《1.2 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)》同步練習(xí)

學(xué)而優(yōu)教有方PAGEPAGE1原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)[學(xué)習(xí)目標(biāo)]1.知道元素周期表中的分區(qū)、周期和族及元素原子核外電子排布特征，能從原子價(jià)層電子數(shù)目和價(jià)層申子排布的角度解釋元素周期表的分區(qū)、周期和族的劃分，發(fā)展“宏觀辨識與微觀探析”學(xué)科核心素養(yǎng)。2.了解元素周期律(表）的應(yīng)用價(jià)值，能列舉元素周期律（表）的應(yīng)用。3.認(rèn)識元素的原子半徑、第一電離能、電負(fù)性等元素性質(zhì)的周期性變化，知道原子核外電子排布呈現(xiàn)周期性變化是導(dǎo)致元素性質(zhì)周期性變化的原因。4.能說出元素電離能、電負(fù)性的含義，能描述主族元素第一電離能、電負(fù)性變化的一般規(guī)律，能從電子排布的角度對這一規(guī)律進(jìn)行解釋，發(fā)展“宏觀辨識與微觀探析”學(xué)科核心素養(yǎng)。課前預(yù)習(xí)課前預(yù)習(xí)一、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表1、元素周期律：元素的性質(zhì)隨元素原子的遞增發(fā)生遞變。2、元素周期系：元素按其原子遞增排列的序列。3、元素周期表：的表格，元素周期系只有一個(gè)，元素周期表多種多樣。4、三張有重要?dú)v史意義的周期表(1)門捷列夫周期表：門捷列夫周期表又稱周期表，重要特征是從第周期開始每個(gè)周期截成兩截，第族分族，第族稱為過渡元素。(2)維爾納周期表維爾納周期表是，每個(gè)周期一行，各族元素、過渡金屬、稀有氣體、鑭系和錒系，各有各的位置，同族元素，它確定了前個(gè)周期的元素種類。(3)玻爾元素周期表玻爾元素周期表特別重要之處是把21～28、39～46等元素用框起，這說明他已經(jīng)認(rèn)識到，這些框內(nèi)元素的原子新增加的是填入的，他已經(jīng)用原子結(jié)構(gòu)解釋元素周期系了，玻爾元素周期表確定了第周期為種元素。（二）構(gòu)造原理與元素周期表1、元素周期表的基本結(jié)構(gòu)(1)周期元素種數(shù)的確定第一周期從開始，以結(jié)束，只有兩種元素。其余各周期總是從能級開始，以結(jié)束，從ns能級開始以np結(jié)束遞增的(或電子數(shù))就等于每個(gè)周期里的元素?cái)?shù)目。(2)元素周期表的形成若以一個(gè)方格代表一種元素，每個(gè)排一個(gè)橫排，并按s、p、d、f分段，左側(cè)對齊，可得到如下元素周期表：3、元素的對角線規(guī)則(1)在元素周期表中，某些族元素與其右下方的族元素(如圖)的有些性質(zhì)是相似的(如鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過氧化物)，這種相似性被稱為“”。(2)處于“對角線”位置的元素，它們的具有相似性。二、元素周期律（一）原子半徑1、影響原子半徑大小的因素(1)電子的能層數(shù)：電子的能層越多，電子之間的作用使原子半徑。(2)核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越，核對電子的吸引作用就越，使原子半徑。2、原子半徑的遞變規(guī)律(1)同周期：從左至右，核電荷數(shù)越，半徑越。(2)同主族：從上到下，核電荷數(shù)越，半徑越。3、原子或離子半徑的比較方法(1)同種元素的離子半徑：陰離子于原子，原子于陽離子，低價(jià)陽離子于高價(jià)陽離子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。(2)能層結(jié)構(gòu)相同的離子：核電荷數(shù)越，半徑越。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。(3)帶相同電荷的離子：能層數(shù)越，半徑越。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)(Se2－)＜r(Te2－)。(4)核電荷數(shù)、能層數(shù)均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K＋)與r(Mg2＋)，可選r(Na＋)為參照，r(K＋)r(Na＋)r(Mg2＋)。（二）元素的電離能1、元素第一電離能的概念與意義(1)概念①第一電離能：電中性原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為正離子所需要的叫做第一電離能，符號：。②逐級電離能：氣態(tài)基態(tài)價(jià)正離子再一個(gè)電子成為氣態(tài)基態(tài)價(jià)正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會(huì)更加，因此同一原子的各級電離能之間存在如下關(guān)系：I1<I2<I3……(2)意義：可以衡量元素的原子一個(gè)電子的程度。第一電離能數(shù)值越，原子越容易失去一個(gè)電子；第一電離能數(shù)值越，原子越失去一個(gè)電子。2、元素第一電離能變化規(guī)律(1)每個(gè)周期的第一種元素的第一電離能，最后一種元素的第一電離能，即一般來說，隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈趨勢。(2)同一族，從上到下第一電離能逐漸。3、電離能的應(yīng)用(1)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素原子核外電子的排布及元素的化合價(jià)。如Li：I1?I2<I3，表明Li原子核外的個(gè)電子排布在兩個(gè)能層上(K、L能層)，且最外層上只有一個(gè)電子，易失去形成陽離子。(2)判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱：I1越，元素的非金屬性越；I1越小，元素的金屬性越。（三）、有關(guān)概念與意義1、(1)鍵合電子：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成的電子稱為。(2)電負(fù)性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子的大小。電負(fù)性越的原子，對鍵合電子的吸引力越。(3)電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)。2、遞變規(guī)律(1)同周期，自左到右，元素的電負(fù)性逐漸，元素的非金屬性逐漸、金屬性逐漸。(2)同主族，自上到下，元素的電負(fù)性逐漸，元素的金屬性逐漸、非金屬性逐漸。3、應(yīng)用(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱①金屬的電負(fù)性一般1.8，非金屬的電負(fù)性一般1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。②金屬元素的電負(fù)性，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性，非金屬元素越活潑。(2)判斷元素的化合價(jià)①電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力，元素的化合價(jià)為。②電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力，元素的化合價(jià)為。(3)判斷化合物的類型如H的電負(fù)性為2.1，Cl的電負(fù)性為3.0，Cl的電負(fù)性與H的電負(fù)性之差為3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl為共價(jià)化合物；如Al的電負(fù)性為1.5，Cl的電負(fù)性與Al的電負(fù)性之差為3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3為共價(jià)化合物；同理，BeCl2也是共價(jià)化合物。（四）元素周期律的綜合應(yīng)用1、同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律性質(zhì)同一周期(從左到右)同一主族(從上到下)核外電子的排布能層數(shù)最外層電子數(shù)1→2或8金屬性非金屬性單質(zhì)的氧化性、還原性最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物的酸堿性氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性第一電離能(但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA)電負(fù)性知識點(diǎn)總結(jié)知識點(diǎn)總結(jié)一．元素周期表的基本結(jié)構(gòu)1．元素周期律、元素周期系和元素周期表1869年，門捷列夫發(fā)現(xiàn)，按相對原子質(zhì)量從小到大的順序?qū)⒃嘏帕衅饋?，得到一個(gè)元素序列，并從最輕的元素氫開始進(jìn)行編號，稱為原子序數(shù)，這個(gè)序列中的元素性質(zhì)隨著原子序數(shù)遞增發(fā)生周期性的重復(fù)，這一規(guī)律被門捷夫稱作元素周期律。1913年，英國物理學(xué)家莫塞萊證明原子序數(shù)即原子核電荷數(shù)。隨后元素周期律表述為元素的性質(zhì)隨元素原子的核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性遞變。元素的這一按其原子核電荷數(shù)遞增排列的序列稱為元素周期系。元素周期表是呈現(xiàn)元素周期系的表格。元素周期系只有一個(gè)，元素周期表多種多樣。2．周期元素種數(shù)的確定第一周期從1s1開始，以1s2結(jié)束，只有兩種元素。其余各周期總是從ns能級開始，以np結(jié)束，從ns能級開始以np結(jié)束遞增的核電荷數(shù)(或電子數(shù))就等于每個(gè)周期里的元素?cái)?shù)目。周期ns～np電子數(shù)元素?cái)?shù)目一1s1～222二2s1～22p1～688三3s1～23p1～688四4s1～23d1～104p1～61818五5s1～24d1～105p1～61818六6s1～24f1～145d1～106p1～63232七7s1～25f1～146d1～107p1～632323．元素周期表的形成若以一個(gè)方格代表一種元素，每個(gè)周期排一個(gè)橫排，并按s、p、d、f分段，左側(cè)對齊，可得到如下元素周期表：若將p段與p段對齊，d段與d段對齊、f段單獨(dú)列出，將2s2與p段末端對齊，則得到書末的元素周期表二．元素周期表探究1．元素周期表的結(jié)構(gòu)元素周期表eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(周期：7個(gè)共7個(gè)橫行\(zhòng)b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(短周期：3個(gè)第一、二、三周期,長周期：4個(gè)第四、五、六、七周期)),族：16個(gè)共18個(gè)縱列\(zhòng)b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(主族：7個(gè)ⅠA～ⅦA族,副族：7個(gè)ⅢB～ⅦB族，ⅠB～ⅡB族,Ⅷ族：1個(gè)第8、9、10縱列,0族：1個(gè)稀有氣體元素))))2．元素周期表的分區(qū)（1）根據(jù)核外電子的排布分區(qū)按電子排布式中最后填入電子的能級符號可將元素周期表分為s、p、d、f4個(gè)區(qū)，而ⅠB、ⅡB族這2個(gè)縱行的元素的核外電子因先填滿了(n－1)d能級而后再填充ns能級而得名ds區(qū)。5個(gè)區(qū)的位置關(guān)系如下圖所示。（2）根據(jù)元素的金屬性和非金屬性分區(qū)三．元素的對角線規(guī)則1．在元素周期表中，某些主族元素與其右下方的主族元素(如圖)的有些性質(zhì)是相似的(如鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過氧化物)，這種相似性被稱為“對角線規(guī)則”。2．處于“對角線”位置的元素，它們的性質(zhì)具有相似性。四．原子半徑1．影響原子半徑大小的因素(1)電子的能層數(shù)：電子的能層越多，電子之間的排斥作用使原子半徑增大。(2)核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用就越大，使原子半徑減小。2．原子半徑的遞變規(guī)律(1)同周期：從左至右，核電荷數(shù)越大，半徑越小。(2)同主族：從上到下，核電荷數(shù)越大，半徑越大。3．原子或離子半徑的比較方法(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價(jià)陽離子大于高價(jià)陽離子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。(2)能層結(jié)構(gòu)相同的離子：核電荷數(shù)越大，半徑越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。(3)帶相同電荷的離子：能層數(shù)越多，半徑越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。(4)核電荷數(shù)、能層數(shù)均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K＋)與r(Mg2＋)，可選r(Na＋)為參照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。五．電離能1．元素第一電離能的概念與意義(1)概念①第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能，符號：I1。②逐級電離能：氣態(tài)基態(tài)一價(jià)正離子再失去一個(gè)電子成為氣態(tài)基態(tài)二價(jià)正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會(huì)更加困難，因此同一原子的各級電離能之間存在如下關(guān)系：I1<I2<I3……(2)意義：可以衡量元素的原子失去一個(gè)電子的難易程度。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去一個(gè)電子；第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個(gè)電子。2．元素第一電離能變化規(guī)律(1)每個(gè)周期的第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，即一般來說，隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈增大趨勢。(2)同一族，從上到下第一電離能逐漸減小。3．電離能的應(yīng)用(1)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素原子核外電子的排布及元素的化合價(jià)。如Li：I1?I2<I3，表明Li原子核外的三個(gè)電子排布在兩個(gè)能層上(K、L能層)，且最外層上只有一個(gè)電子，易失去一個(gè)電子形成＋1價(jià)陽離子。(2)判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱：I1越大，元素的非金屬性越強(qiáng)；I1越小，元素的金屬性越強(qiáng)。六．電負(fù)性1．有關(guān)概念與意義(1)鍵合電子：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。(2)電負(fù)性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負(fù)性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。(3)電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)。2．遞變規(guī)律(1)同周期，自左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強(qiáng)、金屬性逐漸減弱。(2)同主族，自上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)、非金屬性逐漸減弱。3．應(yīng)用(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱①金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。②金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。(2)判斷元素的化合價(jià)①電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價(jià)為正值。②電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元素的化合價(jià)為負(fù)值。(3)判斷化合物的類型如H的電負(fù)性為2.1，Cl的電負(fù)性為3.0，Cl的電負(fù)性與H的電負(fù)性之差為3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl為共價(jià)化合物；如Al的電負(fù)性為1.5，Cl的電負(fù)性與Al的電負(fù)性之差為3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3為共價(jià)化合物；同理，BeCl2也是共價(jià)化合物。【大招總結(jié)】1.根據(jù)原子結(jié)構(gòu)特征判斷元素在元素周期表中的位置電子排布式eq\o(――→,\s\up7(確定))價(jià)電子排布式eq\o(――→,\s\up7(確定))2.影響原子半徑大小的因素(1)電子的能層數(shù)：電子的能層越多，電子之間的排斥作用使原子半徑增大。(2)核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用就越大，使原子半徑減小。3.原子半徑的遞變規(guī)律(1)同周期：從左至右，核電荷數(shù)越大，半徑越小。(2)同主族：從上到下，核電荷數(shù)越大，半徑越大。4.原子或離子半徑的比較方法(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價(jià)陽離子大于高價(jià)陽離子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。(2)能層結(jié)構(gòu)相同的離子：核電荷數(shù)越大，半徑越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。(3)帶相同電荷的離子：能層數(shù)越多，半徑越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。核電荷數(shù)、能層數(shù)均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K＋)與r(Mg2＋)，可選r(Na＋)為參照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。5元素第一電離能變化規(guī)律(1)每個(gè)周期的第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，即一般來說，隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈增大趨勢。(2)同一族，從上到下第一電離能逐漸減小。6.電負(fù)性遞變規(guī)律(1)同周期，自左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強(qiáng)、金屬性逐漸減弱。(2)同主族，自上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)、非金屬性逐漸減弱。7.第一電離能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。【例1】下列各項(xiàng)敘述中，正確的是（）A．鎂原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2時(shí)，原子釋放能量，由基態(tài)轉(zhuǎn)化成激發(fā)態(tài)B．價(jià)電子排布為5s25p1的元素位于第五周期第IA族，是s區(qū)元素C．在同一電子層上運(yùn)動(dòng)的電子，其自旋方向可以相同D．基態(tài)原子核外電子排布時(shí)，總是先排入ns能級再排入(n-1)d能級【例2】下列性質(zhì)的比較，不正確的是（）A．酸性： B．電負(fù)性：C．熱穩(wěn)定性： D．第一電離能：【例3】下列性質(zhì)的比較，不能用元素周期律解釋的是（）A．酸性： B．金屬性：C．熱穩(wěn)定性： D．氫化物的穩(wěn)定性：【例4】處于同一周期的A、B、C、D四種短周期元素，其氣態(tài)原子獲得一個(gè)電子所放出的能量A＞B＞C＞D．則下列說法正確的是（）A．元素的非金屬性：A＜B＜C＜DB．元素的電負(fù)性：A＜B＜C＜DC．元素的第一電離能：A＜B＜C＜DD．最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物的酸性：A＞B＞C＞D【例5】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序數(shù)依次增大，其中W、Y、Z組成的化合物M結(jié)構(gòu)如圖所示。下列有關(guān)說法正確的是（）A．簡單離子半徑：B．簡單氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：C．W的單質(zhì)不能與溶液反應(yīng)得到單質(zhì)D．W、Y形成的化合物中不可能含有共價(jià)鍵【例6】如表列出了某短周期元素的各級電離能數(shù)據(jù)(用、…表示，單位為)…7401500773210500下列關(guān)于元素的判斷正確的是（）A．元素的原子最外層有4個(gè)電子B．元素位于元素周期表中第ⅢA族C．元素基態(tài)原子的電子排布式可能為D．的最高正價(jià)為＋2價(jià)【例7】短周期元素X、Y、Z、W的原子序數(shù)依次增大。用表中信息判斷下列說法正確的是（）元素最高價(jià)氧化物的水化物XYZW分子式H3ZO40.1mol·L-1溶液對應(yīng)的pH1.0013.001.570.70A．元素電負(fù)性：Z<WB．簡單離子半徑：W<YC．元素第一電離能：Z<WD．簡單氫化物的還原性：X>Z一、單選題1．下面是第2周期部分元素基態(tài)原子的軌道表示式，據(jù)此下列說法錯(cuò)誤的是A．每個(gè)原子軌道中最多只能容納2個(gè)電子B．電子排布在能量相同的軌道時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)不同的軌道C．每個(gè)電子層所具有的軌道類型的種數(shù)等于電子層的序數(shù)(n)D．若原子軌道中有2個(gè)電子，則其自旋方向相反2．核電荷數(shù)小于18的兩種元素X、Y，核電荷數(shù)：Y>X，兩種元素原子的核外電子層數(shù)不同，X元素原子的最外層與最內(nèi)層電子數(shù)之比為3∶1，Y元素原子的最外層只有1個(gè)電子。下列有關(guān)這兩種元素形成的化合物的說法不正確的是A．X、Y可以形成兩種常見化合物B．X、Y形成的化合物均具有較強(qiáng)的氧化性C．X、Y形成的兩種常見化合物溶于水所形成的溶液均具有堿性D．X、Y形成的兩種常見化合物中，Y的化合價(jià)相同3．用如圖裝置進(jìn)行實(shí)驗(yàn)，將液體A逐滴加入到固體B中，下列敘述不正確的是

A．若A為濃鹽酸，B為Na2CO3，C中盛有Na2SiO3溶液，則C中溶液出現(xiàn)白色沉淀，證明酸性：H2CO3>H2SiO3B．若A為稀硫酸，B為Na2CO3，C中盛有Na2SiO3溶液，則C中溶液出現(xiàn)白色沉淀，證明非金屬性：S>C>SiC．若A為濃鹽酸，B為KMnO4，C中盛石蕊溶液，則C中溶液先變紅后褪色D．裝置D起防止倒吸作用4．應(yīng)用元素周期律可預(yù)測我們不知道的一些元素及其化合物的性質(zhì)。下列預(yù)測不正確的是①鈹(Be)的氧化物的水化物可能具有兩性②鉈(Tl)能與鹽酸和NaOH溶液反應(yīng)均產(chǎn)生氫氣③砹(At)單質(zhì)為有色固體，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸④Li在氧氣中劇烈燃燒，得到的產(chǎn)物的溶液是一種強(qiáng)堿⑤硫酸鍶(SrSO4)可能是難溶于水的白色固體⑥硒化氫(H2Se)無色，有毒，比H2S穩(wěn)定A．①②③④ B．②④⑥ C．①③⑤ D．②④⑤5．原子結(jié)構(gòu)模型的演變歷史給我們的啟迪是A．道爾頓原子學(xué)說存在著缺陷或錯(cuò)誤，因而沒有積極的作用B．科學(xué)發(fā)現(xiàn)是有止境的C．原子結(jié)構(gòu)屬于客觀事實(shí)，沒有必要去揭示它D．沒有科學(xué)實(shí)驗(yàn)，就沒有科學(xué)發(fā)現(xiàn)6．下列說法不是研究分子空間結(jié)構(gòu)時(shí)重點(diǎn)探討的問題的是A．有些元素能形成同素異形體B．有機(jī)化合物存在同分異構(gòu)現(xiàn)象C．分子中各原子的連接順序、連接方式以及原子在分子中的空間相對位置的確定D．同位素問題7．已知X、Y和Z三種元素的原子序數(shù)之和等于42,X元素原子的4p軌道上有3個(gè)未成對電子，Y元素原子的最外層2p軌道上有2個(gè)未成對電子。X與Y可形成化合物X2Y3，Z元素可形成負(fù)一價(jià)離子。下列說法正確的是A．X元素基態(tài)原子的電子排布式為[Ar]4s24p3B．X元素是第四周期第VA族元素C．Y元素原子的軌道表示式為D．Z元素的單質(zhì)Z2在氧氣中不能燃燒8．下列說法或有關(guān)化學(xué)用語的表述正確的是A．在基態(tài)多電子原子中，p能級電子能量一定高于s能級電子能量B．基態(tài)Fe原子的外圍電子軌道表示式為C．因O的電負(fù)性比N大，故O的第一電離能比N也大D．根據(jù)原子核外電子排布的特點(diǎn)，Cu在元素周期表中位于s區(qū)9．當(dāng)汽車遭受一定碰撞力量以后，安全氣囊中的物質(zhì)會(huì)發(fā)生劇烈的反應(yīng)：NaN3+KNO3=K2O+Na2O+N2↑(未配平)，生成大量氣體。下列說法正確的是A．半徑大?。簉(Na+)<r(N3-) B．電負(fù)性大小：χ(N)>χ(O)C．第一電離能：I1(K)>I1(Na) D．堿性強(qiáng)弱：KOH<NaOH10．科學(xué)家合成了一種新的共價(jià)化合物(結(jié)構(gòu)如圖所示)，X、Y、Z、W為原子序數(shù)依次增大的短周期元素，W的原子序數(shù)等于X與Y的原子序數(shù)之和。下列說法錯(cuò)誤的是A．元素X、Y、Z的最高正價(jià)等于其原子的最外層電子數(shù)B．電負(fù)性：C．Z的單質(zhì)與水能發(fā)生置換反應(yīng)D．原子序數(shù)為82的元素與W位于同一主族二、填空題11．如圖是四種粒子的結(jié)構(gòu)示意圖：

(1)上述粒子中其單質(zhì)既能與酸反應(yīng)又能與堿反應(yīng)的元素是(填字母)，將其加入氫氧化鈉溶液反應(yīng)的離子方程式為。(2)B單質(zhì)與水發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為。(3)電子層結(jié)構(gòu)與C相同、化學(xué)性質(zhì)最穩(wěn)定的元素原子的核電荷數(shù)是，用原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的關(guān)系說明它化學(xué)性質(zhì)穩(wěn)定的原因。(4)在核電荷數(shù)1~10的元素內(nèi)，列舉兩個(gè)與C的電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，寫出離子的符號：。12．下表列出了①~④四種元素在周期表中的位置．

族周期IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA02①3②③4④回答下列問題：(1)①的元素符號為。(2)②的基態(tài)原子電子排布式為。(3)③和④中原子半徑較大的是(填元素符號)。(4)如圖是③原子中s電子和p電子的電子云輪廓圖。s電子的電子云形狀為形；每個(gè)p能級都有個(gè)相互垂直的電子云。13．C、N、O、Al、Si、Cu是常見的六種元素。(1)Si位于元素周期表第周期第族，其基態(tài)原子的軌道表示式為。(2)Cu的基態(tài)原子的電子排布式為。(3)原子半徑：AlSi，電負(fù)性：NO，第一電離能：CN。(用“>”或“＜”填空)(4)Ge元素的最外層基態(tài)電子排布為4s24p2，Ge元素可能的性質(zhì)或應(yīng)用有_______。A．是一種活潑的金屬元素 B．其電負(fù)性大于硅C．其單質(zhì)可作為半導(dǎo)體材料 D．其第一電離能小于硅14．下表是某些短周期元素的電負(fù)性數(shù)值(鮑林標(biāo)度)。元素符號NOFPS電負(fù)性數(shù)值1.01.53.03.54.00.91.21.52.12.53.0(1)根據(jù)表中數(shù)據(jù)歸納元素的電負(fù)性的變化規(guī)律。(2)試推測，前四周期元素中電負(fù)性最小的元素與電負(fù)性最大的元素分別是元素，寫出這兩種元素形成的化合物的電子式。(3)預(yù)測元素電負(fù)性的范圍。(4)一般認(rèn)為，如果兩種成鍵元素之間的電負(fù)性差值大于1.7，它們的原子之間通常形成離子鍵，電負(fù)性差值小于1.7通常形成共價(jià)鍵。請據(jù)此預(yù)測屬于離子化合物還是共價(jià)化合物。15．下表為、、的部分電離能()數(shù)值。電離能元素49673857745621451181769127733274595431054011575分析上表中各元素電離能的變化，回答下列問題：(1)、、元素的第一電離能從大到小的順序是(2)為什么同一元素的各級電離能逐級增大？(3)上表中所呈現(xiàn)的電離能變化規(guī)律與三種元素的原子結(jié)構(gòu)有什么關(guān)聯(lián)？

參考答案第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)[學(xué)習(xí)目標(biāo)]1.知道元素周期表中的分區(qū)、周期和族及元素原子核外電子排布特征，能從原子價(jià)層電子數(shù)目和價(jià)層申子排布的角度解釋元素周期表的分區(qū)、周期和族的劃分，發(fā)展“宏觀辨識與微觀探析”學(xué)科核心素養(yǎng)。2.了解元素周期律(表）的應(yīng)用價(jià)值，能列舉元素周期律（表）的應(yīng)用。3.認(rèn)識元素的原子半徑、第一電離能、電負(fù)性等元素性質(zhì)的周期性變化，知道原子核外電子排布呈現(xiàn)周期性變化是導(dǎo)致元素性質(zhì)周期性變化的原因。4.能說出元素電離能、電負(fù)性的含義，能描述主族元素第一電離能、電負(fù)性變化的一般規(guī)律，能從電子排布的角度對這一規(guī)律進(jìn)行解釋，發(fā)展“宏觀辨識與微觀探析”學(xué)科核心素養(yǎng)。課前預(yù)習(xí)課前預(yù)習(xí)一、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表1、元素周期律：元素的性質(zhì)隨元素原子的核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性遞變。2、元素周期系：元素按其原子核電荷數(shù)遞增排列的序列。3、元素周期表：呈現(xiàn)周期系的表格，元素周期系只有一個(gè)，元素周期表多種多樣。4、三張有重要?dú)v史意義的周期表(1)門捷列夫周期表：門捷列夫周期表又稱短式周期表，重要特征是從第四周期開始每個(gè)周期截成兩截，第1～7族分主副族，第八族稱為過渡元素。(2)維爾納周期表維爾納周期表是特長式周期表，每個(gè)周期一行，各族元素、過渡金屬、稀有氣體、鑭系和錒系，各有各的位置，同族元素上下對齊，它確定了前五個(gè)周期的元素種類。(3)玻爾元素周期表玻爾元素周期表特別重要之處是把21～28、39～46等元素用方框框起，這說明他已經(jīng)認(rèn)識到，這些框內(nèi)元素的原子新增加的電子是填入內(nèi)層軌道的，他已經(jīng)用原子結(jié)構(gòu)解釋元素周期系了，玻爾元素周期表確定了第六周期為32種元素。（二）構(gòu)造原理與元素周期表1、元素周期表的基本結(jié)構(gòu)(1)周期元素種數(shù)的確定第一周期從1s1開始，以1s2結(jié)束，只有兩種元素。其余各周期總是從ns能級開始，以np結(jié)束，從ns能級開始以np結(jié)束遞增的核電荷數(shù)(或電子數(shù))就等于每個(gè)周期里的元素?cái)?shù)目。(2)元素周期表的形成若以一個(gè)方格代表一種元素，每個(gè)周期排一個(gè)橫排，并按s、p、d、f分段，左側(cè)對齊，可得到如下元素周期表：3、元素的對角線規(guī)則(1)在元素周期表中，某些主族元素與其右下方的主族元素(如圖)的有些性質(zhì)是相似的(如鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過氧化物)，這種相似性被稱為“對角線規(guī)則”。(2)處于“對角線”位置的元素，它們的性質(zhì)具有相似性。二、元素周期律（一）原子半徑1、影響原子半徑大小的因素(1)電子的能層數(shù)：電子的能層越多，電子之間的排斥作用使原子半徑增大。(2)核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用就越大，使原子半徑減小。2、原子半徑的遞變規(guī)律(1)同周期：從左至右，核電荷數(shù)越大，半徑越小。(2)同主族：從上到下，核電荷數(shù)越大，半徑越大。3、原子或離子半徑的比較方法(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價(jià)陽離子大于高價(jià)陽離子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。(2)能層結(jié)構(gòu)相同的離子：核電荷數(shù)越大，半徑越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。(3)帶相同電荷的離子：能層數(shù)越多，半徑越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜(Se2－)＜r(Te2－)。(4)核電荷數(shù)、能層數(shù)均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K＋)與r(Mg2＋)，可選r(Na＋)為參照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。（二）元素的電離能1、元素第一電離能的概念與意義(1)概念①第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能，符號：I1。②逐級電離能：氣態(tài)基態(tài)一價(jià)正離子再失去一個(gè)電子成為氣態(tài)基態(tài)二價(jià)正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會(huì)更加困難，因此同一原子的各級電離能之間存在如下關(guān)系：I1<I2<I3……(2)意義：可以衡量元素的原子失去一個(gè)電子的難易程度。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去一個(gè)電子；第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個(gè)電子。2、元素第一電離能變化規(guī)律(1)每個(gè)周期的第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，即一般來說，隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈增大趨勢。(2)同一族，從上到下第一電離能逐漸減小。3、電離能的應(yīng)用(1)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素原子核外電子的排布及元素的化合價(jià)。如Li：I1?I2<I3，表明Li原子核外的三個(gè)電子排布在兩個(gè)能層上(K、L能層)，且最外層上只有一個(gè)電子，易失去一個(gè)電子形成＋1價(jià)陽離子。(2)判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱：I1越大，元素的非金屬性越強(qiáng)；I1越小，元素的金屬性越強(qiáng)。（三）、有關(guān)概念與意義1、(1)鍵合電子：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。(2)電負(fù)性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負(fù)性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。(3)電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)。2、遞變規(guī)律(1)同周期，自左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強(qiáng)、金屬性逐漸減弱。(2)同主族，自上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)、非金屬性逐漸減弱。3、應(yīng)用(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱①金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。②金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。(2)判斷元素的化合價(jià)①電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價(jià)為正值。②電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元素的化合價(jià)為負(fù)值。(3)判斷化合物的類型如H的電負(fù)性為2.1，Cl的電負(fù)性為3.0，Cl的電負(fù)性與H的電負(fù)性之差為3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl為共價(jià)化合物；如Al的電負(fù)性為1.5，Cl的電負(fù)性與Al的電負(fù)性之差為3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3為共價(jià)化合物；同理，BeCl2也是共價(jià)化合物。（四）元素周期律的綜合應(yīng)用1、同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律性質(zhì)同一周期(從左到右)同一主族(從上到下)核外電子的排布能層數(shù)相同增加最外層電子數(shù)1→2或8相同金屬性減弱增強(qiáng)非金屬性增強(qiáng)減弱單質(zhì)的氧化性、還原性氧化性增強(qiáng)減弱還原性減弱增強(qiáng)最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物的酸堿性酸性增強(qiáng)減弱堿性減弱增強(qiáng)氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性增強(qiáng)減弱第一電離能增大(但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA)減小電負(fù)性變大變小知識點(diǎn)總結(jié)知識點(diǎn)總結(jié)一．元素周期表的基本結(jié)構(gòu)1．元素周期律、元素周期系和元素周期表1869年，門捷列夫發(fā)現(xiàn)，按相對原子質(zhì)量從小到大的順序?qū)⒃嘏帕衅饋恚玫揭粋€(gè)元素序列，并從最輕的元素氫開始進(jìn)行編號，稱為原子序數(shù)，這個(gè)序列中的元素性質(zhì)隨著原子序數(shù)遞增發(fā)生周期性的重復(fù)，這一規(guī)律被門捷夫稱作元素周期律。1913年，英國物理學(xué)家莫塞萊證明原子序數(shù)即原子核電荷數(shù)。隨后元素周期律表述為元素的性質(zhì)隨元素原子的核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性遞變。元素的這一按其原子核電荷數(shù)遞增排列的序列稱為元素周期系。元素周期表是呈現(xiàn)元素周期系的表格。元素周期系只有一個(gè)，元素周期表多種多樣。2．周期元素種數(shù)的確定第一周期從1s1開始，以1s2結(jié)束，只有兩種元素。其余各周期總是從ns能級開始，以np結(jié)束，從ns能級開始以np結(jié)束遞增的核電荷數(shù)(或電子數(shù))就等于每個(gè)周期里的元素?cái)?shù)目。周期ns～np電子數(shù)元素?cái)?shù)目一1s1～222二2s1～22p1～688三3s1～23p1～688四4s1～23d1～104p1～61818五5s1～24d1～105p1～61818六6s1～24f1～145d1～106p1～63232七7s1～25f1～146d1～107p1～632323．元素周期表的形成若以一個(gè)方格代表一種元素，每個(gè)周期排一個(gè)橫排，并按s、p、d、f分段，左側(cè)對齊，可得到如下元素周期表：若將p段與p段對齊，d段與d段對齊、f段單獨(dú)列出，將2s2與p段末端對齊，則得到書末的元素周期表二．元素周期表探究1．元素周期表的結(jié)構(gòu)元素周期表eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(周期：7個(gè)共7個(gè)橫行\(zhòng)b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(短周期：3個(gè)第一、二、三周期,長周期：4個(gè)第四、五、六、七周期)),族：16個(gè)共18個(gè)縱列\(zhòng)b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(主族：7個(gè)ⅠA～ⅦA族,副族：7個(gè)ⅢB～ⅦB族，ⅠB～ⅡB族,Ⅷ族：1個(gè)第8、9、10縱列,0族：1個(gè)稀有氣體元素))))2．元素周期表的分區(qū)（1）根據(jù)核外電子的排布分區(qū)按電子排布式中最后填入電子的能級符號可將元素周期表分為s、p、d、f4個(gè)區(qū)，而ⅠB、ⅡB族這2個(gè)縱行的元素的核外電子因先填滿了(n－1)d能級而后再填充ns能級而得名ds區(qū)。5個(gè)區(qū)的位置關(guān)系如下圖所示。（2）根據(jù)元素的金屬性和非金屬性分區(qū)三．元素的對角線規(guī)則1．在元素周期表中，某些主族元素與其右下方的主族元素(如圖)的有些性質(zhì)是相似的(如鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過氧化物)，這種相似性被稱為“對角線規(guī)則”。2．處于“對角線”位置的元素，它們的性質(zhì)具有相似性。四．原子半徑1．影響原子半徑大小的因素(1)電子的能層數(shù)：電子的能層越多，電子之間的排斥作用使原子半徑增大。(2)核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用就越大，使原子半徑減小。2．原子半徑的遞變規(guī)律(1)同周期：從左至右，核電荷數(shù)越大，半徑越小。(2)同主族：從上到下，核電荷數(shù)越大，半徑越大。3．原子或離子半徑的比較方法(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價(jià)陽離子大于高價(jià)陽離子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。(2)能層結(jié)構(gòu)相同的離子：核電荷數(shù)越大，半徑越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。(3)帶相同電荷的離子：能層數(shù)越多，半徑越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。(4)核電荷數(shù)、能層數(shù)均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K＋)與r(Mg2＋)，可選r(Na＋)為參照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。五．電離能1．元素第一電離能的概念與意義(1)概念①第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能，符號：I1。②逐級電離能：氣態(tài)基態(tài)一價(jià)正離子再失去一個(gè)電子成為氣態(tài)基態(tài)二價(jià)正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會(huì)更加困難，因此同一原子的各級電離能之間存在如下關(guān)系：I1<I2<I3……(2)意義：可以衡量元素的原子失去一個(gè)電子的難易程度。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去一個(gè)電子；第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個(gè)電子。2．元素第一電離能變化規(guī)律(1)每個(gè)周期的第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，即一般來說，隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈增大趨勢。(2)同一族，從上到下第一電離能逐漸減小。3．電離能的應(yīng)用(1)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素原子核外電子的排布及元素的化合價(jià)。如Li：I1?I2<I3，表明Li原子核外的三個(gè)電子排布在兩個(gè)能層上(K、L能層)，且最外層上只有一個(gè)電子，易失去一個(gè)電子形成＋1價(jià)陽離子。(2)判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱：I1越大，元素的非金屬性越強(qiáng)；I1越小，元素的金屬性越強(qiáng)。六．電負(fù)性1．有關(guān)概念與意義(1)鍵合電子：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。(2)電負(fù)性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負(fù)性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。(3)電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)。2．遞變規(guī)律(1)同周期，自左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強(qiáng)、金屬性逐漸減弱。(2)同主族，自上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)、非金屬性逐漸減弱。3．應(yīng)用(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱①金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。②金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。(2)判斷元素的化合價(jià)①電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價(jià)為正值。②電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元素的化合價(jià)為負(fù)值。(3)判斷化合物的類型如H的電負(fù)性為2.1，Cl的電負(fù)性為3.0，Cl的電負(fù)性與H的電負(fù)性之差為3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl為共價(jià)化合物；如Al的電負(fù)性為1.5，Cl的電負(fù)性與Al的電負(fù)性之差為3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3為共價(jià)化合物；同理，BeCl2也是共價(jià)化合物?！敬笳锌偨Y(jié)】1.根據(jù)原子結(jié)構(gòu)特征判斷元素在元素周期表中的位置電子排布式eq\o(――→,\s\up7(確定))價(jià)電子排布式eq\o(――→,\s\up7(確定))2.影響原子半徑大小的因素(1)電子的能層數(shù)：電子的能層越多，電子之間的排斥作用使原子半徑增大。(2)核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用就越大，使原子半徑減小。3.原子半徑的遞變規(guī)律(1)同周期：從左至右，核電荷數(shù)越大，半徑越小。(2)同主族：從上到下，核電荷數(shù)越大，半徑越大。4.原子或離子半徑的比較方法(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價(jià)陽離子大于高價(jià)陽離子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。(2)能層結(jié)構(gòu)相同的離子：核電荷數(shù)越大，半徑越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。(3)帶相同電荷的離子：能層數(shù)越多，半徑越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。核電荷數(shù)、能層數(shù)均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K＋)與r(Mg2＋)，可選r(Na＋)為參照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。5元素第一電離能變化規(guī)律(1)每個(gè)周期的第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，即一般來說，隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈增大趨勢。(2)同一族，從上到下第一電離能逐漸減小。6.電負(fù)性遞變規(guī)律(1)同周期，自左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強(qiáng)、金屬性逐漸減弱。(2)同主族，自上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)、非金屬性逐漸減弱。7.第一電離能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA?！纠?】下列各項(xiàng)敘述中，正確的是（）A．鎂原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2時(shí)，原子釋放能量，由基態(tài)轉(zhuǎn)化成激發(fā)態(tài)B．價(jià)電子排布為5s25p1的元素位于第五周期第IA族，是s區(qū)元素C．在同一電子層上運(yùn)動(dòng)的電子，其自旋方向可以相同D．基態(tài)原子核外電子排布時(shí)，總是先排入ns能級再排入(n-1)d能級【答案】C【解析】A．鎂原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2時(shí)，為基態(tài)向激發(fā)態(tài)轉(zhuǎn)化，需要吸收能量，故A錯(cuò)誤；B．價(jià)電子排布為5s25p1的元素位于第五周期第ⅢA族，是p區(qū)元素，故B錯(cuò)誤；C．在同一電子層上運(yùn)動(dòng)的電子，當(dāng)在同一個(gè)軌道中時(shí)，其自旋方向不同，在不同的軌道中，其自旋方向可以相同，故C正確；D．基態(tài)原子核外電子排布時(shí)，由于ns能級能量低于(n-1)d能級，所以先排入ns能級再排(n-1)d能級，但Cu和Cr原子排布分別處于全充滿和半充滿狀態(tài)，整個(gè)原子能量更低，并不是先排入ns能級再排(n-1)d能級，故D錯(cuò)誤；故答案選C?！纠?】下列性質(zhì)的比較，不正確的是（）A．酸性： B．電負(fù)性：C．熱穩(wěn)定性： D．第一電離能：【答案】C【解析】A．硫酸為強(qiáng)酸，磷酸為中強(qiáng)酸，酸性：，A正確；B．元素的非金屬性越強(qiáng)，其電負(fù)性越大，非金屬性：S<Cl，則電負(fù)性：，B正確；C．元素的非金屬性越強(qiáng)，其簡單氫化物越穩(wěn)定，非金屬性：S<O，則熱穩(wěn)定性：，C錯(cuò)誤；D．同一主族元素從上向下，第一電離能逐漸減小，第一電離能：，D正確；答案選C?！纠?】下列性質(zhì)的比較，不能用元素周期律解釋的是（）A．酸性： B．金屬性：C．熱穩(wěn)定性： D．氫化物的穩(wěn)定性：【答案】C【解析】A．元素的非金屬性越強(qiáng)，最高價(jià)氧化物的水化物的酸性越強(qiáng)，非金屬性Cl>S，故酸性H2SO4<HClO4，A不符合題意；B．同周期從左往右金屬性減弱，故金屬性：Na>Al，B不符合題意；C．碳酸鈉和碳酸氫鈉的熱穩(wěn)定性與元素周期律無關(guān)，C符合題意；D．同主族從上往下非金屬性減弱，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性減弱，故氫化物的穩(wěn)定性：H2S<H2O，D不符合題意；故選C。【例4】處于同一周期的A、B、C、D四種短周期元素，其氣態(tài)原子獲得一個(gè)電子所放出的能量A＞B＞C＞D．則下列說法正確的是（）A．元素的非金屬性：A＜B＜C＜DB．元素的電負(fù)性：A＜B＜C＜DC．元素的第一電離能：A＜B＜C＜DD．最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物的酸性：A＞B＞C＞D【答案】D【解析】A．氣態(tài)原子獲得一個(gè)電子所放出的能量越多，非金屬性越強(qiáng)，則元素的非金屬性A＞B＞C＞D，A錯(cuò)誤；B．一般非金屬性越強(qiáng)，電負(fù)性越大則A、B、C、D元素的電負(fù)性依次減小，B錯(cuò)誤；C．一般非金屬性越強(qiáng)，對應(yīng)元素的第一電離能越大，C錯(cuò)誤；D．非金屬性越強(qiáng)，最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物的酸性越強(qiáng)，則A、B、C、D四種元素最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物的酸性依次減弱，D正確；故答案選D?！纠?】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序數(shù)依次增大，其中W、Y、Z組成的化合物M結(jié)構(gòu)如圖所示。下列有關(guān)說法正確的是（）A．簡單離子半徑：B．簡單氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：C．W的單質(zhì)不能與溶液反應(yīng)得到單質(zhì)D．W、Y形成的化合物中不可能含有共價(jià)鍵【答案】B【解析】A．電子層數(shù)越多，離子半徑越大，核外電子排布相同的離子，核電荷數(shù)越大，離子半徑越小，所以簡單離子半徑大?。?，A錯(cuò)誤；B．非金屬性越強(qiáng)，則簡單氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，即穩(wěn)定性：，B正確；C．O2的氧化性比硫強(qiáng)，所以O(shè)2能與Na2S溶液直接反應(yīng)得到S單質(zhì)，C錯(cuò)誤；D．O、Na形成的Na2O2中含有離子鍵和共價(jià)鍵，D錯(cuò)誤；故選B?！纠?】如表列出了某短周期元素的各級電離能數(shù)據(jù)(用、…表示，單位為)…7401500773210500下列關(guān)于元素的判斷正確的是（）A．元素的原子最外層有4個(gè)電子B．元素位于元素周期表中第ⅢA族C．元素基態(tài)原子的電子排布式可能為D．的最高正價(jià)為＋2價(jià)【答案】D【解析】A．第一、二電離能較小，且與第三電離能相差較大，故元素的原子最外層有2個(gè)電子，A錯(cuò)誤；B．元素的原子最外層有2個(gè)電子，則元素位于元素周期表中第ⅡA族，B錯(cuò)誤；C．元素位于元素周期表中第ⅡA族，基態(tài)原子的電子排布式不可能為，C錯(cuò)誤；D．元素位于元素周期表中第ⅡA族，最高正價(jià)為＋2價(jià)，D正確；故選D。【例7】短周期元素X、Y、Z、W的原子序數(shù)依次增大。用表中信息判斷下列說法正確的是（）元素最高價(jià)氧化物的水化物XYZW分子式H3ZO40.1mol·L-1溶液對應(yīng)的pH1.0013.001.570.70A．元素電負(fù)性：Z<WB．簡單離子半徑：W<YC．元素第一電離能：Z<WD．簡單氫化物的還原性：X>Z【答案】A【解析】由上述分析可知，X為N、Y為Na、Z為P、W為S，A．非金屬性越強(qiáng)、電負(fù)性越大，則元素電負(fù)性：Z＜W，故A正確；B．電子層越多、離子半徑越大，則簡單離子半徑：W＞Y，故B錯(cuò)誤；C．P的3p電子半滿為穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，則元素第一電離能：Z＞W(wǎng)，故C錯(cuò)誤；D．非金屬性越強(qiáng)，簡單氫化物的還原性越弱，因而相簡單氫化物的還原性：X＜Z，故D錯(cuò)誤；故選：A。一、單選題1．下面是第2周期部分元素基態(tài)原子的軌道表示式，據(jù)此下列說法錯(cuò)誤的是A．每個(gè)原子軌道中最多只能容納2個(gè)電子B．電子排布在能量相同的軌道時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)不同的軌道C．每個(gè)電子層所具有的軌道類型的種數(shù)等于電子層的序數(shù)(n)D．若原子軌道中有2個(gè)電子，則其自旋方向相反【答案】D【詳解】A．由題給的四種元素原子的軌道表示式可知，在一個(gè)原子軌道中，最多只能容納2個(gè)電子，即符合泡利不相容原理，A正確；B．當(dāng)電子排布在相同能量的不同軌道時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，即符合洪特規(guī)則，B正確；C．任一電子層的軌道總是從s軌道開始，而且軌道類型的種數(shù)等于該電子層序數(shù)，C正確；D．若在一個(gè)原子軌道中有2個(gè)電子，則它們的自旋方向相反，若在能量相同的不同軌道中有2個(gè)電子，則自旋方向相同，故D錯(cuò)誤；答案選D。2．核電荷數(shù)小于18的兩種元素X、Y，核電荷數(shù)：Y>X，兩種元素原子的核外電子層數(shù)不同，X元素原子的最外層與最內(nèi)層電子數(shù)之比為3∶1，Y元素原子的最外層只有1個(gè)電子。下列有關(guān)這兩種元素形成的化合物的說法不正確的是A．X、Y可以形成兩種常見化合物B．X、Y形成的化合物均具有較強(qiáng)的氧化性C．X、Y形成的兩種常見化合物溶于水所形成的溶液均具有堿性D．X、Y形成的兩種常見化合物中，Y的化合價(jià)相同【答案】B【分析】根據(jù)題目提供的信息可知，X的電子層為兩層，Y的電子層為三層，X元素原子的最外層與最內(nèi)層電子數(shù)之比為3∶1，則X為O；Y元素原子的最外層只有1個(gè)電子，則Y為Na?！驹斀狻緼．由分析知X為O，Y為Na，二者形成的兩種常見化合物為Na2O、Na2O2，A不符合題意；B．Na2O2有強(qiáng)氧化性，Na2O無強(qiáng)氧化性，B符合題意；C．二者溶解于水均能生成NaOH，C不符合題意；D．Na2O、Na2O2中Na的化合價(jià)均為＋1價(jià)，D不符合題意；故選B。3．用如圖裝置進(jìn)行實(shí)驗(yàn)，將液體A逐滴加入到固體B中，下列敘述不正確的是

A．若A為濃鹽酸，B為Na2CO3，C中盛有Na2SiO3溶液，則C中溶液出現(xiàn)白色沉淀，證明酸性：H2CO3>H2SiO3B．若A為稀硫酸，B為Na2CO3，C中盛有Na2SiO3溶液，則C中溶液出現(xiàn)白色沉淀，證明非金屬性：S>C>SiC．若A為濃鹽酸，B為KMnO4，C中盛石蕊溶液，則C中溶液先變紅后褪色D．裝置D起防止倒吸作用【答案】A【詳解】A．濃鹽酸揮發(fā)出的HCl在C中也能與Na2SiO3溶液反應(yīng)生成白色沉淀，則無法判斷H2CO3的酸性一定比H2SiO3強(qiáng)，A錯(cuò)誤；B．生成的CO2氣體通入C中，因H2CO3酸性比H2SiO3強(qiáng)，則C中溶液出現(xiàn)白色沉淀硅酸，證明非金屬性：S>C>Si，B正確；C．濃鹽酸與KMnO4反應(yīng)生成氯氣，氯氣與水反應(yīng)生成HCl和HClO，使石蕊溶液先變紅后褪色，C正確；D．裝置D為球形干燥管，可以起到防止溶液倒吸的作用，D正確；故選A。4．應(yīng)用元素周期律可預(yù)測我們不知道的一些元素及其化合物的性質(zhì)。下列預(yù)測不正確的是①鈹(Be)的氧化物的水化物可能具有兩性②鉈(Tl)能與鹽酸和NaOH溶液反應(yīng)均產(chǎn)生氫氣③砹(At)單質(zhì)為有色固體，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸④Li在氧氣中劇烈燃燒，得到的產(chǎn)物的溶液是一種強(qiáng)堿⑤硫酸鍶(SrSO4)可能是難溶于水的白色固體⑥硒化氫(H2Se)無色，有毒，比H2S穩(wěn)定A．①②③④ B．②④⑥ C．①③⑤ D．②④⑤【答案】B【詳解】①根據(jù)對角線原則，鈹(Be)的化學(xué)性質(zhì)與鋁相似，所以鈹(Be)的氧化物的水化物可能具有兩性，故①正確；②Tl是第ⅢA族元素，從上到下金屬性逐漸增強(qiáng)，因此鉈(Tl)能與鹽酸反應(yīng)產(chǎn)生氫氣，但不與NaOH反應(yīng)，故②錯(cuò)誤；③根據(jù)鹵族元素及其銀鹽性質(zhì)，砹(At)單質(zhì)為有色固體，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸，故③正確；④Li在氧氣中劇烈燃燒，得到的產(chǎn)物只有氧化鋰，其溶液是一種弱堿，故④錯(cuò)誤；⑤根據(jù)第IIA族元素硫酸鹽性質(zhì)規(guī)律可知，硫酸鍶(SrSO4)可能是難溶于水的白色固體，故⑤正確；⑥同主族從上到下非金屬性逐漸減弱，其氫化物穩(wěn)定性逐漸減弱，因此硒化氫(H2Se)無色，有毒，沒H2S穩(wěn)定，故⑥錯(cuò)誤；答案選B。5．原子結(jié)構(gòu)模型的演變歷史給我們的啟迪是A．道爾頓原子學(xué)說存在著缺陷或錯(cuò)誤，因而沒有積極的作用B．科學(xué)發(fā)現(xiàn)是有止境的C．原子結(jié)構(gòu)屬于客觀事實(shí)，沒有必要去揭示它D．沒有科學(xué)實(shí)驗(yàn)，就沒有科學(xué)發(fā)現(xiàn)【答案】D【詳解】A．道爾頓的原子學(xué)說對化學(xué)的發(fā)展產(chǎn)生了重大而積極的影響，A錯(cuò)誤；B．科學(xué)發(fā)現(xiàn)是無止境的，是在總結(jié)前人經(jīng)驗(yàn)的基礎(chǔ)上不斷向前邁進(jìn)的，B錯(cuò)誤；C．只有揭示物質(zhì)結(jié)構(gòu)的奧秘，才能把握物質(zhì)變化的實(shí)質(zhì)，從而更好地造福人類，C錯(cuò)誤；D．原子結(jié)構(gòu)模型的每一次演變，都是從科學(xué)實(shí)驗(yàn)開始的，D正確；故選D。6．下列說法不是研究分子空間結(jié)構(gòu)時(shí)重點(diǎn)探討的問題的是A．有些元素能形成同素異形體B．有機(jī)化合物存在同分異構(gòu)現(xiàn)象C．分子中各原子的連接順序、連接方式以及原子在分子中的空間相對位置的確定D．同位素問題【答案】D【詳解】A．研究分子空間結(jié)構(gòu)時(shí)，重點(diǎn)探討的問題之一，同一種元素形成的單質(zhì)可能有多種，即有些元素形成的同素異形體，為何性質(zhì)有明顯的差異，A不符合題意；B．分子式相同的有機(jī)化合物，能形成不同的空間結(jié)構(gòu)，即存在同分異構(gòu)現(xiàn)象，這是研究分子空間結(jié)構(gòu)需要探討的問題，B不符合題意；C．在同分異構(gòu)體中，分子中各原子的連接順序、連接方式以及原子在分子中的空間相對位置都可能不同，這也是研究分子空間結(jié)構(gòu)重點(diǎn)探討的問題，C不符合題意；D．同位素問題是原子內(nèi)部結(jié)構(gòu)存在差異，不屬于分子空間結(jié)構(gòu)問題，D符合題意；故選D。7．已知X、Y和Z三種元素的原子序數(shù)之和等于42,X元素原子的4p軌道上有3個(gè)未成對電子，Y元素原子的最外層2p軌道上有2個(gè)未成對電子。X與Y可形成化合物X2Y3，Z元素可形成負(fù)一價(jià)離子。下列說法正確的是A．X元素基態(tài)原子的電子排布式為[Ar]4s24p3B．X元素是第四周期第VA族元素C．Y元素原子的軌道表示式為D．Z元素的單質(zhì)Z2在氧氣中不能燃燒【答案】B【分析】X元素原子的4p軌道上有3個(gè)未成對電子，X元素原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s24p3，處于第四周期第ⅤA族，故X為As元素；Y元素原子的最外層2p軌道上有2個(gè)未成對電子，Y的2p軌道上有2個(gè)電子或4個(gè)電子，所以Y為碳元素或氧元素，X跟Y可形成化合物X2Y3，故Y為氧元素；X、Y和Z三種元素的原子序數(shù)之和等于42，則Z的質(zhì)子數(shù)為42-8-33=1，則Z為氫元素，氫原子可以形成負(fù)一價(jià)離子，符合題意?！驹斀狻緼．X為As，As元素基態(tài)原子的電子排布式為[Ar]3d104s24p3，故A錯(cuò)誤；B．As元素是第四周期第ⅤA族元素，故B正確；C．Y為O元素，基態(tài)原子的電子排布式為1s22s22p4，電子排布圖為，故C錯(cuò)誤；D．H2能在O2中燃燒，故D錯(cuò)誤；故選B。8．下列說法或有關(guān)化學(xué)用語的表述正確的是A．在基態(tài)多電子原子中，p能級電子能量一定高于s能級電子能量B．基態(tài)Fe原子的外圍電子軌道表示式為C．因O的電負(fù)性比N大，故O的第一電離能比N也大D．根據(jù)原子核外電子排布的特點(diǎn)，Cu在元素周期表中位于s區(qū)【答案】B【詳解】A．在基態(tài)多電子原子中，p能級電子能量不一定高于s能級電子能量，如3s能級電子能量高于2p能級電子能量，故A錯(cuò)誤；B．鐵元素的原子序數(shù)為26，基態(tài)原子的價(jià)電子排布式為3d64s2，外圍電子軌道表示式為，故B正確；C．同周期元素，從左到右第一電離能呈增大趨勢，氮原子的2p軌道為穩(wěn)定的半充滿結(jié)構(gòu)，元素的第一電離能大于相鄰元素，則氮元素的第一電離能大于氧元素，故C錯(cuò)誤；D．銅元素的原子序數(shù)為29，基態(tài)原子的價(jià)電子排布式為3d104s1，處于元素周期表ds區(qū)，故D錯(cuò)誤；故選B。9．當(dāng)汽車遭受一定碰撞力量以后，安全氣囊中的物質(zhì)會(huì)發(fā)生劇烈的反應(yīng)：NaN3+KNO3=K2O+Na2O+N2↑(未配平)，生成大量氣體。下列說法正確的是A．半徑大?。簉(Na+)<r(N3-) B．電負(fù)性大?。害?N)>χ(O)C．第一電離能：I1(K)>I1(Na) D．堿性強(qiáng)弱：KOH<NaOH【答案】A【詳解】A．鈉離子和氮離子電子層數(shù)相同，但氮離子的核電荷數(shù)更小，半徑更大，A正確；B．非金屬性O(shè)＞N，所以電負(fù)性大?。害?N)＜χ(O)，B錯(cuò)誤；C．最外層電子數(shù)相同，電子層數(shù)越多，第一電離能越小，所以電離能大?。篒1(Na)＞I1(K)，C錯(cuò)誤；D．同主族自上而下金屬性增強(qiáng)，最高價(jià)氧化物對應(yīng)的水化物的堿性增強(qiáng)，所以堿性：KOH＞NaOH，D錯(cuò)誤；綜上所述答案為A。10．科學(xué)家合成了一種新的共價(jià)化合物(結(jié)構(gòu)如圖所示)，X、Y、Z、W為原子序數(shù)依次增大的短周期元素，W的原子序數(shù)等于X與Y的原子序數(shù)之和。下列說法錯(cuò)誤的是A．元素X、Y、Z的最高正價(jià)等于其原子的最外層電子數(shù)B．電負(fù)性：C．Z的單質(zhì)與水能發(fā)生置換反應(yīng)D．原子序數(shù)為82的元素與W位于同一主族【答案】A【分析】根據(jù)化合物的結(jié)構(gòu)可知，W和X均連接4根鍵，Y連接2根鍵，Z連1根鍵，且滿足W的原子序數(shù)等于X與Y的原子序數(shù)之和，所以W為Si元素，Y為O元素，X為C元素，Z為F元素；【詳解】A．F元素?zé)o正價(jià)，O元素?zé)o+6價(jià)，A錯(cuò)誤；B．根據(jù)元素周期律，同周期從左到右電負(fù)性依次增強(qiáng)，電負(fù)性，B正確；C．F2可以與水發(fā)生置換反應(yīng)生成氧氣和氟化氫，C正確；D．原子序數(shù)為82的元素為Pb，最外層電子數(shù)為，Si為第三周期第ⅣA族元素，最外層電子數(shù)為4，所以原子序數(shù)為82的元素與W位于同一主族，D正確；故選A。二、填空題11．如圖是四種粒子的結(jié)構(gòu)示意圖：

(1)上述粒子中其單質(zhì)既能與酸反應(yīng)又能與堿反應(yīng)的元素是(填字母)，將其加入氫氧化鈉溶液反應(yīng)的離子方程式為。(2)B單質(zhì)與水發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為。(3)電子層結(jié)構(gòu)與C相同、化學(xué)性質(zhì)最穩(wěn)定的元素原子的核電荷數(shù)是，用原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的關(guān)系說明它化學(xué)性質(zhì)穩(wěn)定的原因。(4)在核電荷數(shù)1~10的元素內(nèi)，列舉兩個(gè)與C的電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，寫出離子的符號：?！敬鸢浮?1)D2Al+2OH-+2H2O=2AlO+3H2↑(2)Cl2+H2OH++Cl-+HClO(3)10該原子最外層已達(dá)8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，故化學(xué)性質(zhì)穩(wěn)定(4)O2-、F-【分析】觀察四種粒子的結(jié)構(gòu)示意圖知，A、B、C、D四種粒子依次為C、Cl、Na+、Al3+?！驹斀狻浚?）四種粒子的單質(zhì)中既能與酸反應(yīng)又能與堿反應(yīng)的元素為Al，Al能與NaOH溶液反應(yīng)生成H2，離子方程式為：2Al+2OH-+2H2O=2AlO+3H2↑；（2）Cl2能與水反應(yīng)生成HCl和HClO，離子方程式為：Cl2+H2OH++Cl-+HClO；（3）電子層結(jié)構(gòu)與Na+相同的原子為Ne，它是10號元素，因其最外層已達(dá)8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，化學(xué)性質(zhì)穩(wěn)定；（4）C為Na+，在核電荷數(shù)1～10的元素內(nèi)，O原子的核外共有8個(gè)電子，其最外層上是6個(gè)電子