专题2《原子结构与元素性质》强化基础练习（含解析）2022-2023学年下学期高二化学苏教版（2019）选择性必修2

专题2《 原子结构与元素性质》强化基础练习 2022-2023学年下学期高二化学苏教版（2019）选择性必修2
一、单选题
1．现有四种元素的基态原子的核外电子排布式如下：①1s22s22p3；②1s22s22p4；③1s22s22p63s23p2；④1s22s22p63s23p3。下列说法错误的是
A．电负性：②＞①＞④＞③
B．原子半径：③＞④＞①＞②
C．第一电离能：②＞①＞④＞③
D．简单气态氢化物的稳定性：②＞①＞④＞③
2．反应可用于氯气管道的检漏。下列表示相关微粒的化学用语正确的是
A．中子数为9的氮原子：
B．N2分子的电子式：
C．Cl2分子的结构式：Cl—Cl
D．N原子的基态电子排布图为：
3．氮气可以作食品包装、灯泡等的填充气。一种实验室制备氮气的原理是。反应发生后即停止加热，反应仍可持续进行，直至反应完全。下列说法正确的是
A．主族元素的电负性越大，其元素原子的第一电离能一定越大
B．第一电离能：O>N>Na
C．元素的电负性：Cl>O>H
D．①和②示意图表示的钠原子失去最外层一个电子所需要的能量：①>②
4．下列事实与解释不匹配的是
选项 事实 解释
A 在蔗糖中加入浓硫酸后出现发黑现象 浓硫酸具有脱水性
B 常温下，浓硝酸可以用铝罐贮存 铝与浓硝酸不反应
C 氯气通入碘化钾溶液中，溶液变为棕黄色 氯比碘活泼
D 氨水可使酚酞试剂变为红色 氨水显碱性
A．A B．B C．C D．D
5．常温下，W、X、Y、Z四种短周期主族元素的最高价氧化物对应的水化物溶液的pH(浓度均为)和原子半径、原子序数的关系如图所示。下列叙述正确的是
A．简单离子半径：Z>Y>X>W B．第一电离能：Z>Y>W
C．Z的单质具有强氧化性和漂白性 D．W、Y、Z都可能形成的氢化物分子
6．下列化学用语或图示表达正确的是
A．苯的实验式
B．的电子式
C．基态磷原子的轨道表示式
D．中子数为20的氯原子
7．已知X、Y、Z、W、R是原子序数依次增大的短周期主族元素，X是周期表中原子半径最小的元素，Y元素的最高正价与最低负价的绝对值相等，Z的核电荷数是Y的2倍，W的最外层电子数是最内层电子数的3倍。下列说法不正确的是
A．化合物YR4中各原子均满足8电子稳定结构
B．对应的离子半径：ZC．W与X、W与Y形成的化合物化学键类型完全相同
D．R的氧化物对应的水化物是强酸
8．在Mg、Al、Si、P四种元素中，第一电离能最小的是
A．Mg B．Al C．Si D．P
9．下列说法中正确的是
A．副族元素都是金属元素 B．p区都是主族元素
C．所有族中0族元素种类最多 D．最外层电子数为2的元素都分布在s区
10．在周期表中，“相临”元素即同周期左右紧挨，或同主族上下紧挨，下列元素与第三周期第ⅥA族元素不一定相临的是
A．电子总数是最内层电子数4倍的元素
B．最外层电子数是最内层电子数2.5倍的主族元素
C．最外层电子数是次外层电子数0.5倍的主族元素
D．质子数为34的元素
11．下列轨道表示式所表示的元素原子中，能量处于最低状态的是
A． B．
C． D．
12．化学史上每一次重大的发现都极大地推动了科学的发展，下列说法正确的是
A．丹麦科学家玻尔提出了构造原理
B．奥地利科学家泡利发现了基态原子的电子排布遵循能量最低原理
C．德国科学家洪特解释了一个轨道只允许容纳2个电子的原因
D．俄国化学家门捷列夫将元素根据原子序数编制了第一张元素周期表
13．下列能级符号错误的是
A．2s B．2p C．3d D．3f
14．1919年英国物理学家卢瑟福用粒子(He)轰击核素X时发现了质子：He+X →Y+H，其中X、Y最外层电子数之和为11。下列说法错误的是
A．所得Y原子的质量数为17
B．原子半径：X＞Y
C．氢化物稳定性：X＜Y
D．氢、X、Y三种元素可组成离子化合物
二、填空题
15．碳及其化合物广泛存在于自然界中，回答下列问题：
(1)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用___________形象化描述。在基态原子中，核外存在___________对自旋相反的电子。
(2)碳在形成化合物时，其键型以共价键为主，原因是___________。
16．下表为元素周期表的一部分，请参照元素①～⑨在表中的位置，用化学用语回答下列问题：
族周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 ①
2 ② ③ ④
3 ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨
（1）④、③、⑧三种元素中，离子半径由大到小的顺序为：___（填离子符号）。
（2）②、⑦、⑧的最高价含氧酸的酸性由强到弱的顺序是：___（填化学式）。
（3）⑥单质与⑨的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为：___。
（4）①、④、⑤、⑨四种元素中，某些元素间可形成既含离子键又含极性共价键的化合物，写出其中一种化合物的电子式：___。
（5）能说明⑧的非金属性比⑨的非金属性弱的事实是：___（用离子方程式说明）。
（6）①和③形成的18电子的化合物甲是一种应用广泛的化工原料，写出甲的结构式：___。实验室中可用次氯酸钠溶液与氨反应制备甲，反应的化学方程式为：___。
17．铁及其化合物在生产、生活中存在广泛用途。
(1)基态铁原子电子排布式为___，自然界中存在的54Fe和56Fe，它们互称为__。
(2)将铁片放入冷浓硫酸中，片刻后将铁片移入硫酸铜溶液中，发现铁片表面无明显变化，原因是___。通常证明某溶液中含Fe3+的实验步骤是__。
(3)SO2有强还原性，写出其与FeCl3溶液反应的离子方程式___。若有0.4molFeCl3发生反应，则需要标准状况下的SO2__升。
(4)发黄的深井水通常含Fe3+，若向水中加入Na2CO3溶液，则产生红褐色沉淀和无色无味的气体。写出相应的离子方程式___。
18．下表列出① ~ ⑨九种元素在周期表中的位置：
主族周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
2 ⑤ ⑥
3 ① ③ ④ ⑦ ⑨
4 ② ⑧
(1)这九种元素化学性质最不活泼的元素名称是___________。
(2) ①、②、③三种元素的高价氧化物对应的水化物，其中碱性最强的是___________。(填化学式)
(3) ①、③、④三种元素按原子半径由大到小的顺序排列为___________。(填元素符号)
(4) ③的原子序数为___________
(5)⑧在周期表中的位置 ___________
(6)⑦的最高价氧化物的水化物的化学式 ___________
(7)⑥元素氢化物的化学式是 ___________，该氢化物在常温下跟①发生反应的化学方程式是___________。
(8)⑤的原子结构示意图为___________
(9)其单质在常温下为液态的非金属元素是 ___________ (填编号)
19．C、N、Na、Cu、O、Si、S、Cl是常见的八种元素。
（1）S在元素周期表的位置是_________________；Cl 的离子结构示意图是__________；Na2O2的电子式____________。
（2）用“＞”或“＜”填空：
非金属性 离子半径 热稳定性 酸性
N____Cl S2－__Na＋ NH3____H2O H2SO4__HClO
（3）CuCl(s)与O2反应生成CuCl2(s)和一种黑色固体。在25 ℃、101 kPa下，已知该反应每消耗1.5mol CuCl(s)，放热66.6 kJ，该反应的热化学方程式是_____________________。
（4）气体分子(CN)2的结构式为__________，(CN)2称为拟卤素,性质与卤素类似,其与氢氧化钠溶液反应的化学方程式为______________________。
20．下表是某些短周期元素的电负性数值(鲍林标度)。
元素符号 N O F P S
电负性数值 1.0 1.5 3.0 3.5 4.0 0.9 1.2 1.5 2.1 2.5 3.0
(1)根据表中数据归纳元素的电负性的变化规律。__________
(2)试推测，前四周期元素中电负性最小的元素与电负性最大的元素分别是__________元素，写出这两种元素形成的化合物的电子式__________。
(3)预测元素电负性的范围__________。
(4)一般认为，如果两种成键元素之间的电负性差值大于1.7，它们的原子之间通常形成离子键，电负性差值小于1.7通常形成共价键。请据此预测属于离子化合物还是共价化合物__________。
21．回答下列问题：
(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_______。
a.最易失去的电子能量最高
b.同一个电子层上的不同能级上的原子轨道，能量大小不同
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
(2)比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。
①1s，3d：_______；②3s，3p，3d：_______；③2p，3p，4p：_______；④：_______。
(3)基态铝原子核外电子云有_______种不同的伸展方向，共有_______种不同能级的电子，有_______种不同运动状态的电子。
试卷第1页，共3页
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参考答案：
1．C
【分析】根据电子排布式，推出元素分别为N、O、Si、P，按照各自规律进行分析；
【详解】A．同主族从上到下，电负性逐渐减小，同周期从左向右电负性逐渐增大(稀有气体除外)，因此电负性大小顺序是②＞①＞④＞③，故A说法正确；
B．同周期从左向右原子半径依次减小，同主族从上到下原子半径增大，原子半径大小顺序是③＞④＞①＞②，故B说法正确；
C．同周期从左向右第一电离能逐渐增大，但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA，同主族从上到下第一电离能逐渐减小，N的第一电离能大于O元素，故C说法错误；
D．非金属性越强，其简单氢化物的稳定性越强，非金属性强弱顺序是O＞N＞P＞Si，故D说法正确；
答案为C。
2．C
【详解】A．氮元素的质子数为7，中子数为9的氮原子的质量数=质子数+中子数=7+9=16，该核素可以表示为：，故A错误；
B．氮气分子中存在氮氮三键，氮原子最外层达到8电子稳定结构，氮气的电子式为：，故B错误；
C．氯气电子式为：，分子中存在1对氯氯共用电子对，其结构式为：Cl-Cl，故C正确；
D．基态N原子价电子排布式为2s22p3，为N原子的价层电子排布图，故D错误；
故选：C。
3．D
【详解】A．主族元素原子的第一电离能、电负性变化趋势基本一致，但电离能变化有特例，如第一电离能：ON，A错误；
B．N元素的2p轨道为半充满结构，第一电离能为最大，第一电离能N>O>Na，B错误；
C．在化合物中，O呈负价，Cl呈正价，说明O的电负性比Cl强，C错误；
D．图①所示的钠原子为基态，而图②所示的钠原子为激发态，即图②所示的钠原子已经吸收了一部分能量，由于3s轨道的能量比3p轨道的低，故失去最外层一个电子所需要的能量：①>②，D正确；
故答案选D。
4．B
【详解】A．在蔗糖中加入浓硫酸后出现发黑现象，生成碳说明浓硫酸具有脱水性，与解释匹配，故A不符合题意；
B．浓硝酸能使铝钝化发生反应，与解释不匹配，故B符合题意；
C．氯气通入碘化钾溶液中，溶液变为棕黄色说明生成碘单质，则氯比碘活泼，与解释匹配，故C不符合题意；
D．碱性溶液能使酚酞变红色，氨水可使酚酞试剂变为红色说明氨水显碱性，与解释匹配，故D不符合题意；
故选B。
5．D
【分析】根据溶液的浓度和对应的pH可知X的最高价氧化物对应的水化物为一元强碱，W、Z的最高价氧化物对应的水化物是一元强酸，W的原子序数小于X，Z的原子序数大于X，则X是Na元素，W是N元素，Z是Cl元素；同浓度Y的最高价氧化物对应的水化物溶液的pH比HNO3的pH小，结合原子序数：X【详解】A．一般地，电子层数越多，离子半径越大，核外电子排布相同的离子，质子数越多，离子半径越小，则简单离子半径：S2->Cl->N3->Na+，A项错误；
B．第一电离能： N>S，B项错误；
C．氯气没有漂白性，氯气与水生成的次氯酸才具有漂白性，C项错误；
D．N2H4、H2S、HCl都是含18e-的氢化物，D项正确。
故选D。
6．B
【详解】A．苯的化学式为C6H6，实验式中C、H比为最简比，实验式为CH，A错误；
B．本身不带电，含有一个未成对电子，其电子式为，B正确；
C．基态磷原子的核外电子排布式为：1s22s22p63s23p3，3p轨道中的三个电子分别填充在三个不同的轨道，且方向相同，C错误；
D．中子数为20的氯原子的质量数为17+20=37，应为，D错误；
故选B。
7．D
【分析】已知X、Y、Z、W、R是原子序数依次增大的短周期主族元素，X是周期表中原子半径最小的元素，所以X是H；Y元素的最高正价与最低负价的绝对值相等，这说明Y是第ⅣA族元素；Z的核电荷数是Y的2倍，且是短周期元素，因此Y是C，Z是Mg；W的最外层电子数是其最内层电子数的3倍，且原子序数大于Mg的，因此W是第三周期的S；R的原子序数最大，所以R是Cl元素，据此解答。
【详解】根据以上分析可知X是H，Y是C，Z是Mg，W是S，R是Cl。
A．CCl4中C原子与Cl原子均满足8电子稳定结构，A项正确；
B．核外电子排布相同的离子，原子序数越小，离子半径越大，故对应的离子半径：Mg2+C．H2S和CS2均只含有共价键，C项正确；
D．HClO是弱酸，D项错误；
答案选D。
8．B
【详解】同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大，Al、Si、S位于同一周期，则第一电离能：Al＜Si＜S；由于P原子最外层3p能级电子为半充满，较稳定，则第一电离能：S＜P，所以第一电离能最小的为Al，故选：B。
9．A
【详解】A．副族和第Ⅷ族都是金属元素，称为过渡元素，又称过渡金属，A正确；
B．稀有气体也是在p区，是零族元素，B错误；
C．第ⅢB存在镧系、锕系，含有32种元素，在所有族中IIIB中元素种类最多，C错误；
D．第ⅡB族最外层电子数为2，在ds区，不在s区，D错误；
答案选A。
10．B
【分析】第三周期第ⅥA族元素为S，与S元素“相临”的元素为O，P，Cl和Se；据此分析解题。
【详解】A．电子总数是最内层电子数4倍的元素为O，与S元素一定“相临”，故A不符合题意；
B．最外层电子数是最内层电子数2.5倍的主族元素，最外层电子数为5，可以为N元素或P元素，不一定与S元素“相临”，故B符合题意；
C．主族元素最外层电子数为1~8，最外层电子数是次外层电子数0.5倍的主族元素为Si或Li，与S元素一定不“相临”，故C不符合题意；
D．质子数为34的元素为Se，与S元素一定“相临”，故D不符合题意；
故答案选B。
11．B
【详解】A．能级的能量比能级的能量低，电子尽可能占据能量最低的轨道，不符合能量最低原理，原子处于能量较高的激发态，A项不符合题意；
B．能级的3个轨道能量相同，能级相同的轨道中电子优先单独占据1个轨道且自选方向相同，符合能量最低原理，能量处于最低状态，故B项符合题意；
C．能级的3个轨道能量相同，能级相同的轨道中电子优先单独占据1个轨道，不符合能量最低原理，原子处于能量较高的激发态，C项不符合题意；
D．能级的能量比能级的能量低，电子尽可能占据能量低的轨道，不符合能量最低原理，原子处于较高的激发态，D项不符合题意；
故选B。
12．A
【详解】A．1913年玻尔提出氢原子结构模型，创造性的将量子学说与卢瑟福的原子核式结构结合起来，成为玻尔模型，即原子的构造原理，故A正确；
B．泡利发现了不相容原理，故B错误；
C．电子排布在同一轨道时，最多只能排2个，且自旋方向必须相反，为泡利不相容原理，不是洪特规则，故C错误；
D．俄国化学家门捷列夫将元素按照相对质量由小到大依次排列，制出了第一张元素周期表，故D错误；
故选：A。
13．D
【详解】当n=2时，有2s、2p两个能级；当n=3时，有3s、3p、3d三个能级，没有3f能级；D项错误；
答案选D。
14．C
【分析】由X、Y最外层电子数之和为11可知其最外层电子数分别为5和6，则X、Y可能是N、O或P、S，而X的质量数为14所以不可能是P，则X、Y分别为N、O。
【详解】A．根据质量守恒可得14+4=A+1，解得A=17，A说法正确；
B．X、Y分别为N、O，同周期原子序数越大，半径越小，B说法正确；
C．未强调简单氢化物，C说法错误；
D．氢、X、Y三种元素可组成NH4NO3，为离子化合物，D说法正确；
答案为C。
15． 电子云 2 C有4个价电子且半径较小，难以通过得或失电子达到稳定电子结构
【详解】(1)电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布的形象化的描述；C原子的核外有6个电子，电子排布为1s22s22p2，其中1s、2s上的2对电子的自旋方向相反，而2p轨道的电子的自旋方向相同，故答案为：电子云；2；
(2)在原子结构中，最外层电子小于4个的原子易失去电子，而C原子的最外层是4个电子，且C原子的半径较小，则难以通过得或失电子达到稳定结构，所以主要通过共用电子对即形成共价键的方式来达到稳定结构，故答案为：C有4个价电子且半径较小，难以通过得或失电子达到稳定电子结构。
16． S2－＞N3－＞O2－ H2SO4＞H2CO3＞H2SiO3 2Al+6HClO4＝2Al(ClO4)3+3H2↑ Cl2+S2－＝S+2Cl－ NaClO+2NH3＝N2H4+NaCl+H2O
【分析】依据元素①～⑨在表中的位置可知它们分别是H、C、N、O、Na、Al、Si、S、Cl，据此解答。
【详解】（1）④、③、⑧三种元素分别是O、N、S，核外电子层数越多离子半径越大，核外电子排布相同时，离子半径随原子序数的增大而减小，则离子半径由大到小的顺序为：S2－＞N3－＞O2－。
（2）②、⑦、⑧三种元素的非金属性强弱顺序为S＞C＞Si，非金属性越强最高价含氧酸的酸性越强，则最高价含氧酸的酸性由强到弱的顺序是：H2SO4＞H2CO3＞H2SiO3。
（3）⑥单质是金属铝，与⑨的最高价氧化物对应的水化物高氯酸反应的化学方程式为：2Al+6HClO4＝2Al(ClO4)3+3H2↑。
（4）①、④、⑤、⑨四种元素分别是H、O、Na、Cl，某些元素间可形成既含离子键又含极性共价键的化合物，例如氢氧化钠、次氯酸钠等，其中氢氧化钠的电子式为。
（5）氯气能置换出单质硫，可说明S的非金属性比Cl的非金属性弱，反应离子方程式为Cl2+S2－＝S+2Cl－。
（6）①和③形成的18电子的化合物甲是一种应用广泛的化工原料，甲的化学式为N2H4，因此甲的结构式为。实验室中可用次氯酸钠溶液与氨反应制备甲，反应的化学方程式为NaClO+2NH3＝N2H4+NaCl+H2O。
17． 1s22s22p63s23p63d64s2 同位素 钝化 取样滴加KSCN溶液，出现血红色，证明含Fe3+ SO2+2Fe3++2H2O=2Fe2++SO+4H+ 4.48 2Fe3++3CO+3H2O=2Fe(OH)3↓+3CO2↑
【详解】(1)铁元素为26号元素，所以基态铁原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2；54Fe和56Fe为铁元素的不同核素，互为同位素；
(2)铁单质在冷的浓硫酸中发生钝化，形成致密氧化膜，阻止了铁与铜离子的反应；Fe3+可以和KSCN溶液反应显红色，检验Fe3+可取样滴加KSCN溶液，出现血红色，证明含Fe3+；
(3)Fe3+具有较强氧化性，SO2具有强还原性，所以铁离子可以将SO2氧化成SO，根据电子守恒和元素守恒可得离子方程式为SO2+2Fe3++2H2O=2Fe2++SO+4H+；根据离子方程式可知当0.4mol FeCl3发生反应时需要0.2molSO2，标况下体积为0.2mol×22.4L/mol=4.48L；
(4) Fe3+水解使溶液显酸性，CO水解使溶液显碱性，产生红褐色沉淀和无色无味的气体说明Fe3+和CO发生双水解，离子方程式为2Fe3++3CO+3H2O=2Fe(OH)3↓+3CO2↑。
【点睛】弱酸根离子和弱碱离子同时存在于溶液中能相互促进对方水解，使水解程度显著增大(甚至进行到底)，即双水解反应。
18． 氩 KOH Na＞Mg＞Al 12 第四周期第ⅦA族 HClO4 H2O 2Na + 2H2O= 2NaOH+H2↑ ⑧
【分析】根据元素周期表的结构可知，①～⑨分别为Na、K、Mg、Al、C、O、Cl、Br、Ar。
【详解】(1)这九种元素中Ar为稀有气体元素，最外层已经达到8电子稳定结构，化学性质最不活泼，名称是氩。
(2) 元素的金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的碱性越强。在元素周期表中，越靠近左下方的元素原子半径越大，越容易失去电子，金属性越强。①、②、③三种元素金属性最强的是K，所以KOH的碱性最强。
(3) 同一周期元素的电子层数相同，从左到右，质子数逐渐增多，原子核对核外电子的束缚力逐渐增强，原子半径逐渐减小。①、③、④三种元素位于同一周期，原子半径由大到小的顺序排列为Na＞Mg＞Al。
(4) ③为镁，原子序数为12。
(5)⑧是Br，和Cl是同一主族元素，位于Cl的下方，即在Cl的下一周期，则Br在周期表中的位置是第四周期第ⅦA族。
(6)⑦为Cl，其最高价为+7价，则最高价氧化物的水化物为HClO4。
(7)⑥是O，其简单氢化物是H2O，H2O在常温下跟Na发生置换反应，生成NaOH和氢气，化学方程式是2Na + 2H2O= 2NaOH+H2↑。
(8)⑤是C，核外有6个电子，根据能量最低原理，分两层排布，第一层排2个，第二层排4个，原子结构示意图为。
(9)溴单质在常温下为液态，是常温下呈液态的唯一的非金属单质，故填⑧。
19． 第三周期ⅥA族 < > < > 4CuCl(s)+O2(g)=2CuCl2(s)+2CuO(s) △H=-177.6kJ/mol N≡C-C≡N 2NaOH+(CN)2=NaCN+NaCNO+H2O
【详解】(1)S是16号元素，原子核外电子排布是2、8、6，因此该元素在元素周期表的位置是第三周期ⅥA族；Cl 核外有18个电子，离子结构示意图是；Na2O2是离子化合物，含有离子键、共价键，所以该化合物的电子式是。
(2)元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性就越强，由于酸性HClO4＞HNO3，所以元素的非金属性N＜Cl；离子核外电子层数越多，离子半径就越大，由于S2－核外有三个电子层，而Na＋核外有二个电子层，所以离子半径S2－＞Na＋；元素的非金属性越强，其氢化物的稳定性就越强，元素的非金属性O＞N，所以热稳定性NH3＜H2O；硫酸是强酸，次氯酸是弱酸，所以酸性H2SO4＞HClO；
(3)CuCl(s)与O2反应生成CuCl2(s)和一种黑色固体。该黑色固体是CuO，在25 ℃、101 kPa下，已知该反应每消耗1.5mol CuCl(s)，放热66.6 kJ，则该反应的热化学方程式是4CuCl(s)+O2(g)=2CuCl2(s)+2CuO(s) H=-177.6kJ/mol；
(4)在气体分子(CN)2中C原子与N原子形成三个共价键，C原子与C原子之间再形成一个共价键，则该物质的结构式为N≡C-C≡N，(CN)2称为拟卤素，性质与卤素类似，其与氢氧化钠溶液反应的化学方程式为2NaOH+(CN)2=NaCN+NaCNO +H2O。
20．(1)同一周期，从左到右元素电负性递增，同一主族，自上而下元素电负性递减
(2) K、F K+
(3)（1.5，2.1）
(4)离子化合物
【详解】（1）由表中数据可知，同一周期，从左到右元素电负性递增，同一主族，自上而下元素电负性递减，故答案为：同一周期，从左到右元素电负性递增，同一主族，自上而下元素电负性递减。
（2）前四周期元素中电负性最小的元素为K，电负性最大的元素为F，二者形成化合物为KF，KF为离子化合物，由钾离子和氟离子构成，故电子式为K+，故答案为：K+。
（3）由表中数据可知，同一周期从左至右电负性增大，而同族元素从上到下元素电负性减小，Si元素的电负性应小于P的而大于Al的，即Si的电负性的取值范围：（1.5，2.1），故答案为：（1.5，2.1）。
（4）Li的电负性为1.0，Cl元素的电负性是3.0，二者差值为2.0大于1.7，所以为离子化合物，故答案为：离子化合物。
21． c 4 5 13
【详解】(1) a．能量越高的电子在离核越远的区域内运动，也就越容易失去，a项正确；
b．多电子原子在第n层中不同能级的能量大小顺序为，b项正确；
c．同一电子层中的p轨道电子能量一定比s轨道电子能量高，但外层s轨道电子能量比内层p轨道电子能量高，c项错误；
d．离核越近，电子能量越低，d正确；
故选c；
(2)在多电子原子中，原子轨道能量的高低存在如下规律：①形状相同的原子轨道能量的高低顺序为；②相同电子层上原子轨道能量的高低顺序为；③电子层和能级均相同的原子轨道的能量相等，如，
原子轨道的能量高低顺序依次为：①；②；③；④；
(3)s轨道只有1个伸展方向，p轨道有3个伸展方向。又因为结构示意图为，涉及3个s轨道、2个p轨道，因此其核外电子云(轨道)的伸展方向有4个；共有5种不同能级的电子；核外13个电子的运动状态各不相同，因此核外有13种不同运动状态的电子，故答案为：4；5；13。
答案第1页，共2页
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