专题01 原子结构与性质（知识串讲+专题过关）-2022-2023学年高二化学下学期期中期末考点大串讲（人教版2019）

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专题01 原子结构与性质

一、原子核外电子排布原理
1．能层与能级
(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。
(3)能层与能级的关系
能层
一
二
三
四
五……
符号
K
L
M
N
O……
能级
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p……
最多电子数
2
2 6
2 6 10
2 6 10 14
2 6……
电子离核远近
近→远
电子能量高低
低→高
【特别提醒】(1)能层数＝电子层数。
(2)第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道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．电子云与原子轨道
(1)电子云
①由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。
②电子云轮廓图称为原子轨道。
(2)原子轨道
原子轨道
3．基态原子的核外电子排布
(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：

【特别提醒】所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。
(2)泡利原理
每个原子轨道里最多只能容纳个电子，且自旋状态相反。
如2s轨道上的电子排布为 ，不能表示为 。
(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，且自旋状态相同。 如2p3的电子排布为 ，不能表示为 或 。
【特别提醒】当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时原子的能量最低，如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。
(4)基态原子核外电子排布的表示方法
表示方法
以硫原子为例
电子排布式
1s22s22p63s23p4
简化电子排布式
[Ne]3s23p4
电子排布图(或轨道表示式)

价电子排布式
3s23p4
价电子排布图

4．电子的跃迁与原子光谱
(1)电子的跃迁

(2)不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
附：可见光的波长范围
颜色
波长范围
红
770～622 nm
橙
622～597 nm
黄
597～577 nm
绿
577～492 nm
蓝、靛
492～455 nm
紫
455～350 nm
【特别提醒】(1)可见光中，红光的波长最长，紫色的波长最短。
(2)焰色反应是电子跃迁的结果，故金属的焰色反应是物理变化过程，不属于化学变化。
二、原子结构与元素的性质
1．原子结构与元素周期表
(1)原子结构与周期数的关系
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
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
1s22s22p63s23p63d104s24p6
4d105s25p6 　　　　　　
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s24p6
4d104f145s25p65d106s26p6
(2)族元素的价电子排布特点
①主族元素
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
排布特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
②0族元素：ns2np6(其中He为1s2)。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。
(3)元素周期表的分区与价电子排布的关系
①周期表的分区

②各区价电子排布特点
分区
价电子排布
s区
ns1～2
p区
ns2np1～6(除He外)
d区
(n－1)d1～9ns1～2(除Pd外)
ds区
(n－1)d10ns1～2
f区
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2

2.元素周期表中的有关规律
(1)原子序数序差规律
①同主族、邻周期元素的原子序数差
元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)
同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目
元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)
同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目
②同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差
周期序数
1
2
3
4
5
6
7
原子序数差
无
1
1
11
11
25
25
(2)元素化合价规律
①主族元素的最高正化合价=它所在的族序数=最外层电子数(即价电子数)，但要注意F无正价，O一般不显正价。
②只有非金属元素才有负价，非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。
③若某原子的最外层电子数为奇数(m)，则正常化合价为奇数，从+1价到+m价，若出现偶数则为非正常化合价，其氧化物为不成盐氧化物，如NO、NO2。
④若某原子的最外层电子数为偶数(n)，则元素的正常化合价为一系列偶数，例如S-2、S+4、S+6。
(3)微粒半径大小比较的一般规律
①同周期(除0族外)，随原子序数的递增，原子半径由大到小，如Na>Mg>Al；
②同主族，随原子序数的递增，原子半径、离子半径由小到大，如Li ③具有相同核外电子排布的微粒，核电荷数越大，微粒的半径越小（阴前阳下，径小序大），如Al3+ ④同种元素形成的微粒，阳离子<原子<阴离子，价态越高，微粒的半径越小，如H+ (4)元素种类判断规律
①周期元素种类：设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为；偶数周期为。如第3周期为种，第4周期为种。
②族“m-2” 非金属元素种类判断规律：任何一主族中，非金属元素种类＝（族序数－2）的绝对值
(5)对角线规律
金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2.3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。
(6)相似规律：
①相邻相似：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律；
②同族相似；由于同族元素的最外层电子数相等，故同族元素性质相似。
③对角相似：①沿表中金属与非金属分界线方向（），对角相邻的两主族元素（都是金属或非金属）性质（金属性或非金属性）相近．②元素周期表中左上右下（）相邻的两金属元素的离子半径相近．
(7)递变规律：
①同周递变：同一周期的元素从左到右，随着核电荷数的递增，最外层电子数依次增多，原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，所以，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
②同族递变：同一主族的元素从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
③三角递变；所谓“三角递变”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的递变规律。如：原子序数Z(C)>Z(B)>Z(A)；原子半径r(C)>r(A)>r(B)；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C，单质的氧化性B>A>C等。
(8)“定性”规律：若主族元素族数为m，周期数为n，则：
①＜1时为金属，值越小，金属性越强；
②＞1时是非金属，越大非金属性越强；
③＝1时多为两性元素
3.金属性和非金属性强弱的判断方法
一表
两序
元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强”
金属活动性顺序：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱
非金属活动性顺序：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性减弱
三反应
置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属
与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强
与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强
氧化性
金属离子的氧化性越弱，对应元素的金属性越强
还原性
非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应元素的非金属性越强
三、元素周期律
1.电离能
（1）元素第一电离能的周期性变化规律。
一般
规律
同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小;但要注意第ⅡA族和第ⅢA族的反常，如I1 (Be)> I1 (B)，I1 (Mg)> I1 (Al)；第ⅤA族和第ⅥA族的反常，如I1 (N)> I1 (O)，I1 (P)> I1 (S)。同一主族，从上到下，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小
特殊
情况
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，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3.d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。如同周期主族元素，第ⅡA族元素的原子最外层s能级全充满、ⅤA族元素的原子最外层p能级半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的主族元素
（2）逐级电离能变化规律
①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化
（3）电离能的应用
①推断元素原子的核外电子排布，例如：Li的逐级电离能I1«I2 ②判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数，如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。
③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(稀有气体元素除外); I1越小，元素的金属性越强。
2.电负性
（1）电负性大小判断。
规律
在周期表中，同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大，同主族从上往下逐渐减小
方法
常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小，如O与Cl的电负性比较：①HClO中Cl为+1价、O为-2价，可知O的电负性大于Cl;②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl
（2）应用
①判断元素的金属性或非金属性强弱
I.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。
注：不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准
II.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判断化学键的类型
I.如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。
II.如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键， 但也有特例（如NaH）。
③判断元素的化合价
I.电负性小的元素易呈现正价
II.电负性大的元素易呈现负价
④解释对角线规则
利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si，由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。
3.电负性与第一电离能的关系
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
原子结构或性质
同一周期(从左到右)
同一主族(从上到下)
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性
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族>ⅢA族，ⅤA族>ⅥA族)
减小
电负性
变大
变小
四、元素推断常用技巧
1.元素推断的一般思路

2．推断题要点总结
(1)结构与位置互推是解题的核心
①掌握四个关系式：a.电子层数＝周期数；b.质子数＝原子序数；c.最外层电子数＝主族序数；d.主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)，负价＝主族序数－8。
②熟练掌握周期表的结构及周期表中的一些特殊规律
a．“凹”型结构的“三短四长，七主七副八零完”；b.各周期元素种类；c.稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；d.同主族上下相邻元素原子序数的关系。
(2)利用常见元素及其化合物的特征
①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中存在的硬度最大的物质的元素、气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。
②空气中含量最多的元素、气态氢化物水溶液呈碱性的元素：N。
③地壳中含量最多的元素：O。
④常见的具有漂白性的物质：氯水、SO2.Na2O2.双氧水等。
⑤单质是最活泼的非金属元素、无正价的元素或无含氧酸的非金属元素、气态氢化物的水溶液可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素、阴离子还原性最弱的元素：F。
⑥单质密度最小的元素：H；密度最小的金属元素：Li。
⑦常温下单质呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。
⑧最高价氧化物及其水化物既能与强酸又能与强碱反应的元素：Al。
⑨元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能化合的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：S。
⑩元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。
(3)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。
稀有气体元素原子电子层结构与同周期非金属元素原子形成阴离子的电子层结构相同，与下一周期某些金属元素原子形成阳离子的电子层结构相同。
①与He电子层结构相同的离子有H－、Li＋、Be2＋等。
②与Ne电子层结构相同的离子有F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋等。
③与Ar电子层结构相同的离子有Cl－、S2－、K＋、Ca2＋等。
(4)由基态原子的价电子排布式给元素定位。
①周期序数＝电子层数(能层序数)＝最高能层序数
②主族元素的族序数＝价电子数
③第ⅢB族～第ⅦB族的价电子排布式为(n－1)d1～10ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝价电子数。如锰的价电子排布式为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。
④第ⅠB族和第ⅡB族的价电子排布式为(n-1)d10ns1~2，族序数=ns能级上的电子数。

1．（重庆市第一中学校2022-2023学年高二上期期中）钛(Ti)是一种机械强度大、容易加工的耐高温金属，常用于制造合金。下列有关的化学用语中错误的是
A．原子结构示意图：
B．简化电子排布式：
C．轨道表示式：
D．电子排布式：
【答案】C
【解析】A．Ti原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2，因此原子结构示意图：，故A项正确；
B．Ti原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2，因此简化电子排布式为，故B项正确；
C．根据洪特规则[电子在能量相同的轨道(即等价轨道)上排布时，总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向同向]可知，图示3d轨道电子排布错误，故C项错误；
D．由A项分析可知，D项正确；
综上所述，错误的是C项。
2．（四川省德阳市第五中学校2022-2023学年高二期中）下列说法正确的是
A．最外层电子数为的元素都在元素周期表第2列
B．在元素周期表中，d区和ds区的元素都是金属元素
C．处于最低能量的原子叫做基态原子，过程中形成的是发射光谱
D．某元素+3价离子电子排布式为，该元素位于周期表中第四周期IIIB族
【答案】B
【解析】A．He的最外层电子数为在元素周期表第18列，A错误；
B．在元素周期表中，d区和ds区的元素都是过渡金属元素，B正确；
C．处于最低能量的原子叫做基态原子，过程前后都是基态的，该过程中没有发生电子跃迁，不会形成发射光谱，C错误；
D．某元素+3价离子电子排布式为，则该元素是26Fe，位于周期表中第四周期Ⅷ族，D错误；答案选B。
3．（黑龙江省绥化市绥棱第一中学2022-2023学年高二期中）某基态原子的M层有4个p电子，下列叙述中错误的是
A．该原子的N层不含有电子 B．该原子L层一定有8个电子
C．该原子的最外层电子数是4 D．该原子有两个未成对电子
【答案】C
【分析】根据元素的一种基态粒子的M层p能级上有4个电子，其价电子排布式是3s23p4，是S元素。
【解析】A．价电子排布式是3s23p4，则N层不含有电子，A项正确；
B．该基态粒子是S原子，L层含有8个电子，B项正确；
C．该基态粒子是S原子，最外层电子数是6，C项错误；
D．该基态粒子是S原子，电子排布式是[Ne] 3s23p4，所以该原子3p能级有2个未成对电子，D项正确；
答案选C。
4．（重庆第八中学2022-2023学年高二期中）下列各项叙述错误的是
A．若硫原子核外电子排布图为，则违反了泡利原理
B．若21号Sc元素的基态原子电子排布式为，则违反了构造原理
C．铍原子的核外电子排布图为，符合洪特规则和泡利原理
D．原子的电子排布式由能释放特定能量产生发射光谱
【答案】A
【解析】A．根据洪特规则，填入简并轨道的电子总是先单独分占且自旋平行，该排布图违反了洪特规则，A错误；
B．根据构造原理，最后两个能级的电子应先填入4s轨道再填入3d轨道，该排布式违反了构造原理，B正确；
C．铍元素原子序数为4，1s、2s能级均只有一个原子轨道，该排布图符合洪特规则与泡利原理，C正确；
D．该变化表示电子从较高能量的激发态跃迁到基态，释放出能量，故会产生发射光谱，D正确；
故选A。
5．（江苏省无锡市2022-2023学年高二期中）黑火药发生爆炸反应的方程式为：。下列说法正确的是
A．电离能大小： B．电负性大小：
C．原子半径大小： D．热稳定性大小：
【答案】D
【解析】A．氮元素的电子排布为半充满结构，故第一电离能大于相邻元素，A错误；
B．氮的电负性大于碳的，B错误；
C．硫原子有三层，氧原子有2层，故硫原子半径大，C错误；
D．氧的非金属性比硫强，故水的稳定性大于硫化氢的，D正确；
故选D。
6．（宁夏银川市第二中学2022-2023学年高二期中）下列各组元素性质的递变情况错误的是
A．、、原子的最外层电子数依次增多
B．、、元素的最高正价依次升高
C．、、元素的第一电离能依次增大
D．F、Cl、Br元素的电负性依次减小
【答案】C
【解析】A．、、原子的最外层电子数依次为1、2、3，A正确；
B．、、元素的最高正价依次为+5、+6、+7，B正确；
C．N的2p3为半满较稳定结构，、、元素的第一电离能为O＜N＜F，C错误；
D．F、Cl、Br为同主族元素，从上到下电负性依次减小，D正确；
答案选C。
7．（黑龙江省双鸭山市第一中学2022-2023学年高二期中）2022年8月8日，双鸭山10万吨天然石墨负极材料项目开工，建成后，年产值达50亿元。石墨及新材料如石墨烯、富勒烯、碳纳米管等终端产品的研究备受瞩目。其中，富勒烯是一类具有封闭笼状结构的分子(最小的富勒烯是C20，最常见的是C60)，关于C20和C60的说法正确的是
A．C20和C60的摩尔质量相同 B．二者物理性质相同
C．都属于单质，且互为同素异形体 D．等质量的C20和C60所含分子数相同
【答案】C
【解析】A．C20摩尔质量为240g/mol，C60摩尔质量为720g/mol，A错误；
B．C20和C60是不同的单质，物理性质不同，B错误；
C．都属于单质，且互为同素异形体，C正确；
D．C20和C60的摩尔质量不同，等质量的C20和C60所含分子数不相同，D错误；
故答案为C。
8．（重庆第八中学2022-2023学年高二期中）下列关于元素周期表与原子结构的说法正确的是
A．所有的非金属元素都分布在p区
B．金属性：，因此第一电离能：
C．价电子排布式为的元素位于第四周期第VIII族
D．最外层电子数均为2的两种元素一定位于同一族
【答案】C
【解析】A．氢元素在s区，A错误；
B．镁原子2s能级全充满更稳定，故第一电离能：，B错误；
C．价电子排布式为的元素是铁元素，位于第四周期第VIII族，C正确；
D．最外层电子数均为2的两种元素不一定位于同一族，如氦和镁最外层电子数都是2，D错误；
故选C。
9．（辽宁省朝阳市建平实验中学2022-2023学年高二期中）下列各组原子(1~36号)中，彼此的化学性质一定相似的是
选项
a原子
b原子
A
最外电子层上有2个电子
最外电子层上有2个电子
B
2p能级上有2个未成对电子
3p能级上也有2个未成对电子
C
电子排布式为
电子排布式为
D
最外电子层(L层)上只有1个空轨道
最外电子层(M层)也只有1个空轨道
【答案】D
【解析】A．若a为Be，则为金属元素，b为He，为惰性元素，性质不同，故A错误；
B．a原子2p能级上有2个未成对电子，可能为C或者O，b原子3p能级上有2个未成对电子，可能为Si或S，化学性质不一定相似，故B错误；
C．a原子电子排布式为，则为He，惰性元素；b原子电子排布式为，则为Ca，性质不相似，故C错误；
D．a原子最外电子层(L层)上只有1个空轨道，为C；b原子最外电子层(M层)也只有1个空轨道，为Si，两者为同主族元素，性质相似，故D正确；
故选D。
10．（福建泉州外国语中学2022-2023学年高二期中）我国“奋斗者”号载人潜水器在马里亚纳海沟成功坐底，坐底深度为10909米。“奋斗者”号载人舱球壳的材料是一种由Ti、Al、Sn和Si等组成的合金，其中Si和Sn两种元素在元素周期表中位于同一纵列，下列有关说法错误的是
A．基态Sn原子的价电子排布式为
B．基态Si原子和基态Ti原子的价电子数不相等
C．基态Ti原子核外有7种能量不同的电子
D．基态Al原子核外有13种运动状态不同的电子
【答案】B
【解析】A．Sn处于第IVA族，基态Sn原子的价电子排布式为，A正确；
B．Si处于第IVA族，其价电子排布式为，价电子数为4，基态Ti原子价电子排布式为，价电子数为4，B错误；
C．基态Ti原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d24s2，其中能量不同的电子，1s、2s、3s、4s各有1种，2p、3p 各有1种，3d有1种，共7种，C正确；
D．基态Al原子核外有13个电子，则其有13种运动状态不同的电子，D正确；
故选B。
11．（江苏省徐州市第七中学2022-2023学年高二期中）实验室用KMnO4和浓盐酸制Cl2。下列说法正确的是
A．半径大小：r(K+)>r(Cl-) B．电离能大小：I1(K)>I1(Mn)
C．电负性大小：x(О)>x(Cl) D．Mn元素在元素周期表的ds区
【答案】C
【解析】A．K+和Cl-电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，则半径大小：r(K+) B．同周期元素，从左到右第一电离能趋于增大，电离能大小：I1(K) C．O和Cl元素构成的氧化物有ClO2，O显负价，则电负性大小：x(О)>x(Cl)，故C正确；
D．Mn元素在元素周期表的d区，故D错误；
故选C。
12．（河北省衡水市第二中学2022-2023学年高二期中）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
【分析】根据元素的电子排布式，①是S、②是P、③是N、④是F。
【解析】A．根据元素周期律，同一周期从左向右，元素的第一电离能逐渐增大，同主族从上向下，电离能减小，且第三周期存在反常情况：N>S，因此，第一电离能关系为：F>N>P>S，即④>③>②>①，A正确；
B．原子半径的变化规律为：同主族从上向下，原子半径增大，同周期从左向右，原子半径减小，因此F半径最小，P半径大于N，B错误；
C．同周期元素从左向右，元素电负性逐渐增大，即S>P，C错误；
D．元素的最高正价等于其族序数，F无正价，因此关系为：S>P=N，D错误。
本题选A。
13．（湖北省宜昌市协作体2022-2023学年高二期中联考）短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，其中X与W处于同一主族，Y与X相邻，Z元素原子半径在短周期元素中最大，W与Z的原子序数之差为3，下列说法正确的是
A．原子半径：
B．X的常见氧化物不都是大气污染物
C．Y的最简单氢化物可以用干燥
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：
【答案】B
【分析】短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，Z元素原子半径在短周期元素中最大，则Z为，W与Z的原子序数之差为3，则W为，X与W处于同一主族，则X为C，Y与X相邻，则Y为N。
【解析】A．由题干可知：X、Y、Z、W分别为、、、。原子半径：，A错误；
B．不是大气污染物，B正确；
C．可以与反应，不可以用干燥，C错误；
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：，D错误；
故选：B。
14．（四川省内江市威远中学校2022-2023学年高二期中）下表为第三周期元素和的各级电离能数据，单位是。下列判断正确的是
电离能





元素





元素





A．
B．与强酸和强碱均能反应产生氢气
C．和在周期表中均属于区元素
D．X基态原子中能量最高能级的电子云轮廓图为球形
【答案】D
【分析】元素的发生突变，则为最外层为2个电子的第三周期元素Mg，元素的发生突变，则为最外层为3个电子的第三周期元素Al。
【解析】A．Mg的金属性强于Al，A错误；
B．常温下，Al在浓硫酸、浓硝酸中钝化，与稀硝酸反应产生一氧化氮，B错误；
C．Mg在周期表中属于s区元素，C错误；
D．基态Mg原子中能量最高能级是3s，其电子云轮廓图为球形，D正确；
答案选D。
15．（山东省济南市2022-2023学年高二期中）短周期元素X、Y、Z、W、Q的原子序数依次增大，Q单质暗处遇发生爆炸，由上述五种元素形成的化合物结构如图所示。下列说法错误的是

A．原子半径：
B．最高价氧化物对应水化物的酸性：
C．氢化物的沸点：
D．同周期中第一电离能小于W的元素有5种
【答案】C
【分析】短周期元素X、Y、Z、W、Q的原子序数依次增大，Q单质暗处遇氢气发生爆炸，则Q为F元素；由阴离子的结构可知，Y为B元素；由阳离子结构中X、Z、W形成的共价键分别为1、4、3可知，X为H元素、Z为C元素、W为N元素。
【解析】A．同周期元素，从左到右原子半径依次减小，则硼、碳、氮、氟四种原子的原子半径依次减小，故A正确；
B．同周期元素，从左到右原子元素的非金属性依次增强，最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强，则硼酸、碳酸、硝酸的酸性依次增强，故B正确；
C．碳元素的氢化物属于烃，固态烃和液态烃的沸点高于氨气和氟化氢，故C错误；
D．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，则第二周期中第一电离能小于氮元素的元素有锂、铍、硼、碳、氧，共5种，故D正确；
故选C。
16．（河北省衡水市第二中学2022-2023学年高二期中）现有五种元素，其中A、B、C为短周期主族元素，D、E为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答问题。
A元素的核外电子数和电子层数相等
B元素原子的核外p电子数比s电子数少1
C元素的第一至第四电离能如下：
D是前四周期中电负性最小的元素
E在周期表的第七列
(1)B元素基态原子中能量最高的电子的电子云在空间有_______个伸展方向，原子轨道呈_______形。
(2)E位于第_______族_______区，该元素原子的核外电子排布式为_______。
(3)已知为离子化合物，写出其电子式：_______。
(4)检验D元素的方法是_______，请用原子结构的知识解释产生此现象的原因：_______。
【答案】(1)   三   （1分）  哑铃（1分）
(2)     ⅦB （1分）    d  （1分）   1s22s22p63s23p63d54s2或[Ar] 3d54s2（1分）
(3)（1分）
(4)   利用焰火试验，通过蓝色钴玻璃检验火焰是否为紫色    （1分） 钾原子外层电子吸收能量，跃迁到激发态，当电子跃迁回基态时，会放出能量，这种能量以光的形势释放（1分）
【分析】根据题意A、B、C为短周期主族元素，D、E为第四周期元素，它们的原子序数依次增大，A元素的核外电子数和电子层数相等，则是H；B元素原子的核外p电子数比s电子数少1，则电子排布式1s22s22p3，则B是N；根据C元素的电离能大小，I1、I2较小，可失去两个电子，可知C是Mg；D是前四周期中电负性最小的元素，根据同一周期，从左往右，电负性逐渐增大，则D是K；E在周期表的第七列，则E是Mn。
【解析】（1）B是N，原子轨道存在s、p轨道，p轨道的电子能力最高，存在px、py、pz三个伸展方向，原子轨道呈哑铃形；
（2）E是Mn，位于第ⅦB族d区，该元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2或[Ar] 3d54s2；
（3）A、B分别是H、N，化学式是NH5，为离子化合物，则写成NH4H，其电子式是；
（4）D元素是K，检验K元素的方法是利用焰火试验，通过蓝色钴玻璃检验火焰是否为紫色；产生此现象的原因是钾原子外层电子吸收能量跃迁到激发态，当电子跃迁回基态时会放出能量，这种能量以光的形势释放。
17．（福建省诏安县桥东中学2022-2023学年高二期中）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y为26号元素，请写出其基态原子的电子排布式：_______。
(2)元素x的价电子排布图为_______。
(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)x、y两元素的部分电离能数据列于下表：
元素
x
y
电离能/
(kJ/mol)
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x2+再失去一个电子比气态y2+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排列如图所示，其中电负性最大的是_______(填序号)。

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

【答案】(1)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2) （2分）
(2) （1分）
(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（1分）
(4)Mn2+的3d轨道电子排布为半充满结构，比较稳定（2分）
(5)2（2分）
(6)Al（2分）
【分析】根据元素在周期表中的位置知，a到p分别是H、Li、C、N、O、F、Na、Mg、Al、Si、S、Cl、Ar、K、Mn、Fe元素；据此解答。
【解析】（1）Fe原子核外电子数为26，根据能量最低原理可知，其核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)；
（2）元素x为Mn，原子序数为25，价电子排布图为：；
（3）镁在空气中燃烧发出耀眼的白光，在反应过程中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）由Mn2+转化为Mn3+时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转为不稳定的3d4状态需要的能量较多；而Fe2+到Fe3+时，3d能级由不稳定的3d6到稳定的3d5半充满状态，需要的能量相对要少；
（5）第三周期8种元素，只有Si单质为原子晶体，熔点最大，与图中8对应；分子晶体的熔点低，有磷、硫、氯气、氩气几种物质，但Cl的电负性最大，与图中2对应；
（6）根据表中所列的某主族元素的电离能可知，该元素原子最外层电子数为3，所以该元素为Al元素。
18．（吉林省辉南六中2022-2023学年高二期中）已知、、、、、、都是元素周期表中短周期主族元素，它们的原子序数依次增大。是元素周期表中原子半径最小的元素，中阴、阳离子具有相同的电子层结构，、均可分别与形成电子分子，、属同一周期，两者可以形成许多种共价化合物，、属同一主族，原子最外电子层的能级上的电子处于半满状态，的最外层电子数是内层电子数的倍，最外层电子数比最内层多请用具体的元素回答下列问题：
(1)元素基态原子电子排布式为___________。
(2)用电子排布图表示元素原子的价电子构型：___________。
(3)、元素对应的最高价含氧酸中酸性较强的酸的分子式为___________。
(4)离子半径：________，第一电离能：________C，电负性：________(填“”“”或“” )
(5) 形成的一种“绿色”氧化剂有广泛应用，分子中、原子个数比为的电子式为___________，试写出、稀硫酸与反应制备硫酸铜的离子方程式：___________。
(6)写出与的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式：___________。
【答案】(1)（1分）
(2)（1分）
(3)（1分）
(4)        （1分）      （1分） （1分）
(5)        （1分）  （2分）
(6)（2分）
【分析】是元素周期表中原子半径最小的元素，则A为H元素，、均可分别与形成电子分子，、属同一周期，B、C为第二周期元素，原子最外电子层的能级上的电子处于半满状态， 的最外层电子数是内层电子数的倍，则B为N元素，C为O元素，、属同一主族，则F为S元素，中阴、阳离子具有相同的电子层结构，则D为Na元素，最外层电子数比最内层多，E为Al元素，G为Cl元素，
【解析】（1）E为Al元素，基态原子电子排布式为；
（2）F为S元素，价电子排布图；
（3）F为S元素，G为Cl元素。非金属性Cl>S，则最高价含氧酸中酸性HClO4>H2SO4，答案：；
（4）Na+、N3-具有相同的电子层结构，核电荷数越大，离子半径越小，所以离子半径Na+O。F为S元素，电负性O>S；
（5）经分析X为H2O2，电子式，、稀硫酸与H2O2反应的离子方程式；
（6）E为Al元素、D为Na元素，D的最高价氧化物对应水化物分别为NaOH，两者反应的化学方程式。
19．（山东省济宁邹城一中2022-2023学年高二期中）已知六种短周期元素的原子序数依次增大，的原子核内没有中子， A、D同主族，C、F同主族，A和B可形成5核10电子的阳离子，C与D形成的离子化合物中所有离子的电子数相同，E的最高价氧化物的水化物可与D、F的最高价氧化物的水化物 反应，试回答下列问题：
(1)E在元素周期表中的位置是_______。
(2)写出A和B形成4核10电子分子的电子式是_______。
(3)C、D、F的简单离子半径由大到小的顺序为_______ (用离子符号表示)。
(4)根据“对角线规则”，铍()的性质与上述六种元素中的_______ (填名称)相似，能溶于氢氧化钠溶液，生成Be与。请写出氢氧化铍与氢氧化钠溶液反应的化学方程式_______。
(5)A、C、D可形成多种二元化合物，下列说法不正确的是_______ (填字母)。
A．和中都含共价键
B．A、D可形成离子化合物
C．> 中阴阳离子个数比均为1：2
D．和均能溶于C，并发生化合反应
【答案】(1)第三周期IIIA族（2分）
(2)（2分）
(3)S2- >O2->Na+（2分）
(4)    铝  （1分）   Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O（2分）
(5)D（2分）
【分析】短周期元素A、B、C、D、E、F的原子序数依次增大，A的原子核内没有中子，则A为H元素；A和B可形成5核10电子的阳离子，该阳离子为铵根离子，则B为N元素；A、D同主族，则D为Na元素；C与D形成的离子化合物D2C中所有离子的电子数相同，则C为O元素；C、F同主族，则F为S元素；E的最高价氧化物的水化物可与D、F的最高价氧化物的水化物反应，则E为Al元素。
【解析】（1）经分析E为Al元素，铝元素的原子序数为13，位于元素周期表第三周期第IIIA族；
（2）经分析A为H元素，B为N元素，A和B形成4核10电子分子，则该分子是NH3，该分子的电子式是；
（3）经分析C、D、F的简单离子应分别是指O2-、Na+、S2-，O2-和Na+核外电子排布完全相同，核电荷数越大，半径反而越小，核电荷数ONa+，O2-和Na+核外都有2个电子层，S2-有3个电子层，电子层数越多半径越大，则三种离子的离子半径由大到小的顺序为S2- >O2->Na+；
（4）根据“对角线规则”，铍(Be)的性质与元素周期表右下角的Al性质相似，氢氧化铍与氢氧化钠溶液反应生成Na2BeO2和水，反应的化学方程式为Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O；
（5）经分析A、C、D分别是指H、O、Na三种元素，则A2C2和D2C2，分别是指H2O2和Na2O2，H2O2是共价化合物，Na2O2是离子化合物，但过氧根离子内含有共价键，则两种化合物中都含有共价键，A正确；
A、D是指H、Na两种元素，A、D形成的化合物氢化钠是离子化合物，B正确；D2C、D2C2分别是指Na2O和Na2O2，它们的阴阳离子个数比均为1：2，C正确；D2C、D2C2分别是指Na2O和Na2O2，A2C是指H2O，Na2O2与H2O反应生成氢氧化钠和氧气，该反应不属于化合反应，D错误； 故选D。