原子结构与元素性质.doc

第二节　原子结构与元素得性质

一、元素周期表得编排原则
1、将电子层数相同得元素按原子序数递增得顺序从左到右排成横行。
2、把最外层电子数相同得元素(个别例外)按电子层数递增得顺序从上到下排成纵行。
二、周期表得结构

周期:具有相同得电子层数得元素按照原子序数递增得顺序排成一个横行。
主族:由短周期与长周期元素共同构成得族。
副族:仅由长周期元素构成得族。
三、各周期元素数目与相应能级组得原子轨道关系
周期
元素数目
相应能级组中原子轨道
电子最大容量
一
2
1s
2
二
8
2s　2p
8
三
8
3s　3p
8
四
18
4s　3d　4p
18
五
18
5s　4d　5p
18
六
32
6s　4f　5d　6p
32
七
26(未完)
7s　5f　6d(未完)
未满
四、原子结构与元素位置得关系
1、核外电子排布与族序数之间得关系
可以按照下列方法进行判断:按电子填充顺序由最后一个电子进入得情况决定,具体情况如下:

(3)进入(n－1)d
①(n－1)d1～5为ⅢB～ⅦB⇒族数＝[(n－1)d＋ns]电子数
②(n－1)d6～8为Ⅷ
③(n－1)d10为ⅠB、ⅡB⇒族数＝ns得电子数
④进入(n－2)fⅢB
2、纵列与族得关系
纵列序数
1
2
3
4
5
6
7
8～10
族
ⅠA
ⅡA
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ族
纵列序数
11
12
13
14
15
16
17
18
族
ⅠB
ⅡB
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0族
3、族序数与价电子数得关系
(1)主族(ⅠA～ⅦA)与副族ⅠB、ⅡB得族序数＝原子最外层电子数(ns＋np或ns)。
(2)副族ⅢB～ⅦB得族序数＝最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。
(3)零族:最外层电子数等于8或2。
(4)Ⅷ族:最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。若之与分别为8、9、10,则分别就是Ⅷ族第1、2、3列。
五、各区元素特点

包括得元素
价电子排布
化学性质
s区
ⅠA、ⅡA
ns1～2
除氢、氦外,都就是活泼金属元素
p区
ⅢA～ⅦA、零族
ns2np1～6
随着最外层电子数目得增加,非金属性增强,金属性减弱
d区
ⅢB～ⅦB、Ⅷ族
(n－1)d1～9ns1～2
均为金属。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得形成
ds区
ⅠB、ⅡB
(n－1)d10ns1～2
均为金属。d轨道充满电子,因此d轨道一般不再参与化学键得形成
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
镧系元素得化学性质非常相近,锕系元素得化学性质也非常相近
六、判断微粒半径大小得规律
1、同周期,从左到右,原子半径依次减小。
2、同主族,从上到下,原子或同价态离子半径均增大。
3、阳离子半径小于对应得原子半径,阴离子半径大于对应得原子半径,如r(Na＋)<r(Na),r(S)<r(S2－)。
4、电子层结构相同得离子,随核电荷数增大,离子半径减小,如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。
5、不同价态得同种元素得离子,核外电子多得半径大,如r(Fe2＋)>r(Fe3＋),r(Cu＋)>r(Cu2＋)。
特别提醒
在中学要求得范畴内可按“三瞧”规律来比较微粒半径得大小
“一瞧”能层数:当能层数不同时,能层越多,半径越大。
“二瞧”核电荷数:当能层数相同时,核电荷数越大,半径越小。
“三瞧”核外电子数:当能层数与核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
七、电离能
1、第一电离能
(1)每个周期得第一个元素(氢与碱金属)第一电离能最小,稀有气体元素原子得第一电离能最大,同周期中自左至右元素得第一电离能呈增大得趋势。
(2)同主族元素原子得第一电离能从上到下逐渐减小。
2、逐级电离能
(1)原子得逐级电离能越来越大
首先失去得电子就是能量最高得电子,故第一电离能较小,以后再失去电子都就是能级较低得电子,所需要得能量多;同时,失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强,从而电离能越来越大。
(2)金属元素原子得电离能与其化合价得关系
一般来讲,在电离能较低时,原子失去电子形成阳离子得价态为该元素得常见价态。如Na得第一电离能较小,第二电离能突然增大(相当于第一电离能得10倍),故Na得化合价为＋1,而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变,故Mg、Al得化合价分别为＋2、＋3。
八、元素电负性得应用
1、元素得金属性与非金属性及其强弱得判断
(1)金属得电负性一般小于1、8,非金属得电负性一般大于1、8,而位于非金属三角区边界得“类金属”(如锗、锑等)得电负性则在1、8左右,它们既有金属性,又有非金属性。
(2)金属元素得电负性越小,金属元素越活泼;非金属元素得电负性越大,非金属元素越活泼。
(3)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。
(4)电负性较大得元素集中在元素周期表得右上角。
2、化学键得类型得判断
一般认为:如果两个成键元素原子间得电负性差值大于1、7,它们之间通常形成离子键;如果两个成键元素原子间得电负性差小于1、7,它们之间通常形成共价键。

图1
(1)上表中得实线就是元素周期表得部分边界,请在表中用实线补全元素周期表得边界。
(2)元素甲就是第三周期、第ⅥA族元素,请在下边方框中按氦元素(图1)得式样,写出元素甲得原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量与最外层电子排布。
(3)元素乙得3p亚层中只有1个电子,则乙原子半径与甲原子半径比较:______>______;甲、乙得最高价氧化物水化物得酸性强弱为:______>______(用化学式表示)。
(4)元素周期表体现了元素周期律,元素周期律得本质就是原子核外电子排布得________,请写出元素在元素周期表中得位置与元素原子结构得关系:
________________________________________________________________________。
解析　(1)略
(2)因甲位于第三周期、第ⅥA族,则应就是硫元素,答案为

(3)因乙元素得3p亚层只有一个电子,即其电子排布式为1s22s22p63s23p1,即乙元素就是Al,其原子半径大于硫,甲、乙得最高价氧化物对应水化物分别为H2SO4与Al(OH)3,显然酸性前者强于后者。
(4)元素周期律得本质就是核外电子排布得周期性变化。因此元素周期表不就是随意设定得,并且元素在周期表中得位置与原子结构密切相关,元素得周期数即为原子核外电子层数;元素所在主族数即为原子结构得最外层电子数。
答案　(1)

(2)

(3)Al　S　H2SO4　Al(OH)3
(4)周期性变化　元素得周期数即为原子核外电子层数,元素得主族序数即为原子结构得最外层电子数

本题考查元素周期律及元素周期表得有关知识,综合性较强,解答本题得关键就是掌握元素在周期表中位置、结构、性质三者之间得关系以及同一周期元素性质得递变规律。可根据元素性质得递变规律体会周期表中不同位置得元素具有不同得结构,所以应该具有不同得性质。
　不同元素得原子在分子内吸引电子得能力大小可用一数值x来表示,若x越大,则原子吸引电子得能力越强,在所形成得分子中成为负电荷一方。下面就是某些短周期元素得x值:
元素
Li
Be
B
C
O
F
x值
0、98
1、57
2、04
2、53
3、44
3、98

元素
Na
Al
Si
P
S
Cl
x值
0、93
1、61
1、90
2、19
2、58
3、16
(1)通过分析x值得变化规律,确定N、Mg得x值范围:
______<x(Mg)<________;______<x(N)<________。
(2)推测x值与原子半径得关系就是
________________________________________________________________________。
(1) 某有机物结构式为:
,在S—N中,您认为共用电子对偏向谁？__________(写原子名称)。
(4)经验规律告诉我们当成键得两原子相应元素电负性得差值Δx>1、7时,一般为离子键,当Δx<1、7时,一般为共价键,试推断AlBr3中化学键得类型就是____________。
(5)预测元素周期表中,x值最小得元素位置____________(放射性元素除外)。
解析　由所给数据分析知:同周期,从左到右x值逐渐增大;同主族,从上到下,x值逐渐减小,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、93<x(Mg)<1、57,同理:2、53<x(N)<3、44。(2)x值在周期表中得递变规律与原子半径得恰好相反,即:同周期(同主族)中,x值越大,其原子半径越小。(3)对比周期表中对角线位置得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S—N中,共用电子对应偏向氮原子。(4)查表知:AlCl3得Δx＝1、55<1、7,又x(Br)<x(Cl),所以AlBr3得Δx应小于AlCl3得,为共价键。(5)根据递变规律,x值最小得应为Cs(Fr为放射性元素)位于第六周期ⅠA族。
答案　(1)0、93　1、57　2、53　3、44　(2)x值越小,半径越大　(3)氮　(4)共价键　(5)第六周期ⅠA族

归纳总结就是学习过程中很重要得一种能力,在做该题时可以先找出x值相差不大得元素,分组比较,x值较大得一组应为非金属元素,x值较小得一组应为金属元素。然后,再对同一组中得元素得x值进行比较找出变化规律。
　不同元素得气态原子失去最外层一个电子所需要得能量,设其为E,如图所示。试根据元素在周期表中得位置,分析图中曲线得变化特点,并回答下列问题。

(1)同主族内不同元素得E值变化得特点就是:______________________。各主族中E值得这种变化特点体现了元素性质得__________变化规律。
(2)同周期内,随原子序数增大,E值增大。但个别元素得E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确得就是_________________________________________________________
(填写编号,多选倒扣分)。
①E(砷)>E(硒)　　②E(砷)<E(硒) ③E(溴)>E(硒)　　④E(溴)<E(硒)
(3)估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值得范围:________<E<________。
(4)10号元素E值较大得原因就是
________________________________________________________________________。
解析　此题考查了元素第一电离能得变化规律与同学们得归纳总结能力。(1)从H、Li、Na、K等可以瞧出,同主族元素随元素原子序数得增大,E值变小;H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显得周期性。
(2)从第二、三周期可以瞧出,第ⅢA与ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可以推测E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。
(3)根据同主族、同周期规律可以推:E(K)<E(Ca)<E(Mg)。
(4)10号元素就是稀有气体元素氖,该元素原子得最外层电子排布已达到8电子稳定结构。
答案　(1)随着原子序数得增大,E值变小　周期性
(2)①③　(3)485 kJ·mol－1　738 kJ·mol－1　(4)10号元素为氖,该元素原子得最外层电子排布已达到8电子稳定结构

要综合考虑图示信息,抓住同一主族(如原子序数为1、3、11、19得碱金属族)得E值得大小,同一周期(如3～10号元素)E值得大小规律,且要注意哪些有反常现象。
　下列各组元素,按原子半径依次减小,元素第一电离能逐渐升高得顺序排列得就是(　　)
A、K、Na、Li B.Al、Mg、Na C、N、O、C D.Cl、S、P
解析　本题考查了元素第一电离能得递变规律,由同周期中从左到右,元素得第一电离能逐渐增大知,B、D选项中均逐渐降低;同主族中,从上到下,原子半径增大,第一电离能逐渐减小,故A项正确。
答案　A

①通常情况下,第一电离能大得主族元素电负性大,但ⅡA族、ⅤA族元素原子得价电子排布分别为ns2、ns2np3,为全满与半满结构,这两族元素原子第一电离能反常。
②金属活动性表示得就是在水溶液中金属单质中得原子失去电子得能力,而电离能就是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子得能力,二者对应条件不同,所以排列顺序不完全一致。
　有A、B、C、D四种元素。其中A为第三周期元素,与D可形成1∶1与2∶1原子比得化合物。B为第四周期d区元素,最高化合价为7。C与B就是同周期得元素,具有相同得最高化合价。D为元素周期表所有元素中电负性第二大得元素。试写出四种元素得元素符号与名称,并按电负性由大到小排列顺序。A________,B__________,C________________________________________________________________________,
D________,电负性由大到小得顺序为
________________________________________________________________________。
解析　由电负性推知D为O;A与D可形成1∶1与2∶1得化合物,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)　O>Br>Mn>Na

并不就是所有电负性差大于1、7得都形成离子化合物,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,故需注意这些特殊情况。

考查元素周期表,探究下列问题:
1、元素周期表共有几个周期？每个周期各有多少种元素？写出每个周期开头第一个元素与结尾元素得最外层电子得排布式得通式。为什么第一周期结尾元素得电子排布跟其她周期不同？
提示　元素周期表共有7个周期;每个周期包含得元素种类如下:
周期　　一　　二　　三　　四　　五　　六　　七
元素数目2　　 8　　 8　　 18　　18 　 32 　32(？)
每周期开头元素最外层电子排布通式为ns1
每周期结尾最外层电子排布通式为ns2np6(第一周期为1s2)。
第一周期元素原子只有一个能层,只有1s一个能级,最多为2个电子。而其她周期元素原子最外层有ns、np两个能级,最多可排8个电子。
2、元素周期表共有多少个纵列？周期表上元素得“外围电子排布”简称“价电子层”,这就是由于这些能级上得电子数可在化学反应中发生变化。每个纵列得价电子层得电子总数就是否相等？
提示　18个纵列;不相等。
3、按电子排布,可把周期表里得元素划分成5个区,如课本图1－16所示。除ds区外,区得名称来自按构造原理最后填入电子得能级得符号。s区、d区与p区分别有几个纵列？为什么s区(H除外)、d区与ds区得元素都就是金属？
提示　s区有2个纵列,d区有8个纵列,p区有6个纵列。s区、d区与ds区得元素原子最外层电子数为1～2个,在反应中易失去电子,故s区(H除外)、d区与ds区得元素都就是金属元素。
4、元素周期表可分为哪些族？为什么副族元素又称为过渡元素？
提示　元素周期表可分为7个主族:ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA;7个副族:ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB;一个Ⅷ族与一个0族。在周期表中从第四周期开始由ⅡA经过副族、Ⅷ族到ⅢA,所以副族与第Ⅷ族元素又称过渡元素。
5、为什么在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内？
提示　从周期表瞧,同周期元素越向右,非金属性越强,同主族元素越向上,非金属性越强,所以非金属主要集中在右上角。
6、处于非金属三角区边缘得元素常被称为半金属或准金属。为什么？
提示　处于非金属三角区边缘得元素具有一定得金属性。

元素周期表中,同周期得主族元素从左到右,最高化合价与最低化合价、金属性与非金属性得变化有什么规律？
提示　元素周期表中,同周期得主族元素从左到右:最高化合价从＋1―→＋7(第二周期到＋5);最低化合价从－4―→－1;金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。

元素周期表中得同周期主族元素从左到右,原子半径得变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中得同主族元素从上到下,原子半径得变化趋势如何？应如何理解这种趋势？
提示　同周期主族元素,从左到右,原子半径减小,因为同周期元素原子具有相同得电子能层,但随核电荷数增多,核对电子得引力变大,从而使原子半径减小。
同主族元素,从上到下,原子半径增大,因为同主族元素自上到下,原子具有得电子能层数增多,使原子半径增大;虽然自上到下核电荷数也增多可使原子半径减小,但前者就是主要因素,故最终原子半径增大。

1、碱金属得电离能与碱金属得活泼性存在什么联系？
提示　碱金属得第一电离能越小,碱金属越活泼。
2、为什么原子得逐级电离能越来越大？Na、Mg、Al得电离能数据跟它们得化合价有什么联系？
提示　因为原子首先失去得电子就是能量最高得电子,故第一电离能较小,以后再失去电子都就是能级较低得电子,所需要得能量多;同时,失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强,从而电离能越来越大。从教材中Na、Mg、Al得电离能得表格可瞧出,Na得第一电离能较小,第二电离能突然增大(相当于第一电离能得10倍),故Na得化合价为＋1。而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变,故Mg、Al得化合价分别为＋2、＋3。

1、课本图1－26就是用课本图1－23得数据制作得第三周期元素得电负性变化图,请用类似得方法制作第ⅠA与ⅦA族元素得电负性变化图。

提示

2.在元素周期表中,某些主族元素与右下方得主族元素(如下图)得有些性质就是相似得(如硼与硅得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,比较锂与镁在空气中燃烧得产物,铍与铝得氢氧化物得酸碱性以及硼与硅得含氧酸酸性得强弱,说明对角线规则,并用这些元素得电负性解释对角线规则。

提示　Li、Mg在空气中燃烧得产物分别为Li2O与MgO;B与Si得含氧酸都就是弱酸,说明“对角线规则”得正确性。
Li、Mg得电负性分别为1、0、1、2;Be、Al得电负性分别为1、5、1、5,B与Si得电负性分别为2、0、1、8,它们得电负性接近,说明它们对键合电子得吸引力相当。

1、电子层数　最外层电子数　最外层电子数　电子层数
2、碱金属　稀有气体元素
3、
原子
序数
电子排布式
在周期表中得位置
就是金属还就是非金属
最高价氧化物
得水化物化学
式及酸碱性
气态氢化物得化学式

15
1s22s22p63s23p3
第三周期ⅤA族
非金属
H3PO4酸性
PH3
16
1s22s22p63s23p4
第三周期ⅥA族
非金属
H2SO4酸性
H2S
7
1s22s22p3
第二周期ⅤA族
非金属
HNO3酸性
NH3
4、(1)三　ⅦA　1s22s22p63s23p5　Cl　HClO4
(2)四　ⅡA　1s22s22p63s23p64s2　Ca　Ca(OH)2
5、主族元素次外层就是排满得,而副族元素次外层或倒数第三层没有排满。主族元素得价电子层即其最外层,而副族元素得价电子层为最外层与次外层得电子,有得还包括倒数第三层得电子,统称为外围电子。
6、H:1s1　H原子再得一个电子便可满足1s2得稳定结构。
从化合价情况瞧,H得一个电子后,表现－1价,与ⅦA族相同。
7、以第三周期元素为例:
11Na　12Mg　13Al　14Si　15P　16S　17Cl
Na就是非常活泼得碱金属元素,在常温下能与H2O剧烈反应,NaOH就是强碱;
Mg就是较活泼得金属元素,能与沸水反应,Mg(OH)2就是中强碱;
Al具有两性,不能与H2O反应,Al2O3就是两性氧化物,Al(OH)3就是两性氢氧化物;
Si具有金属得某些性质,就是半导体材料,H4SiO4就是不溶于水得弱酸;
P对应得最高价含氧酸H3PO4就是中强酸;
Cl对应得最高价含氧酸HClO4就是无机含氧酸中最强得酸。由此可以出结论。
8、电负性就是用来描述不同元素得原子对键合电子得吸引力大小得,元素电负性越大,对键合电子得吸引力越大,相应得元素其非金属性就越强。通常以氟得电负性4、0、锂得电负性1、0为标准,金属得电负性一般小于1、8,而非金属得电负性一般大于1、8。所以用电负性可以度量金属性与非金属性得强弱。
9、元素核外电子得排布最外层从1个逐渐增加到8个(第一周期到2个),并呈周期性变化,故元素得最高正化合价也从＋1～＋7变化,并随核电荷数递增而呈周期性变化。
10、50种
11、元素周期律得科学价值可从如下几个方面分析:
(1)元素周期律得具体表现形式就是元素周期表,它就是学习与研究化学得一种重要工具。可以利用元素得性质与元素在周期表中得位置与它得原子结构三者之间得密切关系,来指导我们对化学得学习与研究。
(2)对科学研究得指导作用
门捷列夫曾用元素周期律来预言未知元素并获得了证实。此后,人们在元素周期律与周期表得指导下,对元素得性质进行了系统得研究,对物质结构理论得发展起到了一定得推动作用。不仅如此,元素周期律与周期表为新元素得发现以预测它们得原子结构与性质提供了线索。
(3)元素周期律与元素周期表对于工农业生产也具有一定得指导作用。由于在周期表中位置靠近得元素性质相似,这就启发人们在周期表中一定得区域内寻找新得物质。
①农药多数就是含Cl、P、S、N、As等元素得化合物,在周期表得右上角。
②半导体材料都就是周期表里金属与非金属交界处得元素,如Ge、Si、Ga、Se等。
③催化剂得选择。人们在长期得生产实践中已发现过渡元素对许多化学反应有良好得催化性能。进一步研究发现,这些元素得催化性能跟它们得原子得次外层电子排布得物点有密切关系。于就是,人们努力在过渡元素(包括稀土元素)中寻找各种优良催化剂。例如,目前人们已能用铁、镍熔剂作催化剂,使石墨在高温与高压下转化为金刚石;石油化工方面,如石油得催化裂化、重整等反应,广泛采用过渡元素作催化剂,特别就是近年来发现少量稀土元素可大大改善催化剂得性能。
④而高温、耐腐蚀得特种合金材料得制取。在周期表里从ⅢB到ⅥB得过渡元素,如钛、钽、钨、铬具有耐高温、耐腐蚀等特点。它们就是制作特种合金得优良材料,就是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等得不可缺少得金属。
⑤矿物得寻找。地球上化学元素得分布跟它们在元素周期表里得位置有密切得联系,科学实验发现如下规律:相对原子质量较小得元素在地壳中含量较多,相对原子质量较大得元素在地壳中含量较少。处于地球表面得元素多数呈现
高价,处于岩石深处得元素多数呈现低价;碱金属一般就是强烈得亲石元素,主要富集于岩石圈得最上部;熔点、离子半径、电负性大小相近得元素往往共生在一起,同处于一种矿石中。在岩浆演化过程中,金属性强得、离子半径较小得、熔点较高得元素与化合物往往首先析出,分布在地壳得外表面。有得科学家把周期表中性质相似得元素分为十个区域,并认为同一区域得元素往往就是伴生矿,这对探矿具有指导意义。
元素周期律得科学价值,还在于它从自然科学方面有力地论证了事物变化中量变引起质变得规律。

1、下列关于稀有气体得叙述不正确得就是(　　)
A、各原子轨道电子均已填满
B、其原子与同周期ⅠA、ⅡA族阳离子具有相同得核外电子排布
C、化学性质非常不活泼
D、同周期中第一电离能最大
答案　B
解析　稀有气体各轨道均已填满,达到稳定结构,因此A项叙述正确;稀有气体元素原子得核外电子排布与同周期ⅤA、ⅥA、ⅦA族阴离子(得电子达饱与)得电子排布相同,还与下一周期ⅠA、ⅡA族阳离子(失去最外层电子)得电子排布相同,因此B项叙述不正确。
2、在短周期元素中,原子最外层只有1个电子或2个电子得元素就是(　　)
A、金属元素 B.稀有气体元素
C、非金属元素 D.无法确定就是哪一类元素
答案　D
解析　本题考查了元素周期表得有关知识,最外层电子数为1个或2个电子得元素可能就是金属,如Na;也可能就是非金属,如H;还可能就是稀有气体元素,如He。
3、同一主族得两种元素得原子序数之差可能为(　　)
A、6 B.12 C.26 D.30
答案　C
解析　本题考查元素周期表得结构。元素周期表中同一主族相邻元素原子序数得差与所处位置存在一定得关系,若在过渡元素左边,相差得就是上一周期容纳得原子序数;若在右边,相差得就是下一周期容纳得元素种类。第一、二、三、四、五、六周期分别含有2、8、8、18、18、32种元素,相邻周期所含元素种数相加可得16、26、36,据此分析,则C项有可能,A、B、D项不可能。
4、A、B、C、D四种短周期元素得原子半径依次减小,A与C得核电荷数之比为3∶4,D能分别与A、B、C形成电子总数相等得分子X、Y、Z。下列叙述正确得就是(　　)
A、X、Y、Z得稳定性逐渐减弱
B、A、B、C、D只能形成5种单质
C、X、Y、Z三种化合物得熔、沸点逐渐升高
D、自然界中存在多种由A、B、C、D四种元素组成得化合物
答案　CD
解析　据A、C核电荷数之比为3∶4推知A为碳,C为氧,则B为氮,D为氢,据此可知X、Y、Z依次为CH4、NH3、H2O。
5、我国得纳米基础研究能力已跻身于世界得前列,例如曾作为我国两年前十大科技成果之一得就就是合成一种一维纳米得材料,化学式为RN。已知该化合物里与氮微粒结合得Rn＋核外有28个电子,则R位于元素周期表得(　　)
A、第三周期ⅤA族 B.第四周期ⅢA族
C、第五周期ⅢA族 D.第四周期ⅤA族
答案　B
解析　由化学式RN知R为＋3价,故R原子核外有31个电子,核电荷数为31,价电子构型为4s24p1,为镓元素,位于第四周期ⅢA族。
6、下列关于碱金属性质得叙述中错误得就是(　　)
A、它们都能在空气中燃烧生成M2O(M指碱金属)
B、它们都能与水反应生成氢气与碱
C、所形成得阳离子得氧化性依次减弱
D、碱金属中密度最小、熔、沸点最高得就是铯
答案　AD
解析　A项只有锂在空气中燃烧生成Li2O,其她碱金属元素生成过氧化物或比过氧化物更复杂得超氧化物;D项碱金属随核电荷数得递增,密度依次增大,熔、沸点依次降低。
7、具有下列电子排布式得原子中,半径最大得就是(　　)
A、1s22s22p63s23p2 B.1s22s22p3
C、1s22s22p2 D.1s22s22p63s23p4
答案　A
解析　A选项最外层电子排布式为3s23p2,说明就是第三周期、第ⅣA族元素,故为Si;同理可知:B选项为N;C选项为C;D选项为S。其中,Si与S均为3个电子层,半径大于N与C,同一周期从左到右,原子半径逐渐减小,故Si原子半径最大。
8、已知X、Y元素同周期,且电负性X>Y,下列说法错误得就是(　　)
A、第一电离能:Y小于X
B、气态氢化物得稳定性:HmY强于HnX
C、最高价含氧酸得酸性:X对应酸得酸性强于Y得
D、X与Y形成化合物时,X显负价,Y显正价
答案　AB
解析　据电负性X>Y推知,原子序数X>Y,同周期元素,第一电离能Y不一定小于X,A不正确;氢化物稳定性HmY弱于HnX,最高价含氧酸得酸性X得强于Y得,C正确;电负性值大得吸引电子能力强,在化合物中显负性,电负性值小得吸引电子得能力弱,在化合物中显正价。
9、下列说法中正确得就是(　　)
A、第三周期所含得元素中钠得第一电离能最小
B、铝得第一电离能比镁得第一电离能大
C、在所有元素中,氟得第一电离能最大
D、钾得第一电离能比镁得第一电离能大
答案　A
解析　同周期中碱金属元素得第一电离能最小,稀有气体最大,故A正确;B不正确,由于Mg为3s2,而Al为3s23p1,故Al得小于Mg得;钾比镁更易失电子,钾得小于镁得,D不正确。
10、下列元素电负性最大得就是(　　)
A、C　　　　　 B.Cl　　　 　　C.F　　　　 　　D.N
答案　C
解析　同周期从左到右,元素得电负性逐渐变大;同主族从上到下,元素得电负性逐渐变小。
11、某短周期元素原子得最外层有2个电子,则(　　)
A、一定就是ⅡA族元素 B、其最外层电子已形成了稳定结构
C、一定就是镁元素 D、可能就是氦元素或ⅡA族元素
答案　D
解析　最外层有2个电子得元素有: 、 、 等,显然只有D项正确。
12、下列说法错误得就是(　　)
A、欲研制新农药,应着重研究非金属元素化合物
B、耐高温、耐腐蚀得合金材料应在过渡元素中寻找
C、当发现第七周期零族元素时,其原子序数肯定就是118
D、第七周期零族元素就是金属元素
答案　D
解析　元素周期表对于寻找新元素、合成新物质具有指导意义。合成新农药应着重研究非金属元素化合物;耐高温、耐腐蚀得合金材料应在过渡元素中寻找;第七周期零族元素得原子序数为:2＋8＋8＋18＋18＋32＋32＝118;根据元素周期表中金属与非金属分界线,第七周期零族元素应该就是非金属元素。
13、具有下列电子层结构得原子,其对应元素一定属于同一周期得就是(　　)
A、两种原子得电子层上全部都就是s电子
B、3p上只有一个空轨道得原子与3p亚层上只有一个未成对电子得原子
C、最外层电子排布为2s22p6得原子与最外层电子排布为2s22p6得离子
D、原子核外得M层上得s亚层与p亚层都填满了电子,而d轨道上尚未有电子得两种原子
答案　B
解析　电子层上全部都就是s电子得原子有1s1,1s2,1s22s1,1s22s2,显然不一定属于同一周期,故A错误;3p上只有一个空轨道得原子为1s22s22p63s23p2,3p亚层上只有一个未成对电子得原子为1s22s22p63s23p5,分别属于Si与Cl,就是同一周期;最外层电子排布为2s22p6得原子为Ne,最外层电子排布为2s22p6得离子为F－、Na＋、Mg2＋等,不一定同一周期;M层上得s亚层与p亚层都填满了电子,而d轨道上尚未有电子得原子有1s22s22p63s23p6,1s22s22p63s23p64s1,
1s22s22p63s23p64s2,显然不一定就是同一周期。
14、下列原子得第一电离能最大得就是(　　)
A、B B.C C.Al D.Si
答案　B
15、下列各组元素属于p区得就是(　　)
A、原子序数为1、2、7得元素 B、O、S、P
C、Fe、Ar、Cl D、Na、Li、Mg
答案　B
解析　p区包括ⅢA～“0”族元素。
16、某元素原子得电子排布式为[Ar]3d104s24p1,根据原子核外电子排布与元素在元素周期表中得位置关系,完成下列各题:
(1)该元素处于元素周期表得第______周期,该周期得元素种数就是__________;
(2)该元素处于元素周期表得第______族,该族得非金属元素种数就是________;
(3)试推测该元素处于周期表得______区,该区包括元素族得种类就是________。
答案　(1)四　18　(2)ⅢA　1
(3)p　ⅢA～ⅦA族、0族
解析　根据元素原子有4个电子层容纳了电子,该元素处于第四周期,该周期元素原子得电子排布式为[Ar]4s1～23d1～104p1～6,故共有18种元素;根据轨道能量顺序与族得相对顺序可以确定该元素位于第ⅢA族,本族元素只有一种非金属元素——硼;根据价层电子得电子排布式4s24p1可以确定该元素为p区,由该区元素得价层电子得电子排布式为ns2np1～6,可以确定所包括元素族得种类就是ⅢA～ⅦA族、0族。
17、已知元素得电负性与元素得化合价一样,也就是元素得一种基本性质。下面给出14种元素得电负性:
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
电负性
1、5
2、0
1、5
2、5
2、8
4、0
1、0

元素
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1、2
3、0
0、9
3、5
2、1
2、5
1、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。
(1)根据表中给出得数据,可推知元素得电负性具有得变化规律就是
________________________________________________________________________。
(2)判断下列物质就是离子化合物还就是共价化合物？
Mg3N2　BeCl2　AlCl3　SiC
答案　(1)随原子序数得递增,元素得电负性与原子半径一样呈周期性得变化
(2)Mg3N2为离子化合物,SiC、BeCl2、AlCl3均为共价化合物。
解析　元素得电负性随原子序数得递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值:Mg3N2中电负性差值为1、8,大于1、7,形成离子键,为离子化合物;BeCl2、AlCl3、SiC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。
18、处于相邻两个周期得主族元素A、B、C、D,它们得原子半径依次变小;A离子与B离子得电子层相差两层,且能形成BA2型得离子化合物;C得离子带3个正电荷;D得气态氢化物通式为H2R,D在它得最高价氧化物中得质量分数就是40%,原子核中有16个中子。试回答:
(1)写出A、B、C、D得元素符号:
A:________　B:________　C:________　D:________
(2)B、C、D得第一电离能从大到小得顺序如何排列？______________________。
(3)A、B、C得电负性从大到小得顺序如何排列？________________________。
(4)向D得氢化物得水溶液中滴入少量A得单质,发生什么现象？________________。写出有关反应得化学方程式___________________________________________________。
答案　(1)Br　Mg　Al　S
(2)S>Mg>Al　(3)Br>Al