人教版 (2019)第一节 原子结构精品课后练习题

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第02讲 原子结构与元素性质

易混易错聚焦

一、聚焦价电子排布的易混易错点
(1)每种元素的能层数(即电子层数)，就是该元素所处的周期序数。
(2)每周期起始元素和结束元素的价电子排布为ns1和ns2np6(第一周期为1s2)。
(3)s区(氢元素除外)、d区、ds区都是金属元素，从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，表现金属性，所以s区(H除外)、d区、ds区都是金属元素。
(4)s区元素价电子特征排布为ns1～2，价电子数等于主族序数。p区元素价电子特征排布为ns2np1～6，价电子总数等于主族序数(价电子排布为ns2np6时为0族元素，He的价电子排布为1s2)。
二、聚焦电离能的易混易错点
1．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轨道是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大。
示例
(1)第三周期所有元素的第一电离能(I1)大小顺序为Na (2)高温条件下Cu2O比CuO稳定的原因是Cu2O中Cu＋的3d轨道处于全充满稳定状态，难失电子。
2．(1)一个原子的逐级电离能逐渐增大的原因：
随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性吸引力也越来越大，消耗的能量越来越多。
(2)第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)元素，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第ⅢA族和第ⅥA族元素的，如第一电离能：Mg>Al，P>S。
(3)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。
三、聚焦电负性的易混易错点
(1)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
(2)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。
(3)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。
(4)并不是所有电负性差大于1.7的元素原子都形成离子化合物，如H电负性为2.1，F电负性为4.0，电负性差为1.9，而HF为共价化合物，故需注意这些特殊情况。
易错典例分析

易错典例1

1．某元素的最外层电子数为2，价电子层的电子总数为5，并且是同族中原子序数最小的元素，关于该元素的判断错误的是
A．电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2​
B．该元素为V
C．该元素为ⅡA族元素
D．该元素位于d​区
易错典例2

2．某化学学习小组在学习元素周期系和周期的划分时提出以下观点：
①元素周期系中第ⅠA 族元素统称为碱金属元素
②元素周期系的形成是由原子的结构决定的
③每一周期元素原子价层电子排布均是从ns1开始至ns2np6结束
④元素周期系的每一周期元素的种类均相等
⑤基态原子核外电子排布式为 1s22s22p3 和 1s22s22p63s23p3 的两元素位于同一周期
⑥周期序数越大，该周期所含金属元素一般越多
你认为正确的是
A．①②③⑤⑥ B．②⑥ C．①④⑥ D．②③⑤
举一反三1
jYFs

3．短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图所示。下列说法正确的是

A．离子Y2-和Z3+的核外电子数和电子层数都不相同
B．元素X与元素Z的最高正化合价之和的数值等于8
C．元素W的最高价氧化物对应的水化物酸性比Q的强X
D．W元素基态原子最外层电子的电子排布图为
举一反三2
jYFs

4．下列说法正确的是
A．最外层电子排布式为ns2​的基态原子所对应元素一定位于ⅡA族
B．最外层电子排布式为ns1​的基态原子所对应元素一定是金属元素
C．d​区元素的原子一定都有d​轨道电子
D．基态原子价电子排布式为nsnnPn​的元素一定是金属元素
举一反三3
jYFs

5．已知X、Y元素同周期，且电负性X > Y，下列说法错误的是
A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B．第一电离能可能Y小于X
C．原子半径：X > Y
D．X元素气态氢化物的稳定性大于Y元素气态氢化物的稳定性
易混易错剖析

1．各周期中所含元素种数与相应能级组的原子轨道容纳电子最大数之间是什么关系？
【细剖精析】
各周期所含元素的种数等于相应能级组中各轨道中最多容纳的电子数之和。
2．过渡元素(镧系、锕系除外)的价电子数是否也等于副族序数，同一族的外围电子排布是否相同？试分析过渡元素的价电子数与列序数有什么关系？
【细剖精析】
同一族的外围电子排布有差异；过渡元素的价电子总数等于列序数。
3．最活泼的金属元素、最活泼的非金属元素、常温下呈液态的金属(价电子排布为5d106s2)元素分别位于元素周期表中的哪个分区？
【细剖精析】
最活泼的金属元素在ⅠA族，s区；最活泼的非金属元素(是氟)在ⅦA族，p区；汞的价电子排布为5d106s2，在ⅡB族，ds区。
4．从核外电子排布角度分析，为什么同属长周期的4、5、6、7周期所包含的元素种类数为18、18、32、32。
【细剖精析】
第4、5周期元素包含的能级为ns、np、(n－1)d，共有9个原子轨道，最多容纳18个电子，对应两周期中各有18种元素；而第6、7周期所含的能级除ns、np、(n－1)d外，还有(n－2)f，故多出7个原子轨道，14个电子，对应多出的14种元素，共32种元素 。
5．分析粒子半径大小比较的关键是什么？
【细剖精析】
①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。②对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。③同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。
6．是否电子的能层数越多的元素的原子半径一定大于电子的能层数小的元素的原子半径？
【细剖精析】
不一定，原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。
7．“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？
【细剖精析】
不正确。此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、第Ⅷ族元素、0族元素原子半径大小不适用此规律。
8．为什么过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大？
【细剖精析】
同一周期过渡元素增加的电子都分布在(n－1)d轨道上，电子间的排斥作用与核对电子吸引作用大致相当，所以过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大。
9．M(g)M2＋所需的能量是否是其第一电离能的2倍？
【细剖精析】
应远大于其第一电离能的2倍。因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能最小，再失去的电子是能量较低的电子，且失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强，从而使电离能越来越大。
10．总体上：金属元素的第一电离能都较小，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。为什么？
【细剖精析】
因为金属元素原子的最外层电子数都比较少，容易失去电子，所以金属元素的第一电离能都比较小；而非金属元素原子的最外层电子比较多，不容易失去电子，稀有气体元素原子外围电子排布式为ns2np6(He为1s2)，是稳定结构，更难失去电子，因此它们的第一电离能都比较大。
11．为什么ⅡA族，ⅤA族元素的第一电离能大于相邻的元素？
【细剖精析】
当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)或半充满(p3、d5、f7)或全充满(p6、d10、f14)结构时原子处于能量较低状态(即洪特规则特例)，所以失电子所需能量较大，即I1较大。ⅡA族元素原子满足ns2np0、ⅤA族元素原子满足ns2np3，故它们的第一电离能大于相邻元素。
12．有人认为：“根据定义，电负性只能判断非金属性强弱，电离能只能判断金属性强弱。”你认为这种说法正确吗？阐述你的观点。
【细剖精析】
这种说法是错误的。电负性和电离能都可用于判断元素的金属性和非金属性强弱。电负性越大，元素原子吸引电子的能力越大，非金属性越强；电负性越小，元素原子吸引电子的能力越小，金属性越强。一般来说，金属元素的电负性在1.8以下，非金属元素的电负性在1.8以上。第一电离能越大，元素的原子越难失电子，非金属性越强(稀有气体除外)；第一电离能越小，元素的原子越易失电子，金属性越强。
13．依据电负性的规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？
【细剖精析】
电负性最大的元素在元素周期表的右上角(即第二周期第ⅦA族的氟元素)，电负性最小的元素在元素周期表的左下方(即第六周期第ⅠA族的铯元素)。
14．电负性是以氟元素的电负性4.0作为标准计算出来的，请问电负性大约为2的元素应该在周期表的什么位置？
【细剖精析】
氟元素非金属性最强为4.0，则电负性大约为2的元素应该既具有金属性又具有非金属性，应该在金属和非金属的分界线处。
15．电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表的位置？
【细剖精析】
电负性最大的元素F在元素周期表的右上角；电负性最小的元素Fr在元素周期表的左下角。
16．电负性差值大于1.7的两种元素一定能形成离子化合物吗？
【细剖精析】
不一定。如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物。
核心知识梳理

一、核外电子排布与周期的划分
1．每一周期元素原子的价电子排布和元素种数的关系
周
期
价电子排布
对应能级组
元素种数
ⅠA族
0族
最外层最多容纳电子数
1
1s1
1s2
2
1s
2
2
2s1
2s22p6
8
2s、2p
8
3
3s1
3s23p6
8
3s、3p
8
4
4s1
4s24p6
8
4s、3d、4p
18
5
5s1
5s25p6
8
5s、4d、5p
18
6
6s1
6s26p6
8
6s、4f、5d、6p
32
7
7s1
－
8
7s、5f、6d、7p
32
2．核外电子排布与周期划分的关系
①将能量相近的能级分为一组，按能量由低到高可分为七个能级组，同一能级组内，各能级之间能量相差较小，不同能级组之间能量相差较大。
②每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的电子层数等于元素的周期序数。
二、核外电子排布与族的划分
1．价电子排布与族序数之间的关系
价电子排布与族序数之间的关系可以按照下列方法进行判断：按电子填充顺序，由最后一个电子所进入轨道的情况确定，一般来说具体情况如下：
①进入ns(ns1～2，1s除外)为ⅠA族、ⅡA族。
②进入np
③进入(n－1)d

④进入(n－2)fⅢB族
2．有关规律
由上可知：①主族元素的最外层电子数，即价电子数，为其族序数；②副族元素中ⅢB～ⅦB族元素价电子数为其族序数；③稀有气体单独列为0族。
影响微粒半径的因素主要是核电荷数和电子层数。一般来说，同周期中，核电荷数越大，半径越小；同主族中，电子层数越多，半径越大。主要有以下规律：
微粒特点
比较方法
实例
原子
同周期元素
核电荷数越大，半径越小
r(Na)>r(Mg)>r(Al)
同主族元素
核电荷数越大，半径越大
r(F) 多数原子
一般电子层数越多，半径越大
r(S)>r(C)
离子
具有相同
电子层结构
核电荷数越大，半径越小
r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
电子数和
核电荷数
均不同
通过电子数或核电荷数相同的微粒做参照物
r(Al3＋) 同种元素的
原子和离子
价态越高，半径越小
r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)、r(H－)>r(H)>r(H＋)

三、原子结构与元素性质的递变规律
项目
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
原子核外电子排布
能层数相同，最外层电子数逐渐增多
最外层电子数相同能层数递增
原子半径
逐渐减小(0族除外)
逐渐增大
元素主要化合价
最高正价由＋1→＋7(O、F除外)；最低负价由－4→－1
最高正价＝_主族序数__(O、F除外)；非金属最低负价＝主族序数－8
原子得、失电子能力
得电子能力逐渐增强
失电力能力逐渐减弱
得电力能力逐渐减弱
失电子能力逐渐增强
元素的第一电离能
增大的趋势
逐渐减小
元素的电负性
逐渐增大
逐渐减小
元素金属性、非金属性
金属性逐渐减弱，
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强；
非金属性逐渐减弱

四、电离能
1．影响电离能的因素
电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子构型。
(1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数逐渐增大，原子的半径逐渐减小，核对最外层电子的引力逐渐加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。
(2)同一主族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(3)电子构型是影响电离能的第三个因素
某些元素具有全充满或半充满的电子构型，稳定性也较高，如ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满、p原子轨道全空，ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，0族元素(He除外)原子p原子轨道为全满状态，均稳定，所以它们比左右相邻的元素的第一电离能大。
2．逐级电离能
(1)定义：原子的＋1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为
M(g)===M＋(g)＋e－　　I1(第一电离能)；
M＋(g)===M2＋(g)＋e－　I2(第二电离能)；
M2＋(g)===M3＋(g)＋e－　I3(第三电离能)
……
(2)变化规律
①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1I2、I4>I3……In＋1>In。
②元素的逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变即突然增大多倍，这是由于电子是分层排布的，主族元素几乎不能失去内层电子的缘故。如Na原子的I1、I2、I3的值分别是(单位为kJ·mol－1)496、4 562、6 912，在I1和I2之间发生突变。
3．电离能的应用
(1)用来衡量原子失去电子的难易，比较金属的活泼性和元素的金属性。一般地，元素的第一电离能越小，金属性越强；碱金属元素的第一电离能越小，碱金属越活泼。
(2)判断原子易失去电子的数目和元素的化合价
元素的各级电离能逐渐增大并且会发生一个突变(由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难于失去，因此会发生突变)，如Mg原子的I1、I2、I3的值分别是(单位为kJ·mol－1)738、1 451、7 733，在I2和I3之间发生突变，则镁元素易失去最外层2个电子，常见化合价为＋2价。
(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致的原因
金属活动性按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序减弱，该顺序表示自左向右，在水溶液中金属单质中的原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。
由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。如，钠的第一电离能为496 kJ·mol－1，钙的第一电离能和第二电离能分别为590 kJ·mol－1、1 145 kJ·mol－1，表明钠原子比钙原子在气态更易失去电子，更加活泼。但是，由于Ca2＋形成水合离子时放出的能量远比Na＋形成水合离子时放出的能量多，所以在水溶液里钙原子比钠原子更易失去电子，即在金属活动性顺序中钙排在钠的前面。
五、元素的电负性及其变化规律与应用
1．电负性
(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
(2)标准：选定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。
2．电负性的变化规律
(1)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。
(2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。
3．电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性
①金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于金属、非金属界线两侧的元素的电负性则在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)判断化学键的类型
一般认为：
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。
(4)解释元素“对角线”规则

在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图所示)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。
这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。
4．比较元素电负性大小的方法
①同一周期从左到右，原子电子层数相同，核电荷数增大，原子半径减小，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐增强，电负性逐渐增大。
②同一主族从上到下，原子核电荷数增大，电子层数增大，原子半径增大，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱，电负性逐渐减小。
③对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现主族元素的变化趋势。因此，电负性大的元素位于元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
④非金属元素的电负性一般比金属元素的电负性大。
⑤二元化合物中，显负价的元素的电负性更大。
⑥不同周期、不同主族两种元素电负性的比较可找第三种元素(与其中一种位于同主族或同周期)作为参照物。
易错通关基础练

1．下列说法中正确的是
A．所有非金属元素都分布在p区
B．最外层电子数为2的元素都分布在s区
C．同一主族元素从上到下，第一电离能由低到高变化
D．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素
2．下列有关元素周期表的说法正确的是
A．按照核外电子排布，可把元素周期表划分为s、 p、d、 f四个区
B．元素周期表中，氟元素的电负性最大，第一电离能也最大
C．元素周期表的各个周期总是从ns能级开始，以mp能级结束
D．元素周期表中，从第IIIB族到第IIB族的10个纵列的元素全都是金属元素
3．元素化学性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的原因是
A．原子半径的周期性变化
B．电负性的周期性变化
C．第一电离能的周期性变化
D．原子核外电子排布的周期性变化
4．下列叙述中正确的是
A．同周期元素中，ⅦA族元素的原子半径最大
B．ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
C．同一元素的电离能I1 > I2 > I3> I4…
D．同一周期中，碱金属元素的第一电离能最小
5．硒(Se)的原子序数为34，与氧、硫同主族，下列说法正确的是
A．硒的最高价是+6价，所以只有一种氧化物SeO3
B．H2Se的热稳定性比H2S差，还原性比H2S弱
C．氧、硫、硒三种元素的电负性递减
D．原子序数为33的元素是砷(As)，则砷原子的第一电离能小于硒原子的第一电离能
6．已知X、Y两元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是
A．X与Y形成化合物时，X可以显正价，Y显负价
B．气态氢化物的稳定性：HaX大于HbY
C．最高价含氧酸的酸性：X对应酸的酸性强于Y对应酸的酸性
D．第一电离能Y可能大于X
7．以下有关元素性质的说法中正确的是
A．以下原子中，①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是④
B．下列原子中，①1s2，②1s22s22p6，③1s22s22p63s23p6对应的第一电离能最大的元素是③
C．某短周期元素的逐级电离能(kJ/mol)分别为578、1817、2745、11575、14830、18376、23293，该元素可能位于第三周期IIA族
D．①Na、K、Rb，②C、S、P，③Na、P、O元素的电负性依次递增的是③
8．有4种短周期主族元素X、Y、Z和Q的原子序数依次增大，相关信息如表：
元素
相关信息
X
最外层电子数等于次外层电子数
Y
与X在同一主族
Z
单质为淡黄色固体，常存在于火山喷口附近
Q
同周期主族元素中原子半径最小

下列说法正确的是A．X的金属性比Y强 B．Y的离子半径是同周期中最小的
C．Q的气态氢化物比Z的气态氢化物定 D．Q的含氧酸是最强酸
9．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ/mol。根据表中所列数据判断错误的是
元素
I1
I2
I3
I4
X
496
4562
6912
9543
Y
578
1817
2745
11575

A．元素X的常见化合价是+1价
B．元素Y是ⅢA族的元素
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
10．四种元素基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4     ②1s22s22p63s23p3   ③1s22s22p3   ④1s22s22p4
则下列有关比较中正确的是
A．第一电离能：④>③>①>② B．电负性：④>①>③>②
C．原子半径：②>①>③>④ D．最高正化合价：④>③=②>①
易错通关能力练

1．如图是部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系图，若用原子序数代表所对应的元素，则下列说法正确的是

A．和属于同种核素
B．第一电离能：d>e，电负性：d＜e
C．简单气态氢化物的稳定性：a>d>e
D．a和c形成的化合物不能与b的最高价氧化物对应的水化物反应
2．下列说法正确的是
A．原子核外电子发生跃迁不一定吸收能量
B．从左到右，同周期元素原子的电负性逐渐增大
C．所有元素中氟的第一电离能最大
D．价电子排布为5s25p4的元素位于第五周期第ⅣA族，是p区元素
3．下表是元素周期表前五周期的一部分，X、Y、Z、R、W、J是6种元素的代号，其中J为0族元素。下列说法正确的是

A．R元素基态原子的核外电子的轨道表示式为
B．Y2—与Na+的半径大小关系为Y2— C．X的第一电离能大于Y的第一电离能
D．表中电负性最大的元素为W
4．下列叙述正确的是
A．同周期元素(稀有气体元素除外)中，第ⅦA族元素的原子半径最大
B．第ⅥA族元素的原子，半径越大，越容易得到电子
C．电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱程度
D．同周期中(稀有气体除外)，碱金属元素的第一电离能最大
5．镓是第4周期第ⅢA元素，关于镓元素性质推测正确的是
A．镓是一种非金属 B．投入水中会发生爆炸式反应
C．镓的金属性比铝弱 D．在空气中易氧化，形成氧化膜
6．科学家合成出了一种新化合物(如图所示)，其中W、X、Y、Z为同一短周期元素，Z核外最外层电子数是X核外电子数的一半。下列叙述正确的是

A．简单离子半径：W+>Z-
B．元素非金属性的顺序为X>Y>Z
C．Y的最高价氧化物的水化物是中强酸
D．氢化物稳定性：X>Y>Z
7．中学化学很多“规律”都有使用范围，下列根据“规律”推出的结论合理的是
A．F、Cl、Br、I非金属性依次减弱；HF、HCl、HBr、HI的酸性也依次减弱
B．通入CO2可增强漂白粉溶液漂白性；通入SO2也可增强漂白粉溶液漂白性
C．Na在空气中燃烧会生成Na2O2；Li在空气中燃烧也会生成Li2O2
D．Al(OH)3、Cu(OH)2受热易分解；Fe(OH)3受热也易分解
8．X、Y、Z、W四种短周期元素，原子半径依次增大，X和Y位于同一周期，可组成多种化合物，其中一种是红棕色的大气污染物。Z的最高价氧化物对应的水化物是中强碱。下列有关说法正确的是
A．简单离子半径：
B．第一电离能：
C．电负性：
D．W与X组成的化合物中一定不含有共价键
9．下列有关原子核外电子排布的说法正确的是
A．电子排布为[Ar]3d44s2的中性原子是基态原子
B．因氧元素电负性比氮元素大，故氧原子第一电离能比氮原子第一电离能大
C．电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理
D．原子的价电子排布式为(n-1)d6-8ns2的元素一定位于第ⅢB~第ⅦB族
10．根据信息回答下列问题：
(1)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Ge元素中未成对电子有___________个；
③图中的C和N可以形成分子(CN)2，该分子中键与键之间的夹角为180°，并有对称性，分子中每个原子最外层均满足8电子稳定结构，其结构式为___________，1个分子中含有___________个π键。
(2)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。下面给出部分元素的电负性：
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
电负性

2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
元素
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8

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通过分析电负性值变化规律，确定Al元素电负性值的最小范围____；
②判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A．Li3N　　　B．PCl3　　　C．MgCl2　　　D．SiC
I.属于离子化合物的是____；II．属于共价化合物的是____；