第二节
原子结构与元素的性质
第1课时 原子结构与元素周期表
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标
体
系
构
建
1.能从微观角度理解原子结构与元素周期表中位置的关系，能从原子价电子数目、价电子排布的角度解释元素周期表中元素的分区及周期和族的划分。2.通过原子结构和元素在周期表中的位置分析推理其他元素的位置及性质，培养学生的模型认知能力。
一、元素周期律、元素周期系和元素周期表
1．元素周期律：元素性质随着原子序数递增发生周期性的重复。
2．元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。
微点拨：元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
二、构造原理与元素周期表
1．核外电子排布与周期的划分
(1)电子排布与周期划分的本质联系
周期
外围电子排布
各周期增加的能级
元素种数
ⅠA族
0族
最外层最多容纳电子数
一
1s1
1s2
2
1s
2
二
2s1
2s22p6
8
2s、2p
8
三
3s1
3s23p6
8
3s、3p
8
四
4s1
4s24p6
8
4s、3d、4p
18
五
5s1
5s25p6
8
5s、4d、5p
18
六
6s1
6s26p6
8
6s、4f、5d、6p
32
七
7s1
7s27p6
8
7s、5f、6d、7p
32
(2)规律：①周期序数＝电子层数。②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的2倍＝对应能级组最多容纳的电子数。
2．核外电子排布与族的划分
(1)划分依据：取决于原子的价电子数目和价层电子排布。
(2)特点：同族元素的价电子数目和价层电子排布相同。
(3)规律
①对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或ns、np轨道上(见下表)。价电子数与族序数相同。
族序数
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
价电子排布
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
③稀有气体元素：价电子排布为ns2np6(He除外)。
某元素位于周期表中第四周期ⅤA族，你能否据此书写出该元素的价电子排布式、电子排布式？
[提示] 元素的价电子排布式为4s24p3，电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3。
三、再探元素周期表
1．元素周期表的结构
2．元素周期表的分区
(1)根据核外电子排布
根据核外电子排布，可把周期表里的元素划分成5个
区：
s区、p区、d区、ds区和f区。除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
(2)根据元素金属性与非金属性
①金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。
②处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。s区的元素除氢外，也全部是金属元素。
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能级的符号。则p区元素价电子都是ns2np1～6吗？价电子为ns1～2的元素一定都在s区吗？
[提示] 都不是。p区He元素的价电子为2s2，可作为这两个问题的特例。
1．判断正误(对的在括号内打“√”，错的在括号内打“×”。)
(1)除零族外，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)碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素
(×)
(3)价电子数与最高化合价相等的元素一定是主族元素
(×)
(4)元素周期表5个区中都有金属元素
(√)
2．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
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。]
3．写出具有下列电子排布的微粒的核电荷数、元素符号，以及在周期表中的位置。
(1)A原子：1s22s22p5________、________；第________族、第________周期。
(2)B－：1s22s22p63s23p6________、________；第________族、第________周期。
(3)C原子：[He]2s22p3________、________；第________族、第________周期。
(4)外围电子排布为3d54s2的原子：________、________；第________族、第________周期。
[解析] (1)对于原子，核电荷数＝核外电子数，确定A元素为F，位于周期表中第二周期第ⅦA族。
(2)对于阴离子，核电荷数＝核外电子数－所带电荷数＝18－1＝17，故B－为Cl－；位于周期表中第三周期第ⅦA族。
(3)将简化电子排布式还原为电子排布式，即1s22s22p3，判断C原子为N；位于周期表中第二周期第ⅤA族。
(4)由构造原理知该元素原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，确定为Mn元素，位于第四周期第ⅦB族。
[答案] (1)9 F ⅦA 二 (2)17 Cl ⅦA 三 (3)7 N ⅤA 二 (4)25 Mn ⅦB 四
原子结构与元素周期表分区的关系
元素周期表分区的简图如下所示：
元素周期表的分区
(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素是什么元素？该元素原子的价电子的电子云什么形状？
提示：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，价电子的电子云形状为球形。
(2)Fe元素处于周期表中的哪个区？Fe2＋、Fe3＋的电子排布式怎样书写？两种离子更稳定的是谁？为什么？
提示：Fe位于d区，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“半充满”，其稳定性强于Fe2＋。
(3)某元素的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，据此判断该元素位于周期表中的哪一区？是何种元素？
提示：该元素为Zn，位于ds区。
各区元素的特点
包括的元素
价电子排布
化学性质
s区
第ⅠA、ⅡA族
ns1～2(最后的电子填在ns上)
除氢外，都是活泼金属元素(碱金属和碱土金属元素)
p区
第ⅢA～ⅦA族、0族
ns2np1～6(最后的电子填在np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
第ⅢB～ⅦB、Ⅷ族
(n－1)d1～9ns1～2[最后的电子填在(n－1)d上]
均为过渡金属，由于d轨道都未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
第ⅠB、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2[(n－1)d全充满]
均为过渡金属，d轨道已充满电子，因此d轨道一般不再参与化学键的形成
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
1．下列说法中正确的是 ( )
A．所有金属元素都分布在d区和ds区
B．最外层电子数为2的元素都分布在s区
C．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素
D．s区均为金属元素
C [s区除H外均为金属元素，A、D错；He、Zn等虽最外层电子数为2却不分布在s区元素，B错；周期表中ⅢB族～ⅡB族为过渡元素，全部为金属元素，C正确。]
2．元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的价电子排布式为ns(n－1)np(n＋1)，则下列说法不正确的是( )
X
Y
Z
A.Y元素原子的价电子排布式为4s24p4
B．Y元素在周期表的第三周期第ⅥA族
C．X元素位于元素周期表的p区
D．Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3
A [Y元素原子的价电子排布式为ns(n－1)np(n＋1)，由n－1＝2可得n＝3，Y元素原子的价电子排布式为3s23p4，则Y元素位于第三周期第ⅥA族，Z位于第四周期第ⅤA族，价电子排布式为4s24p3，电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3。X、Y、Z最外层电子填充在p轨道上，故X、Y、Z均位于p区。]
根据原子结构特征判断元素在周期表中的位置
电子排布式价电子排布式
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
B [元素周期表在不断完善与发展，A错误；俄国化学家门捷列夫制作了第一张元素周期表，C错误；周期表中副族的族序数不一定等于原子的最外层电子数。]
2．下列是某些元素基态原子的电子排布式，其中表示第三周期元素的是( )
A．1s22s1
B．1s22s22p5
C．1s22s22p63s2
D．1s22s22p63s23p64s1
C [元素所在的周期数与最高能层序数n有关，原子的核外电子的最高能层序数为n时，该元素属于第n周期。故第三周期元素的最高能层序数为3，故选C。]
3．按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，以下元素属于s区的是( )
A．Fe
B．Mg
C．Al
D．La
B [周期表在分区时，依据最后一个电子所进入的能级来分(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。]
4．下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述正确的是( )
A．原子的价电子排布式为ns2np1～6的元素一定是主族元素
B．基态原子的p能级上有5个电子的元素一定是第ⅦA族元素
C．原子的价电子排布式为(n－1)d6～8ns2的元素一定位于第ⅢB～第ⅧB族
D．基态原子的N层上只有1个电子的元素一定是主族元素
B [0族元素原子的价电子排布式为1s2(氦)或ns2np6，故A项错误；原子的价电子排布式为(n－1)d6～8ns2的元素位于第Ⅷ族，故C项错误；基态原子的N层上只有1个电子的元素除了主族元素外，还有部分副族元素，如Cu、Cr，故D项错误。]
5．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五个区，并以最后填入电子的能级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，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，原子的价电子排布式为________。
(4)在p区中，第二周期第ⅤA族元素原子价轨道表示式为_____。
(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，价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，价电子排布式为3d104s2；(4)该题中符合题意的元素为N，其价轨道表示式为；
(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
2/10第2课时 元素周期律
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1.能从原子结构的角度理解原子半径、电离能、电负性的递变规律。2.通过原子半径、电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用该认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
一、原子半径
1．影响因素
2．递变规律
(1)同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小(稀有气体除外)。
(2)同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。
分析微粒半径大小比较的关键是什么？
[提示] ①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。②对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。③同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。
二、电离能
1．电离能的概念
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叫做第一电离能。
2．元素第一电离能变化规律
(1)对同一周期的元素而言，第一种(碱金属和氢)元素的第一电离能最小，最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
(2)同族元素，自上而下第一电离能变小，表明自上而下原子越来越易失去电子。
3．电离能的应用
可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子，元素金属性越强。
三、电负性
1．键合电子和电负性的含义
(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。
(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
2．衡量标准
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。
3．递变规律(一般情况)
(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐变大。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐变小。
4．应用：判断金属性、非金属性强弱
1．判断正误(对的在括号内打“√”，错的在括号内打“×”。)
(1)原子序数越大，核外电子数越多，原子半径越大
(×)
(2)同周期，从左到右，最高正价一定由＋1价递变为＋7价(×)
(3)N、O的第一电离能和电负性均为N＜O
(×)
(4)同周期中，稀有气体元素的第一电离能最小
(×)
2．下列各组元素各项性质的比较正确的是( )
A．第一电离能：B>Al>GaB．电负性：As>Se>Br
C．最高正价：F>S>Si
D．原子半径：P>N>C
A [B、Al、Ga为同主族元素，同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，A项正确；As、Se、Br电负性大小顺序应为Br>Se>As，B项错误；F无正化合价，C项错误；原子半径：P>C>N，D项错误。]
3．在下列横线上，填上适当的元素符号。
(1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是________，第一电离能最大的元素是________。
(2)第二、三、四周期元素中p轨道半充满的原子分别是________。
(3)电负性相差最大的两种元素是________(放射性元素除外)。
[解析] 一般来说，同周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势(除第ⅡA族、第ⅤA族元素反常外)，同周期中碱金属和氢元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，故第三周期中第一电离能最小的元素为Na，第一电离能最大的元素为Ar。电负性的递变规律：一般来说，同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同族从上到下元素的电负性逐渐减小，故周期表中电负性最大的元素是F，电负性最小的元素是Cs。
[答案] (1)Na Ar (2)N、P、As (3)F、Cs
电离能规律及其应用
前四周期元素第一电离能(I1)的变化如图所示。
(1)据图可知，第ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解释原因。
提示：同周期中，第ⅡA族元素的价电子排布为ns2，第ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3，np轨道分别为全空和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。
(2)根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答：
①为什么同一元素的电离能逐级增大？
②为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3?
提示：①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3＜……这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理I3＞I2、I4＞I3……In＋1＞In。
②Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。
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能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能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，核对最外层电子的吸引力加大，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，最外层的电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的吸引力越小，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；第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，第ⅤA族N、P等元素原子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。
1．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
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。]
2．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)从第二、三周期看，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
电负性规律及其应用
下表给出了16种元素的电负性数值。
(1)根据表中数据分析同主族元素的电负性有何规律？同周期元素的电负性与原子半径间有何关系？
提示：同主族元素核电荷数越大，电负性越小。同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。
(2)预测元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素？电负性最小的元素是哪种元素(放射性元素除外)?
提示：电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Cs。
(3)利用表中数据估测钙的电负性范围。
提示：由于元素金属性强弱为K＞Ca＞Mg，所以Ca的电负性取值范围为0.8～1.2。
电负性的应用
1．判断元素的金属性和非金属性
(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，而位于金属、非金属界线两侧的元素的电负性则在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)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。
(2)如果两个成键元素原子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(如图所示)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的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似，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。
3．下列说法不正确的是( )
A．第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第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第ⅦA族的观点
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，第ⅠA族和第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，原子对键合电子的吸引力越大，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第ⅦA族的观点，D项正确。]
4．下列给出14种元素的电负性：
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] (2)短周期元素中，F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的电负性差值为2.5，大于1.7，故AlF3也为离子化合物；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显正价，Cl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．下列关于稀有气体的叙述不正确的是( )
A．各原子轨道电子均已填满
B．其原子与同周期ⅠA、ⅡA族元素的阳离子具有相同的核外电子排布
C．化学性质很不活泼
D．同周期中第一电离能最大
B [稀有气体各原子轨道电子达到稳定结构，所以化学性质不活泼，同周期中第一电离能最大。稀有气体元素原子的核外电子排布与同周期的阴离子(达到稳定结构)的电子排布相同，同时还与下一周期的ⅠA、ⅡA族元素的阳离子(失去最外层电子)具有相同的核外电子排布。]
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
C [对比表中电离能数据可知，I1、I2、I3电离能数值相对较小，至I4电离能数值突然增大，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
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．下列说法中不正确的是( )
A．第一电离能、电负性的周期性递变规律是原子核外电子排布周期性变化的结果
B．元素电负性：NC．电负性是相对的，所以没有单位
D．分析元素电负性数值可以看出，金属元素的电负性较大，非金属元素的电负性较小
D [金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大，所以D错误。]
5．下表是元素周期表的一部分，表中的字母分别代表一种化学元素。
(1)上表第三周期中第一电离能(I1)最大的是________(填字母，下同)，c和f的I1大小关系是__________大于________。
(2)上述元素中，原子中未成对电子数最多的是________，写出该元素基态原子的核外电子排布式：__________________________。
(3)根据下表所提供的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列问题。
锂
X
Y
I1
519
502
580
I2
7
296
4
570
1
820
I3
11
799
6
920
2
750
I4
—
9
550
11
600
①表中X可能为以上13种元素中的________元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式：__________________________。
②Y是周期表中第________族的元素。
③以上13种元素中，________元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
[解析] (1)题给周期表中所列13种元素a～m分别是Na、H、Mg、Sr、Sc、Al、Ge、C、P、O、Te、Cl、Ar，其中Na、Mg、Al、P、Cl、Ar位于第三周期，原子最稳定的是Ar，故其I1最大，Mg、Al的核外电子排布式分别为1s22s22p63s2、1s22s22p63s23p1，Mg中3s轨道为全满状态，故其I1比Al的I1大。(2)i元素最外层电子排布为3s23p3，有3个未成对电子，未成对电子数最多。(3)①由表中数据可以看出，锂和X的I1均比I2、I3小很多，说明X与Li同主族，且X的I1比Li的I1更小，说明X的金属性比锂更强，则X为Na(即a)。②由Y的电离能数据可以看出，它的I1、I2、I3比I4小得多，故Y属于第ⅢA族元素。③稀有气体元素m的原子最外层已达到稳定结构，失去核外第一个电子所需能量最多。
[答案] (1)m c f (2)i 1s22s22p63s23p3
(3)①a Na2O、Na2O2 ②ⅢA ③m
12/12课时分层作业(三) 原子结构与元素周期表
(建议用时：40分钟)
[合格过关练]
1．已知元素的原子序数，可以推断元素原子( )
①质子数 ②中子数 ③质量数 ④核电荷数 ⑤核外电子数
A．①②③
B．①④⑤ C．②③④ D．③④⑤
B [在原子中，原子序数＝核电荷数＝核外电子数。]
2．电子排布式为[Ar]3d54s2的元素是( )
A．稀有气体元素
B．过渡元素
C．主族元素
D．卤族元素
B [在最外能层p轨道上填充有电子且未满时，一定为主族元素；最外能层p轨道上未填充电子，而在d(或f)轨道上填充有电子的元素，一定是过渡元素。故电子排布为[Ar]3d54s2的元素为过渡元素。]
3．下列具有特殊性能的材料中，由主族元素和副族元素组成的化合物是( )
A．半导体材料砷化镓
B．储氢材料镧镍合金
C．光学材料硒化锌
D．超导材料K3C60
C [A、D项中组成化合物的元素均为主族元素，B项中组成化合物的元素均为副族元素。]
4．某元素简化电子排布式为[Xe]4f46s2，其应在( )
A．s区
B．p区
C．d区
D．f区
D [元素在周期表中的分区，取决于元素原子的最后一个电子所进入的能级，因最后一个电子进入4f能级，所以该元素为f区元素。]
5．已知某元素＋2价离子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d9，该元素在元素周期表中的位置是( )
A．第三周期第Ⅷ族，p区
B．第三周期第ⅤB族，d区
C．第四周期第ⅠB族，ds区
D．第四周期第ⅤB族，f区
C [题给＋2价离子的核外有27个电子，则该元素原子核外有29个电子，29号元素是铜，位于第四周期第ⅠB族，位于ds区。]
6．闪烁着银白色光泽的金属钛(22Ti)因具有密度小、强度大、无磁性等优良的机械性能，被广泛地应用于军事、医学等领域，号称“崛起的第三金属”。已知钛有48Ti、49Ti、50Ti等核素，下列关于金属钛的叙述中不正确的是( )
A．上述钛原子中，中子数不可能为22
B．钛元素在元素周期表中处于第四周期
C．钛的不同核素在元素周期表中处于不同的位置
D．钛元素是d区的过渡元素
C [22Ti的原子序数为22，位于第四周期第ⅣB族，属于d区的过渡元素；根据三种核素的相对原子质量可知，其中子数最小为26；钛的三种核素的质子数均为22，故在元素周期表中处于同一位置。]
7．如图所示是元素周期表的一部分(表中数字和X代表原子序数)，其中X的电子排布式为[Ar]3d104s24p5的是( )
A B
C D
A [[Ar]3d104s24p5代表35号元素。根据周期表的结构可知，同主族相邻两周期的元素，原子序数之差可以是2,8,18,32。A项中X上方的原子序数为17，与X相差18，X的序数为35；B项中X上方的原子序数为27，处在第四周期与X相差18，X应为45；C项中X下方的原子序数为75，X为43；D项中X下方的原子序数为52，因此X应为34。]
8．已知元素原子的下列结构或性质，能确定其在周期表中位置的是( )
A．某元素原子的第二电子层电子的轨道表示式为
B．某元素在某种化合物中的化合价为＋4价
C．某元素的原子最外层电子数为6
D．某元素的原子外围电子排布式为5s25p1
D [A中只能说明该元素的L层有8个电子，无法确定其在周期表中的位置；B中某些非金属元素有多种化合价，＋4价不一定是其最高化合价，无法确定其在周期表中的位置；C中根据最外层电子数只能确定族序数，无法确定周期数；D中可确定该元素在第五周期第ⅢA族。]
9．金、银、铜、铁、铝和钛均是人类生产和生活中大量使用的金属。
请回答与上述金属原子结构有关的问题：
(1)上述金属元素中属于主族元素的是________。
(2)钛被称为继铁、铝之后的“第三金属”。基态钛原子外围电子的轨道表示式为________________________________。
(3)基态金原子的外围电子排布式为5d106s1，试判断金在元素周期表中位于第________周期第________族。
(4)已知Ag与Cu位于同一族，则Ag在元素周期表中位于________(填“s”“p”“d”“f”或“ds”)区。
[解析] (1)铝属于主族元素，其余均属于过渡元素。(2)钛位于第四周期第ⅣB族，外围电子排布式为3d24s2。(3)金原子的外围电子排布式为5d106s1，应位于第六周期第ⅠB族。(4)Ag位于第五周期第ⅠB族，外围电子排布式为4d105s1，位于ds区。
[答案] (1)铝 (2)
(3)六 ⅠB (4)ds
[素养培优练]
10．下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述中，正确的是( )
A．基态原子的N层上只有一个电子的元素，一定是第ⅠA族元素
B．最外层电子排布为ns2的元素一定是副族元素
C．基态原子的p能级上半充满的元素一定位于p区
D．基态原子的价电子排布为(n－1)dxnsy的元素的族序数一定为x＋y
C [基态原子的N层上只有一个电子的元素，可能为钾元素，也可能为铬元素或者铜元素，A错误；基态原子的p能级上半充满的元素的基态原子价电子排布式为ns2np3，则一定属于p区元素，C正确；基态原子的价电子排布为(n－1)dxnsy的元素的族序数可能为x＋y(x＋y≤7)，也可能为第Ⅷ族(10≥x＋y>7)，还可能为y(x＝10)，D错误。]
11．某化学学习小组在学习元素周期系和周期的划分时提出了以下观点：
①元素周期系的形成是由原子的结构决定的；
②元素周期系中第ⅠA族元素统称为碱金属元素；
③每一周期的元素原子价电子排布式均是从ns1开始至ns2np6结束；
④元素周期系的每一周期元素的种类均相等；
⑤基态原子核外电子排布式为1s22s22p3和1s22s22p63s23p3的两元素的原子位于同一周期；
⑥周期序数越大，该周期所含金属元素一般越多。
你认为正确的是( )
A．①⑥
B．①②③⑤⑥
C．①④⑥
D．②③⑤
A [①元素周期系的形成原因是核外电子排布呈周期性变化，而核外电子排布是由原子的结构决定的，正确；②第ⅠA族元素除氢元素之外称为碱金属元素，错误；③第一周期的元素原子价电子排布从1s1开始到1s2结束，错误；④随着周期序数的增大，元素种类有增多的趋势，错误；⑤核外电子排布式为1s22s22p3的元素位于第二周期，而核外电子排布式为1s22s22p63s23p3的元素位于第三周期，错误；⑥从元素周期表中不难看出，随着周期序数的增大，该周期所含的金属元素一般增多，正确。]
12．(双选)R元素有如下反应：RO＋5R－＋6H＋===3R2＋3H2O，下列说法正确的是( )
A．R元素位于周期表中第ⅦA族
B．RO中的R只能被还原
C．R2在常温常压下一定是气体
D．R元素一定位于周期表中的p区
AD [根据题给反应知R元素可形成R－，可知R元素原子最外层有7个电子，位于周期表中第ⅦA族，A项正确；R元素位于周期表中第ⅦA族，最高正价为＋7，RO中R元素的化合价为＋5，为R元素的中间价态，则RO中的R既能被还原又能被氧化，B项错误；R2可以是溴单质或碘单质，而溴单质常温常压下是液态，碘单质常温常压下为固态，C项错误；第ⅦA族都位于周期表中的p区，D项正确。]
13．有A、B、C、D、E
5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中只有C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1；B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是最外层的s能级电子数的两倍；C原子最外层电子数等于D原子最外层电子数的一半。
请回答下列问题：
(1)A是________(填元素名称，下同)，位于第________周期第________族；D是________，位于第________周期第________族；E是________，位于第________周期第________族。
(2)写出C元素基态原子的电子排布式：________，由此可见，该元素为________区元素。
(3)写出D元素原子的价电子轨道表示式：__________，由此可见，该元素为________区元素。
[解析] 由“A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1”“C、E是金属元素”可知A为氢元素，E为钠或钾元素；B和D元素原子的最外层的s能级电子数为2，所以它们的最外层的p能级电子数是4，是ⅥA族元素，所以B是氧元素，D是硫元素，则E为钾元素；由“C原子最外层电子数等于D原子最外层电子数的一半”可知C是铝元素。
[答案] (1)氢 一 ⅠA 硫 三 ⅥA 钾 四 ⅠA (2)1s22s22p63s23p1 p (3)
14．有四种短周期元素，它们的结构或性质等信息如表所述。
元素
结构或性质
A
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快中子反应堆的导热剂
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，其单质可用作制冷剂
D
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：_____________________________________。
(2)B元素在周期表中的位置：____________________________________；离子半径：B________(填“大于”或“小于”)A。
(3)C原子的核外电子轨道表示式是________，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，其电子云形状呈________形。
(4)D原子的核外电子排布式为____________________________________，
D－的结构示意图是________。
[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的核外电子排布式为1s22s22p63s1或[Ne]3s1。
(2)B为Al，其在元素周期表中的位置为第三周期第ⅢA族，Na＋与Al3＋核外电子排布相同，核电荷数后者大于前者，故r(Al3＋)＜r(Na＋)。
(3)C为N，其核外电子轨道表示式为，其中有3个未成对电子，能量最高的为p轨道上的电子，其轨道呈哑铃形。
(4)D为Cl，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p5或[Ne]3s23p5，Cl－的结构示意图为
。
[答案] (1)1s22s22p63s1(或[Ne]3s1) (2)第三周期第ⅢA族 小于
15．(素养题)原子结构与元素周期表存在内在联系，按要求回答下列问题：
(1)根据元素在周期表中的位置，写出元素基态原子的价电子排布式。
①第四周期第ⅥB族___________________________________________；
②第五周期第ⅠB族___________________________________________；
③第五周期第ⅣA族___________________________________________；
④第六周期第ⅡA族____________________________________________。
(2)根据元素电子排布可以确定元素在周期表中的位置。
①具有(n－1)d10ns2电子排布的元素位于周期表中的第________族。
②已知某元素＋2价离子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d3。该元素位于元素周期表________(填序号)。
A．第二周期第ⅡB族
B．第四周期第ⅡA族
C．第四周期第ⅤB族
D．第五周期第ⅡB族
③某元素原子的核电荷数为33，则其原子的价电子排布式为________，其位于元素周期表中的____________，属于________区的元素。
(3)根据元素核外电子排布可以推知元素的性质。
①被誉为“21世纪金属”的钛(Ti)元素，基态原子价电子轨道表示式为________，Ti元素形成的化合物中，Ti呈现的最高价态为________价。
②日常生活中广泛应用的不锈钢，在其生产过程中添加了某种元素，该元素基态原子的价电子排布式为3d54s1，该元素的名称是________。
[解析] (1)第ⅢB族～ⅦB族元素的价电子排布式分别为(n－1)dxns2(x＝1～5)，且价电子数等于族序数。故①为3d44s2，但据洪特规则应为3d54s1。ⅠB族和ⅡB族的价电子排布式分别为(n－1)d10ns1和(n－1)d10ns2，故②为4d105s1。主族元素的价电子全都排布在最外层的ns或np上，且价电子数等于族序数。故③为5s25p2，④为6s2。
(2)①具有(n－1)d10ns2电子排布的元素位于周期表第ⅡB族。
②该元素基态原子价电子排布式为3d34s2，该元素为d区副族元素(价电子排在d轨道和s轨道上)，根据周期数＝能层序数，族序数＝价电子数，可知该元素位于第四周期第ⅤB族。
③根据构造原理可知该元素基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，该元素原子价电子排布在ns和np轨道，故为主族元素，价电子数为5，故该元素在周期表中位于第四周期第ⅤA族，属于p区元素。
(3)①钛位于第四周期第ⅣB族，价层电子排布为3d24s2。Ti的最高化合价＝价电子数＝4。②原子价层电子排布式为3d54s1的元素为铬元素。
[答案] (1)①3d54s1 ②4d105s1 ③5s25p2
④6s2 (2)①ⅡB ②C ③4s24p3 第四周期第ⅤA族 p
(3)
8/8课时分层作业(四) 元素周期律
(建议用时：40分钟)
[合格过关练]
1．下列对原子半径的理解不正确的是( )
A．同周期元素(除稀有气体元素外)从左到右，原子半径依次减小
B．对于第三周期元素，从钠到氯，原子半径依次减小
C．各元素的原子半径总比其离子半径大
D．阴离子的半径大于其原子半径，阳离子的半径小于其原子半径
C [同周期元素(除稀有气体元素外)，随原子序数增大，原子核对核外电子吸引增大，原子半径减小，A、B项正确；原子形成阳离子时，核外电子数减少，核外电子的排斥作用减小，故阳离子半径小于其原子半径；而原子形成阴离子时，核外电子的排斥作用增大，阴离子半径大于其原子半径，C项错误，D项正确。]
2．下列原子半径最大的是( )
A．1s22s22p3
B．1s22s22p63s23p4
C．1s22s22p5
D．1s22s22p63s23p5
B [由核外电子排布式可知，
A、B、C、D四种元素分别是N、S、F、Cl，结合原子半径的递变规律可知，S原子半径最大。]
3．下列离子半径的大小顺序正确的是( )
①Na＋：1s22s22p6 ②X2－：1s22s22p63s23p6 ③Y2－：1s22s22p6 ④Z－：1s22s22p63s23p6
A．③＞④＞②＞①
B．④＞③＞②＞①
C．④＞③＞①＞②
D．②＞④＞③＞①
D [由核外电子排布式可知，
②、③、④三种离子分别是S2－
、O2－、Cl－，电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，则有②＞④，③＞①；电子层数越多，半径越大，则大小顺序为②＞④＞③＞①。]
4．(双选)若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是( )
A．离子半径：Am＋＞Bn－
B．原子半径：AC．A的原子序数比B的大m＋n
D．b＝a－n－m
AB [因为aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，即b＋n＝a－m，推知a－b＝m＋n，故A的原子序数比B的大m＋n；由上式可知b＝a－m－n；核外电子层结构相同时，核电荷数越大，微粒半径越小，故离子半径：Am＋B。]
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到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大
C．最外层电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)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＜I2＜I3＜…
B [注意第ⅡA、ⅤA族由于电子排布的特殊性使其第一电离能高于同周期相邻两主族元素。]
6．Li、Be、B原子失去一个电子，所需的能量相差并不大，但最难失去第二个电子的原子是( )
A．Li B．Be
C．B D．相差不大
A [Li、Be、B原子失去一个电子后的电子排布式分别为1s2、1s22s1、1s22s2，Li原子再失去一个电子时，将要失去第一电子层上的电子，失电子较难；而Be、B原子再失去一个电子时，失去同电子层上的电子，相对容易些，故Li失去第二个电子时要更难些。]
7．具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是( )
①3p轨道上只有一对成对电子的原子
②外围电子排布式为3s23p6的原子
③3p轨道为半充满的原子
④正三价阳离子与氖相同的原子
A．①②③④
B．③①②④
C．②③①④
D．②④①③
C [由题意知，①是硫原子，②是稀有气体元素氩原子，③是磷原子，④是铝原子。根据元素第一电离能变化规律知铝的第一电离能最小，S的核电荷数虽然比P大，但磷原子3p轨道半充满，比较稳定，故P的第一电离能大于S，同一周期中，稀有气体元素原子第一电离能最大，故选C。]
8．下列有关电负性的说法中，不正确的是( )
A．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强
B．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
C．在元素周期表中，同一周期元素电负性从左到右呈现递增的趋势
D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
B [本题考查的是对电负性的理解。B中，元素的电负性与第一电离能的变化有不同之处，如电负性：O＞N，第一电离能为O＜N。]
9．已知X、Y同周期，且电负性的值X为3.0，Y为1.8，下列说法错误的是( )
A．X与Y形成化合物时，X显负价、Y显正价
B．X与Y形成的化合物可能为共价化合物
C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性
D．气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX
C [电负性X＞Y，非金属性X＞Y，X最高价含氧酸比Y最高价含氧酸的酸性强。]
[素养培优练]
10．现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3。则下列有关比较中正确的是( )
A．第一电离能：③＞②＞①
B．原子半径：③＞②＞①
C．电负性：③＞②＞①
D．最高正化合价：③＝②＞①
A [由三种元素基态原子的电子排布式可知，①是硫元素、②是磷元素、③是氮元素。磷元素原子3p能级容纳3个电子，为半充满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能S＜P，同主族自上而下第一电离能逐渐降低，所以第一电离能N>P，故第一电离能N＞P＞S，即③＞②＞①，A正确；同周期主族元素自左而右原子半径逐渐减小，所以原子半径P＞S，同主族元素从上至下原子半径逐渐增大，故P＞N，B错误；同周期自左而右元素电负性逐渐增大，所以电负性P＜S，C错误；最高正化合价等于最外层电子数，所以最高正化合价：①＞②＝③，D错误。]
11．X和Y为两种元素的原子，X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知下列叙述正确的是( )
A．X的原子半径大于Y的原子半径
B．X的电负性大于Y的电负性
C．X的阴离子半径小于Y的阳离子半径
D．X的第一电离能小于Y的第一电离能
B [X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，则Y在周期表中位于X的下一周期，Y比X多一个电子层，故原子半径Y＞X，电负性X＞Y，A项错误，B项正确；电子层结构相同，核电荷数越大，粒子半径越小，故X的阴离子半径大于Y的阳离子半径，C项错误；X易得电子形成阴离子，而Y易失电子形成阳离子，故第一电离能X＞Y，D项错误。]
12．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形成的化合物的电子式为。下列说法中正确的是( )
A．原子半径：a＞c＞d＞b
B．电负性：a＞b＞d＞c
C．原子序数：d＞a＞c＞b
D．最高价含氧酸的酸性：c＞d＞a
D [由a的原子结构示意图分析得，a应为硅元素，位于第三周期；因为a、b、d同周期，b元素显＋1价，故b应为Na；又因c显－3价，则c应为氮或磷，但d为第三周期元素，且c与d同主族，故d应为磷，c应为氮元素。将a、b、c、d四种元素代入分析即可解答。]
13．电离能是指1
mol气态基态原子(或阳离子)失去1
mol电子形成1
mol气态阳离子(或更高价阳离子)所吸收的能量。现有核电荷数小于18的元素A，其电离能(单位为eV·mol－1)数据如下。
(1)外层电子离核越远，能量越高，电离能越________(填“大”或“小”)；阳离子电荷数越高，再失去电子时，电离能越________(填“大”或“小”)。
(2)上述失去的11个电子分属________个电子层。
(3)失去11个电子后，该元素原子核外还有________个电子。
(4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是________。
[解析] (1)电子离核越远，能量越高，受原子核的引力越小，越容易失去，则电离能越小；阳离子电荷数越高，离子半径越小，原子核对核外电子的引力越大，越难失去电子，则电离能越大。(2)根据题中数据，I1、I2较小，I3突然增大，说明最外层有2个电子，I3到I10变化较小，但I11突然增大，说明次外层有8个电子，则失去的11个电子分属3个电子层；又由于核电荷数小于18，所以A为Mg。(3)Mg元素的原子失去11个电子后，还有1个电子。(4)Mg元素的最高价氧化物对应的水化物为Mg(OH)2。
[答案] (1)小 大 (2)3 (3)1 (4)Mg(OH)2
14．开发新型储氢材料是开发利用氢能的重要研究方向。
(1)Ti(BH4)3是一种储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。
①基态Cl原子中，电子占据的最高能层符号为________，该能层具有的原子轨道数为________。
②Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为________。
(2)金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。
①LiH中，离子半径：Li＋________(填“＞”“＝”或“＜”)H－。
②某储氢材料是短周期金属元素M的氢化物。M的部分电离能如表所示：
I1/(kJ·mol－1)
738
I2/(kJ·mol－1)
1
451
I3/(kJ·mol－1)
7
733
I4/(kJ·mol－1)
10
540
I5/(kJ·mol－1)
13
630
则M是________(填元素符号)。
[解析] (1)①Cl原子核外电子数为17，基态原子核外电子排布为1s22s22p63s23p5，由此可得基态Cl原子中电子占据的最高能层为第三能层，符号为M，该能层有1个s轨道、3个p轨道、5个d轨道，共有9个原子轨道。②元素的非金属性越强其电负性越大，非金属性最强的是H元素，其次是B元素，最小的是Li元素，所以Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为H＞B＞Li。(2)①核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，其离子半径越小。锂的核电荷数为3，氢的核电荷数为1，Li＋、H－的核外电子数都为2，所以半径：Li＋＜H－。②该元素的第三电离能剧增，则该元素属于第ⅡA族元素，为Mg元素。
[答案] (1)①M 9 ②H＞B＞Li (2)①＜ ②Mg
15．(素养题)不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值X来表示，X值越大，其原子吸引电子能力越强，在所形成的分子中为带负电荷的一方。下表是某些元素的X值：
(1)通过分析X值的变化规律，确定Mg、N的X值范围：________＜X(Mg)＜________；________＜X(N)＜________。
(2)推测X值与原子半径的关系为________________________。
(3)某有机化合物的结构简式为，其中S—N键中，你认为共用电子对偏向________(填元素符号，下同)。
(4)如果X值为电负性的数值，试推断AlBr3中化学键的类型为________。
(5)预测元素周期表中X值最小的元素是____________
(放射性元素除外)。
[解析] (1)通过表中数据分析可知同周期从左到右，X值依次增大，同主族从上到下，X值依次减小，可判断X(Na)＜X(Mg)＜X(Al)，且X(Be)＞X(Mg)，故0.93＜X(Mg)＜1.57；同理，2.55＜X(N)＜3.44。
(2)通过思考同周期、同主族元素原子半径的变化与X值的变化可得结论。
(3)根据信息：“X值越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方”，由X(S)＝2.55，X(C)＜X(N)＜X(O)，即2.55＜X(N)＜3.44，得共用电子对偏向N原子。
(4)根据表中数据的变化规律可得X(Br)＜X(Cl)，因此X(Br)与X(Al)的差值要小于X(Cl)与X(Al)的差值，故AlBr3中的化学键为共价键。
(5)根据X值的变化规律，X的最小值应在元素周期表的左下角，但要注意放射性元素除外，故填Cs(铯)。
[答案] (1)0.93 1.57 2.55 3.44 (2)原子半径越大，X值越小 (3)N (4)共价键 (5)Cs
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