1、第一章 原子结构与性质【高考新动向】考点梳理1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质。3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。【考纲全景透析】一.原子结构1.能级与能层能 层(n)一二三四五六七符 号KLN来源:学科网OPQ能 级(l)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s最 多 电 子 数来源:学科网ZXXK226来源:学&科&网来源:学科网ZXXK26来源:Zxxk.Com来源:Z。x
2、x。k.Com102610来源:学科网142来源:学+科+网Z+X+X+K2818322n22.原子轨道3.原子核外电子排布规律构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。1s2s3s4s5s6s7s2p3p4p5p6p7p3d4d5d6d7d4f5f6f7f起点能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道
3、的能量之和。（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）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（Hund）规则。比如，p3的轨道式为或，而不是。洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电
4、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。4. 基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就
5、是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。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：Ar4s1。(2)电子排布图(轨道表示式)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。如基态硫原子的轨道表示式为二.原子结构与元素周期表1.原子的电子构型与周期的关系(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。(2)一个能级组最多所
6、容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。2.元素周期表的分区(1)根据核外电子排布分区各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期A族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。三.元素周期律1.电离能、电负性（1）电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中
7、性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第A族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大（2）元素的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。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8左
8、右。它们既有金属性，又有非金属性。（3）电负性的应用判断元素的金属性和非金属性及其强弱金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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。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。同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。2.原子结构与元素性质的递变规律性质同周期（从左往右同主族（自上而下）（1）能层数相同从1递增到6（或7）(2)最外层电子数从1递增到8（第一周期例外）相同(3)原子半径减小（稀有气体除外）增强增大减弱(4)金
9、属性（原子失电子能力）减弱增强(5)非金属性（原子得电子能力）增强减弱(6)电负性增强减弱(7)第一电离能增大的趋势减小(8)单质还原性减弱增强(9)单质氧化性增强减弱(10)最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性减弱，酸性增强碱性增强，酸性减弱(11)非金属形成气态氢化物的难易程度由难到易由易到难(12)气态氢化物的稳定性增强减弱(13)主要化合价最高正价从+1递增到+7（O、F例外），最低负价从第A族-4递增到-1相同(14)离子半径r(阴离子）减小，r(阳离子)减小，r（阴离子）r(阳离子)增大 3.对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如【热点难点全析
10、】考点一 基态原子核外电子排布的表示方法1核外电子排布规律(1)遵守能量最低原理、泡利原理、洪特规则。(2)能级交错现象：核外电子的能量并不是完全按能层序数的增加而升高，不同能层的能级之间的能量高低有交错现象，如E(3d)E(4s)、E(4d)E(5s)、E(5d)E(6s)、E(6d)E(7s)、E(4f)E(5p)、E(4f)E(6s)等。(3)当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为：1s22s22p63s23p63d54s1，而不是：1s22s22p63s23p63d4
11、4s2。2表示方法(1)电子排布式按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。如：Cu：1s22s22p63s23p63d104s1(2)简化电子排布式“稀有气体+价层电子”的形式表示。如：Cu：Ar3d104s1(3)电子排布图用方框表示原子轨道，用“”或“”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。如：S：【典例1】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BB与A同周期，其最高价氧化物的水化
12、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_(2)B元素在周期表中的位置_；离子半径：B_A(填“大于”或“小于”)(3)C原子的电子排布图是_，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C
13、l.(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周期第A族，Na与Al3核外电子排布相同，核电荷数Al3大于Na，故r(Al3)”或：“”）（2）基态Mn2+的核外电子排布式为 。（3）硅烷（SinH2n+2）的沸点与其相对分子质量的变化关系如右图所示，呈现这种变化关系的原因是 。（4）硼砂是含结晶水的四硼酸钠，其阴离子Xm（含B、O、H三种元素）的球棍模型如右下图所示：在Xm中，硼原子轨道的杂化类型有 ；配位键存在于 原子之间（填原子的数字标号）；m= （填数字）。硼砂晶体由Na+、Xm和H2O构成，它们之间存在的作用力有 （填序号）。
14、A离子键 B.共价键 C.金属键 D.范德华力 E.氢键【解题指南】解答本题要明确如下三点：（1）电离能是衡量原子或离子失电子能力的标度，越容易失电子，第一电离能越大。（2）分子晶体的沸点是由范德华力、氢键和分子极性等因素决定的。（3）根据球棍模型和元素的成键数目写出Xm的结构，再根据化合价求出m的数值。（4）根据孤对电子和空轨道的存在判断配位键。【解析】（1）同周期从左到右第一电离能逐渐增大趋势，A和A族则反常。Al是活泼金属，容易失去电子，第一电离能小，硅是非金属，不容易失去电子，第一电离能大。（2）Mn是25号元素，其电子排布式为Ar3d54s2，失去最外层的2个电子，即得Mn2+：Ar
15、3d5。（3）硅烷为分子晶体，其组成和结构相似，相对分子质量越大，范德华力越大，熔沸点越高。（4）H可以形成1个共价键，O可以形成2个共价键，B可以形成3个共价键，所以最小的球为H原子，共4个，颜色浅的大球为O原子，共9个，颜色深的大球为B原子，共9个，其化学式为（H4B4O9）m，H为+1价，B为+3价，O为2价，所以41+4329m，得m2。B原子正常形成3个共价键，采用sp2杂化，4号B原子形成了4个共价键，四面体构型，采用sp3杂化，其中1个共价键为配位键，5号O原子形成2个共价键，还有1个离子键（OH），所以其中1个共价键为配位键，即4和5号原子之间的共价键为配位键。钠离子与Xm-形
16、成离子键,结晶水分子间存在氢键和范德华力。学生没仔细读题，题目是问钠离子、Xm-、水分子之间的作用力，而不是硼砂晶体中的作用力，可能会多选B。【答案】（1）（2）1s22s22p63s23p63d5或Ar3d5（3）硅烷的相对分子质量越大，分子间范德华力越大，熔沸点越高（或其他合理答案）。（4）sp2和sp3 4，5或（5，4） 2 ADE4.（2012浙江高考15）15物质结构与性质模块（1）可正确表示原子轨道的是： 。A2sB2dC3pD3f（2）写出基态镓（Ga）原子的电子排布式： 。（3）下列物质变化，只与范德华力有关的是 。A干冰熔化B乙酸汽化C乙醇与丙酮混溶D溶于水E碘溶于四氯化碳
17、F石英熔融（4）下列物质中，只含有极性键的分子是 ，既含离子键又含共价键的化合物是 ，只存在键的分子是 ，同时存在键和键的分子是 。AN2 BCO2 CCH2Cl2 DC2H4 EC2H6 FCaCl2 GNH4Cl（5）用“” “ ” “” 填空：第一电离能的大小：Mg Al；熔点的高低：KCl MgO。【解题指南】解答本题注意以下两点：（1）能级与主量子数的关系（2）化学键不同分类的依据及判断方法（3）第A族第一电离能的特殊性及晶格能的大小判断方法【解析】（1）主量子数为2的能级包括s、p；主量子数为3的能级包括s、p、d；（2）镓（Ga）的原子序数为31，电子分布的能级为1s、2s、2p
18、、3s、3p、4s、3d、4s、4p。（3）范德华力存在分子之间，不含氢键的分子晶体符合题目要求。乙酸、乙醇、分子间存在氢键，石英为原子晶体，熔融时破坏的是共价键。（4）不同元素的原子之间形成的共价键为极性键，同种原子之间形成的共价键是非极性键；活泼金属元素和活泼非金属元素形成离子键，铵盐中存在离子键；只形成单键的共价键只存在键，含有双键或三键的物质存在同时存在键和键。故只含有极性键的是CH2Cl2、CO2；既含有离子键又含有共价键的化合物是NH4Cl；只存在只存在键的分子是CH2Cl2、C2H6；同时存在键和键的分子是N2、CO2、C2H4。（5）同周期从左到右第一电离能增大，但第二、三、四
19、周期中第A族的第一电离能比相邻的第A、和第A族元素大；KCl与MgO均为离子晶体，晶格能的大小决定熔点高低，KCl与MgO晶胞类型相同，半径r（K）r（Mg2），电荷Mg2K，故MgO的晶格能大于KCl，故熔点KClMgO。答案：AC1s22s22p63s23p63d104s24p1AEBCGCEABD【2010、2011年高考】1.（2011安徽高考11）中学化学中很多“规律”都有其使用范围，下列根据有关“规律”推出的结论合理的是A.根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al的第一电离能比Mg大B.根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是+7C.根据溶液的pH与溶液
20、酸碱性的关系，推出pH=6.8的溶液一定显酸性D.根据较强酸可以制取较弱酸的规律，推出CO2通入NaClO溶液中能生成HClO【答案】选D。【解析】本题考查各种“规律”，综合考查化学原理中的共性与特性。选项具体分析结论A同一同期，第一电离能呈现增大趋势，但由于p轨道处于全空、半充满或全充满时相对稳定，这使得第IIA族与第IIIA族、第VA族与第VIA族反常，故Mg比Al的第一电离能要大错误BF的电负性最大，没有正化合价。错误C溶液的酸碱性受pH和温度共同影响。常温下，pHHClO,故能发生反应:NaClOCO2H2OHClO+NaHCO3正确2.（2010上海卷）20几种短周期元素的原子半径及
21、主要化合价如下表：元素代号XYZW原子半径/pm1601437066主要化合价+2+3+5、+3、-3-2下列叙述正确的是AX、Y元素的金属性 XY，A错；根据Z、W的原子半径相差不大，化合价不同，且W只有负价，则其可能是O，Z是N，两者的单质直接生成NO，B错；据此判断可知X是Mg，Y是Al；Y的最高价氧化物的水化物是氢氧化铝，其不溶于氨水，C错；一定条件下，氧气可以和氨气反应生成水和氮气，D对。知识归纳：解答元素推断题的突破口可能是原子结构、元素在周期表中的位置、元素的性质等；在此题中解答时，关键是抓住元素性质和元素在周期表中的位置的关系，从原子半径的变化和元素的最高正价和最低负价入手寻求
22、突破。3.（2011安徽高考）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）X的单质和Y的单质相比，熔点较高的是 （写化学式）；Z的气态氢化物和溴化氢相比，较稳定的是 （写化学式）。（3）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 。（4）在25C、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
23、，平均每转移1mol 电子放热190.0kJ，该反应的热化学方程式是 。【解析】本题要紧扣原子半径的周期性变化，从而确定四种元素的符号。本题综合考查元素周期表、晶体结构、元素化合物以及热化学方程式等知识。根据题意，W的一种核素的质量数为18，中子数为10，则W为0；X和Ne原子的核外电子数相差1，且原子半径比W大，则X为Na；Y的单质是一种常见的半导体材料，不难推断Y为Si； Z的电负性在同周期主族元素中最大，且原子半径比O大，而比Na小,不难推出Z为Cl。【答案】4.（2011海南高考19II）铜是重要金属，Cu的化合物在科学研究和工业生产中具有许多用途，如CuSO4溶液常用作电解液、电镀液
24、等。请回答以下问题：（1）CuSO4可由金属铜与浓硫酸反应制备，该反应的化学方程式为_；（2）CuSO4粉末常用来检验一些有机物中的微量水分，其原因是_；（3）SO42的立体构型是_，其中S原子的杂化轨道类型是_；（4）元素金（Au）处于周期表中的第六周期，与Cu同族，Au原子最外层电子排布式为_；一种铜合金晶体具有立方最密堆积的结构，在晶胞中Cu原子处于面心，Au原子处于顶点位置，则该合金中Cu原子与Au原子数量之比为_；该晶体中，原子之间的作用力是_；（5）上述晶体具有储氢功能，氢原子可进入到由Cu原子与Au原子构成的四面体空隙中。若将Cu原子与Au原子等同看待，该晶体储氢后的晶胞结构与C
25、aF2的结构相似，该晶体储氢后的化学式应为_。【解析】（1）金属铜与浓硫酸在加热时反应生成硫酸铜、二氧化硫和水。（2）白色的CuSO4粉末与水结合生成蓝色的CuSO45H2O晶体，该反应常用于检验微量水的存在。（3）根据价层电子对互斥理论可以判断，SO42的价层电子对数n4，所以中心硫原子采取sp3杂化，立体构型为正四面体形。（4）铜的价电子构型为3d104s1，最外层只有1个电子，最外层电子排布式为4s1，所以与Cu同族的第六周期的Au原子最外层电子排布式为6s1。立方最密堆积的结构中，顶点有8个Au原子，顶点上的原子为8个晶胞共用，完全属于该晶胞的有81（个），6个面的中心共有6个Cu原子
26、，面上的原子被2个晶胞共用，完全属于该晶胞的有63（个），所以Cu原子与Au原子数量之比为31。金属和合金属于金属晶体，微粒间的作用力为金属键。（5）氟化钙的晶胞如图所示，在立方体里面有8个F，每个F恰好处于4个Ca2+围成四面体的中间。，若把该铜合金中的Cu原子和Au原子等同看待，则Cu原子和Au原子相当于CaF2中的Ca2+所储H原子相当于F，故其化学式为Cu3AuH8。【答案】（1）Cu+2H2SO4（浓）CuSO4+SO2+2H2O（2）CuSO4粉末和水结合生成蓝色的CuSO45H2O晶体（3）正四面体形 sp3杂化 （4）6s1 31 金属键 （5）Cu3AuH85.2011北京卷
27、 在温度t1和t2下，X2(g)和H2反应生成HX的平衡常数如下表：化学方程式K(t1)K(t2)F2H22HF1.810361.91032Cl2H22HCl9.710124.21011Br2H22HBr5.61079.3106I2H22HI4334(1)已知t2t1，HX的生成反应是_反应(填“吸热”或“放热”)。(2)HX的电子式是_。(3)共价键的极性随共用电子对偏移程度的增大而增强，HX共价键的极性由强到弱的顺序是_。(4)X2都能与H2反应生成HX，用原子结构解释原因：_。(5)K的变化体现出X2化学性质的递变性，用原子结构解释原因：_，原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱。(6)仅
28、依据K的变化，可以推断出：随着卤素原子核电荷数的增加，_(选填字母)。a在相同条件下，平衡时X2的转化率逐渐降低bX2与H2反应的剧烈程度逐渐减弱cHX的还原性逐渐减弱dHX的稳定性逐渐减弱【答案】(1)放热(2)H (3)HF、HCl、HBr、HI(4)卤素原子的最外层电子数均为7(5)同一主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多(6)ad【解析】 (1)温度越高K值越小，说明升温平衡逆向移动，则正反应(HX的生成反应)是放热反应；(2)卤原子最外层有7个电子，与H以共价键结合为卤化氢分子，其电子式为H 。(3)F、Cl、Br、I原子得电子能力依次减弱，共用电子对偏移程度依次减小，因而HX共
29、价键的极性依次减弱。(4)卤原子最外层有7个电子，易得到1个电子形成8电子稳定结构，而氢原子最外层1个电子，恰好与卤原子形成一对共用电子，也达到2电子稳定结构。(5)生成HF、HCl、HBr、HI的K依次减小，即各反应进行程度依次减弱，说明F、Cl、Br、I原子得电子能力依次减弱，这是由于同主族元素自上而下电子层数依次增多导致的。(6)平衡常数K表明了可逆反应进行的程度，K越小，反应进行的程度越小，即相同条件下，平衡时X2的转化率逐渐降低；同理说明产物HX越易分解，故HX的稳定性逐渐减弱。根据K值无法判断反应的剧烈程度。6.（2010山东卷，32）碳族元素包括：C、Si、 Ge、 Sn、Pb。
30、(1)碳纳米管有单层或多层石墨层卷曲而成，其结构类似于石墨晶体，每个碳原子通过杂化与周围碳原子成键，多层碳纳米管的层与层之间靠结合在一起。(2)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为。(3)用价层电子对互斥理论推断SnBr2分子中SnBr的键角120（填“”“”或“”）。(4)铅、钡、氧形成的某化合物的晶胞结构是：Pb4+处于立方晶胞顶点，Ba2+处于晶胞中心，O2-处于晶胞棱边中心，该化合物化学式为，每个Ba2+与个O2-配位。【解析】(1)石墨的每个碳原子用sp2杂化轨道与邻近的三个碳原子以共价键结合，形成无限的六边形平面网状结构，每个
31、碳原子还有一个与碳环平面垂直的未参与杂化的2P轨道，并含有一个未成对电子，这些平面网状结构再以范德华力结合形成层状结构。因碳纳米管结构与石墨类似，可得答案。(2)共用电子对偏向电负性大的原子，故电负性：CH Si。(3) SnBr2分子中，Sn原子的价层电子对数目是（4+2）/2=3，配位原子数为2，故Sn原子含有故对电子，SnBr2空间构型为V型，键角小于120。(4)每个晶胞含有Pb4+：8=1个，Ba2+：1个，O2-：12=3个，故化学式为：PbBaO3。Ba2+处于晶胞中心，只有1个，O2-处于晶胞棱边中心，共12个，故每个Ba2+与12个O2-配位【答案】(1) sp2 范德华力(
32、2) CH Si(3) 7.（2010安徽卷，25）X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的四种常见元素，其相关信息如下表：元素相关信息XX的基态原子核外3个能级上有电子，且每个能级上的电子数相等Y常温常压下，Y单质是淡黄色固体，常在火山口附近沉积ZZ和Y同周期,Z的电负性大于YWW的一种核素的质量数为63，中子数为34（1）Y位于元素周期表第周期表族，Y和Z的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强的是（写化学式）。（2）XY2是一种常用的溶剂，XY2的分子中存在个键。在HY、HZ两种共价键中，键的极性较强的是，键长较长的是。（3）W的基态原子核外电子排布式是。W2Y在空气中煅烧生成W2O的化学方程
33、式是 。（4）处理含XO、YO2烟道气污染的一种方法，是将其在催化剂作用下转化为单质Y。已知：XO(g)+O2(g)=XO2(g) H=283.0 kJmol2Y(g)+ O2(g)=YO2(g) H=296.0 kJmol1此反应的热化学方程式是。【答案】(1)3 VIA HClO4 (2)2 H-Z H-Y (3)Ar3d104s1 2Cu2S+3O2=2Cu2O+2SO2 (4)2CO(g)+SO2(g)=S(s)+2CO2 (g) H=-270kJ/mol【解析】由表中可知，X为C Y为 S Z为 Cl W为Cu8.（2010上海卷）胃舒平主要成分是氢氧化铝，同时含有三硅酸镁(Mg2S
34、i3O8.nH2O)等化合物。1)三硅酸镁的氧化物形式为 ，某元素与镁元素不同周期但在相邻一族，且性质和镁元素十分相似，该元素原子核外电子排布式为 。2)铝元素的原子核外共有 种不同运动状态的电子、 种不同能级的电子。3)某元素与铝元素同周期且原子半径比镁原子半径大，该元素离子半径比铝离子半径 (填“大”或“小”)，该元素与铝元素的最高价氧化物的水化物之间发生反应的离子方程式为： 4) Al2O3、MgO和SiO2都可以制耐火材料，其原因是 。aAl2O3、MgO和SiO2都不溶于水bAl2O3、MgO和SiO2都是白色固体 cAl2O3、MgO和SiO2都是氧化物 dAl2O3、MgO和Si
35、O2都有很高的熔点【答案】1)2MgO.3SiO.nH2O、1s22s1；2)13、5；3)大、Al(OH)3+OH-AlO2-+2H2O；4)ad。【解析】此题考查了硅化合物、元素周期表、原子的核外电子排布、原子的核外电子运动状态、元素周期律等知识。1）根据胃舒平中三硅酸镁的化学式和书写方法，其写作：2MgO.3SiO.nH2O；与镁元素在不同周期但相邻一族的元素，其符合对角线规则，故其是Li，其核外电子排布为：1s22s1；2)中铝元素原子的核外共有13个电子，其每一个电子的运动状态都不相同，故共有13种；有1s、2s、2p、3s、3p共5个能级；3)与铝元素同周期且原子半径大于镁的元素是
36、钠，其离子半径大于铝的离子半径；两者氢氧化物反应的离子方程式为：Al(OH)3+OH-AlO2-+2H2O；4)分析三种氧化物，可知三者都不溶于水且都具有很高的熔点。技巧点拨：硅酸盐用氧化物的形式来表示组成的书写顺序是：活泼金属氧化物较活泼金属氧化物非金属氧化物二氧化硅水，并将氧化物的数目用阿拉伯数字在其前面表示。比如斜长石KAlSi3O8：K2OAl2O36SiO2。【考点提升训练】一、选择题1.(2012厦门模拟)下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是( )A.原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子B.原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层
37、上仅有两个电子的Y原子C.2p轨道上只有两个电子的X原子与3p轨道上只有两个电子的Y原子D.最外层都只有一个电子的X、Y原子【解析】选C。A项，原子核外电子排布式为1s2的X原子是稀有气体，原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子是A族的元素原子，化学性质不同；B项，原子核外M层上仅有两个电子的X原子是A族的元素原子，而原子核外N层上仅有两个电子的Y原子可能是A族、副族或族元素原子，故化学性质不一定相似；C项，2p轨道上只有两个电子的X原子是C原子，3p轨道上只有两个电子的Y原子是Si原子，两者化学性质相似；D项，最外层只有一个电子的原子可能是A族元素原子，也可能是过渡金属原子，故化学性质不一
38、定相似。2.(2012盘锦模拟)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kJmol-1)。下列关于元素R的判断中一定正确的是( )R的最高正价为+3价R元素位于元素周期表中第A族R元素第一电离能大于同周期相邻元素R元素基态原子的电子排布式为1s22s2A.B.C.D.【解析】选B。由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距最大，故最外层有两个电子，最高正价为+2价，位于第A族，可能为Be或者Mg元素，因此不正确，正确，不确定；短周期第A族(ns2np0)的元素，因p轨道处于全空状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻主族元素，正确。故选B。【误区警示】
39、并不是所有的第A族元素的第一电离能均大于相邻主族，对于第二、三、四周期第A族元素的第一电离能均大于相邻主族，其他不是。3.已知短周期元素的离子，aA2、bB、cC3、dD都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（ ）A.原子半径 ABDCB.原子序数dcbaC.离子半径 CDBAD.单质的还原性 ABDC【答案】C【解析】C aA2、bB、cC3、dD都具有相同的电子层结构，说明A与B同周期，C与D同周期，且A、B处于C、D的下一周期，所以，原子半径应是BACD，原子序数应是abdc，离子半径应是CDBA，单质的还原性应是BACD。故只有选项C是正确的。4.117号元素以Uus表示。下列关于
40、Uus元素的说法错误的是( )A.原子的价电子排布式是7s27p5B.最高化合价是+7价C.其单质是双原子分子，常温常压下呈气态D.阴离子具有很强的还原性【答案】选C。【解析】117号元素是第A元素，其单质的分子式为Uus2，由于I2在常温常压下是固体，根据分子间作用力可推知Uus2在常温常压下一定是固体。5.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 A B C1s22s22p3 D【答案】C原子结构6 现有四种元素的基态原子的电子排布式如下: 则下列有关比较中正确的是( ) A.第一电离能: B.原子半径: C.电负性: D.最高正化合价:= 【解析
41、】 四种元素分别为S、P、N、F,第一电离能FN、PS,又由于第一电离能NP,所以A项正确。原子半径NF,故B项错误。电负性应SP,即,故C项错误。F无正化合价,N、S、P最高正化合价分别为+5、+6、+5价,故应为=,D项错误。 【答案】 A 7.(2012云南玉溪一中阶段测试)气态电中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化,吸收能量最多的是 ( ) A. B. C. D. 【解析】 C项失去一个电子后形成较为稳定的3p轨道的半充满状态,故吸收能量较少;而B项由3p轨道的较稳定半充满状态再失去一个电子变成不稳定状态,吸收能量较多。A项和D项为第A元素失去一个电子。 【答案】 B 8.（20
42、11长宁模拟） 下列有关表述正确的是 2s 2p A. N原子的价电子轨道表示式： B碳酸氢钠在水溶液中的电离方程式：NaHCO3Na+H+CO32- C羧基的结构式： D. 明矾的化学式为 KAlSO412H2O【答案】C9.下列说法中正确的是()A第三周期所包含的元素中钠的原子半径最小B钠的第一电离能比镁的第一电离能大C在所有元素中，氟的电负性最大D电子云示意图中的每个小黑点都表示一个电子【答案】C【解析】 同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，第三周期所包含的元素中钠的原子半径最大，A错误；同一周期，从左到右，虽然有个别特殊性，但总体上元素第一电离能是逐渐增大的，钠的第一电离能比镁的第一
43、电离能小，B错误；电负性就是以氟作为标准的，氟的电负性最大是正确的；电子云示意图中的小黑点的疏密代表电子在这一区域出现机会的大小，D不对。10.(2012江西六校一联)下列物质中微粒的个数比不是11的是( ) A.晶体中的阴离子和阳离子 B.固体中的阴离子和阳离子 C.重氢原子中的质子和中子 D.分子中的质子和电子 【解析】 晶体由过氧根离子和钠离子构成,其个数比为12,B项错误。 【答案】 B 11.(2012浙江杭州高中阶段测试)构造原理揭示的电子排布能级顺序,实质是各能级能量高低,若以E表示某能级的能量,下列能量大小顺序中正确的是( ) A.E(3s)E(2s)E(1s) B.E(3s)
44、E(3p)E(3d) C.E(4f)E(4s)E(3d) D.E(5s)E(4s)E(4f) 【解析】 根据构造原理和能级交错可知,E(3s)E(3p) E(4s),C项错误;E(4f)E(5s),D项错误。 【答案】 A 12(2012济南模拟)117号元素以Uus表示。下列关于Uus元素的说法错误的是()A原子的价电子排布式是7s27p5B最高化合价是7价C其单质是双原子分子，常温常压下呈气态D阴离子具有很强的还原性解析：117号元素是第A元素，其单质的分子式为Uus2，由于I2在常温常压下是固体，根据分子间作用力可推知Uus2在常温常压下一定是固体。答案：C二、非选择题13（2012西安
45、质检）(1)已知X、Y、Z为第三周期元素，其原子的第一至第四电离能如下表：电离能/kJmol1I1I2I3I4X5781 8172 74511 578Y7381 4517 73310 540Z4964 5626 9129 543则X、Y、Z的电负性从大到小的顺序为_(用元素符号表示)，元素Y的第一电离能大于X的第一电离能原因是_。(2)A、B、C、D是周期表中前10号元素，它们的原子半径依次减小。D能分别与A、B、C形成电子总数相等的分子M、N、W，且在M、N、W分子中，A、B、C 三原子都采取sp3杂化。A、B、C的第一电离能由小到大的顺序为_(用元素符号表示)。M是含有_键(填“极性”或“
46、非极性”)的_分子(填“极性”或“非极性”)。N是一种易液化的气体，请简述其易液化的原因_。W分子的VSEPR模型的空间构型为_，W分子的空间构型为_。AB离子中和B2分子的键数目比为_。(3)E、F、G三元素的原子序数依次增大，三原子的核外的最外层电子排布均为4s1。E元素组成的单质的晶体堆积模型为_(填代号)。a简单立方堆积b体心立方堆积c六方最密堆积 d面心立方最密堆积F元素在其化合物中最高化合价为_。G2离子的核外电子排布式为_=_，G2和N分子形成的配离子的结构式为_。【答案】(1)AlMgNa元素Mg价电子排布式为3s2，处于全充满状态，比Al价电子排布(3s23p1)稳定。则Mg
47、第一电离能大于Al的第一电离能(2)CON极性非极性氨分子间存在氢键，分子间作用力大，因而易液化四面体形V形11(3)b61s22s22p63s23p63d9或Ar3d9【解析】(1)根据电离能的突变看，X、Y、Z的化合价分别为3、2、1价，故为Al、Mg、Na。(2)氢能够与第二周期元素形成10电子分子，由于均为sp3杂化，A、B、C的原子半径依次减小，故A、B、C为碳、氮、氧。M、N、W为CH4、NH3、H2O。甲烷中的碳氢键为极性键，分子为非极性分子。水分子中的氧为sp3，为四面体结构，但是由于还有两对孤对电子，故实际构型为V形。CN和N2中存在三键，故二者的键数之比为11。(3)最外层
48、电子排布为4s1的元素有K、Cr、Cu，故分别是E、F、G。钾元素为体心立方堆积模型，Cr的3d54s1均为价电子，最高价为6价，Cu(NH3)42中的氮原子与铜之间存在配位键。14（2012大同调研）有a、b、c、d、f五种前四周期元素，原子序数依次增大，a、b、c三种元素的基态原子具有相同的能层和能级，I1(a)I1(c)I1(b)且其中基态b原子的2p轨道处于半充满状态，已知bc与ac2互为等电子体，d为周期表前四周期中电负性最小的元素，f的原子序数为29。请回答下列问题(如需表示具体元素请用相应的元素符号)。(1)写出bc的电子式_，基态f原子的核外电子排布式_。(2)b的简单氢化物极
49、易溶于c的简单氢化物，其主要原因有两个：一是_；二是_。(3)化合物甲由c、d两种元素组成，其晶胞如图 (a)，甲的化学式_。(4)化合物乙的部分结构如图(b)，乙由a、b两元素组成，硬度超过金刚石。乙的晶体类型为_，其硬度超过金刚石的原因是_。乙的晶体中a、b两种元素原子的杂化方式均为_。【答案】(1) 1s22s22p63s23p63d104s1(2)两种氢化物都是极性分子分子间都能形成氢键(3)KO2(4)原子晶体CN键的键长小于CC，CN键的键能大于CC键sp3杂化【解析】由题知b为N，根据a、b、c三种元素的基态原子具有相同的能层和能级，I1(a)I1(c)PH3AsH3。沸点高低和分子间作用力有关。分子间作用力越大，沸点越高。NH3可以形成分子间氢键，沸点最高，AsH3比PH3的相对分子质量大，所以AsH3沸点高于PH3。答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3As(2) 氧(3)三角锥形(4)As2O3+6Zn+6H2SO4=2AsH3+6ZnSO4+3H2O(5)稳定性：NH3PH3AsH3，因为键长越短，键能越大，化合物越稳定；沸点：NH3AsH3PH3，NH3可以形成分子间氢键，沸点最高；AsH3相对分子质量比PH3大，分子间作用力大，因而AsH3的沸点比PH3高
