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专题2 原子结构与元素的性质
专题2 原子结构与元素的性质
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第二单元 元素性质的递变规律
1．认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律。 2．理解元素性质随原子序数递增的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化。 3．了解元素电离能、电负性的概念和随原子序数递增的周期性变化的规律。
4．了解电离能和电负性的简单应用。
原子核外电子排布的周期性
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(第1周期除外)。
2．元素的分区
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。
(1)s区：包括ⅠA族和ⅡA族两族元素，外围电子排布为ns1～2，容易失去最外层电子，形成阳离子，除氢元素外，这些元素都是活泼的金属元素。
(2)p区：包括从ⅢA族到ⅦA族和0族元素，它们原子的外围电子排布为ns2np1～6(氦元素除外)。
(3)d区：包括从ⅢB族到ⅦB族和第Ⅷ族的元素(镧系和锕系元素除外)，外围电子排布为__(n－1)d1～9ns1～2(除钯外)。
(4)ds区：包括ⅠB族和ⅡB族元素，它们原子的(n－1)d轨道为充满电子的轨道，外围电子排布为(n－1)d10ns1～2。
(5)f区：包括镧系和锕系元素。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)除0族外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数。( )
(2)除短周期外，其他周期均有18种元素。( )
(3)碱金属元素是指ⅠA族的所有元素。( )
(4)外围电子数与最高化合价相等的元素一定是主族元素。( )
(5)次外层全充满而最外层有未成对电子的元素一定是主族元素。( )
(6)元素周期表五个区中都有金属元素。( )
答案：(1)× (2)× (3)× (4)× (5)× (6)√
2．元素周期表的结构与原子结构有着紧密的联系，把握它们之间的关系，就好比拿到一把开启元素大门的钥匙。下列说法中不正确的是( )
A．同一周期中，各元素原子核外的电子层数相等
B．同一周期中，从左到右元素原子中的质子数及中子数依次增加
C．同一主族中，各元素原子的最外层电子数相等
D．同一主族中，从上到下元素原子的核外电子层数依次增加
答案：B
3．下列说法中错误的是( )
A．所有周期第一种元素都是从碱金属开始
B．元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素
C．除氦以外的稀有气体原子的最外层电子数都是8
D．同一元素的各种同位素的化学性质相同，物理性质不相同
答案：A
4．元素周期表中，非金属元素存在的区域为( )
A．只有s区 B．只有p区
C．s区、d区和ds区 D．s区和p区
解析：选D。s区存在非金属元素H，大部分非金属元素存在于p区，而d区、ds区及f区的元素全部为金属元素。
1．核外电子排布与周期的划分
(1)每一周期元素原子的外围电子排布和元素种数
周期 外围电子排布 各周期增加的原子轨道 元素种数
ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数
1 1s1 1s2 2 1s 2
2 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8
3 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8
4 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18
5 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18
6 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32
7 7s1 7s27p6 8 7s、5f、6d、7p 32
(2)核外电子排布与周期划分的关系
周期的划分取决于元素原子的电子层数，同一周期元素原子的电子层数相同。
2．核外电子排布与族的划分
(1)对主族元素，同主族元素原子的外围电子排布完全相同，外围电子全部排布在ns或ns、np轨道上(见下表)。外围电子数与族序数相同。
族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
外围电子排布 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
(2)稀有气体元素的外围电子排布为1s2或ns2np6。
(3)过渡元素(副族和Ⅷ族)同一纵列原子的外围电子排布基本相同，外围电子排布为(n－1)d1～10ns1～2。第ⅢB～ⅦB族的外围电子数与族序数相同，第ⅠB族、ⅡB族和第Ⅷ族外围电子数与族序数不相同。
3．各区元素化学性质及原子外围电子排布特点
包括的元素 外围电子排布 化学性质
s区 ⅠA、ⅡA族 ns1～2(最后的电子填在ns轨道上) 除氢外，都是活泼金属元素(碱金属和碱土金属)
p区 ⅢA～ⅦA族、0族 ns2np1～6 (除氦外，最后的电子填在np轨道上) 随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱
d区 ⅢB～ⅦB族(镧系、锕系除外)、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2(除钯外)[最后的电子填在(n－1)d轨道上] 均为过渡金属，由于d轨道都未充满电子(除钯外)，因此d轨道上的电子可以不同程度地参与化学键的形成
ds区 ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2[(n－1)d全充满，最后的电子填在ns轨道上] 均为过渡金属，d轨道均充满电子
f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 镧系元素的化学性质非常相近；锕系元素的化学性质也非常相近
4．根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置
电子排布式外围电子排布式
在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现外围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五个区，并以最后填入电子的原子轨道符号作为该区的符号，如图所示。
(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，原子的外围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，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，原子的外围电子排布式为________。
(4)在p区中，第2周期第ⅤA族元素原子外围电子的轨道表示式为__________________。
(5)当今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们在______区中。
[解析] (1)s区为第ⅠA族、第ⅡA族，符合条件的元素为Be，其电子排布式为1s22s2，外围电子的电子云形状为球形；(2)d区为第ⅢB族～第ⅦB族、第Ⅷ族，族序数最大且原子序数最小的元素为Fe，常见离子为Fe2＋、Fe3＋，电子排布式为1s22s22p63s23p63d6、1s22s22p63s23p63d5，由离子的电子排布式可知Fe3＋的3d轨道“半充满”，其稳定性强于Fe2＋；(3)ds区符合条件的元素为Zn，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，外围电子排布式为3d104s2；(4)该题中符合题意的元素为N，其外围电子的轨道表示式为；(5)铀和钚均为锕系元素，位于f区。
[答案] (1)球形
(2)Fe2＋：1s22s22p63s23p63d6，Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5
Fe3＋ (3)3d104s2 (4) (5)f
根据周期表分区的依据，区的名称来自按构造原理最后填入电子的原子轨道的符号。则p区元素外围电子都是ns2np1～6吗？外围电子为ns1～2的元素一定都在s区吗？
答案：都不是。p区He元素的外围电子为2s2，可作为这两个问题的特例。
原子结构与元素周期表的关系
1．下列说法正确的是( )
A．常温常压下，只有一种元素的单质呈液态
B．周期表中所有元素都是从自然界中发现的
C．过渡元素不全是金属元素
D．常温常压下，气态单质的分子都是由非金属元素的原子形成的
解析：选D。常温常压下，溴、汞的单质都呈液态；周期表中有的元素是人工合成的；过渡元素全是金属元素；常温常压下，气态单质全是由非金属元素(稀有气体、F、Cl、O、N、H等)的原子形成的。
2．下列说法正确的是( )
A．元素周期表有7个主族、7个副族、1个0族、1个Ⅷ族，共有16个纵列
B．X2＋的核外电子数目为18，则X位于第4周期ⅡA族
C．Li是最活泼的金属，F是最活泼的非金属
D．NaOH的碱性比KOH的碱性强
解析：选B。A项，元素周期表共有18个纵列，错误；C项，最活泼的金属是Cs(放射性元素除外)，错误；D项，Na与K为同主族元素，钾的金属性比钠的强，故NaOH的碱性比KOH的弱，错误。
3．几种短周期元素的原子半径及某些化合价见下表。分析判断下列说法正确的是( )
元素代号 A B D E G H I J
化合价 －1 －2 ＋4、－4 －1 ＋5、－3 ＋3 ＋2 ＋1
原子半径/nm 0．071 0．074 0．077 0．099 0．110 0．143 0．160 0．186
A．A的单质能将E单质从HE3的溶液中置换出来
B．A、H、J的离子半径由大到小顺序是A＞J＞H
C．G元素的单质不存在同素异形体
D．I在DB2中燃烧生成两种化合物
解析：选B。根据元素的化合价，结合其原子半径的大小，可推出A是氟、B是氧、D是碳、E是氯、G是磷、H是铝、I是镁、J是钠。分析可知，A的单质与水剧烈反应，不能将E单质(Cl2)从HE3(AlCl3)的溶液中置换出来；G(磷)存在同素异形体(白磷、红磷)；I(镁)在DB2(CO2)中燃烧生成一种化合物(MgO)和一种单质(C)。则选项A、C、D均不正确。
元素周期表的分区
4．下面元素周期表中全部是金属元素的区域为( )
A．只有s区 B．只有d区
C．s区、d区和ds区 D．d区和ds区
解析：选D。s区中H为非金属，p区中大部分为非金属元素，d区和ds区中全部为金属元素。
5．某元素原子外围电子排布为3d54s2，其应在( )
A．第4周期ⅡA族 B．第4周期ⅡB族
C．第4周期ⅦA族 D．第4周期ⅦB族
解析：选D。外围电子排布为3d54s2的元素原子最大电子层序数为4，故该元素在第4周期，外围电子数＝5＋2＝7，故该元素在第7纵列，即第ⅦB族。
6．按电子排布，可把周期表里的元素划分成五个区，以下元素属于s区的是( )
A．Fe B．Mg
C．Al D．La
解析：选B。周期表在分区时，依据最后一个电子所进入的原子轨道来分(ds区除外)，若最后一个电子进入s轨道则为s区。A项Fe的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，为d区；B项Mg的电子排布式为1s22s22p63s2 ，为s区；C项Al的电子排布式为1s22s22p63s23p1，为p区；D项La为镧系元素，属于f区。
元素“位—构—性”的关系
7．下表是元素周期表的一部分，有关说法正确的是( )
族周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2 c d
3 a b e f
A．e的氢化物比d的氢化物稳定
B．a、b、e三种元素的原子半径：e>b>a
C．六种元素中，c元素单质的化学性质最活泼
D．c、e、f的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强
解析：选D。a、b、c、d、e、f分别是钠、镁、碳、氧、硫、氯。同一主族，氢化物的稳定性由上到下递减，H2O的稳定性比H2S强；同一周期原子半径从左到右依次递减，a、b、e三种元素的原子半径：a>b>e；六种元素中最活泼的金属是Na(a)，最活泼的非金属是氧(d)。则选项A、B、C均不正确。
8．
短周期元素R、T、Q、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中T所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确的是( )
A．最简单气态氢化物的热稳定性：R>Q
B．最高价氧化物对应水化物的酸性：Q
C．原子半径：T>Q>R
D．含T的盐溶液一定显酸性
解析：选D。T为Al、Q为Si、W为S、R为N。NH3的稳定性大于SiH4；H2SiO3酸性小于H2SO4；AlCl3溶液显酸性，而NaAlO2溶液显碱性。
元素第一电离能的周期性变化
1．某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示。
2．第一电离能数值越小，表示在气态时该原子越容易失去一个电子。
3．对于同一周期元素而言，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大，从左到右第一电离能呈现增大的趋势；对于同一主族元素，随着电子层数的增加，第一电离能逐渐减小。
1．下列元素中气态电中性基态原子的第一电离能最小的是( )
A．B B．C
C．N D．O
解析：选A。这四种元素都是第2周期元素，这四种元素的第一电离能大小关系为B2．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
解析：选D。第一电离能是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需要的最低能量；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；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．下列说法中正确的是( )
A．第3周期所含元素中钠的第一电离能最小
B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C．在所有元素中，氟的第一电离能最大
D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大
解析：选A。同周期从左到右，第一电离能总体呈由小到大的变化趋势，故同周期的第ⅠA族元素的第一电离能最小，0族元素的最大，故C错；但由于ns2的全满、np3的半满结构较稳定，故第ⅡA族元素和第ⅤA族元素的第一电离能比其相邻两个族的都高，故B错；I1(K)
1．逐级电离能
(1)原子的逐级电离能越来越大。
首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子多数是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引力更强，从而使电离能越来越大。
(2)当电离能突然变大时说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。
2．影响电离能的因素
电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子排布。
(1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，原子核对最外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。
(2)同一主族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，原子核对最外层电子的引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(3)电子排布是影响电离能的第三个因素。某些元素具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也较高，其电离能数值较大。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大；ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满，p原子轨道全空，ⅤA族N、P等元素原子的p原子轨道为半充满状态，均稳定，所以它们比右侧相邻的元素的第一电离能大，出现反常。
3．电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1?I2(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1?I2(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；I1越小，元素的金属性越强。
不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是__________________________。
(2)同一周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是________(填编号)。
①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒)
③E(溴)＞E(硒) ④E(溴)＜E(硒)
(3)估计1 mol气态钙原子失去最外层一个电子所需最低能量E值的范围：________＜E＜________。
(4)10号元素E值较大的原因是___________________________________________
________________________________________________________________________。
[解析] 本题主要考查元素第一电离能的变化规律。
(1)从1H、3Li、11Na、19K等同主族元素可以看出，同主族元素随着原子序数增大，E值变小。(2)从第2、3周期看，第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两元素E值都低，可以推出E(砷)＞E(硒)、E(溴)＞E(硒)。(3)据同主族、同周期元素E值变化规律可知，E(K)＜E(Ca)＜E(Mg)。(4)10号元素(Ne)原子的最外层电子排布已达8电子稳定结构。
[答案] (1)随着原子序数增大，E值变小
(2)①③ (3)485 738 (4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构
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·mol－1)。
I1 I2 I3 I4 ……
740 1 500 7 700 10 500 ……
下列关于元素R的判断中一定正确的是( )
A．R元素的最高正价为＋3价
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C．R元素的原子最外层共有4个电子
D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p1
解析：选B。从表中数据可以看出，R元素的第一、第二电离能都较小，所以反应时可以失去2个电子，那么其最高化合价为＋2价，最外层电子数为2，应为第ⅡA族元素，A、C错误，B正确；R元素可能是Mg或Be，故无法确定基态原子的电子排布式，D错误。
元素的电离能及应用
1．气态原子生成＋1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能。元素的第一电离能是衡量元素金属性强弱的一种尺度。下列有关说法不正确的是( )
A．一般来说，元素的第一电离能越大，其金属性越弱
B．元素N的第一电离能大于元素O的第一电离能
C．金属单质跟酸反应的难易，只跟该金属元素的第一电离能有关
D．金属单质跟酸反应的难易，除跟该金属元素的第一电离能有关外，还与该单质中固态金属原子以及该金属原子失去电子后在水溶液里形成水合离子的变化有关
答案：C
2．元素X的各级电离能数据(单位：kJ·mol－1)如下：
I1 I2 I3 I4 I5 I6
578 1 817 2 745 11 578 14 831 18 378
则元素X的常见价态是( )
A．＋1价 B．＋2价
C．＋3价 D．＋6价
解析：选C。对比表中电离能数据可知，I1、I2、I3数值相对较小，至I4数值突然增大，说明元素X的原子中，有3个电子容易失去，因此，该元素的常见化合价为＋3 价。
3．已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( )
A．原子半径：A>B>C>D
B．原子序数：d>c>b>a
C．离子半径：C>D>B>A
D．元素的第一电离能：A>B>D>C
解析：选C。A、B、C、D在元素周期表中的相对位置为，根据递变规律判断。
4．化学知识常用坐标线表示，图像中往往隐含着重要的变化，请分析下图中曲线的变化情况：
第3周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第________族，该族第4周期元素的电子排布简化式为____________________________。
解析：从图中分析，I3到I4数据差很大，故在第三个电子和第四个电子之间存在突变，即为第ⅢA族元素。该族第4周期，则应排布的电子层为4，且3d轨道为全充满，最外层的3个电子，应排在4s和4p轨道上，所以电子排布简化式为[Ar]4s24p1。
答案：ⅢA [Ar]4s24p1
元素电负性的周期性变化
1．电负性：用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。
2．同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准。( )
(2)元素电负性的大小反映了元素原子在化合物中吸引电子能力的大小。( )
(3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强。( )
(4)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素。( )
答案：(1)√ (2)√ (3)√ (4)×
2．下列不属于元素电负性的应用的是( )
A．判断一种元素是金属还是非金属
B．判断化合物中元素的正负化合价
C．判断化学键类型
D．判断单质的熔、沸点高低
解析：选D。利用电负性可以判断：①元素的金属性和非金属性；②化合物中元素的化合价是正还是负；③化学键类型等。但不能判断单质的熔、沸点高低。
3．按Li、Na、K、Rb顺序递增的是( )
A．最外层电子数 B．第一电离能
C．电负性 D．原子半径
解析：选D。同一主族元素，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐增大，最外层电子数不变，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小，故D项正确。
4．在下列空格中，填上适当的元素符号。
(1)在第3周期中，第一电离能最小的元素是________，第一电离能最大的元素是________。
(2)在元素周期表的前六周期中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________。
(3)在元素周期表的前六周期中，最活泼的金属元素是________，最活泼的气态非金属元素是________。
(4)第2、3、4周期原子中p轨道半充满的元素是________________。
解析：电离能的递变规律：同周期中从左到右，元素的第一电离能(除第ⅡA、ⅤA 族反常外)逐渐增大，同周期中金属元素最小，稀有气体最大，故第3周期中第一电离能最小的为Na，最大的为Ar。电负性的递变规律：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是氟，电负性最小的为铯。
答案：(1)Na Ar (2)F Cs (3)Cs F
(4)N、P、As
电负性的应用
1．判断元素的金属性和非金属性及其强弱
(1)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于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。
(2)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．判断元素的正负化合价
(1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。
(2)电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
3．判断化学键的类型
一般认为：
(1)如果两个成键元素间的电负性差值大于1．7，它们之间通常形成离子键。
(2)如果两个成键元素间的电负性差值小于1．7，它们之间通常形成共价键。
4．解释元素“对角线规则”
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”。
这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1．0、1．2；Be、Al的电负性均为1．5；B、Si的电负性分别为2．0、1．8。它们的电负性接近，说明它们在化合物中吸引电子的能力相当，它们的性质表现出相似性，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3 均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。
下列给出14种元素的电负性：
元素 Al 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 1．2 3．0 0．9 3．5 2．1 2．5 1．8
已知两成键元素的电负性差值大于1．7时，形成离子键；两成键元素的电负性差值小于1．7时，形成共价键。
请运用元素周期律知识完成下列各题：
(1)一般来说，同一周期中，从左到右，元素的电负性________________；同一主族中，从上到下，元素的电负性______________。所以，元素的电负性随原子序数递增呈________变化。
(2)短周期元素中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________，由这两种元素形成的化合物属于________(填“离子”或“共价”)化合物，用电子式表示该化合物的形成过程：______________________________________________。
(3)Al和F形成的化合物为________(填“离子”或“共价”，下同)化合物，Al和Cl形成的化合物为________化合物。在S和Cl元素形成的化合物中，________元素呈负价，理由是________________________________________________________________________。
(4)表中符合“对角线规则”的元素有Li和________、Be和________、B和________，它们的性质分别有一定的相似性，其原因是________________________。写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：___________________________________________________
________________________________________________________________________。
[解析] 本题考查的是电负性知识的综合应用。(1)电负性用来描述不同元素的原子在化合物中吸引电子能力的大小，电负性的大小可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的尺度，电负性越大，非金属性越强。(2)短周期元素中，F元素的电负性最大(为4．0)，Na元素的电负性最小(为0．9)，两种元素的电负性差值为3．1，大于1．7，故NaF为离子化合物。(3)F和Al元素的电负性差值为2．5，大于1．7，故AlF3为离子化合物；Cl和Al的电负性差小于1．7，故AlCl3为共价化合物；S与Cl形成的化合物中，S元素显正价，Cl元素显负价(电负性：Cl>S)。(4)根据“对角线规则”，Be和Al的性质相似，Be(OH)2为两性氢氧化物，能与强酸和强碱反应。
[答案] (1)逐渐变大 逐渐变小 周期性
(2)F Na 离子
(3)离子 共价 Cl 氯元素的电负性比硫元素大
(4)Mg Al Si 电负性数值相近 Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O
(1)根据上述例题表中数据判断，共有金属元素____种，非金属元素____种。
(2)根据电负性的相对大小，用三角符号标出下列化合物中化合价为负价的元素。
BF3 Mg3N2 Na2S SiCl4 ClF
答案：(1)5 9
(2)
元素的电负性及应用
1．下列说法不正确的是( )
A．ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D．NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点
解析：选A。同主族自上而下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，ⅠA族和ⅦA族元素的电负性从上到下都逐渐减小，A项不正确；电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，B项正确；电负性越大，原子在化合物中吸引电子能力越大，C项正确；NaH中H为－1价，与卤素相似，能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点，D项正确。
2．下列是几种原子的基态电子排布式，其中电负性最大的原子是( )
A．1s22s22p4 B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2 D．1s22s22p63s23p64s2
解析：选A。根据四种原子的基态电子排布式可知，选项A中原子有两个电子层，最外层有6个电子，最容易得到电子，电负性最大。
3．在其原子具有下列外层电子构型的各元素中(n相同)，电负性最大的是( )
A．ns2np6 B．ns2np3
C．ns2np4 D．ns2np5
解析：选D。题目所给的四个选项中的电子层n相同，说明它们处于同一周期，并且A、B、C、D四种元素分别位于：0族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族。根据电负性的递变规律：在同一周期中从左到右，元素的电负性递增；同一主族，自上而下，元素的电负性递减；金属的电负性一般小于非金属的电负性，并且惰性气体的电负性特殊。所以同一周期中电负性，最大是ⅦA族元素，即D项。
4．根据元素周期表中的“对角线规则”，金属铍与铝的单质及其化合物性质相似，又已知氯化铝的熔、沸点较低，易升华。回答下列问题：
(1)写出铍与氢氧化钠溶液反应的离子方程式：_________________________
________________________________________________________________________。
(2)氢氧化铍与氢氧化镁可用________鉴别。氯化铍属于________(填“离子”或“共价”)化合物。
(3)根据“对角线规则”，锂和镁的性质也相似。锂在空气中燃烧的主要产物的电子式是________________________________________________________________________，
同时还有少量的________生成。
解析：(1)根据铍和铝的性质相似，推断出单质铍与氢氧化钠溶液反应生成Na2BeO2和氢气。(2)氢氧化铍为两性氢氧化物，与氢氧化钠反应生成Na2BeO2和水，可用氢氧化钠溶液鉴别氢氧化镁和氢氧化铍。根据氯化铝的性质及“对角线规则”可知，氯化铍为共价化合物。(3)镁能和空气中的氧气、氮气反应，锂的性质与镁类似，也会发生与镁相似的反应，生成相似的产物。
答案：(1)Be＋2OH－===BeO＋H2↑
(2)NaOH溶液 共价
(3) Li3N
重难易错提炼
1．同周期ⅡA族和ⅢA族元素原子序数之间的关系 (1)前三周期的所有元素中相邻主族元素的原子序数差值均为1(原因：前三周期中无副族和Ⅷ族元素)。 (2)第4、5周期的差值为11。 (3)第6、7周期的差值为25。2．同主族的相邻周期元素原子序数之间的关系 (1)若为ⅠA族、ⅡA族的元素，则原子序数的差值等于上一周期元素所在周期所能够排列的元素种数。 (2)若为ⅢA族至0族的元素，则原子序数的差值等于下一周期元素所在周期所能够排列的元素种数。 3．位于相邻周期的同主族元素的原子序数差可能相同(如第2、3周期同主族元素的原子序数差均为8)，也可能不相同(如Rb和Cs相差18，I和At相差32)。4．第一电离能(I1)：同周期元素中，从左到右，I1呈增大趋势(注意：ⅡA族与ⅢA族、ⅤA族与ⅥA族元素间有反常)。5．电负性：同主族元素中，从上到下，元素的电负性呈减小趋势(注意：部分主族的元素间有反常)。6．元素的金属性、非金属性：同周期元素中，从左到右，金属元素的金属性减弱，非金属元素的非金属性增强。
课后达标检测
[基础巩固]
1．关于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．根据原子的电子排布，可将周期表分为s、d、ds、p、f五个分区
C．俄国化学家道尔顿为元素周期表的建立作出了巨大贡献
D．周期表中，元素所在的族序数等于原子的最外层电子数
答案：B
2．下列说法中正确的是( )
A．第一电离能是原子失去核外第一个电子需要的能量
B．在元素周期表中，同周期元素原子的第一电离能从左到右逐渐增大
C．可通过各级电离能的数值，判断元素可能的化合价
D．第一电离能越大的原子，其相应元素的电负性一定越大
解析：选C。电离能是气态原子失去核外一个电子转化为气态阳离子所需要的最低能量，A项错误。同一周期中，第一电离能从左到右越来越大，但其中有反常，如N>O，B项错误。电离能和电负性是元素的两种不同的性质，二者变化规律不完全一致，D项错误。
3．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
解析：选A。由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。根据元素周期律可知：第一电离能为④>③>②>①，A正确；原子半径应为②>①>③>④，B不正确；电负性应为④>③>①>②，C不正确；F无正价，②、③最高正化合价均为＋5，①的最高正化合价为＋6，D不正确。
4．对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是( )
A．碱性：NaOHB．第一电离能：NaC．电负性：Na>Mg>Al
D．半径：Na>Mg>Al
解析：选D。因为金属性：Na>Mg>Al，因此金属的最高价氧化物的水化物的碱性强弱为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，A错误；第一电离能：Al5．下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是( )
解析：选A。同主族元素从上到下电负性依次减小，A正确；卤族元素中氟无正价，B错误；HF分子间存在氢键，所以HF沸点最高，C错误；卤族元素从上到下单质分子间范德华力依次增大，熔点依次升高，D错误。
6．不能说明X的电负性比Y的大的是( )
A．与H2化合时X单质比Y单质容易
B．X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强
C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
解析：选C。电负性与非金属性是一致的，A、B、D项均为非金属性的比较依据。C项，若X、Y不在同一周期，则最外层电子多，电负性并不一定大。
7．下列各组粒子，按半径由大到小顺序排列的是( )
A．Mg、Ca、K、Na
B．S2－、Cl－、K＋、Na＋
C．Br－、Br、Cl、S
D．Na＋、Al3＋、Cl－、F－
解析：选B。镁、钙同主族，r(Ca)>r(Mg)，A项错误；S2－、Cl－、K＋的电子层结构相同而K、Na同主族，故r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Na＋)，B项正确；氯与硫同周期，故r(S)>r(Cl)，C项错误；Na＋、Al3＋、F－的电子层结构相同而氯与氟同主族，故r(Cl－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Al3＋)，D项错误。
8．X、Y、Z均为第3周期元素，X的第一电离能在同周期中最小，Y的电负性在同周期中最大，Z的离子半径在同周期中最小，下列关于X、Y、Z叙述不正确的是( )
A．元素Y形成的气态氢化物极易溶于水，水溶液呈强酸性
B．元素X与元素Y能形成离子化合物
C．元素Z最高价氧化物对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应
D．原子序数和原子半径大小顺序均为X解析：选D。X的第一电离能在第3周期中最小，则X为Na，Y的电负性在第3周期中最大，则Y为Cl，Z的离子半径在第3周期中最小，则Z为Al。Cl的气态氢化物为HCl，极易溶于水，水溶液为盐酸，A正确；Na、Cl可形成NaCl，是离子化合物，B正确；Al(OH)3显两性，可与强酸、强碱反应，C正确；原子序数关系应为Y>Z>X，原子半径大小顺序为X>Z>Y，D错误。
9．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是( )
A．X的原子半径比Y小
B．X和Y的核电荷数之差为m－n
C．电负性X>Y
D．第一电离能X解析：选D。Xm＋与Yn－的核外电子排布相同，则质子数X>Y，原子半径X>Y。X比Y更易失电子，第一电离能X10．A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述：①原子半径AB；③原子序数A>B；④原子最外层电子数AA．①②⑦ B．③④⑥
C．③⑤ D．③④⑤⑥⑦
解析：选B。根据题干信息可确定A、B在元素周期表中的位置为A在B的下一周期，且A为金属，B为非金属，⑦错。由于A比B多一个电子层，故原子半径A>B，①错；两者离子的电子层结构相同，但A的核电荷数大于B，其离子半径反而小，②错；⑤是不一定的，它们可能存在多种价态的情形。
11．大连理化研究所利用“朱雀”号X射线发现了宇宙中产生铬、锰等稀有金属的“工厂”。已知铬、锰的电离能数据为
铬 锰
第一电离能 652．9 kJ/mol 717．3 kJ/mol
第二电离能 1 590．6 kJ/mol 1 509 kJ/mol
下列说法不正确的是( )
A．铬、锰位于d区元素
B．铬的第一电离能较小，与其特殊的外围电子结构有关
C．锰的第二电离能比铬的第二电离能小，与其失去两个外围电子后的结构有关
D．铁、铬、锰的电负性依次为1．83、1．66、1．55，则铁的金属性一定最强
解析：选D。铬、锰均为过渡元素，属于d区，A项正确。铬、锰原子的外围电子排布式分别为3d54s1、3d54s2，铬失去1个电子， 锰失去2个电子后，3d轨道均为半充满，4s均为全空，属于稳定的结构，B、C项正确。一般来说，电负性越小，元素的金属性越强，D项不正确。
12．第一电离能(I1)是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的能量。下图是部分元素原子的第一电离能(I1)随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。
请回答以下问题：
(1)认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar中，Al的第一电离能的大小(最小)范围为________(2)从上图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能(I1)变化规律是________________________________________________________________________。
(3)上图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是______________。
(4)根据“对角线规则”，铍、铝元素最高价氧化物的水化物性质相似，它们都具有________。
解析：(1)根据图中第一电离能变化规律，第2周期元素中第一电离能大小顺序为Li答案：(1)Na Mg (2)从上到下逐渐减小
(3)第5周期ⅠA族 (4)两性
[能力提升]
13．有A、B、C、D、E五种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属于同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属于同一族，它们原子最外层的p轨道电子数是s轨道电子数的2倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性为2．5、3．5、0．8、2．1、1．5中的一种，请回答下列问题：
(1)A是________(用化学符号填空，下同)，B是______，C是________，D是________，E是________。
(2)A、B、C、D、E的电负性分别为
A________，B________，C________，D________，
E________。
(3)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是________，非金属性最强的是________。(填元素符号)
(4)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显________价，其他元素显________价。(填“正”或“负”)
(5)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是________，有共价键的是________。
解析：A、E均为ⅠA族元素且A为非金属元素，则A为H，由于B、D为同族且最外层的p轨道电子数为s轨道电子数的2倍，则B、D的外围电子排布为ns2np4，为ⅥA族元素，则B为O，D为S，E为K，C的外围电子排布为3s23p1，为Al。五种元素中，属于金属的是Al、K，且活泼性：K>Al，则K的电负性为0．8，Al的电负性为1．5；属于非金属的是H、S、O，非金属性：O>S>H，则电负性O为3．5，S为2．5，H为2．1；当O与H、S、Al形成化合物时，由于O的电负性大，所以O为负价，其他元素为正价。当形成化合物时，两元素电负性差值小于1．7的形成共价键，两元素电负性差值大于1．7的形成离子键。
答案：(1)H O Al S K
(2)2．1 3．5 1．5 2．5 0．8
(3)K O (4)负 正
(5)Al2O3、K2O H2O、SO2、SO3、H2O2
14．W、X、Y、Z四种短周期元素的原子序数X>W>Z>Y。W原子的最外层没有p电子，X原子核外s轨道电子数与p轨道电子数之比为1∶1，Y原子最外层s轨道电子数与p轨道电子数之比为1∶1，Z原子核外电子中p轨道电子数比Y原子多2个。
(1)X元素的单质能与Z、Y所形成的化合物反应，写出其化学方程式：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)W、X元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱为________<________。(用分子式表示)
(3)四种元素原子半径的大小为 ________>________>________>________。(填元素符号)
(4)四种元素的第一电离能由小到大的顺序为____________________。
解析：由于W、X、Y、Z都是短周期元素，所以原子序数均小于18。Y原子最外层s轨道电子与p轨道电子数之比为1∶1，所以Y原子的电子排布式可能为1s22s22p2(碳)或1s22s22p63s23p2(硅)。Z原子核外电子中p轨道电子数比Y原子多2个，所以由上可知，其核外电子排布式可能为1s22s22p4(氧)或1s22s22p63s23p4(硫)。由于原子序数W大于Z和Y，且W原子的最外层无p电子，所以W原子的电子排布式只可能为1s22s22p63s1(钠)或1s22s22p63s2(镁)。由于X原子序数最大，其核外s轨道电子数与p轨道电子数之比为1∶1，所以其原子核外电子排布式只能是1s22s22p63s2(镁)。综上所述，X、W、Z、Y原子分别为Mg、Na、O、C。(1)Z和Y形成的化合物为CO2，镁和CO2反应生成MgO和C。(2)W、X的最高价氧化物对应的水化物分别为NaOH、Mg(OH)2，因为Na的金属性强于Mg，所以NaOH碱性强于Mg(OH)2。(3)根据Mg、Na、O、C在周期表中的位置，得出四种元素原子的半径大小：Na＞Mg＞C＞O。(4)第一电离能表示元素失去一个电子的能力，因此，可以得出四种元素第一电离能的大小顺序是O＞C＞Mg＞Na。
答案：(1)2Mg＋CO22MgO＋C
(2)Mg(OH)2 NaOH
(3)Na Mg C O
(4)Na15．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1．7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1．7，原子之间通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：
元素符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
电负性值 1．0 1．5 2．0 2．5 3．5 4．0 0．9 1．5 1．8 2．1 2．5 3．0
观察上述数据，回答下列问题：
(1)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：________________。
(2)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是
________________________________________________________________________。
(3)某有机化合物结构中含S—N键，其共用电子对偏向________(写原子名称)。
(4)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物，还是共价化合物的方法是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________(写出判断的方法和结论)；
请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)因为Mg吸引电子的能力强于Na，而弱于Al，可知Mg的电负性的大小范围是0．9～1．5。(2)从上表的数据可知：F的非金属性是最强的，电负性的数值也是最大的，Na的金属性是最强的，而其电负性的数值是最小的，所以我们可以得到：非金属性越强，电负性越大，金属性越强，电负性越小。(3)从上述数据可知N的电负性的范围是2．5～3．5，而硫的电负性是2．5，所以N的电负性大于S，即意味着N吸引电子的能力强于S，那么共用电子对就偏向氮原子。(4)判断方法就是题目中的信息：如果两个成键元素间的电负性差值大于1．7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1．7，原子之间通常形成共价键。Al的电负性是1．5，Cl是3．0，二者差值是1．5，所以形成共价键。判断一种化合物是离子化合物还是共价化合物，可以看其在熔融状态下是否具有导电性。
答案：(1)0．9～1．5 (2)非金属性越强，电负性越大，金属性越强，电负性越小 (3)氮原子 (4)Al元素和Cl元素的电负性差值为1．5＜1．7，所以形成共价键，为共价化合物 将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明氯化铝是共价化合物
16．
X、Y、Z是三种常见的单质，甲、乙是两种常见的化合物，这五种物质间有如图所示的转化关系。
回答下列问题：
(1)若X所属元素的基态原子最外层电子排布式为3s2，甲是由第2周期两种元素构成的能造成温室效应的气体，则Y所属元素的基态原子的轨道表示式为____________。
(2)若X所属元素的基态原子最外层电子排布式为3s1，甲是由两种短周期元素原子构成的AB4型化合物，且常用于萃取溴水中的溴，则Z单质对应元素的原子半径________(填“大于”“小于”或“等于”)X单质对应元素的原子半径，乙的化学式为________。
(3)若X、Y均为金属单质，X所属元素的基态原子最外层电子排布式为3s23p1，甲是具有磁性的黑色固体，则X与甲反应的化学方程式为________________________________________________________________________，
Y所属元素的基态原子电子排布式为________________________________________________________________________。
解析：(1)由X的最外层电子排布式可知X为Mg元素。因甲能造成温室效应且由第2周期两种元素组成，故甲为CO2，则乙为MgO，Y为C单质。(2)由最外层电子排布式可以看出X为金属Na，甲为CCl4，Z为Cl2，乙为NaCl。原子半径：Cl答案：(1)
(2)小于 NaCl (3)8Al＋3Fe3O44Al2O3＋9Fe
1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)
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专题2 原子结构与元素的性质
专题2 原子结构与元素的性质
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专题2
原子结构与元素的性质
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第一单元 原子核外电子的运动
1．了解原子核外电子的运动状态。 2．了解原子核外电子排布所遵循的原理，知道电子层、原子轨道的涵义，知道原子核外电子的轨道分布。 3．能用电子排布式表示1～36号元素原子的核外电子排布。 4．知道原子的基态和激发态的涵义；知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
原子核外电子的运动特征
一、人类对原子结构的认识
1．原子是由原子核和核外电子构成的，其中原子核带正电，它又是由带正电的质子和不带电的中子构成的，核外电子带负电。整个原子是电中性。
2．原子中：质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数；
质量数＝质子数＋中子数。
3．1911年，英国物理学家卢瑟福根据α粒子的散射实验，提出了原子结构的有核模型。卢瑟福认为原子的质量主要集中在原子核上，电子在原子核外空间做高速运动。
4．1913年，丹麦物理学家玻尔提出新的原子结构模型：
(1)原子核外电子在一系列稳定的轨道上运动，这些轨道称为原子轨道；核外电子在原子轨道上运动时，没有能量变化。
(2)不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是不连续的。
(3)原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生跃迁。
5．原子核外电子运动不遵循宏观物体所具有的运动规律，科学家用统计方法来描述核外电子的运动状态。用小黑点的疏密代表电子在核外空间区域出现的机会大小，所得图形称为电子云图。离核近的区域电子出现的机会大，离核远的区域电子出现的机会少。
6．原子处于能量最低状态时，称为基态。
二、原子核外电子的运动特征
1．原子轨道的类型有s、p、d、f等。
s轨道呈球形，有1个轨道，可容纳2个电子。p轨道呈纺锤形，在空间有3个伸展方向，包括px、py、pz轨道，它们之间是互相垂直的，可容纳6个电子。d轨道有5个轨道，可容纳10个电子。f轨道有7个轨道，可容纳14个电子。
2．原子轨道用表示电子层的n和表示原子轨道形状的s、p、d、f结合起来共同表示，如1s、2s、2p、3d等。
3．第n电子层中含有的原子轨道类型有n种，原子轨道数目为n2个，可容纳的电子数为2n2。例如：第3层中，含有3s、3p、3d三种类型的轨道，原子轨道数目为9个，一共可容纳的电子数为18个。
4．原子轨道能量高低
(1)相同电子层的原子轨道中：ns(2)形状相同的原子轨道：2p<3p<4p。
(3)电子层数和原子轨道形状均相同：2px＝2py＝2pz。
5．原子核外电子还存在一种称为“自旋”的运动。自旋可以有两种不同的状态，分别用“↑”和“↓”表示。
1．玻尔理论不能解释( )
A．H原子光谱为线状光谱
B．在一给定的稳定轨道上，运动的核外电子不发射能量——电磁波
C．H原子的可见光区谱线
D．H原子光谱的精细结构
解析：选D。玻尔理论是针对原子的稳定存在和氢原子光谱为线状光谱的事实提出的，而对H原子光谱的精细结构无法解释。
2．图a和b分别是1s电子的概率分布图和原子轨道图。下列有关认识正确的是( )
A．a中的每个小黑点表示1个电子
B．b表示1s电子只能在球体内出现
C．b表明1s轨道呈圆形，有无数对称轴
D．a中的小黑点表示某一时刻，电子在核外所处的位置
解析：选D。电子云图中的一个小黑点只表示电子曾经在此出现过，A错；图b所示电子在该区域出现的概率大，在此之外也能出现，不过概率很小，B错；1s轨道在空间呈球形而不是圆形，C错。
3．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．1s轨道的电子能量最低
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
解析：选C。选项C没有指明p轨道电子和s轨道电子是否处于同一电子层。
4．比较下列多电子的原子轨道的能量高低(填“＞”“＜”或“＝”)。
(1)2s________3s；(2)2s________3d；
(3)2px________2py；(4)4f________6f。
解析：相同电子层上原子轨道能量高低顺序是ns＜np＜nd＜nf；相同形状的原子轨道能量的高低顺序：1s＜2s＜3s＜4s…；同一电子层上形状相同的原子轨道具有相同的能量：npx＝npy＝npz。
答案：(1)＜ (2)＜ (3)＝ (4)＜
1．
2．各电子层包含的原子轨道类型及最多容纳的电子数
若原子的电子层数为n，则下列推论不正确的是( )
A．第n电子层中具有的原子轨道类型为n种
B．第n电子层中具有的原子轨道数为n2个
C．第n电子层中最多具有的电子数为2n2个
D．同一原子轨道上的电子能量一定相同，不同原子轨道上的电子能量一定不同
[思路点拨] 原子核外电子排布遵循一定的规律，其中电子层、原子轨道等概念需要深入理解。
[解析] 同一原子里有不同轨道，如s轨道和p轨道中的电子能量肯定不同。不同的原子轨道，只要对应的电子层数和原子轨道类型相同，则能量相同，D项错。
[答案] D
(1)每个电子层中最多容纳的电子数为何是2n2?
(2)p轨道的能量一定比s轨道的能量大吗？
答案：(1)每个电子层可能有的最多轨道数为n2，每个轨道又只能容纳2个电子，因此，每个电子层最多容纳的电子数是2n2。
(2)不一定，只有在电子层数相同时才成立。若电子层数不相同时，p轨道的能量可能比s轨道的能量小，如3s>2p。
原子结构
1．如图①②③原子结构模型中依次符合卢瑟福、道尔顿、汤姆生的观点的是( )
A．①②③ B．③①②
C．③②① D．②①③
解析：选B。卢瑟福提出了原子的有核模型，道尔顿认为原子是一个实心的球体，汤姆生发现了电子，并提出了汤姆生模型。
2．下列图像中所发生的现象与电子的跃迁无关的是( )
解析：选D。D项平面镜成像是一种物理现象，不存在电子的跃迁；A、B、C三项中物质变化均与原子核外的电子跃迁有关。
原子核外电子的运动特征
3．有关核外电子运动规律的描述错误的是( )
A．核外电子质量很小，在原子核外做高速运动
B．核外电子的运动规律与普通物体不同，不能用牛顿运动定律来解释
C．在电子云示意图中，通常用小点来表示电子绕核做高速圆周运动
D．钠原子的1s、2s、3s电子云半径不同
解析：选C。电子云图中的小点自身并没有意义，一个小点并不代表一个电子，也就不能说“一个小点代表电子在此出现过一次”，因为它只是一种统计的结果。小点的疏密表示电子在核外空间单位体积内出现机会的大小。电子云是一个比喻的说法，好像带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，电子云只是对原子核外电子运动特征的一种形象描述。
4．下列有关认识正确的是( )
A．各原子轨道中的轨道数按s、p、d、f的顺序依次为1、3、5、7
B．各电子层的原子轨道都是从s轨道开始至f轨道结束
C．各电子层含有的轨道数为n－1
D．各电子层含有的电子数为2n2
解析：选A。各电子层的轨道数等于其所处的电子层数的平方，即当n＝1时，它只有1个s轨道，当n＝2时，它有4个轨道，即1个s轨道和3个p轨道，所以B、C均错误。每个电子层最多容纳的电子数为2n2个，所以D错误。
5．下列说法正确的是( )
A．s轨道呈球形，p轨道呈椭圆形
B．科学家们采用统计的方法来确定电子在原子核外某一区域出现的概率
C．电子云中单位体积内小点的疏密程度表示电子的多少
D．s原子轨道在空间的分布分别沿x、y、z方向
解析：选B。s轨道呈球形，p轨道呈纺锤形，A项错误；电子云中单位体积内小点的疏密程度表示电子在原子核外单位体积内出现概率的大小，C项错误；p原子轨道在空间的分布分别沿x、y、z方向，D项错误。
6．观察2pz轨道电子云示意图(如图所示)，下列说法中错误的是( )
A．2pz轨道上的电子在空间出现的概率分布呈z轴对称
B．点密集的地方表明电子出现的概率大
C．电子先沿z轴正半轴运动，然后在负半轴运动
D．2pz轨道的形状为两个椭圆球
解析：选C。观察2pz轨道电子云示意图发现，处于2pz轨道上的电子在空间出现的概率分布相对于z轴对称，电子主要在xy平面的上、下方出现，A正确；电子云中的小黑点疏密程度代表电子出现概率的大小，所以点密集的地方表明电子出现的概率大，B正确；在图中，电子在空间出现的概率分布关于z轴对称，电子云并不是电子的真实运动轨迹，C错误；2pz轨道电子云形状为两个椭圆球，D正确。
原子核外电子的排布
1．原子核外电子排布的轨道能量顺序
按箭头指向，轨道的能量越来越大。
2．核外电子排布需要遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。
(1)能量最低原理：原子核外电子先占据能量低的轨道(优先进入能量低的能级)，然后依次进入能量较高的轨道。
(2)泡利不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。
(3)洪特规则：在能量相同的轨道上的电子将尽可能先分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。
3．电子排布式
将原子轨道上排布的电子数标在该原子轨道符号右上角，并按照电子层从左到右依次升高的顺序排列的式子，称电子排布式，如H原子的电子排布式如下：
Mg原子的电子排布式：1s22s22p63s2。
为了避免电子排布式书写过繁，可以把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以稀有气体的元素符号外加方括号表示。例如：Mg原子的电子排布式也可表示为[Ne]3s2。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)同一原子中2p、3p、4p原子轨道数依次增多。( )
(2)在一个基态多电子原子中，可以有两个运动状态完全相同的电子存在。( )
(3)核外电子排布的表示方法中，轨道表示式最能反映电子的排布情况。( )
(4)2p违背了洪特规则。( )
(5)3d6的轨道表示式为。
答案：(1)× (2)× (3)√ (4)× (5)×
2．以下表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动状态描述最详尽的是( )
A．He B．
C．1s2 D．
解析：选D。A、B、C三个选项只是表达出氦原子核外有2个电子，而D项能详尽地描述出电子的运动状态。
3．科学研究证明：核外电子的能量不仅与电子所处的电子层、轨道有关，还与核外电子的数目及核电荷数有关。氩原子与硫离子的核外电子排布相同，都是1s22s22p63s23p6。下列说法正确的是( )
A．两粒子的s轨道中电子的能量都相同
B．两粒子的3p轨道上电子离核的距离相同
C．两粒子的电子发生跃迁时，产生的光谱相同
D．两粒子都达8电子稳定结构，但化学性质不相同
解析：选D。A项错误，只有处于同一粒子同一电子层的s轨道中电子能量才相同；B项错误，两粒子的核电荷数不同，3p轨道电子离原子核距离不同；C项错误，各轨道能量差不同，产生的光谱肯定不同；D项正确，因核电荷数不同，化学性质明显不同。
4．下列氧原子的轨道表示式中，能量最低的是( )
解析：选B。原子核外电子排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。只有B项遵循以上原理，原子处于基态。
5．五种元素的原子核外电子排布如下：
A．1s22s22p63s23p63d54s2 B．1s22s22p63s2
C．1s22s22p6 D．1s22s22p63s23p2
E．[Ar]4s1
试回答：
(1)以上五种元素是稀有气体的是________(填编号)，其元素符号是____________。
(2)A的元素符号是________。
(3)画出D元素的原子核外电子排布的轨道表示式：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)B、D、E三种元素的原子半径大小顺序是__________(用元素符号表示)。
解析：由原子的电子排布式可知A～E元素分别为Mn、Mg、Ne、Si、K。依据相关知识，可得各小题答案。
答案：(1)C Ne (2)Mn
(3)
(4)r(K)＞r(Mg)＞r(Si)
1．原子核外电子排布遵循的原理
(1)能量最低原理：原子核外电子总是尽可能先占据能量最低的原子轨道，填满后再依次填充能量较高的其他原子轨道。也就是先填1s，填满后填2s，然后填2p，按照原子核外电子排布的轨道能量顺序依次排布。
(2)泡利不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。一个原子中不可能有两个运动状态四方面完全相同的电子。运动状态四方面是指轨道所处电子层、轨道类型、轨道伸展方向和电子自旋状态。
(3)洪特规则：当电子排布在能量相同的各个轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。例如：p3的轨道表示式为或，而不是
(4)洪特规则的特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、f0，p3、d5、f7，p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be：2s22p0、12Mg：3s23p0、20Ca：4s23d0；半充满状态的有：7N：2s22p3、15P：3s23p3、
24Cr：3d54s1、25Mn：3d54s2、33As：4s24p3；全充满状态的有
10Ne：2s22p6、18Ar：3s23p6、29Cu：3d104s1、30Zn：3d104s2、
36Kr：4s24p6。
2．基态原子核外电子排布的表示方法
(1)电子排布式
①用数字在原子轨道符号的右上角表明该原子轨道上排布的电子数，这就是电子排布式，如K：1s22s22p63s23p64s1。
②简化电子排布式，如K：[Ar]4s1。
(2)轨道表示式
每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
例如：基态硫原子的轨道表示式为
已知锰的核电荷数为25，以下是一些同学绘制的基态锰原子核外电子的轨道表示式，其中最能准确表示基态锰原子核外电子运动状态的是( )
[思路点拨] 解答本题时要综合考虑原子核外电子排布的三条规律，并要仔细观察，发现选项中的错误之处。
[解析] Mn原子的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d54s2，原子轨道的能量由低到高的顺序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d，其中3d轨道上排布了5个电子，为半充满状态，各电子分占不同的轨道，且自旋状态相同。A中有两个错误，轨道能量顺序不对，3d轨道上电子排布不对，违反了洪特规则；B中有两处错误，s轨道上两个电子的自旋状态应相反，轨道能量顺序不对；C中有一处错误，3d轨道上电子排布不对，违反了洪特规则。
[答案] D
从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子排布，它们是否符合原子核外电子排布的轨道能量顺序？若不符合，请做出合理解释。
答案：从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子排布分别为Cu：3d104s1，Ag：4d105s1，Au：5d106s1。根据原子核外电子排布的轨道能量顺序，Cu、Ag、Au的外围电子排布为(n－1)d9ns2。所以它们电子层排布不符合原子核外电子排布的轨道能量顺序。
合理解释：以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的两倍，而量子力学的理论指出，在等价轨道上(同一能级)的电子排布在全充满、半充满和全空状态的具有较低的能量和较高的稳定性。
相对稳定的状态
核外电子排布的表示方法
1．应用原子核外电子排布的轨道能量顺序，完成下表：
原(离)子 电子排布式 简化电子排布式
7N
20Ca
30Zn
34Se
26Fe2＋
答案：
原(离)子 电子排布式 简化电子排布式
7N 1s22s22p3 [He]2s22p3
20Ca 1s22s22p63s23p64s2 [Ar]4s2
30Zn 1s22s22p63s23p63d104s2 [Ar]3d104s2
34Se 1s22s22p63s23p63d104s24p4 [Ar]3d104s24p4
26Fe2＋ 1s22s22p63s23p63d6 [Ar]3d6
2．下列给出的Fe的轨道表示式，正确的是( )
解析：选A。Fe原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，根据电子排布规律可知A正确。
3．下列各原子或离子的电子排布式错误的是( )
A．K＋：1s22s22p63s23p6 B．F：[He]2s22p5
C．S2－：1s22s22p63s23p4 D．Ne：1s22s22p6
解析：选C。K的电子排布式为1s22s22p63s23p64s1，K原子失去4s上的一个电子形成K＋，A正确；F原子有9个电子，电子排布式为1s22s22p5，简化为[He]2s22p5，B正确；S原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，得到的2个电子进入3p中，所以S2－的电子排布式为1s22s22p63s23p6，C错误；Ne的电子数为10，电子排布式为1s22s22p6，D正确。
4．下列表达式正确的是( )
A．铬原子的简化电子排布式为[Ar]3d44s2
B．Cl－的结构示意图为
C．N原子的轨道表示式为
D．Cu原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1
解析：选D。A项违背洪特规则特例；B项Cl－最外层有8个电子；C项中N原子2p轨道上是3个电子且自旋方向相同。
核外电子排布的规则
5．若以E表示某原子轨道的能量，以下各式中正确的是( )
A．E(5s)＞E(4f)＞E(4s)＞E(3d)
B．E(3d)＞E(4s)＞E(3p)＞E(3s)
C．E(4s)＜E(3s)＜E(2s)＜E(1s)
D．E(5s)＞E(4s)＞E(4f)＞E(3d)
解析：选B。根据轨道能量顺序，各原子轨道能量的大小顺序为1s＜2s＜2p＜3s＜3p＜4s＜3d＜4p＜5s……A项和D项正确顺序为E(4f)＞E(5s)＞E(3d)＞E(4s)；对于不同电子层的相同原子轨道，原子轨道序数越大，能量越高。
6．下列原子或离子的电子排布表示方法中，正确的是________，违反能量最低原理的是________，违反洪特规则的是________，违反泡利不相容原理的是________。
①Ca2＋：1s22s22p63s23p6
②F－：1s22s23p6
③
④Fe：1s22s22p63s23p63d64s2
⑤Mg2＋：1s22s22p6
⑥
解析：根据核外电子排布规律知②中错误在于电子排完2s轨道后应排2p轨道，而不是3p轨道，应为1s22s22p6；③中没有遵循洪特规则——电子在同一能级的不同轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道并且自旋状态相同；⑥违反泡利不相容原理，应为。
答案：①④⑤ ② ③ ⑥
7．下列原子的外围电子排布中，哪一种状态的能量较低？试说明理由。
(1)氮原子：
选________，理由：_________________________________________________。
(2)钠原子：A．3s1 B．3p1
选________，理由：____________________________________________________。
(3)碳原子：
选________，理由：____________________________________________________。
解析：本题考查的是核外电子排布所遵循的原理方面的知识。据洪特规则，电子在能量相同的各轨道上排布时尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同，故(1)选B，(3)选A。据能量最低原则，核外电子先占有能量低的轨道，再占有能量高的轨道，(2)中由于3s轨道能量低于3p轨道，故选A。
答案：(1)B A中原子的外围电子排布违反了洪特规则
(2)A B中原子的外围电子排布违反了能量最低原则
(3)A B中原子的外围电子排布违反了洪特规则
重难易错提炼
1．电子及其运动特点可概括为体积小、质量轻、带负电；绕核转、运动快、测不准(某时刻的位置和速度)；(离核的)距离不同、能量相异、描述概率(电子在核外空间某处出现的概率，即电子云)。2．同一电子层，不同原子轨道其形状不同，数目不同，能量不同；不同电子层，同种原子轨道其形状相同，半径不同，数目相同，能量不同。 3．基态原子的核外电子排布遵循轨道能量顺序。4．—
课后达标检测
[基础巩固]
1．下列叙述中，不属于核外电子的特点的是( )
A．质量很小 B．运动范围很小
C．运动速率很快 D．有确定的运动轨道
解析：选D。核外电子的质量极小，约为9．1×10－31 kg，仅为质子质量的，在直径10－10 m的空间内做高速运动，运动速率已近光速(3×108 m·s－1)。所以，不能同时准确测定电子在某一时刻所处的位置及运动速率，也不能描绘出它的运动轨迹，即没有确定的运动轨道。
2．北京“鸟巢”运用了高强度、高性能的钒氮合金高新钢，钒元素的原子序数为23，则钒原子的外围电子排布式正确的是( )
A．3s23p6 B．3d34s2
C．3d64s2 D．4s2
解析：选B。钒元素的原子序数为23，可根据电子排布规律写出钒原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2，钒元素为副族元素，所以其外围电子排布式为3d34s2。
3．对充有氖气的霓虹灯管通电，灯管发出红色光。产生这一现象的主要原因是( )
A．电子由激发态向基态跃迁时以光的形式释放能量
B．电子由基态向激发态跃迁时吸收除红光以外的光线
C．氖原子获得电子后转变成发出红光的物质
D．在电流的作用下，氖原子与构成灯管的物质发生反应
解析：选A。在电流作用下，基态氖原子的电子吸收能量跃迁到能量较高的轨道上，变为激发态原子，这一过程要吸收能量，不会发出红色光；而电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将释放能量，从而产生红光，故A项正确。
4．关于多电子原子核外电子的运动规律，下列叙述正确的是( )
A．核外电子是分层运动的
B．所有电子在同一区域里运动
C．能量高的电子在离核近的区域运动
D．同一电子层的电子能量相同
解析：选A。根据电子的能量高低不同，核外电子分层运动，能量高的电子在离核远的区域运动，同一电子层内不同轨道的电子能量不相同，只有A项正确。
5．在d轨道中电子排布成，而不排布成，其最直接的根据是( )
A．能量最低原理 B．泡利不相容原理
C．原子轨道能量顺序图 D．洪特规则
解析：选D。根据洪特规则，电子排布在能量相同的各个轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同。
6．若某元素基态原子的外围电子排布式为3d24s2，则下列说法正确的是( )
A．该元素基态原子中共有13个电子
B．该元素原子核外有3个电子层
C．该元素原子最外层共有5个电子
D．该元素原子L能层共有8个电子
解析：选D。本题给出的仅是该元素基态原子的外围电子排布式，我们可以写全该元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2，可以看出该元素最外层为4s轨道，即其核外有4个电子层，B项错误；根据能量最低原理知，第2层(即L层)已经排满，2s轨道和2p轨道一共最多能容纳8个电子，D项正确；由电子排布式可以算出其核外一共有22个电子，A项错误；要注意外围电子不能错误理解成最外层电子，此原子的最外层仅为4s2上的2个电子，C项错误。
7．具有下列电子排布式的原子中，半径最大的为( )
A．1s22s22p63s1 B．1s22s22p63s23p64s1
C．1s22s22p63s2 D．1s22s22p63s23p64s2
解析：选B。根据电子排布式可知A为Na，B为K，C为Mg，D为Ca，显然K半径最大。
8．在下列元素的基态原子中，其最外电子层未成对电子最多的是( )
A．Cl B．P
C．Al D．Si
解析：选B。Cl原子的核外电子排布式为[Ne]3s23p5，有1个未成对电子；P原子的核外电子排布式为[Ne]3s23p3，有3个未成对电子；Al原子的核外电子排布式为[Ne]3s23p1，有1个未成对电子；Si原子的核外电子排布式为[Ne]3s23p2，有2个未成对电子。
9．下列说法正确的是( )
A．3p2表示有2个3p原子轨道
B．1s22s12p1表示的是激发态原子的电子排布
C．M电子层中的原子轨道数目为3
D．处于同一轨道上的电子可以有多个，它们的运动状态完全相同
解析：选B。A项中3p2表示3p轨道上有2个电子，而p原子轨道有3个，故A项错误；B项中有1个2s电子跃迁到了2p轨道上，故表示的是激发态原子，故B项正确；C项中M电子层中有s、p、d三种原子轨道，含有的轨道数分别为1、3、5，故共有9个原子轨道，故C项错误；D项中处于同一轨道上的电子最多有2个，它们的自旋状态相反，故D项错误。
10．下列说法正确的是( )
①原子中处于n＝4状态的电子跃迁到n＝3的状态时需放出能量；②n＝4的电子层可以有原子轨道4s、4p、4d、4f、4g；③3pz表示有3个pz轨道；④在原子中，不可能出现运动状态完全相同的两个电子；⑤2s电子云有两种空间取向。
A．①④ B．②⑤
C．①②③ D．③④⑤
解析：选A。①原子中电子从能量高的电子层跃迁到能量低的电子层会放出能量；②每个电子层具有的原子轨道类型数目等于电子层的序数；③“3pz”表示第三电子层中的pz轨道；④在原子中，每一个电子的运动状态都要从电子层、原子轨道、自旋状态三个方面来描述(原子中的任意两个电子在上述三个方面至少有一项不相同)；⑤所谓电子云的空间取向，即原子轨道，ns、np、nd、nf的原子轨道数分别为1、3、5、7，与n值无关。
11．下列各组表述中，两个原子不属于同种元素原子的是( )
A．3p轨道有一个空轨道的基态原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p2的原子
B．2p轨道无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子和原子的最外层电子排布式为2s22p5的原子
C．M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2的原子
D．最外层电子数是核外电子总数1/5的原子和最外层电子排布式为4s24p5的原子
解析：选C。A项中，3p轨道有一个空轨道的基态原子，按洪特规则可得其3p轨道上只能有两个电子，所以两个原子是同种元素的原子；B项中，2p轨道无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子，它的2p轨道上只能有5个电子，所以两原子是同种元素的原子；C项中，前者M层全充满的原子即M层有18个电子，而后者的M层上只有8个电子，所以两原子不是同种元素的原子；D项中，最外层电子数是核外电子总数的1/5的原子中，最外层电子数要小于或等于8个电子且电子总数为5的倍数，所以可得该原子可能是原子序数为5、10、15、20、25、30、35、40，其中满足最外层电子数是核外电子总数的1/5且符合核外电子排布规则的只能是35号元素，该元素原子的最外层电子排布式为4s24p5，所以两原子是同种元素的原子。
12．A、B、C、D是四种短周期元素，E是过渡元素。A、B、C同周期，C、D同主族，A的原子结构示意图为，B是同周期除稀有气体外半径最大的元素，C的最外层有三个未成对电子，E的外围电子排布式为3d64s2。回答下列问题：
A为________(写出元素符号，下同)，电子排布式是________________________________________________________________________
____________________；
B为________，简化电子排布式是________________________________________________________________________；
C为________，外围电子排布式是________________________________________________________________________；
D为________，轨道表示式是________________________________________________________________________；
E为________，原子结构示意图是________________________________________________________________________。
解析：由题意可知，A为Si，B为Na，C为P，则D为N，E为Fe。这五种元素电子排布式分别为
A：1s22s22p63s23p2，B：1s22s22p63s1，C：1s22s22p63s23p3，
D：1s22s22p3，E：1s22s22p63s23p63d64s2。由电子排布式可写出答案。
答案：Si 1s22s22p63s23p2 Na [Ne]3s1 P 3s23p3
13．(1)如图是s原子轨道和p原子轨道的电子云轮廓图，试回答下列问题。
s电子云轮廓图呈________形，每个电子层中有________个s原子轨道；p电子云轮廓图呈________形，每个电子层中有________个p原子轨道，其能量关系为________。
(2)元素X的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1，原子中能量最高的是________电子，其电子云在空间有______________________方向；元素X的名称是________，它的简单氢化物的电子式是________。若元素Y的原子最外层电子排布式为nsn－1npn＋1，那么Y的元素符号应为________，原子的轨道表示式为________________________________。
解析：(1)ns各有1个轨道，np各有3个轨道，s电子的原子轨道都是球形的，p电子的原子轨道都是纺锤形的，p轨道的3个原子轨道相互垂直，分别以px、py、pz表示，能量px＝py＝pz。
(2)因为元素X的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1，np轨道已排上电子，说明ns轨道已排满电子，即n＝2，则元素X的原子核外电子排布式为1s22s22p3，是氮元素；当元素Y的原子最外层电子排布式为nsn－1npn＋1时，有n－1＝2，则n＝3，那么元素Y的原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，是硫元素。
答案：(1)球 1 纺锤 3 px＝py＝pz
(2)2p 三个互相垂直的伸展 氮
[能力提升]
14．A、B、C、D、E代表5种元素。请填空：
(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为________。
(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C的元素符号为________。
(3)D元素的正三价离子的3d原子轨道为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为__________________________。
(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为__________________________。
解析：(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，则其外围电子排布式为2s22p3，其元素符号为N。(2)B元素的负一价离子的电子层结构与氩相同，则B为氯元素，C元素的正一价离子的电子层结构与氩相同，则C为钾元素。(3)D元素的正三价离子的3d原子轨道为半充满，即三价阳离子的外围电子排布式为3d5，则原子的外围电子排布式为3d64s2，元素符号是Fe，基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2。(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子即外围电子排布式为3d104s1，所以它的元素符号为Cu，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1。
答案：(1)N (2)Cl K
(3)Fe 1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)
(4)Cu 1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)
15．有A、B、C、D、E五种微粒，满足以下条件：①A微粒核内有14个中子，核外M电子层上有2个电子；②B微粒得到2个电子后，其电子层结构与Ne相同；③C微粒带有一个单位的正电荷，核电荷数为11；④D微粒核外有18
个电子，当失去1个电子时呈中性；⑤E微粒不带电，其质量数为1。试完成下列各题：
(1)依次写出A、B、C、D、E各微粒的符号：A________、
B________、C________、D________、E________。
(2)B、C、E所属元素两两组合时，可形成哪些化合物，请写出它们的化学式：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)B、C、D所属三种元素共同组合时，所形成的物质有多种，请写出它们的化学式：________________________________________________________________________。
解析：(1)核外M电子层上有2个电子的原子核电荷数是12，即镁原子，其质量数A＝Z＋N＝12＋14＝26，所以A为Mg；B得到2个电子后与Ne的电子层结构相同，由此可知B为O；核电荷数为11的元素是钠元素，因此C为Na＋；由题意知，构成D的原子得1个电子后有18个电子，因此D是Cl－；质量数为1的中性原子是H。(2)O、Na、H三种元素两两组合时，O、Na可组成两种离子化合物：Na2O、Na2O2；H、O可组成两种共价化合物：H2O、H2O2；H、Na可组成一种离子化合物：NaH。(3)O、Na、Cl三种元素共同组成的物质有多种，是因为氯元素有多种化合价，因此由这三种元素组成的物质有NaClO、NaClO2、NaClO3、NaClO4。
答案：(1)Mg O Na＋ Cl－ H
(2)Na2O、Na2O2、NaH、H2O、H2O2
(3)NaClO、NaClO2、NaClO3、NaClO4
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3
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CHe
(H)
13.6
54.4
(Li)(
(B)(C)(N)(O)(F)(Ne)
5.49.38.311.314.513.617.421.6
75.618.225.224.429.635.134.941.6
122.5153.937.947.947.4
217.7259.464.572.5
340.2392.197.9
489.9552.1
专题综合检测(二)
(时间：60分钟，满分：100分)
一、选择题(本题包括15小题，每小题3分，共45分，每小题只有一个选项符合题意)
1．爱因斯坦的评价——玻尔的电子壳层模型是思想领域中最高的音乐神韵。下列不属于玻尔原子结构模型的观点的是( )
A．原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动，并且不辐射能量
B．同一电子层上的电子能量完全相同。在不同轨道上运动的电子具有不同的能量，而且能量是不连续的，即能量是“一份一份”的
C．只有当电子从一个轨道跃迁到另一个轨道时，才会辐射或吸收能量。如果辐射或吸收的能量以光的形式表现并记录下来，就形成了光谱
D．核外电子的运动状态可用电子云来描述
解析：选D。D项中的电子云属于量子力学模型理论。
2．下列有关原子核外电子排布规律的说法正确的是( )
A．原子核外电子都是先排内层后排外层
B．Fe2＋的外围电子排布式为3d54s1
C．15P原子的电子排布式是1s22s22p63s23p3p
D．同一原子中，1s、2s、3s轨道最多容纳的电子数相同
解析：选D。由能量最低原则可知，如E(3d)>E(4s)，先排4s轨道后排3d轨道。Fe的基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，形成Fe2＋时先失去最外层4s轨道上的2个电子，故Fe2＋的外围电子排布式为3d6。根据洪特规则可知，p轨道上有3个电子时，应分占三个轨道，则15P原子的电子排布式是1s22s22p63s23p3p3p。综上所述，只有D项正确。
3．下列氮原子结构的表述中，对电子运动状态描述正确且能表明同一电子层电子能量有差异的是( )
解析：选D。D项的第2电子层中，2s的能量小于2p。
4．下列原子或离子的基态电子排布式不正确的是( )
A．Ca2＋：1s22s22p63s23p6
B．O2－：1s22s22p4
C．Cl－：1s22s22p63s23p6
D．Ar：1s22s22p63s23p6
解析：选B。B项是O原子的电子排布式，O2－的电子排布式应为1s22s22p6。
5．下列关于元素第一电离能的说法不正确的是( )
A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠
B．因同周期元素的原子半径从左向右逐渐减小，故第一电离能必定依次增大
C．最外层电子排布式为ns2np6的原子，第一电离能较大
D．对于同一元素而言，原子的电离能I1解析：选B。A项，同一主族，从上而下元素的第一电离能逐渐减小，金属活泼性逐渐增强；B项，同周期第一电离能从左向右呈递增趋势，但ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和ⅥA族第一电离能出现反常现象；C项，ns2np6的原子为稀有气体原子，第一电离能较大；D项，同一元素的基态原子电离能I16．美国“海狼”号潜艇上的核反应堆内使用了液体铝钠合金作载热介质，下列关于Al、Na原子结构的分析中正确的是( )
A．原子半径：Al＞Na
B．第一电离能：Al＞Na
C．电负性：Na＞Al
D．基态原子未成对电子数：Na＞Al
解析：选B。根据元素周期律，原子半径：Na＞Al，电负性：Na＜Al，Al基态原子的电子排布式为[Ne]3s23p1，Na基态原子的电子排布式为[Ne]3s1，故未成对电子数相等。
7．下列原子或离子核外未成对电子数目为5的是( )
A．P B．Fe3＋
C．Cr D．Cu
解析：选B。P原子的基态核外电子排布式为[Ne]3s23p3，其未成对电子是3个，Fe3＋的基态核外电子排布式为[Ar]3d5，其未成对电子是5个，Cr原子的基态核外电子排布式为[Ar]3d54s1，其未成对电子是6个，Cu原子的基态核外电子排布式为[Ar]3d104s1，其未成对电子是1个，因此选B。
8．下列叙述正确的是( )
A．可能存在核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s24p1的原子
B．当电子排布在同一原子轨道类型的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相反
C．1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋状态相同
D．基态原子的电子获得一定能量变为激发态原子，而激发态原子变为基态原子，则要放出能量
解析：选D。A项，按照各原子轨道能量的大小顺序，原子中电子排满4s轨道后再排布3d轨道，错误；B项，根据洪特规则，同一原子轨道类型的不同轨道上的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同，错误；C项，根据泡利不相容原理，同一轨道上的2个电子自旋状态相反，错误。
9．如图所示为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是( )
A．W元素的第一电离能小于Y元素的第一电离能
B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同
C．p轨道未成对电子最多的是Z元素
D．X元素是电负性最大的元素
解析：选D。由题干信息知：X为F、W为P、Y为S、Z为Br、R为Ar，第一电离能P>S，A项错误；Br－比Ar多一个电子层，B项错误；p轨道未成对电子最多的是P，有3个，C项错误；F元素是电负性最大的元素，D项正确。
10．下列有关电子云和原子轨道的说法中正确的是( )
A．原子核外的电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称电子云
B．s原子轨道呈球形，处于该轨道上的电子只能在球壳内运动
C．p原子轨道呈纺锤形，随着电子层的增加，p原子轨道也在增多
D．p原子轨道与s原子轨道的平均半径都随电子层数的增大而增大
解析：选D。电子云表示电子在核外某一区域出现的概率，故A选项错误；原子轨道是电子出现概率约为90%的电子云空间，只是表明电子在这一空间区域内出现的机会大，在此空间区域外出现的机会少，故B选项错误；无论电子层数n如何变化，每个p原子轨道都有3个轨道且相互垂直，故C选项错误；电子的能量越高，电子在离核更远的区域出现的机会越大，电子云将向更大的空间扩展，原子轨道半径会逐渐增大，故D选项正确。
11．第3周期某元素的原子，其最外层3p轨道上有一个未成对电子，则关于该元素的描述正确的是( )
A．该元素最高价氧化物的水化物肯定是一种强酸
B．该元素单质可能是一种黄绿色的气体
C．该元素最高价氧化物的水化物肯定是一种强碱，只能与酸反应
D．该元素的原子半径在同周期中肯定是最小的(稀有气体元素除外)
解析：选B。该元素最外层3p轨道上有一个未成对电子，则外围电子排布式可能为3s23p1或3s23p5，为铝元素或氯元素。
12．下列各选项所述的两个量，前者一定大于后者的是( )
①3d轨道的能量和4s轨道的能量；②同一电子层中第一个p轨道与第二个p轨道的能量；③2s和3s的轨道半径；④同一原子的基态能量和激发态能量；⑤F元素和O元素的电负性；⑥Mg元素和Al元素的第一电离能；⑦H原子和H＋的半径
A．①⑤⑥⑦ B．②③⑤
C．②④⑦ D．全对
解析：选A。①中3d>4s；②中同一电子层中p轨道能量相同；③同一类型原子轨道，随着电子层数增大，轨道半径增大；④同一原子基态能量低于激发态能量；⑤同一周期，从左至右，电负性增大，故F>O；⑥Mg由于具有全空的3p电子层结构，故第一电离能大于相邻的铝；⑦H＋实为一个裸露的质子，没有电子层，故半径小。
13．a、b、c、d是四种短周期元素。a、b、d同周期，c、d同主族。a的原子结构示意图为，b与c形成化合物的电子式为。下列比较中正确的是( )
A．原子半径：a＞c＞d＞b
B．电负性：a＞b＞d＞c
C．原子序数：a＞d＞b＞c
D．最高价含氧酸的酸性：c＞d＞a
解析：选D。由a的原子结构示意图知，x只能为2，则a为硅；b、d与其同周期，且根据b、c形成化合物的电子式知，b为＋1价，则为钠；c为－3价，则为氮；c、d同主族，则d为磷。酸性：HNO3>H3PO4>H2SiO3，D项正确。
14．元素周期表中铋元素的数据如图所示，下列说法正确的是( )
A．Bi元素的质量数是209．0
B．Bi元素的相对原子质量是209．0
C．Bi原子6p轨道有一个未成对电子
D．Bi原子最外层有5个能量相同的电子
解析：选B。由元素周期表中元素方格中各种符号、数字的意义可知Bi的质子数为83，因不知中子数，无法确定其质量数，A项错误；Bi的相对原子质量为209．0，B项正确；6p轨道有3个未成对电子，C项错误；最外层5个电子分别在s、p轨道，能量不同，D项错误。
15．X、Y、Z、W是短周期元素，X元素原子的最外层未达到8电子稳定结构，工业上通过分离液态空气获得其单质；Y元素原子最外电子层上s、p电子数相等；Z元素＋2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同；W元素原子的M层有1个未成对的p电子。下列有关这些元素性质的说法一定正确的是( )
A．X元素的氢化物的水溶液显碱性
B．Z元素的离子半径大于W元素的离子半径
C．Z元素的单质在一定条件下能与X元素的单质反应
D．Y元素最高价氧化物的晶体具有很高的熔点和沸点
解析：选C。通过液化空气法可分离得到N2或O2，则X可能为N或O，O的氢化物H2O呈中性，A错误。Y元素原子最外电子层上s、p电子数相等，则最外层电子排布式为ns2np2，可能为C或Si，C的氧化物CO、CO2的熔点和沸点都很低，D错误。Z元素的＋2价阳离子核外电子排布与氖原子相同，因此Z元素为Mg；W元素M层有1个未成对的p电子，则其最外层电子排布式可能为3s23p1或3s23p5，因此W元素可能为Al或Cl。Mg、Al、Cl均为第3周期元素，离子半径Mg2＋>Al3＋，Cl－>Mg2＋，B错误。Mg在一定条件下可与O2或N2反应，C正确。
二、非选择题(本题包括5小题，共55分)
16．(8分)(1)以下列出的是一些原子的2p轨道和3d轨道中电子排布的情况。
试判断，违反了泡利不相容原理的有________。
(2)某元素的激发态(不稳定状态)原子的电子排布式为1s22s22p63s13p33d2，则该元素基态原子的电子排布式为____________________；其最高价氧化物对应水化物的化学式是__________________。
(3)用符号“>”“<”或“＝”表示下列各项关系。
①第一电离能：Mg________Ca。
②电负性：O________F。
③能量高低：ns________np。
④主族元素：主族序数________外围电子数________元素最高正化合价(O、F除外)。
解析：(1)同一轨道中不应有自旋状态相同的电子，②违反了泡利不相容原理。
(2)3p能量小于3d，激发态原子的电子排布式为1s22s22p63s13p33d2，则基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，此原子核外电子数为16，其质子数也为16，该元素为硫元素，其最高价氧化物对应水化物的化学式是H2SO4。
(3)同周期中从左到右电负性逐渐增大，同主族中自上而下第一电离能逐渐减小。由原子轨道能量顺序可知ns答案：(1)② (2)1s22s22p63s23p4 H2SO4
(3)①> ②< ③< ④＝ ＝
17．(10分)下表是元素周期表中第1、2周期10种元素的某些性质的一组数据(所列数据的单位相同)，除带“……”的四种元素外，其余元素都给出了该种元素的全部该类数据。
研究这些数据，回答下列问题：
(1)每组数据可能是该元素的________(填序号)。
A．原子得到电子所放出的能量
B．原子半径的大小
C．原子逐个失去电子所吸收的能量
D．原子及形成不同分子的半径的大小
(2)分析同周期自左向右各元素原子的第一个数据：
①总体变化趋势是________(填“增大”或“减小”)；
②与前后元素相比，由于该元素的数值增大较多而变得反常的元素位于元素周期表的______族和______族；
③根据你分析所得的变化规律推测，镁和铝的第一个数据的大小关系为Mg________(填“大于”或“小于”)Al。
(3)分析每种元素的一组数据：
①有些元素的一组数据中个别地方增大的比例(倍数)特别大，形成“突跃”，这可以作为________________的有力证据。
②根据这个规律，你认为氧元素8个数据中出现“突跃”的数据应该是第________个。
解析：(1)同一元素随获得的电子的增多，放出的能量减小，故A错误；同一元素原子半径不变，故B错误；同一元素随失去电子的增多，吸收的能量增大，故C正确；同一元素原子或分子的半径不变，故D错误。(2)①由表中数据可知，同周期自左向右各元素的第一个数据呈增大的趋势；②由表中数据可知，与前后元素相比，由于该元素的数值增大较多而变得反常的元素位于元素周期表的ⅡA族和ⅤA族；③自左向右各元素的第一个数据呈增大的趋势，但处于ⅡA族和ⅤA族元素高于同周期相邻其他元素，Mg元素处于ⅡA族，Al元素处于ⅢA族，故表中第一个数据：Mg>Al。(3)①以Li为例，三个数据分别是5．4、75．6、122．5，即失去第一个电子所需的能量最小，失去第二、第三个电子所需能量较大，即失去同一电子层内的电子所需的能量比较接近。因此，“突跃”是原子核外电子分电子层排布的有力证据。②氧原子核外有2个电子层，失去最外层6个电子所需能量应该接近，但是失去最内层2个电子所需能量应该远远大于失去最外层6个电子所需能量。即从第7个数据出现“突跃”。
答案：(1)C (2)①增大 ②ⅡA ⅤA ③大于
(3)①原子核外电子分电子层排布 ②7
18．(12分)A、B、C、D、E、F属于短周期主族元素。其中A元素原子是短周期中主族元素原子半径最大的原子，B元素原子是短周期中主族元素原子半径最小的原子；C元素原子的最外层电子数为m，次外层电子数为n；D元素原子的L层电子数为m＋n，M层电子数为m－n；E元素原子的最外层电子数等于其电子层数，且在周期表中与D元素相邻；F元素原子的核外电子数是C元素原子的2倍。A、B、C三种元素可组成化合物X，C、D可组成化合物Y，C、E可组成化合物Z。
(1)写出B的元素符号：__________，A的原子结构示意图：__________，F的电子排布式：__________________。
(2)A～F六种元素所形成的简单离子中，与Mg2＋具有相同电子层结构的是____________________(用离子符号表示)。
(3)化合物Z与X的水溶液反应的离子方程式为__________________________________。
(4)化合物Y的应用广泛，试列举其中一种用途：____________________。
解析：原子半径最大的元素应位于周期表的左下角，短周期元素中钠原子半径最大，半径最小的原子为H。由D的核外电子排布可判断m>n，且m＋n＝8，n为C元素原子的次外层电子数，则n为2，m为6，即D为Si，C为O，E为Al，F为S。因此X为NaOH，Y为SiO2，Z为Al2O3。
答案：(1)H
(2)Na＋、Al3＋、O2－
(3)Al2O3＋2OH－===2AlO＋H2O
(4)作通信材料(其他答案合理均可)
19．(10分)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)写出基态时J的电子排布式：________________________________________________________________________，
L的原子序数为__________________，M的简化电子排布式为______________。
(2)下列关于元素在元素周期表中的位置的叙述正确的是______________。
A．K位于元素周期表中第4周期ⅡB族，属于ds区元素
B．J位于元素周期表中第4周期ⅣB族，属于d区元素
C．F位于元素周期表中第3周期ⅡA族，属于s区元素
D．I位于元素周期表中第3周期ⅦA族，属于ds区元素
(3)根据“对角线规则”及已知元素性质，回答下列问题：
①B元素最高价氧化物的水化物与E元素最高价氧化物的水化物的溶液反应的离子方程式为________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②A元素的单质与氧气在点燃时的化学反应方程式为
________________________________________________________________________。
(4)下列有关说法正确的是________。
A．第一电离能：G>F>E
B．电负性：D>C
C．原子半径：E>B
D．含氧酸的酸性：I>H
解析：根据元素在周期表中的位置，可知A为3Li，B为4Be，C为6C，D为7N，E为11Na，F为12Mg，G为13Al，H为16S，I为17Cl，J为24Cr，K为29Cu，L为56Ba，M为32Ge。
(2)K即Cu位于第4周期ⅠB族，A错；J即Cr位于第4周期ⅥB族，B错；F即Mg位于第3周期ⅡA族，s区元素，C正确；I即Cl属于p区元素，D错。(3)①Be和Al位于对角线，根据“对角线规则”，二者的化合物具有相似的化学性质，因此Be(OH)2具有两性，可以和强碱NaOH反应。②Li的化学性质不如Na活泼，在氧气中燃烧时生成Li2O。(4)同周期元素第一电离能自左向右呈增大趋势，但第ⅡA族大于第ⅢA族，因此Na、Mg、Al第一电离能大小顺序为Mg>Al>Na，A错；同周期元素电负性自左向右逐渐增大，因此电负性N>C，B正确；同周期原子半径自左向右逐渐减小，同主族自上向下逐渐增大，因此原子半径Na>Be，C正确；Cl的非金属性强于S，因此最高价氧化物对应的水化物酸性Cl>S，但选项中没有说明是否为最高价，无法判断，D错。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d54s1 56 [Ar]3d104s24p2
(2)C (3)①Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O
②4Li＋O22Li2O (4)BC
20．(15分)有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所述。
元素 结构、性质等信息
A 是短周期中(除稀有气体外)原子半径最大的元素，该元素的某种合金是原子反应堆的导热剂
B B与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性
C 元素的气态氢化物极易溶于水，可用作制冷剂
D 是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来水生产过程中常用的消毒杀菌剂
请根据表中信息填写：
(1)A原子的核外电子排布式为________________________________________________________________________。
(2)B元素在周期表中的位置为________________________________________________________________________；
离子半径：B________A(填“大于”或“小于”)。
(3)C原子的轨道表示式是________________，其原子核外有________个未成对电子，能量最高的电子为________轨道上的电子，其轨道呈________形。
(4)D原子的核外电子排布式为__________________，D－的结构示意图是________________。
(5)B的最高价氧化物对应的水化物与A的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为________________________________，与D的氢化物的水化物反应的化学方程式为________________________________________________________________________。
解析：根据题中信息可推出：A为Na，B为Al，C为N，D为Cl。
(1)Na原子核外电子排布式为1s22s22p63s1。
(2)B为Al，其在元素周期表中的位置为第3周期ⅢA族，Na＋与Al3＋核外电子排布相同，核电荷数Al3＋大于Na＋，故r(Al3＋)(3)C为N，其轨道表示式为，其中有3个未成对电子，能量最高的为p轨道上的电子，其轨道呈纺锤形。
(4)D为Cl，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，Cl－的结构示意图为。
(5)本题考查Al(OH)3分别与NaOH、盐酸反应的化学方程式。
答案：(1)1s22s22p63s1
(2)第3周期ⅢA族 小于
(3) 3 p 纺锤
(4)1s22s22p63s23p5
(5)NaOH＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O
3HCl＋Al(OH)3===AlCl3＋3H2O
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