1.2原子结构与元素周期表 教案 (4)

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1.2原子结构与元素周期表
教案
通过上一节的学习，我们知道：电子在原子核外是按能量高低分层排布的，同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、f)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。原子中的电子在各原子轨道上按能级分层排布，在化学上我们称为构造原理。
高手支招之一：细品教材
一．电子排布式和轨道表示式
1、电子排布式——用轨道符号前的数字表示该轨道属于第几电子层，用轨道符号右上角的数字表示该轨道中的电子数（通式为：nlx）。例如，原子C的电子排布式为1s2s22p2，还可进一步写出其价电子构型：2s22p2
前二周期各原子的电子排布式
第1周期
H：1s1；He：1s2；
第2周期
Li：1s22s1；Be：1s22s2；B：1s22s22p1；C：1s22s22p2；N：1s22s22p3；
O：1s22s22p4；F：1s22s22p5；Ne：1s22s22p6；
2、轨道表示式——能表示出原子核外各轨道中电子排布情况的式子叫做轨道表示式。这种表示方法很形象，用小圆圈（或方框、短线）表示一个给定量子数n、l、m的原子轨道，用箭头表示电子且用“↑”或“↓”来区别ms不同的电子
如锂原子的轨道表示式为：
1s
2s
二、基态原子的电子排布原则
1.
能量最低原则：
（1）、原则内容：通常情况下，电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，这就是构造原理。原子的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，简称能量最低原则。
（2）：实例分析：氢原子中的电子若分布在能量较高的原子轨道如2p的一个轨道上，那么这个电子处于激发态，它很快就会跃迁到能量最低的s轨道并以光的形式辐射出能量，显然，核外电子的排布要使整个原子的能量最低，以形成稳定结构。所以，氢原子核外的电子在通常情况下只能分布在能量最低的1s原子轨道上，由此可见，核外电子在原子轨道上的排布是遵循能量最低原则的。
2、泡利不相容原理
（1）原理内容：一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反；或者说，一个原子中不会存在四个量子数完全相同的电子。这就是泡利不相容原理。
（2）实例分析：氦原子有两个电子，按能量最低原则，这两个电子都应当排布在1s原子轨道上。显然，这两个电子在1s轨道上的分布可能是下列两种状态之一：↑↑（自旋相同）或
↑↓（自旋相反）。泡利通过总结诸多光谱实验事实确定，基态氦原子的电子排布是
↑↓，这就是电子在原子轨道上排布要遵循的另一个原则——泡利不相容原理。
例1、下列叙述中，最符合泡利不相容原理的是（
）
A、需用四个不同的量子数来描述原子中的每一个电子
B、在原子中，不能有两个电子具有一组相同的量子数
C、充满一个电子层需要8个电子
D、电子之间存在着斥力
解析：泡利不相容原理可简单叙述为一个原子轨道最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反；或者说，一个原子中不会存在四个量子数完全相同的电子。
答案：B
3、洪特规则
（1）原理内容：对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同（即自旋方向平行），这就是核外电子在原子轨道上排布所遵循的第三个原则，即洪特规则。21教育名师原创作品
（2）实例分析：C：最外层的p能级上有三个规道
可能写出的基态C原子最外层p能级上两个电子的可能排布：
①2p：
②2p:
③2p:
④2p
p有3个轨道，而碳原子2p能层上只有两个电子，电子应优先分占，而不是挤入一个轨道，C原子最外层p能级上两个电子的排布应如①所示，这就是洪特规则。
例2、基态原子的核外电子排布的原则不包括（
）
A、能量守恒原理
B、能量最低原则
C、泡利不相容原理
D、洪特规则
解析：基态原子的核外电子排布必须遵守三个原则，泡利不相容原理、能量最低原则和洪特规则。能量守恒原理与此无关。
答案：A
三．基态原子中电子在原子规道上的排布顺序
1、根据构造原理，核外电子排布的能级顺序为：
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s……
只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。
如：元素原子的电子排布：（1—19号）
氢
H
1s1
……
钠
Na
1s22s22p63s1
……
钾
K
1s22s22p63s23p64s1
……
2、第四周期19—36号元素原子的基态电子排布式
钾K：1s22s22p63s23p64s1；
钙Ca：1s22s22p63s23p64s2；铬Cr：1s22s22p63s23p63d44s2；
铁Fe：1s22s22p63s23p63d64s2；钴Co：1s22s22p63s23p63d74s2；
铜Cu：1s22s22p63s23p63d94s2；锌Zn：1s22s22p63s23p63d104s2；
溴Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5；
氪Kr：1s22s22p63s23p63d104s24p6；
注意：大多数元素的原子核外电子排布符合构造原理，有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：K原子的可能电子排布式与原子结构示意图，按能层能级顺序，应为
1s22s22p63s23p63d1；，但按初中已有知识，应为1s22s22p63s23p64s1；
事实上，在多电子原子中，原子的核外电子并不完全按能层次序排布。再如：
24号铬Cr：1s22s22p63s23p63d54s1；
29号铜Cu：1s22s22p63s23p63d104s1；
这是因为能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、半充满（如p3和d5）、和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
例3、基态铬原子的电子排布式是（
）
A.1S22S22p63S23p64S14p5
B.1S22S22p63S23p63d6
C.1S22S22p63S23p64S23d4
D.1S22S22p63S23p63d54S1
解析：考查知识点核外电子的排布式书写。
核外电子排布式书写必须符合能量最低原理、洪特规则、泡利不相容原理，三者相互制约，相互联系。另外还要注意洪特通过分析光谱实验的结果指出，能量相同的原子轨道在全充满（如P6和d10）半充满（如P3和d5）和全空（P0和d0）状态时，体系的能量最低;原子较稳定。
答案：D
四．核外电子排布与元素周期表
1、核外电子排布与周期的划分
①随着原子序数的递增，元素原子的外围电子排布呈周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从nS1到ns2np6的周期性变化。
②周期的划分与能级组有关，一个能级组对应一个周期，一个能级组所容纳的最多电子数等于一个周期所包含的元素种数，主量子数（n）对应周期序数。周期表中的7个周期分别对应7个能级组。
③每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的
2倍，即从第1周期到第7周期所包含元素数目分别为2，8，8，18，18，32，第7周期为不完全周期。
2、核外电子排布与族的划分
①族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关，同族元素的价电子数目相同。主族元素的价电子全都排布在最外层的ns或np轨道上。主族元素所在的族的序数等于该元素原子的价电子数。
②对于过渡元素的原子，价电子排布为（n－1）d1～10ns1～2。虽然同一副族内不同元素原子的电子层数不同，价电子排布却基本相同，而且ⅢB～ⅦB副族的价电子的数目仍然与族序数相同。例如，金属锰的价电子排布为3d54s2，价电子数为7，对应的族序数为ⅦB。价电子排布为（n－1）d6～8ns2的三个纵行统称为Ⅷ族。ⅠB和ⅡB则是根据ns轨道上是有一个还是有两个电子来划分的。【出处：21教育名师】
例4、某元素原子共有3个价电子，其中一个价电子的四个量子数为n＝3，
l＝2，
m＝2，
ms＝+1/2。试回答：
（1）写出该元素原子核外电子排布式。
（2）指出该元素的原子序数，在周期表中所处的分区、周期数和族序数，是金属还是非金属以及最高正化合价。
解析：本题关键是根据量子数推出价电子排布，由此即可写出核外电子排布式及回答问题。由一个价电子的量子数可知，该电子为3d电子，则其它两个电子必为4s电子（因为E3d＜E4s＝,
所以价电子排布为3d14s2，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2。从而知原子序数为21
，处于周期表中的d区第4周期
ⅢB族，是金属元素，最高正价为＋3。
答案:
核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2
原子序数为21,
处于周期表中的d区第4周期
ⅢB族，是金属元素，最高正价为＋3.
五、核外电子排布与原子半径
1、原子半径大小的比较
（1）决定原子半径大小的因素
原子半径的大小取决于两个相反的因素：一时电子的能层数，另一个是核电荷数。显然，
电子层数越多，电子之间的排斥将使原子的半径增大；而核电荷数越大，核对电子的引力
也就越大，将使原子的半径缩小。
（2）原子半径的变化规律
①同周期：从左到右原子半径逐渐减小
②同主族：从上到下原子半径逐渐增大
2、原子半径变化的原因：
同周期主族元素从左到右，原子半径减小，是因为元素原子具有相同的电子能层，但随着核电荷数增多，核对核外电子的吸引力变大，从而使原子半径减小；而同主族元素，从上到下，原子半径增大，是因为同主族元素自上到下，原子具有的电子能层数增多，使原子半径增大，虽然自上到下核电荷数也增多可使原子半径减小，但由于核电荷数的增多，使核对核外电子的吸引比不上由于能层的增多使得电子负电排斥来得大，所以最终结果原子半径增大。即在同周期中影响原子半径的主要因素是核电荷数的多少，而同主族中影响
半径大小的主要因素是电子层数多少。
例5、具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C,下列分析正确的是（
）
A、原子序数的关系是C＞B＞A
B、微粒半径的关系是Bn-＞An+
C、C一定是稀有气体元素的一种原子
D、原子半径的关系是A＜C＜
B
解析：离子的电子层结构必定是稳定结构。An+、Bn-、C具有相同的电子层结构，则C原子一定具有稳定结构，即为稀有气体元素中的一种，可选C。分析An+、Bn-的电子层结构再转化为原子结构可知，A必定在C（即稀有气体）的后面，B必定在C的前面[称为“阴前阳下”（第一周期除外）]，故A、B、C的原子序数关系A＞C＞B;又据“阴前阳下，径小序大”的规律可知，离子半径的关系为An+＜Bn-。可选B。21·世纪
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答案：BC
高手支招之二：基础整理
基态原子的核外电子排布是本节内容的核心，它决定了元素周期表的划分和原子半径的变化规律。基态原子的核外电子在原子走规道上的排布顺序揭示了元素周期表中元素按周期划分的原因，元素按族划分与价电子的数目和价电子的排布密切相关。原子半径的周期性变化也与电子在原子规道上的分布方式密切相关。
泡利不相容原理
基态原子的核外电子排布
洪特规则
能量最低原理
基态原子中电子在原子轨道上的排布顺序
原子结构与
1---36号元素的基态原子的核外电子排布
元素周期表
核外电子排布与周期、族的划分
原子半径变化规律
元素周期律的实质
高手支招之三：综合探究
1、原子的最外层电子数为什么不超过8个？次外层电子数为什么不超过18个？
根据构造原理，当出现d轨道时，End＜E(n+1)s，这样n≥3,np充满时（共4个轨道，最多容纳8个电子），多余电子不是填入nd，就是首先形成新电子层，填入(n+1)s轨道中，因此最外层电子数不可能超过8个。同理，若最外层是第n层，次外层就是(n-1)层。根据构造原理E(n-1)f>E(n+1)s>Enp>E(n-1)d,在第(n+1)层出现前，次外层只有(n-1)s、(n-1)p、(n-1)d上有电子，共9个轨道，最多可容纳18个电子。因此，次外层电子数不超过18个，例如当原子最外层是第五层时，次外层就是第四层，由于E4f>E6s>E5p>E4d，在第六层出现前，次外层（第四层）只在4s、4p、4d共9个轨道上有电子，最多容纳18个电子。
2、元素周期表的分区排布和元素的价电子排布。
元
s区：ⅠA、ⅡA－ns1~2
素
p区：ⅢA、ⅦA、0族－ns2np1~6(He除外)
周
d区：ⅢB～ⅦB、Ⅷ族－（n-1）d1~8ns2(Cr除外)
期
ds区：ⅠB、ⅡB－（n-1）d10ns1~2
表
f区：镧系、锕系－（n-2）f0~14(n-1)d0~2ns2
高手支招之四：典题例析
例1、主族元素的原子失去最外层电子形成阳离子，主族元素原子得到电子填充在最外层形成阳离子。下列各原子或离子的电子排布式错误的是（
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A、Ca2+
1s22s22p63s23p6
B、F-
1s22s23p6
C、S
1s22
s22
s63
s23
p4
D、Ar
1s22
s22
p63
s23
p62·1·c·n·j·y
解析：首先要写出各粒子的正确的电子排布式，再与答案中各选项对比，就能找出正确答案。
答案：B
例2、原子序数为33的元素，其原子在n=4，l=1的轨道中电子数为（
）。
A、3
B、4
C、5
D、6
解析：33号元素的电子排布应为1s22s23s23p64s24p3，所以4p电子个数为3。
答案：A
例3、已知H2分子中，两原子核距离为0.074nm，则H原子的实际半径为（
）。
A、0.037nm
B、大于0.037nm
C、小于0.037nm
D、无法确定
解析：两原子核间距要小于两个原子半径之和，因原子成键时两原子轨道要重叠覆盖，故选B。
答案：B
例4、有X、Y、Z三种主族元素，若X元素的阴离子与Y、Z元素的阳离子具有相同的电子层结构，且Y元素的阳离子半径大于Z元素的阳离子半径，则此三种元素的原子序数大小顺序是（
）。www-2-1-cnjy-com
A、Y＜Z＜X
B、X＜Y＜Z
C、Z＜Y＜X
D、Y＜X＜Z
解析：微粒半径大小比较要三看：(1)看电子层数;(2)看核外电子数;(3)看核电荷数。电子层结构相同的微粒半径越大，核电荷数越小。所以原子序数为Y＜Z。又知道Y、Z失去一个电子层和X具有相同的电子层结构，因此X＜Y＜Z。
答案：B
例5．（06高考天津理综）下列说法正确的是
A
ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强
B
ⅥA族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高
C
同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强
D
第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小
解析：同一周期，从左到右元素的金属性逐渐减弱，ⅠA族与ⅡA族的元素若不在同一周期则无法比较，故A错。同一主族元素气态氢化物从上到下稳定性越来越不稳定，沸点也越来越高，故B正确。同周期最高价氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强，故C错。同一周期，后面元素的阴离子半径比前面元素的阳离子半径要大，故D错。
答案：B
例6、24Cr原子处于基态时，价电子排布可电子排布式表示成3d54s1
，
而不是3d44s2
。下列说法中，正确的是（
）【来源：21cnj
y.co
m】
A、这两种排布方式都符合能量最低原则
B、这两种排布方式都符合泡利不相容原理
C、这两种排布方式都符合洪特规则
D、这个实例说明洪特规则有时候和能量最低原则是矛盾的
解析：洪特规则实际上是能量最低原则的一个特例。电子排布满足洪特规则是为了更好的遵守能量最低原则。通过分析光谱实验的结果，洪特指出能量相同的原子轨道在全满（P6和d10）和全空（p0和d0）状态时，体系能量最低，原子最稳定。www.21-cn-jy.com
答案：B
高手支招之五：思考发现
1、1-18号元素基态原子的电子排布式和轨道表示式
元素名称
原子序数
电子排布式
规道表示式
H
1
1s1
He
2
1s2
Li
3
1s22s1
[He]
Be
4
1s22s2
[He]
B
5
1s22s22p1
[He]
C
6
1s22s22p2
[He]
N
7
1s22s22p3
[He]
O
8
1s22s22p4
[He]
F
9
1s22s22p5
[He]
Ne
10
1s22s22p6
[He]
Na
11
1s22s22p63s1
[Ne]
Mg
12
1s22s22p63s2
[Ne]
Al
13
1s22s22p63s23p1
[Ne]
Si
14
1s22s22p63s23p2
[Ne]
P
15
1s22s22p63s23p3
[Ne]
S
16
1s22s22p63s23p4
[Ne]
Cl
17
1s22s22p63s23p5
[Ne]
Ar
18
1s22s22p63s23p6
[Ne]
2、比较元素金属性或非金属性强弱的方法。
⑴元素金属性强弱的实验标志
①与水或酸反应置换出氢的难易：金属单质与水或酸（非氧化性酸）置换出氢的速率越快（反应越剧烈），表明元素金属性越强。【来源：21·世纪·教育·网】
②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，表明元素金属性越强。
③置换反应：一种金属能把另一种金属元素从它的盐溶液里置换出来，表明前一种金属元素金属性较强，被置换出的金属元素金属性较弱。2-1-c-n-j-y
⑵元素非金属性强弱的实验标志
①单质与氢气化合及氢化物的稳定性：非金属单质与氢气化合越容易、形成的气态氢化物越稳定，表明元素非金属性越强。
②气态氢化物的还原性：元素气态氢化物的还原性越强，元素非金属性越弱；气态氢化物的还原性越弱，元素非金属性越强。
③最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，表明元素非金属性越强。
④置换反应：对于特定的置换反应，一种非金属单质能把另一种非金属单质从它的盐溶液或酸溶液中置换出来，表明前一种元素非金属性较强，被置换处的非金属元素非金属性较弱。
高手支招之六：体验成功
基础强化：
1、具有1s22s22p63s23p1
电子结构的原子是（
）
A、Mg
B、
Na
C、
He
D、Al
解析：依据电子排布式：该元素有三个电子层，最外层三个电子。为铝元素。
答案：D
2、下列说法中正确的是(
)
A.处于最低能量的原子叫做基态原子
B.3p2表示3p能级有两个轨道
C.同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小
D.同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多
解析：B错，3p2表示3p能级有两个电子；
C错，同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐增大；
D错，同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数相同。
答案：A
3、具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是（
）
A、1s22s22p63s23p1
B、1s22s22p5
C、1s22s22p63s23p4
D、1s22s22p1
解析：A为Al，B为N，C为S，D为B，根据原子半径的递变规律：同一周期从左向右原子半径逐渐减小，同一主族从上到下原子半径逐渐增大，可知半径最大的是Al。
答案：A
4、对于第n能层，若它作为原子的最外层，则容纳的电子数最多与n—1层的相同，当它作为次外层，则其容纳的电子数比n+1层上电子最多能多10个，则第n层为（
）
A、L能层
B、M能层
C、N层
D、任意层
解析：原子的最外层最多容纳的电子数为8，根据题意可知n—1层最多容纳的电子数也为8，则n—1层是L能层，n层是M能层。若n层为M能层，最多容纳的电子数是18，比最外层多10个，符合题意。21
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com
答案：B
5、有关元素周期表的叙述正确的是(
)
A.元素周期表是由苏联化学家门捷列夫初绘
B.门捷列夫是在梦中想到的周期表
C.最初的元素周期表是按原子内质子数由少到多排的
D.初排元素周期表时共有元素92种
解析：A是错误的，元素周期表由门捷列夫排列，他是俄国人；C是错误的，初排元素周期表是按原子量由小到多排列的；D是错误的，初排元素周期表时共有元素63种；B正确，多日研究导致了梦中的图像。
答案：B
6、下列叙述中正确的是(
)
A.同周期元素中，ⅦA族元素的原子半径最大
B.ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
C.室温时，零族元素的单质都是气体
D.同一周期中，碱金属元素的第一电离能最小
解析：本题主要考查元素周期表中，同周期主族元素性质的一些递变规律。A项错，在同周期元素中ⅦA族元素的原子半径小。B项不正确，因为在同主族元素中，原子半径越大，越难得电子。C项正确，D项正确,同周期中，碱金属元素的第一电离能最小。
点评：解答本题的关键是熟练掌握元素周期律和元素周期表的知识，并学会用一些具体实例来举证一些选项是错误的。21cnjy.com
答案：CD
7、X、Y为同周期元素，如果X的原子半径大于Y，则下列判断不正确的是(
)
A.如X、Y均为金属元素，则X的金属性强于Y
B.如X、Y均为金属元素，则X的阳离子氧化性比Y形成的阳离子强
C.如X、Y均为非金属元素，则Y的气态氢化物比X的稳定
D.如X、Y均为非金属元素，则最高价含氧酸的酸性Y强于X
解析：本题体现了“位构性”的关系。由X与Y的结构判断它们在周期表中的位置，再根据性质的递变做出判断。X、Y为同周期元素，X的原子半径大于Y，说明Y是比X靠右的元素，非金属性：Y＞X
答案：B
8、关于元素周期律和元素周期表的下列说法中正确的是（
）
A、目前发现的所有元素占据了周期表里全部位置，不可能再有新的元素被发现
B、元素的性质随着原子序数的增加而呈周期性变化
C、俄国化学家道尔顿为元素周期表的建立作出了巨大的贡献
D、同一主族的元素从上到下，金属性呈周期性变化
解析：
A项错，目前发现的所有元素占据了周期表里部分位置，还有新的元素等待我们去发现。B项正确。C项不正确，俄国化学家门捷列夫为元素周期表的建立作出了巨大的贡献。D项错误，同一主族的元素从上到下，金属性逐渐增强。
答案：B
9、已知同周期的X、Y、Z三种元素的最高价氧化物水化物的酸性由弱到强的顺序是：HZO4＞H2YO4＞H3XO4，下列判断正确的是（
）
A.阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序减弱
B.单质的氧化性按X、Y、Z的顺序减弱
C.原子半径按X、Y、Z的顺序增大
D.气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序减弱
解析：X、Y、Z是同周期的第五、六、七主族的元素。
答案：A
10、在元素周期表中，自IIA族的硼到VIIA族的砹作一斜线，即为非金属与金属的分界线，依据规律应在这个分界线的附近寻找的是（
）
A、新型催化剂
B、新型农药材料
C、半导体材料
D、耐腐蚀的合金材料
解析：本题考察元素周期律的用途：元素周期律是人们在对原子结构和元素性质的长期研究中总结出来的科学规律，它对人们认识原子结构与元素性质的关系具有指导意义，也为人们寻找新材料提供了科学的途径。例如，在ⅠA族可以找到光电材料，在非金属与金属的分界线可以找到优良的半导体材料，在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。农药由含碘的有机物发展成为对人畜毒性较低的含磷有机物等，通常制造的农药，所含有的氟、氯、硫、磷等在同周期表中的位置靠近，在一定区域内。
答案：C
11、下列叙述不正确的是（
）
A、发生化学反应时失去电子越多的金属原子，还原能力越强
B、金属阳离子被还原后，不一定得到该元素的单质
C、核外电子总数相同的原子，一定是同种元素的原子
D、能与酸反应的氧化物，一定是碱性氧化物
解析：衡量物质还原能力的强弱是看失去电子的难易，而不是失去电子的多少，A不正确；金属阳离子被还原后，不一定得到该元素的单质，如Fe3+被还原后可得到Fe2+，B正确；C增正确；D不正确，如SiO2是酸性氧化物，能与HF反应。
答案：AD
12、X、Y、Z是3种短周期元素，其中X、Y位于同一族，Y、Z处于同一周期。X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。Z原子的核外电子数比Y原子少1。下列说法正确的是（
）
A．元素非金属性由强到弱的顺序为Z＜Y＜X
B．Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4
C．3种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定
D．原子半径由大到小的顺序为Z＞Y＞X
解析：由元素周期表的结构推断：X、Y、Z分别为O、S、P元素。可知氢化物中X的最稳定，Y的最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H2YO4.
答案：D
综合应用：
13、根据所学的电子排布规律及周期表判断，同周期的ⅡA和ⅢA之间的原子序数差不可能是（
）
A、1
B、11
C、25
D、8
解析：解法1：周期表中第二、三周期的ⅡA和ⅢA之间的原子序数差是1，第四、五周期的ⅡA和ⅢA之间的原子序数差是11，第二、三周期的ⅡA和ⅢA之间的原子序数差1，是设两种元素的符号分别为X和Y，则化合物的化学式为X2Y3，即X为＋3价，Y为-2价第六、七周期的ⅡA和ⅢA之间的原子序数差25。
解法2：由于第同周期的ⅡA和ⅢA对应的族序数一个偶数族，一个奇数族。利用奇偶法，族序数差不可能为偶数，也可判断出只有D不可能。
答案：D
14、R元素的原子，其最外层的p能级电子数等于所有的能层s能级电子总数，则R是(
)
A.Li
B.Be
C.
S
D.
Ar
解析：若只有1个能层，则不存在p能级，若有2个能层，则有两个s能级，则电子排布为1s22s22p4
为O元素，若有3个能层，则有三个s能级，则电子排布为把s22s22p63s23p6，则可以看出应选D。
答案：D
15、下列各组指定的元素，不能形成AB2型化合物的是(
)
A.[He]2s22p2和[He]2s22p4
B.[Ne]3s23p4和[He]2s22p4
C.
[Ne]3s2和[He]2s22p5
D.
[Ne]3s1和[Ne]3s23p4
解析：A项为C和O能形成CO2，B项为S和O能形成SO2，C项为Mg和F能形成MgF2，D项为Na和S能形成Na2S，属A2B型，故D不能。
答案：D
16、主族元素A和B可形成组成为AB2的离子化合物，则A、B两原子的最外层电子排布分别为（
）
A.ns2np2和ns2np4
B.ns1和ns2np4
C.ns2和ns2np5
D.ns1和ns2
解析：由A和B为主族元素，且二者能构成AB2型的离子化合物知，A为第IIA族元素，B为第ⅦA族元素（排除了NO2），故A元素原子的最外层电子排布为ns2，B元素原子的最外层电子排布为ns2np5。
答案：C
创新拓展：
17、今有A、B、C、D四种短周期元素，它们的核电荷数依次增大，A与C，B与D分别是同族元素，B、D两元素的质子数之和是A、C质子数之和的两倍，这四种元素中有一种元素的单质溶于CS2溶剂
（1）确定四种元素分别是A
，B
，C
，D
并分别写出电子排布式。
（2）写出两种均含四种元素的化合物相互反应放出气体的化学方程式。
解析：根据题意，可知各元素在元素周期表中的位置是：
（A）
A
……
B
C
……
D
即C、D一定在第三周期，B一定在第二周期，A可能在第二周期或是氢元素，A与B不一定相邻。又根据题意可确定其中一种元素为S，且在第三周期，故可能是C或是D。
假设C为S元素，则D只能是Cl元素，根据上述表格排列的顺序B为F元素，A为O元素，则2（8+16）≠9+17，不合题意；21教育网
假设D为S元素，则B为O元素，有2（A+C）=16+8=24，即A+C=12，故只能是H和Na元素。21
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根据上述推论，四种元素组成的化合物，且相互反应产生气体的可能就是NaHSO4和NaHO3。
答案：（1）A：H
B：O
C：Na
D：S
H：1s1
O：1s22s22p4
Na：1s22s22p63s1
S：1s22s22p63s23p4
（2）NaHSO4
+
NaHSO3
=====
Na2SO4
+
H2O
+
SO2↑
18、甲元素是第3周期p区元素，其最低化合价为-1价；乙元素是第4周期d区元素,其最高化合价为＋4价，填写下表：
元素
价电子排布
周期
族
金属或非金属
甲
乙
解析：根据题意，甲元素处于周期表p区，为主族元素，其最低化合价为－1价，则它的价电子排布为3s23p5,所以甲为第3周期ⅦA的非金属元素；乙元素处于第4周期d区，其最高化合价为＋4价，所以它的价电子排布为3d24s2，是ⅣB的金属元素。
答案：
元素
价电子排布
周期
族
金属或非金属
甲
3s23p5
3
ⅦA
非金属
乙
3d24s2
4
ⅣB
金属
教材习题解析与答案
1、（1）表示s能级
（2）第二电子层的
s能级
（3）2p轨道上的一个电子
2、（1）E4s
>E3S>E2S>E1S
(2)E3d>E4s>E3p>E3s
3、解析：A中两个微粒都是碳原子，D中两个微粒都是溴原子，而B中后一微粒是氟原子，前者还可以是硼原子，C中两种分别是锌和铁。答案：AD
4、Al：3s23p1
第三周期第IIIA族
Cr：3d54s1
第四周期第VIB族
Fe
3d64s2
第四周期第VIII族
5、（1）同一周期中主族元素原子半径从左到右依次减小
。
（2）同一主族中，元素半径依次增大。
（3）略
6、（1）（6）违反了泡得利不相溶原理。
（2）（4）（5）违反了洪特规则。
7、（1）能量丰同的原子规道在全充满（p6和d10），半充满（p3和d5）和全空（p0和d0）状态时，体系的能量较低,
原子较稳定，因此基态的钾原子的核外电子排布是1s22s22p63s23p64s1,
而不是1s22s22p63s23p63d1.
同（1）
必须遵循洪特规则和泡利不相容原理
同（1）
8、（1）、①氮（N）磷（P）砷（As）②铁（Fe）
钴（Co）镍（Ni）
③铜（Cu）
④
钾（K）
以下略
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元素周期律的发现
1829年已经知道的元素有五十种左右。德国人多贝赖纳发现有些元素性质相近，在原子量上有一种算术级数的关系。他对十五种元素进行分组，三个一组，分成五组，这是根据元素性质和原子量对部分元素进行分类的首次尝试，它对后来周期律的发现是很有启发的。
1862年，法国的地质学家比古耶·德尚库图瓦发现，按原子量递增的顺序把元素排列成表的形式。两年以后，英国青年化学家纽兰兹也发现：按原子量递增的顺序，每隔八个元素就有重复的物理和化学性质出现，因为和音乐上的八度音相似，所以称“八音律”。
俄国化学家门捷列夫终于从杂乱无章的元素迷宫中理出了一个头绪，门捷列夫为了研究元素的分类和规律，把当时已知的几十种元素的主要性质和原子量写在一张张的小卡片上，反复进行排列，比较它们的性质，探索它们之间的联系。1869年，他正式提出元素周期律，它在周期表中排列了当时已经知道的63种元素。门捷列夫的元素周期律的原理基本上同德尚库图瓦以及纽兰兹的相同，不过门捷列夫的周期律更加的科学和完整，同时也比他们具有更大的勇气和信心来宣扬他的观点。21·cn·jy·com
门捷列夫深信他所发现的周期律是正确的。他以周期律为依据，大胆指出某些元素的原子量是不准确的，应重新测定。例如当时公认金的原子量为169.2，按此，在周期表中，金应排在锇、铱、铂（当时认为它们的原子量分别是198.6，196.7，196.7）的前面。而门捷列夫根据金的性质认为金在周期表中应排在这些元素的后面，所以它们的原子量应重新测定。重新测定的结果是：锇为190.9，铱为193.1，铂为195.2，金为197.2。实验证明了门捷列夫的意见是对的。又例如，当时铀公认的原子量是116，是三价元素。门捷列夫则根据铀的氧化物与铬、钼、钨的氧化物性质相似，认为它们应属于一族，因此铀应为六价，原子量约为240。经测定，铀的原子量为238.07，再次证明门捷列夫的判断正确。基于同样的道理，门捷列夫还修正了铟、镧、钇、铒、铈、钍的原子量。【版权所有：21教育】
从门捷列夫正式提出元素周期律，到1984年合成108号元素的一百多年的时间里，人们发现或合成了46种元素，每一种元素的发现都证明了门捷列夫的理论的正确性。而且它促使人们去研究元素周期性所包含得更深层次的理论根据，从而引导人们进入了原子的世界。
高手笔记：这个原则是比较抽象的，如果我们打这样个比方就可以理解了，也易于记忆了。把地球比作原子核，把能力高的大雁、老鹰等鸟比作能量高的电子，把能力低的麻雀、小燕子等鸟比作能量低的电子。能力高的鸟常在离地面较高的天空飞翔，能力低的鸟常在离地面很低的地方活动。
高手笔记：原子的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。原子的最低能量状态叫做基态；当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，能量高于基态的状态叫激发态；电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量.
高手笔记：在同一个原子轨道里的电子的自旋方向是不同的，电子自旋可以比喻成地球的自转，自旋只有两种方向：顺时针方向和逆时针方向。
在一个原子中没有两个电子具有完全相同的四个量子数。因此一个s轨道最多只能有2个电子，p轨道最多可以容纳6个电子。按照这个原理，可得出第n电子层能容纳的电子总数为2n2个
高手笔记：核外电子在原子规道上排布要遵循三个原则：即能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则。这三个原则并不是孤立的，而是相互联系，相互制约的。也就是说核外电子在原子规道上排布要同时遵循这三个原则。
+19
2
8
9
+19
2
8
8
1
高手笔记：同周期从左到右：元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；
最高正价从＋1～＋7，最低负价从－4～－1；随着原子序数的增大，元素的原子半径自左至右逐渐减小。同主族从上到下：金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；
最高正价（或最低负价）一般相同；原子半径逐渐增大。
高手笔记：元素的最外层电子即为价电子，元素的性质主要由元素原子的价电子决定。
高手笔记：元素的位置与原子结构的关系：
周期序数由该元素原子中电子的最大主量子数决定；
族序数由该元素原子的价电子数决定；
所在区由该元素原子价电子对应的角量子数决定。
高手笔记：①电子能层数：电子能层数越多，原子半径越大
②核电荷数：核电荷数越大，原子半径越小
高手笔记：原子半径的变化规律（1）同一周期随原子序数的增加原子半径逐渐减小。
（2）同一主族中一般是随原子序数的增加，原子半径逐渐增大。
（3）电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，其微粒半径越小。
（4）同一元素的原子半径，大于其阳离子半径，小于其阴离子半径。
高手笔记：S区元素原子价电子排布为ns1～2，原子易失去1个或2个电子，形成＋1价或＋2价阳离子。P区价电子排布ns2np0～6，随着最外层电子数目的增加，原子失去电子变的越来越困难，得到电子变的越来越容易。
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