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2022高三化学一轮复习优化探究 第十二章 第39讲 原子结构与性质课件PPT
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这是一份2022高三化学一轮复习优化探究 第十二章 第39讲 原子结构与性质课件PPT，共60页。PPT课件主要包含了单独占据一个轨道，Ne3s23p4，s23p4，最低能量，低能级，高能级，Ne3s1，Ar4s1，ns1，ns2等内容，欢迎下载使用。
考点 1 原子核外电子排布原理1．能层、能级与原子轨道之间的关系
2.原子轨道的形状及能量关系
3．基态原子核外电子排布依据(1)能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于______状态。构造原理示意图：
1s22s22p63s23p63d54s1
4．基态原子核外电子排布的表示方法
1s22s22p63s23p4
5.原子状态与原子光谱(1)原子的状态①基态原子：处于__________的原子。②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从________跃迁到________状态的原子。(2)原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会______或______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。
1．请用核外电子排布的相关规则解释Fe3＋较Fe2＋更稳定的原因。________________________________________________________________________________________________________________________提示：26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3＋价层电子的电子排布式为3d5，Fe2＋价层电子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半充满时能量最低”的原则，3d5处于半充满状态，结构更为稳定，所以Fe3＋较Fe2＋更为稳定。
2．钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。则元素K的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为________nm(填字母)，请说明选择的依据。A．404.4 B．553.5 C．589.2 D．670.8 E．766.5提示：A 可见光波长范围为350 nm～770 nm，可见光按红橙黄绿蓝(靛)紫的顺序波长依次变短。
1．素养转化的有效途径——结构化
2．思维建模：求未成对电子数(1)根据原子核外电子排布的规则，写出电子排布图，要注意洪特规则。(2)一个轨道中最多容纳两个自旋状态相反的电子，若只有一个电子，则称为未成对电子。
题组一 由电子排布式(图)判断能量高低1．气态电中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是( )A．1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1B．1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2C．1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3D.1s22s22p63s23p63d104s24p2→1s22s22p63s23p63d104s24p1解析：np3处于半充满结构，稳定，失去一个电子吸收能量多。
2．下列电子排布图所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是________(填序号)。
解析：①、④不符合能量最低原理；②不符合洪特规则。答案：③⑤
题组二 判断未成对电子数3．(1)镍元素基态原子的电子排布式为__________，3d能级上的未成对电子数为__________。(2)元素Mn和O，基态原子核外未成对电子数较多的是________(填元素符号)。
答案：(1)[Ar]3d84s2 2 (2)Mn
题组三 基态原子(离子)核外电子排布4．写出下列微粒的①电子排布式、②价层电子排布图、③电子占的原子轨道数、④未成对电子数，填写下表。
考点 2 原子结构与周期表、元素性质的关系1．原子结构与元素周期表(1)原子核外电子排布与周期的关系
1s22s22p63s23p6
1s22s22p63s23p6 3d104s24p6
(2)每族元素的电子排布特点①主族②0族：He：1s2；其他：_______。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①根据核外电子排布分区
②各区外围电子排布特点
3．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__________。(2)规律①同周期：第一种元素的第一电离能______，最后一种元素的第一电离能______，总体呈现______的变化趋势。②同族元素：从上至下第一电离能__________。③同种原子：逐级电离能越来越____(即I1__I2__I3…)。
4．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______。(2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为____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)变化规律金属元素的电负性一般________，非金属元素的电负性一般________，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。在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐______，同主族从上至下，元素的电负性逐渐______。
5．对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与________的主族元素的有些性质相似，如
1．(1)第三周期所有元素的第一电离能(I1)大小顺序为___________________________________________(用元素符号表示)。(2)Na的逐级电离能中有________次突跃。(3)C、N、O、F的电负性大小顺序为________________________，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___________。
提示：(1)NaCl>Br>I F>Cl>Br>I
2．根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有________性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是____________________________________________________________、____________________________________________________________。
(1)价层电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期ⅠA族，是s区元素。( )(2)因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大。( )(3)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X3＋。( )
(4)具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2、②1s22s22p3、③1s22s22p2、④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①。( )(5)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。( )(6)具有下列价层电子排布式的原子中，①3s23p1、②3s23p2、③3s23p3、④3s23p4，第一电离能最大的是③。( )
1．思维建模：元素电离能大小比较规律(1)同一元素的逐级电离能依次增大。(2)同一主族元素的第一电离能，从上至下，依次减小。(3)同一周期元素的第一电离能，从左至右，有增大趋势，但第ⅡA、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素要大。
2．归纳整合：电负性的应用
题组一 电离能及其应用1．黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是________________________________________________________________________。答案：大于 Zn的核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子
2．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·ml－1)。(1)元素R基态原子的价层电子排布式可表示为________，该元素位于第________族。(2)R原子最外层有________个电子，其最高正价为________。(3)R元素的第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能________。
解析：由I3≫I2知R原子最外层有2个电子，其价层电子排布式为ns2；因ns轨道为全满状态，属于能量低的较稳定状态，故比同周期相邻元素的第一电离能大。答案：(1)ns2 ⅡA (2)2 ＋2 (3)大
题组二 电负性及其应用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：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．SiC①属于离子化合物的是__________________________(填字母，下同)；②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________________________________________________________________________________。
解析：(1)元素的电负性是元素的基本性质，且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：NaMg>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。
答案：(1)随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化 (2)0.9～1.5(3)①A ②BCD 测定各物质在熔融状态下能否导电，若能导电则为离子化合物，反之则为共价化合物
题组三 新素材命题4.元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示。问题1.第一电子亲和能有什么变化规律？(素养角度——宏观辨识与微观探析)问题2.N的第一电离能比相邻元素大，但是第一电子亲和能却比相邻元素小，原因是什么？(素养角度——证据推理与模型认知)
答案：问题1 提示：非金属性越强，易得电子，且放出能量多，故同一周期元素，从左至右，第一电子亲和能总体呈现增大趋势。问题2 提示：由于氮原子的2p轨道内的电子为半充满的稳定状态，所以氮原子不易失电子，所以第一电离能较大。氮原子也不易得电子，所以第一电子亲和能较小。
1.核外电子排布规律(1)电子排布式：遵循能量最低原理、洪特规则、泡利原理。(2)电子排布图。由电子排布式和洪特规则，可以画出电子排布图。(3)未成对电子数。由电子排布图可以看出未成对电子数目。2.元素性质的变化规律(1)电离能。表现为失去电子的能力。要注意第ⅡA、第ⅤA族元素的特殊性。(2)电负性。表现为得电子能力。
1．电子排布式(1)(2019·高考全国卷Ⅱ)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Ⅲ)Zn原子核外电子排布式为_________________。(3)(2017·高考全国卷Ⅲ)C基态原子核外电子排布式为_____________。
答案：(1)4s 4f5(2)[Ar]3d104s2或1s22s22p63s23p63d104s2(3)1s22s22p63s23p63d74s2(或[Ar]3d74s2)
(4)(2016·高考全国卷Ⅰ)基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]_______。(5)(2016·高考全国卷Ⅱ)镍元素基态原子的电子排布式为____________。(6)(2016·高考全国卷Ⅲ)写出基态As原子的核外电子排布式_________。答案：(4)3d104s24p2(5)1s22s22p63s23p63d84s2(或[Ar]3d84s2)(6)1s22s22p63s23p63d104s24p3(或[Ar]3d104s24p3)
2．核外未成对电子数(1)(2020·高考全国卷Ⅰ)基态Fe2＋与Fe3＋离子中未成对的电子数之比为________。(2)(2016·高考全国卷Ⅰ)基态Ge原子有________个未成对电子。(3)(2016·高考全国卷Ⅱ)镍元素基态原子的3d能级上的未成对电子数为________。答案：(1)4∶5 (2)2 (3)2
3．电子云和电子运动状态(1)(2019·高考全国卷Ⅲ)在周期表中，与Li的化学性质最相似的邻族元素是________，该元素基态原子核外M层电子的自旋状态________(填“相同”或“相反”)。答案：(1)Mg 相反
(2)(2018·高考全国卷Ⅰ)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)。
(3)(2018·高考全国卷Ⅱ)基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为________形。(4)(2017·高考全国卷Ⅰ)基态K原子中，核外电子占据的最高能层的符号是________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为________。答案：(3)哑铃(纺锤) (4)N 球形
4．电离能(1)(2020·高考全国卷Ⅰ)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)Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子 Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加。Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大。与Li相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大
答案：(2)A (3)O
(4)(2016·高考全国卷Ⅱ)元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 958 kJ·ml－1、INi＝1 753 kJ·ml－1，ICu>INi的原因是______________________________________________________________________________。(5)(2016·高考全国卷Ⅲ)根据元素周期律，第一电离能Ga________As(填“大于”或“小于”)。答案：(4)铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子 (5)小于
5．电负性(1)(2019·高考全国卷Ⅰ)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是________。(2)(2016·高考全国卷Ⅰ)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________________。答案：(1)O (2)O＞Ge＞Zn
考点 1 原子核外电子排布原理1．能层、能级与原子轨道之间的关系
2.原子轨道的形状及能量关系
3．基态原子核外电子排布依据(1)能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于______状态。构造原理示意图：
1s22s22p63s23p63d54s1
4．基态原子核外电子排布的表示方法
1s22s22p63s23p4
5.原子状态与原子光谱(1)原子的状态①基态原子：处于__________的原子。②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从________跃迁到________状态的原子。(2)原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会______或______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。
1．请用核外电子排布的相关规则解释Fe3＋较Fe2＋更稳定的原因。________________________________________________________________________________________________________________________提示：26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3＋价层电子的电子排布式为3d5，Fe2＋价层电子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半充满时能量最低”的原则，3d5处于半充满状态，结构更为稳定，所以Fe3＋较Fe2＋更为稳定。
2．钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。则元素K的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为________nm(填字母)，请说明选择的依据。A．404.4 B．553.5 C．589.2 D．670.8 E．766.5提示：A 可见光波长范围为350 nm～770 nm，可见光按红橙黄绿蓝(靛)紫的顺序波长依次变短。
1．素养转化的有效途径——结构化
2．思维建模：求未成对电子数(1)根据原子核外电子排布的规则，写出电子排布图，要注意洪特规则。(2)一个轨道中最多容纳两个自旋状态相反的电子，若只有一个电子，则称为未成对电子。
题组一 由电子排布式(图)判断能量高低1．气态电中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是( )A．1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1B．1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2C．1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3D.1s22s22p63s23p63d104s24p2→1s22s22p63s23p63d104s24p1解析：np3处于半充满结构，稳定，失去一个电子吸收能量多。
2．下列电子排布图所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是________(填序号)。
解析：①、④不符合能量最低原理；②不符合洪特规则。答案：③⑤
题组二 判断未成对电子数3．(1)镍元素基态原子的电子排布式为__________，3d能级上的未成对电子数为__________。(2)元素Mn和O，基态原子核外未成对电子数较多的是________(填元素符号)。
答案：(1)[Ar]3d84s2 2 (2)Mn
题组三 基态原子(离子)核外电子排布4．写出下列微粒的①电子排布式、②价层电子排布图、③电子占的原子轨道数、④未成对电子数，填写下表。
考点 2 原子结构与周期表、元素性质的关系1．原子结构与元素周期表(1)原子核外电子排布与周期的关系
1s22s22p63s23p6
1s22s22p63s23p6 3d104s24p6
(2)每族元素的电子排布特点①主族②0族：He：1s2；其他：_______。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①根据核外电子排布分区
②各区外围电子排布特点
3．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__________。(2)规律①同周期：第一种元素的第一电离能______，最后一种元素的第一电离能______，总体呈现______的变化趋势。②同族元素：从上至下第一电离能__________。③同种原子：逐级电离能越来越____(即I1__I2__I3…)。
4．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______。(2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为____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)变化规律金属元素的电负性一般________，非金属元素的电负性一般________，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。在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐______，同主族从上至下，元素的电负性逐渐______。
5．对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与________的主族元素的有些性质相似，如
1．(1)第三周期所有元素的第一电离能(I1)大小顺序为___________________________________________(用元素符号表示)。(2)Na的逐级电离能中有________次突跃。(3)C、N、O、F的电负性大小顺序为________________________，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___________。
提示：(1)Na
2．根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有________性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是____________________________________________________________、____________________________________________________________。
(1)价层电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期ⅠA族，是s区元素。( )(2)因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大。( )(3)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X3＋。( )
(4)具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2、②1s22s22p3、③1s22s22p2、④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①。( )(5)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。( )(6)具有下列价层电子排布式的原子中，①3s23p1、②3s23p2、③3s23p3、④3s23p4，第一电离能最大的是③。( )
1．思维建模：元素电离能大小比较规律(1)同一元素的逐级电离能依次增大。(2)同一主族元素的第一电离能，从上至下，依次减小。(3)同一周期元素的第一电离能，从左至右，有增大趋势，但第ⅡA、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素要大。
2．归纳整合：电负性的应用
题组一 电离能及其应用1．黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是________________________________________________________________________。答案：大于 Zn的核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子
2．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·ml－1)。(1)元素R基态原子的价层电子排布式可表示为________，该元素位于第________族。(2)R原子最外层有________个电子，其最高正价为________。(3)R元素的第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能________。
解析：由I3≫I2知R原子最外层有2个电子，其价层电子排布式为ns2；因ns轨道为全满状态，属于能量低的较稳定状态，故比同周期相邻元素的第一电离能大。答案：(1)ns2 ⅡA (2)2 ＋2 (3)大
题组二 电负性及其应用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：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．SiC①属于离子化合物的是__________________________(填字母，下同)；②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________________________________________________________________________________。
解析：(1)元素的电负性是元素的基本性质，且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
(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。
答案：(1)随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化 (2)0.9～1.5(3)①A ②BCD 测定各物质在熔融状态下能否导电，若能导电则为离子化合物，反之则为共价化合物
题组三 新素材命题4.元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示。问题1.第一电子亲和能有什么变化规律？(素养角度——宏观辨识与微观探析)问题2.N的第一电离能比相邻元素大，但是第一电子亲和能却比相邻元素小，原因是什么？(素养角度——证据推理与模型认知)
答案：问题1 提示：非金属性越强，易得电子，且放出能量多，故同一周期元素，从左至右，第一电子亲和能总体呈现增大趋势。问题2 提示：由于氮原子的2p轨道内的电子为半充满的稳定状态，所以氮原子不易失电子，所以第一电离能较大。氮原子也不易得电子，所以第一电子亲和能较小。
1.核外电子排布规律(1)电子排布式：遵循能量最低原理、洪特规则、泡利原理。(2)电子排布图。由电子排布式和洪特规则，可以画出电子排布图。(3)未成对电子数。由电子排布图可以看出未成对电子数目。2.元素性质的变化规律(1)电离能。表现为失去电子的能力。要注意第ⅡA、第ⅤA族元素的特殊性。(2)电负性。表现为得电子能力。
1．电子排布式(1)(2019·高考全国卷Ⅱ)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Ⅲ)Zn原子核外电子排布式为_________________。(3)(2017·高考全国卷Ⅲ)C基态原子核外电子排布式为_____________。
答案：(1)4s 4f5(2)[Ar]3d104s2或1s22s22p63s23p63d104s2(3)1s22s22p63s23p63d74s2(或[Ar]3d74s2)
(4)(2016·高考全国卷Ⅰ)基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]_______。(5)(2016·高考全国卷Ⅱ)镍元素基态原子的电子排布式为____________。(6)(2016·高考全国卷Ⅲ)写出基态As原子的核外电子排布式_________。答案：(4)3d104s24p2(5)1s22s22p63s23p63d84s2(或[Ar]3d84s2)(6)1s22s22p63s23p63d104s24p3(或[Ar]3d104s24p3)
2．核外未成对电子数(1)(2020·高考全国卷Ⅰ)基态Fe2＋与Fe3＋离子中未成对的电子数之比为________。(2)(2016·高考全国卷Ⅰ)基态Ge原子有________个未成对电子。(3)(2016·高考全国卷Ⅱ)镍元素基态原子的3d能级上的未成对电子数为________。答案：(1)4∶5 (2)2 (3)2
3．电子云和电子运动状态(1)(2019·高考全国卷Ⅲ)在周期表中，与Li的化学性质最相似的邻族元素是________，该元素基态原子核外M层电子的自旋状态________(填“相同”或“相反”)。答案：(1)Mg 相反
(2)(2018·高考全国卷Ⅰ)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)。
(3)(2018·高考全国卷Ⅱ)基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为________形。(4)(2017·高考全国卷Ⅰ)基态K原子中，核外电子占据的最高能层的符号是________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为________。答案：(3)哑铃(纺锤) (4)N 球形
4．电离能(1)(2020·高考全国卷Ⅰ)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)Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子 Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加。Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大。与Li相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大
答案：(2)A (3)O
(4)(2016·高考全国卷Ⅱ)元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 958 kJ·ml－1、INi＝1 753 kJ·ml－1，ICu>INi的原因是______________________________________________________________________________。(5)(2016·高考全国卷Ⅲ)根据元素周期律，第一电离能Ga________As(填“大于”或“小于”)。答案：(4)铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子 (5)小于
5．电负性(1)(2019·高考全国卷Ⅰ)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是________。(2)(2016·高考全国卷Ⅰ)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________________。答案：(1)O (2)O＞Ge＞Zn
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