (1)下列微粒基态的电子排布中未成对电子数最多的是________(填字母)。 a．N3－　　b．Fe3＋　　c．Cu　　d．Cr　　e．C (2)与铜同周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与铜原子相同的元素有________种。 (3)基态铬原子的外围电子排布式是______________________________，这样排布使整个体系能量降低，原因是_____________________________________________________________。 (4)基态砷原子的外围电子排布式为________，其原子核外有________个电子层，________个原子轨道，其原子轨道达到全充满状态的个数是________，与其同周期元素基态原子与砷原子未成对电子数相同的元素还有________种。 (5)短周期元素中，原子处于基态时具有1个未成对电子的元素共有________种。 答案　(1)d　(2)4　(3)3d54s1　3d轨道和4s轨道上的电子均为半充满稳定结构 (4)4s24p3　4　18　15　2　(5)7 解析　(1)N3－、Fe3＋、Cu、Cr、C的基态原子或离子的外围电子排布式分别为2s22p6、3d5、3d104s1、3d54s1、2s22p2，未成对电子数分别为0个、5个、1个、6个、2个，基态Cr原子的未成对电子数目最多。(2)铜元素基态原子的外围电子排布式为3d104s1，有1个未成对电子，Cu位于第4周期，第4周期元素基态原子未成对电子数为1的原子，外围电子排布式为4s1、3d14s2、3d104s1、4s24p1、4s24p5，故除Cu外还有4种。(3)铬的原子序数为24，铬原子的外围电子排布式为3d54s1，3d和4s轨道上的电子均为半充满状态时，原子能量最低。(4)砷的原子序数为33，基态砷原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，外围电子排布式为4s24p3，共有4个电子层18个原子轨道，原子轨道达到全充满状态的个数为15。基态砷原子核外有3个未成对电子，第4周期元素基态原子未成对电子数为3的外围电子排布式为3d34s2、3d74s2、4s24p3，除砷外，还有2种元素。(5)短周期元素中，原子处于基态时具有1个未成对电子，其外围电子排布应为ns1、ns2np1、ns2np5。在1到18号元素中，有H(1s1)、Li(1s22s1)、B(1s22s22p1)、F(1s22s22p5)、Na(1s22s22p63s1)、Al(1s22s22p63s23p1)、Cl(1s22s22p63s23p5)共7种元素。 █考点四 核外电子排布与元素周期表的关系 【例4】若某原子的基态外围电子排布式为4d15s2，则下列说法正确的是(　　) A．该元素位于周期表中第5周期ⅢB族 B．该元素原子外围电子数为2 C．该元素为非金属元素 D．该元素原子N电子层共有8个电子 答案　A 解析　该元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2，该元素位于周期表中第5周期ⅢB族，故A正确；该原子的外围电子排布式为4d15s2，所以该元素原子外围电子数为3，故B错误；该元素是金属元素，故C错误；N层的电子排布为4s24p64d1，共有9个电子，故D错误。 解题要点 (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)根据核外电子的排布分区 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 (氦除外) 除惰性气体外，最外层电子参与反应 d区 ⅢB～ⅦB族、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2(钯除外) d轨道不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 金属元素 f区 ⅢB族 (n－2)f0～14 (n－1)d0～2ns2 金属元素 【变式4-1】下列说法正确的是(　　) A．所有金属元素都分布在d区和ds区 B．最外层电子数为2的元素都分布在s区 C．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素 D．基态原子的p能级上半充满的元素不一定位于p区 答案　C 解析　s区除H外均为金属元素，A项错误；He、Zn等虽然最外层电子数为2，但却不是s区元素，B项错误；元素周期表中ⅢB族～ⅡB族为过渡元素，全部为金属元素，C项正确。 【变式4-2】已知下列元素基态原子的最外层电子排布式，其中不一定能表示该元素为主族元素的是(　　) A．3s23p1 B．4s2 C．2s2 D．4s24p5 答案　B 解析　该元素是Al，属于ⅢA族，故A不选；最外层电子排布式为4s2，第4周期的过渡元素很多最外层电子排布式都符合这一特点，但它们均不是主族元素，故B选；该元素是Be，属于ⅡA族，故C不选；该元素是Br，属于ⅦA族，故D不选。 █考点五 元素电离能的变化规律和应用 【例5】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)。关于元素R的下列判断中，错误的是(　　) I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 …… A．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 B．R元素位于元素周期表中ⅡA族 C．R元素的最高正化合价为＋2价 D．R元素第一电离能高于同周期相邻元素 答案　A 解析　从表中数据可以看出，元素的第一、第二电离能都较小，第三电离能剧增，可知易失去2个电子，最高化合价为＋2价，即最外层应有2个电子，应为ⅡA族元素，B、C正确；R元素可能是Mg或Be，电子排布式为1s22s2或1s22s22p63s2，A错误；同周期ⅡA族元素核外电子排布式为ns2，达稳定结构，所以R元素第一电离能大于同周期相邻元素，D正确。 解题要点 (1)元素第一电离能的变化规律 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)元素逐级电离能的变化规律 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…… (3)元素电离能的应用 ①比较元素金属性的强弱：一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强(但电离能异常元素除外)。 ②确定元素原子的核外电子层排布 元素的逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变即突然增大多倍，这是由于电子是分层排布的，主族元素几乎不会全部失去内层电子。 ③确定元素的化合价 如果电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，并且主族元素的最高化合价为＋n价(或只有＋n价、0价)。 【变式5-1】在下列给出的外围电子排布式中，对应元素的第一电离能最小的是(　　) A．3s23p3 B．3s23p5 C．3s23p4 D．3s23p6 答案　C 解析　同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但ⅡA族、ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素，同一主族元素中，其第一电离能随着原子序数的增大而减小。3s23p3属于ⅤA族元素、3s23p5属于ⅦA族元素、3s23p4属于ⅥA族元素、3s23p6属于0族元素，这几种元素都是第3周期元素，分别是P、Cl、S、Ar，其第一电离能大小顺序是Ar＞Cl＞P＞S，所以第一电离能最小的元素是S。 【变式5-2】(1)Mg元素的第一电离能比Al元素的第一电离能________，第2周期元素中，元素的第一电离能比铍大的元素有______种。 (2)碳原子的核外电子排布式为__________，与碳同周期的非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能，原因是__________________________________________。 (3)A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，写出B原子的电子排布式：___________________。 电离能/kJ·mol－1 I1 I2 I3 I4 A 932 1 821 15 390 21 771 B 738 1 451 7 733 10 540 (4)根据下表所列元素的各级电离能I/kJ·mol－1的数据，下列判断中错误的是________(填字母)。 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4 600 6 900 9 500 Y 580 1 800 2 700 11 600 A．元素X的常见化合价为＋1价 B．元素Y可能为ⅢA族元素 C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D．元素Y在化学性质上与锡相似 答案 (1)大　5　(2)1s22s22p2　N原子的2p轨道达到半充满结构，比较稳定　(3)1s22s22p63s2　(4)D 解析 (1)Mg的外围电子排布式为3s2，3s为全充满稳定结构；Al的外围电子排布式为3s23p1，3p轨道不是稳定结构。元素第一电离能Mg＞Al。第2周期元素的第一电离能比Be元素第一电离能大的元素有C、N、O、F、Ne共5种。(2)O原子和N原子的外围电子排布分别为2s22p4与2s22p3，N原子的2p轨道半充满，结构比较稳定，所以第一电离能大。(3)由A、B元素的各级电离能可看出，A、B两元素容易失去两个电子形成＋2价金属阳离子，故A、B元素属于ⅡA族的元素，由同主族元素电离能变化规律可知，B元素为镁元素，其原子的电子排布式为1s22s22p63s2。(4)根据数据分析：X中I2≫I1，可知X最外层只有1个电子，X常见化合价为＋1价，与Cl元素形成XCl，位于ⅠA族，A、C项正确；Y中I4≫I3，Y易呈＋3价，故Y最外层有3个电子，位于ⅢA族，B项正确；因为锡在ⅣA族，所以Y的化学性质不与锡相似， D项不正确。 █考点六 元素电负性的变化规律和应用 【例6】已知六种元素的电负性如表。一般认为，如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。某有机化合物A的结构简式为，下列有关说法正确的是(　　) H S N Al Cl Si 2.1 2.5 3.0 1.5 3.0 1.8 A．A中S和O的共用电子对偏向S B．A中S和N的共用电子对偏向N C．AlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物 D．在化合物SiH4中，Si的化合价是－4价 答案 B 解析 元素的电负性越大，元素原子对键合电子的吸引力越大；电负性越小，元素原子对键合电子的吸引力越小。由于O、S元素同一主族，O元素的电负性大于S元素，因此S和O的共用电子对偏向O，S元素的电负性小于N元素的电负性，即N元素对键合电子的吸引力大，因此S和N的共用电子对偏向N，A项错误，B项正确；AlCl3中Al和Cl的电负性差值为1.5，小于1.7，因此Al和Cl之间的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物，同理可知AlN和Al2S3都是共价化合物，C项错误；Si元素的电负性小于H元素的电负性，因此在SiH4中Si的化合价是＋4价，H为－1价，D项错误。 解题要点 1．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。 【变式6-1】下列关于电负性的叙述中，不正确的是（ ） A．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 B．电负性是以氟4.0作为标准的相对值 C．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 D．元素的电负性越大，元素的非金属性越强 答案 C 解析 第ⅡA族元素原子的ns轨道为全充满，第ⅤA族元素原子np轨道为半充满，第一电离能比相邻元素大。 【变式6-2】下列说法不能说明X的电负性比Y的大的是(　　) A．与氢化合时X单质比Y单质容易 B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强 C．X原子的最外层电子数比Y原子的多 D．X的单质可以把Y从其氢化物中置换出来 答案　C 解析　若X的电负性比Y的大，则表明X的非金属性比Y的强。A、B、D项均能说明X的非金属性比Y的强。原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，如氢元素的非金属性比镁元素的强，但镁原子的最外层电子数比氢原子的多，因此C项不能说明X的电负性比Y的大。 █考点七 元素的推断 【例7】下表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中正确的是(　　) A．W元素的第一电离能小于Y元素的第一电离能 B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同 C．p能级未成对电子最多的是W元素 D．Z元素是电负性最大的元素 答案　C 解析　根据五种元素所处位置，X、W、Y、R、Z五种元素分别为：F、P、S、Ar、Br。P元素的第一电离能比S元素的第一电离能要略大，Z的阴离子比R原子多一个电子层，A、B项错误。W元素的p能级上有3个未成对的电子，C项正确；X是所有元素中电负性最大的元素，D项错误。 解题要点 1．元素推断的一般思路 2．推断元素的常用方法 (1)利用元素原子或离子的核外电子排布推断 要注意一些元素原子核外电子排布的特殊性，如前18号元素中： ①族序数等于周期序数的元素：H、Be、Al。 ②族序数等于周期序数两倍的元素：C、S。 ③族序数等于周期序数三倍的元素：O。 ④周期序数等于族序数两倍的元素：Li。 ⑤周期序数等于族序数三倍的元素：Na。 ⑥第四周期元素中未成对电子数最多的元素是Cr。 (2)利用元素的特殊性质推断 ①最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：H、C、Si。 ②最高正价是最低负价绝对值三倍的短周期元素：S。 ③除H外，原子半径最小的主族元素：F。 ④第一电离能最大的主族元素：F；第一电离能最小的主族元素：Cs(放射性元素除外)。 ⑤电负性最小的主族元素：Cs(0.7)(放射性元素除外)；电负性最大的主族元素：F(4.0)。 ⑥同主族相邻两种元素的原子序数若具有2倍关系，则两种元素为O和S。 【变式7-1】短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是(　　) A．第一电离能：W＞X＞Y＞Z B．简单离子的还原性：Y＞X＞W C．简单离子的半径：W＞X＞Y＞Z D．氢化物水溶液的酸性：Y＞W 答案　C 解析　根据短周期主族元素Z与X形成淡黄色化合物Z2X2，结合所学元素化合物知识推断Z2X2是Na2O2，则X是O元素，Z是Na元素。基态O原子的核外电子排布式是1s22s22p4，电子总数是8，最高能级电子数是4，符合题意。再根据Y、W最外层电子数相同，且主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，可以判断Y、W分别是F元素、Cl元素。同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小，同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：F＞Cl，F＞O，A项错误；元素电负性由大到小的顺序是F、O、Cl，则单质得电子能力由强到弱的顺序也是F、O、Cl，因此简单离子的还原性由强到弱的顺序是Cl、O、F，B项错误；O、F、Na、Cl对应的简单离子中，Cl－电子层数最多，半径最大，O、F、Na对应的简单离子电子层数相同，原子序数越大，半径越小，故简单离子半径由大到小的顺序是Cl、O、F、Na，C项正确；F、Cl对应的氢化物分别是HF和HCl，HCl是强酸，HF是弱酸，D项错误。 【变式7-2】X、Y、Z、M、W为原子序数依次增大的5种短周期元素。X的质子总数与电子层数相同，Y、Z、M同周期且相邻，W原子核外电子数是M原子最外层电子数的2倍。Z与其同主族的短周期元素可形成常见气体甲。X、Y、Z 3种元素可形成化合物乙。下列说法不正确的是(　　) A．原子半径：W>Y>Z>M>X B．化合物乙是一种酸 C．电负性：M>Z>Y>W D．X分别与Y、Z、M、W形成的常见化合物中，稳定性最好的是XM 答案　B 解析　X、Y、Z、M、W为原子序数依次增大的5种短周期元素，其中X的质子总数与电子层数相同，说明X为H，Z与其同主族的短周期元素可形成常见的气体甲，可知Z为O，Y、Z、M同周期且相邻，因此Y为N，M为F，W原子核外电子数是M原子最外层电子数的2倍，所以W为Si，综上X为H，Y为N，Z为O，M为F，W为Si，甲为SO2，X、Y、Z 3种元素形成化合物乙，乙为HNO3、NH4NO3等，据此判断。 基础应用 1．下列图中所发生的现象与电子跃迁无关的是( ) A．节日里燃放的烟花 B．五彩的霓虹广告灯 C．蜡烛燃烧 D．平面镜成像 【答案】D 【详解】平面镜成像是光线反射的结果，与电子跃迁无关；霓虹灯广告、燃烧蜡烛、节日里燃放的焰火是原子的发射光谱，与原子核外电子发生跃迁有关；故选D。 2．下列有关元素周期表和元素周期律的说法正确的是( ) A．同一周期从左到右，元素的第一电离能依次增大 B．同一主族从上到下，元素的电负性依次减小 C．d区元素最后一个核外电子一定填充在s能级上 D．元素周期表中，s区、d区和区的元素是金属元素 【答案】B 【详解】A．同周期从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但是ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA，A错误；B．同一主族从上到下，元素的电负性依次减小，非金属性在减弱，B正确；C．d区元素最后一个核外电子可能填充在d能级上，如Ti，也可能填充在s能级上，如Cr，C错误；D．s区的元素中H元素是非金属元素，D错误；故选B。 3．如图是元素周期表中关于砷元素的信息，其中解读正确的是( ) A．砷原子的中子数为33 B．砷原子核外电子数为75 C．砷原子核外有7种不同能量的电子 D．砷原子最外层有5种不同运动状态的电子 【答案】D 【详解】A．根据信息，砷原子的中子数为，A错误；B．核外电子数等于原子序数，则砷原子核外电子数为33，B错误；C．处于相同能级的电子能量相同，砷的电子排布式为，涉及8个能级，故为8种不同能量的电子，C错误；D．不同电子运动状态都不一样，砷原子最外层为5个电子，所以有5种不同运动状态的电子，D正确；答案选D。 4．“化学推动科技，科技创造价值”。下列说法错误的是( ) A．飞船核心舱太阳能电池采用砷化镓材料，镓是p区元素 B．“北斗三号”导航卫星搭载计时铷原子钟，铷是第ⅠA族元素 C．“奋斗者号”载人潜水器球壳，其原料中的46Ti与47Ti互为同位素 D．“歼-20”战斗机采用大量高科技材料，其中石墨烯属于有机高分子材料 【答案】D 【详解】A．镓价电子排布为4s24p1，是p区元素，A正确；B．铷位于周期表中第五周期第ⅠA族，B正确；C．质子数相同，中子数不同的原子互称为同位素，46Ti与47Ti互为同位素，C正确；D．石墨烯是碳的单质，是无机非金属材料，D错误；答案选D。 5．（23-24高一下·江苏南通·期中）下列有关说法正确的是( ) A．Fe2+的电子排布式为[Ar]3d44s2 B．处于同一能级的电子运动状态不相同 C．从空间角度看，2s轨道与2p轨道形状相同 D．基态碳原子的轨道表示式是 【答案】B 【详解】A．Fe2+的电子排布式为[Ar]3d6，故A错误；B．每一个电子有一种运动状态，所以处于同一能级的电子运动状态不相同，故B正确；C．2s轨道呈球形，2p轨道为哑铃形，故C错误；D．洪特规则指出，电子优先占据空轨道，且自旋平行，则基态碳原子的轨道表示式是，故D错误；故选B。 6．下图是元素周期表第三周期的一部分，其中B元素的价电子数为5，下列说法不正确的是( ) A．Z为15，B的简单氢化物稳定性比氨弱 B．若A为35，则该D原子的质子数为17，中子数为18 C．C的氧化物对应的水化物比B的氧化物对应的水化物酸性强 D．B、C、D三种元素都可以与氧元素形成氧化物 【答案】C 【分析】三种元素属于第三周期主族元素，B元素价电子数为5，所以B元素是磷元素，则C元素是硫元素，D元素是氯元素，回答下列问题； 【详解】A．因为B元素是磷元素，所以B元素的质子数为15，磷元素的非金属性弱于氮元素，所以磷的简单氢化物稳定性比氨弱，A不符合题意；B．已知D元素是氯元素，若该氯原子的质量数A为35，则该D原子的质子数为17，中子数为18，B不符合题意；C．C的最高价氧化物对应的水化物比B的最高价氧化物对应的水化物酸性强，可以得到C元素的非金属性比B元素非金属性强，而氧化物对应水化物酸性强弱的比较，无法得到非金属性关系，C符合题意；D．B、C、D三种元素都可以和氧元素形成多种氧化物，D不符合题意；故答案选C。 7．（24-25高二上·河南·阶段练习）下列有关说法正确的是( ) A．基态原子中含有能级 B．基态原子中，L能层不包含p能级 C．基态N原子价层电子轨道表示式： D．基态O原子中，能级能量高于能级能量 【答案】D 【详解】A．基态原子中，无能级，A项错误；B．基态原子中，L能层包含2s、2p能级，B项错误；C．根据洪特规则可知，基态N原子价层电子轨道表示式：，C项错误；D．根据构造原理可知，基态O原子中能级能量高于能级能量，D项正确；故选D。 8．（24-25高三上·北京大兴·开学考试）我国成功研制72亿年仅误差一秒的锶(38Sr)原子光晶格钟。下列有关说法不正确的是( ) A．Sr位于第五周期 B．Sr位于s区 C．Sr与同周期ⅢA族元素原子序数相差1 D．的碱性强于 【答案】C 【详解】A．Sr的原子序数为38，为Ca元素同主族的下一周期元素，故为第五周期元素，故A正确；B．Sr为Ca元素同主族的下一周期元素，位于第IIA族，是s区元素，故B正确；C．Sr与同周期ⅢA族元素中间相差了10种过渡金属元素，原子序数相差11，故C错误；D．Sr为Ca元素同主族的下一周期元素，Sr的金属性强于Ca，故的碱性强于，故D正确；答案选C。 9．（24-25高二下·河南南阳·开学考试）COCl2与NH3反应可制得CO(NH2)2，下列有关说法正确的是( ) A．半径大小：r(Cl-)<r(N3-) B．电负性大小：χ(H)>χ(N) C．第一电离能：I1(C)>I1(O) D．氢化物的热稳定性：NH3<H2O 【答案】D 【详解】A．电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；半径大小：r(Cl-)>r(N3-)，A错误；B．元素的非金属性越强，电负性越大，氮元素的非金属性强于氢元素，电负性大小：χ(H)<χ(N)，B错误； C．同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，第一电离能：I1(C)<I1(O)，C错误；D．同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，非金属性越强，其简单氢化物稳定性越强，氢化物的热稳定性：NH3<H2O，D正确；故选D。 10．（24-25高二上·陕西宝鸡·阶段练习）元素X、Y、Z、M在周期表中的相对位置如图所示，已知M元素基态原子的价层电子排布式，且核外有9个原子轨道。下列说法错误的是( ) X Y M Z A．M元素原子的价层电子排布为 B．Y基态原子核外有三个未成对电子 C．X基态原子核外电子的运动状态有6种 D．Z元素在周期表的第四周期ⅣA族 【答案】C 【分析】M元素原子的价电子排布为ns2npn+1，且有9个原子轨道，可知n=3时符合，核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，M为S；由X、Y、Z、M在周期表中的相对位置可知，X为O、Y为P、Z为Ge，以此来解答。 【详解】A．M为S，最外层电子数为6，价电子排布为3s23p4，故A正确；B．Y为P，价电子排布为3s23p3，核外有三个未成对电子，故B正确；C．X为O，核外共有8个电子，故电子的运动状态有8种，故C错误；D．Z为Ge，在周期表的第四周期ⅣA族，故D正确；答案选C。 11．（24-25高二上·北京大兴·期末）下列关于元素或物质性质的比较中，不正确的是( ) A．第一电离能：Si>Al>Mg>Na B．原子半径：F<O<Mg<Na C．还原性：K>Na>Mg>Al D．稳定性：HI<HBr<HCl<HF 【答案】A 【详解】A．同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但基态镁原子价电子为3s2全满稳定状态，第一电离能大于相邻元素，则第一电离能正确顺序为Si＞Mg＞Al＞Na，选项中Si＞Al＞Mg＞Na，A错误；B．同一主族元素，从上到下原子核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，同周期从左到右同周期递减（除稀有气体），原子半径顺序：F＜O＜Mg＜Na，B正确；C．同主族从上到下元素金属性递增，同周期从左到右元素金属性递减，则金属活动性：K＞Na＞Mg＞Al，对应还原性顺序：K＞Na＞Mg＞Al，C正确；D．同主族从上到下元素非金属性递减，非金属性越强，简单氢化物越稳定，非金属性F＞Cl＞Br＞I，氢化物稳定性排序为：HF＞HCl＞HBr＞HI或HI＜HBr＜HCl＜HF，D正确；选A。 12．下列说法中，错误的是( ) A．和轨道形状均为哑铃形 B．元素周期表中，区全部是金属元素 C．、、轨道相互垂直，但能量相等 D．共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价 【答案】B 【详解】A．已知不同能层的相同能级的形状相同，但大小随着能层序数增大而增大，故2p和3p轨道形状均为哑铃形，故A正确；B．s区的H是非金属元素，故B错误；C．2px、2py、2pz轨道相互垂直，属于同能量的轨道，故C正确；D．元素电负性越大，原子对键合电子吸引力越大，即键合电子偏向电负性大的元素，电负性大的成键元素表现为负价，故D正确；答案选B。 13．（24-25高二下·安徽蚌埠·期中）下列有关的相关说法错误的是( ) A．电子云轮廓图的形状相同 B．电子能量不同 C．电子云空间伸展方向不同 D．这两个轨道若填满电子，则M能层上至少有7个电子 【答案】B 【详解】A．、都属于p轨道，p轨道电子云轮廓图形状均为哑铃形，故A正确；B．、处于同一能级，同一能级电子能量相同，故B错误；C．沿x轴方向伸展，沿y轴方向伸展，电子云空间伸展方向不同，故C正确；D．和填满时，每个轨道容纳2个电子，至少有1个，共5个，加上3s的2个，M能层总电子数为7，故D正确；故选B。 14．下表列出了某短周期元素的部分电离能（用、……表示，单位为）数据： 元素 X 578 1817 2745 11575 14830 元素的氧化物的化学式最可能是( ) A． B．XO C． D． 【答案】D 【详解】根据各级电离能数据分析，I3与I4的数据相差太大，说明该原子易失去3个电子，故可推断该元素是IIIA族元素，可能是B或Al。B或Al显+3价，化学式最可能是X2O3。故选D。 15．我国科研工作者研究的金属-氮-碳优异电催化CO2 还原催化剂取得新进展。回答下列问题： (1)14C 可用于考古，该基态原子价层电子轨道表示式为 。 (2)研究发现钴-氮-碳优异电催化CO2 还原催化剂活性最高，金属钴的核外电子排布式为 ；基态Co中未成对电子数为 。 (3)基态N原子中，电子占据的最高能层符号为 ，该能层具有的原子轨道数为 ，电子数为 。 (4)基态铝原子核外共有 种不同能级的电子，有 种不同运动状态的电子。 【答案】(1) (2) [Ar]3d74s2(或1s22s22p63s23p63d74s2) 3 (3) L 4 5 (4) 5 13 【详解】（1）C为6号元素，其基态原子价层电子轨道表示式为； （2）Co为27号元素，金属钴的核外电子排布式为[Ar]3d74s2(或1s22s22p63s23p63d74s2)；基态Co中未成对电子数为3； （3）基态N原子核外电子排布为2，5；电子占据的最高能层为第二层，能层符号位L；该能层有1个s轨道和3个p轨道，轨道总数为4；该能层电子数为5； （4）基态铝原子核外电子排布为：；共5种不同能级的电子；核外每个电子的运动状态均不相同，则Al有13种不同运动状态的电子。 能力提升 1．短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,X原子的2p轨道上有3个电子,Z是元素周期表中电负性最大的元素,W与Y同主族。下列说法正确的是( ) A．原子半径:r(W)>r(Z)>r(Y)>r(X) B．X的氧化物的水化物一定是强酸 C．非金属性：Z>Y>X>W D．W的简单氢化物的热稳定性比Y的强 【答案】C 【分析】X原子2p轨道上有3个电子，该元素为N；Z是元素周期表中电负性最大的元素，该元素为F，W与Y同主族，且X、Y、Z、W的原子序数依次增大，故Y为O，W为S，综上可知X、Y、Z、W分别为N、O、F、S。 【详解】A．同周期自左而右原子半径减小，同主族元素半径从上到下依次增大，故原子半径r(S)> r(N)> r(O)> r(F)，A项错误；B．X为N，氮的氧化物的水化物不一定是强酸，如亚硝酸，B项错误；C．同周期从左至右，非金属性逐渐增强，同主族从上至下非金属性逐渐减小，故非金属性F>O>N>S，C项正确；D．Y为O，W为S，非金属性O > S，故Y的简单气态氢化物的热稳定性比W的强，D项错误；答案选C。 2．（24-25高二上·重庆·期末）前四周期元素A、Q、R、W、Y原子序数依次增大，A为s区唯一非金属元素，Q是第二周期中未成对电子数最大的元素，W的核电荷数为R的2倍，且R、W同主族，Y+的d轨道处于全充满状态。下列说法不正确的是( ) A．简单离子半径：W>Q>R B．QR2与A2R可发生化合反应 C．工业上可采用热还原法冶炼Y的单质 D．仅含A、Q、W的某种盐既能与酸反应，又能与碱反应 【答案】B 【分析】 前四周期元素A、Q、R、W、Y原子序数依次增大，其中A为s区唯一非金属元素，则A为H元素；而Q是第二周期中未成对电子数最大的元素，其外围电子排布式为2s22p3，故Q为N元素；Y+的d轨道处于全充满状态，则Y原子外围电子排布式为3d104s1，可知Y为Cu元素；R、W同主族，且W的核电荷数为R的2倍，推知R为O元素、W为S元素。 由分析可知，A为H元素、Q为N元素、R为O元素、W为S元素、Y为Cu元素； 【详解】A．电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，而电子层越多离子半径越大，则离子半径：W(S2﹣)＞Q(N3﹣)＞R(O2﹣)，故A正确；B．QR2是NO2，A2R是H2O，二者发生反应：3NO2+H2O＝2HNO3+NO，该反应不是化合反应，故B错误；C．工业上可采用热还原法冶炼Y(铜)的单质，故C正确；D．仅含A(氢)、Q(氮)、W(硫)有NaHSO4、NaHSO3等，其中NaHSO3既能与酸反应，又能与碱反应，故D正确；故选：B。 3．草酸铁铵的制备原理为Fe(OH)3＋3NH4HC2O4===(NH4)3Fe(C2O4)3＋3H2O，常用于摄影和蓝色印刷等。下列说法正确的是(　　) A．草酸铁铵中的组成元素的第一电离能关系为O>N>C>Fe>H B．铁元素与铜元素均属于过渡元素，且均在元素周期表的ds区 C．草酸铁铵中的组成元素的电负性关系为O>N>C>H>Fe D．NH4HC2O4中组成元素的原子半径大小关系为O>N>C>H 答案　C 解析　草酸铁铵中的组成元素N、O、C、Fe、H，N的第一电离能大于O，Fe为金属，第一电离能最小，A错误；铁元素与铜元素均属于过渡元素，铁位于d区，铜位于ds区，B错误；N、O、C、Fe、H元素中N、O、C属于同一周期元素，同一周期，从左到右电负性逐渐增大，O>N>C，Fe为金属，电负性最小，H与C、N、O组成化合物时显正化合价，因此电负性关系为O>N>C>H>Fe，C正确；NH4HC2O4的组成元素中原子半径逐渐减小，C>N>O，D错误。 4．的波恩-哈珀（Bom-Haber）循环如图所示。已知：元素的一个气态原子获得电子成为气态阴离子时所放出的能量称为电子亲和能。下列有关说法正确的是( ) A．Cl的第一电子亲和能为 B．Na的第一电离能为 C．Cl—Cl键的键能为 D．   【答案】A 【详解】A．元素的1mol气态基态原子获得电子成为气态阴离子时所放出的能量称为电子亲和能，根据图示，Cl的第一电子亲和能为348.3kJ/mol，A正确；B．Na的第一电离能为1mol气态钠原子失去电子形成气态钠离子吸收的能量，Na的第一电离能为495.0kJ/mol，B错误；C．Cl—Cl键的键能为断裂1molCl—Cl键形成气态氯原子所吸收的能量，Cl—Cl键的键能为239.2kJ/mol，C错误；D．由图示可知 ，D错误；故选A。 5．X、Y、Z、M、Q、R是元素周期表前四周期的元素，且原子序数依次增大，其相关信息如下表所示： 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电子总数相同 Z 形成的氧化物和强酸、强碱都可以反应 M 基态原子的最外层p轨道上有两个电子的自旋方向与其它电子的自旋方向相反 Q 前4周期元素原子核外电子排布中未成对电子数最多的元素 R 基态R3＋核外3d轨道为半充满状态 (1)写出元素Q的基态原子的外围电子轨道表示式是___________________。 (2)X、Y、Z三种元素的原子半径由小到大的顺序是____________(用元素符号表示) (3)M元素基态原子中能量最高的电子的电子云在空间有________个伸展方向，原子轨道呈________形。 (4)小范同学写了某基态原子的两个外围电子的表达式，分析其分别违背了什么原理： ①3s13p4：________________________， ②：________________。 (5)元素R可形成R2＋和R3＋，其中较稳定的是R3＋，从原子结构角度解释原因是 ________________________________________________________。 答案　(1) (2)O＜C＜Al(或C＜Al＜Mg) (3)3　哑铃(纺锤) (4)①能量最低原理　②泡利不相容原理 (5)Fe3＋的外围电子排布式为3d5，3d轨道为半充满状态，结构更稳定 解析　(1)根据上述分析可知：X是C，Y是O(或Mg)，Z是Al，M是Cl，Q是Cr，R是Fe元素。Q是Cr，根据构造原理可知基态Cr原子核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s1，则其基态原子外围电子轨道表示式是；(2)X是C，Y是O(或Mg)，Z是Al，同一周期元素原子序数越大，原子半径越小；不同周期元素，原子核外电子层数越多，原子半径就越大，则三种元素的原子半径由小到大的顺序为：O＜C＜Al(或C＜Al＜Mg)；(3)M是Cl，基态Cl原子中能量最高的电子是3p电子，其电子云在空间上有3个伸展方向，其形状为哑铃(纺锤)形；(4)①原子核外电子要先排布能量最低的1s轨道，当1s轨道满了再排布能量稍高的2s轨道，而3s13p4则违背能量最低原理；②在1个原子轨道上最多排布两个自旋方向相反的电子，则 违背泡利不相容原理；(5)元素R是Fe，有Fe2＋、Fe3＋两种离子，其中较稳定的是Fe3＋，这是由于Fe3＋的外围电子排布式为3d5，3d能级为半充满状态，结构更稳定，而Fe2＋的外围电子排布式为3d6，不是稳定结构，故Fe3＋离子较稳定。 6．下表为元素周期表的一部分，列出10种元素在周期表中的位置。用化学符号回答下列问题： ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 第2周期 ⑥ ⑦ 第3周期 ① ③ ⑤ ⑧ ⑩ 第4周期 ② ④ ⑨ (1)10种元素中，化学性质最不活泼的是________。 (2)①、③、⑤三种元素最高价氧化物对应的水化物中，碱性最强的是________。 (3)②、③、④三种元素形成的离子，离子半径由大到小的顺序是________。 (4)元素⑦的氢化物常温下和元素⑧的单质反应的离子方程式为： ________________________________________________。 (5)①和⑨两种元素形成化合物的化学式为________，该化合物溶液与元素⑧的单质反应的化学方程式为_____________________________________________________。 (6)已知元素的电负性与元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性。 元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 1.5 2 1.5 2.5 2.8 4 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7 试结合元素周期律知识完成下列问题： ①根据上表给出的数据，推测元素的电负性的变化规律是：__________________________________， _______________________________。 ②预测Br与I元素电负性的大小关系________，前四周期中，电负性最小的元素是________。 答案　(1)Ar　(2)NaOH　(3)K＋>Ca2＋>Mg2＋ (4)Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO (5)NaBr　Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2 (6)①同周期主族元素从左向右，电负性逐渐增大　同主族元素从上向下，电负性逐渐减小 ②Br>I　K 解析　根据元素在周期表中的位置可判断①～⑩分别是Na、K、Mg、Ca、Al、C、O、Cl、Br、Ar。(1)10种元素中，化学性质最不活泼的是稀有气体元素Ar。(2)金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则①、③、⑤三种元素最高价氧化物对应的水化物中，碱性最强的是NaOH。(3)离子的核外电子层数越多，离子半径越大，核外电子排布相同时，离子半径随原子序数的增大而减小，因此②、③、④三种元素形成的离子，离子半径由大到小的顺序是K＋>Ca2＋>Mg2＋。(4)氯气和水反应的离子方程式为Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO。(5)①和⑨两种元素形成化合物的化学式为NaBr，氯气氧化性强于溴，因此该化合物溶液与氯气反应的化学方程式为 Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2。(6)①根据上表给出的数据可判断元素电负性的变化规律是：同周期主族元素从左向右，电负性逐渐增大；同主族元素从上向下，电负性逐渐减小。②溴的非金属性强于碘，则Br与I元素电负性的大小关系为Br＞I，前四周期中，电负性最小的元素是金属性最强的K。 1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $