《1.2 原子结构与元素的性质》同步练习

学而优教有方PAGEPAGE1原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质[学习目标]1.知道元素周期表中的分区、周期和族及元素原子核外电子排布特征，能从原子价层电子数目和价层申子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分，发展“宏观辨识与微观探析”学科核心素养。2.了解元素周期律(表）的应用价值，能列举元素周期律（表）的应用。3.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。4.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释，发展“宏观辨识与微观探析”学科核心素养。课前预习课前预习一、原子结构与元素周期表（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表1、元素周期律：元素的性质随元素原子的递增发生递变。2、元素周期系：元素按其原子递增排列的序列。3、元素周期表：的表格，元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。4、三张有重要历史意义的周期表(1)门捷列夫周期表：门捷列夫周期表又称周期表，重要特征是从第周期开始每个周期截成两截，第族分族，第族称为过渡元素。(2)维尔纳周期表维尔纳周期表是，每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、镧系和锕系，各有各的位置，同族元素，它确定了前个周期的元素种类。(3)玻尔元素周期表玻尔元素周期表特别重要之处是把21～28、39～46等元素用框起，这说明他已经认识到，这些框内元素的原子新增加的是填入的，他已经用原子结构解释元素周期系了，玻尔元素周期表确定了第周期为种元素。（二）构造原理与元素周期表1、元素周期表的基本结构(1)周期元素种数的确定第一周期从开始，以结束，只有两种元素。其余各周期总是从能级开始，以结束，从ns能级开始以np结束递增的(或电子数)就等于每个周期里的元素数目。(2)元素周期表的形成若以一个方格代表一种元素，每个排一个横排，并按s、p、d、f分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表：3、元素的对角线规则(1)在元素周期表中，某些族元素与其右下方的族元素(如图)的有些性质是相似的(如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为“”。(2)处于“对角线”位置的元素，它们的具有相似性。二、元素周期律（一）原子半径1、影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的作用使原子半径。(2)核电荷数：核电荷数越，核对电子的吸引作用就越，使原子半径。2、原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越，半径越。(2)同主族：从上到下，核电荷数越，半径越。3、原子或离子半径的比较方法(1)同种元素的离子半径：阴离子于原子，原子于阳离子，低价阳离子于高价阳离子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。(2)能层结构相同的离子：核电荷数越，半径越。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。(3)带相同电荷的离子：能层数越，半径越。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)(Se2－)＜r(Te2－)。(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)r(Na＋)r(Mg2＋)。（二）元素的电离能1、元素第一电离能的概念与意义(1)概念①第一电离能：电中性原子失去一个电子转化为正离子所需要的叫做第一电离能，符号：。②逐级电离能：气态基态价正离子再一个电子成为气态基态价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……(2)意义：可以衡量元素的原子一个电子的程度。第一电离能数值越，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越，原子越失去一个电子。2、元素第一电离能变化规律(1)每个周期的第一种元素的第一电离能，最后一种元素的第一电离能，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈趋势。(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐。3、电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去形成阳离子。(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越，元素的非金属性越；I1越小，元素的金属性越。（三）、有关概念与意义1、(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成的电子称为。(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的大小。电负性越的原子，对键合电子的吸引力越。(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。2、递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐，元素的非金属性逐渐、金属性逐渐。(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐，元素的金属性逐渐、非金属性逐渐。3、应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱①金属的电负性一般1.8，非金属的电负性一般1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在左右，它们既有金属性，又有非金属性。②金属元素的电负性，金属元素越活泼；非金属元素的电负性，非金属元素越活泼。(2)判断元素的化合价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。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。(3)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。（四）元素周期律的综合应用1、同周期、同主族元素性质的递变规律性质同一周期(从左到右)同一主族(从上到下)核外电子的排布能层数最外层电子数1→2或8金属性非金属性单质的氧化性、还原性最高价氧化物对应水化物的酸碱性气态氢化物的稳定性第一电离能(但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA)电负性知识点总结知识点总结一．元素周期表的基本结构1．元素周期律、元素周期系和元素周期表1869年，门捷列夫发现，按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列起来，得到一个元素序列，并从最轻的元素氢开始进行编号，称为原子序数，这个序列中的元素性质随着原子序数递增发生周期性的重复，这一规律被门捷夫称作元素周期律。1913年，英国物理学家莫塞莱证明原子序数即原子核电荷数。随后元素周期律表述为元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。元素的这一按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。元素周期表是呈现元素周期系的表格。元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。2．周期元素种数的确定第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。其余各周期总是从ns能级开始，以np结束，从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数目。周期ns～np电子数元素数目一1s1～222二2s1～22p1～688三3s1～23p1～688四4s1～23d1～104p1～61818五5s1～24d1～105p1～61818六6s1～24f1～145d1～106p1～63232七7s1～25f1～146d1～107p1～632323．元素周期表的形成若以一个方格代表一种元素，每个周期排一个横排，并按s、p、d、f分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表：若将p段与p段对齐，d段与d段对齐、f段单独列出，将2s2与p段末端对齐，则得到书末的元素周期表二．元素周期表探究1．元素周期表的结构元素周期表eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(周期：7个共7个横行\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(短周期：3个第一、二、三周期,长周期：4个第四、五、六、七周期)),族：16个共18个纵列\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(主族：7个ⅠA～ⅦA族,副族：7个ⅢB～ⅦB族，ⅠB～ⅡB族,Ⅷ族：1个第8、9、10纵列,0族：1个稀有气体元素))))2．元素周期表的分区（1）根据核外电子的排布分区按电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表分为s、p、d、f4个区，而ⅠB、ⅡB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了(n－1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。5个区的位置关系如下图所示。（2）根据元素的金属性和非金属性分区三．元素的对角线规则1．在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为“对角线规则”。2．处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性。四．原子半径1．影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。2．原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小。(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大。3．原子或离子半径的比较方法(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。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。五．电离能1．元素第一电离能的概念与意义(1)概念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叫做第一电离能，符号：I1。②逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……(2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。2．元素第一电离能变化规律(1)每个周期的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，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。3．电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去一个电子形成＋1价阳离子。(2)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。六．电负性1．有关概念与意义(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。2．递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。3．应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱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。(2)判断元素的化合价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)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。【大招总结】1.根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置电子排布式eq\o(――→,\s\up7(确定))价电子排布式eq\o(――→,\s\up7(确定))2.影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。3.原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小。(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大。4.原子或离子半径的比较方法(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。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。5元素第一电离能变化规律(1)每个周期的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，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。6.电负性递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。7.第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。【例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．价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第IA族，是s区元素C．在同一电子层上运动的电子，其自旋方向可以相同D．基态原子核外电子排布时，总是先排入ns能级再排入(n-1)d能级【例2】下列性质的比较，不正确的是（）A．酸性： B．电负性：C．热稳定性： D．第一电离能：【例3】下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是（）A．酸性： B．金属性：C．热稳定性： D．氢化物的稳定性：【例4】处于同一周期的A、B、C、D四种短周期元素，其气态原子获得一个电子所放出的能量A＞B＞C＞D．则下列说法正确的是（）A．元素的非金属性：A＜B＜C＜DB．元素的电负性：A＜B＜C＜DC．元素的第一电离能：A＜B＜C＜DD．最高价氧化物对应水化物的酸性：A＞B＞C＞D【例5】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，其中W、Y、Z组成的化合物M结构如图所示。下列有关说法正确的是（）A．简单离子半径：B．简单气态氢化物的稳定性：C．W的单质不能与溶液反应得到单质D．W、Y形成的化合物中不可能含有共价键【例6】如表列出了某短周期元素的各级电离能数据(用、…表示，单位为)…7401500773210500下列关于元素的判断正确的是（）A．元素的原子最外层有4个电子B．元素位于元素周期表中第ⅢA族C．元素基态原子的电子排布式可能为D．的最高正价为＋2价【例7】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（）元素最高价氧化物的水化物XYZW分子式H3ZO40.1mol·L-1溶液对应的pH1.0013.001.570.70A．元素电负性：Z<WB．简单离子半径：W<YC．元素第一电离能：Z<WD．简单氢化物的还原性：X>Z一、单选题1．下面是第2周期部分元素基态原子的轨道表示式，据此下列说法错误的是A．每个原子轨道中最多只能容纳2个电子B．电子排布在能量相同的轨道时，总是优先单独占据不同的轨道C．每个电子层所具有的轨道类型的种数等于电子层的序数(n)D．若原子轨道中有2个电子，则其自旋方向相反2．核电荷数小于18的两种元素X、Y，核电荷数：Y>X，两种元素原子的核外电子层数不同，X元素原子的最外层与最内层电子数之比为3∶1，Y元素原子的最外层只有1个电子。下列有关这两种元素形成的化合物的说法不正确的是A．X、Y可以形成两种常见化合物B．X、Y形成的化合物均具有较强的氧化性C．X、Y形成的两种常见化合物溶于水所形成的溶液均具有碱性D．X、Y形成的两种常见化合物中，Y的化合价相同3．用如图装置进行实验，将液体A逐滴加入到固体B中，下列叙述不正确的是

A．若A为浓盐酸，B为Na2CO3，C中盛有Na2SiO3溶液，则C中溶液出现白色沉淀，证明酸性：H2CO3>H2SiO3B．若A为稀硫酸，B为Na2CO3，C中盛有Na2SiO3溶液，则C中溶液出现白色沉淀，证明非金属性：S>C>SiC．若A为浓盐酸，B为KMnO4，C中盛石蕊溶液，则C中溶液先变红后褪色D．装置D起防止倒吸作用4．应用元素周期律可预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测不正确的是①铍(Be)的氧化物的水化物可能具有两性②铊(Tl)能与盐酸和NaOH溶液反应均产生氢气③砹(At)单质为有色固体，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸④Li在氧气中剧烈燃烧，得到的产物的溶液是一种强碱⑤硫酸锶(SrSO4)可能是难溶于水的白色固体⑥硒化氢(H2Se)无色，有毒，比H2S稳定A．①②③④ B．②④⑥ C．①③⑤ D．②④⑤5．原子结构模型的演变历史给我们的启迪是A．道尔顿原子学说存在着缺陷或错误，因而没有积极的作用B．科学发现是有止境的C．原子结构属于客观事实，没有必要去揭示它D．没有科学实验，就没有科学发现6．下列说法不是研究分子空间结构时重点探讨的问题的是A．有些元素能形成同素异形体B．有机化合物存在同分异构现象C．分子中各原子的连接顺序、连接方式以及原子在分子中的空间相对位置的确定D．同位素问题7．已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42,X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X与Y可形成化合物X2Y3，Z元素可形成负一价离子。下列说法正确的是A．X元素基态原子的电子排布式为[Ar]4s24p3B．X元素是第四周期第VA族元素C．Y元素原子的轨道表示式为D．Z元素的单质Z2在氧气中不能燃烧8．下列说法或有关化学用语的表述正确的是A．在基态多电子原子中，p能级电子能量一定高于s能级电子能量B．基态Fe原子的外围电子轨道表示式为C．因O的电负性比N大，故O的第一电离能比N也大D．根据原子核外电子排布的特点，Cu在元素周期表中位于s区9．当汽车遭受一定碰撞力量以后，安全气囊中的物质会发生剧烈的反应：NaN3+KNO3=K2O+Na2O+N2↑(未配平)，生成大量气体。下列说法正确的是A．半径大小：r(Na+)<r(N3-) B．电负性大小：χ(N)>χ(O)C．第一电离能：I1(K)>I1(Na) D．碱性强弱：KOH<NaOH10．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。下列说法错误的是A．元素X、Y、Z的最高正价等于其原子的最外层电子数B．电负性：C．Z的单质与水能发生置换反应D．原子序数为82的元素与W位于同一主族二、填空题11．如图是四种粒子的结构示意图：

(1)上述粒子中其单质既能与酸反应又能与碱反应的元素是(填字母)，将其加入氢氧化钠溶液反应的离子方程式为。(2)B单质与水发生反应的离子方程式为。(3)电子层结构与C相同、化学性质最稳定的元素原子的核电荷数是，用原子结构与元素性质的关系说明它化学性质稳定的原因。(4)在核电荷数1~10的元素内，列举两个与C的电子层结构相同的离子，写出离子的符号：。12．下表列出了①~④四种元素在周期表中的位置．

族周期IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA02①3②③4④回答下列问题：(1)①的元素符号为。(2)②的基态原子电子排布式为。(3)③和④中原子半径较大的是(填元素符号)。(4)如图是③原子中s电子和p电子的电子云轮廓图。s电子的电子云形状为形；每个p能级都有个相互垂直的电子云。13．C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。(1)Si位于元素周期表第周期第族，其基态原子的轨道表示式为。(2)Cu的基态原子的电子排布式为。(3)原子半径：AlSi，电负性：NO，第一电离能：CN。(用“>”或“＜”填空)(4)Ge元素的最外层基态电子排布为4s24p2，Ge元素可能的性质或应用有_______。A．是一种活泼的金属元素 B．其电负性大于硅C．其单质可作为半导体材料 D．其第一电离能小于硅14．下表是某些短周期元素的电负性数值(鲍林标度)。元素符号NOFPS电负性数值1.01.53.03.54.00.91.21.52.12.53.0(1)根据表中数据归纳元素的电负性的变化规律。(2)试推测，前四周期元素中电负性最小的元素与电负性最大的元素分别是元素，写出这两种元素形成的化合物的电子式。(3)预测元素电负性的范围。(4)一般认为，如果两种成键元素之间的电负性差值大于1.7，它们的原子之间通常形成离子键，电负性差值小于1.7通常形成共价键。请据此预测属于离子化合物还是共价化合物。15．下表为、、的部分电离能()数值。电离能元素49673857745621451181769127733274595431054011575分析上表中各元素电离能的变化，回答下列问题：(1)、、元素的第一电离能从大到小的顺序是(2)为什么同一元素的各级电离能逐级增大？(3)上表中所呈现的电离能变化规律与三种元素的原子结构有什么关联？

参考答案第二节原子结构与元素的性质[学习目标]1.知道元素周期表中的分区、周期和族及元素原子核外电子排布特征，能从原子价层电子数目和价层申子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分，发展“宏观辨识与微观探析”学科核心素养。2.了解元素周期律(表）的应用价值，能列举元素周期律（表）的应用。3.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。4.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释，发展“宏观辨识与微观探析”学科核心素养。课前预习课前预习一、原子结构与元素周期表（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表1、元素周期律：元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。2、元素周期系：元素按其原子核电荷数递增排列的序列。3、元素周期表：呈现周期系的表格，元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。4、三张有重要历史意义的周期表(1)门捷列夫周期表：门捷列夫周期表又称短式周期表，重要特征是从第四周期开始每个周期截成两截，第1～7族分主副族，第八族称为过渡元素。(2)维尔纳周期表维尔纳周期表是特长式周期表，每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、镧系和锕系，各有各的位置，同族元素上下对齐，它确定了前五个周期的元素种类。(3)玻尔元素周期表玻尔元素周期表特别重要之处是把21～28、39～46等元素用方框框起，这说明他已经认识到，这些框内元素的原子新增加的电子是填入内层轨道的，他已经用原子结构解释元素周期系了，玻尔元素周期表确定了第六周期为32种元素。（二）构造原理与元素周期表1、元素周期表的基本结构(1)周期元素种数的确定第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。其余各周期总是从ns能级开始，以np结束，从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数目。(2)元素周期表的形成若以一个方格代表一种元素，每个周期排一个横排，并按s、p、d、f分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表：3、元素的对角线规则(1)在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为“对角线规则”。(2)处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性。二、元素周期律（一）原子半径1、影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。2、原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小。(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大。3、原子或离子半径的比较方法(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。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜(Se2－)＜r(Te2－)。(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。（二）元素的电离能1、元素第一电离能的概念与意义(1)概念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叫做第一电离能，符号：I1。②逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……(2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。2、元素第一电离能变化规律(1)每个周期的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，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。3、电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去一个电子形成＋1价阳离子。(2)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。（三）、有关概念与意义1、(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。2、递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。3、应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱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。(2)判断元素的化合价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)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。（四）元素周期律的综合应用1、同周期、同主族元素性质的递变规律性质同一周期(从左到右)同一主族(从上到下)核外电子的排布能层数相同增加最外层电子数1→2或8相同金属性减弱增强非金属性增强减弱单质的氧化性、还原性氧化性增强减弱还原性减弱增强最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性增强减弱碱性减弱增强气态氢化物的稳定性增强减弱第一电离能增大(但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA)减小电负性变大变小知识点总结知识点总结一．元素周期表的基本结构1．元素周期律、元素周期系和元素周期表1869年，门捷列夫发现，按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列起来，得到一个元素序列，并从最轻的元素氢开始进行编号，称为原子序数，这个序列中的元素性质随着原子序数递增发生周期性的重复，这一规律被门捷夫称作元素周期律。1913年，英国物理学家莫塞莱证明原子序数即原子核电荷数。随后元素周期律表述为元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。元素的这一按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。元素周期表是呈现元素周期系的表格。元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。2．周期元素种数的确定第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。其余各周期总是从ns能级开始，以np结束，从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数目。周期ns～np电子数元素数目一1s1～222二2s1～22p1～688三3s1～23p1～688四4s1～23d1～104p1～61818五5s1～24d1～105p1～61818六6s1～24f1～145d1～106p1～63232七7s1～25f1～146d1～107p1～632323．元素周期表的形成若以一个方格代表一种元素，每个周期排一个横排，并按s、p、d、f分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表：若将p段与p段对齐，d段与d段对齐、f段单独列出，将2s2与p段末端对齐，则得到书末的元素周期表二．元素周期表探究1．元素周期表的结构元素周期表eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(周期：7个共7个横行\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(短周期：3个第一、二、三周期,长周期：4个第四、五、六、七周期)),族：16个共18个纵列\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(主族：7个ⅠA～ⅦA族,副族：7个ⅢB～ⅦB族，ⅠB～ⅡB族,Ⅷ族：1个第8、9、10纵列,0族：1个稀有气体元素))))2．元素周期表的分区（1）根据核外电子的排布分区按电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表分为s、p、d、f4个区，而ⅠB、ⅡB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了(n－1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。5个区的位置关系如下图所示。（2）根据元素的金属性和非金属性分区三．元素的对角线规则1．在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为“对角线规则”。2．处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性。四．原子半径1．影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。2．原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小。(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大。3．原子或离子半径的比较方法(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。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。五．电离能1．元素第一电离能的概念与意义(1)概念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叫做第一电离能，符号：I1。②逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……(2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。2．元素第一电离能变化规律(1)每个周期的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，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。3．电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去一个电子形成＋1价阳离子。(2)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。六．电负性1．有关概念与意义(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。2．递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。3．应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱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。(2)判断元素的化合价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)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。【大招总结】1.根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置电子排布式eq\o(――→,\s\up7(确定))价电子排布式eq\o(――→,\s\up7(确定))2.影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。3.原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小。(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大。4.原子或离子半径的比较方法(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。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。5元素第一电离能变化规律(1)每个周期的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，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。6.电负性递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。7.第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。【例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．价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第IA族，是s区元素C．在同一电子层上运动的电子，其自旋方向可以相同D．基态原子核外电子排布时，总是先排入ns能级再排入(n-1)d能级【答案】C【解析】A．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，为基态向激发态转化，需要吸收能量，故A错误；B．价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第ⅢA族，是p区元素，故B错误；C．在同一电子层上运动的电子，当在同一个轨道中时，其自旋方向不同，在不同的轨道中，其自旋方向可以相同，故C正确；D．基态原子核外电子排布时，由于ns能级能量低于(n-1)d能级，所以先排入ns能级再排(n-1)d能级，但Cu和Cr原子排布分别处于全充满和半充满状态，整个原子能量更低，并不是先排入ns能级再排(n-1)d能级，故D错误；故答案选C。【例2】下列性质的比较，不正确的是（）A．酸性： B．电负性：C．热稳定性： D．第一电离能：【答案】C【解析】A．硫酸为强酸，磷酸为中强酸，酸性：，A正确；B．元素的非金属性越强，其电负性越大，非金属性：S<Cl，则电负性：，B正确；C．元素的非金属性越强，其简单氢化物越稳定，非金属性：S<O，则热稳定性：，C错误；D．同一主族元素从上向下，第一电离能逐渐减小，第一电离能：，D正确；答案选C。【例3】下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是（）A．酸性： B．金属性：C．热稳定性： D．氢化物的稳定性：【答案】C【解析】A．元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性Cl>S，故酸性H2SO4<HClO4，A不符合题意；B．同周期从左往右金属性减弱，故金属性：Na>Al，B不符合题意；C．碳酸钠和碳酸氢钠的热稳定性与元素周期律无关，C符合题意；D．同主族从上往下非金属性减弱，气态氢化物的稳定性减弱，故氢化物的稳定性：H2S<H2O，D不符合题意；故选C。【例4】处于同一周期的A、B、C、D四种短周期元素，其气态原子获得一个电子所放出的能量A＞B＞C＞D．则下列说法正确的是（）A．元素的非金属性：A＜B＜C＜DB．元素的电负性：A＜B＜C＜DC．元素的第一电离能：A＜B＜C＜DD．最高价氧化物对应水化物的酸性：A＞B＞C＞D【答案】D【解析】A．气态原子获得一个电子所放出的能量越多，非金属性越强，则元素的非金属性A＞B＞C＞D，A错误；B．一般非金属性越强，电负性越大则A、B、C、D元素的电负性依次减小，B错误；C．一般非金属性越强，对应元素的第一电离能越大，C错误；D．非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则A、B、C、D四种元素最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱，D正确；故答案选D。【例5】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，其中W、Y、Z组成的化合物M结构如图所示。下列有关说法正确的是（）A．简单离子半径：B．简单气态氢化物的稳定性：C．W的单质不能与溶液反应得到单质D．W、Y形成的化合物中不可能含有共价键【答案】B【解析】A．电子层数越多，离子半径越大，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，所以简单离子半径大小：，A错误；B．非金属性越强，则简单气态氢化物越稳定，即稳定性：，B正确；C．O2的氧化性比硫强，所以O2能与Na2S溶液直接反应得到S单质，C错误；D．O、Na形成的Na2O2中含有离子键和共价键，D错误；故选B。【例6】如表列出了某短周期元素的各级电离能数据(用、…表示，单位为)…7401500773210500下列关于元素的判断正确的是（）A．元素的原子最外层有4个电子B．元素位于元素周期表中第ⅢA族C．元素基态原子的电子排布式可能为D．的最高正价为＋2价【答案】D【解析】A．第一、二电离能较小，且与第三电离能相差较大，故元素的原子最外层有2个电子，A错误；B．元素的原子最外层有2个电子，则元素位于元素周期表中第ⅡA族，B错误；C．元素位于元素周期表中第ⅡA族，基态原子的电子排布式不可能为，C错误；D．元素位于元素周期表中第ⅡA族，最高正价为＋2价，D正确；故选D。【例7】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（）元素最高价氧化物的水化物XYZW分子式H3ZO40.1mol·L-1溶液对应的pH1.0013.001.570.70A．元素电负性：Z<WB．简单离子半径：W<YC．元素第一电离能：Z<WD．简单氢化物的还原性：X>Z【答案】A【解析】由上述分析可知，X为N、Y为Na、Z为P、W为S，A．非金属性越强、电负性越大，则元素电负性：Z＜W，故A正确；B．电子层越多、离子半径越大，则简单离子半径：W＞Y，故B错误；C．P的3p电子半满为稳定结构，则元素第一电离能：Z＞W，故C错误；D．非金属性越强，简单氢化物的还原性越弱，因而相简单氢化物的还原性：X＜Z，故D错误；故选：A。一、单选题1．下面是第2周期部分元素基态原子的轨道表示式，据此下列说法错误的是A．每个原子轨道中最多只能容纳2个电子B．电子排布在能量相同的轨道时，总是优先单独占据不同的轨道C．每个电子层所具有的轨道类型的种数等于电子层的序数(n)D．若原子轨道中有2个电子，则其自旋方向相反【答案】D【详解】A．由题给的四种元素原子的轨道表示式可知，在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，即符合泡利不相容原理，A正确；B．当电子排布在相同能量的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，即符合洪特规则，B正确；C．任一电子层的轨道总是从s轨道开始，而且轨道类型的种数等于该电子层序数，C正确；D．若在一个原子轨道中有2个电子，则它们的自旋方向相反，若在能量相同的不同轨道中有2个电子，则自旋方向相同，故D错误；答案选D。2．核电荷数小于18的两种元素X、Y，核电荷数：Y>X，两种元素原子的核外电子层数不同，X元素原子的最外层与最内层电子数之比为3∶1，Y元素原子的最外层只有1个电子。下列有关这两种元素形成的化合物的说法不正确的是A．X、Y可以形成两种常见化合物B．X、Y形成的化合物均具有较强的氧化性C．X、Y形成的两种常见化合物溶于水所形成的溶液均具有碱性D．X、Y形成的两种常见化合物中，Y的化合价相同【答案】B【分析】根据题目提供的信息可知，X的电子层为两层，Y的电子层为三层，X元素原子的最外层与最内层电子数之比为3∶1，则X为O；Y元素原子的最外层只有1个电子，则Y为Na。【详解】A．由分析知X为O，Y为Na，二者形成的两种常见化合物为Na2O、Na2O2，A不符合题意；B．Na2O2有强氧化性，Na2O无强氧化性，B符合题意；C．二者溶解于水均能生成NaOH，C不符合题意；D．Na2O、Na2O2中Na的化合价均为＋1价，D不符合题意；故选B。3．用如图装置进行实验，将液体A逐滴加入到固体B中，下列叙述不正确的是

A．若A为浓盐酸，B为Na2CO3，C中盛有Na2SiO3溶液，则C中溶液出现白色沉淀，证明酸性：H2CO3>H2SiO3B．若A为稀硫酸，B为Na2CO3，C中盛有Na2SiO3溶液，则C中溶液出现白色沉淀，证明非金属性：S>C>SiC．若A为浓盐酸，B为KMnO4，C中盛石蕊溶液，则C中溶液先变红后褪色D．装置D起防止倒吸作用【答案】A【详解】A．浓盐酸挥发出的HCl在C中也能与Na2SiO3溶液反应生成白色沉淀，则无法判断H2CO3的酸性一定比H2SiO3强，A错误；B．生成的CO2气体通入C中，因H2CO3酸性比H2SiO3强，则C中溶液出现白色沉淀硅酸，证明非金属性：S>C>Si，B正确；C．浓盐酸与KMnO4反应生成氯气，氯气与水反应生成HCl和HClO，使石蕊溶液先变红后褪色，C正确；D．装置D为球形干燥管，可以起到防止溶液倒吸的作用，D正确；故选A。4．应用元素周期律可预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测不正确的是①铍(Be)的氧化物的水化物可能具有两性②铊(Tl)能与盐酸和NaOH溶液反应均产生氢气③砹(At)单质为有色固体，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸④Li在氧气中剧烈燃烧，得到的产物的溶液是一种强碱⑤硫酸锶(SrSO4)可能是难溶于水的白色固体⑥硒化氢(H2Se)无色，有毒，比H2S稳定A．①②③④ B．②④⑥ C．①③⑤ D．②④⑤【答案】B【详解】①根据对角线原则，铍(Be)的化学性质与铝相似，所以铍(Be)的氧化物的水化物可能具有两性，故①正确；②Tl是第ⅢA族元素，从上到下金属性逐渐增强，因此铊(Tl)能与盐酸反应产生氢气，但不与NaOH反应，故②错误；③根据卤族元素及其银盐性质，砹(At)单质为有色固体，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸，故③正确；④Li在氧气中剧烈燃烧，得到的产物只有氧化锂，其溶液是一种弱碱，故④错误；⑤根据第IIA族元素硫酸盐性质规律可知，硫酸锶(SrSO4)可能是难溶于水的白色固体，故⑤正确；⑥同主族从上到下非金属性逐渐减弱，其氢化物稳定性逐渐减弱，因此硒化氢(H2Se)无色，有毒，没H2S稳定，故⑥错误；答案选B。5．原子结构模型的演变历史给我们的启迪是A．道尔顿原子学说存在着缺陷或错误，因而没有积极的作用B．科学发现是有止境的C．原子结构属于客观事实，没有必要去揭示它D．没有科学实验，就没有科学发现【答案】D【详解】A．道尔顿的原子学说对化学的发展产生了重大而积极的影响，A错误；B．科学发现是无止境的，是在总结前人经验的基础上不断向前迈进的，B错误；C．只有揭示物质结构的奥秘，才能把握物质变化的实质，从而更好地造福人类，C错误；D．原子结构模型的每一次演变，都是从科学实验开始的，D正确；故选D。6．下列说法不是研究分子空间结构时重点探讨的问题的是A．有些元素能形成同素异形体B．有机化合物存在同分异构现象C．分子中各原子的连接顺序、连接方式以及原子在分子中的空间相对位置的确定D．同位素问题【答案】D【详解】A．研究分子空间结构时，重点探讨的问题之一，同一种元素形成的单质可能有多种，即有些元素形成的同素异形体，为何性质有明显的差异，A不符合题意；B．分子式相同的有机化合物，能形成不同的空间结构，即存在同分异构现象，这是研究分子空间结构需要探讨的问题，B不符合题意；C．在同分异构体中，分子中各原子的连接顺序、连接方式以及原子在分子中的空间相对位置都可能不同，这也是研究分子空间结构重点探讨的问题，C不符合题意；D．同位素问题是原子内部结构存在差异，不属于分子空间结构问题，D符合题意；故选D。7．已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42,X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X与Y可形成化合物X2Y3，Z元素可形成负一价离子。下列说法正确的是A．X元素基态原子的电子排布式为[Ar]4s24p3B．X元素是第四周期第VA族元素C．Y元素原子的轨道表示式为D．Z元素的单质Z2在氧气中不能燃烧【答案】B【分析】X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，X元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，处于第四周期第ⅤA族，故X为As元素；Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子，Y的2p轨道上有2个电子或4个电子，所以Y为碳元素或氧元素，X跟Y可形成化合物X2Y3，故Y为氧元素；X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42，则Z的质子数为42-8-33=1，则Z为氢元素，氢原子可以形成负一价离子，符合题意。【详解】A．X为As，As元素基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p3，故A错误；B．As元素是第四周期第ⅤA族元素，故B正确；C．Y为O元素，基态原子的电子排布式为1s22s22p4，电子排布图为，故C错误；D．H2能在O2中燃烧，故D错误；故选B。8．下列说法或有关化学用语的表述正确的是A．在基态多电子原子中，p能级电子能量一定高于s能级电子能量B．基态Fe原子的外围电子轨道表示式为C．因O的电负性比N大，故O的第一电离能比N也大D．根据原子核外电子排布的特点，Cu在元素周期表中位于s区【答案】B【详解】A．在基态多电子原子中，p能级电子能量不一定高于s能级电子能量，如3s能级电子能量高于2p能级电子能量，故A错误；B．铁元素的原子序数为26，基态原子的价电子排布式为3d64s2，外围电子轨道表示式为，故B正确；C．同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，氮原子的2p轨道为稳定的半充满结构，元素的第一电离能大于相邻元素，则氮元素的第一电离能大于氧元素，故C错误；D．铜元素的原子序数为29，基态原子的价电子排布式为3d104s1，处于元素周期表ds区，故D错误；故选B。9．当汽车遭受一定碰撞力量以后，安全气囊中的物质会发生剧烈的反应：NaN3+KNO3=K2O+Na2O+N2↑(未配平)，生成大量气体。下列说法正确的是A．半径大小：r(Na+)<r(N3-) B．电负性大小：χ(N)>χ(O)C．第一电离能：I1(K)>I1(Na) D．碱性强弱：KOH<NaOH【答案】A【详解】A．钠离子和氮离子电子层数相同，但氮离子的核电荷数更小，半径更大，A正确；B．非金属性O＞N，所以电负性大小：χ(N)＜χ(O)，B错误；C．最外层电子数相同，电子层数越多，第一电离能越小，所以电离能大小：I1(Na)＞I1(K)，C错误；D．同主族自上而下金属性增强，最高价氧化物对应的水化物的碱性增强，所以碱性：KOH＞NaOH，D错误；综上所述答案为A。10．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。下列说法错误的是A．元素X、Y、Z的最高正价等于其原子的最外层电子数B．电负性：C．Z的单质与水能发生置换反应D．原子序数为82的元素与W位于同一主族【答案】A【分析】根据化合物的结构可知，W和X均连接4根键，Y连接2根键，Z连1根键，且满足W的原子序数等于X与Y的原子序数之和，所以W为Si元素，Y为O元素，X为C元素，Z为F元素；【详解】A．F元素无正价，O元素无+6价，A错误；B．根据元素周期律，同周期从左到右电负性依次增强，电负性，B正确；C．F2可以与水发生置换反应生成氧气和氟化氢，C正确；D．原子序数为82的元素为Pb，最外层电子数为，Si为第三周期第ⅣA族元素，最外层电子数为4，所以原子序数为82的元素与W位于同一主族，D正确；故选A。二、填空题11．如图是四种粒子的结构示意图：

(1)上述粒子中其单质既能与酸反应又能与碱反应的元素是(填字母)，将其加入氢氧化钠溶液反应的离子方程式为。(2)B单质与水发生反应的离子方程式为。(3)电子层结构与C相同、化学性质最稳定的元素原子的核电荷数是，用原子结构与元素性质的关系说明它化学性质稳定的原因。(4)在核电荷数1~10的元素内，列举两个与C的电子层结构相同的离子，写出离子的符号：。【答案】(1)D2Al+2OH-+2H2O=2AlO+3H2↑(2)Cl2+H2OH++Cl-+HClO(3)10该原子最外层已达8电子稳定结构，故化学性质稳定(4)O2-、F-【分析】观察四种粒子的结构示意图知，A、B、C、D四种粒子依次为C、Cl、Na+、Al3+。【详解】（1）四种粒子的单质中既能与酸反应又能与碱反应的元素为Al，Al能与NaOH溶液反应生成H2，离子方程式为：2Al+2OH-+2H2O=2AlO+3H2↑；（2）Cl2能与水反应生成HCl和HClO，离子方程式为：Cl2+H2OH++Cl-+HClO；（3）电子层结构与Na+相同的原子为Ne，它是10号元素，因其最外层已达8电子稳定结构，化学性质稳定；（4）C为Na+，在核电荷数1～10的元素内，O原子的核外共有8个电子，其最外层上是6个电子