《原子结构与元素的性质》同步练习(苏教版选修3).docx

原子结构与元素的性质
【第一单元稳固练习】
4、以下基态原子的电子构型中，正确的选项是〔〕
A、3d94s2 B、3d44s2 C、4d105s0 D、4d85s2
5、同一原子的基态和激发态相比较〔〕
A、基态时的能量比激发态时高 B、基态时比较稳定
C、基态时的能量比激发态时低 D、激发态时比较稳定
6、假设某基态原子的外围电子排布为4d15s2，那么以下说法正确的选项是〔〕
A、该元素基态原子中共有3个电子 B、该元素原子核外有5个电子层
C、该元素原子最外层共有3个电子 D、该元素原子M能层共有8个电子
7、下表列出了核电荷数为21~25的元素的最高正化合价，答复以下问题：
元素名称
钪
钛
钒
铬
锰
元素符号
Sc
Ti
V
Cr
Mn
核电荷数
21
22
23
24
25
最高正价
+3
+4
+5
+6
+7
〔1〕写出以下元素基态原子的核外电子排布式：
Sc___ ___ ___ Ti_______________________________
V ____________________________ Mn ______________________________
〔2〕比照上述五种元素原子的核外电子排布与元素的最高正化合价，你发现的规律
是____________________________；出现这一现象的原因是_____________________。
8、以以下出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断，哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规那么。
↑
↑
↑↑
↑
↑
↓↑
↑
↓
↓↑
(1) (2) (3)
↑
↑
↑
↓↑

↑
↑
↑
↓
↓↑

(4) (5)
违反泡利不相容原理的有，违反洪特规那么的有。
9、某元素的激发态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p34s1，那么该元素基态原子的电子排布式为；元素符合为。
稳固练习参考答案：
1、D 2、A 3、C 4、AB 5、C 6、B
7、1s22s22p63s23p63d14s2 1s22s22p63s23p63d24s2
1s22s22p63s23p63d34s2 1s22s22p63s23p63d54s2
8、〔1〕 〔2〕〔4〕〔5〕 9、1s22s22p63s23p4 S
第二节 原子结构与元素的性质
一、原子结构与元素周期表
1、写出1—36号元素的价电子排布
小结：①主族元素最外层均为ns或np轨道，且主族序数=价电子数。副族元素ⅢB—ⅦB价电子数仍然与族数相同。第Ⅷ族排布为〔n-1〕d6-8ns2ⅠB和ⅡB那么在ns轨道上有一个或两个电子。
②24Cr和29Cu的电子排布较为特殊
2、元素种类与周期序数的关系〔见课本18页表格〕
小结：(1)周期序数为奇数时，元素种类为(n+1)2/2
(2)周期序数为偶数时，元素种类为(n+2)2/2
(3)非金属元素种类 + 周期序数 =
3、元素的分区和族(课本18页图2-11)
(1) s 区: , 最后的电子填在上, 包括, 除H外,均为碱金属和碱土金属;
(2) p区:, 最后的电子填在上, 包括族元素, 为非金属和少数金属;
(3) d区: , 最后的电子填在上, 包括族元素, 为过渡金属;
(4) ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在上, 包括,
(5) f区: , 包括元素区全是金属元素，
小结：①非金属元素主要集中区。主族主要含区，副族主要含区，过渡元素主要含区。
②每个纵行价电子总数是否相等
③S区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。
p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。
ｄ区元素价电子排布特征为〔ｎ-1〕d1~8ns1~2；价电子总数等于列序数；
ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；
【练习1】
原子序数
电子排布式
在周期表中的位置
是金属还是非金属
最高价氧化物的水化物化学式及酸碱性
气态氢化物的化学式
15

1s22s22p63s23p4

第二周期VA族

二、元素周期律
1、原子半径
原子半径的大小取决于和。
能层数越多，电子间的将使原子的半径。
核电核数越大，原子核核对电子的引力也就越，将使原子的半径越
同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐
元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径逐渐
推广：微粒〔包括原子和简单离子〕半径大小的比较规律：
(1)、同周期的原子，从左到右半径逐渐减小
(2)、同主族价态相同的微粒〔原子或离子〕，从上到下半径逐渐增大〔如Li<Na<K ; Li+<Na+<K+〕
(3)、同种元素的不同微粒，核外电子总数越多半径越大(如Na> Na+ ; S2-->S )
(4)、核外电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小〔如F->Na+>Mg2+ 〕
2、元素周期律(1)元素周期律的实质是：_____________________________________.
(2)金属性和非金属性的变化规律〔图示〕：

非金属性越强，那么①单质与氢气化合越容易 ②气态氢化物的热稳定性越强 ③最高价氧化物对应水化物〔最高价含氧酸〕的酸性越强
3、 电离能
1、第一电离能I1：定义
第一电离能越大，金属活动性越。
同一元素的第二电离能第一电离能。 即I2>I1
2、递变规律

周一周期
同一族
第一电离能
从左往右，I1逐渐____________
从上到下，I1逐渐___________
〔1〕、第一电离能越，越易失电子，金属的活泼性就越。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越。
〔2〕．气态电中性原子失去一个电子转化为一价气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1<I2<I3<I4<I5……即一个原子的逐级电离能是逐渐的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越，消耗的能量也越来越。
〔3〕Be的价电子排布为2s2，是结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。
镁的第一电离能比铝的大，原因
磷的第一电离能比硫的大，原因
〔4〕Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。
而电离能的突跃变化，说明核外电子是分排布的。
【练习2】 1、以下各组微粒按半径逐渐增大，复原性逐渐增强的顺序排列的是 ( )
A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br
C．Mg2+、Al2+、Zn2+ D．Cl-、Br-、I-
2、除去气态原子中的一个电子使之成为气态+1价阳离子时所需外界提供的能量叫做该元素的第一电离能。右图是周期表中短周期的一局部，其中第一电离能最小的元素是
3、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  ns2np6
3、电负性: 用电负性来衡量元素在化合物中____________________的能力。电负性越大那么该元素获得电子的能力越_________
1、电负性的变化规律：同周期元素从左往右，元素的电负性总体，说明金属性逐渐，非金属性逐渐。
同主族元素从上往下，元素的电负性总体，说明元素的金属性逐渐，非金属性逐渐。
2、可以用电负性来度量金属性与非金属性的相对强弱。
电负性越大，那么该元素的非金属性越强，倒过来说也成立。一般而言金属的电负性小于1.8，非金属的电负性大于1.8，
3、电负性与化学键的键型：当成键元素的电负性差值大于1.7时，容易形成离子键，小于1.7时容易形成共价键。
4、电负性与化合价的正负：一般，电负性越大那么该元素越容易得到电子，显示为负价，否那么显示为正价。
【练习3：】 1、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以下关于电负性的变化规律正确的选项是〔〕
A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大
B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
2、元素电负性随原子序数的递增而增强的是〔〕
A．Na K Rb B．N P As
C．O S Cl D．Si P Cl
3、根据对角线规那么，以下物质的性质具有相似性的是〔〕
A、硼和硅 B、铝和铁 C、铍和铝 D、铜和金
练习2答案AD C C 练习3答案ADAC