1.2 原子结构与元素的性质（解析版）

中小学教育资源及组卷应用平台
第一章 第二节 原子结构与元素的性质
榆次一中 李金虎
【学习目标】
1．能从原子价层电子数目和价层电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分，能列举元素周期律(表)的应用。
2．了解元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释，能说明元素电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱、推断化学键的极性。
【素养目标】
1．通过认识三张周期表的研究过程，培养学生“科学探究与科学精神”的学科素养。
2．通过学习原子结构与元素性质的关系，培养学生“宏观辨识和微观探析”的学科素养。
3．通过原子结构和元素在周期表中的位置分析其他元素的位置及性质，培养学生“证据推理和模型认知”的学科素养。
必备知识与关键能力
知识点一：三张有重要历史意义的周期表
1．门捷列夫周期表
门捷列夫周期表又称短式周期表，重要特征是从第四周期开始每个周期截成两截，第1～7族分主副族，第八族称为过渡元素。
2．维尔纳周期表
维尔纳周期表是特长式周期表，每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、镧系和锕系，各有各的位置，同族元素上下对齐，它确定了前五个周期的元素种类。
3．玻尔元素周期表
玻尔元素周期表特别重要之处是把21～28、39～46等元素用方框框起，这说明他已经认识到，这些框内元素的原子新增加的电子是填入内层轨道的，他已经用原子结构解释元素周期系了，玻尔元素周期表确定了第六周期为32种元素。
知识点二：原子结构与元素周期表
1．原子结构与元素周期表的关系
周期 电子 层数 每周期最后一个元素 每周期第一个元素
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 4p64d104f145s25p65d106s26p6
2．每族元素的价电子排布特点
(1)主族
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
排布 特点 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
(2)0族：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．元素周期表中的特殊位置
(1)按元素种类
a．分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
b．各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
c．分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
(2)按价层电子排布
各区价层电子排布特点
分区 价层电子排布
s区 ns1～2
p区 ns2np1～6(除He外)
d区 (n－1)d1～9ns1～2(除钯外)
ds区 (n－1)d10ns1～2
f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
(3)过渡元素：元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
(4)镧系：元素周期表第六周期中：57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
(5)锕系：元素周期表第七周期中：89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
(6)超铀元素：在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素。
典例1．下列说法中正确的是(　　)
A．元素周期律的本质是随着核电荷数的递增元素化合价呈周期性的变化
B．核外电子排布的周期性变化是元素性质周期性变化的结果
C．元素周期表可划分为s区、p区、d区、ds区、f区
D．最外层电子数≤2的元素一定是金属元素
【答案】C
【解析】元素周期律的本质是随着元素原子序数的递增，元素性质呈周期性的变化，A错误；元素原子核外电子排布的周期性变化导致元素性质的周期性变化，B错误；根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区和f区，C正确；最外层电子数≤2的元素不一定都为金属元素，氢原子最外层电子数为1，氦原子最外层电子数为2，它们都是非金属元素，D错误。
典例2．某元素＋3价离子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，则该元素在元素周期表中的位置是(　　)
A．第三周期第ⅧA族，p区 B．第三周期第ⅤB族，ds区
C．第四周期第Ⅷ族，d区 D．第四周期第ⅤB族，f区
【答案】C
【解析】该＋3价离子的核外有23个电子，则基态原子核外有26个电子，26号元素是铁，其位于第四周期第Ⅷ族，电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，位于d区。
典例3．研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起。据此，人们将元素周期表分为5个区，如图所示。请回答下列问题：
(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子的电子云形状为__________。
(2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其常见离子的电子排布式为_______________，其中较稳定的是___________。
(3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子排布式为___________。
(4)在p区中，第二周期ⅤA族元素原子的价电子排布图为__________。
(5)当今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们在_________区中。
【答案】(1)球形
(2)Fe2+：1s22s22p63s23p63d6，Fe3+：1s22s22p63s23p63d5　Fe3+
(3)3d104s2 (4) (5)f
【解析】(1)s区为ⅠA族、ⅡA族，符合条件的元素为Be，其电子排布式为1s22s2，价电子的电子云形状为球形。
(2)d区为ⅢB~ⅦB族(不包括镧系、锕系)、Ⅷ族，族序数最大且原子序数最小的元素为Fe，其常见离子为Fe2+、Fe3+，电子排布式分别为1s22s22p63s23p63d6、1s22s22p63s23p63d5，由离子的电子排布式可知Fe3+的3d轨道为半充满状态，其稳定性大于Fe2+的。
(3)符合条件的元素为Zn，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，价电子排布式为3d104s2。
(4)符合题意的元素为N，其价电子排布图为。
(5)铀和钚均为锕系元素，位于f区。
知识点三：元素周期律
1．元素周期律
2．主族元素的周期性变化规律
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大
电子层数 相同 逐渐增多
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小，r(阴离子)＞ r(阳离子) 逐渐增大
性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝－(8－主族序数)(H为－1价) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
元素的金属性和非金属性 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
第一电离能 增大的趋势 逐渐减小
电负性 逐渐增大 逐渐减小
气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
3．电离能
(1)含义：
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，通常用I1表示，单位：kJ·mol－1。
(2)规律：
①同周期元素：从左至右第一电离能总体呈现增大的趋势。其中第ⅡA族与第ⅢA族，第ⅤA族与第ⅥA族元素的第一电离能出现反常。
②同族元素：从上到下第一电离能逐渐变小。
③同种原子：逐级电离能越来越大。
(3)电离能的应用
1．判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。
2．判断元素的化合价
如果某元素的In＋1 In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素的I2 I1，所以钠元素的化合价为＋1。
3．判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。
4．电负性
(1)含义：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力越大。
(2)标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0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同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐变大；
②同族元素从上至下，元素的电负性逐渐变小。
(4)电负性三大应用
【思维建模】
1．比较粒子半径大小的思维流程
比较离子半径时，要先看能层数，能层数越多，离子半径越大，再看核电荷数，能层数相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
2．比较元素的第一(或逐级)电离能的思维流程
3．比较元素的电负性强弱的基本步骤
(1)确定元素在周期表中的相对位置，看是处于同周期还是同主族。
(2)根据同周期(或同主族)元素电负性变化规律进行判断：同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素自上而下，元素的电负性逐渐减小。
典例4．如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是(　　)
A．y轴表示的可能是第一电离能
B．y轴表示的可能是电负性
C．y轴表示的可能是原子半径
D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数
【答案】B
【解析】A项，第三周期P元素原子3p轨道为半充满状态，较为稳定，P元素的第一电离能大于S元素，错误；B项，同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，正确；C项，同周期元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，错误；D项，同一周期随原子序数增加金属元素失电子数增加，非金属元素得电子数减少，错误。
典例5．下列说法中不正确的是(　　)
A．同周期元素，随着核电荷数的增加，I1总体上呈现由小到大的变化趋势
B．电离能越大，表示气态时该原子越易失电子
C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强
D．电负性是相对的，所以没有单位
【答案】C
【解析】电离能是指气态电中性基态原子失去电子，转化为气态基态正离子所需要的能量。电离能越大，表示气态时该原子越难失电子
典例6．根据下表中五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，下列说法不正确的是(　　)
电离能 元素代号 I1 I2 I3 I4
Q 2 080 4 000 6 100 9 400
R 500 4 600 6 900 9 500
S 740 1 500 7 700 10 500
T 580 1 800 2 700 11 600
U 420 3 100 4 400 5 900
A．T的氯化物最可能的化学式为TCl3
B．氦元素最有可能与Q元素位于同一族
C．在周期表中，最可能处于同一族的是R和U
D．U元素最有可能为K，R元素最有可能为Li
【答案】D
【解析】当In＋1 In时，元素的最高化合价为＋n，故R和U最高价为＋1，S最高价为＋2，T最高价为＋3，A、C项正确；由表中数据可知，Q元素各电离能都较大，而且各电离能之间无太大差距，故Q最可能为稀有气体元素，所以氦元素最有可能与Q元素位于同一族，B项正确；R出现了I4，而锂核外只有3个电子，D项错误。
知识点四：对角线规则
1．概念：
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)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。
2．实例分析
(1)锂和镁的相似性
①锂与镁的沸点较为接近：
元素 Li Na Be Mg
沸点/℃ 1 341 881.4 2 467 1 100
②锂和镁在氧气中燃烧时只生成对应的氧化物，并且Li2O和MgO与水反应都十分缓慢。
4Li+O22Li2O 2Mg+O22MgO
③锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物难溶于水，附着于金属表面阻碍反应的进行。
④锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物Li3N和Mg3N2。
⑤锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。
⑥在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是难溶于水的，相应的镁盐也难溶于水。
(2)铍和铝的相似性
①铍与铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化。
②二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：
Al(OH)3+3HCl ===AlCl3+3H2O，Al(OH)3+NaOH===NaAlO2+2H2O
Be(OH)2+2HCl===BeCl2+2H2O，Be(OH)2+2NaOH===Na2BeO2+2H2O
③二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。
④BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。
(3)硼和硅的相似性
①自然界中B与Si均以化合物的形式存在。
②B与Si的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应：2B+2KOH+2H2O===2KBO2+3H2↑，Si+2KOH+H2O===K2SiO3+2H2↑。
③硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易水解。
④硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低，易挥发，易水解。
a．硼和硅的卤化物的物理性质：
BF3 BCl3 BBr3 BI3 SiF4 SiCl4 SiBr4 SiI4
室温时的状态 气 液(加压) 液 固 气 液 液 固
熔点/K 146 166.2 227 316 182.8 203 278.4 393.6
沸点/K 173 285.5 363 483 177.3 330.6 427 563
b．水解反应：4BF3+3H2O===H3BO3+3HBF4，BCl3+3H2O===B(OH)3+3HCl，SiF4+4H2O===H4SiO4↓+4HF。
典例7．镁、锂在元素周期表中具有特殊的“对角线”关系，它们的性质相似。下列有关锂的性质的叙述，不正确的是(　　)
A．Li2SO4易溶于水
B．LiOH是易溶于水、受热不分解的强碱
C．Li遇浓硫酸不产生“钝化”现象
D．Li2CO3受热分解，生成Li2O和CO2
【答案】B
【解析】运用对角线规则，可由Mg及其化合物的性质推测Li及其相应化合物的性质。根据MgSO4易溶于水，Mg(OH)2是一种难溶于水、易分解的中强碱，Mg在浓H2SO4中不会发生“钝化”，MgCO3受热易分解为MgO和CO2等性质，推测出Li2SO4易溶于水，LiOH是一种难溶于水、易分解的中强碱，Li在浓H2SO4中不会发生“钝化”，Li2CO3受热易分解为Li2O和CO2等。
核心价值与学科素养
典例8．我国科研人员发现了一种新型超导体Bi3O2S2Cl，由[Bi2O2]2＋和[BiS2Cl]2－交替堆叠构成。已知Bi位于第六周期ⅤA族，下列有关说法错误的是(　　)
A．Bi的价电子排布式为5d106s26p3
B．有关元素的电负性：O>Cl>S
C．Bi3O2S2Cl属于含共价键的离子化合物
D．该新型超导体的组成元素全部位于元素周期表p区
【答案】A
【解析】Bi的价电子排布式为6s26p3，A项错误；电负性大小为O>Cl>S，B项正确；Bi3O2S2Cl中含有阳离子[Bi2O2]2＋和阴离子[BiS2Cl]2－，这两种离子中含共价键，故Bi3O2S2Cl属于含有共价键的离子化合物，C项正确；O、S、Cl、Bi均位于元素周期表p区，D项正确。
【跟踪练习】 基础过关
1． 根据下表信息，判断以下叙述正确的是(　　)
部分短周期元素的原子半径及主要化合价
元素代号 L M Q R T
原子半径/nm 0.160 0.143 0.112 0.104 0.066
主要化合价 ＋2 ＋3 ＋2 ＋6、－2 －2
A.氢化物的沸点为H2TQ
B．M与T形成的化合物具有两性
C．L2＋与R2－的核外电子数相等
D．5种元素中L的电负性最大，T的电负性最小
【答案】B
【解析】L、Q的主要化合价均为＋2价而原子半径分别为0.160 nm和0.112 nm，可推断L为Mg元素，Q为Be元素；由R、T均显示－2价，R有＋6价，原子半径R>T，可判断R为S元素，T为O元素；M的主要化合价为＋3价，原子半径小于0.160 nm大于0.104 nm，应为Al元素。即题表中5种元素依次为Mg、Al、Be、S、O。氢化物沸点H2O>H2S(常温下分别呈液态、气态)，Mg2＋与S2－的电子数不相等，A、C项错误；Al2O3是两性氧化物；5种元素中Mg的金属性最强、电负性最小，O的非金属性最强、电负性最大。
2． 下列有关电离能的说法，正确的是(　　)
A．第一电离能越大的原子失电子的能力越强
B．第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量
C．同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大
D．可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价
【答案】D
【解析】①第一电离能是气态电中性原子失去核外第一个电子需要的能量；②元素原子的第一电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子；③从总的变化趋势上看，同一周期中元素的第一电离能从左到右逐渐增大，但有反常，如I1(N)>I1(O)。
3．已知元素X、Y同周期，且电负性X>Y，下列说法中错误的是(　　)
A．X与Y形成化合物时，一般是X显负价、Y显正价
B．第一电离能：X可能小于Y
C．X的最高价氧化物对应的水化物的酸性小于Y的
D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX
【答案】C
【解析】同周期两元素的电负性X>Y，可知原子序数X>Y。由于X的电负性较大， X与Y形成化合物时一般是X显负价、Y显正价，A项正确；同周期的元素，原子序数大的，一般第一电离能大，但由于存在半充满电子构型的元素，故也可能Y的第一电离能大于X的，B项正确；X的最高价氧化物对应的水化物的酸性大于Y的，C项错误；同周期从左到右，元素的气态氢化物的稳定性逐渐增强，D项正确。
4． 13Al、15P、16S、17Cl是周期表中的短周期主族元素。下列有关说法正确的是(　　)
A．元素Al在周期表中位于第4周期ⅢA族
B．元素P的简单气态氢化物的化学式为PH4
C．第一电离能：I1(Al)D．最高价氧化物的水化物的酸性：H3PO4【答案】D
【解析】Al为13号元素，位于周期表中第3周期ⅢA族，故A错误；P位于第ⅤA族，最低负价为－3价，所以简单气态氢化物的化学式为PH3，故B错误；P的3p能级轨道半满，较稳定，第一电离能大于相邻元素，即I1(P)>I1(S)，故C错误；非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性P5． 已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。请根据下表所列数据判断，错误的是(　　)
元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
A．元素X为金属元素，常见化合价是＋1价
B．元素Y是ⅢA族元素
C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
【答案】D
【解析】由表知X的电离能I1远小于I2，所以X常见化合价为＋1价，A正确；同理，Y的电离能I3远小于I4，Y为第ⅢA族元素，B正确；元素X与氯形成化合物时，X的电负性小于Cl元素，所以在二者形成的化合物中X显＋1价、Cl元素显－1价，则化学式可能是XCl，C正确；若元素Y处于第3周期，则为Al元素，它不能与冷水剧烈反应，但能溶于酸和强碱溶液，D错误。
折 能力达成
6． 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：
元素 Ar 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具有的变化规律是______________________。
(2)通过分析电负性值变化规律，确定镁元素电负性值的最小范围是________。
(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．ArCl3 D．SiC
属于离子化合物的是________；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：
_____________________________________________________________________________。
(4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显________(填“正”或“负”)价，理由是
________________________________________________________________________。
【答案】(1)随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化　
(2)0.9～1.5　
(3)A　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　(4)负　Cl的电负性大于P，Cl对键合电子的吸引能力强
【解析】(2)根据电负性的递变规律：同周期元素从左到右，元素电负性逐渐变大，同族元素从上到下，元素电负性逐渐变小，可知在同周期中电负性：Na＜Mg＜Ar，同主族：Be＞Mg＞Ca，最小范围应为0.9～1.5。
(3)根据已知条件及表中数值：Li3N中元素的电负性差值为2.0，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、ArCl3、SiC中元素的电负性差值分别为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。
7． (1)写出基态As原子的核外电子排布式：______________，根据元素周期律，原子半径Ga_______As(填“大于”或“小于”，下同)，第一电离能Ga________As。
(2)C、N、O的第一电离能由大到小的顺序为__________；H、O、S电负性由大到小的顺序是________。B和N相比，电负性较大的是____________；BN中B元素的化合价为________；从电负性角度分析，C、Si、O的非金属活泼性由强至弱的顺序为__________。
(3)元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 958 kJ·mol－1、INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu>INi的原因是____________________________________________________________________________。
(4)O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)，其中P原子的核外电子排布式为 。
(5)周期表前四周期的元素a、b、c、d、e，原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价层电子中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。b、c、d中第一电离能最大的是______________(填元素符号)，e的价层电子排布图为_________________________________。
(6)①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下，则该元素是______(填写元素符号)。
电离能 I1 I2 I3 I4 ……
In/(kJ·mol－1) 578 1 817 2 745 11 578 ……
②Ge的最高价氯化物的分子式是_________________________________________________。
③Ge元素可能的性质或应用有___________________________________________________。
A．是一种活泼的金属元素
B．其电负性大于硫
C．其单质可作为半导体材料
D．其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点
【答案】　(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3(或[Ar]3d104s24p3)　大于　小于　
(2)N>O>C　O>S>H　N　＋3　O＞C＞Si　
(3)铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子　
(4)O　1s22s22p63s23p3(或[Ne]3s23p3)　
(5)N　　
(6)①Al ②GeCl4　③CD
【解析】　(5)由原子序数最小且核外电子总数与其周期数相同，确定a为H元素，由价层电子中的未成对电子有3个，确定b为N元素，由最外层电子数为其内层电子数的3倍，确定c为O元素，由d与c同主族，确定d为S元素，由e的最外层只有1个电子且次外层有18个电子，确定e为Cu元素。(6)③Ge位于金属元素和非金属元素的分界线上，故其单质可作半导体材料；其氯化物和溴化物均为分子晶体，相对分子质量越大，沸点越高。
8． 表1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：
表1
(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子的核外电子排布式：_____________________。
(2)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：_____________________________________________________________________________。
(3)o、p两元素的部分电离能数据如表2：
元素 电离能/(kJ·mol－1)　　 　 o p
I1 717 759
I2 1 509 1 561
I3 3 248 2 957
表2
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______________________________________________________________________。
(4)第三周期8种元素按单质熔点高低的顺序排列如图1所示，其中电负性最大的是________(填图1中的序号)。
(5)表1中所列的某主族元素的电离能情况如图2所示，则该元素是__________(填元素符号)。
【答案】(1)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)　
(2)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光的形式释放能量　
(3)Mn2＋的3d能级电子排布为半充满状态，比较稳定　
(4)2　
(5)Al
【解析】(3)o元素为Mn，Mn2＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满状态，相对比较稳定，当其失去第3个电子时比较困难，而Fe2＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，故其失去第3个电子比较容易。(4)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，8种元素熔点最低的为氩，其次为氯，其中电负性最大的为氯。(5)由图2可知，该元素的电离能I4 远大于I3，故为第ⅢA族元素，应为Al。
21世纪教育网 www.21cnjy.com 精品试卷·第 2 页 （共 2 页）
21世纪教育网(www.21cnjy.com)