归纳与整理公开课教案（教学设计）

第一章原子结构总结与归纳教学设计

一、原子结构

【知识纲要】

要点1. 能层和能级

（1）能层和能级的划分

①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。

②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。

③任一能层，能级数等于能层序数。

④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。

⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。

（2）能层、能级、原子轨道之间的关系：每能层所容纳的最多电子数是：2n（n为能层的序数）。

2

要点2. 核外电子排布规律

⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。

1

①构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。

②构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。

③不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜

（n-1）d ＜np ④能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。

⑤根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n。即最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。

（2）能量最低原理: 在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。

（3）泡利（不相容）原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述，在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子。

（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。比如，p的轨道式为↑

↑

↑

或↓

↓

↓

，而不是↑↓

↑

。

32 ①洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p、d、f、p、d、f、p、d、f时是较稳定状态。

②前36号元素中，全空状态的有4Be 2s2p、12Mg 3s3p、20Ca 4s3d；半充满状态的有：7N 2s2p、15P 3s3p、24Cr 3d4s、25Mn 3d4s、33As 4s4p；全充满状态的有10Ne 2s2p、1823235152232620202000035761014Ar 3s3p、29Cu 3d4s、30Zn 3d4s、36Kr 4s4p。

③（n-1）d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=ns能级电子数

2610110226要点3. 基态原子核外电子排布的表示方法

2

(1)电子排布式：用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s2s2p3s3p4s。

（2）简化电子电子排布式：为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s。

(3)轨道表示式:每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如基态硫原子的轨道表示式为：

（4）价电子排布式：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。如Fe原子的电子排布式为1s2s2p3s3p3d4s，价电子排布式为3d4s。

要点4.

原子光谱

(1)基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。

（2）激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态,处于激发态的原子称为激发态原子

。 (3)原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。

【典例分析】

例题1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1s2s2px违反了洪特规则

C．电子排布式(21Sc)1s2s2p3s3p3d违反了能量最低原理

D．电子排布式(22Ti)1s2s2p3s3p违反了泡利原理

答案

解析

A项，关键在于熟记构造原理，各能级能量的大小顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s……，故ns电子的能量一定高于(n－1)p电子的能量；B项，对于C原子来说，2p能级有3个能量相同的原子轨道，最后2个电子应该以自旋状A

态相同的方式分布在两个不同的2p轨道上，违反了洪特规则；C项，根据轨道能量高低顺序可知E(4s)

变式练习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(

)

3

A．最易失去的电子能量最高 B．电离能最小的电子能量最高

C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量 D．在离核最近区域内运动的电子能量最低

答案

C 解析

在同一能层中p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量，但在不同能层中s轨道电子能量也可能高于p轨道电子能量，如E(3s)＞E(2p) 例题2 (1)基态Si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________。

(2) Ni的价层电子排布图为________________。

(3) Se原子序数为________，其核外M层电子的排布式为____________。

(4)基态铜原子的核外电子排布式为________。

(5) Mn基态的电子排布式可表示为________________。

答案

(1)M 9 4 解析

(1)基态Si原子中，有14个电子，核外电子排布式为1s2s2p3s3p，电子占据的最高能层符号为M。该能层具有的原子轨道数为1个s轨道，3个p轨道，5个d轨道。(2)Ni

(3)34 3s3p3d

(4)1s2s2p3s3p3d4s[Ar]3d4s

(5)1s2s2p3s3p3d([Ar]3d) 52262651012262610126102226222＋2＋＋的价层电子排布图为。(3)Se位于第或四周期，原子序数是34。由于Se 有四个电子层，所以其M层的电子排布为3s3p3d。(4)Cu 是29 号元素，书写核外2610或电子排布式时注意全充满更稳定。(5)Mn 原子序数为25，Mn 的核外电子排布为1s2s2p3s3p3d4s，Mn的核外电子排布式为1s2s2p3s3p3d

22626522626522＋变式练习2. (1)在短周期元素中基态原子的p轨道有1个未成对电子的元素可能是________(填元素符号，下同)，其核外电子排布式分别是________________。

(2)基态原子的N层有1个未成对电子，M层未成对电子最多的元素是________，其价层电子排布式为___________________________。

(3)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素是______，其电子排布图为___________。

(4)Cu原子的结构示意图为_____________________________。

(5)下列表示的为一激发态原子的是________。

A．1s2s

B．1s2s2p C．1s2p3s D．1s2s2p3s

答案

(1)B、F、Al、Cl 1s2s2p、

221112212512262解析

(1)可推断元素为B、F、Al、Cl；(2)可推断元素为Cr；4

1s2s2p、1s2s2p3s3p、226251s2s2p3s3p

51(2)Cr 3d4s

22522621(3)可推断元素为O

(3)O

(4)（5）AC

二、原子结构与元素的性质

【知识纲要】

要点1.

元素周期表的结构

元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。

（1）原子的电子层构型和周期的划分：周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右(除稀有气体外)，元素的金属性逐渐减弱，

非金属性逐渐增强。

①周期序数＝能层数n ②第n周期元素的数目＝第n能级组能容纳的电子数

③元素原子的最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，•这是由于多电子原子中原子轨道发生能级交错的结果。

（2）原子的电子构型和族的划分：族是指价电子数相同(外围电子排布相同)，按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族(第Ⅷ族除外)。共有十八个列，

十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，

非金属性逐渐减弱。

①主族元素的族数＝原子最外电子层的电子数（ns + np•）＝主族元素的最高正化合价

②副族元素的族数＝ns电子数＋(n-1)d电子数（ⅠB,ⅡB族和Ⅷ族例外）。

③同族元素的外层电子构型相似，化学性质也相似。

（3）原子的电子构型和元素的分区：按电子排布可把周期表里的元素划分成

5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能

5

级的符号。

①s区元素(ns)：ⅠＡ，ⅡＡ族元素

②P区元素(nsnp)：ⅢＡ──ⅧＡ族元素

③d区元素((n-1)d1-1021-61-2 ns)：ⅢＢ──ⅧＢ族元素

1-21-2④ds区元素((n-1)d ns)：ⅠＢ，ⅡＢ族元素

⑤f区元素(n-2)f1-1410(n-1)dns

：镧系和锕系元素

0-12要点2. 元素周期律

元素的性质随着核电荷数递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。

（1）同周期、同主族元素性质的递变规律

同周期（左右）

逐渐增大

相同

逐渐减小

同主族（上下）

增大

增多

逐渐增大

原核电荷数

子能层（电子层）数

结原子半径

构

元素元素的金属性和非金属性性

质

第一电离能

化合价

最高正价由+1+7负价数=—（8—族序数）

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数

金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱

呈增大趋势（注意反常点：逐渐减小

ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和ⅥA族）

电负性

逐渐增大

逐渐减小

（2）电离能：电离能反映了不同元素的原子失电子的难易，

同时也与元素的金属性密切

6

相关。

①第一电离能：气态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。第一电离能越大，金属活动性越强。同一元素的第二电离能大于第一电离能。

②第一电离能的变化规律：周一周期从左往右第一电离能呈增大的趋势，同一族从上到下第一电离能呈增大趋势。

③电离能的突跃与电子层的关系：

Na 496 4562 6912 各级电离能9543 (KJ/mol) 13353 16610 20114 13630 17995 21703 14830 18376 23293 10540 11575 Mg 738 1415 7733 Al 578 1817 2745 ④第一电离能与原子的核外电子排布的关系：对于同一周期的元素从左到右第一电离能并不是呈直线上升,有些元素原子的电离能出现反常,如第二周期中Be和B、N和O，第二周期中的Mg和Al、P和S，第四周期中的Zn和Ga等。原因是：第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关,通常情况下,当原子核外的电子排布的能量相等的轨道上形成全空,半满,全满的结构是,原子的能量较低,原子较稳定,则该原子比较难失去电子,故第一电离能较大。

7

⑤影响电离能的因素：核电荷数、原子半径、原子的电子构型(当元素具有全充满,半充满的电子构型时,稳定性高,电离能大)。

（3）电负性：元素相互化合时，原子对电子的吸引能力称为元素的电负性。通常以符号X表示，其值是相对值，无单位。

①电负性可以用来度量金属性与非金属性的强弱。电负性越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。电负性相差很大的元素相互化合通常形成离子键

。

②电负性相差不大的两种非金属元素相互化合时，通常形成极性键，电负性相同的元素相互化合时，通常形成非极性键。电负性相差越大的元素形成共价键时，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。一般，ΔX＞1.7，形成离子键；ΔX＜1.7，形成共价键。

（4）微粒半径的比较方法

①同一元素：一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径，阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径。

②同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl ③同主族元素（比较原子和离子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次增大。如：Li

④同电子层结构（阳离子的电子层结构与上一周期0族元素具有相同电子层结构，引自利于同周期0族元素具有相同的电子层结构）：随核电荷数增大，微粒半径依次减小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+ （5）元素金属性强弱的判断方法

本质

原子越易失电子，金属性越强

在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强

金

单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强

属

判

单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强（电解中在阴极上得电子性

断

的先后）

比

依

最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强

较

据

若x+yx+y

则y比x金属性强

n+m+----

8

原电池反应中负极的金属性强

与同种氧化剂反应，先反应的金属性强

失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强

（6）非金属性强弱的判断方法

非

金

属

性

比

较

判

电子的先后）

断

最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强

方

法

与同种还原剂反应，先反应的非金属性强

得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强

（7）“对角线规则”：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。

A+BB+A 则B比A非金属性强

n-m-本质

原子越易得电子，非金属性越强

与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强

单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强（电解中在阳极上得

【典例分析】

例题3现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4

②1s22s22p63s23p3

③1s22s22p3

④1s22s22p5则下列有关比较中正确的是(

)

A．第一电离能：④>③>②>① B．原子半径：④>③>②>①

C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③＝②>①

答案

A

解析

①～④四种元素分别为S、P、N、F，第一电离能F>N>P>S，A项正确；原子半径P>S>N>F，B项错误；电负性F>N>S>P，C项错误；F无正化合价，N、S、P最高正化合价分别为＋5、＋6、＋5价，D项错误

变式练习3. 已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ/mol。请根据下表所列数据判断，错误的是(

) 元素

X Y A．元素X的常见化合价是＋1

9 I1

500 580 I2

4 600 1 820 I3

6 900 2 750 I4

9 500 11 600

B．元素Y是第ⅢA族元素

C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D．若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应

答案

D

解析

由数据分析X中I2≫I1，X易呈＋1价，为第ⅠA 族，A、C均正确；Y中I4≫I3，易呈＋3价，应在第ⅢA族，B正确；若Y处于第3周期，则Y为铝元素，铝单质不与冷水反应，D错误

例题4(1))前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D中,A和B的价电子层中未成对电子均只有1个,并且A和B的电子数相差为8;与B位于同一周期的C和D,它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2,且原子序数相差为2。回答下列问题:D的价层电子排布图为

。

四种元素中第一电离能最小的是

,电负性最大的是

。(填元素符号)

2+-+

(2)依据第二周期元素第一电离能的变化规律,参照如图中B、F元素的位置,用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。

(3) X、Y、Z、W是元素周期表中原子序数依次增大的四种短周期元素,其相关信息如下表: 元素

相关信息

X Y Z W X的最高价氧化物对应的水化物化学式为H2XO3

Y是地壳中含量最高的元素

Z的基态原子最外层电子排布式为3s3p

W的一种核素的质量数为28,中子数为14 21W位于元素周期表第

周期第

族,W的原子半径比X的

(填“大”或“小”)。Z的第一电离能比W的

(填“大”或“小”)。

(4)第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有

种。

答案

(1)F 解析

，K (1)①短周期主族元素中未成对电子数最多为3,所以B、C、D均为第四周期的元素,B的价电子层中未成对电子数为1,结合B可+

10

知B为K,A为F;未成对电子数为4的只能为[Ar]3d4s排布,C为Fe,D为Ni;②同一周期从左到右元素的第一电离能(除ⅡA、ⅤA(2)

族特殊外)、电负性逐渐增大,四种元素中K的第一电离能最小、F的电负性最大。(2)依据第二周期元素第一电离能的变化规律,C、N、O三种元素第一电离能的大小关系为C

变式练习4. (1)以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断,违反了泡利原理的是

,违反了洪特规则的是

。

62(3)①三

ⅣA 大

②小

(2)某元素的激发态(不稳定状态)原子的电子排布式为1s2s2p3s3p3d,则该元素基态原子的电子排布式为

；其最高价氧化物对应水化物的化学式是

。

(3)用符号“>”“<”或“=”表示下列各项关系。

①第一电离能:Na

Mg,Mg

Ca。

②电负性:O

F,F

Cl。

③能量高低:ns

(n+1)s,ns

np。

④主族序数

价电子数

元素最高正化合价。

答案

解析

(1)同一个原子轨道中不应有自旋状态相同的电子,②违反了泡利原理;对于基态原子,电子在能量相同的轨道上排布(1)②

③⑤

(2)1s22s22p63s23p4

H2SO4 (3)①<

>

②<

>

③<

<

④=

=

时,将尽可能分占不同的轨道并且自旋状态相同,③⑤违反了洪特规则。(2)3p能量小于3d,激发态为1s2s2p3s3p3d,基态应为1s2s2p3s3p。此原子核外电子数为16,其质子数也为16,该元素为硫元素,其最高价氧化物对应水化物的化学式是H2SO4。(3)同周期中主族元素从左到右第一电离能有增大的趋势,电负性逐渐增大;同主族中自上而下电负性与第一电离能均逐渐减小。由构造原理可知,能量ns<(n+1)s,ns

22613222624226132

11

例题5 下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：

(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子的电子排布式______________。

(2)d与a反应的产物的分子中，中心原子的杂化形式为________________。

(3)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：______。

(4)o、p两元素的部分电离能数据列于下表：

元素

o p 759 1 561 2 957 2＋I1

电离能/kJ·mol－1717 1 509 3 248

2＋I2

I3

比较两元素的I2、I3可知，气态o再失去一个电子比气态p再失去一个电子难。对此，你的解释是________________________________________________________________。

(5)第三周期8种元素按单质熔点高低的顺序如图(Ⅰ)所示，其中电负性最大的是_____(填下图中的序号)。

(6)表中所列的某主族元素的电离能情况如图(Ⅱ)所示，则该元素是____________(填元素符号)。

答案

2262662解析

(1)1s2s2p3s3p3d4s

(1)26号为铁元素，其基态原子的电子排布式为(2)sp

(3)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量

(4)Mn的3d轨道电子排2＋31s2s2p3s3p3d4s。(2)d为N元素，a为H元素，二者形成的NH3中N原子的杂化形式为sp。(3)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量。(4)o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s2s2p3s3p3d4s，Mn的基态离子的电子排布式为1s2s2p3s3p3d，其3d能级为半充满结构，相对比较2＋22626522626522＋32262662布为半满状态，比较稳定

稳定，当其失去第三个电子时比较困难，而p的基态离子的电

12

(5) 2

(6)Al

子排布式为1s2s2p3s3p3d，其3d能级再失去一个电子即为半充满结构，形成相对比较稳定的结构，故其失去第三个电子比较容易。(5)第三周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成原子晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，故8种元素按单质熔点由高到低的顺序为硅、铝、镁、硫、磷、钠、氯、氩，其中电负性最大的为氯。(6)由图可知，该元素的电离能I4

远大于I3，故为第ⅢA族元素，周期表中所列的第ⅢA族元素i属于第三周期，应为Al。

226266变式练习5. 下图为周期表中部分元素的某种性质(X值)随原子序数变化的关系。

(1)短周期中原子核外p轨道上电子数与s轨道上电子总数相等的元素是________(写元素符号)。

(2)同主族内不同元素的X值变化的特点是______________________________，

同周期内，随着原子序数的增大，X值变化的总趋势是__________________。

周期表中X值的这种变化特点体现了元素性质的________________变化规律。

(3)X值较小的元素集中在元素周期表的__________。

a.左下角

b.右上角

c.分界线附近

(4)下列关于元素该性质的说法中正确的是________(选填代号)。

a.X值可反映元素最高正化合价的变化规律

b.X值可反映原子在分子中吸引电子的能力

c.X值大小可用来衡量元素金属性和非金属性的强弱

答案

(1)O、Mg (2)同一主族，从上解析

(1)由于p轨道最多容纳6个电子，s轨道最多容纳2个电子，因此短周期中原子核外p轨道上电子数与s轨道上电子总数相等的元素其电到下，X值逐渐减小

子排布可能为1s22s22p4或1s22s22p63s2，即分别为O和Mg。(2)根据逐渐增大

周期性

图示，同主族元素从上到下，X值逐渐减小，同周期元素从左到右，13

(3)a

(4)b、c X值逐渐增大。(3)X值较小的元素集中在元素周期表左下角。(4)X值为元素的电负性，能够反映原子在分子中吸引电子的能力，能衡量元素金属性和非金属性的强弱

【强化练习】

一、选择题（本小题共7小题，每题只有一个正确选项，每题6分，共42分）

1. 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中，①1s2s2p3s3p②1s2s2p

③1s2s2p

④1s2s2p3s3p原子半径最大的是①

B．具有下列价电子排布式的原子中，①3s3p

②3s3p

③3s3p

④3s3p，第一电离能最大的是③

C．①Na、K、Rb ②N、P、As ③O、S、Se ④Na、P、Cl，元素的电负性随原子序数增大而递增的是④

D．某元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X

2. 下列有关说法正确的是(

) A． C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是 O＞N＞C B．根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al的第一电离能比Mg大

C．根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是＋7 D． Ni原子的核外电子排布式为1s2s3s3p3d4s

3. 下列说法正确的是(

) A.原子核外电子排布式为1s的原子与原子核外电子排布式为1s2s的原子化学性质相似

B.Fe的最外层电子排布式为3s3p3d

C.基态铜原子的最外层的电子排布图:

D.基态碳原子的最外层电子排布图:

3+2652222226823＋2122232422624226222232224. 右表为元素周期表前四周期的一部分,下列是有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述,其中正确的是(

)

14

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Z元素

D.X元素是电负性最大的元素

D．标准状况下，1 mol H2O和1 mol H2的体积都约为22.4 L 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)。下列关于元素R的判断中一定正确的是(

)

R －1I1

740 I2

1 500 I3

I4

……

7 700 10 500 ①R的最高正价为＋3价

②R元素位于元素周期表中第ⅡA族

③R元素第一电离能大于同周期相邻元素

④R元素基态原子的电子排布式为1s2s

A．①②

B．②③ C．③④ D．①④

6. 中学化学中很多“规律”都有其适用范围,下列根据有关“规律”推出的结论合理的是

A.根据同周期元素的第一电离能变化趋势,推出Al的第一电离能比Mg大

B.根据主族元素最高正化合价与族序数的关系,推出卤族元素最高正价都是+7 C.根据同周期元素的电负性变化趋势,推出Ar的电负性比Cl大

D.根据较强酸可以制取较弱酸的规律,推出CO2通入NaClO溶液中能生成HClO 7. 下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是(

)

A．原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子

B．原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子

C．2p轨道上只有两个电子的X原子与3p轨道上只有两个电子的Y原子

D．最外层都只有一个电子的X、Y原子

二、非选择题（本小题共4小题，共58分）

8. Q、W、X、Y、Z元素为前四周期元素，且原子序数依次增大。Q元素的阳离子核外无电子，W元素原子的最外层电子数是次外层电子数的2倍，Y是地壳中含量最多的元素，Z的价电子排布式为3d4s。

(1)W位于元素周期表第________周期第______族，W的第一电离能________(填“大于”或“小于”)X的第一电离能。

(2)XQ3分子的空间构型为________，所含化学键类型为______(填“极性”或“非极性”)共价键。

(3)Z基态原子核外电子排布式是_____________， Z的单质与过量的X的最高价氧化物对应10122

15

的水化物的稀溶液反应的离子方程式为__________________。

9. 有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所述：

元素

A 原子反应堆的导热剂

B C D 生产过程中常用的消毒杀菌剂[来源:学科网ZXXK]

请根据表中信息填写：

(1)A原子的核外电子排布式为____________________________________。

(2)B元素在周期表中的位置为____________________________________；

离子半径：B________A(填“大于”或“小于”)。

(3)C原子的电子排布图是__________，其原子核外有________个未成对电子，能量最高的电子为________轨道上的电子，其轨道呈________形。

(4)D原子的电子排布式为________，D的结构示意图是________。

10. (1)以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断,违反了泡利原理的是

,违反了洪特规则的是

。

-结构、性质等信息

是短周期中(除稀有气体外)原子半径最大的元素，该元素的某种合金是B与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性

元素的气态氢化物极易溶于水，可用作制冷剂

是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来水

(2)某元素的激发态(不稳定状态)原子的电子排布式为1s2s2p3s3p3d,则该元素基态原子的电子排布式为

;其最高价氧化物对应水化物的化学式是

。

(3)用符号“>”“<”或“=”表示下列各项关系。

①第一电离能:Na

Mg,Mg

Ca。

②电负性:O

F,F

Cl。

③能量高低:ns

(n+1)s,ns

np。

④主族序数

价电子数

元素最高正化合价。

11. (1)某质量数为32,核内有16个中子的原子,其电子排布式是

,该原子中有

个未成对电子,这些未成对电子具有

(填“相同”或“不同”)的自旋226132

16

状态。

(2)某元素的原子最外层电子排布式为3s3p,它的次外层上电子云形状有

种,该原子中所有电子占有

个轨道,核外共有

个电子。

(3)M电子层上有

个能级,有

个轨道,作为内层最多可容纳

个电子,作为最外层时最多可含有

个未成对电子。

(4)在元素周期表中,最外层只有1个未成对电子的主族元素原子处于第

族;最外层有2个未成对电子的主族元素原子处于第

族。

(5)A元素的最高正化合价是+4价,A原子次外层上有2个电子,A原子的电子排布式是

。

(6)B元素在气态氢化物中显-3价,气态氢化物极易溶于水,B原子的电子排布式是

。

(7)E原子核外占有9个轨道,且只有1个未成对电子,E离子结构示意图是

。

(8)F、G都是短周期元素,F与G的电子层结构相同,则F的电子排布式是

,G元素的原子序数是

。

参考答案及解析

选择题

题号

答案

解析

A项，①为Si，②为N，③为C，④为S，原子半径最大的为Si，正确；B项，①为Al，②为Si，③为P，④为S，第一电离能最大的为1 D P，正确；C项，同一主族元素，第一电离能从上到下逐渐减小；同一周期，第一电离能呈增大趋势，正确；D项，根据电离能变化趋势，最外层应有2个电子，所以与Cl2反应时应呈＋2价，D错

同一同期，第一电离能呈现增大趋势，但由于p轨道处于全空、半充2 D 满或全充满时相对稳定，这使得第ⅡA族、第ⅤA族反常，故第一电离能N>O，Mg>Al，A、B不正确；F的电负性最大，没有正化合价，C不正确

核外电子排布式为1s的原子是He,核外电子排布式是1s2s的为铍3 B (Be),He是稀有气体元素,Be是金属元素,显然化学性质不相似,A项错;Fe的最外层的电子排布式为3d4s,失去电子时先失最外层,再失次外层,失去2个电子变成Fe时最外层电子排布式为3s3p3d,失去2+266622222-3+2-22

17

3个电子变成Fe时,最外层电子排布式为3s3p3d,B项正确;基态铜原子的最外层的电子排布图,符合3d全充满时能3+265量最低,即洪特规则特例,C项错;基态碳原子是2s比2p轨道能量低,先填满2s再填2p,即错

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,A项错误;Z4 D 的阴离子比R原子多一个电子层,B项错误;W元素的p能级上有3个未成对的电子,C项错误;X是所有元素中非金属性最强的元素,D项正确

由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距最大，故最外层有两个电子，最高正价为＋2价，位于第ⅡA族，可能为Be5 C 或者Mg元素，因此①不正确，②正确，④不确定；短周期第ⅡA族(nsnp)的元素，因p轨道处于全空状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻主族元素，③正确

Al的第一电离能比Mg小,A错误;卤族元素中F没有正价,B错误;Ar最外层已达8个电子稳定结构,电负性比Cl小很多,C错误;H2CO3的酸6 D 性强于HClO,所以CO2通入NaClO溶液中能生成HClO,离子方程式为CO2+ClO+H2O-20,不存在半充满能量低的问题,D项HC+HClO,因此只有D项正确l小很多,C错误;H2CO3的酸性强于HClO,所以CO2通入NaClO溶液中能生成HClO,离子方程式为CO2+ClO+H2O-HC+HClO,因此只有D项正确

Al的第一电离能比Mg小,A错误;卤族元素中F没有正价,B错误;Ar7 D 最外层已达8个电子稳定结构,电负性比Cl小很多,C错误;H2CO3的酸性强于HClO,所以CO2通入NaClO溶液中能生成HClO,离子方程式为CO2+ClO+H2O-HC+HClO,因此只有D项正确

非选择题

题号

答案

(1)2 ⅣA 小于

(2)三角锥形

解析

Q、W、X、Y、Z元素为前四周期元素，且原子8 序数依次增大，Q元素的阳离子核外无电子，则Q是氢元素。W元素原子的最外层电子数是极性

(3)1s2s2p3s3p3d4s

22626101次外层电子数的2倍，因此W是碳元素。Y是18

3Cu+8H+2NO3=3Cu+2NO↑+4H2O

+-2+地壳中含量最多的元素，则Y是氧元素，因此X是氮元素。Z的价电子排布式为3d4s，则Z的原子序数是29，即为铜元素。(1)碳位于元素周期表第2周期第ⅣA族。非金属性越强第一电离能越大，则碳的第一电离能小于氮的第一电离能。(2)氨气分子的空间构型为三角锥形，所含化学键类型为非极性共价键。(3)铜的原子序数是29，则根据核外电子排布规律可知基态原子的电子排布式是1s2s2p3s3p3d4s。硝酸具有强氧化性，Z的单质与过量的X的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液反应的离子方程式为3Cu+8H+2N O3=3Cu+2NO↑+4H2O 根据题中信息可推出A为Na，B为Al，C为N，D为Cl。(1)A为Na，其核外电子排布式为-2++22626101101(1)1s2s2p3s

(2)第3周期ⅢA族

小于

(3)9 (4)1s2s2p3s3p2262522611s2s2p3s。(2)B为Al，其在元素周期表中的位置为第3周期ⅢA族，Na与Al核外电子排布相同，核电荷数Al大于Na，故

3 p 哑铃

或[Ne]3s3p

，其中有3个未成对电子，能量最高的为p轨道上的电子，其轨道呈哑铃形。

253+++3+2261r(Al)

(4)D为Cl，其核外电子排布式为1s2s2p3s3p，简化电子排布式为[Ne]3s3p，2262525Cl的结构示意图为-

(1)同一个原子轨道中不应有自旋状态相同的(1)②

③⑤

(2)1s2s2p3s3p

H2SO4

10 22624电子,②违反了泡利原理;对于基态原子,电子在能量相同的轨道上排布时,将尽可能分占不(3)①<

> ②<

> ③<

< ④=

同的轨道并且自旋状态相同,③⑤违反了洪特规则。(2)3p能量小于3d,激发态为= 226132226241s2s2p3s3p3d,基态应为1s2s2p3s3p。此

原子核外电子数为16,其质子数也为16,该元

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素为硫元素,其最高价氧化物对应水化物的化学式是H2SO4。(3)同周期中主族元素从左到右第一电离能有增大的趋势,电负性逐渐增大;同主族中自上而下电负性与第一电离能均逐渐减小。由构造原理可知,能量ns<(n+1)s,ns

(1)判断该元素为S元素。(2)由最外层电子排布知其为Si元素,其次外层为L层,包括2s、(1)1s2s2p3s3p

2 相同

(2)2 8 14 (3)3 9 18 3 (4)ⅠA、ⅢA、ⅦA

ⅣA、ⅥA

11 (5)1s2s2p

(6)1s2s2p

223222226242p两个能级。(3)M层有3s、3p、3d三个能级,轨道数为1+3+5=9,作内层时最多容纳18个电子,作为最外层时,3p轨道上各有1个未成对电子时最多。(4)最外层只有1个未成对电子的有第ⅠA、第ⅢA、第ⅦA族元素,最外层有2个未成对电子的有第ⅣA和第ⅥA族元素。(5)A元素为C元素,电子排布式为1s2s2p。(6)B元222(7)

素为N元素,电子排布式为1s2s2p。(7)E元素为Cl元素,其离子结构示意图为(8)F元素为8号元素O,G为13号元素Al 223

20