高考化学 考点57 原子结构与元素的性质学案（含解析）

考点57原子结构与元素的性质一、原子核外电子排布原理1．能层、能级与原子轨道（1）能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N、O、P、Q……表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层，能量依次升高。各能层最多可容纳的电子数为2n2。（2）能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即：E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。（3）能层、能级与原子轨道关系能层(n)能级最多容纳电子数序数符号符号原子轨道数各能级各能层一K1s122二L2s1282p36三M3s12183p363d510四N4s12324p364d5104f714………………n…………2n2（4）原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域，这种电子云轮廓图也就是轨道的形象化描述。（5）原子轨道的能量关系2．基态原子的核外电子排布（1）能量最低原理：电子优先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，亦即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：（2）泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。（3）洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。如2p3的电子排布为，不能表示为或。洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)或全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，这一点违反了洪特规则，可看成洪特规则的特例。如24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1(3d5、4s1均为半充满稳定状态)；29Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1(3d10为全充满稳定状态，4s1为半充满稳定状态)。（4）核外电子排布的表示方法①核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。如Cu：1s22s22p63s23p63d104s1，其简化电子排布式为[Ar]3d104s1。②价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。③电子排布图：方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。例如：S的电子排布图为核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。3．电子跃迁与原子光谱（1）原子的状态①基态原子：处于最低能量的原子。②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从低能级跃迁到高能级状态的原子。（2）原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。（3）基态、激发态及光谱示意图易错警示：（1）当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n−1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n−1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。（2）由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。（3）书写轨道表示式时，空轨道不能省略。如C的轨道表示式为，而不是。（4）注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；外围电子排布式：3d104s1。二、原子结构与元素性质1．原子结构与周期表的关系（1）原子结构与周期的关系周期能层数每周期第一种元素每周期最后一种元素电子最大容量原子序数基态原子的电子排布式原子序数基态原子的电子排布式一111s121s22二23[He]2s1101s22s22p68三311[Ne]3s1181s22s22p63s23p68四419[Ar]4s1361s22s22p63s23p63d104s24p618五537[Kr]5s1541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p618六655[Xe]6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p632每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。氦原子核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。（2）每族元素的价电子排布特点①主族主族IAIIAIIIAIVA排布特点ns1ns2ns2np1ns2np2主族VAVIAVIIA……排布特点ns2np3ns2np4ns2np5……②0族：He：1s2；其他：ns2np6。③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n−1)d1～10ns1～2。（3）元素周期表的分区与价电子排布的关系①周期表的分区②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点分区元素分布价电子排布元素性质特点s区第ⅠA族、第ⅡA族ns1~2除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应p区第ⅢA族~第ⅦA族、0族ns2np1~6(除He外)通常是最外层电子参与反应d区第ⅢB族~第ⅦB族、第Ⅷ族(n−1)d1~9ns1~2(除钯外)d轨道可以不同程度地参与化学键的形成ds区第ⅠB族、第ⅡB族(n−1)d10ns1~2金属元素f区镧系、锕系(n−2)f0~14(n−1)d0~2ns2镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近③根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。2．元素周期律（1）原子半径①影响因素②变化规律元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。（2）电离能①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ·mol−1。②规律a．同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左到右逐渐增大的变化趋势。第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。b．同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。c．同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多，再失去电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越大，逐级电离能越来越大(即I1<I2<I3……)。③电离能的四个应用a．判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。b．判断元素的化合价如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。c．判断核外电子的分层排布情况多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化。d．反映元素原子的核外电子排布特点同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。（3）电负性①含义用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。②标准以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为标准，得出了各元素的电负性。③规律同一周期，从左至右，电负性逐渐增大，同一主族，从上至下，电负性逐渐减小。④电负性四个方面的应用a．确定元素类型(电负性>1.8，为非金属元素；电负性<1.8，为金属元素)。b．确定化学键类型(两成键元素电负性差值>1.7，为离子键；两成键元素电负性差值<1.7，为共价键)。c．判断元素价态正、负(电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价)。d．电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一(表征原子得电子能力强弱)。（4）对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如：易错警示（1）金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。（2）不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。（3）共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。（4）同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。考向一原子核外电子排布与表示方法典例1（1）处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用形象化描述。在基态14C原子中，核外存在对自旋相反的电子。

（2）基态Fe原子有个未成对电子，Fe3+的电子排布式为。

（3）Cu+基态核外电子排布式为

。

（4）基态硅原子中，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。

【答案】（1）电子云2（2）41s22s22p63s23p63d5（3）[Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10（4）M94【解析】（1）核外电子出现的概率密度可以用电子云表示；根据14C的核外电子排布式1s22s22p2，可知1s22s2上存在两对自旋相反的电子。（2）基态Fe原子的电子排布式为[Ar]3d64s2，外围电子轨道表示式为，故基态Fe原子的未成对电子数为4；Fe3+的电子排布式为[Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5。（3）Cu原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，则Cu+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10。（4）基态Si原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2，电子占据的最高能层为第三层，符号为M，该能层原子轨道总数=1(3s轨道)+3(3p轨道)+5(3d轨道)=9，电子数为4。1．下列说法正确的是A．原子核外电子排布式为1s2的原子与原子核外电子排布式为1s22s2的原子化学性质相似B．Zn2＋的最外层电子排布式为3s23p63d10C．基态铜原子的最外层电子排布图：D．基态碳原子的最外层电子排布图：【答案】B【解析】原子核外电子排布式为1s2的元素为He，原子核外电子排布式为1s22s2的元素为Be，He的性质稳定，Be较活泼，性质不同，故A错误；Zn的原子序数为30，电子排布式为[Ar]3d104s2，失去2个电子变为Zn2＋，Zn2＋的最外层电子排布式为3s23p63d10，故B正确；Cu的原子序数为29，价电子排布为3d104s1，基态铜原子的价电子排布图为，故C错误；C的原子序数为6，价电子排布为2s22p2，价电子排布图为，故D错误。核外电子排布常见错误（1）在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：（2）当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n−1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n−1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，而失电子时，却先失4s轨道上的电子，如Fe3+：1s22s22p63s23p63d5。（3）注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围价层电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；外围价层电子排布式：3d104s1。考向二电离能的判断及其应用典例2气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(I1)，气态正离子继续失去电子所需要的最低能量依次称为第二电离能(I2)、第三电离能(I3)……下表是第三周期部分元素的电离能[单位：eV(电子伏特)]数据：元素I1/eVI2/eVI3/eV甲5.747.471.8乙7.715.180.3丙13.023.940.0丁15.727.640.7下列说法正确的是A．甲的金属性比乙强 B．乙的化合价为＋1价C．丙不可能为非金属元素 D．丁一定为金属元素【答案】A【解析】由表格可知，甲的第一电离能小于乙，表明甲比乙易失去第一个电子，故甲的金属性比乙强，A正确；乙失去第二个电子也较易，且失去第三个电子很难，则乙的化合价可能为＋2价，B错误；对丙而言，失去电子较难，所以可能是非金属元素，C错误；对丁而言，失电子比丙还难，而第三周期只有3种金属元素，可知丁一定是非金属元素，D错误。2．根据信息回答下列问题：如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。（1）认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为<Al<(填元素符号)；（2）图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第周期族。【答案】（1）NaMg（2）五ⅠA【解析】（1）由信息所给的图可以看出，同周期的第ⅠA族元素的第一电离能最小，而第ⅢA族元素的第一电离能小于第ⅡA族元素的第一电离能，故Al的第一电离能：Na<Al<Mg。（2）图中电离能最小的应是碱金属元素Rb，在元素周期表中第五周期ⅠA族。第一电离能的比较应注意的问题（1）金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。如I1(Mg)>I1(Al)，但活泼性Mg>Al。（2）第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。考向三电负性的判断及其应用典例3下列图示中横坐标是表示元素的电负性数值，纵坐标表示同一主族的五种元素的序数的是【答案】B【解析】同主族自上而下原子半径增大，原子对键合电子的吸引力减小，元素的电负性减弱，即同主族随原子序数的增大，电负性降低，选项中符合变化规律的为B中所示图象，故选B。3．已知元素的电负性和元素的化合价一样，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AlBBeCClFLi电负性1.52.01.52.53.04.01.0元素MgNNaOPSSi电负性3.00.93.52.12.51.8已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。（1）根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是。

（2）通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围。

（3）判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：A．Li3NB．BeCl2C．AlCl3D．SiCⅠ.属于离子化合物的是；Ⅱ.属于共价化合物的是；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论

。【答案】（1）同一周期元素随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化（2）0.9～1.5（3）Ⅰ.AⅡ.BCD测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物【解析】（1）将表中数据按照元素周期表的顺序重排，可以看出电负性随着原子序数的递增呈周期性变化。（2）根据电负性的递变规律：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，可知，在同周期中电负性Na<Mg<Al，同主族Be>Mg>Ca，最小范围应为0.9～1.5。（3）根据已知条件及表中数值：Li3N电负性差值为2.0，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。考向四“位、构、性”三者的关系与元素推断典例4现有七种元素，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F、G为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答问题。元素相关信息A元素的核外电子数和电子层数相等，也是宇宙中最丰富的元素B元素原子的核外p电子数比s电子数少1C原子的第一至第四电离能分别是I1＝738kJ/mol；I2＝1451kJ/mol；I3＝7733kJ/mol；I4＝10540kJ/molD原子核外所有p轨道全满或半满E元素的主族序数与周期数的差为4F是前四周期中电负性最小的元素G在周期表的第七列（1）已知BA5为离子化合物，写出其电子式：____________。（2）B基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有________个方向，原子轨道呈________形。（3）某同学根据上述信息，推断C基态原子的核外电子排布图为。该同学所画的电子排布图违背了________。（4）G位于__________族__________区，价电子排布式为__________。【答案】（1）（2）3哑铃（3）泡利原理（4）第ⅦBd3d54s2【解析】A、B、C、D、E为短周期主族元素，F、G为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。A元素的核外电子数和电子层数相等，是宇宙中最丰富的元素，则A为H元素；B元素原子的核外p电子数比s电子数少1，B元素原子核外有2个电子层，为1s22s22p3，故B为N元素；由C原子的第一至第四电离能数据可知，第三电离能剧增，故C处于第ⅡA族，原子序数大于N元素，故C为Mg元素；D处于第三周期，D原子核外所有p轨道全满或半满，最外层电子排布式为3s23p3，故D为P元素；E应为第三周期，E元素的主族序数与周期数的差为4，应为第ⅦA族元素，故E为Cl元素；F是前四周期中电负性最小的元素，故F为K元素；G在周期表的第七列，G为Mn元素。4．X、Y、Z、W是短周期元素，X元素原子的最外层未达到8电子稳定结构，工业上通过分离液态空气获得其单质；Y元素原子最外电子层上s、p电子数相等；Z元素+2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同；W元素原子的M层有1个未成对的p电子。下列有关这些元素性质的说法一定正确的是A．X元素的氢化物的水溶液显碱性B．Z元素的离子半径大于W元素的离子半径C．Z元素的单质在一定条件下能与X元素的单质反应D．Y元素最高价氧化物的晶体具有很高的熔点和沸点【答案】C【解析】根据题意，Z为Mg元素，Y原子最外层电子排布为ns2np2，是C或Si元素，X为N或O元素，W为Al或Cl元素，N的氢化物的水溶液显碱性，但O的氢化物的水溶液显中性或弱酸性，A错误；Al3+的半径比Mg2+小，Cl−半径比Mg2+大，B错误；氮气、氧气均能与镁反应，C正确；CO2形成的晶体熔、沸点低，D错误。1．下列各项叙述中，正确的是A．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态B．价电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素C．所有原子任一能层的s电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同D．24Cr原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d44s2【答案】C【解析】A项镁原子由基态转化为激发态，要吸收能量；价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期ⅢA族，是p区元素；原子轨道处于全空、全满或半充满状态时，能量最低，故24Cr原子的核外电子排布式应是1s22s22p63s23p63d54s1。2．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5下列有关判断正确的是A．第一电离能：④>③>②>①B．原子半径：④>③>②>①C．电负性：④>③>②>①D．最高正化合价：④>③＝②>①【答案】A【解析】由电子排布式可知①为S，②为P，③为N，④为F。第一电离能为④>③>②>①，A正确；原子半径应是②最大，④最小，B不正确；电负性应是④最大，②最小，C不正确；F无正价，②③最高正化合价为＋5，①的最高正化合价为＋6，D不正确。3．下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是【答案】A【解析】选A。同主族元素从上到下电负性依次减小，A正确；卤族元素中氟无正价，B错；HF分子间存在氢键，所以HF沸点最高，C错；卤族元素从上到下单质分子间范德华力依次增大，熔点依次升高，D错。4．如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是A．y轴表示的可能是第一电离能B．y轴表示的可能是电负性C．y轴表示的可能是原子半径D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数【答案】B【解析】选B。对于第三周期11～17号元素，随着原子序数的增大，第一电离能呈现增大的趋势，但Mg、P特殊，A项错误；原子半径逐渐减小，C项错误；形成基态离子转移的电子数依次为Na为1，Mg为2，Al为3，Si不易形成离子，P为3，S为2，Cl为1，D项错误。5．下表为元素周期表前三周期的一部分：（1）X的氢化物的稳定性与W的氢化物的稳定性比较________>________(填化学式)，原因是________。（2）X的基态原子的电子排布图是________(填序号)，另一电子排布图不能作为基态原子的电子排布图是因为它不符合________(填选项字母)。A．能量最低原理 B．泡利原理 C．洪特规则（3）以上五种元素中，________(元素符号)元素第一电离能最大。（4）由以上某种元素与氢元素组成的三角锥形分子E和由以上某种元素组成的直线形分子G反应，生成两种直线形分子L和M(组成E、G、L、M分子的元素原子序数均小于10)，反应如图所示，该反应的化学方程式是________________________________________。【答案】（1）NH3PH3氮元素的非金属性(或电负性)比磷强(或者是N—H键的键长比P—H的短)（2）②C（3）Ne（4）2NH3＋3F2===6HF＋N2【解析】根据元素周期表的结构可知X为N，Z为F，R为Ne，W为P，Y为S。（1）X、W的氢化物为NH3和PH3，非金属性越强气态氢化物越稳定。（2）当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同，因此氮元素的基态原子的电子排布图为。（3）原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关，还与形成稳定结构的倾向有关。结构越稳定，失去电子所需能量越高，在所给五种元素中，氖元素最外层已达8电子的稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多，即第一电离能最大。（4）根据题给图示可知E为NH3，G为F2，L为HF，M为N2，应是2NH3＋3F2===6HF＋N2。6．A、B、C、D是四种短周期元素，E是过渡元素，A、B、C同周期，C、D同主族，A的原子结构示意图为，B是同周期第一电离能最小的元素，C的最外层有三个成单电子，E的外围电子排布式为3d64s2。回答下列问题：（1）写出下列元素的符号：A__________，B__________，C__________，D__________。（2）用化学式表示上述五种元素中最高价氧化物对应水化物酸性最强的是__________(填化学式，下同)，碱性最强的是__________。（3）用元素符号表示D所在周期第一电离能最大的元素是________，电负性最大的元素是________(填元素符号)。（4）画出D的核外电子排布图：______________________________________________，这样排布遵循了________原理和________规则。【答案】（1）SiNaPN（2）HNO3NaOH（3）NeF（4）泡利洪特【解析】由A的原子结构示意图可知x＝2，原子序数为14，A是硅元素，则B是钠元素，C的最外层电子排布式为3s23p3，是磷元素，则短周期D元素是氮元素；E的电子排布式为[Ar]3d64s2，核电荷数为18＋8＝26，是铁元素，位于d区的第四周期Ⅷ族。五种元素中非金属性最强的是N元素，对应的HNO3酸性最强；金属性最强的是Na元素，对应的NaOH碱性最强。D所在周期第一电离能最大的元素是稀有气体氖，电负性最大的元素是非金属最强的氟。7．有A、B、C、D、E5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中A为非金属元素，A和E属同一族，它们原子最外层电子排布式为ns1；B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍；C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。请回答下列问题：（1）A是________，B是________，C是________，D是________，E是________。（2）由这五种元素组成的一种化合物是________(写化学式)。写出该物质的一种主要用途：____________。（3）写出C元素基态原子的核外电子排布式：________________。（4）用电子排布图表示D元素原子的价电子排布为__________________。（5）元素B与D的电负性的大小关系是B________D，C与E的第一电离能的大小关系是C________E(填“＞”“＜”或“＝”)。【答案】（1）HOAlSK（2）KAl(SO4)2·12H2O作净水剂（3）1s22s22p63s23p1（4）（5）＞＞【解析】（1）A、B、C、D、E5种元素的核电荷数都小于20，故都为主族元素。A、E属同一族且最外层电子排布式为ns1，故为第ⅠA族元素，而A为非金属元素，则A为氢；B、D为同一族，其原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，故其最外层电子排布式为ns2np4，为第ⅥA族元素，B核电荷数小于D，则B为氧，D为硫，E为钾；C原子最外层上的电子数为硫原子最外层上电子数的一半，则C为铝；（5）同主族元素自上而下电负性逐渐减小，故B(氧)的电负性大于D(硫)，E(钾)的第一电离能小于钠，故钠的第一电离能小于C(铝)，故第一电离能Al＞K。8．（1）C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。①Si位于元素周期表第______周期第______族。②N的基态原子核外电子排布式为____________。Cu的基态原子最外层有________个电子。③用“＞”或“＜”填空：原子半径电负性熔点沸点Al____SiN____O金刚石____晶体硅CH4____SiH4（2）O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)，其中P原子的核外电子排布式为________________________。（3）周期表前四周期的元素a、b、c、d、e原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。b、c、d中第一电离能最大的是________(填元素符号)，e的价层电子轨道示意图为___________________________。（4）①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：电离能I1I2I3I4……In/(kJ·mol－1)5781817274511578……则该元素是________(填写元素符号)。②基态锗(Ge)原子的电子排布式是____________。Ge的最高价氯化物的分子式是__________。③Ge元素可能的性质或应用有________。A．是一种活泼的金属元素B．其电负性大于硫C．其单质可作为半导体材料D．其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点【答案】（1）①三ⅣA②1s22s22p31③＞＜＞＜（2）O1s22s22p63s23p3或[Ne]3s23p3（3）N（4）①Al②1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2GeCl4③CD【解析】（1）③同周期元素，原子序数越大，原子半径越小，故原子半径：Al＞Si；同周期元素，原子序数越大，电负性越强，故电负性：N＜O；金刚石和晶体硅都是原子晶体，但键能：C—C＞Si—Si，故熔点：金刚石＞晶体硅；CH4和SiH4都是分子晶体，且两者结构相似，SiH4的相对分子质量大，故沸点：CH4＜SiH4。（2）O、Na、P、Cl四种元素中，O元素的电负性最大。P原子核外有15个电子，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p3或[Ne]3s23p3。（3）由原子序数最小且核外电子总数与其电子层数相同，确定a为H元素，由价电子层中的未成对电子有3个，确定b为N元素，由最外层电子数为其内层电子数的3倍，确定c为O元素，由d与c同主族，确定d为S元素，由e的最外层只有1个电子且次外层有18个电子，确定e为Cu元素。N、O同周期，第一电离能N>O，O、S同主族，第一电离能O>S，即N、O、S中第一电离能最大的是N元素；Cu的价电子排布式为3d104s1，其价层电子轨道示意图为。（4）①由电离能数据可知，该元素呈＋3价，为Al；②Ge的最高正价为＋4价；③Ge位于金属和非金属的分界线上，故其可做半导体材料，其氯化物和溴化物为分子晶体，相对分子质量越大，其沸点越高。9．开发新型储氢材料是氢能利用的重要研究方向。（1）Ti(BH4)3是一种储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。①基态Ti3＋的未成对电子数有________个。②LiBH4由Li＋和BHeq\o\al(－,4)构成，BHeq\o\al(－,4)的等电子体是________(写一种)。LiBH4中不存在的作用力有________(填序号)。A．离子键 B．共价键 C．金属键 D．配位键③Li、B、H元素的电负性由大到小排列顺序为________。（2）金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。①LiH中，离子半径：Li＋________H－(填“＞”“＝”或“＜”)。②某储氢材料是短周期金属元素M的氢化物，M的部分电离能如表格所示：eq\f(I1,kJ·mol－1)eq\f(I2,kJ·mol－1)eq\f(I3,kJ·mol－1)eq\f(I4,kJ·mol－1)eq\f(I5,kJ·mol－1)738145177331054013630M是________(填元素符号)。（3）某种新型储氢材料的理论结构模型如图所示，图中虚线框内碳原子的杂化轨道类型有________种。（4）若已知氟元素电负性大于氧元素，试解释H2O沸点高于HF：____________________________；分子X可以通过氢键形成“笼状结构”而成为潜在的储氢材料。X一定不是________(填序号)。A．H2O B．CH4 C．HF D．CO(NH2)2【答案】（1）①1②NHeq\o\al(＋,4)或CH4等C③H＞B＞Li（2）①＜②Mg（3）3（4）H2O分子间氢键数比HF多，所以H2O沸点高BC【解析】（1）①基态Ti3＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d1，其未成对电子数是1；②具有相同的价电子数和原子数的微粒互为等电子本，则BHeq\o\al(－,4)的等电子体为NHeq\o\al(＋,4)或CH4等；Li＋和BHeq\o\al(－,4)之间存在离子键，B原子和H原子之间存在共价键、配位键，所以该化合物中不含金属键；③元素非金属性越强其电负性越大，非金属性最强的是H元素，其次是B元素，最小的是Li元素，所以Li、B、H元素的电负性由大到小排列顺序为H＞B＞Li。（2）①Li＋和H－的电子层结构相同，Li元素的原子序数大于H元素，所以离子半径：Li＋＜H－；②该元素的第三电离能剧增，则该元素属于第ⅡA族，为Mg元素。（3）图中虚线框内碳原子之间的化学键有C—C、C===C、C≡C，其杂化类型分别为sp3杂化、sp2杂化、sp杂化，所以杂化轨道类型有3种。（4）分子间氢键数目越多，则沸点越高，H2O分子间氢键数比HF多，所以H2O沸点高；CH4分子间没有氢键不能形成“笼状结构”，每个HF只能形成2个氢键，所以HF分子间只能形成链状结构。1．（2020年新课标Ⅰ）Goodenough等人因在锂离子电池及钴酸锂、磷酸铁锂等正极材料研究方面的卓越贡献而获得2019年诺贝尔化学奖。回答下列问题：（1）基态Fe2+与Fe3+离子中未成对的电子数之比为_________。（2）Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是_________。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是________。【答案】（1）4:5（2）Na与Li同主族，Na的电子层数更多，原子半径更大，故第一电离能更小Li，Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子的s能级轨道处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的【解析】（1）基态铁原子的价电子排布式为，失去外层电子转化为Fe2+和Fe3+，这两种基态离子的价电子排布式分别为和，根据Hund规则可知，基态Fe2+有4个未成对电子，基态Fe3+有5个未成对电子，所以未成对电子个数比为4:5；（2）同主族元素，从上至下，原子半径增大，第一电离能逐渐减小，所以；同周期元素，从左至右，第一电离能呈现增大的趋势，但由于ⅡA元素基态原子s能级轨道处于全充满的状态，能量更低更稳定，所以其第一电离能大于同一周期的ⅢA元素，因此；2．（2020年新课标Ⅲ）氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好，是一种具有潜力的固体储氢材料。回答下列问题：（1）H、B、N中，原子半径最大的是______。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素______的相似。【答案】（1）BSi(硅)【解析】（1）在所有元素中，H原子的半径是最小的，同一周期从左到右，原子半径依次减小，所以，H、B、N中原子半径最大是B。B与Si在元素周期表中处于对角张的位置，根据对角线规则，B的一些化学性质与Si元素相似。3．（2020年天津卷）Fe、Co、Ni是三种重要的金属元素。回答下列问题:（1）Fe、Co、Ni在周期表中的位置为_________，基态Fe原子的电子排布式为__________。【答案】（1）第四周期第VIII族1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2【解析】（1）Fe、Co、Ni分别为26、27、28号元素，它们在周期表中的位置为第四周期第VIII族，基态Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2；故答案为：第四周期第VIII族；1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2；。4．（2020·天津高考真题）短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。用表中信息判断下列说法正确的是元素XYZW最高价氧化物的水化物H3ZO4溶液对应的pH(25℃)1.0013.001.570.70A．元素电负性：Z<W B．简单离子半径：W<YC．元素第一电离能：Z<W D．简单氢化物的沸点：X<Z【答案】A【解析】四种短周期元素，均可以形成最高价氧化物对应的水化物。有H3ZO4可知，该酸为弱酸，则Z为P元素；0.1mol∙L−1W的最高价氧化物对应的水化物的pH为0.70，说明该物质为多元强酸，为硫酸，则W为S元素；0.1mol∙L−1Y的最高价氧化物对应的水化物的pH为13.00，说明该物质为一元强碱，为氢氧化钠，则Y为Na元素；0.1mol∙L−1X的最高价氧化物对应的水化物的pH为1.00，说明该物质为一元强酸，为硝酸，则Y为N元素，据此回答。A．同一周期元素的电负性随着原子序数的递增而增大，因S的原子序数大于P，则S的电负性大于P，正确；B．电子层数越多离子半径越大，Na+有两个电子层而S2−有三个电子层，因此S2−的离子半径较大，错误；C．同一周期元素原子的第一电离能总趋势为依次增大，但由于第ⅡA、ⅤA族元素的电子排布结构为全充满或半充满状态，原子结构较为稳定，故第ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能较相邻两个主族的电离能较大，故P的第一电离能大于S，错误；D．相对分子质量越大，物质的熔沸点越高，但由于X的氢化物NH3中含有分子间氢键，因此NH3的沸点高于PH3的沸点，错误；综上所述，答案为A。5．（2020·山东高考真题）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>WC．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】四种短周期主族元素，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，设若X为第二周期元素原子，则X可能为Be或O，若X为第三周期元素原子，则均不满足题意，Z与X能形成Z2X2的淡黄色化合物，该淡黄色固体为Na2O2，则X为O元素，Z为Na元素；Y与W的最外层电子数相同，则Y为F元素，W为Cl元素，据此分析。A．同一周期从左向右第一电离能总趋势为逐渐增大，同一主族从上到下第一电离能逐渐减小，故四种元素中第一电离能从大到小的顺序为F＞O＞Cl＞Na，A错误；B．单质的氧化性越强，简单离子的还原性越弱，O、F、Cl三种元素中F2的氧化性最强O2的氧化性最弱，故简单离子的还原性O2-＞Cl-＞F-，B错误；C．电子层数越多简单离子半径越大，相同结构的离子，原子序数越大半径越小，故四种元素中离子半径从大到小的顺序为Cl-＞O2-＞F-＞Na+，C正确；D．F元素的非金属性强于Cl元素，则形成氢化物后F原子束缚H原子的能力强于Cl原子，在水溶液中HF不容易发生电离，故HCl的酸性强于HF，D错误；故选C。6．[2019新课标Ⅰ，节选]在普通铝中加入少量Cu和Mg后，形成一种称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒，其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小，形成所谓“坚铝”，是制造飞机的主要村料。回答下列问题：（1）下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是(填标号)。A． B． C． D．【答案】（1）A【解析】（1）A．[Ne]3s1属于基态的Mg+，由于Mg的第二电离能高于其第一电离能，故其再失去一个电子所需能量较高；

B．

[Ne]

3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg+；C．

[Ne]3s13p1属于激发态Mg原子，其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子；D．[Ne]3p1属于激发态Mg+，其失去一个电子所需能量低于基态Mg+，综上所述，电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]3s1，答案选A；7．[2019新课标Ⅱ，节选]近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料，其中一类为Fe−Sm−As−F−O组成的化合物。回答下列问题：（1）元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体结构为_______，其沸点比NH3的_______（填“高”或“低”），其判断理由是________________________。（2）Fe成为阳离子时首先失去______轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3+的价层电子排布式为______________________。（3）比较离子半径：F−__________O2−（填“大于”等于”或“小于”）。【答案】（1）三角锥形低NH3分子间存在氢键（2）4s4f5（3）小于【解析】（1）As与N同族，则AsH3分子的立体结构类似于NH3，为三角锥形；由于NH3分子间存在氢键使沸点升高，故AsH3的沸点较NH3低，故答案为：三角锥形；低；NH3分子间存在氢键；（2）Fe为26号元素，Fe原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，Fe原子失去1个电子使4s轨道为半充满状态，能量较低，故首先失去4s轨道电子；Sm的价电子排布式为4f66s2，失去3个电子变成Sm3+成为稳定状态，则应先失去能量较高的4s电子，所以Sm3+的价电子排布式为为4f5，故答案为：4s；4f5；（3）F-和O2-的核外电子排布相同，核电荷数越大，则半径越小，故半径：F-<O2-，故答案为：小于。8．[2018新课标Ⅰ卷，节选]Li是最轻的固体金属，采用Li作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能，得到广泛应用。回答下列问题：（1）下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为_____、_____（填标号）。A．B．C．D．（2）Li+与H−具有相同的电子构型，r（Li+）小于r（H−），原因是______。【答案】（1）D C（2）Li+核电荷数较大【解析】分析：（1）根据处于基态时能量低，处于激发态时能量高判断；（2）根据原子核对最外层电子的吸引力判断；详解：（1）根据核外电子排布规律可知Li的基态核外电子排布式为1s22s1，则D中能量最低；选项C中有2个电子处于2p能级上，能量最高；（2）由于锂的核电荷数较大，原子核对最外层电子的吸引力较大，因此Li＋半径小于H－。9．[2018新课标Ⅱ卷，节选]硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示：H2SS8FeS2SO2SO3H2SO4熔点/℃−85.5115.2>600（分解）−75.516.810.3沸点/℃−60.3444.6−10.045.0337.0回答下列问题：（1）基态F