（人教版选修3）第一章
《原子结构与性质》教学设计
归纳与整理
（
第一课时
）
【学习目标】1.通过分析进一步熟悉原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能较熟练用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。加深对基态与激发态、电子云和原子轨道等概念的认识和理解。原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱的原因。
2．在进一步理解核外电子排布遵循能量最低原理、泡利不相溶原理和洪特规则的基础上，能熟练书写原子核简单离子的电子排布式（包括简化的电子排布式）、电子排布图（轨道表示式）、价电子排布式等。
【学习重点】基态原子的核外电子排布规律
【学习难点】核外电子排布的表示方法及应用
【同步学习】
活动一、重点知识网络构建
小组讨论交流：课前请同学们自主梳理本章知识内容，完成本章第一部分原子结构知识网络构建，并在全班进行交流。
【温馨提示】
活动二、核心知识关键突破
核心知识一：能层和能级
【关键突破】（1）多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：
第一、二、三、四、五、六、七……能层
符号表示
K、
L、
M、
N、
O、
P、
Q……
能量由低到高
（2）由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：
能
层
一
二
三
四
五
六
七……
符
号
K
L
M
N
O
P
Q……
最多电子数
2
8
18
32
50……
即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)
（3）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，任一能层，能级数=能层序数，s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：
能
层
K
L
M
N
O
……
能
级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
……
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
……
各能层电子数
2
8
18
32
50
……
（4）量子力学告诉我们：ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。
核心知识二：核外电子排布规律—构造原理
【关键突破】（1）多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律：
①相同能层上原子轨道能量的高低：ns②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s……
③能层和形状均相同的原子轨道能量相等，例如2px、2py、2pz轨道的能量相等。
④能级交错规律：ns<(n－2)f<(n－1)d（2）根据构造原理，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。即电子所排的能级顺序：1s
2s
2p
3s
3p
4s
3d
4p
5s
4d
5p
6s
4f
5d
6p
7s……
（3）核外电子排布遵循的三个原理
泡利原理
一个原子轨道中最多只能容纳两个电子且两个电子自旋状态相反
能量最低原理
在不违反泡利不相容原理的前提下，核外电子在各原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量最低
洪特规则
基态原子的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，且自旋状态相同(如np3：)
特例：当同一能级上电子排布为全充满、半充满或全空状态时，原子的能量最低，状态最稳定(如铬
24Cr
[Ar]3d54s1
铜
29Cu
[Ar]3d104s1)
核心知识三：电子排布式和电子排布图
【关键突破】（1）电子排布式：①用数字在能级符号的右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。
②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。
（2）电子排布图：用或○表示原子轨道，↑和↓分别表示两种不同自旋方向的电子。每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，例如O：
(3)电子排布式和电子排布图(或轨道表达式)区别：
以硫原子为例
电子排布式
1s22s22p63s23p4
简化电子排布式
[Ne]3s23p4
电子排布图(或轨道表示式)
价电子排布式
3s23p4
核心知识四：基态、激发态、光谱
【关键突破】（1）处于最低能量的原子叫做基态原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。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。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。
（2）不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
核心知识五：电子云和原子轨道
【关键突破】(1)电子运动的特点：①质量极小
②运动空间极小
③极高速运动。
（2）电子运动不能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。
（3）概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。
（4）常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。
（5）S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。
（6）P的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。
（7）s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数越大，原子轨道的半径越大。这是由于1s，2s，3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。
活动三、对点典例剖析
【典例1】下列说法正确的是( )
A．1个s能级容纳的电子总是2个
B．1个p能级最多容纳6个电子
C．1个原子不同能层的s能级容纳的电子数都不等
D．1个原子每个能层容纳的电子数都为2n2
【答案】 B
【解析】 A项，H原子s能级只有1个电子，故错；C项，有的能层s能级的电子数相等，且为2个，故错；D项，若该能层没有排满电子，容纳的电子数就不会是2n2，故错。
【典例2】下列叙述正确的是( )
A．[Ar]3d64s2是基态原子的电子排布
B．铬原子的电子排布式是：1s22s22p63s23p64s13d5
C．铜原子的外围电子排布式是：3d94s2
D．氮原子的轨道表示式是：
【答案】 A
【解析】 B项，在书写电子排布式时，没有按填充顺序书写；C项，d轨道应是全充满时稳定；D项违反了洪特规则。
【典例3】下列表示式错误的是（双选）（ ）
A．Na＋的电子排布图：
B．Na＋的结构示意图：
C．Na的电子排布式：1s22s22p63s1
D．Na的简化电子排布式：[Na]3s1
【答案】 AD
【解析】 钠离子的轨道表示式中电子排布违反了泡利不相容原理。Na的简化电子排布式为[Ne]3s1。
【典例4】下列说法中正确的是( )
A．基态原子是处于最低能量状态的原子
B．基态C原子的电子排布式是1s22s12p3
C．焰色反应是金属原子的电子从基态跃迁到激发态时产生的光谱
D．同一原子处于激发态时的能量一定低于基态时的能量
【答案】 A
【解析】 根据基态原子的定义，基态原子处于最低能量状态，A对；基态C原子的电子排布式应是1s22s22p2，B错；焰色反应是金属原子的电子从激发态跃迁到基态时产生的光谱，C错；根据定义，基态原子吸收能量转变为激发态的原子，D错。
【典例5】下列说法中正确的是( )
A．s电子绕核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子是∞字形
B．能层为1时，有自旋相反的两个轨道
C．能层为3时，有3s、3p、3d、4f四个轨道
D．s电子云是球形对称的，其疏密程度表示电子在该处出现的几率大小
【答案】 D
【解析】 A项，s电子的电子云为球形，p电子的电子云为哑铃形；B项，第一能层有一个能级，有一个轨道；C项，第三能层有3s、3p、3d三个能级，其轨道数分别为1、3、5。
【课堂检测】1．下列说法中正确的是( )
A．电子云通常是用小黑点来表示电子的多少
B．处于最低能量的原子叫基态原子
C．能量高的电子在离核近的区域运动，能量低的电子在离核远的区域运动
D．电子仅在激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱
【答案】 B
【解析】 电子云图中的小黑点表示电子在核外空间出现机会的多少，而不表示具体的电子、电子的个数，A错误；处于最低能量的原子叫基态原子，B正确；距核越近，电子的能量越低，则能量高的电子在离核远的区域运动，能量低的电子在离核近的区域运动，C错误；原子光谱有吸收光谱和发射光谱，电子在激发态跃迁到基态时产生的原子光谱属于发射光谱，D错误。
2．下列说法正确的是( )
A．任何一个电子层最多只有s、p、d、f四个能级
B．用n表示电子层数，则每一电子层最多可容纳的电子数为2n2
C．核外电子运动的概率密度分布图就是原子轨道
D．电子的运动状态可从电子层、能级、原子轨道三个方面进行描述
【答案】 B
【解析】 A项，由于元素周期表未填满，以后还会有元素被发现，电子层除有s、p、d、f四个能级外，可能还有其他能级存在，错误。C项，核外电子运动的概率密度分布图表示电子在核外空间单位体积内出现的概率，错误。D项，电子的运动状态可从电子层、能级、原子轨道、电子的自旋状态四个方面进行描述，错误。
3．下列叙述错误的是( )
A．电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的基态时，将释放能量
B．我们看到的灯光是原子核外电子发生跃迁吸收能量的结果
C．电子发生跃迁时吸收或释放能量不同，光谱不同
D．利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素
【答案】 B
【解析】 灯光是核外电子发生跃迁时释放能量的结果。
4．下列有关电子云和原子轨道的说法，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能级的原子轨道呈球形，处在该轨道上的电子只能在球壳内运动
C．p能级的原子轨道呈哑铃形，随着能层的增加，p能级原子轨道也在增多
D．与s电子原子轨道相同，p电子原子轨道的平均半径随能层的增大而增大
【答案】 D
【解析】 电子云是对电子运动状态的形象化描述，它仅表示电子在某一区域内出现的概率，并非原子核被电子云雾所包裹，故选项A错误；原子轨道是电子出现的概率约为90%的空间轮廓，它表明电子在这一区域内出现的机会大，在此区域外出现的机会小，故选项B错误；无论能层序数n怎样变化，每个p能级都是3个原子轨道且相互垂直，故选项C错误；由于按2p、3p……的顺序电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展，原子轨道的平均半径逐渐增大。
【课后提升】1．在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是( )
A．4p能级能量高于3p
B．离核最远的电子能量最高
C．p能级电子能量一定高于s能级电子能量
D．在离核最近的区域内运动的电子能量最低
【答案】 C
【解析】 原子在反应中最易失去的电子应是离核最远的最外层电子，其能量最高，A项正确；B项，离原子核最远的电子，受原子核的吸引力最小，能量最高，B项正确；处于高能层中的s能级电子的能量要比处于较低能层中p能级电子的能量高，C项错误；能量越低的电子尽量排布在离原子核越近的轨道上，D项正确。
2.若某原子在处于能量最低状态时，外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是( )
A．该元素原子处于能量最低状态时，原子中共有3个未成对电子
B．该元素原子核外共有5个电子层
C．该元素原子的M能层共有8个电子
D．该元素原子最外层共有3个电子
【答案】 B
【解析】 A项，该元素原子处于能量最低状态时，只有4d能级上有1个未成对电子，错误；B项，该原子核外有5个电子层，正确；C项，该元素原子M能层电子排布为3s23p63d10，共有18个电子，错误；D项，该原子最外层上有2个电子，错误。
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
【答案】 A
【解析】 氖原子中能量较高轨道上的电子以光的形式向外辐射能量跃迁到能量较低的轨道上，所发出的光的波长恰好位于可见光区域中的红色波段。
4．下列说法错误的是( )
A．ns电子的能量不一定高于(n－1)p电子的能量
B．如果6C的电子排布式为1s22s22p，则违反了洪特规则
C．如果21Sc电子排布式为1s22s22p63s23p63d3，则违反了能量最低原理
D．如果22Ti电子排布式为1s22s22p63s23p10，则违反了泡利原理
【答案】 A
【解析】
A项，关键在于熟记构造原理，各能级能量由小到大的顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5s……故ns电子的能量一定高于(n－1)p电子的能量；B项，对于C原子来说，2p能级有3个能量相同的原子轨道，最后2个电子应该以自旋状态相同的方式分布在两个不同的2p轨道上，违反了洪特规则；C项，根据轨道能量高低顺序可知E(4s)＜E(3d)，对于21Sc来说，最后3个电子应先排满4s轨道，再排3d轨道，应为1s22s22p63s23p63d14s2，故违反了能量最低原理；D项，对于22Ti来说，3p能级共有3个轨道，最多可以排6个电子，如果排10个电子，则违反了泡利原理。
5．已知A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次增大，其中A原子所处的周期数、族序数都与其原子序数相等；B原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍；D原子L层上有2对成对电子；E＋离子核外有3层电子且M层3d轨道电子全充满。请回答下列问题：
(1)E元素基态原子的电子排布式为___________________。
(2)B、C、D三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为________(填元素符号)，其原因是________________________________________________________________________。
(3)D元素与氟元素相比，电负性：D________(填“>”“＝”或“<”)F，下列表述中能证明这一事实的是______(填选项序号)。
A．常温下氟气的颜色比D单质的颜色深
B．氟气与D的氢化物剧烈反应，产生D的单质
C．氟与D形成的化合物中D元素呈正价态
D．比较两元素的单质与氢气化合时得电子的数目
(4)由A、C两元素可形成化合物CA5含有的化学键类型为_____________。
(5)B2A4是重要的石油化工原料，B2A4的结构式为___________________。B2A4通过聚合反应可以生成一种有机高分子化合物，反应方程式为__________________________________。
【答案】
(1).
1s22s22p63s23p63d104s1
(2).
C、O、N
(3).
同一周期，随着原子序数增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势。但氮元素的外层电子达到半充满的稳定构型，其第一电离能大于氧元素
(4).
<
(5).
BC
(6).
离子键，共价键
(7).
(8).
nCH2===CH2
【解析】A原子所处的周期数、族序数都与其原子序数相等，A为H元素；B原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍，B为C元素；D原子L层上有2对成对电子，其排布为1s22s22p4，D为O元素；C介于C、O之间，为N元素；E＋离子核外有3层电子且M层3d轨道电子全充满，E原子核外电子数为2+8+18+1=29，E为Cu元素。
(1)
Cu原子的原子序数为29，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1
；正确答案：1s22s22p63s23p63d104s1。
(2)
同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势。但氮元素的外层电子达到半充满的稳定构型，其第一电离能大于氧元素；所以
C、N、O三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为C、O、N
；正确答案：C、O、N；同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势。但氮元素的外层电子达到半充满的稳定构型，其第一电离能大于氧元素。
(3)
O元素与氟元素相比，电负性O
<
F；电负性为元素的化学性质，而气体的颜色为物理性质，没有可比性，A错误；氟气与水剧烈反应，产生氧气，氟气置换氧气，说明F的非金属性大于O，电负性较大，B正确；F与O形成的化合物中O元素呈正价态，说明F的非金属性大于O的非金属性，电负性F大，C正确；
F2与氢气冷暗处发生爆炸，O2与氢气点燃才能发生反应，说明非金属性氟最大，不能看两元素的单质与氢气化合时得电子的数目的多少，而是看得电子的能力，D错误；正确选项BC。
(4)由H、N两元素可形成化合物NH5，它是由铵根离子和氢负离子构成的化合物，既含有离子键，又含有共价键；正确答案：离子键，共价键。
(5)
C2H4是重要的石油化工原料,它是最简单的烯烃，含有碳碳双键，其结构式为；乙烯在一定条件下发生加聚反应生成聚乙烯高分子，反应方程式为nCH2===CH2；正确答案：
；
nCH2===CH2。
【我的思】
。（人教版选修3）第一章
《原子结构与性质》教学设计
归纳与整理
（第二课时）
【学习目标】1．通过分析进一步
认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。进一步理解元素电离能、电负性的涵义，并能应用元素的电离能和电负性判断或解释元素的某些性质。
2.通过归纳小结、讨论交流，进一步熟悉元素的原子半径、化合价、电离能、电负性等性质，理解元素性质随核电荷数的增加呈现周期性变化的本质原因是由于核外电子排布的周期性变化，掌握元素“位”“构”“性”之间的关系及其应用。
【学习重点】原子结构与元素的性质及其应用
【学习难点】原子结构与元素性质的周期性变化的理解及应用
【同步学习】
活动一、重点知识网络构建
小组讨论交流：课前请同学们自主梳理本章知识内容，完成本章第二部分元素周期律知识网络构建，并在全班进行交流。
【温馨提示】
活动二、核心知识关键突破
核心知识一：原子外层电子结构特征及元素周期表分区
【关键突破】（1）周期表中的元素可根据原子的外层电子结构特征划分为如下图所示的5个区。
（2）各区元素分布及性质与价电子排布特点：
分区
元素分布
价电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6
通常是最外层电子参与反应
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除
镧系、锕系外)
(n－1)d1～9ns1～2
d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
核心知识二：元素性质的周期性变化
【关键突破】（1）电离能和电负性
①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。
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强。
（2）原子结构与元素性质的递变规律
项目
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
原子核外电子排布
能层数?相同，最外层电子数逐渐增多
最外层电子数?相同，能层数递增
原子半径
逐渐减小(0族除外)
逐渐增大
元素主要化合价
最高正价由＋1→＋7(O，F除外)，最低负价由－4→－1
最高正价＝主族序数(O，F除外)，非金属最低负价＝主族序数－8
原子得、失电子能力
得电子能力逐渐增强；
失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐减弱；失电子能力逐渐增强
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
元素金属性、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
核心知识三：核外电子排布的表示方法小结
表示方法
含义
举例
原子或离子结构示意图
表示核外电子分层排布和核内质子数
Na：Na＋：
电子式
表示原子最外层电子数目
核外电子排布式
表示每个能级上排布的电子数
S：1s22s22p63s23p4
或[Ne]3s23p4
S2－：1s22s22p63s23p6
电子排布图(轨道表示式)
表示每个原子轨道中电子的运动状态
价电子排布式或排布图
表示价电子的排布
核心知识四：元素推断题的一般解题方法
【关键突破】一般的推断题在解题时最关键的是寻找突破口，当然，寻找突破口就需要有相应的基础知识。在寻找到突破口后再遵循一定的思路进行推导。
（1）原子结构、元素性质及元素在周期表中的位置之间的关系
规律(0族元素除外)：①核外电子层数＝周期数。
②主族元素的最外层电子数＝价电子数＝主族序数＝最高正价(个别例外)。
③质子数＝原子序数＝核外电子数＝核电荷数。
④负价绝对值＝8－主族序数(限ⅣA～ⅦA族)。
（2）同主族从上到下：电子层数越大→原子半径越大→原子核对核外电子的吸引力越小→失电子能力增强，得电子能力减弱，金属性增强，非金属性减弱。
(3)同周期从左到右：电子层数相同，核电荷数增大→原子半径减小→原子核对核外电子的吸引力增强→失电子能力减弱，得电子能力增强→元素的金属性减弱，非金属性增强。
（4）解题思路：有关原子结构的元素推断题，主要是根据原子结构、元素周期表、元素周期律的知识及相关已知条件，推算原子序数、判断元素在周期表中的位置等，然后再根据“位”“构”“性”之间的关系得到其他相关结论。
【方法点拨】在推断题的题干中往往隐含着一些有用的信息。其中，结构特征、性质特征、反应现象及特征数据等信息都是解推断题的突破口。这些突破口有些是显而易见的，有些则可能是隐蔽的，在解题时只有以此为依据，展开分析讨论，才能够顺利得出结论。
活动三、对点典例剖析
【典例1】元素周期表长周期共有18个纵行，从左到右排为18列，即碱金属是第1列，稀有气体是第18列。按这种规定，下列说法正确的是( )
A．第9列元素中没有非金属
B．第15列元素的原子最外层的电子排布是ns2np5
C．最外层电子排布为ns2的元素一定在第二列
D．第11、12列为d区的元素
【答案】 A
【解析】 第9列是过渡元素中的第Ⅷ族元素，全部是金属元素，A正确；第15列是第ⅤA族元素，原子的最外层电子排布是ns2np3，故B不正确；最外层电子排布为ns2的元素除第二列(第ⅡA族)外，还有零族的氦元素及众多的过渡元素，故C不正确；第11、12列是第ⅠB、ⅡB族元素，为ds区元素，故D不正确。
【典例2】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．当各轨道处于全满、半满、全空时原子较稳定
D．同一周期中，碱金属元素的第一电离能最大
【答案】 C
【解析】 同周期元素中，从左至右原子半径依次减小，所以同周期元素中，ⅦA族元素的原子半径最小，A错误；ⅥA族元素的原子，其半径越大，越不容易得电子，B错误；当各轨道处于全满、半满、全空时，能量最低，原子较稳定，C正确；同一周期中，碱金属元素的第一电离能最小，D错误。
【典例3】下列关于钠元素的几种表达式错误的是( )
A．Na＋的电子排布图：
B．Na＋的结构示意图：
C．Na的电子排布式：1s22s22p53s2
D．Na的简化电子排布式：[Ne]3s1
【答案】 C
【解析】 A项，钠离子核外电子数为10，核外电子排布式为1s22s22p6，电子排布图：
；B项，Na＋的结构示意图为；C项，基态Na原子的电子排布式：1s22s22p63s1，符合题意；D项，Na的简化电子排布式：[Ne]3s1。
【典例4】A、B、C、D、E、F为短周期六种元素，原子序数依次增大，其中A与E同主族且能形成离子化合物EA，B与F同主族，E与F同周期。D的核电荷数是B的最外层电子数的2倍，单质F是一种重要的半导体材料。则下列推断中不正确的是( )
A．由A、C、D三种元素组成的化合物可以是离子化合物
B．F与D形成的化合物熔点高，可以与某种酸反应
C．原子半径由大到小的顺序是：E>F>C>D
D．五种元素中最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是D
【答案】 D
【解析】 单质硅(F)是半导体材料，则B是碳元素；碳的最外层电子数是4，故D的核电荷数是8为氧；根据原子序数递增，C为氮元素；同主族元素能够形成离子化合物，A、E为氢元素和钠元素。NH4NO3为离子化合物，A项正确；SiO2为空间网状结构，熔化需要破坏共价键，熔点高，但是能够与HF酸反应，B项正确；根据原子半径递变规律，C项正确；最高价氧化物对应水化物酸性最强的是HNO3(C)，D项错误。
【课堂检测】1．下列各项叙述正确的是( )
A．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态
B．价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素
C．所有原子任一能层的s电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同
D．24Cr原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d44s2
【答案】 C
【解析】 镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子吸收能量，由基态转化成激发态，A错误；价电子排布为5s25p1的元素，位于第五周期第ⅢA族，是p区元素，B错误；所有原子任一能层的s电子云轮廓图都是球形，能层越大，球的半径越大，C正确；24Cr原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s1，半充满轨道能量较低，D错误。
2．下列说法或有关化学用语的表达正确的是( )
A．在基态多电子原子中，p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
B．基态Fe原子的外围电子排布图为
C．因氧元素电负性比氮元素大，故氧原子第一电离能比氮原子第一电离能大
D．根据原子核外电子排布的特点，Cu在元素周期表中位于s区
【答案】 B
【解析】 同一能层中的p轨道电子能量一定比s轨道电子能量高，但外层s轨道电子能量比内层p轨道电子能量高，A错误；基态铁原子外围电子排布式为3d64s2，外围电子排布图为B正确；N原子的2p轨道处于半充满状态，第一电离能大于氧原子，C错误；Cu的外围电子排布式为3d104s1，位于元素周期表的ds区，D错误。
3．微粒M和N，肯定属于同族元素且化学性质相似的是( )
A．原子核外电子排布式：M为1s22s2，N为1s2
B．结构示意图：M为，N为
C．M原子基态2p轨道上有一对成对电子，N原子基态3p轨道上有一对成对电子
D．M原子基态2p轨道上有1个未成对电子，N原子基态3p轨道上有1个未成对电子
【答案】 C
【解析】 A项，M为Be，N为He，两者不属于同主族，错误；B项，前者属于原子，后者属于离子，性质不相似，错误；C项，推断出M为O，N为S，属于同主族，性质具有相似性，正确；D项，有可能M为B、F，N为Al、Cl，不一定属于同一主族，错误。
4．A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层上电子数之和；C元素是第三周期第一电离能最小的元素；D元素是第三周期中第一电离能最大的元素。下列有关叙述错误的是( )
A．四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar
B．元素A、B、C两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等
C．元素A、C的简单离子的半径大小关系为AD．元素A、C的电负性大小关系为A>C
【答案】 C
【解析】 地壳中含量最多的元素为氧元素；由题意知B元素K层和L层电子数之和为10，则M层为8个，N层为2个，故B元素为钙元素；C是第三周期第一电离能最小的元素，C元素为钠元素；第三周期中第一电离能最大的元素为氩元素，D元素为氩元素。选项C中，A的简单离子O2－和C的简单离子Na＋具有相同的电子层结构，根据“序大径小”的规律知r(O2－)>r(Na＋)。
【课后提升】1．下列各项中的X和Y两种原子，化学性质一定相似的是( )
A．X原子和Y原子最外层都只有一个电子
B．X原子的核外电子排布为1s2，Y原子的核外电子排布为1s22s2
C．X原子的2p能级上有三个电子，Y原子的3p能级上有三个电子
D．X原子核外M层上仅有两个电子，Y原子核外N层上仅有两个电子
【答案】 C
【解析】 A项，最外层只有一个电子的原子有第ⅠA族、第ⅠB族、金属铬等，它们的化学性质不一定相似，A不正确；B项，X是0族的氦原子，Y是第ⅡA族的铍原子，二者化学性质不相似，B不正确；C项，X是第ⅤA族的氮原子，Y是第ⅤA族的磷原子，二者同主族，化学性质相似，C正确；D项，X是第ⅡA族的镁原子，Y可以是第四周期的钙、钪、钛、钒、锰、铁、钴、镍、锌等，显然D不正确。
2．下列关于电离能和电负性的说法不正确的是( )
A．第一电离能的大小：Mg>Al
B．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳
C．Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是碳
D．F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是F
【答案】 B
【解析】 同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族元素的第一电离能比相邻的第ⅢA族元素的第一电离能大，A正确；同一主族元素的第一电离能自上而下逐渐减小，锗的第一电离能低于碳，B不正确；Ni的价电子排布为3d84s2，未成对电子数为2，第二周期未成对电子数为2的元素有C和O，同周期从左到右电负性逐渐增大，则电负性C3.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外围电子排布为3s23p6的原子 ③其3p轨道为半充满的原子 ④正三价的阳离子的电子层结构与氖原子结构相同
A．①②③④
B．③①②④
C．②③①④
D．②④①③
【答案】 C
【解析】 本题考查同周期元素第一电离能的递变规律，题中所述结构的原子都是第三周期元素。②是稀有气体Ar，其第一电离能最大。①是硫原子，③是磷原子，④是铝原子。根据规律I1(Al)最小，S虽然在P的右边，但磷原子3p轨道是3p3半充满结构，较稳定，故I1(P)>I1(S)。
4．下列说法或有关化学用语的使用正确的是( B )
A．在基态多电子原子中，p轨道电子的能量一定高于s轨道电子的能量
B．Fe原子的外围电子排布图为
C．氧的电负性比氮大，故氧元素的第一电离能比氮元素的第一电离能大
D．铜原子的外围电子排布式为3d94s2
【答案】 B
【解析】 A项，在基态多电子原子中，(n－1)p轨道上电子的能量低于ns轨道上电子的能量，错误。C项，氧的电负性比氮大，但由于第ⅤA族元素的第一电离能出现反常，故氧元素的第一电离能比氮元素的第一电离能小，错误。D项，d轨道全充满时原子更稳定，铜原子的外围电子排布式为3d104s1，错误。
5．下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素的强的是( )
①HCl比H2S稳定；②HClO的氧化性比H2SO4强；③HClO4的酸性比H2SO4强；④Cl2能与H2S反应生成S；⑤Cl原子最外层有7个电子，S原子最外层有6个电子；⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeS。
A．②⑤ B．①②⑥ C．①②④ D．①③⑤
【答案】 A
【解析】 含氧酸的氧化性不能作为判断非金属性强弱的依据，而最外层电子数多非金属性不一定强。
6.W、X、Y、Z是四种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如图所示。已知W的一种核素的质量数为18，中子数为10；X和Ne原子的核外电子数相差1；Y的单质是一种常见的半导体材料；Z的电负性在同周期主族元素中最大。
(1)X位于元素周期表中第________周期第________族；W的基态原子核外有________个未成对电子。
(2)Y与Z形成的化合物和足量水反应，生成一种弱酸和一种强酸，该反应的化学方程式是________。
(3)在25
℃、101
kPa下，已知Y的气态氢化物在氧气中完全燃烧后恢复至原状态，平均每转移1
mol
电子放热190.0
kJ，该反应的热化学方程式是________。
【答案】 (1)三 ⅠA 2
(2)SiCl4＋3H2O===H2SiO3↓＋4HCl
(3)SiH4(g)＋2O2(g)===SiO2(s)＋2H2O(l)
ΔH＝－1
520.0
kJ·mol－1
【解析】 W的质子数Z＝A－N＝18－10＝8，则W为氧；X和Ne的核外电子数相差1，且图中X的原子半径大于W，则X为钠；Y的单质是一种常见的半导体材料，则Y为硅；Z的原子序数大于Y，且在同周期主族元素中电负性最大，则Z为氯。
(1)Na在元素周期表中位于第三周期第ⅠA族。O的基态原子的轨道表示式为，故有2个未成对电子。
(2)SiCl4与H2O反应的化学方程式为SiCl4＋3H2O===H2SiO3↓＋4HCl。
(3)1
mol
SiH4与足量O2反应，转移8
mol
电子，该反应的热化学方程式为SiH4(g)＋2O2(g)===SiO2(s)＋2H2O(l)
ΔH＝－1
520.0
kJ·mol－1。
