专题04 原子结构与元素性质（期末复习讲义）高二化学上学期鲁科版

该高中化学期末复习讲义以“明考情-理要点-破题型-分层验收”为主线构建知识体系，通过表格梳理原子结构、元素周期律等考查重点与命题角度，用归纳总结呈现能层能级规律、电子排布原则等核心要点，清晰展现知识内在联系与重难点分布。 讲义亮点在于分层题型设计，如“原子半径比较”典例结合“一层二核三电子”方法点拨，培养科学思维，基础通关练与综合拓展练满足不同学生需求，助力教师实施精准教学，提升学生结构决定性质的化学观念与问题解决能力。

专题04 原子结构与元素性质（期末复习讲义） 内容导航 明·期末考情：把握考试趋势方向，精准备考 理·核心要点：系统归纳知识脉络，构建体系 破·重难题型：攻克典型疑难问题，突破瓶颈 过·分层验收：阶梯式检测与评估，稳步提升 考查重点 命题角度 原子结构 核外电子排布、能层与能级、基态与激发态、原子光谱、电子跃迁 构造原理 电子排布式、原子轨道、电子云、核外电子运动状态 原子的组成、结构 轨道表示式、泡利原理、洪特规则、能量最低原理 元素周期表 周期表的结构、分区、应用 元素周期律 金属性、非金属性、原子半径、元素第一电离能、电负性之间的递变规律 元素推断 元素位构性综合推断 要点01 氢原子光谱与玻尔的原子结构模型 1．基态原子与激发态原子 (1)基态原子：处于 状态的原子。 (2)激发态原子：基态原子 能量，它的电子会跃迁到 能级，变为激发态原子。 (3)基态、激发态原子相互间转化的能量变化 基态原子激发态原子 2．光谱 (1)光谱的含义：利用仪器将物质吸收的光或发射的光的 和 分布记录下来，就得到所谓的光谱。 (2)光谱的类型 ①连续光谱：若光谱是由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而 ，则这种光谱为连续光谱。例如，阳光形成的光谱即为连续光谱。 ②线状光谱：若光谱是由具有 的、彼此分立的谱线组成，则所得光谱为线状光谱。 3．光谱与光谱分析 光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的电子的 光谱或 光谱，总称原子光谱。 光谱分析：在现代化学中常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。 4．波尔的原子结构模型基本观点 运动轨迹 原子中的电子在具有确定半径的 轨道上绕 运动，并且不辐射能量 能量分布 在不同轨道上运动的电子具有 的能量(E)，而且能量是 的。轨道能量随量子数n(1，2，3，……)的增大而 。 对氢原子而言，电子处于n＝1的轨道时能量最低，这种状态称为基态；能量高于基态的状态，称为 态。 电子跃迁 只有当电子从一个轨道(Ei)跃迁到另一个轨道(Ej)才会辐射或吸收能量。如果辐射或吸收的能量以光的形式表现出来并被记录下来，就形成 。 5．玻尔的原子结构模型意义 玻尔的核外电子分层排布的原子结构模型成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。 要点03 量子力学对原子核外电子运动状态的描述 1．电子层 将量子数n所描述的 称为电子层。 分层标准 电子离核的远近 取值 1 2 3 4 5 6 7 符号 能量 离核 2．能级 在同一电子层中，电子所具有的能量可能 ，所以同一电子层可分成不同的 ，用 等来表示。 ①描述同一电子层中能量不同的能级，也称为(电子云)原子轨道的形状、电子亚层。 ②第1电子层(n=1，K 层)有1个能级： ； 第2电子层(n=2，L 层)有2个能级： ； 第3电子层(n=3，M层)有3个能级： ； 第4电子层(n=4，N层)有4个能级： …… 3．原子轨道 (1)描述磁场中原子轨道的不同能量状态，也称为电子云或原子轨道的 方向。 (2)同一能级的不同伸展方向，在没有外加磁场时，能量相同 (3)s能级有1个原子轨道，p能级有3个能量相同的原子轨道，px、py、 pz；d能级有5个能量相同的原子轨道，；f能级有7个能量相同的原子轨道…… 概念 单个电子在原子核外的空间运动状态 各能级上对应的原子轨道数 ns np nd nf 4．核外电子的自旋量子化状态 (1)描述在能量完全相同时运动的特殊状态，简称为 。 (2)处于同一原子轨道上的电子的自旋状态只有 种。 (3)通常用符号↑和↓表示。 5.能层与能级的有关规律 （1）能级的个数=所在能层的 。 （2）能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1，3，5，7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子。 （3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。 （4）每一能层最多容纳电子数为2n2(n为能层序数)。 （5）各能级所在能层的取值：ns(n≥1)；np(n≥2)；nd(n≥3)；nf(n≥4)。 （6）能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)<E(nd)< E(nf) ……。 （7）不同能层中同一能级，能层序数越大， 。例如：E(1s)< E(2s)<E(3s) 。 （8）不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同。例如：Ar的1s能级的能量≠S的1s能级的能量。 6．能层、能级与最多容纳的电子数 能层(n) 一 二 三 四 五 六 七 …… 符号 K L M N O P Q …… 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s …… …… …… …… 最多容纳的电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 …… …… …… …… 2 8 18 32 …… …… …… 2n2 要点03 原子轨道的图形描述与电子云 1．原子轨道的图形描述 2．s电子的原子轨道 s能级电子的原子轨道呈 形，即该原子轨道具有球对称性，电子层(能层)序数越大，原子轨道的半径 。 3．p电子的原子轨道 P电子的原子轨道是 形(哑铃形)形的，每个P原子轨道有3个轨道(伸展方向)，它们互相 ，P轨道在空间的分布特点是分别相对于x、y、z轴对称， P原子轨道在空间的分布分别沿x、y、z方向。P原子轨道的平均半径也随电子层序数增大而 。 4．原子核外电子的运动特点 (1)电子的质量很小(9.109 5×10－31 kg)，带 电荷。 (2)相对于原子和电子的体积而言，电子运动的空间 。 (3)电子运动的速度很快，接近 (3.0×108 m·s－1)。 5．电子云 (1)电子云：是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的 分布的形象化描述。 (2)电子云轮廓图的形状：s能级的电子云轮廓图是 形，p能级的电子云轮廓图是 形。 6．电子在核外的空间分布 (1)电子云图：描述电子在核外空间某处单位体积内的 的图形。 (2)意义：点密集的地方，表示电子在此处单位体积内出现的 ；点稀疏的地方，表示电子在此处单位体积内出现的 。 归｜纳｜总｜结 【易错提醒】 (1)电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对大小。电子云图中小点越密，表示电子出现的概率越大。 (2)电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子实际出现的次数。 (3)电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图。 要点04 基态原子核外电子排布原则 1．能量最低原则 (1)能量最低原理 基态原子的核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量 。 (2) 基态原子按能量顺序1s、2s、2p、 、5p、6s……即按ns、(n－2)f、(n－1)d、np顺序排布。 能量高低：ns<np<nd<nf，1s<2s<3s，2p<3p<4p。 2．泡利不相容原理 一个原子轨道中最多只能容纳 个电子，并且这两个电子的自旋方向必须 ，或者说一个原子中不会存在 个量子数完全相同的电子。如2s2的电子排布为，不能为。 3．洪特规则 原子核外电子在能量相同的各个原子轨道上排布时，将尽可能分占 ，且自旋方向 ，这样整个原子的能量最低。如2p3轨道上的电子排布为，不能为或。 4．基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 可简单写为nlx，其中n为主量子数，x为电子数，角量子数l用其所对应的符号表示。如Li原子的电子排布式为 ，Al原子的电子排布式为 。 (2)轨道表示式 用小圆圈(或方框、短线)表示一个给定量子数n、l、m的原子轨道，并用“↑”或“↓”区别自旋状态不同的电子。如基态O原子的轨道表示式为或。 归｜纳｜总｜结 “三步法”(构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据) 第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s 第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。 第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。 要点05 核外电子排布与元素周期表 1．原子核外电子排布与周期的划分 (1)鲍林近似能级图 ①能量相近的原子轨道属于 组； ②相邻能级组之间的能量差较 ，同一能级组内能级之间的能量差较 。 (2)周期与能级组的关系 周期数 能级组序号 能级组内原子轨道 能级组内最多容纳电子数 元素种类数 1 1 1s 2 2 2s、2p 3 3 3s、3p 4 4 4s、3d、4p 5 5 5s、4d、5p 6 6 6s、4f、5d、6p 7 7 7s、5f、6d、7p 32 32 (3)周期与核外电子排布的本质联系 ①元素周期表的七个周期分别对应 个能级组。 ②周期数＝ 。 ③一个周期所包含的元素种类数 对应能级组最多容纳的电子数。 2．原子核外电子排布与族的划分 (1)族的划分依据：族的划分与原子的 和 密切相关。 (2)特点：一般来说，同族元素的价电子数目 。 (3)规律： 稀有气体元素→价电子排布： (He除外)。 3．元素周期表的分区与外围电子排布的关系 (1)元素周期表的分区 (2)各区外围电子排布特点 分区 外围电子排布 s区 p区 (除He外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除Pd外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 4.各区元素化学性质及原子价电子排布特点 包括的元素 价电子排布 化学性质 s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2(最后的电子填充在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族、0族 ns2np1～6(氦除外，最后的电子填充在np上) 最外层电子参与反应，随着最外层电子数目的增加，元素非金属性增强，金属性减弱(0族除外) d区 ⅢB～ⅦB族(镧系、锕系除外)、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2[Pd除外，最后的电子填充在(n－1)d上] 均为过渡金属元素，由于(n－1)d轨道都未充满电子，因此(n－1)d轨道上的电子可以不同程度地参与化学键的形成(Pd除外) ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10 ns1～2[(n－1)d全充满] 均为过渡金属元素，(n－1)d轨道已充满电子，因此(n－1)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)d0～2 ns2 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 5．原子结构与周期表的关系 周期 电子层数 每周期第一种元素 每周期最后一种元素 原子序数 基态原子的电子排布式 原子序数 基态原子的简化电子排布式 2 2 3 [He]2s1 10 1s22s22p6 3 3 11 [Ne]3s1 18 1s22s22p63s23p6 4 4 19 [Ar]4s1 36 1s22s22p63s23p63d104s24p6 5 5 37 [Kr]5s1 54 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 6 6 55 [Xe]6s1 86 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6 6．第4周期部分过渡元素的价电子排布为 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB 价电子排布 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 7．原子核外电子排布与元素周期表的分区 s区包含He和ⅠA、ⅡA两族元素；除氢、氦外，其余都是活泼的金属元素； p区包含ⅢA～ⅦA和0族(He除外)元素；除氢、氦外，所有的非金属元素都在p区； d区包含ⅢB～ⅦB和Ⅷ族(镧系和锕系除外)全是金属元素； ds区包含ⅠB和ⅡB族，全是金属元素； f区包含镧系和锕系，全是金属元素。 s区、d区、ds区的元素，它们的原子最外层电子数均不超过2个，只有p区的元素原子最外层电子数可为3～8个。 要点06 原子半径及其比较 1．原子半径 依据量子力学理论，人们假定原子是一个 ，并用统计的方法来测定它的半径。 2．原子半径的周期性变化 3．变化规律 规律 原因 同主族元素(自上而下) 原子半径逐渐 核电荷数增加对外层电子的吸引作用 增加电子间的排斥作用 同周期元素(从左到右) 原子半径逐渐 (除稀有气体元素外) 增加电子产生的电子间的排斥作用 核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用 同周期过渡元素(从左到右) 原子半径逐渐 ，但变化幅度不大 增加的电子都分布在 轨道上，它对外层电子的排斥作用与核电荷增加带来的核对电子的有效吸引作用大致 4．判断微粒半径大小的规律 (1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。 (2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 (3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)<r(Na)，r(S)<r(S2－)。 (4)电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 (5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。 归｜纳｜总｜结 有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析 “一层”：先比较电子层数，一般电子层越多，半径越大。 “二核”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三电子”：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 要点07 电离能变化规律及其影响因素 1．元素逐级电离能的变化规律 同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级 。 2．元素第一电离能的变化规律 元素第一电离能呈现 性变化，变化趋势图如下： (1)同周期从左到右，元素的第一电离能总体上呈现 的趋势。 (2)同主族自上而下，元素的第一电离能逐渐 。 (3)同周期从左到右，过渡元素的第一电离能变化不太规则，第一电离能略有 。 3．影响因素 (1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子排布。 (2)具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素原子稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素的大。一般情况下，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 4．电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≤I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在 电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有 电子。 (2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≤I2<I3，表明K原子易失去 电子形成 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 ；I1越小，元素的金属性 。 归｜纳｜总｜结 (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。 (2)确定元素原子的核外电子层排布 由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此元素的电离能会发生突变。 (3)确定元素的化合价 如果≫，即电离能在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)。某元素的逐级电离能，若I2≫I1，则该元素通常显＋1价；若I3≫I2，则该元素通常显＋2价；若I4≫I3，则该元素通常显＋3价。 过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价。如锰元素通常有＋2～＋7多种化合价。 要点08 电负性及其变化规律 1．电负性 (1)定义：元素的原子在化合物中 能力的标度。 (2)意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越 ；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越 。 (3)标准：以氟的电负性为 作为标准，得出各元素的电负性。 2．电负性周期性变化规律 (1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐 。 (2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐 。 (3)电负性大的元素集中在周期表的 ，电负性小的元素集中在周期表的 。 (4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐 的趋势。 归｜纳｜总｜结 判断元素电负性大小的方法 1．决定元素电负性大小的因素：质子数、原子半径、核外电子排布。 2．同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。 3．同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，因而电负性递减。 4．在周期表中，右上方氟的电负性最大(稀有气体除外)，左下方铯的电负性最小(放射元素除外)；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的电负性最大。 5．非金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强。 6．电负性差值大的元素之间形成的化学键不一定是离子键，若判断化学键类型须看其化合物在熔融状态下是否导电。 要点09 电负性的应用 1．判断元素的金属性和非金属性及其强弱 (1)金属的电负性一般小于 ，非金属的电负性一般大于 ，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 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 ；非金属元素的电负性越大，非金属元素越 。 (3)元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。 2．判断元素化合价的正负 (1)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； (2)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 (1)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 。 (2)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 。 (3)离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种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；如果两种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。 归｜纳｜总｜结 元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。 通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于2的元素，大部分是非金属元素。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。例如，氟的电负性为4.0，是最活泼的非金属元素；钫的电负性为0.7，是最活泼的金属元素。 4．对角线规则 元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。例如， 处于对角线的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质 。 5．电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系 （1）电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中 能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价。 （2）金属元素一般都在元素周期表的 ，同一周期的左边，同一族的下面，电负性值较小，在形成化合物时，容易失去电子从而形成正价。非金属元素一般都在元素周期表的 ，同一周期的右边，同一族的上面，电负性值较大，在形成化合物时，容易得到电子从而形成负价。对于大部分非金属元素，在形成化合物时，既可以在与比它电负性小的元素形成化合物时显负价，也可以在与比它电负性大的元素形成化合物时显正价。 要点10 元素推断与元素周期律的综合应用 1．元素推断的一般思路 2．推断元素的常用方法 (1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。 (2)利用常见元素及化合物的特征性质。 3．由基态原子的价层电子排布确定元素在元素周期表中的位置 (1)周期序数＝ ＝最高能层序数 (2)主族元素的族序数＝ (3)第ⅢB族～第ⅦB族的价层电子排布为(n－1)d1～5ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝价层电子数。如锰的价层电子排布为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。 (4)第ⅠB族和第ⅡB族的价层电子排布为(n－1)d10ns1～2，族序数＝ns能级上的电子数。 题型01 能层与能级 【典例1】下列关于原子核外电子的描述正确的是 A．原子核外电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称“电子云” B．s能级电子的能量一定低于p能级电子的能量 C．同一能层不同能级上的电子，其能量一定不同 D．3s的电子云半径比1s的大，说明3s的电子比1s的多 【变式1-1】下列关于多电子原子核外电子排布的说法正确的是 A．各能层含有的能级数等于能层序数减去1 B．同是s能级，在不同的能层中最多所能容纳的电子数是不相同的 C．原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数为n2 D．M能层中含有3d能级 【变式1-2】下列关于能层与能级的说法中，正确的是 A．同一原子中，符号相同的能级，其上电子能量一定相同 B．多电子原子中，每个能层上电子的能量一定不同 C．同是s能级，在不同的能层中所能容纳的最多电子数是不相同的 D．任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数一定等于该能层序数 题型02 基态与激发态 原子光谱 【典例2】下列说法正确的是 A．各电子层含有的原子轨道数为2n2(n为电子层序数) B．霓虹灯光、节日焰火，都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关 C．电子的“自旋”类似于地球的“自转” D．电子仅在激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱 【变式2-1】灼烧氯化钾的过程中能看到紫色的光，下列对此现象的描述正确的是 A．紫光属于发射光谱，此过程为物理变化 B．紫光属于发射光谱，此过程为化学变化 C．紫光属于吸收光谱，此过程为物理变化 D．紫光属于吸收光谱，此过程为化学变化 【变式2-2】下列有关原子结构与性质的说法，正确的是 A．基态电子排布式违反了泡利不相容原理 B．激发态的电子轨道表示式： C．基态中能级最高的电子所占据轨道的电子云形状为球形 D．基态原子有16种能量不同的电子 题型03 构造原理与电子排布式 【典例3】若以E表示某能级的能量，下列能量大小顺序中正确的是 A．E(3s)>E(2s)>E(1s) B．E(3s)>E(3p)>E(3d) C．E(4f)>E(4s)>E(4d) D．E(5s)>E(4s)>E(5f) 【变式3-1】下列关于原子结构或元素性质的说法正确的是 A．电子云图中的每个点都表示一个电子 B．激光、焰火都与核外电子跃迁吸收光能有关 C．电子由3s能级跃迁至3p能级时，可以用光谱仪摄取其吸收光谱 D．根据对角线规则，Mg和B的化学性质相似 【变式3-2】下列关于原子结构的说法正确的是 A．有10种不同能量的电子 B．基态原子价电子排布式为的元素位于元素周期表第四周期第ⅥB族 C．根据泡利不相容原理，原子核外可能有两个电子的运动状态是完全相同的 D．某原子的电子排布式违反了洪特规则 题型04 化学用语 【典例4】下列化学用语或图示表示正确的是 A．基态S原子的价电子轨道表示式： B．氯化铵的电子式： C．Cu2+的离子结构示意图： D．NaCl溶液中的水合离子： 【变式4-1】下列化学用语或图示表达正确的是 A．NaClO的电子式： B．基态原子的价电子轨道表示式： C．固体溶于水形成的水合钠离子： D．的球棍模型为： 【变式4-2】．氮化镓是新型半导体材料。工业制备氮化镓的常用方法是。下列叙述正确的是 A．基态Ga原子电子排布式： B．的空间填充模型： C．基态N原子价层电子的轨道表示式： D．HCl溶于水形成的水合氯离子： 题型05 原子半径 【典例5】X元素的简单阳离子和Y元素的简单阴离子的核外电子层结构相同，下列叙述正确的是(　　) A.简单离子半径：X>Y B.原子半径：X<Y C.原子序数：X<Y D.原子最外层电子数：X<Y 方｜法｜点｜拨 1.原子半径大小的比较 (1)同周期：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＋)。 【变式5-1】W、X、Y、Z为短周期元素，化合物X2Y2Z7与X2YZ4所含的质子数相差40， Y、Z同主族，X的焰色呈黄色，W有两个未成对电子。下列说法正确的是 A．X原子的L能层上共有4个原子轨道 B．离子半径： C．Y元素的最高正化合价为+5 D．W与Z形成的化合物均难溶于水 【变式5-2】科学家合成了一种新的共价化合物(结构如图所示)，X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期元素，W的原子序数等于X与Y的原子序数之和。下列说法不正确的是 A．原子半径： B．氢化物熔、沸点： C．W的最高价氧化物可与氢氧化钠反应 D．Y存在多种单质 题型06 电离能与电负性 【典例6】某种催化剂阴离子的结构式如图所示，其组成元素X、Y、Z为原子半径逐渐增大的短周期元素，W是第四周期的某种元素，其化合物常用于检验酒驾，原子序数关系为。下列说法正确的是 A．该阴离子结构中σ键与π键数目之比为 B．该离子W为价 C．氢化物的沸点： D．基态原子第一电离能： 【变式6-1】由原子序数依次增大的短周期主族元素X、Y、Z、W组成的化合物，其结构如图所示。X的核外电子数与电子层数相同，Y、W同族，Z的价电子数等于X与Y的价电子数之和。下列说法错误的是 A．原子半径： B．电负性： C．简单氢化物的沸点： D．Y的第一电离能高于同周期相邻元素 【变式6-2】如图所示的化合物是一种重要的化工原料，X、Y、Z、W、E是原子序数依次增大的短周期主族元素，其中Z、E同族，下列说法正确的是 A．简单离子半径：Y>Z>W>E B．电负性：Z>Y>X C．第一电离能：W>Z>Y>X D．该物质中所有原子均达到8电子稳定结构 题型7 元素综合推断 【典例7】X、Y、Z、W为四种短周期主族元素，且原子序数依次增大，其中X、Z同主族，Y原子半径是短周期主族元素中最大的，X原子最外层电子数是其核外电子层数的3倍。下列说法正确的是 A．W元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Z B．X、Y、Z三种元素组成的化合物只有2种 C．简单气态氢化物稳定性：Z>X D．离子半径：Z>W>X>Y 【变式7-1】中国科学院研究员研究双层电容器中储能行为时，运用到某种离子化合物结构如图所示。其中均为短周期主族元素，且原子序数依次增大，同族，且两者组成的某种阴离子在强酸性溶液环境下可以产生淡黄色沉淀。下列说法错误的是 A．元素应用到电容器的制备是由于其比能量高 B．的含氧酸的酸性可能弱于的 C．简单离子半径： D．该化合物的阴离子中所有元素均满足8电子稳定结构 【变式7-2】非金属元素、、、是原子序数依次增大的短周期主族元素，其中、、在元素周期表中的位置如下图所示。下列叙述错误的是 A．的简单氢化物液态时可用作制冷剂 B．含氧酸的酸性： C．W的+4价氧化物是一种新的自来水消毒剂 D．简单氢化物的还原性： 期末基础通关练（测试时间：15分钟） 1．月壤中的“嫦娥石”是中国首次在月球上发现的新矿物，其化学式为(是钇，39号元素)。下列说法正确的是 A．上述组成元素只位于区、区 B．基态钇原子价电子排布式： C．基态氧原子最高能级的电子云轮廓图： D．在形成新矿物时，Y的价电子全部失去，则该化合物中铁显+3价 2．下列说法错误的是 A．ns电子的能量不一定高于(n-1)p电子的能量 B．6C的电子排布式1s22s22违反了洪特规则 C．电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理 D．电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理 3．对于反应，下列说法正确的是 A．原子核中有14个中子 B．基态的核外电子排布式为 C．与互为同素异形体 D．原子核中有1个质子和1个中子 4．在化工、医药等领域有着广泛的应用。下列说法错误的是 A．基态原子中，核外电子占据的最高能层的符号是 B．基态的核外电子排布式为 C．氧原子的价层电子轨道表示式为 D．钾的焰色为紫色，这与钾原子核外电子发生跃迁有关 5．39号元素钇的电子排布式正确的是 A．1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d1 B．1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2 C．1s22s22p63s23p63d104s24p64f15s2 D．1s22s22p63s23p63d104s24p65s25d1 6．下列化学用语或图示表达正确的是 A．有8个中子的碳原子： B．的离子结构示意图： C．基态氮原子的轨道表示式： D．用电子式表示KCl的形成过程： 7．当碳原子的核外电子排布由转变为时，下列说法正确的是 ①碳原子由基态变为激发态；②碳原子由激发态变为基态；③碳原子要从外界环境中吸收能量；④碳原子要向外界环境中释放能量 A．①② B．②③ C．①③ D．②④ 8．已知某元素+2价离子的电子排布式为，该元素在周期表中属于 A．ⅤB族 B．ⅡB族 C．Ⅷ族 D．ⅡA族 9．下列说法中不正确的是 A．K+的电子排布式为1s22s22p63s23p6 B．24价层电子排布式为 C．基态Fe3+、Fe2+中未成对电子数之比为4：5 D．某元素的原子最外层电子排布式为nsn-1npn+1，则该元素-2价阴离子的核外电子排布式为[Ne]3s23p6 10．若某元素原子处于能量最低状态时，原子的最外层电子数为1，价层电子数为6，下列关于该元素的叙述正确的是 A．该元素原子层电子共有13种空间运动状态 B．该元素是副族元素，位于元素周期表的ds区 C．该元素的同族基态原子的价层电子排布式都为 D．该基态原子是同周期基态原子核外未成对电子数最多的原子 期末综合拓展练（测试时间：25分钟） 11．以下有关元素性质的说法不正确的是 A．具有下列电子排布式的原子①；②；③；④，原子半径最大的是① B．有下列价电子排布式的原子①；②；③；④，第一电离能最大的是③ C．①Na、K、Rb；②N、P、S；③Na、P、Cl，元素的电负性随原子序数增大而增大的是③ D．某主族元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1415、7733、10450、13630、17995等，它与氯气反应时，生成的阳离子是 12．嫦娥石属于陨磷钠镁钙石族，其纯晶体成分为。下列说法正确的是 A．离子半径大小： B．电负性大小： C．碱性强弱： D．第一电离能大小： 13．X、Y、Z、Q是原子序数依次增大的前四周期元素，且分别位于不同周期；Y元素基态原子的价层电子排布是；X、Z、Q元素原子的最外层均只有1个电子，Z元素原子中只有两种形状的电子云，Q元素基态原子内层的s、p、d能级均排满电子。下列说法正确的是 A．有机物中必含X元素 B．X、Z、Q元素原子的价电子数均为1 C．Y的氢化物沸点一定高于同主族其他元素的氢化物沸点 D．Q元素最高价氧化物对应水化物能溶于氨水 14．R、X、Y、Z、M五种短周期主族元素，原子序数依次增大。R是形成化合物种类最多的元素，基态X原子的价层电子排布式为，Y与M同主族，且M的原子序数是Y的2倍，Z是同周期元素中原子半径最大的元素。下列说法正确的是 A．分子的空间结构为直线形 B．简单离子半径： C．电负性： D．Z与Y可形成两种常见的离子化合物，且晶体中的阴阳离子个数比均为 15．R、X、Y、Z、M五种短周期元素，原子序数依次增大。基态R原子每个能级上电子数相等，R元素形成的一种单质是自然界硬度最大的物质。基态Y原子的价层电子排布为，Z原子的最外层电子数是1，基态M原子核外电子的空间运动状态为7种。下列说法不正确的是 A．氢化物的沸点： B．电负性： C．化学键的极性：键键 D．单质与稀盐酸反应剧烈程度： 16．下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z代表4种短周期主族元素，其中W原子L层电子数是层的2倍。下列说法不正确的是 W X Y Z A．的非金属性比的强 B．与可能会组成离子化合物 C．与氢元素组成的化合物在常温下可能是固体 D．单质可以和的最高价氧化物对应水化物反应 17．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W为第二周期原子核外电子排布中未成对电子数最多的主族元素，X无正化合价，Y为同周期原子半径最大的主族元素；基态Z原子最高能级中成对电子数与未成对电子数相等。下列说法正确的是 A．Y、Z形成的Y2Z2中只含离子键 B．氧化物对应水化物酸性：W>Z C．第一电离能：X>W>Z>Y D．简单氢化物的稳定性：W>X 18．一种医药中间体的结构如图所示，X、Y、Z、W、Q为原子序数依次递增的短周期元素，其中只有Y、Z、W位于同一周期，且Y原子s能级上的电子总数是p能级上电子总数的2倍，下列说法错误的是 A．X可分别与Y、Z、W形成10电子分子 B．Y、Z、W氢化物分子的沸点： C．X与W形成的化合物可能含有非极性共价键 D．Y、Z、W的基态原子的第一电离能大小： 19．已知：由X、Y、Z、W四种短周期主族元素组成的是一种含氮量较高的氮肥，可通过反应制得，Y与其他元素位于不同周期，在空气中X的单质占的比例最大，Z、X、W同周期且Z与W的原子序数之和为X的2倍。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．沸点： C．基态原子价层电子未成对电子数： D．最高价氧化物对应水化物的酸性： 20．主族元素的原子序数依次增大，且均不大于与Y原子的最外层电子数之和等于X原子的最外层电子数。四种元素形成的一种食品添加剂Q的结构如图所示。下列说法不正确的是 A．电负性： B．阴离子中仅1种原子不满足8电子稳定结构 C．可与反应生成还原性气体 D．X与Y形成的最高价化合物不能用于干燥 1 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题04 原子结构与元素性质（期末复习讲义） 内容导航 明·期末考情：把握考试趋势方向，精准备考 理·核心要点：系统归纳知识脉络，构建体系 破·重难题型：攻克典型疑难问题，突破瓶颈 过·分层验收：阶梯式检测与评估，稳步提升 考查重点 命题角度 原子结构 核外电子排布、能层与能级、基态与激发态、原子光谱、电子跃迁 构造原理 电子排布式、原子轨道、电子云、核外电子运动状态 原子的组成、结构 轨道表示式、泡利原理、洪特规则、能量最低原理 元素周期表 周期表的结构、分区、应用 元素周期律 金属性、非金属性、原子半径、元素第一电离能、电负性之间的递变规律 元素推断 元素位构性综合推断 要点01 氢原子光谱与玻尔的原子结构模型 1．基态原子与激发态原子 (1)基态原子：处于最低能量状态的原子。 (2)激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。 (3)基态、激发态原子相互间转化的能量变化 基态原子激发态原子 2．光谱 (1)光谱的含义：利用仪器将物质吸收的光或发射的光的波长和强度分布记录下来，就得到所谓的光谱。 (2)光谱的类型 ①连续光谱：若光谱是由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而不能分辨，则这种光谱为连续光谱。例如，阳光形成的光谱即为连续光谱。 ②线状光谱：若光谱是由具有特定波长的、彼此分立的谱线组成，则所得光谱为线状光谱。 3．光谱与光谱分析 光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。 光谱分析：在现代化学中常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。 4．波尔的原子结构模型基本观点 运动轨迹 原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动，并且不辐射能量 能量分布 在不同轨道上运动的电子具有不同的能量(E)，而且能量是量子化的。轨道能量随量子数n(1，2，3，……)的增大而升高。 对氢原子而言，电子处于n＝1的轨道时能量最低，这种状态称为基态；能量高于基态的状态，称为激发态。 电子跃迁 只有当电子从一个轨道(Ei)跃迁到另一个轨道(Ej)才会辐射或吸收能量。如果辐射或吸收的能量以光的形式表现出来并被记录下来，就形成光谱。 5．玻尔的原子结构模型意义 玻尔的核外电子分层排布的原子结构模型成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。 要点03 量子力学对原子核外电子运动状态的描述 1．电子层 将量子数n所描述的电子运动状态称为电子层。 分层标准 电子离核的远近 取值 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 能量 逐渐升高 离核 越来越远 2．能级 在同一电子层中，电子所具有的能量可能不同，所以同一电子层可分成不同的能级，用s、p、d、f等来表示。 ①描述同一电子层中能量不同的能级，也称为(电子云)原子轨道的形状、电子亚层。 ②第1电子层(n=1，K 层)有1个能级：1s； 第2电子层(n=2，L 层)有2个能级：2s、2p； 第3电子层(n=3，M层)有3个能级：3s、3p、3d； 第4电子层(n=4，N层)有4个能级：4s、4p、4d、4f …… 3．原子轨道 (1)描述磁场中原子轨道的不同能量状态，也称为电子云或原子轨道的不同伸展方向。 (2)同一能级的不同伸展方向，在没有外加磁场时，能量相同 (3)s能级有1个原子轨道，p能级有3个能量相同的原子轨道，px、py、 pz；d能级有5个能量相同的原子轨道，；f能级有7个能量相同的原子轨道…… 概念 单个电子在原子核外的空间运动状态 各能级上对应的原子轨道数 ns np nd nf 1 3 5 7 4．核外电子的自旋量子化状态 (1)描述在能量完全相同时运动的特殊状态，简称为电子自旋状态。 (2)处于同一原子轨道上的电子的自旋状态只有两种。 (3)通常用符号↑和↓表示。 5.能层与能级的有关规律 （1）能级的个数=所在能层的能层序数。 （2）能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1，3，5，7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子。 （3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。 （4）每一能层最多容纳电子数为2n2(n为能层序数)。 （5）各能级所在能层的取值：ns(n≥1)；np(n≥2)；nd(n≥3)；nf(n≥4)。 （6）能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)<E(nd)< E(nf) ……。 （7）不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高。例如：E(1s)< E(2s)<E(3s) 。 （8）不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同。例如：Ar的1s能级的能量≠S的1s能级的能量。 6．能层、能级与最多容纳的电子数 能层(n) 一 二 三 四 五 六 七 …… 符号 K L M N O P Q …… 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s …… …… …… …… 最多容纳的电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 …… …… …… …… 2 8 18 32 …… …… …… 2n2 要点03 原子轨道的图形描述与电子云 1．原子轨道的图形描述 2．s电子的原子轨道 s能级电子的原子轨道呈球形，即该原子轨道具有球对称性，电子层(能层)序数越大，原子轨道的半径越大。 3．p电子的原子轨道 P电子的原子轨道是纺锤形(哑铃形)形的，每个P原子轨道有3个轨道(伸展方向)，它们互相垂直，P轨道在空间的分布特点是分别相对于x、y、z轴对称， P原子轨道在空间的分布分别沿x、y、z方向。P原子轨道的平均半径也随电子层序数增大而增大。 4．原子核外电子的运动特点 (1)电子的质量很小(9.109 5×10－31 kg)，带负电荷。 (2)相对于原子和电子的体积而言，电子运动的空间很大。 (3)电子运动的速度很快，接近光速(3.0×108 m·s－1)。 5．电子云 (1)电子云：是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。 (2)电子云轮廓图的形状：s能级的电子云轮廓图是球形，p能级的电子云轮廓图是哑铃形。 6．电子在核外的空间分布 (1)电子云图：描述电子在核外空间某处单位体积内的概率分布的图形。 (2)意义：点密集的地方，表示电子在此处单位体积内出现的概率大；点稀疏的地方，表示电子在此处单位体积内出现的概率小。 归｜纳｜总｜结 【易错提醒】 (1)电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对大小。电子云图中小点越密，表示电子出现的概率越大。 (2)电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子实际出现的次数。 (3)电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图。 要点04 基态原子核外电子排布原则 1．能量最低原则 (1)能量最低原理 基态原子的核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量最低。 (2) 基态原子按能量顺序1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s……即按ns、(n－2)f、(n－1)d、np顺序排布。 能量高低：ns<np<nd<nf，1s<2s<3s，2p<3p<4p。 2．泡利不相容原理 一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反，或者说一个原子中不会存在四个量子数完全相同的电子。如2s2的电子排布为，不能为。 3．洪特规则 原子核外电子在能量相同的各个原子轨道上排布时，将尽可能分占不同原子轨道，且自旋方向相同，这样整个原子的能量最低。如2p3轨道上的电子排布为，不能为或。 4．基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 可简单写为nlx，其中n为主量子数，x为电子数，角量子数l用其所对应的符号表示。如Li原子的电子排布式为1s22s1，Al原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1。 (2)轨道表示式 用小圆圈(或方框、短线)表示一个给定量子数n、l、m的原子轨道，并用“↑”或“↓”区别自旋状态不同的电子。如基态O原子的轨道表示式为或。 归｜纳｜总｜结 “三步法”(构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据) 第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s 第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。 第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。 要点05 核外电子排布与元素周期表 1．原子核外电子排布与周期的划分 (1)鲍林近似能级图 ①能量相近的原子轨道属于同一能级组； ②相邻能级组之间的能量差较大，同一能级组内能级之间的能量差较小。 (2)周期与能级组的关系 周期数 能级组序号 能级组内原子轨道 能级组内最多容纳电子数 元素种类数 1 1 1s 2 2 2 2 2s、2p 8 8 3 3 3s、3p 8 8 4 4 4s、3d、4p 18 18 5 5 5s、4d、5p 18 18 6 6 6s、4f、5d、6p 32 32 7 7 7s、5f、6d、7p 32 32 (3)周期与核外电子排布的本质联系 ①元素周期表的七个周期分别对应7个能级组。 ②周期数＝电子层数。 ③一个周期所包含的元素种类数＝对应能级组最多容纳的电子数。 2．原子核外电子排布与族的划分 (1)族的划分依据：族的划分与原子的价电子数和价电子排布密切相关。 (2)特点：一般来说，同族元素的价电子数目相同。 (3)规律： 稀有气体元素→价电子排布：ns2np6(He除外)。 3．元素周期表的分区与外围电子排布的关系 (1)元素周期表的分区 (2)各区外围电子排布特点 分区 外围电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除Pd外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 4.各区元素化学性质及原子价电子排布特点 包括的元素 价电子排布 化学性质 s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2(最后的电子填充在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族、0族 ns2np1～6(氦除外，最后的电子填充在np上) 最外层电子参与反应，随着最外层电子数目的增加，元素非金属性增强，金属性减弱(0族除外) d区 ⅢB～ⅦB族(镧系、锕系除外)、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2[Pd除外，最后的电子填充在(n－1)d上] 均为过渡金属元素，由于(n－1)d轨道都未充满电子，因此(n－1)d轨道上的电子可以不同程度地参与化学键的形成(Pd除外) ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10 ns1～2[(n－1)d全充满] 均为过渡金属元素，(n－1)d轨道已充满电子，因此(n－1)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)d0～2 ns2 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 5．原子结构与周期表的关系 周期 电子层数 每周期第一种元素 每周期最后一种元素 原子序数 基态原子的电子排布式 原子序数 基态原子的简化电子排布式 2 2 3 [He]2s1 10 1s22s22p6 3 3 11 [Ne]3s1 18 1s22s22p63s23p6 4 4 19 [Ar]4s1 36 1s22s22p63s23p63d104s24p6 5 5 37 [Kr]5s1 54 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 6 6 55 [Xe]6s1 86 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6 6．第4周期部分过渡元素的价电子排布为 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB 价电子排布 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 7．原子核外电子排布与元素周期表的分区 s区包含He和ⅠA、ⅡA两族元素；除氢、氦外，其余都是活泼的金属元素； p区包含ⅢA～ⅦA和0族(He除外)元素；除氢、氦外，所有的非金属元素都在p区； d区包含ⅢB～ⅦB和Ⅷ族(镧系和锕系除外)全是金属元素； ds区包含ⅠB和ⅡB族，全是金属元素； f区包含镧系和锕系，全是金属元素。 s区、d区、ds区的元素，它们的原子最外层电子数均不超过2个，只有p区的元素原子最外层电子数可为3～8个。 要点06 原子半径及其比较 1．原子半径 依据量子力学理论，人们假定原子是一个球体，并用统计的方法来测定它的半径。 2．原子半径的周期性变化 3．变化规律 规律 原因 同主族元素(自上而下) 原子半径逐渐增大 核电荷数增加对外层电子的吸引作用小于增加电子间的排斥作用 同周期元素(从左到右) 原子半径逐渐减小(除稀有气体元素外) 增加电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用 同周期过渡元素(从左到右) 原子半径逐渐减小，但变化幅度不大 增加的电子都分布在(n－1)d轨道上，它对外层电子的排斥作用与核电荷增加带来的核对电子的有效吸引作用大致相当 4．判断微粒半径大小的规律 (1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。 (2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 (3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)<r(Na)，r(S)<r(S2－)。 (4)电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 (5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。 归｜纳｜总｜结 有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析 “一层”：先比较电子层数，一般电子层越多，半径越大。 “二核”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三电子”：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 要点07 电离能变化规律及其影响因素 1．元素逐级电离能的变化规律 同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级增大。 2．元素第一电离能的变化规律 元素第一电离能呈现周期性变化，变化趋势图如下： (1)同周期从左到右，元素的第一电离能总体上呈现增大的趋势。 (2)同主族自上而下，元素的第一电离能逐渐减小。 (3)同周期从左到右，过渡元素的第一电离能变化不太规则，第一电离能略有增加。 3．影响因素 (1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子排布。 (2)具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素原子稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素的大。一般情况下，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 4．电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≤I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。 (2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≤I2<I3，表明K原子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，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 归｜纳｜总｜结 (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。 (2)确定元素原子的核外电子层排布 由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此元素的电离能会发生突变。 (3)确定元素的化合价 如果≫，即电离能在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)。某元素的逐级电离能，若I2≫I1，则该元素通常显＋1价；若I3≫I2，则该元素通常显＋2价；若I4≫I3，则该元素通常显＋3价。 过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价。如锰元素通常有＋2～＋7多种化合价。 要点08 电负性及其变化规律 1．电负性 (1)定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。 (2)意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。 (3)标准：以氟的电负性为4.0作为标准，得出各元素的电负性。 2．电负性周期性变化规律 (1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。 (2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小。 (3)电负性大的元素集中在周期表的右上角，电负性小的元素集中在周期表的左下角。 (4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐减小的趋势。 归｜纳｜总｜结 判断元素电负性大小的方法 1．决定元素电负性大小的因素：质子数、原子半径、核外电子排布。 2．同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。 3．同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，因而电负性递减。 4．在周期表中，右上方氟的电负性最大(稀有气体除外)，左下方铯的电负性最小(放射元素除外)；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的电负性最大。 5．非金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强。 6．电负性差值大的元素之间形成的化学键不一定是离子键，若判断化学键类型须看其化合物在熔融状态下是否导电。 要点09 电负性的应用 1．判断元素的金属性和非金属性及其强弱 (1)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)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。 (3)元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。 2．判断元素化合价的正负 (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．判断化学键的类型 (1)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。 (2)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。 (3)离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种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；如果两种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。 归｜纳｜总｜结 元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。 通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于2的元素，大部分是非金属元素。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。例如，氟的电负性为4.0，是最活泼的非金属元素；钫的电负性为0.7，是最活泼的金属元素。 4．对角线规则 元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。例如， 处于对角线的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质相似。 5．电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系 （1）电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价。 （2）金属元素一般都在元素周期表的左下方，同一周期的左边，同一族的下面，电负性值较小，在形成化合物时，容易失去电子从而形成正价。非金属元素一般都在元素周期表的右上方，同一周期的右边，同一族的上面，电负性值较大，在形成化合物时，容易得到电子从而形成负价。对于大部分非金属元素，在形成化合物时，既可以在与比它电负性小的元素形成化合物时显负价，也可以在与比它电负性大的元素形成化合物时显正价。 要点10 元素推断与元素周期律的综合应用 1．元素推断的一般思路 2．推断元素的常用方法 (1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。 (2)利用常见元素及化合物的特征性质。 3．由基态原子的价层电子排布确定元素在元素周期表中的位置 (1)周期序数＝电子层数＝最高能层序数 (2)主族元素的族序数＝价层电子数 (3)第ⅢB族～第ⅦB族的价层电子排布为(n－1)d1～5ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝价层电子数。如锰的价层电子排布为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。 (4)第ⅠB族和第ⅡB族的价层电子排布为(n－1)d10ns1～2，族序数＝ns能级上的电子数。 题型01 能层与能级 【典例1】下列关于原子核外电子的描述正确的是 A．原子核外电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称“电子云” B．s能级电子的能量一定低于p能级电子的能量 C．同一能层不同能级上的电子，其能量一定不同 D．3s的电子云半径比1s的大，说明3s的电子比1s的多 【答案】C 【解析】电子云是对电子运动的形象化描述，它仅表示电子在某一区域内出现的概率，并非原子核真被电子云雾所笼罩，A错误；由构造原理可知，能层相同时，s能级电子的能量低于p能级，但能层不同时，3s能级电子的能量高于2p能级，所以s能级电子的能量不一定低于p能级电子的能量，B错误；同一能层中的电子依据电子的能量不同，分为s、p、d、f不同能级，所以同一能层不同能级的电子能量一定不同，C正确；电子云半径大小由核外电子出现的概率决定，与电子数无关，D错误；故选C。 【变式1-1】下列关于多电子原子核外电子排布的说法正确的是 A．各能层含有的能级数等于能层序数减去1 B．同是s能级，在不同的能层中最多所能容纳的电子数是不相同的 C．原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数为n2 D．M能层中含有3d能级 【答案】D 【解析】各能层的能级数等于其能层序数，A错误；s能级仅1个轨道，最多容纳2个电子，与能层无关，B错误；能层最大电子容量为，C错误；M能层（n=3）包含3d能级，尽管电子填充顺序中3d能级在4s之后，但能级本身属于M能层，D正确；故选D。 【变式1-2】下列关于能层与能级的说法中，正确的是 A．同一原子中，符号相同的能级，其上电子能量一定相同 B．多电子原子中，每个能层上电子的能量一定不同 C．同是s能级，在不同的能层中所能容纳的最多电子数是不相同的 D．任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数一定等于该能层序数 【答案】D 【解析】由构造原理可知，同一原子中，符号相同的能级，其上电子能量不一定相同，如同一原子中2s能级的能量高于1s能级能量，故A错误；多电子原子中，同一能级上电子的伸展方向不同，但能量相同，故B错误；由核外电子排布规律可知，同是s能级，在不同的能层中所能容纳的最多电子数都是2个，故C错误；由构造原理可知，能层含有的能级数等于能层序数，且每一能层总是从s能级开始，故D正确；故选D。 题型02 基态与激发态 原子光谱 【典例2】下列说法正确的是 A．各电子层含有的原子轨道数为2n2(n为电子层序数) B．霓虹灯光、节日焰火，都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关 C．电子的“自旋”类似于地球的“自转” D．电子仅在激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱 【答案】B 【解析】各电子层含有的原子轨道数为(n为电子层序数)，A项错误；霓虹灯光、节日焰火等是原子中的电子吸收了能量，从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道，但处于能量较高轨道上的电子是不稳定的，很快跃迁回能量较低的轨道，这时就将多余的能量以光的形式放出，即与电子跃迁释放能量有关，B项正确；电子在原子核外高速、无规则运动，电子的“自旋”并不意味着电子像地球那样绕轴“自转”，C项错误；电子在能量较高的激发态跃迁到较低激发态或基态时，会产生发射光谱，电子由能量较低的基态跃迁到激发态时，会产生吸收光谱，吸收光谱与发射光谱总称原子光谱，D项错误；故选B。 【变式2-1】灼烧氯化钾的过程中能看到紫色的光，下列对此现象的描述正确的是 A．紫光属于发射光谱，此过程为物理变化 B．紫光属于发射光谱，此过程为化学变化 C．紫光属于吸收光谱，此过程为物理变化 D．紫光属于吸收光谱，此过程为化学变化 【答案】A 【解析】氯化钾在灼烧过程中，发出紫色的光，是由于处于激发态的电子从能量较高的激发态跃迁到能量较低的激发态甚至是基态时，会以光的形式释放能量，故为发射光谱，该过程没有新物质生成，属于物理变化，A正确；故选A。 【变式2-2】下列有关原子结构与性质的说法，正确的是 A．基态电子排布式违反了泡利不相容原理 B．激发态的电子轨道表示式： C．基态中能级最高的电子所占据轨道的电子云形状为球形 D．基态原子有16种能量不同的电子 【答案】B 【解析】基态的正确电子排布式应为，因半满结构更稳定，题目中的违反的是洪特规则的特例（全满、半满更稳定），而非泡利不相容原理（一个轨道最多2个电子，自旋相反），A错误；核外有10个电子，基态电子排布为，基态电子可由低能量轨道跃迁到能量高的轨道，图中两个轨道上的电子分别跃迁到了和轨道上，B正确；基态电子排布为，最高能级为，轨道电子云形状为哑铃形，C错误；基态原子电子排布为，不同能级（、、、、）能量不同，同一能级电子能量相同，共5种能量不同的电子，D错误；故选B。 题型03 构造原理与电子排布式 【典例3】若以E表示某能级的能量，下列能量大小顺序中正确的是 A．E(3s)>E(2s)>E(1s) B．E(3s)>E(3p)>E(3d) C．E(4f)>E(4s)>E(4d) D．E(5s)>E(4s)>E(5f) 【答案】A 【解析】根据构造原理可知各能级能量由低到高的顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f…，则：E(3s)>E(2s)>E(1s)，符合构造原理，A正确；应为E(3d)>E(3p)>E(3s)，B错误；应为E(4f)>E(4d)>E(4s)，C错误；应为E(5f)>E(5s)>E(4s)，D错误；故选A。 【变式3-1】下列关于原子结构或元素性质的说法正确的是 A．电子云图中的每个点都表示一个电子 B．激光、焰火都与核外电子跃迁吸收光能有关 C．电子由3s能级跃迁至3p能级时，可以用光谱仪摄取其吸收光谱 D．根据对角线规则，Mg和B的化学性质相似 【答案】C 【解析】电子云图中的点表示电子出现的概率密度，并非每个点代表一个电子，A错误；激光、焰火发光都是电子从高能级跃迁到低能级释放能量有关，并非吸收光能，B错误；电子从3s跃迁至3p需吸收能量，形成吸收光谱，可用光谱仪检测，C正确；对角线规则中，Mg对应Li而非B，Mg与B化学性质不相似，D错误；故选C。 【变式3-2】下列关于原子结构的说法正确的是 A．有10种不同能量的电子 B．基态原子价电子排布式为的元素位于元素周期表第四周期第ⅥB族 C．根据泡利不相容原理，原子核外可能有两个电子的运动状态是完全相同的 D．某原子的电子排布式违反了洪特规则 【答案】B 【解析】的电子排布为，共有3个能级（1s、2s、2p），对应3种不同能量的电子，而非10种，A错误；基态原子价电子排布为的元素是铬（Cr），位于第四周期ⅥB族，此排布符合铬的实际电子填充（洪特规则特例），B正确；泡利不相容原理指出，同一原子中不可能存在四个量子数完全相同的电子，因此不可能有两个电子运动状态完全相同，C错误；电子排布式未填充4s轨道，直接填充3d，违反了能量最低原理（填充顺序应为先4s后3d），而非洪特规则，D错误；故选B。 题型04 化学用语 【典例4】下列化学用语或图示表示正确的是 A．基态S原子的价电子轨道表示式： B．氯化铵的电子式： C．Cu2+的离子结构示意图： D．NaCl溶液中的水合离子： 【答案】C 【解析】已知S是16号元素，原价电子轨道表示式违反洪特规则，则基态S原子的价电子轨道表示式为：，A错误； 已知NH4Cl是离子化合物，原电子式中阴离子表示错误，氯化铵的电子式为：，B错误；已知Cu是29号元素，其核外电子排布式为：[Ar]3d104s1，Cu2+核外电子排布式为，最外层电子数为17，则Cu2+的离子结构示意图：，C正确；氯离子半径大于钠离子，氯离子带负电荷，钠离子带正电荷，则水合钠离子中钠离子吸引的是水分子中的氧原子端、水合氯离子中氯离子吸引的是水分子中的氢原子端，NaCl溶液中的水合离子：、，D错误；故选C。 【变式4-1】下列化学用语或图示表达正确的是 A．NaClO的电子式： B．基态原子的价电子轨道表示式： C．固体溶于水形成的水合钠离子： D．的球棍模型为： 【答案】B 【解析】NaClO是离子化合物，Na+和ClO-之间为离子键，ClO-中存在共价键，电子式为，A错误；基态22Ti原子的电子排布式为[Ar]3d24s2，价电子排布式为3d24s2，根据洪特规则，3d轨道的2个电子应分占不同轨道且自旋平行，4s轨道的2个电子自旋相反，题中轨道表示式符合此规则，B正确；水合钠离子中，水分子的O原子（带部分负电荷）应朝向Na+（带正电荷），H原子（带部分正电荷）朝外，题中图示为H原子朝向Na+，C错误；的球棍模型中，O原子半径大于H原子，应是1个大球（O）连接2个小球（H），且分子为角形（键角约104.5°），D错误；故选B。 【变式4-2】．氮化镓是新型半导体材料。工业制备氮化镓的常用方法是。下列叙述正确的是 A．基态Ga原子电子排布式： B．的空间填充模型： C．基态N原子价层电子的轨道表示式： D．HCl溶于水形成的水合氯离子： 【答案】C 【解析】Ga为31号元素，基态原子电子排布式应为[Ar]3d104s24p1，选项中遗漏3d10，A错误；NH3的空间填充模型应体现原子相对大小且无"棍"连接，题目图片为球棍模型，B错误；基态N原子价层电子为2s22p3，2s轨道电子自旋相反，2p轨道3个电子分占不同轨道且自旋相同，图中符合洪特规则和泡利原理，C正确；带负电，应吸引水分子中呈正电性的H原子，即水合氯离子：，D错误；故选C。 题型05 原子半径 【典例5】X元素的简单阳离子和Y元素的简单阴离子的核外电子层结构相同，下列叙述正确的是(　　) A.简单离子半径：X>Y B.原子半径：X<Y C.原子序数：X<Y D.原子最外层电子数：X<Y 【答案】D 【解析】具有相同核外电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，由题意可知：X 元素的核电荷数大于Y，则简单离子半径：X<Y，原子序数：X>Y，A、C错误；一般电子层数越多，原子半径越大，X 位于Y的下一个周期，则原子半径：X>Y，B 错误；同周期元素从左到右，最外层电子数依次增大，X形成阳离子，Y形成阴离子，则通常 X 最外层电子数小于 4，Y最外层电子数大于4，所以原子最外层电子数：X<Y，D正确。 方｜法｜点｜拨 1.原子半径大小的比较 (1)同周期：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＋)。 【变式5-1】W、X、Y、Z为短周期元素，化合物X2Y2Z7与X2YZ4所含的质子数相差40， Y、Z同主族，X的焰色呈黄色，W有两个未成对电子。下列说法正确的是 A．X原子的L能层上共有4个原子轨道 B．离子半径： C．Y元素的最高正化合价为+5 D．W与Z形成的化合物均难溶于水 【答案】A 【分析】X的焰色呈黄色，X为Na，Y、Z为同主族元素，且化合物X2Y2Z7与X2YZ4所含的质子数相差40，则Y为S元素，Z为O元素，W有两个未成对电子，W为C元素或Si元素。 【解析】X为Na ，L能层对应主量子数n=2，原子轨道数为n2=4个，包括1个s轨道和3个p轨道，故A正确；Y为S元素，X为Na，S2-半径大于Na+半径，故B错误；Y为S元素，最高正化合价为+6，故C错误；W为C元素或Si元素，Z为O元素，形成的化合物二氧化碳可以溶于水，故D错误；故选A。 【变式5-2】科学家合成了一种新的共价化合物(结构如图所示)，X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期元素，W的原子序数等于X与Y的原子序数之和。下列说法不正确的是 A．原子半径： B．氢化物熔、沸点： C．W的最高价氧化物可与氢氧化钠反应 D．Y存在多种单质 【答案】B 【分析】由共价化合物的结构可知，X、W形成4个共价键，Y形成2个共价键，Z形成1个共价键，X、Y、Z、W是原子序数依次增大的短周期元素，W的原子序数等于X与Y的原子序数之和，则X为C元素、Y为O元素、Z为F元素、W为Si元素，据此解答。 【解析】同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径：，A正确；元素存在多种氢化物，未说明是哪种氢化物，则无法比较它们的氢化物的熔、沸点，B错误；W的最高价氧化物为，属于酸性氧化物，可与氢氧化钠反应，C正确；O元素存在多种单质，如：等，D正确；故选B。 题型06 电离能与电负性 【典例6】某种催化剂阴离子的结构式如图所示，其组成元素X、Y、Z为原子半径逐渐增大的短周期元素，W是第四周期的某种元素，其化合物常用于检验酒驾，原子序数关系为。下列说法正确的是 A．该阴离子结构中σ键与π键数目之比为 B．该离子W为价 C．氢化物的沸点： D．基态原子第一电离能： 【答案】B 【分析】W是第四周期的某种元素，其化合物常用于检验酒驾，则W是Cr元素；X、Y、Z为原子半径逐渐增大的短周期元素，由图可知X只形成1条共价键，可知X最外层为1电子或7电子，X可能为H或F或Cl；Y形成2条共价键，Y最外层有6个电子，Y可能为O或S，Z形成4条共价键，Z最外层电子数为4，Z可能为C或Si，原子序数关系为：2X+2Y+Z=W，且X的原子序数最小，若X为Cl，17×2＞24，X不可能为Cl，若X为F，24-9×2＞9，X不可能为F，则X只能为H；若Y为S，2+16×2＞24，则Y为O；24-2-8×2=6，Z为C，据此分析解答。 【解析】共价单键都是σ键，双键中一个σ键，一个π键，根据结构示意图可知，阴离子结构中键和键数目之比为26：4=13∶2，A错误；根据化合物中各元素化合价代数和为0，Cr的化合价为+3价，B正确；Y为O、Z为C，水分子间存在氢键，故沸点：H2O>CH4，但氧元素的氢化物还有H2O2，碳元素的氢化物也有很多种，但选项并未指定为简单氢化物，C错误；第一电离能O＞C，故D错误；故选B。 【变式6-1】由原子序数依次增大的短周期主族元素X、Y、Z、W组成的化合物，其结构如图所示。X的核外电子数与电子层数相同，Y、W同族，Z的价电子数等于X与Y的价电子数之和。下列说法错误的是 A．原子半径： B．电负性： C．简单氢化物的沸点： D．Y的第一电离能高于同周期相邻元素 【答案】D 【分析】原子序数依次增大的短周期主族元素X、Y、Z、W，X的核外电子数与电子层数相同，X可以形成一条共价键，故X为H；Y可以形成两条共价键，则为ⅥA族，Y、W同族，故Y为O，W为S；Z的价电子数等于X与Y的价电子数之和（1+6=7），Z为ⅦA族，且原子序数小于S，故Z为F，据此分析。 【解析】根据分析可知，W、Y、Z、X分别为S、O、F、H，同周期元素由左至右原子半径减（半径O>F）小，不同周期元素，电子层数越多，半径越大，故原子半径S>O>F>H，A正确；同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，电负性：F>O>S，B正确；H2O分子之间可以形成氢键使沸点升高，而H2S无分子间氢键，简单氢化物的沸点：H2O>H2S，C正确；Y是O，同周期元素由左至右第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素高，故第一电离能，N>O、F>O，D错误； 故答案为D。 【变式6-2】如图所示的化合物是一种重要的化工原料，X、Y、Z、W、E是原子序数依次增大的短周期主族元素，其中Z、E同族，下列说法正确的是 A．简单离子半径：Y>Z>W>E B．电负性：Z>Y>X C．第一电离能：W>Z>Y>X D．该物质中所有原子均达到8电子稳定结构 【答案】B 【分析】X、Y、Z、W、E为原子序数依次增大的短周期主族元素；Z、E同族，Y连三个键，则Y在短周期中为第ⅤA族元素(价电子为ns2np3)，结合原子序数可知Y为N元素；Z在Y之后且与E同族，且Z共用2个键，可推测出Z为O元素，E为S元素；Y连接2个X且X只用1个键，可得到X为H元素；W+为+1价阳离子，且原子序数在O元素与S元素之间，则W为Na元素，综上所述可得各元素分别为：X=H、Y=N、Z=O、W=Na、E=S，据此分析解答。 【解析】电子层结构相同的离子，原子序数越大，离子半径越小，E2-(S2-)有3个电子层，W+(Na+)、Y3-(N3-)、Z2-(O2-)都只有2个电子层且核外电子数相同，则得到离子半径大小顺序为：E2-(S2-)＞Y3-(N3-)＞Z2-(O2-)＞W+(Na+)，即E＞Y＞Z＞W，故A错误；在H、N、O中H的电负性最小，O的电负性大于N，故电负性O>N>H，故B正确；W是Na，第一电离能最小，N的p能级的半充满情况，使其第一电离能比它们右侧相邻的元素大，即N>O，故第一电离能N>O>H>Na，故C错误；S原子形成了6个共用电子对，不满足8电子稳定结构，故D错误；故选B。 题型7 元素综合推断 【典例7】X、Y、Z、W为四种短周期主族元素，且原子序数依次增大，其中X、Z同主族，Y原子半径是短周期主族元素中最大的，X原子最外层电子数是其核外电子层数的3倍。下列说法正确的是 A．W元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Z B．X、Y、Z三种元素组成的化合物只有2种 C．简单气态氢化物稳定性：Z>X D．离子半径：Z>W>X>Y 【答案】D 【分析】X、Y、Z、W为四种短周期主族元素，且原子序数依次递增，Y原子半径是短周期主族元素中最大的，Y为Na元素；X原子最外层电子数是核外电子层数的3倍，X为第二周期O元素；X、Z同主族，则Z为S；W的原子序数最大，可以知道W为Cl，由上述分析可以知道，X为O，Y为Na，Z为S，W为Cl。 【解析】Cl元素氧化物对应水化物的酸性不一定强于S，HClO的酸性弱于H2SO4，A错误； B．O、Na、S三种元素组成的化合物不止2种，如亚硫酸钠、硫酸钠、硫代硫酸钠等，B错误； C．S的简单氢化物为H2S，O的简单氢化物为H2O，非金属性O＞S，则简单气态氢化物稳定性：H2S＜H2O，C错误；电子层越多，离子半径越大，相同电子层结构的微粒，核电荷数越大，半径减小，则简单离子半径：S2-＞Cl-＞O2-＞Na+，D正确；故选D。 【变式7-1】中国科学院研究员研究双层电容器中储能行为时，运用到某种离子化合物结构如图所示。其中均为短周期主族元素，且原子序数依次增大，同族，且两者组成的某种阴离子在强酸性溶液环境下可以产生淡黄色沉淀。下列说法错误的是 A．元素应用到电容器的制备是由于其比能量高 B．的含氧酸的酸性可能弱于的 C．简单离子半径： D．该化合物的阴离子中所有元素均满足8电子稳定结构 【答案】C 【分析】X、Y、Z、M、L、Q均为短周期主族元素且原子序数依次增大，其中Y形成4条键，则Y为C元素；化合物结构中X形成+1价阳离子，且原子序数小于Y(碳)，故X为Li；M、Q同族且化合物结构中M形成2个共价键、Q形成6个共价键，两种元素组成的某种阴离子在强酸性溶液环境下可以产生淡黄色沉淀，该阴离子为，故M为O元素、Q为S元素；Z的原子序数介于碳、氧之间，故Z为N元素；化合物结构中Y(碳)形成4个共价键，即L形成1个共价键，L的原子序数大于氧、小于硫，故L为F元素。 【解析】比能量=该原子正常状态下能失去的电量/该原子相对原子质量，Li的相对原子质量很小，因此Li的比能量是金属元素中较高的，用于制作电容器，A正确；Z为N元素，N的含氧酸有HNO3、HNO2，HNO2是弱酸，酸性弱于H2SO4，B正确；由分析可知，Q为S、M为O、L为F，X为Li，故简单离子半径大小的顺序为S2-＞O2＞F-＞Li+，即Q＞M＞L＞X，C错误；阴离子中的元素为C、N、O、F、S，均满足8电子稳定结构，D正确；故选C。 【变式7-2】非金属元素、、、是原子序数依次增大的短周期主族元素，其中、、在元素周期表中的位置如下图所示。下列叙述错误的是 A．的简单氢化物液态时可用作制冷剂 B．含氧酸的酸性： C．W的+4价氧化物是一种新的自来水消毒剂 D．简单氢化物的还原性： 【答案】B 【分析】根据表中位置可推知，非金属元素X、Y、Z、W分别为N、Si、P或S、Cl；据此作答。 【解析】X的简单氢化物为NH3，液氨汽化时吸热可用作制冷剂，A正确；未指明是最高价含氧酸，如H3PO4酸性强于HClO，B错误；W的+4价氧化物为ClO2，具有强氧化性，是新型自来水消毒剂，C正确；一般而言，非金属性越强，单质的氧化性越强，氢化物的还原性越弱；非金属性Si < P（S），简单氢化物的还原性：SiH4 > PH3（H2S），即Y > Z，D正确；故选B。 期末基础通关练（测试时间：15分钟） 1．月壤中的“嫦娥石”是中国首次在月球上发现的新矿物，其化学式为(是钇，39号元素)。下列说法正确的是 A．上述组成元素只位于区、区 B．基态钇原子价电子排布式： C．基态氧原子最高能级的电子云轮廓图： D．在形成新矿物时，Y的价电子全部失去，则该化合物中铁显+3价 【答案】C 【解析】钙为20号元素，位于区，是39号元素、是26号元素，位于区，是8号元素、P是15号元素，位于区，A错误；基态钇原子价电子排布式为，B错误；的电子云沿轴延伸的哑铃形，C正确；钇的价电子全部失去，钇元素显+3价，由化合价规则可知铁显+2价，D错误；故选C。 2．下列说法错误的是 A．ns电子的能量不一定高于(n-1)p电子的能量 B．6C的电子排布式1s22s22违反了洪特规则 C．电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理 D．电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理 【答案】A 【解析】根据构造原理，能级顺序中ns的能级一定高于(n-1)p的能级（如4s > 3p），A错误；碳原子2p轨道应遵循洪特规则，两个电子分占不同轨道且自旋相同，写成违反此规则，B正确；钪（Sc）的电子应先填满4s轨道（能量低于3d），排布式3d3未填4s，违反能量最低原理，C正确；钛（Ti）的3p轨道最多容纳6个电子，排布式3p10超过轨道容量，违反泡利原理，D正确；故选A。 3．对于反应，下列说法正确的是 A．原子核中有14个中子 B．基态的核外电子排布式为 C．与互为同素异形体 D．原子核中有1个质子和1个中子 【答案】B 【解析】的原子核中质子数为7，质量数为14，中子数，A错误；的电子数为2，基态时核外电子排布式为，B正确；和是氧的同位素，同素异形体是同元素的不同单质（如和），C错误；的原子核含1个质子，中子数，D错误；故选B。 4．在化工、医药等领域有着广泛的应用。下列说法错误的是 A．基态原子中，核外电子占据的最高能层的符号是 B．基态的核外电子排布式为 C．氧原子的价层电子轨道表示式为 D．钾的焰色为紫色，这与钾原子核外电子发生跃迁有关 【答案】B 【解析】基态K原子的电子排布式为：，有4个电子层，能层的符号为K、L、M、N，最高能层的符号是N，A正确；Mn为25号元素，基态Mn原子的价电子排布式为：，则基态的核外电子排布式为，B错误；氧原子核外电子排布式为：，根据洪特规则，其价层电子轨道表示式为：，C正确；核外电子吸收能量发生跃迁后再跃迁回原来轨道释放出一定波长的光，为焰色反应，所以钾的焰色为紫色，与钾原子核外电子发生跃迁有关，D正确；故选B。 5．39号元素钇的电子排布式正确的是 A．1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d1 B．1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2 C．1s22s22p63s23p63d104s24p64f15s2 D．1s22s22p63s23p63d104s24p65s25d1 【答案】B 【解析】根据构造原理，电子填入能级的先后顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d，因此钇元素的最后3个电子分别填入5s、4d能级，电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2，故B项正确。 6．下列化学用语或图示表达正确的是 A．有8个中子的碳原子： B．的离子结构示意图： C．基态氮原子的轨道表示式： D．用电子式表示KCl的形成过程： 【答案】B 【解析】碳原子有 6 个质子，含8 个中子的碳原子表示为，A错误；Cu是第29号元素电子排布式为：， 有 29 个质子、27 个电子，结构示意图：，B正确；基态氮原子的正确轨道排布应为，且应遵从洪特规则在三个p轨道中分别单占，自旋方向相同，应该为：，C错误；氯化钾是离子化合物，钾原子失去一个电子，氯原子得到一个电子，用电子式表示KCl的形成过程为：，D错误；故选B。 7．当碳原子的核外电子排布由转变为时，下列说法正确的是 ①碳原子由基态变为激发态；②碳原子由激发态变为基态；③碳原子要从外界环境中吸收能量；④碳原子要向外界环境中释放能量 A．①② B．②③ C．①③ D．②④ 【答案】C 【解析】当碳原子的核外电子排布由转变为时，核外电子排布由1s22s22p2转变为1s22s12p3，则碳原子是由基态变为激发态，同时体系能量升高，需要从外界环境中吸收能量，符合的项目为①和③，所给的四个选项中，正确的选项为C。 8．已知某元素+2价离子的电子排布式为，该元素在周期表中属于 A．ⅤB族 B．ⅡB族 C．Ⅷ族 D．ⅡA族 【答案】D 【解析】该元素 + 2 价离子的电子排布式为，说明该元素原子失去 2 个电子后达到此电子排布，因此原子的电子排布式为，最外层有 2 个电子，符合 ⅡA 族元素的特征（ⅡA 族元素原子最外层电子数为 2，易失去 2 个电子形成 + 2 价离子）。根据分析可知答案选D。 9．下列说法中不正确的是 A．K+的电子排布式为1s22s22p63s23p6 B．24价层电子排布式为 C．基态Fe3+、Fe2+中未成对电子数之比为4：5 D．某元素的原子最外层电子排布式为nsn-1npn+1，则该元素-2价阴离子的核外电子排布式为[Ne]3s23p6 【答案】C 【解析】K为19号元素，K+的电子排布式为，A正确；Cr3+的价层电子排布式为3d3，B正确；基态Fe3+的价电子排布式为，有5个未成对电子；Fe2+的价电子排布式为，有4个未成对电子，基态Fe3+、Fe2+中未成对电子数之比为5：4，C错误；某元素最外层电子排布为，s轨道最多容纳2个电子，则，，该元素为硫，其-2价阴离子为S2-的电子排布为，D正确；故选C。 10．若某元素原子处于能量最低状态时，原子的最外层电子数为1，价层电子数为6，下列关于该元素的叙述正确的是 A．该元素原子层电子共有13种空间运动状态 B．该元素是副族元素，位于元素周期表的ds区 C．该元素的同族基态原子的价层电子排布式都为 D．该基态原子是同周期基态原子核外未成对电子数最多的原子 【答案】D 【分析】分析题给信息：若某元素原子处于能量最低状态时，最外层电子数为1，价层电子数为6，结合电子排布规则，可知该元素为Cr，其基态电子排布为[Ar]3d⁵4s¹。 【解析】M层轨道数为9，空间运动状态数对应轨道数，该元素原子层电子共有9种空间运动状态，A错误；Cr是副族元素，属于d区VIB族，非ds区，B错误；同族元素W的价层电子排布为5d46s2，与(n−1)d5ns1不符，C错误；Cr的未成对电子数为6，在同周期中最多（如Mn为5，Fe为4等），D正确；故选D。 期末综合拓展练（测试时间：25分钟） 11．以下有关元素性质的说法不正确的是 A．具有下列电子排布式的原子①；②；③；④，原子半径最大的是① B．有下列价电子排布式的原子①；②；③；④，第一电离能最大的是③ C．①Na、K、Rb；②N、P、S；③Na、P、Cl，元素的电负性随原子序数增大而增大的是③ D．某主族元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1415、7733、10450、13630、17995等，它与氯气反应时，生成的阳离子是 【答案】D 【解析】①是Si（第三周期），②是N（第二周期），③是S（第三周期），④是C（第二周期）。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；则硅原子半径最大，A正确；①为Al，②为Si，③为P，④为S。第三周期中P的第一电离能因3p3半充满更稳定而最大，B正确；同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；同主族由上而下，金属性增强，非金属性逐渐减弱，元素电负性减弱；③中Na、P、Cl同周期，电负性随原子序数增大而递增（Na＜P＜Cl），C正确；第三电离能剧增，表明最外层有2个电子，应形成X2+而非X3+，D错误；故选D。 12．嫦娥石属于陨磷钠镁钙石族，其纯晶体成分为。下列说法正确的是 A．离子半径大小： B．电负性大小： C．碱性强弱： D．第一电离能大小： 【答案】C 【解析】Ca2+和P3-电子层数相同，核电荷数越大离子半径越小，故Ca2+半径小于P3-，A错误；O元素在第二周期，P元素在第三周期，非金属性O>P，故电负性，B错误；金属性Ca＞Fe，故Ca(OH)2碱性强于Fe(OH)3，C正确；Mg的3s轨道全充满更稳定，第一电离能Mg＞Al，D错误；故选C。 13．X、Y、Z、Q是原子序数依次增大的前四周期元素，且分别位于不同周期；Y元素基态原子的价层电子排布是；X、Z、Q元素原子的最外层均只有1个电子，Z元素原子中只有两种形状的电子云，Q元素基态原子内层的s、p、d能级均排满电子。下列说法正确的是 A．有机物中必含X元素 B．X、Z、Q元素原子的价电子数均为1 C．Y的氢化物沸点一定高于同主族其他元素的氢化物沸点 D．Q元素最高价氧化物对应水化物能溶于氨水 【答案】D 【分析】X、Y、Z、Q是原子序数依次增大的前四周期元素，且分别位于不同周期，所以X是第一周期且最外层1个电子，为H；Y是第二周期，n为2，所以价电子排布为，为C；Z元素在第三周期，原子中只有两种形状的电子云为s和p，且最外层1个电子，故为Na；Q在第四周期，基态原子内层的s、p、d能级均排满电子且最外层1个电子，故为Cu。 【解析】X元素为氢元素，有机物不一定含H（如CCl4），A错误；Cu的价电子包括，实际价电子数不是1，B错误；Y是碳元素，氢化物是，沸点低于（分子量更小），C错误；溶于氨水生成络离子，D正确。故选D。 14．R、X、Y、Z、M五种短周期主族元素，原子序数依次增大。R是形成化合物种类最多的元素，基态X原子的价层电子排布式为，Y与M同主族，且M的原子序数是Y的2倍，Z是同周期元素中原子半径最大的元素。下列说法正确的是 A．分子的空间结构为直线形 B．简单离子半径： C．电负性： D．Z与Y可形成两种常见的离子化合物，且晶体中的阴阳离子个数比均为 【答案】D 【分析】R、X、Y、Z、M五种短周期主族元素，原子序数依次增大。R是形成化合物种类最多的元素，则R为C元素；基态X原子的价层电子排布式为，即，故为N元素；Y与M同主族，且M的原子序数是Y的2倍，则Y为氧（O），M为硫（S）；Z是同周期元素中原子半径最大的元素，Z为钠（Na）； 【解析】SO2中S原子价层电子对个数=2+=3，所以采用sp2杂化，SO2为V形结构，非直线形，A错误；离子半径顺序为S2-> O2-> Na+（M > Y > Z），B错误；同周期元素，原子序数越大，电负性越强，故电负性顺序O > N > C（Y > X > R），C错误；Na与O形成的Na2O和Na2O2中，阴离子数目:阳离子数目=1:2（如Na2O中2个Na⁺对应1个O2-），D正确；故选D。 15．R、X、Y、Z、M五种短周期元素，原子序数依次增大。基态R原子每个能级上电子数相等，R元素形成的一种单质是自然界硬度最大的物质。基态Y原子的价层电子排布为，Z原子的最外层电子数是1，基态M原子核外电子的空间运动状态为7种。下列说法不正确的是 A．氢化物的沸点： B．电负性： C．化学键的极性：键键 D．单质与稀盐酸反应剧烈程度： 【答案】A 【分析】R、X、Y、Z、M五种短周期元素，原子序数依次增大。基态R原子每个能级上电子数相等，R元素形成的一种单质是自然界硬度最大的物质，则R的核外电子排布为1s22s22p2，R为C元素；基态Y原子的价层电子排布为，n=2，则Y原子的价层电子排布为，Y为O元素；X的原子序数在R、Y之间，则X为N元素，；Z原子的最外层电子数是1，Z的原子序数大于Y，则Z为Na元素；基态M原子核外电子的空间运动状态为7种，即有7个轨道被电子占据，则M原子核外电子排布为1s22s22p63s23p1，M为Al元素。 【解析】C元素形成的氢化物可能是固体，比如碳原子数多的固态烷烃，因此氢化物的沸点无法比较，A项错误；同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，则电负性：O＞N＞Al，即，B项正确；电负性差越大，化学键极性越大，电负性：O＞N，则化学键极性：O-H键＞N-H键，即键键，C项正确；元素的金属性越强，对应单质和稀盐酸反应越剧烈，金属性：Na＞Al，则单质与稀盐酸反应剧烈程度：Na＞Al，即，D项正确；故选A。 16．下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z代表4种短周期主族元素，其中W原子L层电子数是层的2倍。下列说法不正确的是 W X Y Z A．的非金属性比的强 B．与可能会组成离子化合物 C．与氢元素组成的化合物在常温下可能是固体 D．单质可以和的最高价氧化物对应水化物反应 【答案】A 【分析】W原子L层电子数是K层的2倍，说明W为C，根据位置关系可知，X为O，Y为Na，Z为Al。 【解析】同周期元素从左到右非金属性增强，W的非金属性弱于X，A错误；Y为Na，X为O，可形成离子化合物Na2O，B正确；W为C，与氢元素可组成的烃类有机物，随着碳原子个数的增多，状态可能为固体，C正确；Y为Na，Z为Al，Y的最高价氧化物对应水化物为NaOH，Al可与NaOH反应，D正确； 故答案为A。 17．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W为第二周期原子核外电子排布中未成对电子数最多的主族元素，X无正化合价，Y为同周期原子半径最大的主族元素；基态Z原子最高能级中成对电子数与未成对电子数相等。下列说法正确的是 A．Y、Z形成的Y2Z2中只含离子键 B．氧化物对应水化物酸性：W>Z C．第一电离能：X>W>Z>Y D．简单氢化物的稳定性：W>X 【答案】C 【分析】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W为第二周期原子核外电子排布中未成对电子数最多的主族元素，则W是N元素，X无正化合价，则X是F元素，Y为同周期原子半径最大的主族元素,则Y是Na元素，基态Z原子最高能级中成对电子数与未成对电子数相等.则Z是S元素。 【解析】含有S-S共价键和的离子键，故A错误；可以比较N和S的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，但是无法比较N和S的氧化物对应水化物的酸性强弱，故B错误；第一电离能顺序为F（X）＞N（W）＞S（Z）＞Na（Y），符合实际规律，故C正确；因F的非金属性更强，HF（X的氢化物）稳定性强于NH3（W的氢化物），故D错误；故选C。 18．一种医药中间体的结构如图所示，X、Y、Z、W、Q为原子序数依次递增的短周期元素，其中只有Y、Z、W位于同一周期，且Y原子s能级上的电子总数是p能级上电子总数的2倍，下列说法错误的是 A．X可分别与Y、Z、W形成10电子分子 B．Y、Z、W氢化物分子的沸点： C．X与W形成的化合物可能含有非极性共价键 D．Y、Z、W的基态原子的第一电离能大小： 【答案】B 【分析】X、Y、Z、W、Q为原子序数依次递增的短周期元素，其中只有Y、Z、W位于同一周期，则X为H，且Y原子s能级上的电子总数是p能级上电子总数的2倍，其核外电子排布式为1s22s22p2，则Y为C，结合医药中间体的结构简式可知，Y周围形成4个共价键，Z周围形成3个共价键，则Z为N， W周围形成2个共价键，则W为O，Q周围形成一个共价键，则Q为Cl。 【解析】X为H，Y、Z、W 分别为C、N、O，H可分别与C、N、O形成CH4、NH3和H2O，三者均为10电子分子，A正确；Y为C，Z为N，W为O，碳元素的氢化物种类很多，故无法比较三者氢化物分子的沸点，B错误；X为H 、W为O，O与H形成的化合物可能含非极性共价键，如H2O2中氧氧键为非极性共价键，C正确；Y、Z、W分别为C、N、O，同一周期从左往右第一电离能呈增大趋势，但VA族元素第一电离能高于同周期相邻两种元素，故第一电离能：N＞O＞C，D正确；故选B。 19．已知：由X、Y、Z、W四种短周期主族元素组成的是一种含氮量较高的氮肥，可通过反应制得，Y与其他元素位于不同周期，在空气中X的单质占的比例最大，Z、X、W同周期且Z与W的原子序数之和为X的2倍。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．沸点： C．基态原子价层电子未成对电子数： D．最高价氧化物对应水化物的酸性： 【答案】B 【分析】X的单质在空气中比例最大，X为N；Y与其他元素不同周期，结合短周期主族元素，Y为H；Z、X、W同周期且Z +W=2×X（N的原子序数7），得Z=C（6）、W=O（8），反应式对应尿素［CO(NH2)2］的合成：2NH3 + CO2 = CO(NH2)2 + H2O。 【解析】第一电离能从左往右逐渐增大，但氮的2p为半充满，较稳定，电离能大于相邻的元素，所以第一电离能N＞O＞C，即Z＜W＜X，A错误；H2O、NH3均含有氢键，但水的氢键数目最多，沸点最高，NH3次之，CH4没有氢键，沸点最低，即，B正确；N为7号元素，有3个未成对电子，C为6号元素，有2个未成对电子，O为8号元素，有2个未成对电子，即，C错误；N的非金属性强于C，所以HNO3酸性强于H2CO3，故Z＜X，D错误；故选B。 20．主族元素的原子序数依次增大，且均不大于与Y原子的最外层电子数之和等于X原子的最外层电子数。四种元素形成的一种食品添加剂Q的结构如图所示。下列说法不正确的是 A．电负性： B．阴离子中仅1种原子不满足8电子稳定结构 C．可与反应生成还原性气体 D．X与Y形成的最高价化合物不能用于干燥 【答案】B 【分析】主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，目均不大于20，由四种元素形成的一种食品添加剂Q的结构可知，X形成2个共价键，X应为O；W只形成1个共价键，W为H；W与Y原子的最外层电子数之和等于X原子的最外层电子数，Y的最外层电子数为6-1=5，结合原子序数可知Y为P；Z可失去2个电子变为带2个单位正电荷的离子，且原子序数大于Y，则Z为Ca。 【解析】由分析可知，W为H；X为O；Y为P；Z为Ca。 A．电负性同周期从左往右逐渐增强，同主族从下往上逐渐增强，所以电负性Ca＜P＜O，即，A正确；Q中Y（P）、W（H）都不满足8电子稳定结构，故B错误；W与Z可以形成离子化合物为CaH2，可与H2O反应生成还原性气体氢气，故C正确；X与Y形成的化合物为五氧化二磷时，具有吸水性，但生成酸不能用于干燥NH3，故D正确；故选B。 1 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $