新人教版高中化學(xué)選修3（全冊知識點考點梳理、重點題型分類鞏固練習(xí)）（提高版）（家教、補習(xí)、復(fù)習(xí)用）

1、人教版高中化學(xué)選修三知識點梳理重點題型（常考知識點）鞏固練習(xí)原子結(jié)構(gòu) 【學(xué)習(xí)目標】1、根據(jù)構(gòu)造原理寫出136號元素原子的電子排布式；2、了解核外電子的運動狀態(tài)；3、掌握泡利原理、洪特規(guī)則?！疽c梳理】要點一、原子的誕生 我們所在的宇宙誕生于一次大爆炸。大爆炸后約2小時，誕生了大量的氫、少量的氦及極少量的鋰。其后，經(jīng)過或長或短的發(fā)展過程，氫、氦等發(fā)生原子核的融合反應(yīng)，分期分批地合成了其他元素。（如圖所示） 要點二、能層與能級【原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)#原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)】 1能層 （1）含義：在含有多個電子的原子里，由于電子的能量各不相同，因此，它們運動的區(qū)域也不同。通常能量最低的電子在離核最近的區(qū)域運動，而

2、能量高的電子在離核較遠的區(qū)域運動。根據(jù)多電子原子核外電子的能量差異可將核外電子分成不同的能層（即電子層）。如鈉原子核外有11個電子，第一能層有2個電子，第二能層有8個電子，第三能層有1個電子。 （2）能層表示方法能層一二三四五六七符號KLMNOPQ能量低 高最多電子數(shù)28183250 要點詮釋：電子層、次外層、最外層、最內(nèi)層、內(nèi)層 在推斷題中經(jīng)常出現(xiàn)與層數(shù)有關(guān)的概念，理解這些概念是正確推斷的關(guān)鍵。為了研究方便，人們形象地把原子核外電子運動看成分層運動，在原子結(jié)構(gòu)示意圖中，按能量高低將核外電子分為不同的能層，并用符號K、L、M、N、O、P、Q表示相應(yīng)的層，統(tǒng)稱為電子層。一個原子在基態(tài)時，電子所占

3、據(jù)的電子層數(shù)等于該元素在周期表中所處的周期數(shù)。倒數(shù)第一層，稱為最外層；從外向內(nèi)，倒數(shù)第二層稱為次外層；最內(nèi)層就是第一層（K層）；內(nèi)層是除最外層外剩下電子層的統(tǒng)稱。以基態(tài)鐵原子結(jié)構(gòu)示意圖為例：鐵原子共有4個電子層，最外層(N層)只有2個電子，次外層（M層）共有14個電子，最內(nèi)層（K層）有2個電子，內(nèi)層共有24個電子。 2能級 （1）含義：在多電子原子中，同一能層的電子，能量也可能不同，這樣同一能層就可分成不同的能級（也可稱為電子亞層）。能層與能級類似于樓層與階梯之間的關(guān)系。在每一個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf（n代表能層） （2）各能層所包含的能級符號及各能層、能級最多容納的電

4、子數(shù)見下表：能層（n）一二三四五六七符號KLMNOPQ能級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s最多容納的電子數(shù)226261026101422818325072982n2 （3）能級數(shù)與能層序數(shù)的關(guān)系 在任一能層，能級數(shù)=能層序數(shù)。 （4）能級與電子數(shù)的關(guān)系 以s、p、d、f排序的各能級可容納的最多電子數(shù)依次為1、3、5、7的2倍，即2、6、10、14 說明在任一個能層中，能級符號順序為ns、np、nd、nf（n代表能層），能量依次升高，即在第n層中，不同能級的能量大小順序是E（ns）E（np）E（nd）E（nf） 不同能層，能級符號相同，n越大，能量越高，如E（1s）E（2s）E（3s

5、）E（4s）要點三、構(gòu)造原理 1構(gòu)造原理 從氫原子開始，隨著原子核電荷數(shù)的遞增，原子核每增加一個質(zhì)子，原子核外便增加一個電子，電子大多是按圖1-1-2所示的能級順序填充的，填滿一個能級再填一個新能級。這個規(guī)律稱為構(gòu)造原理。 2構(gòu)造原理的應(yīng)用 構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)。 將阿拉伯?dāng)?shù)字放在能級符號前表示能層數(shù)，將阿拉伯?dāng)?shù)字標在能級符號右上角表示該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式。如N：1s22s22p3，Mg：1s22s22p63s2。 說明 電子所排的能級順序為1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 圖1-1-2中每個小圓圈

6、表示一個能級，每一行對應(yīng)一個能層。各圓圈間連線的方向表示隨核電荷數(shù)遞增而增加的電子填入能級的順序。 構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級分布，從中可以看出，不同能層的能級有交錯現(xiàn)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。要點詮釋：關(guān)于原子的最外層、次外層電子數(shù) 由于能級交錯的原因，E（nd）E（n+1）s，當(dāng)ns和np全充滿時（共4個軌道，最多容納8個電子），多余電子不是填入nd，而是首先形成新電子層，填人（n+1）s軌道中，因此最外層電子數(shù)不可能超過8個。 同理可以解釋為什么次外層電子數(shù)不超過18個

7、。若最外層是第n層，次外層就是第（n1）層。由于E(n1)fE(n+1)sE（np），在第（n+1）層出現(xiàn)前，次外層只有（n1）s、（n1）p、（n1）d上有電子，這三個亞層共有9個軌道，最多可容納18個電子，因此次外層電子數(shù)不超過18個。例如，某原子最外層是第五層，次外層就是第四層，由于E（4f）E（6s）E（5p），在第六層出現(xiàn)之前，次外層（第四層）只有4s、4p和4d軌道上有電子，這三個亞層共有9個軌道，最多可容納18個電子，也就是次外層電子數(shù)不超過18個。要點四、能量最低原理、基態(tài)與激發(fā)態(tài)、光譜 1能量最低原理 原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。即在基態(tài)原子里，

8、電子優(yōu)先排布在能量最低的能級里，然后排布在能量逐漸升高的能級里。 2基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子 （1）基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。 （2）激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)（相對基態(tài)而言）。 （3）基態(tài)原子、激發(fā)態(tài)原子相互轉(zhuǎn)化與能量的關(guān)系：基態(tài)原子激發(fā)態(tài)原子。 3光譜 （1）光譜 光譜一詞最早是由偉大的物理學(xué)家牛頓提出的。不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放出不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜和發(fā)射光譜，這些光譜統(tǒng)稱為原子光譜。 （2）光譜分析及其應(yīng)用 在現(xiàn)代化學(xué)中利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。在歷史上，有許多種元素都是通過光譜分析來發(fā)現(xiàn)的，如在1859

9、年德國科學(xué)家本生和基爾霍夫發(fā)明了光譜儀，攝取了當(dāng)時已知元素的光譜圖。1861年德國科學(xué)家基爾霍夫利用光譜分析的方法發(fā)現(xiàn)了銣元素。再如稀有氣體氦的原意是“太陽元素”，是1868年分析太陽光譜時發(fā)現(xiàn)的，最初人們以為它只存在于太陽，后來才在地球上發(fā)現(xiàn)。 （3）基態(tài)、激發(fā)態(tài)與光譜的聯(lián)系 當(dāng)基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。例如，電子可以從l s躍遷到2s、6p相反，電子從較高能量的激發(fā)態(tài)躍遷到較低能量的激發(fā)態(tài)乃至基態(tài)時，將釋放能量。光（輻射）是電子釋放能量的重要形式之一。在日常生活中，我們看到的許多可見光，如燈光、霓虹燈光、激光、焰火都與原子核外電子發(fā)生躍遷釋放能量有關(guān)。

10、要點五、電子云與原子軌道 1電子運動的特點：只能確定電子在原子核外空間各處出現(xiàn)的概率，而無法確定某個時刻處于原子核外空間何處。 2電子云：由于核外電子的概率密度分布看起來像一片云霧，因而被形象地稱為電子云。 3原子軌道 （1）s電子的電子云輪廓圖都是一個球形，p電子的電子云是啞鈴狀的。量子力學(xué)把電子在原子核外的一個空間運動狀態(tài)稱為原子軌道。 （2）s電子的原子軌道都是球形的，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。p電子的原子軌道是啞鈴形的，每個p能級有3個原子軌道，它們互相垂直，分別稱為px、py、pz。p電子的原子軌道的平均半徑也隨能層序數(shù)的增大而增大。 （3）ns能級有1個原子軌道，np能級有

11、3個原子軌道，nd能級有5個原子軌道，nf能級有7個原子軌道，而每個軌道里最多能容納2個電子，通常稱為電子對，用一對方向相反的箭頭“”來表示。 小結(jié) 能層序數(shù)n越大，原子軌道的半徑越大。 s能級只有一個原子軌道，且都是球形的。 p能級有3個相互垂直的原子軌道，分別用px、py、pz表示。在同一能層中px、py、pz的能量相同。 不同能層的同種能級的原子軌道形狀相似，只是半徑不同，能層序數(shù)n越大，原子軌道的半徑越大。這是因為能層序數(shù)n越大，電子的能量越高，電子在離核更遠的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴展。如ls、2s、3s的形狀均為球形，但原子軌道半徑：1s2s3s。要點六、

12、泡利原理和洪特規(guī)則【原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)#原子核外電子排布規(guī)律】 1泡利原理 在一個原子軌道里，最多只能容納2個電子，而且它們的自定狀態(tài)相反（用“”表示），這個原理稱為泡利原理。 電子自旋可以比喻成地球的自轉(zhuǎn)，自旋只有兩種方向：順時針方向和逆時針方向。 2電子排布圖 用方框表示原子軌道，用箭頭表示電子（一個箭頭表示一個電子），這種用來表達電子排布的新方式叫做電子排布圖。 如鋰的電子排布圖： 3洪特規(guī)則 當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋狀態(tài)相同。 注意 等價軌道全充滿、半充滿或全空的狀態(tài)一般比較穩(wěn)定，也就是說，具有下列電子層結(jié)構(gòu)的原子是比較穩(wěn)定的。

13、全充滿：p6、d10、f14，半充滿：p3、d5、f7，全空：p0、d0、f0。 因此，鉻和銅的基態(tài)原子的電子排布圖如下： 總之，基態(tài)原子的電子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特規(guī)則。用構(gòu)造原理得到的電子排布給出了基態(tài)原子核外電子在能層和能級中的排布，而電子排布圖還給出了電子在原子軌道中的排布。要點七、描述核外電子排布的化學(xué)用語 1電子排布式 （1）定義：用核外電子分布的原子軌道（能層）及各原子軌道（能級）上的電子數(shù)來表示電子排布的式子。如1s22s22p4、1s22s22p63s23p1、1s22s22p63s23p64s2、1s22s22p63s23p63d64s2分別是O、Al、Ca、

14、Fe原子的電子排布式。 （2）以鋁原子為例，電子排布式中各符號、數(shù)字的意義為： （3）簡化的電子排布式 電子排布式中的內(nèi)層電子排布可用相應(yīng)的稀有氣體的元素符號加方括號來表示，以簡化電子排布式。以稀有氣體的元素符號外加方括號表示的部分稱為“原子實”。如鈣的電子排布式為1s22s22p63s23p64s2，其簡化的電子排布式可以表示為Ar4s2。 （4）外圍電子排布式 在原子的核外電子排布式中，省去“原子實”后剩下的部分稱為外圍電子排布式，也叫價電子排布。如氯、銅的電子排布式分別為1s22s22p63s23p5、1s22s22p63s23p63d104s1，用“原子實”的形式分別表示為Ne3s23

15、p5、Ar3d104s1，其外圍電子排布式分別為3s23p5、3d104s1。 提示：雖然電子排布是遵循構(gòu)造原理的，但書寫時應(yīng)按照電子層的順序排列。如鐵原子的電子排布式是1s22s22p63s23p63d64s2，而不宜寫作1s22s22p63s23p64s23d6。 主族元素的最外層電子就是外圍電子，又稱價電子。過渡元素的外圍電子一般包括最外層的s電子和次外層的d電子，有的還包括倒數(shù)第三層的f電子。 元素周期表中呈現(xiàn)的電子排布是各元素原子的外圍電子排布。 要點詮釋：價電子、最外層電子、外圍電子 價電子指原子參加化學(xué)反應(yīng)時形成化合價的電子；最外層電子指能量最高的電子層上的電子，對于主族元素，最

16、外層電子數(shù)等于價電子數(shù)；對于副族元素，部分能量高的次外層電子參與成鍵，即次外層部分電子與最外層電子統(tǒng)稱為外圍電子，即價電子。例如，鋁：Ne3s23p1，最外層電子數(shù)和價電子數(shù)都是3。 2電子排布圖以鋁原子為例，電子排布圖中各符號、數(shù)字的意義為： 在電子排布圖中也可以用圓圈表示一個原子軌道，如 電子排布式和電子排布圖反映的是基態(tài)原子即處于最低能量狀態(tài)的原子的電子排布情況。它們相互關(guān)聯(lián)，可以非常方便地相互轉(zhuǎn)換。 3原子結(jié)構(gòu)示意圖 原子結(jié)構(gòu)示意圖：表示原子的核電荷數(shù)和核外電子在原子核外各電子層排布的圖示。 4電子式 在化學(xué)反應(yīng)中，一般是原子的最外層電子數(shù)目發(fā)生變化。為了簡便起見，化學(xué)中常在元素符號周

17、圍用小黑點“”或小叉“”來表示元素原子的最外層電子，相應(yīng)的式子叫做電子式。如鈉原子的電子式為Na（或Na）?！镜湫屠}】類型一：能層、能級、原子軌道之間的關(guān)系 例題1 下列敘述正確的是( ) A能級就是電子層 B每個能層最多可容納的電子數(shù)是2n2 C同一能層中的不同能級的能量高低相同 D不同能層中的s能級的能量高低相同【思路點撥】本題考查能級、能層的概念。需要明確能級的排布及各能層的排布、所容納的電子數(shù) 【答案】B 【解析】能級應(yīng)該是電子亞層，能層才是電子層；同一能層中的不同能級的能量高低的順序是：E(ns)(np)E(nd)E(nf)不同能層，能級符號相同，n越大，能量越高，如E(1s)E(

18、2s)E(3s)E(4s) 【總結(jié)升華】要正確理解“能級數(shù)等于該能層序數(shù)”。在每一個能層中能級順序依次為ns、np、nd、nf故每個能層都有s能級，從第二能層才有p能級，從第三能層才有d能級，從第四能層才有f能級。舉一反三：【變式1】 以下能級符號正確的是 ( ) A5s B2d C3f D1p 【答案】A【解析】B項，第二能層只有2s、2p能級；c項，第二三能層只有3s、3 p、3d能級；D項，第一能層只有1 s能級，故B、C、D均錯?！咀兪?】（2015 湛江調(diào)考）對于多電子原子，下列說法正確的是（ ）。 A能層數(shù)的最大值一定是七 B能級一定在s、p、d、f的范圍之內(nèi) C任一能層都有s能級

19、 D任一能層的能級總是從s開始，到f結(jié)束【答案】C【解析】到目前為止，能層數(shù)的最大值為七，能級包括s、p、d、f，但隨著科技的發(fā)展，能層數(shù)可能超過七，還會有更多的能級被發(fā)現(xiàn)，A、B錯誤。任一能層的能級總是從s開始，但不一定包含p、d、f能級，如第一能層只有s能級，C正確、D錯誤。類型二：構(gòu)造原理及核外電子排布 例題2（2015 甘肅張掖高臺一中期末）若某原子在處于能量最低狀態(tài)時，外圍電子排布式為4d15s2，則下列說法正確的是( ) A該元素原子處于能量最低狀態(tài)時，原子中共有3個未成對電子 B該元素原子核外有5個電子層 C該元素原子M能層共有8個 D電子該元素原子最外層共有3個電子 【思路點撥

20、】本題考查電子排布式的表達及意義，注意正確理解數(shù)字、字母及角標的意義。 【答案】B【解析】根據(jù)核外電子排布規(guī)律，該元素基態(tài)原子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2。由此可知：該元素基態(tài)原子中共有39個電子，原子核外有5個電子層，其中M能層上有18個電子，最外層上有2個電子。 【總結(jié)升華】關(guān)于能層、能級、軌道：同一電子層稱為同一能層，同一能層中電子亞層能量有差異，又按能量高低分為不同的能級，同一能級中有多個軌道，其能量相同。例如，鎳（Ni）的電子排布式為1s22s22p63s23p63d84s2，其中1、2、3、4稱為能層，2s、2p表明第2能層上有2個能

21、級，即鎳原子核外電子排布有4個能層，7個能級（1s、2s、2 p、3s、3 p、3d、4s）。軌道：s、p、d、f所含軌道數(shù)分別為1、3、5、7，如1s、2s、3s、4s能級的能量不同，但是軌道數(shù)相同。電子進入能級的順序是（按能量高低排序）1s、2s、2p、3s、3 p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s、5f、6d 例題3 下列說法正確的是 ( ) A氫原子光譜是元素的所有光譜中最簡單的光譜之一 B“量子化”就是不連續(xù)的意思，微觀粒子運動均有此特點 C玻爾理論不但成功解釋了氫原子光譜，而且還能推廣到其他原子光譜 D原子中電子在具有確定半徑的原子軌道上像火車一樣高

22、速運轉(zhuǎn)著 【思路點撥】本題考查基態(tài)、激發(fā)態(tài)及電子躍遷問題，注意從基本概念出發(fā)理解相關(guān)問題。 【答案】B 【解析】A項中氫原子光譜是元素的所有光譜中最簡單的光譜。C項中玻爾理論成功地解釋了氫原子光譜，但對解釋多電子原子的光譜卻遇到了困難。D項中原子中電子的運動沒有確定的軌道，原子軌道是電子運動出現(xiàn)的“區(qū)域”?！究偨Y(jié)升華】關(guān)于基態(tài)、激發(fā)態(tài)：處于最低能量的原子叫基態(tài)原子?；鶓B(tài)原子的核外電子排布遵循泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理。當(dāng)基態(tài)原子吸收能量后，電子會躍遷的較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。光是電子釋放能量的重要形式之一，日常生活中的許多可見光，如燈光、霓虹燈光、激光、焰火等都與原子核外電子發(fā)生躍遷釋

23、放能量有關(guān)。舉一反三：【變式1】下列原子的外圍電子排布中，哪一種狀態(tài)的能量較低？試說明理由。 (1)氮原子：(2)鈉原子：A3s1 B3p1(3)鉻原子： A3d54s1 B3d44s2 (4)碳原子： 【答案】(1)B；A中原子的外圍電子排布違反了洪特規(guī)則。(2)A；B中原子的外圍電子排布違反了能量最低原理。(3)A；B中原子的外圍電子排布違反了能量最低原理。(4)A；B中原子的外圍電子排布違反了洪特規(guī)則。 【解析】本題考查的是核外電子排布所遵循的原理方面的知識。根據(jù)洪特規(guī)則，電子在能量相同的各個軌道上排布時盡可能分占不同的原子軌道，且自旋狀態(tài)相同，故(1)選B，(4)選A。根據(jù)能量最低原理

24、，核外電子先占據(jù)能量低的軌道。再占據(jù)能量高的軌道。(2)中由于3s軌道的能量低于3p軌道，故選A。(3)中A的d5、s1均為半充滿的相對穩(wěn)定狀態(tài)，B不是，所以選A?！驹咏Y(jié)構(gòu)與性質(zhì)#例題4】【變式2】下列各原子或離子的電子排布式錯誤的是A、Al 1s22s22p63s23p1 B、O2- 1s22s22p6 C、Na+ 1s22s22p6 D、 Si 1s22s22p2 類型三：綜合應(yīng)用 例題4 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個未成對電子，Y元素原子的最外層2p軌道上有2個未成對電子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成負一價離子。請回答下列問題

25、： (1)X元素原子基態(tài)時的電子排布式為_，該元素的符號是_。 (2)Y元素原子的價層電子的軌道表示式為_，該元素的名稱是_。 (3)已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液中可被金屬鋅還原為XZ3，產(chǎn)物還有ZnSO4和H2O，該反應(yīng)的化學(xué)方程式是_。 【答案】(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3 As(2) O(3)As2O3+6Zn+6H2SO4=2AsH3+6ZnSO4+3H2O 【解析】(1)X元素原子的4p軌道上有3個未成對電子，則X是第四周期V A族元素，即X為As，其電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s24p3。 (2)Y元素原子的最外層2p軌道上有2

26、個未成對電子，且As跟Y可形成化合物As2Y3，可推知Y為O；又因為X、Y和Z三種元素的原子序數(shù)之和等于42，可得到Z為H。(3)X2Y3為As2O3，XZ3為AsH3，As2O3與稀硫酸和Zn反應(yīng)的化學(xué)方程式為As2O3+6Zn+6H2SO4=2AsH3+6ZnSO4+3H2O。舉一反三：【變式1】設(shè)X、Y、Z代表三種元素。已知： X和Y一兩種離子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)； Z元素原子核內(nèi)質(zhì)子數(shù)比Y元素原子核內(nèi)質(zhì)子數(shù)少9個； Y和z兩種元素可以形成四核42個電子的負一價陰離子。 據(jù)此，請?zhí)羁眨?(1)Y元素是_，其原子的電子排布式為_；Z元素是_，其原子的電子排布圖為_。 (2)由X、Y、Z三種

27、元素所形成的含68個電子的鹽類化合物的化學(xué)式是_。 【答案】(1)Cl 1s22s22p63s23p5 O (2)KClO4 【解析】依題意，假設(shè)元素Y的原子序數(shù)為y，則元素Z的原子序數(shù)為(y9)。若以YmZn表示由這兩種元素所形成的四核42個電子的負一價陰離子，則下列關(guān)系式成立： 把代入得9n=4y41，所以。因n為正整數(shù)，將其可能的取值1、2和3分別代入上式，經(jīng)檢驗確定n=3，y=17。所以，元素Y的原子序數(shù)為17，它是氯(Cl)，而元素Z的原子序數(shù)為179=8，它是氧(O)，進而可知元素X為鉀(K)，這三種元素所形成的含68個電子的鹽類化合物的化學(xué)式為KClO4(所含電子數(shù)為19+17+

28、48=68)。人教版高中化學(xué)選修三知識點梳理重點題型（?？贾R點）鞏固練習(xí)【鞏固練習(xí)】一、選擇題1下表為元素周期表前四周期的一部分，下列有關(guān)R、W、X、Y、Z五種元素的敘述中，正確的是（ ）XWYRZA常壓下五種元素的單質(zhì)中Z單質(zhì)的沸點最高BY、Z的陰離子電子層結(jié)構(gòu)都與R原子的相同CW的氫化物的沸點比X的氫化物的沸點高DY元素的非金屬性比W元素的非金屬性強2英國科學(xué)家曾在Science上發(fā)表論文，宣布發(fā)現(xiàn)Al的超原子結(jié)構(gòu)，如Al13、Al14，并用質(zhì)譜儀檢測到穩(wěn)定的Al13I等，Al13、Al14的一些性質(zhì)像其他的主族元素的化學(xué)性質(zhì)，得到或失去電子生成40個價電子的最穩(wěn)定狀態(tài)。下列說法中不正確

29、的是（ ）AAl13與鹵族單質(zhì)的性質(zhì)相似BAl14與A族元素的性質(zhì)相似CAl13在一定條件下與HI反應(yīng)的化學(xué)方程式：Al13+HI=HAl13IDAl13中的Al原子間以離子健相結(jié)合3（2014 安慶診斷）基態(tài)原子的第5電子層只有2個電子，則該原子的第4電子層中的電子個數(shù)肯定為（ ）。 A8 B18 C818 D8324下列說法正確的是（ ）A非金屬元素呈現(xiàn)的最高化合價不超過該元素原子的最外層電子數(shù)B非金屬元素呈現(xiàn)的最低化合價，其絕對值等于該元素原子的最外層電子數(shù)C最外層有2個電子的原子都是金屬原子D最外層有5個電子的原子都是非金屬原子5下列敘述中正確的是（ ）A同一主族的元素，原子半徑越大，

30、其單質(zhì)的熔點一定越高B同一周期的元素，原子半徑越小越容易失去電子C同一主族元素的氫化物，相對分子質(zhì)量越大，它的沸點一定越高D稀有氣體元素的原子序數(shù)越大，其單質(zhì)的沸點一定越高6（2015 福州檢測）下列說法正確的是（ ）。 A不同的原子軌道形狀一定不相同 Bp軌道呈啞鈴形，因此p軌道上的電子運動軌跡呈啞鈴形 C2p能級有3個p軌道 D氫原子的電子運動軌跡呈球形7有人認為在元素周期表中，位于A族的氫元素也可以放在A族，下列物質(zhì)能支持這種觀點的是（ ）AHF BH3O+ CNaH DH2O28具有下列電子排布式的原子中，半徑最大的為（ ）A1s22s22p63s1 B1s22s22p63s23p64

31、s1C1s22s22p63s2 D1s22s22p63s23p64s29（2015 大連檢測）下列關(guān)于價電子排布3s23p4的描述正確的是（ ）。 A它的元素符號為O B它的核外電子排布式為1s22s22p63s23p4 C可以與H2化合生成液態(tài)化合物 D其電子排布圖為10A+、B2+、C、D2四種離子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，現(xiàn)有以下排列排序：B2+A+CD2，CD2A+B2+，B2+A+D2C，D2CA+B2+。四種離子的半徑由大到小及四種元素的原子序數(shù)由大到小的順序分別是（ ）A B C D二、填空題1（1）（2014 安徽高考）Na位于元素周期表第_周期第_族；Si的基態(tài)原子核外有_個未成

32、對電子；Si的基態(tài)原子核外電子排布式為_。（2）（2014 江蘇高考）Cu+基態(tài)核外電子排布式為_。（3）（2014 課標）基態(tài)Fe原子有_個未成對電子，F(xiàn)e3+的電子排布式為_。（4）（2014 浙江高考）31Ga基態(tài)原子的核外電子排布式是_。2在元素周期表前四周期中，有A、B、C、D四種元素，它們的原子序數(shù)依次增大，A原子有3個未成對電子；B原子次外層有8個電子，1 mol B單質(zhì)與足量鹽酸反應(yīng)可生成1 mol H2，B單質(zhì)不易與冷水反應(yīng)；C元素的+3價離子的d軌道是半充滿的；D元素易形成1價離子。（1）填寫下表：元素名稱、符號電子排布式屬于哪個區(qū)AC （2）C元素位于第_周期_族，在含C

33、2+的水溶液中，滴入氯水后再滴入數(shù)滴KSCN溶液，現(xiàn)象是_，上述反應(yīng)的離子方程式為_。在含C3+的水溶液中加足量鐵粉充分振蕩后，滴入KSCN溶液，現(xiàn)象是_，上述反應(yīng)的離子方程式為_。 （3）四種元素中電負性最大的元素是_種，第一電離能最小的元素是_。A、B兩種元素的原子半徑大小是_，單核離子的離子半徑大小是_。3已知電離能是指1 mol氣態(tài)原子（或陽離子）失去1 mol電子形成了1 mol氣態(tài)陽離子（或更高價陽離子）所需要吸收的能量。現(xiàn)有核電荷數(shù)小于20的元素A，其電離能數(shù)據(jù)如下：（I1表示氣態(tài)原子失去第一個電子的電離能；In表示離子失去第n個電子的電離能，單位：eV）序號I1I2I3I4I5

34、I6電離能7.64415.0380.12109.3141.2186.5序號I7I8I9I10I11I12電能離224.9266.0327.9367.41761 （1）外層電子離核越遠，能量越高，電離能越_（填“大”或“小”）；陽離子電荷數(shù)越高，再失去電子時，電離能越_（填“大”或“小”）。 （2）上述11個電子分屬_個電子層。 （3）該元素的主要化合價為_。 （4）該元素原子的電子排布式為_。 （5）寫出該元素最高價氧化物對應(yīng)的水化物與稀鹽酸反應(yīng)的離子方程式_。【參考答案與解析】一、選擇題1D 【解析】據(jù)元素周期表的結(jié)構(gòu)知X、W、Y、R、Z元素分別為N、P、S、Ar、Br。A項中溴單質(zhì)的沸點不

35、是最高；C項中氫化物的沸點：NH3PH3；B項中Br的電子層結(jié)構(gòu)與Kr原子的電子層結(jié)構(gòu)相同，S2與Ar原子的電子層結(jié)構(gòu)相同。2D 【解析】根據(jù)“生成40個價電子的最穩(wěn)定狀態(tài)”知，Al13需得到1個電子形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，與鹵族單質(zhì)的性質(zhì)相似，選項A正確；而Al14要失去2個電子，與A族元素的性質(zhì)相似，選項B正確；根據(jù)用質(zhì)譜儀檢測到Al13I，選項C正確；鋁原子之間不可能形成離子鍵，只能以共價鍵相結(jié)合，選項D錯。3C 【解析】根據(jù)構(gòu)造原理，第5電子層上有2個電子，則該基態(tài)原子核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s24p64d0105s2。4A 【解析】非金屬元素的最高化合價等于最外

36、層電子數(shù)，故A正確。非金屬元素呈現(xiàn)的最低化合價的絕對值，等于其所得電子數(shù)，故B錯。最外層有2個電子的原子有氦，故C錯。最外層有5個電子的原子有銻、鉍，是金屬，故D錯。5D 【解析】同一主族的金屬元素原子半徑越大其單質(zhì)的熔點越低；同一周期元素原子半徑越小，越不易失去電子；同一主族元素的氫化物相對分子質(zhì)量越大，其沸點不一定越高，如NH3、H2O、HF液態(tài)時因存在氫鍵而出現(xiàn)反?，F(xiàn)象；因稀有氣體屬于分子晶體，原子序數(shù)越大其單質(zhì)的相對分子質(zhì)量越大，沸點越高。6C 【解析】不同能級的原子軌道形狀可以相同，如s能級的原子軌道都是球形，只是半徑不同，A項錯誤；現(xiàn)在的技術(shù)無法測定電子在原子核外的運動軌跡，原子軌

37、道只是體現(xiàn)電子的運動狀態(tài)，B、D兩項錯誤；任何能層的p能級都有3個p軌道，C項正確。7C 【解析】氫元素易失去一個電子表現(xiàn)出+1價，與A族元素性質(zhì)相似；氫元素也可得到一個電子顯1價，與A族元素性質(zhì)相似。8B 【解析】根據(jù)電子排布式可知A為Na，B為K，C為Mg，D為Ca，顯然K半徑最大。9B 【解析】由價電子排布3s23p4可知該元素為S，S與H2化合生成H2S氣體，D項中的電子排布圖違背了洪特規(guī)則。10B 【解析】先判斷原子序數(shù)的大小為BACD，再由原子序數(shù)大離子半徑小確定離子半徑為D2CA+B+。二、填空題1（1）三 A 2 1s22s22p63s23p2 （2）1s22s22p63s23

38、p63d10 （3）4 1s22s22p63s23p63d5 （4）1s22s22p63s23p63d104s24p1 【解析】（1）Na（）元素位于元素周期表第三周期第A族；Si原子核外電子數(shù)為14，核外電子基態(tài)排布式為1s22s22p63s23p2。 （2）Cu為29號元素，基態(tài)原子核外電子排布式為：1s22s22p63s23p63d104s1，Cu+的基態(tài)電子排布式為1s22s22p63s23p63d10。 （3）基態(tài)Fe原子核外電子排布為1s22s22p63s23p63d64s2，所以有4個未成對電子，失去2個4s、1個3d電子形成Fe3+，其電子排布式為1s22s22p63s23p6

39、3d5。2（1）氮、N 1s22s22p3 p 鐵、Fe Ar3d64s2 d（2）四 第 溶液變血紅色 2Fe2+Cl2=2Fe3+2Cl、Fe3+3SCN=Fe(SCN)3 無明顯現(xiàn)象Fe+2Fe3+=3Fe2+（3）N Mg MgN N3Mg2+【解析】 由B單質(zhì)不能與冷水反應(yīng)，1 mol B與足量鹽酸反應(yīng)，生成1 mol H2可知，B鎂元素，則A為氮元素。C元素d軌道有電子，又C3+的d軌道半充滿，則C是鐵元素，故D為溴元素。3（1）小 大 （2）3 （3）+2 （4）1s22s22p63s2 （5）Mg(OH)2+2H+=Mg2+2H2O【解析】 由電離能數(shù)據(jù)可知I2到I3、I10到

40、I11，分別為兩次電離能突躍，故該元素必為原子核外有12個電子的Mg。人教版高中化學(xué)選修三知識點梳理重點題型（?？贾R點）鞏固練習(xí)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì) 【學(xué)習(xí)目標】1、進一步認識周期表中原子結(jié)構(gòu)和位置、價態(tài)、元素數(shù)目等之間的關(guān)系；2、知道外圍電子排布和價電子層的涵義，認識周期表中各區(qū)、周期、族元素的原子核外電子排布的規(guī)律；3、掌握原子半徑的變化規(guī)律；4、了解元素電離能的涵義，能應(yīng)用元素的電離能說明元素的某些性質(zhì)、主族元素電離能的變化與核外電子排布的關(guān)系；5、了解元素電負性的涵義，能應(yīng)用元素的電負性說明元素的某些性質(zhì)，根據(jù)元素的電負性資料，解釋元素的“對角線”規(guī)則；6、認識原子結(jié)構(gòu)與元素周期系的

41、關(guān)系，形成有關(guān)物質(zhì)結(jié)構(gòu)的基本觀念，認識物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之間的關(guān)系，提高分析問題和解決問題的能力?！疽c梳理】【原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)#原子結(jié)構(gòu)與周期表】要點一：原子結(jié)構(gòu)與周期表1、元素周期系：（元素的原子核外電子的排布發(fā)生周期性的重復(fù)的結(jié)果）隨著元素原子的核電荷數(shù)遞增，每到出現(xiàn)堿金屬，就開始建立一個新的電子層，隨后最外層上的電子逐漸增多，最后達到8個電子，出現(xiàn)稀有氣體。然后又開始由堿金屬到稀有氣體，這就是元素周期系中的一個個周期。這也是原子核外電子排布規(guī)律中為什么最外層的電子數(shù)不超過8個電子的原因。2、元素周期表：(體現(xiàn)元素原子結(jié)構(gòu)、元素性質(zhì)的周期性變化)元素周期表的結(jié)構(gòu) 在第一周期中元素只有一個電子

42、層即第一個能層，而第一能層只有一個能級，該能級最多只容納2個電子，所以第一周期只有兩種元素。因此元素周期系的發(fā)展就像螺殼上的螺紋一樣螺旋上升的。、原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置關(guān)系（元素在周期表中的位置由原子結(jié)構(gòu)決定）原子核外電子層數(shù)決定元素所在的周期：周期序數(shù)=原子核外電子層數(shù)；原子的價電子總數(shù)決定元素所在的族，周期表上的外圍電子排布稱為“價電子層”，這是由于這些能級上的電子數(shù)可在化學(xué)反應(yīng)中發(fā)生變化，“價電子”即與元素化合價有關(guān)的電子，元素周期表的每個縱列的價電子層上電子總數(shù)相同，對于主族元素，價電子指的就是最外層電子，所以：主族元素其族序數(shù)=價電子數(shù)=最外層電子數(shù)。而副族元素的族序數(shù)不等于

43、其最外層電子數(shù)，其族序數(shù)跟核外電子的排布有關(guān)。要點詮釋：價電子數(shù)與族序數(shù)的關(guān)系S區(qū)元素價電子特征排布為S12，價電子數(shù)等于族序數(shù)。區(qū)元素價電子排布特征為（-1）d110ns12，價電子總數(shù)等于副族序數(shù)；ds區(qū)元素特征電子排布為(n-1)d10ns12，價電子總數(shù)等于所在的列序數(shù)；p區(qū)元素特征電子排布為ns2np16；價電子總數(shù)等于主族序數(shù)。外圍電子總數(shù)決定排在哪一族 如：29Cu 3d104s1 ，10+1=11尾數(shù)是1所以，是IB。、元素周期表的分區(qū)按電子排布，可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)：s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)、p區(qū)、f區(qū)： s區(qū) p 區(qū) d 區(qū) ds 區(qū) f 區(qū) 縱列數(shù) 12 1318 3

44、10 1112 族 IA、IIA IIIAVIIA IIIBVIIB VIII IB、IIB 鑭系、錒系 是否都是金屬 除H外 否（非金屬元素所在區(qū)域） 是（又稱過渡元素） 是 【小結(jié)】元素的性質(zhì)隨核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的變化?！驹咏Y(jié)構(gòu)與性質(zhì)#元素周期律】要點二：元素周期律1、原子半徑?jīng)Q定原子半徑大小的因素原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：一是電子的能層數(shù) ，另一個是核電荷數(shù)。電子層數(shù)越多，電子間的排斥將使原子半徑增大；而當(dāng)電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引力也越大，將使原子半徑縮小。電子能層數(shù)：電子能層數(shù)越多，原子半徑越大核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，原子半徑越小原子半徑的變化規(guī)律

45、同周期：從左到右，原子半徑逐漸減小同周期元素原子具有相同的電子能層，但隨著核電荷數(shù)增多，原子核對核外電子的吸引力變大，從而使原子半徑減小同主族：從上到下，原子半徑逐漸增大同主族元素自上到下，原子具有的電子能層數(shù)增多，使原子半徑增大，雖然自上到下核電荷數(shù)也增多可使原子半徑減小，但由于核電荷數(shù)的增多使核對核外電子的吸引比不上由于能層的增多使得電子負電排斥來得大，所以最終結(jié)果原子半徑增大?！拘〗Y(jié)】在同周期中影響原子半徑的主要因素是核電荷數(shù)的多少，而同主族中影響原子半徑的主要因素是能層數(shù)的多少要點詮釋：原子的核外電子排布與元素周期律的關(guān)系在原子里，原子核位于整個原子的中心，電子在核外繞核作高速運動，因

46、為電子在離核不同的區(qū)域中運動，我們可以看作電子是在核外分層排布的。按核外電子排布的3條原則將所有原子的核外電子排布在該原子核的周圍，發(fā)現(xiàn)核外電子排布遵守下列規(guī)律：原子核外的電子盡可能分布在能量較低的電子層上（離核較近）；若電子層數(shù)是n，這層的電子數(shù)目最多是2n2個；無論是第幾層，如果作為最外電子層時，那么這層的電子數(shù)不能超過8個，如果作為倒數(shù)第二層（次外層），那么這層的電子數(shù)便不能超過18個。這一結(jié)果決定了元素原子核外電子排布的周期性變化規(guī)律，按最外層電子排布相同進行歸類，將周期表中同一列的元素劃分為一族；按核外電子排布的周期性變化來進行劃分周期 。如：第一周期中含有的元素種類數(shù)為2，是由1s

47、12決定的第二周期中含有的元素種類數(shù)為8，是由2s122p06決定的第三周期中含有的元素種類數(shù)為8，是由3s123p06決定的第四周期中元素的種類數(shù)為18，是由4s123d0104p06決定的.由此可見，元素原子核外電子排布的規(guī)律是元素周期表劃分的主要依據(jù)，是元素性質(zhì)周期性變化的根本所在。對于同族元素而言，從上至下，隨著電子層數(shù)增加，原子半徑越來越大，原子核對最外層電子的吸引力越來越小，最外層電子越來越容易失去，即金屬性越來越強；對于同周期元素而言，隨著核電荷數(shù)的增加，原子核對外層電子的吸引力越來越強，使原子半徑逐漸減小，金屬性越來越差，非金屬性越來越強。 因此，在元素周期表中非金屬主要集中在

48、右上三角區(qū)內(nèi)，處于非金屬三角區(qū)邊緣的元素常被稱為半金屬或準金屬。2、電離能：（可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度）概念：氣態(tài)中性基態(tài)原子失去一個電子轉(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。注意：上述表述中的“氣態(tài)”“基態(tài)”“電中性”“失去一個電子”等都是保證“最低能量”的條件，缺一不可。第一電離能的變化規(guī)律：隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化同周期:隨著原子序數(shù)的增加，元素的第一電離能逐漸增大對于同一周期的元素，隨著核電荷數(shù)的增加，原子半徑逐漸變小(稀有氣體除外，稀有氣體原子半徑比同周期的鹵族元素原子半徑大)，原子核對核外電子的吸引越來越強，元素的原子越來越難失

49、去電子，因此元素的第一電離能呈遞增趨勢。同周期內(nèi)，堿金屬的第一電離能最小，稀有氣體的第一電離能最大。同主族:隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能逐漸減小同一主族元素，從上到下，隨著核電荷數(shù)的增加，電子能層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大，原子核對核外電子的吸引越來越弱，元素的原子越來越容易失去電子，故同一主族，隨著電子層數(shù)的增加，元素的第一電離能逐漸減小。影響電離能的因素核電荷數(shù)原子半徑原子的電子構(gòu)型(當(dāng)元素具有全充滿，半充滿的電子構(gòu)型時，穩(wěn)定性高，電離能大)【小結(jié)】第一電離能數(shù)值越小，原子越易失去一個電子，金屬性越強，第一電離能數(shù)值越小大，原子越難失去一個電子，非金屬性越強要點詮釋：核外電子排布

50、、元素的性質(zhì)與電離能的關(guān)系第一電離能與原子的核外電子排布的關(guān)系對于同一周期的元素從左到右第一電離能并不是呈直線上升，有些元素原子的電離能出現(xiàn)反常，這是什么原因造成的呢?第一電離能的變化與元素原子的核外電子排布有關(guān)，通常情況下，當(dāng)原子核外的電子排布的能量相等的軌道上形成全空，半滿，全滿的結(jié)構(gòu)時，原子的能量較低，原子較穩(wěn)定，則該原子比較難失去電子，故第一電離能較大。在元素周期表中第IIA族與第VA族元素出現(xiàn)反常。比如Be的價電子排布為2s2，是全充滿結(jié)構(gòu)，比較穩(wěn)定，而B的價電子排布為2s22p1，不如Be穩(wěn)定，因此失去第一個電子B比Be容易，第一電離能小。鎂的第一電離能比鋁的大，磷的第一電離能比硫

51、的大，Mg：1s22s22p63s2 P:1s22s22p63s23p3。那是因為鎂原子、磷原子最外層能級中，電子處于半滿或全滿狀態(tài)，相對比較穩(wěn)定，失電子較難。如此相同觀點可以解釋N的第一電離能大于O，Mg的第一電離能大于Al。第一電離能與金屬的活潑性的聯(lián)系第一電離能數(shù)值越小，原子越易失去一個電子，金屬性越強。比如堿金屬的第一電離能均較小，易失去一個電子，故堿金屬都較活潑。電離能與元素化合價的關(guān)系氣態(tài)原子失去一個電子生成+1價氣態(tài)陽離子所需要的能量叫做第一電離能，常用符號I1表示。由+1價氣態(tài)陽離子再失去一個電子形成+2價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第二電離能，常用符號I2表示。依次還有第三、第

52、四電離能等。原子的逐級電離能是越來越大的，原因是離子的電荷正值越來越大，離子半徑越來越小，所以失去這些電子逐漸變難，需要的能量也就越來越高 。 Na Mg Al 各級電離能(kJ/mol) 496 738 578 4562 1415 1817 6912 7733 2745 9543 10540 11575 13353 13630 14830 16610 17995 18376 20114 21703 23293 從表中可以看出鈉的第一電離能較小而第二電離能突躍地升高，表明鈉失去一個電子后，不易失去第二個電子，所以鈉通常顯+1價；而鎂的第一、二電離能均較低，第三電離能突躍升高，說明鎂易失去2個電

53、子，第三個電子難失去，故顯+2價；同理，鋁的第一、二、三電離能均較低，說明鋁較易失去三個電子，顯+3價，而第四電離能突躍升高，說明鋁難失去第四個電子。3、電負性：（可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的依據(jù)）概念：用于描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小，電負性越大的原子對鍵合電子的吸引力越大。其中鍵合電子指原子中用于形成化學(xué)鍵的電子。 元素的電負性變化規(guī)律：隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化同周期:從左到右，元素的電負性逐漸增大。即金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族:從上到下，元素的電負性逐漸減小。即金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱?！拘〗Y(jié)】電負性越大，對電子吸引能力越強，越

54、容易得電子，元素的非金屬性越強。要點詮釋：元素的性質(zhì)與電負性的關(guān)系：元素的電負性與元素的金屬性和非金屬性的關(guān)系電負性數(shù)值越大，元素的非金屬性越強，金屬性越弱；電負性數(shù)值越小，元素的金屬性越強，非金屬性越弱。一般來說電負性大于1.8的元素為非金屬元素。電負性最大的元素為氟，電負性最小的為銫，而當(dāng)元素的電負性在1.8左右時，該元素一般既有金屬性又有非金屬性。電負性與化合物類型的關(guān)系一般認為:如果兩個成鍵元素間的電負性差值大于1.7，他們之間容易形成離子鍵，相應(yīng)的化合物為離子化合物，如果兩個成鍵元素間的電負性差值小于1.7，那么他們之間通常形成共價鍵，相應(yīng)的化合物為共價化合物。電負性與元素的化合價的

55、關(guān)系在化合物中，電負性數(shù)值較小的元素的化合物中吸引鍵合電子的能力較弱，元素的化合價為正價，電負性數(shù)值較大的元素在化合物中吸引鍵合電子的能力較強，元素的化合價為負值。由于氟是所有元素中電負性數(shù)值最大的元素，所以在氟的化合物中，氟一定顯示負價，沒有正價。對角線規(guī)則 在元素周期表中，某些元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，被稱為對角線規(guī)則。鋰、鎂在空氣中燃燒產(chǎn)物都是堿性氧化物，B和Al的氫氧化物都是兩性氫氧化物，硼和硅的含氧酸均為弱酸，由此可以看出對角線規(guī)則是合理的。這是因為這些處于對角線的元素的電負性數(shù)值相差不大，得失電子的能力相差不大，故性質(zhì)相似，值得注意的是，并不是所有處于對角線的元素的

56、性質(zhì)都相似的。要點三：關(guān)于微粒半徑大小比較的方法1、同周期元素的原子（稀有氣體除外），隨核電荷數(shù)的增加，半徑逐漸減小例如，Na Mg Al Si P S Cl2、 同主族元素的原子，隨核電荷數(shù)的增加，半徑逐漸增大例如，半徑：Li Na K Rb Cs半徑：F Cl Br I3、帶相等電荷數(shù)的同主族元素的離子，隨核電荷數(shù)的增加，半徑逐漸增大例如，半徑：Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+F- Cl- Br- I-4、 同種元素的原子或單核離子，化合價越高，半徑越小例如，半徑：Fe3+Fe2+Fe5、具有相同電子層結(jié)構(gòu)的原子或離子，核電荷數(shù)越大，半徑越小例如，半徑：S2-Cl-K+Ca2+【典型例

57、題】類型一：原子結(jié)構(gòu)、元素所在周期表中的位置與元素的性質(zhì)的關(guān)系例題1 X、Y、Z是3種短周期元素，其中X、Y位于同一族，Y、Z處于同一周期。X原子的最外層電子數(shù)是其電子層數(shù)的3倍。Z原子的核外電子數(shù)比Y原子少1。下列說法正確的是 ( )A、元素非金屬性由弱到強的順序為ZYXB、Y元素最高價氧化物對應(yīng)水化物的化學(xué)式可表示為H3YO4C、3種元素的氣態(tài)氫化物中，Z的氣態(tài)氫化物最穩(wěn)定D、原子半徑由大到小的順序為ZYX【思路點撥】熟練掌握位構(gòu)性之間的關(guān)系，歸納總結(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置關(guān)系，根據(jù)原子序數(shù)推斷元素在周期表中的位置，并能根據(jù)元素在周期表中的位置確定元素的性質(zhì)【答案】AD【解析】由X

58、原子最外層電子數(shù)是其電子層數(shù)的3倍，知X為氧元素，又X、Y為同一主族的短周期元素，則Y為硫元素，又由Y、Z同周期，Z核電荷數(shù)比Y原子少1，則Z為磷元素。由元素周期表知三種元素的非金屬性強弱為OSP，原子半徑PSO，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性為H2OH2SPH3，硫的最高價氧化物對應(yīng)水化物的化學(xué)式為H2SO4 【總結(jié)升華】既要緊緊抓住原子結(jié)構(gòu)這條主線，抓住宏觀上的規(guī)律：宏觀上，元素的各項性質(zhì)（和金屬或非金屬的作用，活潑金屬或活潑非金屬與水、堿、酸的反應(yīng)，非金屬元素形成氣態(tài)氫化物的情況，主要化合價，氧化物對應(yīng)水化物的酸、堿性等）隨原子序數(shù)的遞增發(fā)生周期性變化以及微觀上的規(guī)律（元素原子半徑與核最外層電子的變

59、化規(guī)律），要抓住宏微結(jié)合，解釋各元素及其化合物的性質(zhì)。舉一反三：【變式1】外圍電子構(gòu)型為4f75d16s2的元素在周期表中位置應(yīng)是哪一族（ ）A第4周期B族 B第5周期B族 C第6周期B族 D第6周期B族答案：D【變式2】R、W、X、Y、Z為原子序數(shù)依次遞增的同一短周期元素，下列說法一定正確的是(m、n均為正整數(shù)) ( )A、若R(OH)n為強堿，則W(OH)m也為強堿B、若HXOm為強酸，則Y是活潑非金屬元素C、若Y的最低化合價為-2，則Z的最高正化合價為+6D、若X的最高正化合價為+5，則五種元素都是非金屬元素【答案】B【解析】因R、W、X、Y、Z為同一周期且原子序數(shù)依次遞增的短周期元素，

60、所以當(dāng)R(OH)n為強堿時，W(OH)n+1不一定為強堿，如NaOH為強堿，Mg(OH)2 Al(OH)3等則不是強堿，A錯；若HXOm為強酸，說明X為活潑非金屬，而Y的非金屬性大于X，則Y一定為活潑非金屬，B正確；若Y的最低化合價為-2，則Y的最高化合價為+6，因此Z的最高正價大于6，C錯；若X的最高正化合價為+5，那么R、W也可能是金屬，D錯類型二：原子或離子半徑大小的比較例題2（2015 黃岡期中）現(xiàn)有具有相同的電子層結(jié)構(gòu)的三種微粒：An+、Bn、C，下列有關(guān)分析正確的是（ ）。 A原子序數(shù)：CBA B微粒半徑：r（Bn）r（An+） CC是稀有氣體元素的原子 D原子半徑：AB【思路點撥