原子结构和元素性质.docx

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1、原子结构和元素性质原子结构与元素的性质导学案 选修三第一章其次节原子结构与元素的性质导学案（第3课时）学习时间20222022学年上学期周【课标要求】1、了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质2、能依据元素的电负性资料，说明元素的“对角线”规则。3、能从物质结构确定性质的视角说明一些化学现象，预料物质的有关性质4、进一步相识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的实力复习1.什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？2.同周期元素、同主族元素的电离能改变有什么规律？3.什么是化学键(必修2P23)？【阅读与思索】阅读教材p19-20，什么是电负性？电负性

2、的大小体现了什么性质？（1)键合电子：孤电子：（2）定义：（3）意义：【板书】(4)电负性大小的标准：以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准。思索与沟通阅读教材P19图1-231.同周期元素、同主族元素电负性如何改变规律？如何理解这些规律？依据电负性大小，推断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？ 2.依据已学学问，说说元素电负性的主要应用有哪些？1元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系_2电负性与化合价的关系_推断化学键的类型_【点击试题】已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电

3、负性1.52.01.52.52.84.01.01.23.00.93.52.12.51.7已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。依据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的改变规律是。.推断下列物质是离子化合物还是共价化合物？Mg3N2BeCl2AlCl3SiC4对角线规则：元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相像。【科学探究】教材P201.课本图126是用课本图123的数据制作的第三周期元素的电负性改变图，请用类似的方法制作第A和A族元素的电负性改变图。 2在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如下图)的有

4、些性质是相像的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性说明对角线规则。【归纳与总结】1.金属元素越简单失电子，对键合电子的吸引实力越，电负性越小，其金属性越；非金属元素越简单得电子，对键合电子的吸引实力越，电负性越，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性渐渐变；周期表从上到下，元素的电负性渐渐变。2.同周期元素从左往右，电负性渐渐增，表明金属性渐渐减弱，非金属性渐渐增。同主族元素从上往下，电负

5、性渐渐减，表明元素的金属性渐渐减弱，非金属性渐渐增加。【思索】对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相像，被称为对角线原则。请查阅电负性表给出相应的说明？3.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相像，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性说明对角线规则。4.对角线规则【典例解悟】1.下列有关电负性的说法中正确的是（）A.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能肯定越大。B.在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大C.金属元素电负性肯定小于非金属

6、元素电负性。D.在形成化合物时，电负性越小的元素越简单显示正价2.能够证明电子在核外是分层排布的事实是（）A、电负性B、电离能C、电子亲和能D、电势能3.不同元素的原子在分子内吸引电子的实力大小可用一数值x来表示，若x越大，则原子吸引电子的实力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。下面是某些短周期元素的x值：元素LiBeBCOFx值0.981.572.042.533.443.98元素NaAlSiPSClx值0.931.611.902.192.583.16(1)通过分析x值的改变规律，确定N、Mg的x值范围：_x(Mg)_；_x(N)_。(2)推想x值与原子半径的关系是_。（3）某有机物结构式为

7、：，在SN中，你认为共用电子对偏向谁？_(写原子名称)。(4)阅历规律告知我们当成键的两原子相应元素电负性的差值x1.7时，一般为离子键，当x1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键的类型是_。(5)预料元素周期表中，x值最小的元素位置_(放射性元素除外)。4.有A、B、C、D四种元素。其中A为第三周期元素，与D可形成11和21原子比的化合物。B为第四周期d区元素，最高化合价为7。C和B是同周期的元素，具有相同的最高化合价。D为元素周期表全部元素中电负性其次大的元素。试写出四种元素的元素符号和名称，并按电负性由大到小排列依次。A_，B_，C_，D_，电负性由大到小的依次为_。【当堂检测

8、】1.电负性的大小也可以作为推断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的改变规律正确的是（）A周期表从左到右，元素的电负性渐渐变大B周期表从上到下，元素的电负性渐渐变大C电负性越大，金属性越强D电负性越小，非金属性越强2.已知X、Y元素同周期，且电负性XY，下列说法错误的是()A.X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价B.第一电离能可能Y小于XC.最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的D.气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX3.依据对角线规则，下列物质的性质具有相像性的是（）A.硼和硅B.铝和铁C.铍和铝D.铜和金4.x、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

9、结构，由此可知（）Ax的原子半径大于y的原子半径Bx的电负性大于y的电负性Cx的氧化性大于y的氧化性Dx的第一电离能大于y的第一电离能5.元素电负性随原子序数的递增而增加的是（）ANaKRbBNPAsCOSClDSiPCl6.对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是（）A碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3B第一电离能：NaMgAlC电负性：NaMgAlD还原性：NaMgAl7.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，下列说法正确的是（）A.X的原子半径比Y小B.X和Y的核电核数之差为mnC.电负性XYD.第一电离能XY8.X和Y是原子序数大于4的短周

10、期元素，Xm和Yn两种离子的核外电子排布相同，下列说法正确的是（）A.X的原子半径比Y小B.X和Y的核电核数之差为mnC.电负性XYD.第一电离能XY9.下列各元素原子排列中，其电负性减小依次正确的是（）A、KNaLiB、FOSC、AsPND、CNO【练习】1.具有相同电子层结构的三种微粒An、Bn、C，下列分析正确的是()A.原子序数的关系是CBAB.微粒半径的关系是BnAnC.C肯定是稀有气体元素的一种原子D.原子半径的关系是ACB2.美国化学家鲍林(L.Pauling)首先提出了电负性的概念。电负性也是元素的一种重要性质，电负性越大，其原子吸引电子的实力越强，在所形成的分子中成为带负电荷

11、的一方。下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：元素HLiBeBCNOF电负性2.11.01.52.02.53.03.54.0 元素NaMgAlSiPSClK电负性0.91.21.51.82.12.53.00.8请细致分析，试回答下列问题：(1)依据表中所给数据分析推想：同主族的不同元素的电负性改变的规律是：_；同周期中，电负性与原子半径的关系为：_。(2)预料周期表中电负性最大的元素应为_(填元素符号)；估计钙元素的电负性的取值范围：_Ca_。(3)预料周期表中，电负性最小的元素位小第_周期_族(放射性元素除外)，其基态原子核外电子排布式可表示为_。3.第一电离能I1是指气态原

12、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随原子序数改变的曲线图。 请回答以下问题：(1)仔细分析图中同周期元素第一电离能的改变规律，将NaAr8种元素用短线连接起来，构成完整的图像。(2)从图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1的改变规律是_。(3)图中5号元素在周期表中的位置是_。(4)气态锂原子失去核外不同电子所需的能量分别为：失去第一个电子为519kJ/mol，失去其次个电子为7296kJ/mol，失去第三个电子为11799kJ/mol，据此数据分析为何锂原子失去核外其次个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能

13、量_。【作业】1.下列元素原子半径依次增大的是()A.C、N、O、FBMg、Al、Si、SC.B、Be、Mg、NaDMg、Na、K、Ca2.下列外围电子排布式(或外围轨道表示式)的原子中，第一电离能最小的是()A.2s2p B.2s2pC.3d64s2D6s13.下列叙述中正确的是()A.同周期元素中，A族元素的原子半径最大B.A族元素的原子，其半径越大，越简单得到电子C.室温时，零族元素的单质都是气体D.同一周期中，碱金属元素的第一电离能最大4.下列叙述中错误的是()A.全部的非金属元素都在p区B.P区的外围电子排布方式为3s23p3C.碱金属元素具有较大的电负性D.当各轨道处于全满、半满、

14、全空时原子较稳定5.依据中学化学教材所附元素周期表推断，下列叙述中不正确的是()A.K层电子为奇数的全部元素所在族的序数与该元素原子的K层电子数相等B.L层电子为奇数的全部元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等C.L层电子为偶数的全部主族元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等D.M层电子为奇数的全部主族元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等6.下列各组元素性质的递变状况错误的是()A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B.P、C、Cl元素最高正价依次上升C.N、O、F电负性依次增大D.Na、K、Rb第一电离能渐渐增大7.已知短周期元素的离子aA2、bB、cC3、dD都具有

15、相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是()A.原子半径：ABDCB.原子序数：dcbaC.离子半径：CDBAD.元素的第一电离能：ABDC8.推断半径大小并说明缘由：(1)Sr与Ba(2)Ca与Sc(3)Ni与Cu(4)S2与S(5)Na与Al3(6)Sn2与Pb2(7)Fe2与Fe39.A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的短周期的主族元素。已知A、C、F三种元素原子的最外层共有11个电子，且这三种元素的最高价氧化物的水化物之间两两皆能反应，均生成盐和水；D元素原子的最外层电子数比次外层电子数少4；E元素原子次外层电子数比最外层电子数多3。(1)写出下列元素的符号：A_，D_，E_。(2

16、)B的单质在F的单质中反应的现象是_，化学方程式是:_。(3)A、C两种元素最高价氧化物的水化物反应的离子方程式是_。10.在周期表中，同一主族元素化学性质相像。目前也发觉有些元素的化学性质和它在周期表中左上方或右下方的另一主族元素性质相像，这称为对角线规则。据此请回答：(1)锂在空气中燃烧，除生成_外，也生成微量的_。(2)铍的最高价氧化物对应的水化物的化学式是_，属两性化合物，证明这一结论的有关离子方程式为_、_。(1)若已知反应Be2C4H2O=2Be(OH)2CH4，则Al4C3遇强碱溶液反应的离子方程式为_。(2)科学家证明，BeCl2属共价化合物，设计一个简洁试验证明，其方法是_。

17、用电子式表示BeCl2的形成过程：_。 疑点反馈：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的学问，请记录下来）_ 选修三第一章其次节原子结构与元素的性质导学案（第3课时）点击试题解析：元素的电负性是元素的性质，随原子序数的递增呈周期性改变。据已知条件及上表中数值：Mg3N2电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2AlCl3SiC电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。答案：1.随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性改变。2.Mg3N2；离子化合物。SiC,BeCl2、AlCl3均为共价化合物。【科学探究】教材P

18、201.课本图126是用课本图123的数据制作的第三周期元素的电负性改变图，请用类似的方法制作第A和A族元素的电负性改变图。 提示2在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如下图)的有些性质是相像的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性说明对角线规则。 提示Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；B和Si的含氧酸都是弱酸，说明“对角线规则”的正确性。Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、

19、1.5，B和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。【典例解悟】1.解析：电负性的改变规律：（1）同一周期，从左到右，元素电负性递增。（2）同一主族，自上而下，元素电负性递减。（3）副族元素的电负性改变趋势和主族类似。主族元素原子的电离能、电负性改变趋势基本相同，但电离能有特例，如电负性：ON，但第一电离能：NO，A错误。B、C选项没有考虑过渡元素的状况。答案：D2.解析：各级电离能逐级增大，I1，I2，I3。外层电子只有一个电子的碱金属元素很简单失去一个电子变为1价阳离子，而达到稳定结构，I1较小，但再失去一个电子变为2价阳离子却特别困难。即I2突

20、跃式上升，即I2I1，又如外层只有两个的Mg、Ca等碱土金属元素，I1和I2差别较小，但失去2个电子达到稳定结构后，在失去电子变为3价阳离子却特别困难，即I3突跃式变大，I3I2I1，因此说电离能是核外电子分层排布的试验佐证。答案：Bw.w.w.k.s.5.u.c.o.m3.解析由所给数据分析知：同周期，从左到右x值渐渐增大；同主族，从上到下，x值渐渐减小，则(1)同周期中x(Na)x(Mg)x(Al)，同主族中x(Mg)x(Be)，综合可得：0.93x(Mg)1.57，同理：2.53x(N)3.44。(2)x值在周期表中的递变规律与原子半径的恰好相反，即：同周期(同主族)中，x值越大，其原子

21、半径越小。(3)对比周期表中对角线位置的x值可知：x(B)x(Si)，x(C)x(P)，x(O)x(Cl)，则可推知：x(N)x(S)，故在SN中，共用电子对应偏向氮原子。(4)查表知：AlCl3的x1.551.7，又x(Br)x(Cl)，所以AlBr3的x应小于AlCl3的，为共价键。(5)依据递变规律，x值最小的应为Cs(Fr为放射性元素)位于第六周期A族。答案(1)0.931.572.533.44(2)x值越小，半径越大(3)氮(4)共价键(5)第六周期A族归纳总结是学习过程中很重要的一种实力，在做该题时可以先找出x值相差不大的元素，分组比较，x值较大的一组应为非金属元素，x值较小的一组

22、应为金属元素。然后，再对同一组中的元素的x值进行比较找出改变规律。4.解析由电负性推知D为O；A与D可形成11和21的化合物，可推知A为Na；B为第四周期d区元素且最高正价为7，可知B为Mn；C与B同周期且最高价为7，可知C为Br。答案钠(Na)锰(Mn)溴(Br)氧(O)OBrMnNa并不是全部电负性差大于1.7的都形成离子化合物，如H电负性为2.1，F电负性为4.0，电负性差为1.9，而HF为共价化合物，故需留意这些特别状况。【当堂检测】1.参考答案1.A2.C3.C4.BC5.D6.D7.D8.D9.B【练习】1.答案C2.答案(1)核电荷数越大，电负性越小原子半径越小，电负性越大(2)

23、F0.81.2(3)六A1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s13.答案(1)如图所示 (2)从上到下依次减小(3)第三周期A族(4)锂原子失去一个电子后，Li已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难。【作业】1.答案C2.答案D3.答案C4.答案AC5.答案C6.答案BD7.答案C8.答案(1)BaSr同族元素，Ba比Sr多一个电子层；(2)CaSc同周期元素，Sc核电荷数多；(3)CuNi同周期元素，Cu次外层为18电子，屏蔽作用大，有效核电荷数小，外层电子受到的引力小；(4)S2S同一元素，电子数越多，半径越大；(5)NaAl3同一周期元素，Al3正电

24、荷数高；(6)Pb2Sn2同一族元素的离子，正电荷数相同，但Pb2比Sn2多一电子层；(7)Fe2Fe3同一元素离子，电子越少，正电荷数越高，则半径越小。9.答案(1)NaSiP(2)产生白色的烟MgCl2=点燃MgCl2(3)OHAl(OH)3=AlO22H2O10.答案(1)Li2OLi3N(2)Be(OH)2Be(OH)22H=Be22H2OBe(OH)22OH=BeO222H2O(3)Al4C34OH4H2O=4AlO23CH4(4)将BeCl2加热到熔融状态不能导电证明BeCl2是共价化合物2Cl?BeCl?BeCl? 原子结构与元素的性质(3)导学案 高效课堂导学案班级：姓名：组名

25、：课题其次节原子结构与元素的性质(3)学习目标了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质；能依据元素的电负性，说明“对角线”规则；进一步相识物质结构与性质之间的关系教学重点电负性的涵义及应用教学难点电负性的涵义及应用学法指导学案导学、合作探究 学习过程 学问回顾1.什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？2.同周期元素、同主族元素的电离能改变有什么规律？3.什么是化学键 自主预习，课堂探究1阅读教材p19-20，什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？（1)定义：键合电子：孤电子：（2）意义： 2阅读教材，分析P19图1-23（1）.同周期元素、同主族元素电负性如

26、何改变规律？如何理解这些规律？依据电负性大小，推断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？ （2）.依据已学学问，说说元素电负性的主要应用有哪些？1元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系：2电负性与化合价的关系：推断化学键的类型： 课堂练习一、已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.52.84.01.01.23.00.93.52.12.51.7已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。依据表中给出的数据，可推知元素

27、的电负性具有的改变规律是。.推断下列物质是离子化合物还是共价化合物？Mg3N2BeCl2AlCl3SiC 对角线规则：元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相像。 3预习并课堂探讨、展示教材P20【科学探究】.课本图126是用课本图123的数据制作的第三周期元素的电负性改变图，请用类似的方法制作第A和A族元素的电负性改变图。 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如下图)的有些性质是相像的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素

28、的电负性说明对角线规则。 【归纳与总结】1.金属元素越简单失电子，对键合电子的吸引实力越，电负性越小，其金属性越；非金属元素越简单得电子，对键合电子的吸引实力越，电负性越，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性渐渐变；周期表从上到下，元素的电负性渐渐变。2.同周期元素从左往右，电负性渐渐增，表明金属性渐渐减弱，非金属性渐渐增。同主族元素从上往下，电负性渐渐减，表明元素的金属性渐渐减弱，非金属性渐渐增加。 课堂练习二、在周期表中，同一主族元素化学性质相像。目前也发觉有些元素的化学性质和它在周期表中左上方或右下方的另一主族元素性质相像，这称为对角线

29、规则。据此请回答：(1)锂在空气中燃烧，除生成_外，也生成微量的_。(2)铍的最高价氧化物对应的水化物的化学式是_，属两性化合物，证明这一结论的有关离子方程式为_。(1)若已知反应Be2C4H2O=2Be(OH)2CH4，则Al4C3遇强碱溶液反应的离子方程式为_。科学家证明，BeCl2属共价化合物，设计一个简洁试验证明，其方法是_。用电子式表示BeCl2的形成过程：_。 拓展训练（作业）1.对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是（）A碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3B第一电离能：NaMgAlC电负性：NaMgAlD还原性：NaMgAl 2.美国化学家鲍林(L.Pauling)首

30、先提出了电负性的概念。电负性也是元素的一种重要性质，电负性越大，其原子吸引电子的实力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：元素HLiBeBCNOF电负性2.11.01.52.02.53.03.54.0 元素NaMgAlSiPSClK电负性0.91.21.51.82.12.53.00.8请细致分析，试回答下列问题：(1)依据表中所给数据分析推想：同主族的不同元素的电负性改变的规律是：_；同周期中，电负性与原子半径的关系为：_。(2)预料周期表中电负性最大的元素应为_(填元素符号)；估计钙元素的电负性的取值范围：_Ca_。(3)预料周期表中

31、，电负性最小的元素位小第_周期_族(放射性元素除外)，其基态原子核外电子排布式可表示为_。 原子结构与性质 4、原子结构与性质复习教学时间：6月16日【高考考点】1、相识原子核外电子的运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义。2、了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示常见元素（136号）原子核外电子的排布。3、了解同一周期、同一主族中元素电离能的改变规律，了解元素电离能和原子核外电子排布的关系。4、了解同一周期、同一主族中元素电负性的改变规律，能依据元素电负性说明周期表中元素金属性和非金属性的改变规律基础学问1、用电子层、原子轨道、电子自旋来描述核电

32、子的运动状态。2、原子核外电子排布遵循的规则能量最低原理、保里不相容原理、洪特规则。3、核外电子运动特征的表示方法有电子排布式和轨道表示式。4、元素周期律，对人们相识原子结构与元素性质的关系有指导意义，为找寻新材料供应科学的途径。如：在A族找到光电材料，在A、A、A族可以找到优良的半导体材料。学问要点一、原子核外电子运动：状态、排布、表示1、电子运动特征：高速运动、可以用电子云（电子出现的几率）来形象描述。2、状态：电子层、原子轨道（s、p、d、f）、电子自旋（相反方向）。3、排布：规律（2N2、8、18）原理（能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则）4、表示：电子排布式、轨道表示式二、元素周

33、期律：元素第一电离能、电负性、原子半径、金属性及非金属性 三、比较元素金属性、非金属性强弱的推断依据元素金属性的推断依据非金属性强弱的推断依据事实举例事实举例1、置换出氢气1、形成氢化物2、M（OH）n碱性2、HnROm酸性3、置换反应3、置换反应4、第一电离能大小4、第一电离能大小5、电负性大小5、电负性大小典型例题1、（08苏中四市）纳米技术制成的金属燃料、非金属固体燃料、氢气等已应用到社会生活和高科技领域。A和B的单质单位质量的燃烧热大，可用作燃料。已知A和B为短周期元素，其原子的第一至第四电离能如下表所示：电离能(kJ/mol)I1I2I3I4A93218211539021771B73

34、81451773310540某同学依据上述信息，推断B的核外电子排布如右图所示，该同学所画的电子排布图违反了。写出A的电子排布式。（解析）能量最低原理，1S22S22、（08徐二检）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。DE试回答下列问题：（1）请写出元素D的基态原子电子排布式；（2）D、E两元素的部分电离能数据列于下表：元素DE电离能/kJmol1I1717759I215091561I332482957比较两元素的I2、I3可知，气态D2再失去一个电子比气态E2再失去一个电子难。对此，你的说明是； （1）1s22s22p63s23p63d54s2(2分)（2）Mn2+

35、的3d轨道电子排布为半满状态较稳定(2分) 课堂练习1科学家对原子结构的相识依次正确的是.道尔顿原子模型.卢瑟福原子模型.汤姆生原子模型.电子云模型A.B.C.D.2在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是()A、ns2np3B、ns2np5C、ns2np4D、ns2np63构造原理揭示的电子排布能级依次，实质是各能级能量凹凸依次.若以E表示某能级的能量，下列能量大小依次中正确的是A.E(3s)E(3p)E(3d)B.E(3s)E(2s)E(1s)C.E(4f)E(3d)E(4s)D.E(5s)E(4s)E(4f)4下列各组原子，彼此性质肯定相像的是（）A、1s2与2s2的元素B、M层上

36、有两个电子与N层上有两个电子的元素C、2p上有一个未成对电子与3p上有一个未成对电子的元素D、L层上有一个空轨道和M层的p轨道上有一个空轨道的元素5.下列说法不正确的是()A元素周期表中的周期是单调的，每一周期里元素的数目一样多B元素周期表中同一横行的短周期中，其能层数相同，最外层电子数不同C元素周期表中同一纵行的主族元素，其能层数不同，最外层电子数相同D全部周期的元素都是从碱金属元素起先，以稀有气体元素结束6.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：原子半径AB；离子半径AB；原子序数AB；原子最外层电子数AB；A的正价与B的负价肯定值肯定相等；A的电负性小

37、于B的电负性；A的第一电离能大于B的第一电离能。其中正确的组合是()ABCD7通常状况下，原子核外p能级、d能级等原子轨道上电子排布为“全空”、“半满”、“全满”的时候一般更加稳定，称为洪特规则的特例。下列事实能作为这个规则证据的是（）A、元素氦（He）的第一电离能远大于元素氢（H）的第一电离能B、26Fe2简单失电子转变成26Fe3，表现出较强的还原性C、基态铜（Cu）原子的电子排布式为Ar3d104s1而不是Ar3d94s2D、某种激发态碳（C）原子排布式为1s22s12p3而不是1s22s22p28.（12分）下表是元素周期表的一部分，表中所列字母分别代表某一化学元素。 （1）上表所列元

38、素中，原子最外层只有2个电子的短周期元素是（填元素符号）；元素j的最高氧化物的化学式为，元素i最高氧化物的水化物的化学式为。（2）已知与f在同一周期的元素R位于第p主族，则R的原子序数为（用p的代数式表示），R能形成气态氢化物，其氢化物的化学式为。（3）依据构造原理，写出m原子的外围电子排布式_。9（14分）有A、B、C、D、E5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s能级电子数的两倍，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。请回答下列问题：（1）A是_，

39、B是_，C是_，D是_，E是_。（2）C、D、E四种元素的简洁离子按半径由小到大的依次为（用离子符号表示）_。（3）元素B与D的电负性的大小关系是_，C与E的第一电离能的大小关系是_。（填、，用元素符号表示）（4）用轨道表示式表示D元素原子的价电子构型_。（5）写出A和B按原子个数比1:1形成的化合物的电子式。（6）用电子式表示D和E形成离子化合物的形成过程。10（6分）钛和钛的合金已被广泛用于制造电讯器材、人造骨骼、化工设备、飞机等航天航空材料，被誉为“将来世界的金属”，钛有Ti和Ti两种原子，它们互称为。Ti元素在元素周期表中的位置是第周期，第族；基态原子的电子排布式为；按电子排布Ti元素

40、在元素周期表分区中属于区元素。11有A、B、C、D、E、F、G七种元素，除E为第四周期元素外其余均为短周期元素。A、E、G位于元素周期表的s区，其余元素位于p区。A、E的原子外围电子层排布相同，A的原子中没有成对电子；B元素基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道且每种轨道中的电子总数相同；C元素原子的外围电子层排布式为nsnnpn+1；D元素的第一电离能列同周期主族元素第三高；F的基态原子核外成对电子数是成单电子数的3倍；G的基态原子占据两种形态的原子轨道，且两种形态轨道中的电子总数均相同。回答下列问题：（1）写出下列元素的符号：D，G；（2）D的前一元素第一电离能高于D的缘由：； 1D2C

41、3BC4D6AD7B8BC20.（12分）(2分6)（1）元素是（填元素符号）He、Mg；元素j的最高氧化物的化学式为Cl2O7，元素i最高氧化物的水化物的化学式为H3PO4或HPO3。（2）R的原子序数为（用p的代数式表示）10+p，R氢化物的化学式为H8-pR或RH8-p。（3）m原子的外围电子排布式4s24p5。21（14分）(（1）（3）1分8;（4）（6）2分3)（1）A是_H_，B是_O_，C是_Al_，D是_S_，E是_K_。（2）简洁离子按半径由小到大的依次为（用离子符号表示）_Al3+K+S2_。（3）B与D的电负性的大小关系是_OS_，C与E的第一电离能的大小是_AlK_。

42、（填、，用元素符号表示）（4）用轨道表示式表示D元素原子的价电子构型。（5）写出A和B按原子个数比1:1形成的化合物的电子式H2O2电子式(略)。（6）用电子式表示D和E形成离子化合物的形成过程K2S形成过程(略)。22（6分）(1分4;电子排布式2分)Ti和Ti两种原子，它们互称为同位素。元素周期表中的位置是第四周期，第IVB族；属于d区元素；基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2或Ar3d24s2。直击高考1（11分07海南）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

43、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亚层为半充溢，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层全充溢，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。（11分）NClKFe1s22s22p63s23p63d64s2Cu1s22s22p63s23p63d104s1 2、（07上海）（B）现有部分短周期元素的性质或原子结构如下表：元素编号元素性质或原子结构T单质能与水猛烈反应，所得溶液呈弱酸性XL层p电子数比s电子数多2个Y第三周期元素的简洁离子中半径最小ZL层有三个未成对电子（1）写出元素X的离子结构示意图。写出元素Z的气态氢化物的电子式（用元素符号表示）（2）写出Y元素最高价氧化物水化物的电离方程式（3）元素T与氯元素相比，非金属性较强的是（用元素符号表示），下列表述中能证明