2021版高考化学（人教版）一轮复习学案：第36讲　原子结构与性质


第36讲　原子结构与性质

考点一　原子核外电子排布原理

[知识梳理]
一、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……表示，能量依次升高。
2．能级：同一能层里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的顺序依次升高，即E(s) 3．原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。
4．能层、能级与原子轨道之间的关系
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
K
1s
1
2
2
二
L
2s
1
2
8
2p
3
6
三
M
3s
1
2
18
3p
3
6
3d
5
10
四
N
4s
1
2
32
4p
3
6
4d
5
10
4f
7
14
…
…
…
…
…
…
n
…
…
…
…
2n2
二、原子轨道的轨道形状和能量关系
1．轨道形状
(1)s电子的原子轨道呈球形。
(2)p电子的原子轨道呈哑铃形。
2．能量关系
(1)相同能层上原子轨道能量的高低：ns (2)形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s……
(3)同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如npx、npy、npz轨道的能量相等。

（1）第一能层（K）只有s能级；第二能层（L）有s、p两种能级，p能级有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层（M）有s、p、d三种能级。
（2）能层数＝电子层数，每个能层所包含的能级数＝能层序数。
三、基态原子核外电子排布遵循的三个原理
1．能量最低原理：电子优先占据能量低的轨道，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。即原子的核外电子排布遵循构造原理，能使整个原子的能量处于最低状态。
如图为构造原理示意图：


所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。
2．泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反。
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，而且自旋状态相同，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满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1。
四、原子(离子)核外电子排布式(图)的书写
1．核外电子排布式：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。在书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边，不能按填充顺序写，如Cu原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，其简化电子排布式为[Ar]3d104s1，而不能写成[Ar]4s13d10。
2．价电子排布式：如Fe原子的核外电子排布式为
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、参与成键的电子数以及最外层电子数。
3．电子排布图：用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋状态不同的电子，按电子在轨道中的排布情况书写。如S原子的电子排布图为
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数和未成对电子数。
五、基态、激发态、光谱

[自主检测]
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)p能级的能量一定比s能级的能量高。(　　)
(2)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。(　　)
(3)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等。(　　)
(4)Fe的基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d6。(　　)
(5)Cr的基态原子的简化电子排布式为[Ar]3d44s2。(　　)
(6)基态原子电子能量的高低顺序为E(1s) (7)22Ti的电子排布式：1s22s22p63s23p10违反了能量最低原理。(　　)
(8)磷元素基态原子的电子排布图为
(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)×　(8)×
2．(1)[2018·高考全国卷Ⅲ，35(1)]Zn原子核外电子排布式为____________________。
(2)[2018·高考全国卷Ⅱ，35(1)]基态Fe原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为________________________________________________________________________。
(3)[2017·高考全国卷Ⅰ，35(1)]元素K的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为________nm(填标号)。
A．404.4　　　B．553.5　　　C．589.2
D．670.8 E．766.5
解析：(1)Zn原子核外有30个电子，电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2。
(3)当对金属钾或其化合物进行灼烧时，焰色反应显紫红色，可见光的波长范围为400～760 nm，紫色光波长较短(钾原子中的电子吸收较多能量发生跃迁，但处于较高能量轨道的电子不稳定，跃迁到较低能量轨道时放出的能量较多，故放出的光的波长较短)。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s2(或[Ar]3d104s2)

(2)①1s22s22p63s23p5(或[Ne]3s23p5)
(3)A

1．(教材改编题)写出下列原子或离子的①电子排布式、②价电子排布图、③电子所占的原子轨道数、④未成对电子数。
(1)N：①________________；②___________________________________________；
③____________；④____________________________________________________。
(2)Cl：①____________；②_______________________________________________；
③____________；④_____________________________________________________。
(3)Fe2＋：①____________；②_______________________________________________；
③____________；④_____________________________________________________。
(4)Cu：①____________；②_________________________________________________；
③____________；④________________________________________________________。
(5)Se：①____________；②__________________________________________________；
③____________；④_______________________________________________________。
(6)Br－：①____________；②__________________________________________________；
③____________；④_______________________________________________________。
答案：


(6)①1s22s22p63s23p63d104s24p6(或[Ar]3d104s24p6)

2．第三代半导体材料的优异性能和对新兴产业的巨大推动作用，使得发达国家都把发展第三代半导体材料及其相关器件等列为半导体重要新兴技术领域，投入巨资支持发展。第三代半导体材料有氮化镓、碳化硅等。请回答下列问题：
(1)硅原子中，占据电子的能级符号有______________，其中占据电子的能量最高的能级符号为________，该能级已经容纳了________个电子。
(2)氮原子中，有电子占据的最高能层符号为________，该能层已经容纳的电子数为________。
(3)镓为元素周期表中第31号元素，位于元素周期表第四周期。镓原子具有________个能层，每个能层已经容纳的电子数之比为____________________。
解析：(1)硅位于元素周期表第三周期，有3个能层，分别为K、L、M，每个能层的能级数分别为1、2、2，其能级符号为1s、2s、2p、3s、3p，其中占据电子的最高能级为3p，s能级最多容纳2个电子，p能级最多容纳6个电子，故3p能级容纳的电子数为14－2－2－6－2＝2。(2)氮原子位于元素周期表第二周期，共2个能层，符号分别为K、L，L为最高能层，该能层包括2s能级的2个电子和2p能级的3个电子，共5个电子。(3)通过比较，可以得出规律，能层数与元素原子所在的周期数相等，故镓原子有4个能层，每个能层已经容纳的电子数分别为2、8、18、3。
答案：(1)1s、2s、2p、3s、3p　3p　2　(2)L　5　(3)4　2∶8∶18∶3
3．(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为__________；其价电子排布图为____________________________________________。
(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C离子的结构示意图为__________________________________________。
(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满状态，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为_______________________________________________________
____________________，其原子的结构示意图为________________________________
____________________。
(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子且只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为_______________________________________。
(5)F元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋2，则n＝________；原子中能量最高的是________电子，基态原子的核外电子排布图为_______________________________________。
答案：



防范两类常见的核外电子排布相关错误
1．电子排布式
(1)3d、4s书写顺序混乱
如
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；在失去电子时，先失去4s轨道上的电子，如Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5。

2．电子排布图
错误类型
错因剖析
改正

违背能量
最低原理


违背泡
利原理


违背洪
特规则




考点二　原子结构与元素周期表、元素性质的关系

[知识梳理]
一、原子结构与元素周期表的关系
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
基态原子的简化电子排布式
原子
序数
基态原子的
电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
[Ne]3s1
18
1s22s22p63s23p6
四
4
19
[Ar]4s1
36
1s22s22p63s23p63d104s24p6
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d10
4s24p64d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s2
4p64d104f145s25p65d10
6s26p6

(1)能层数＝电子层数＝周期数。
(2)价电子数＝主族序数。
二、每族元素的价电子排布特点
1．主族
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
价电子排布特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
主族
ⅤA
ⅥA
ⅦA
—
价电子排布特点
ns2np3
ns2np4
ns2np5
—
2.0族：He为1s2；其他为ns2np6。
3．过渡元素(副族和第Ⅷ族，Pd、镧系、锕系除外)
(n－1)d1～10ns1～2。
三、元素周期表的分区与价电子排布的关系
1．元素周期表的分区

2．各区元素化学性质及原子价电子排布特点
分区
元素分布
价电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA族、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
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6(He除外)
通常是最外层电子参与反应
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(镧系、锕系除外)
(n－1)d1～9 ns1～2(Pd除外)
d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10 ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14(n－1)d0～2 ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
四、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，符号为I1，单位为kJ·mol－1。
(2)变化规律
①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(注意第ⅡA族、第ⅤA族的特殊性)。
②同族元素：从上到下第一电离能逐渐减小。
③同种原子：逐级电离能越来越大，即I1 ④特殊情况
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)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时，原子的能量较低，为稳定状态，该元素具有较大的第一电离能，如第一电离能：Be>B；Mg>Al；N>O；P>S。
3．电负性
(1)含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子的能力大小的一种度量。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。
(2)标准：以最活泼的非金属元素氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
(3)变化规律
①金属元素的电负性一般小于(填“大于”或“小于”，下同)1.8，非金属元素的电负性一般大于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。
②在元素周期表中，同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小。
4．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的有些性质是相似的。例如：

[自主检测]
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)[2019·高考全国卷Ⅲ，35(4)改编]NH4H2PO4中，电负性最高的元素是氧。(　　)
(2)[2017·高考全国卷Ⅲ，35(1)改编]元素Mn与O中，第一电离能较大的是Mn。(　　)
(3)B和N相比，电负性较大的是N。(　　)
(4)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C。(　　)
(5)某正三价阳离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其元素在周期表中位于第Ⅷ族。(　　)
(6)价电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是p区元素。(　　)
(7)s区元素全部是金属元素。(　　)
(8)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。(　　)
(9)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价。(　　)
答案：(1)√　(2)×　(3)√　(4)×　(5)√　(6)√　(7)×　(8)×　(9)√
2．(1)[2019·高考全国卷Ⅱ，35(3)]比较离子半径：F－________O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。
(2)(2017·高考江苏卷)C、H、O 三种元素的电负性由小到大的顺序为________________。
(3)第三周期所有元素的第一电离能大小顺序为__________________________________
________________________________________________________________________。
(4)F、Cl、Br、I的第一电离能大小顺序为________________，电负性大小顺序为__________________。
答案：(1)小于
(2)H (3)Na (4)F>Cl>Br>I　F>Cl>Br>I

(1)“外围电子排布”即“价电子层”，对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。
(2)主族元素的最高正价(O、F除外)＝族序数＝8－|最低负价|。
(3)金属活动性顺序与元素相应的第一电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序判断第一电离能的大小，也不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
(4)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成的共价键的极性就越强。
(5)同周期主族元素，从左到右，非金属性逐渐增强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。

1．(2020·天水高三模拟)现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。下列有关比较中正确的是(　　)
A．最高正化合价：③>②>①
B．原子半径：③>②>①
C．电负性：③>②>①
D．第一电离能：③>②>①
解析：选D。根据核外电子排布式可知①是S，②是P，③是F。F无正价，A错误；同周期主族元素自左向右原子半径逐渐减小，同主族元素自上而下原子半径逐渐增大，则原子半径：②>①>③，B错误；同周期主族元素自左向右电负性逐渐增大，同主族元素自上而下电负性逐渐减小，则电负性：③>①>②，C错误；同周期主族元素自左向右第一电离能呈增大趋势，但P的3p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，第一电离能大于S，则第一电离能：③>②>①，D正确。
2．明代宋应星所著《天工开物》中已经记载了我国古代用炉甘石(主要成分为ZnCO3)和煤冶锌工艺，锌的主要用途是制造锌合金和作为其他金属的保护层。回答下列问题：
(1)硫酸锌溶于氨水形成[Zn(NH3)4]SO4溶液。氨的热稳定性强于膦(PH3)，原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)黄铜是由铜和锌所组成的合金，元素铜与锌的第一电离能分别为ICu＝746 kJ·mol－1，IZn＝906 kJ·mol－1，ICu ________________________________________________________________________。
(3)《本草纲目》中记载炉甘石(主要成分为ZnCO3)可止血、消肿毒、生肌、明目等。Zn、C、O的电负性由大至小的顺序是________________。
解析：(1)氮元素的非金属性强于磷元素，故氨的热稳定性比膦强。(2)Cu与Zn的第一电离能分别为ICu＝746 kJ·mol－1，IZn＝906 kJ·mol－1，ICuC>Zn。
答案：(1)氮元素的非金属性强于磷元素　(2)锌失去的是全充满的4s2电子，铜失去的是4s1电子　(3)O>C>Zn
3．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12～17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________ 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。
(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。下面给出常见元素的电负性。
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
元素
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性

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根据表中给出的数据，可推知元素的电负性的变化规律是_____________________；
②通过分析电负性变化规律，由表中数据可确定的Mg元素电负性的最小范围为____________；
③判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A．Li3N　　　　　　　　　 B．BeCl2
C．AlCl3 D．SiC
Ⅰ.属于离子化合物的是____________(填字母，下同)；
Ⅱ.属于共价化合物的是____________；
Ⅲ.请设计一个实验方案证明上述结论：_____________________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)①由图可以看出，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，故第一电离能：NaMg>Ca，由表中数据可确定的Mg元素电负性的最小范围为0.9～1.5。③根据已知条件及表中数据可知，Li与N电负性差值为2.0，大于 1.7，形成离子键，Li3N为离子化合物；Be与Cl、Al与Cl、Si与C电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，BeCl2、AlCl3、SiC均为共价化合物。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，但共价化合物不能。
答案：(1)①Na　Mg　②五　ⅠA
(2)①随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化
②0.9～1.5　③A　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

1．(电子排布式和电子排布图)(1)[2019·高考全国卷Ⅱ，35(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＋价层电子排布式为________。
(2)[2018·高考全国卷Ⅰ，35(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.
(3)[2017·高考全国卷Ⅱ，35(1)]氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为__________。
(4)[2017·高考全国卷Ⅲ，35(1)]Co基态原子核外电子排布式为____________。
答案：(1)4s　4f5　(2)D　C　(3)
(4)1s22s22p63s23p63d74s2(或[Ar]3d74s2)
2．(核外未成对电子数)(1)[2016·高考全国卷Ⅰ，37(1)]基态Ge原子有________个未成对电子。
(2)[2016·高考全国卷Ⅱ，37(1)]镍元素基态原子的3d能级上的未成对电子数为________。
答案：(1)2　(2)2
3．(电子运动状态和电子云)(1)[2019·高考全国卷Ⅲ，35(1)改编]镁元素基态原子核外M层电子的自旋状态________________(填“相同”或“相反”)。
(2)[2018·高考全国卷Ⅱ，35(1)]基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为________________形。
答案：(1)相反　(2)哑铃
4．(电离能)(1)[2019·高考全国卷Ⅰ，35(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)。


(2)[2018·高考全国卷Ⅰ，35(4)改编]由2Li(晶体)2Li(g)2Li＋(g)可知，Li原子的第一电离能为________________kJ·mol－1。
(3)[2016·高考全国卷Ⅲ，37(2)]根据元素周期律，第一电离能Ga________________As(填“大于”或“小于”)。
答案：(1)A　(2)520　(3)小于
5．(电负性)(1)[2016·高考全国卷Ⅰ，37(4)]光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是________________。
(2)[2015·高考全国卷Ⅱ，37(1)改编]O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是____________(填元素符号)。
答案：(1)O>Ge>Zn　(2)O
6．(离子半径或原子半径)(1)[2018·高考全国卷Ⅰ，35(2)]Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是__________________________________________。
(2)[2016·高考全国卷Ⅲ，37(2)]根据元素周期律，原子半径Ga________________As(填“大于”或“小于”)。
答案：(1)Li＋核电荷数较大　(2)大于

1．碳、硅、铁、铜、铝、钛是重要的材料元素。请回答下列有关问题：
(1)上述元素中属于主族元素的是________________(填元素符号，下同)，在元素周期表d区的元素是________________。
(2)原子核外电子含有四个能层的元素是________，基态原子的原子轨道中未成对电子数最多的是________________________________________________________________________。
(3)基态钛原子外围电子的电子排布图为____________________________________
________________________。
(4)基态铜原子的外围电子排布式为3d104s1，由此可判断铜在元素周期表中位于第________周期________族。
解析：(1)C、Si是第ⅣA族元素，Al是第ⅢA族元素；Cu、Ti是副族元素，Fe是第Ⅷ族元素。C、Si、Al位于p区，Ti、Fe位于d区，Cu位于ds区。(2)第四周期的Ti、Fe、Cu均有四个能层；基态Fe原子的外围电子排布式为3d64s2，d轨道中含有4个未成对电子。(3)钛位于第四周期ⅣB族，外围电子排布式为3d24s2。(4)由外围电子排布式中的4s可推知，Cu为第四周期元素，由外围电子排布式中的电子为11个可知，Cu在元素周期表中第11列，位于第ⅠB族。
答案：(1)C、Si、Al　Ti、Fe　(2)Ti、Fe、Cu　Fe
(3) (4)四　ⅠB
2．(2020·长春月考)如图为元素周期表前三周期的一部分。

(1)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________(填字母)。
A．能量最低原理　　B．泡利原理　　C．洪特规则
(2)以上五种元素中，________________(填元素符号)元素第一电离能最大。
(3)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__________________________________________
________________________________________________________________________。

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)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(2)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。(3)根据题给图示可知E为NH3，G为F2，L为HF，M为N2，故该反应的化学方程式为2NH3＋3F2===6HF＋N2。
答案：(1)②　C　(2)Ne　(3)2NH3＋3F2===6HF＋N2
3．(2020·衡水月考)现有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所述：
元素
结构、性质等信息
A
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原子反应堆的导热剂
B
与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性
C
在空气中含量第二，在地壳中含量第一
D
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生产过程中常用的消毒杀菌剂
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是________________；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________________。
(5)B的最高价氧化物对应的水化物与A的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为________________________________；B的最高价氧化物对应的水化物与D的氢化物的水溶液反应的化学方程式为_____________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：根据题中信息可推出：A为Na，B为Al，C为O，D为Cl。
(1)A为Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1或[Ne]3s1。(2)B为Al，其在元素周期表中的位置为第三周期ⅢA族，Na＋与Al3＋核外电子排布相同，核电荷数Al3＋大于Na＋，故r(Al3＋) 答案：(1)1s22s22p63s1(或[Ne]3s1)　(2)第三周期ⅢA族　小于　(3)

(5)NaOH＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O　3HCl＋Al(OH)3===AlCl3＋3H2O
4．(2020·石家庄质检)化学作为一门基础自然科学，在材料科学、生命科学、能源科学等诸多领域发挥着重要作用。
(1)高温超导材料钇钡铜氧的化学式为YBaCu3O7，其中的Cu以罕见的Cu3＋形式存在。Cu在元素周期表中的位置为______________________，基态Cu3＋的核外电子排布式为________________________________________________________________________。
(2)磁性材料在生活和科学技术中应用广泛。研究表明，若构成化合物的阳离子有未成对电子时，则该化合物具有磁性。下列物质适合做录音磁带磁粉原料的为________(填字母)。
A．V2O5　　　　　　　　 B．CrO2
C．PbO D．ZnO
(3)屠呦呦因在抗疟药青蒿素研究中的杰出贡献，成为我国首获科学类诺贝尔奖的人。青蒿素的结构简式如图所示，其组成元素的电负性由大到小的顺序为______________________。
解析：(1)Cu原子核外有29个电子，基态Cu原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故Cu元素在周期表中处于第四周期ⅠB族。基态Cu原子失去3个电子得到Cu3＋，故基态Cu3＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d8或[Ar]3d8。
(2)构成化合物的阳离子有未成对电子时，则该化合物具有磁性，V5＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p6，不含未成对电子；Cr4＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d2，含2个未成对电子；Pb和C元素同主族，Pb2＋的6s能级处于最外层，有2个电子，故Pb2＋不含未成对电子；Zn2＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10，不含未成对电子，故具有磁性的为CrO2。
(3)青蒿素中含有C、H、O三种元素，其电负性由大到小的顺序为O>C>H。
答案：(1)第四周期ⅠB族　1s22s22p63s23p63d8(或[Ar]3d8)　(2)B　(3)O>C>H
5．Ⅰ.Na、Cu、O、Si、S、Cl是常见的六种元素。
(1)Na位于元素周期表第________周期________族；S的基态原子核外有________个未成对电子；Si的基态原子核外电子排布式为____________________。
(2)用“>”或“<”填空：
第一电离能
离子半径
熔点
酸性
Si____S
O2－____Na＋
NaCl____Si
H2SO4____ HClO4
Ⅱ.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：

(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
电离能/ (kJ·mol－1)
I1
717
759
I2
1 509
1 561
I3
3 248
2 957
比较两元素的I2、I3可知，气态o2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)已知稀有气体熔、沸点均为同周期的最低者，第三周期8种元素按单质熔点由低到高的顺序排列如图甲所示，其中电负性最大的是________(填图中的序号)。
　
(6)所给元素周期表中所列的某主族元素的电离能情况如图乙所示，则该元素是____________(填元素符号)。
解析：Ⅰ.(1)Na元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s1，则Na位于元素周期表第三周期ⅠA族。S元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，其中3p轨道有2个未成对电子。Si元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2。
(2)同周期元素的第一电离能随原子序数的递增呈增大趋势，但s、p、d等轨道处于全空、半满、全满的稳定状态时，则出现反常现象。Si、S元素基态原子的价电子排布式分别为3s23p2、3s23p4，其中3p轨道均处于不稳定状态，因此Si的第一电离能小于S。O2－和Na＋的核外电子排布相同，其电子排布式均为1s22s22p6，离子核外电子排布相同时，原子序数越大，离子半径越小，因此O2－的离子半径大于Na＋。NaCl为离子晶体，Si为原子晶体，因此Si的熔点高于NaCl。一般来说，元素的非金属性越强，该元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，Cl元素的非金属性强于S元素，则HClO4的酸性强于H2SO4。
Ⅱ.(3)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，原因是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，Mn2＋的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满状态，相对比较稳定，当其再失去一个电子时比较困难，而p元素为Fe，Fe2＋的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，形成相对比较稳定的结构，故其再失去一个电子比较容易。
(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、氩气为气体，根据已知信息可推知8种元素单质中熔点最低的为氩气，则氯气次之，故序号2代表氯气，其电负性最大。
(6)由图可知，该元素的电离能I4远大于I3，故为第ⅢA族元素，题给周期表中所列的第ⅢA族元素i属于第三周期，应为Al。
答案：Ⅰ.(1)三　ⅠA　2　1s22s22p63s23p2(或[Ne]3s23p2)
(2)<　>　<　<
Ⅱ.(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)Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定
(5)2
(6)Al