第1讲-原子结构与性质(教案).doc

课时1　原子结构与性质(基础课)
考纲要求★靶向明确
1．了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的排布式和轨道表达式。
2．了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
3．了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。
4．了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。
知识点一　原子核外电子排布原理
【考必备·清单】
1．能层与能级
(1)能层(n)
在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
(2)能级
同一能层里电子的能量也可能不同又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示。
(3)能层与能级的关系
能层
一
二
三
四
五……
符号
K
L
M
N
O……
能级
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p……
最多
电子数
2
2 6
2 6 10
2 6 10 14
2 6……
电子离
核远近
近→远
电子能
量高低
低→高

[名师点拨]　(1)能层数＝电子层数。
(2)第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有sp、d三种能级。
2．电子云与原子轨道
(1)电子云
①由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。
②电子云轮廓图称为原子轨道。
(2)原子轨道
原子轨道
3．基态原子的核外电子排布
(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：

[注意]　所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。
(2)泡利原理
每个原子轨道里最多只能容纳个电子，且自旋状态相反。
如2s轨道上的电子排布为 ，不能表示为 。
(3)洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。 如2p3的电子排布为 ，不能表示为
或 。
[名师点拨]　当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时原子的能量最低，如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。
(4)基态原子核外电子排布的表示方法
表示方法
以硫原子为例
电子排布式
1s22s22p63s23p4
简化电子
排布式
[Ne]3s23p4
电子排布图
(或轨道表示式)

价电子排布式
3s23p4
价电子排布图

4．电子的跃迁与原子光谱
(1)电子的跃迁

(2)不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
附：可见光的波长范围
颜色
波长范围
红
770～622 nm
橙
622～597 nm
黄
597～577 nm
绿
577～492 nm
蓝、靛
492～455 nm
紫
455～350 nm

[名师点拨]　(1)可见光中，红光的波长最长，紫色的波长最短。
(2)焰色反应是电子跃迁的结果，故金属的焰色反应是物理变化过程，不属于化学变化。
【夯基础·小题】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)p能级的能量一定比s能级的能量高(　　)
(2)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多(　　)
(3)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等(　　)
(4)2px、2py、2pz的能量相等(　　)
(5)铁元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d6(　　)
(6)磷元素基态原子的电子排布图为
(　　)
(7)电子排布式1s22s22p63s23p10违反了能量最低原理(　　)
(8) 表示的原子能量处于最低状态(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　5)×　(6)×　(7)×　(8)×
2.下列电子排布图能表示氮原子的最低能量状态的是(　　)

解析：选A　基态氮原子的电子排布图为
，此时能量处于最低状态，A选项正确。
[易错提醒]　核外电子排布常见错误
(1)在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：

(2)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，失电子时，先失4s轨道上的电子，如Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5。
(3)注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子或价电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；外围电子或价电子排布式：3d104s1。

知识点二　原子结构与元素的性质
【考必备·清单】
1．原子结构与元素周期表
(1)原子结构与周期数的关系
周
期
电子层数
每周期第一种元素
每周期最后一种元素
原子
序数
基态原子的
电子排布式
原子
序数
基态原子的电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
[Ne]3s1
18
1s22s22p63s23p6
四
4
19
[Ar]4s1
36
1s22s22p63s23p63d104s24p6
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d104s24p6
4d105s25p6 　　　　　　
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s24p6
4d104f145s25p65d106s26p6

(2)族元素的价电子排布特点
①主族元素
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
排布
特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5

②0族元素：ns2np6(其中He为1s2)。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。
(3)元素周期表的分区与价电子排布的关系
①周期表的分区

②各区价电子排布特点
分区
价电子排布
s区
ns1～2
p区
ns2np1～6(除He外)
d区
(n－1)d1～9ns1～2(除Pd外)
ds区
(n－1)d10ns1～2
f区
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2

(4)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，Li2CO3、MgCO3都能溶于水，Be(OH)2、Al(OH)3都具有两性等。
[名师点拨]　(1)能层数＝电子层数＝周期数。
(2)主族序数＝价电子数。
(3)对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素，价电子层不仅是最外电子层。如Fe的价电子排布式为3d64s2。
2．元素周期律
(1)原子半径
①影响因素
②变化规律
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
(2)电离能
第一电离能
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ·mol－1
规律
同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势
同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小
同种原子：逐级电离能越来越(即I1I2I3…)

[名师点拨]　(1)金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。
(2)第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素的，如第一电离能：Mg>Al，P>S。
(3)电负性
①电负性
含义
元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越
标准
以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)
变化
规律
在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小
　　②电负性的应用

[名师点拨]　(1)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。
(2)两元素电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，小于1.7时，一般形成共价键，如AlCl3中两元素的电负性之差为1.5，因此AlCl3含有共价键，属于共价化合物。
【夯基础·小题】
1．判断正误(正确的打“√错误的打“×”)
(1)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能(　　)
(2)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C(　　)
(3)正三价阳离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5的元素在周期表中位于Ⅷ族(　　)
(4)价电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是p区元素(　　)
(5)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(　　)
(6)最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4，短周期元素中分别为C、Si和O、S(　　)
(7)价电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素(　　)
(8)元素Mn与O中，第一电离能较大的是Mn(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)√　(5)×　(6)√　(7)×　(8)×
2．现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。
则下列有关比较中正确的是(　　)
A．第一电离能：③>②>①
B．原子半径：③>②>①
C．电负性：③>②>①
D．最高正化合价：③>②>①
解析：选A　根据元素的基态原子的电子排布式可知，三种元素分别是S、P、F。一般非金属性越强，第一电离能越大，但P原子的3p轨道处于半充满状态，稳定性强，所以第一电离能大于S，应是③＞②＞①，A正确；原子半径应是②>①>③，B不正确；非金属性越强，电负性越大，应是③>①>②，C不正确；F没有正价，S最高正化合价为＋6，P最高正化合价为＋5，D不正确。
3．回答下列问题：
(1)《本草纲目》中记载，炉甘石(主要成分是ZnCO3)可止血，消肿毒、明目等，Zn、C、O的电负性由大到小的顺序是____________。
(2)铁的价电子排布式是________，在元素周期表中，该元素在________区。
(3)As基态原子的核外电子排布式是____________，从原子结构的角度分析B、N和O的第一电离能由大到小的顺序为_____
答案：(1)O>C>Zn　(2)3d64s2　d
(3)[Ar]3d104s24p3　N>O>B
【新教材·应用】
Ⅰ.表1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。试回答下列问题：

Ⅱ.o、p两元素的部分电离能数据如表2：
　　　　　　元素
电离能/(kJ·mol－1)　　　　　　　
o
p
I1
717
759
I2
1 509
1 561
I3
3 248
2957

表2
[问题探究]
(1)表1中n是什么元素？写出其电子排布式并确定它在元素周期表中处于哪个区域(用s、p、d、ds等表示，下同)?
提示：n为钾元素，电子排布式为1s22s22p63s23p64s1(或[Ar]4s1)，K元素处于s区。
(2)表1中p是哪种元素？写出其二价阳离子价电子排布式，并确定它在元素周期表中处于哪个区域？
提示：p为铁元素，Fe2＋的价电子排布式为3d6；d区。
(3)表1中d是哪种元素？写出其价电子排布图，并确定它在元素周期表中处于哪个区域？
提示：d为氮元素； ；p区。
(4)表2中通过比较两元素(o和p)的I2、I3可知，气态基态o2＋再失去一个电子比气态基态p2＋再失去一个电子难，其原因是什么？
提示：o元素为Mn，Mn2＋的电子排布式为[Ar]3d5，其3d能级是半充满状态，相对比较稳定，故其失去第3个电子比较困难；而Fe2＋的电子排布式为[Ar]3d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，故其失去第3个电子比较容易。
(5)比较表1中第二周期d与e两元素第一电离能的大小，其原因是什么？
提示：d和e两元素分别是N和O，其第一电离能：N>O；N的电子排布式为1s22s22p3，其2p能级处于半充满的稳定状态，故较难失去一个电子，第一电离能数值较大；O的电子排布式为1s22s22p4，其2p能级失去一个电子后变为半充满的稳定状态，因此易失去一个电子，第一电离能数值比N原子的小。
(6)表1中c、d、e、f电负性的大小顺序是什么？
提示：表1中c、d、e、f分别是C、NO、F，其非金属性逐渐增强，即电负性由大到小的顺序为F>O>N>C。
随堂检测反馈
1．(1)(2020·全国卷Ⅰ)基态Fe2＋与Fe3＋离子中未成对的电子数之比为________。
(2)(2020·全国卷Ⅱ)基态Ti原子的核外电子排布式为
____________。
(3)(2020·江苏高考)Fe基态核外电子排布式为________。
(4)(2020·天津等级考)Fe、Co、Ni在周期表中的位置为________。
(5)(2019·全国卷Ⅰ)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________(填标号)。
A．[Ne]　　　　　　　 B．[Ne]
C．[Ne] D．[Ne]
(6)(2019·全国卷Ⅱ)Fe成为阳离子时首先失去____________轨道电子，Sm的价电子排布式为4f66s2，Sm3＋价电子排布式为____________。
(7)(2019·江苏高考)Cu2＋基态核外电子排布式为__________________。
(8)(2019·海南高考)Mn位于元素周期表中第四周期________族，基态Mn原子核外未成对电子有______个。
解析：(1)根据构造原理可知基态Fe2＋和Fe3＋的价层电子排布式分别为3d6和3d5，其未成对电子数分别为4和5，即未成对电子数之比为。(2)Ti是22号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2。(3)Fe是26号元素，其基态原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2或1s22s22p63s23p63d64s2。(4)在元素周期表中Fe、Co、Ni都是第四周期第Ⅷ族的元素。(5)根据影响电离能大小的因素(有效核电荷数、微粒半径和电子层结构)可知，A中电离最外层一个电子所需能量最大。(6)Fe的价层电子排布式为3d64s2，成为阳离子时首先失去的是4s轨道的电子。Sm3＋是Sm原子失去3个电子形成的，Sm的价层电子排布式为4f66s2，失去3个电子时，首先失去6s轨道上的2个电子，再失去4f轨道上的1个电子，因此Sm3＋的价电子排布式为4f5。(7)Cu的原子序数为29，Cu基态核外电子排布式为[Ar]3d104s1或1s22s22p63s23p63d104s1，因此Cu2＋的基态核外电子排布式为[Ar]3d9或1s22s22p63s23p63d9。(8)Mn为25号元素，在第四周期第ⅦB族；其原子核外有25个电子，核外电子排布式为[Ar]3d54s2，基态Mn原子核外未成对电子数为其3d能级上的5个电子，即未成对电子数是5。
答案：(1)　(2)1s22s22p63s23p63d24s2
(3)[Ar]3d64s2或1s22s22p63s23p63d64s2　(4)第四周期第Ⅷ族　(5)A　(6)4s　4f5　(7)[Ar]3d9或1s22s22p63s23p63d9　(8)ⅦB　5
I1/(kJ·mol－1)
Li
520
Be
900
B
801
Na
496
Mg
738
Al
578
2.(1)(2020·全国卷Ⅰ)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)＞I1(Na)，原因是____________________________________________________。I1(Be)＞I1(B)＞I1(Li)，原因是__________________________________________________________
(2)(2020·全国卷Ⅱ)CaTiO3中，其组成元素的电负性大小顺序是________。
(3)(2020·全国卷Ⅲ)H、B、N中，原子半径最大的是________。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素________的相似。
(4)(2019·全国卷Ⅱ)比较离子半径：F－________O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。
(5)(2019·全国卷 Ⅲ)在周期表中，与Li的化学性质最相似的邻族元素是________，该元素基态原子核外M层电子的自旋状态________(填“相同”或“相反”)。
解析：(1)Li和Na均为第ⅠA族元素，由于Na电子层数多，原子半径大，故Na比Li容易失去最外层电子，即I1(Li)＞I1(Na)。Li、Be、B均为第二周期元素，随原子序数递增，第一电离能有增大的趋势，而Be的2s能级处于全充满状态，较难失去电子，故第一电离能Be比B大。(2)O为非金属元素，其电负性在三种元素中最大，Ca和Ti同为第四周期元素，金属性Ca大于Ti，故电负性大小顺序为O＞Ti＞Ca。(3)根据同一周期从左到右主族元素的原子半径依次减小，可知H、B、N中原子半径最大的是B。元素周期表中B与Si(硅)处于对角线上，二者化学性质相似。(4)O2－和F－的核外电子层结构相同，F－的核电荷数大，因此F－的半径小。(5)在周期表中存在“对角线”关系的元素化学性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等，所以与Li的化学性质最相似的邻族元素是Mg。Mg元素基态原子核外M层上只有3s轨道上2个自旋状态相反的电子。
答案：(1)Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子　Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加。Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大。与Li相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大　(2)O＞Ti＞Ca　(3)B　Si(硅)　(4)小于　(5)Mg　相反
[课时跟踪检测]

1.如图为元素周期表前三周期的一部分。
(1)X的基态原子的电子排布图是________(填序号)；

另一电子排布图不能作为基态原子的电子排布图是因为它不符合________(填字母)。
A．能量最低原理　　　　　 B．泡利原理
C．洪特规则
(2)以上五种元素中，________(填元素符号)元素第一电离能最大。
(3)由以上某种元素与氢元素组成的三角锥形分子E和由以上某种元素组成的直线形分子G反应，生成两种直线形分子L和M(组成E、G、L、M分子的元素原子序数均小于10)，反应如图所示，该反应的化学方程式是_______________________________

解析：根据元素周期表的结构可知X为N，Z为F，R为Ne，W为P，Y为S。(1)当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同，因此氮元素的基态原子的电子排布图为 (2)在所给五种元素中，氖元素最外层已达8电子的稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多，即第一电离能最大。(3)根据题给图示可知E为NH3，G为F2，L为HF，M为N2，故该反应的化学方程式为2NH3＋3F2===6HF＋N2。
答案：(1)②　C　(2)Ne　(3)2NH3＋3F2===6HF＋N2
2．下表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表某一化学元素。

1)下列________(填序号)组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h　　　　　　　 ②b、g、k
③c、h、l ④d、e、f
(2)如给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：a.原子核对核外电子的吸引力，b.形成稳定结构的倾向。下表是一些气态电中性基态，原子失去核外不同电子所需的能量(kJ·mol－1)：

锂
X
Y
失去第一个电子
519
502
580
失去第二个电子
7 296
4 570
1 820
失去第三个电子
11 799
6 920
2 750

失去第四个电子
—
9 550
11 600

①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二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量：_____________________________________________
________________________________________________________________________。
②表中X可能为以上13种元素中的________(填字母)元素，则该元素属于________区。用元素符号表示X和j所能形成的化合物的化学式是_______________________
③Y是周期表中第________族元素。
④以上13种元素中，________(填字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
解析：根据位置可以判断b为H，a为Na，c为Mg，d为Sr，e为Ti，f为Al，g为Ge，h为C，i为P，j为O，k为Te，l为Cl，m为Ar。(1)金属以及石墨为电的良导体，所以①④都符合。(2)①由于Li原子失去一个电子后，达到稳定结构，所以再失去一个电子所需能量远远大于失去第一个电子所需的能量。②表中所给数据即电离能，根据X的逐级电离能数据，X原子最外层应有1个电子，应为Na元素，即a，Na在s区，Na与j(O)可形成Na2O、Na2O2两种化合物。③根据Y的逐级电离能数据分析，Y原子最外层应有3个电子，对应的应为Al(f)，在周期表中位于第三周期第ⅢA族。④稀有气体元素原子最稳定，失去第一个电子需要的能量最多。
答案：(1)①④　(2)①锂原子失去核外第一个电子后即达到稳定结构，所以锂原子失去核外第二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量　②a　s
Na2O和Na2O2　③ⅢA　④m
3．(2021·永安模拟)回答下列问题：
(1)基态Cr原子的价电子排布式为________，占据最高能层的电子的电子云轮廓图形状为________。
(2)Mn、Fe均为第四周期过渡金属元素，两元素的部分电离能数据如表：
元素
Mn
Fe
电离能/(kJ·mol－1)
I1
717
759
I2
1 509
1 561
I3
3 248
2 957

锰元素位于第四周期第ⅦB族。请写出基态Mn2＋的价电子排布式________，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去1个电子比气态Fe2＋再失去1个电子难，对此你的解释是________________________________
________________________________________________________________________。
(3)如表是第三周期部分元素的电离能[单位：eV(电子伏特)]数据。
元素
I1/eV
I2/eV
I3/eV
甲
5.7
47.4
71.8
乙
7.7
15.1
80.3
丙
13.0
23.9
40.0
丁
15.7
27.6
40.7

下列说法正确的是________(填字母)。
A．甲的金属性比乙强
B．乙有＋1价
C．丙不可能为非金属元素
D．丁一定为金属元素
(4)已知元素M的气态原子逐个失去第1至第4个电子所需能量(即电离能，用符号I1至I4表示)如表所示：

I1
I2
I3
I4
电离能/(kJ·mol－1)
578
1 817
2 745
11 578

元素M的常见化合价是________。
A．＋1　　　　　　　　 B．＋2
C．＋3 D．＋4
解析：(1)基态铬原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，价电子排布式为3d54s1,4s能级上的电子能量最高，4s能级电子云是球形。(2)Mn是25号元素，价电子为3d、4s能级上的电子，价电子排布式为3d54s2，则基态Mn2＋的价电子排布式为3d5；由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态需要的能量较多；而Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态需要的能量相对较少。(3)甲、乙、丙、丁为第三周期元素，甲元素的第一电离能远远小于第二电离能，说明甲元素最外层有1个电子，失去1个电子时达到稳定结构，所以甲为Na元素；乙元素的第二电离能远远小于第三电离能，则乙元素最外层有2个电子，失去两个电子后达到稳定结构，所以乙为Mg元素；第三周期共有Na、Mg、Al 3种金属元素，且Al的第一电离能应介于Na和Mg第一电离能之间，说明丙、丁一定为非金属元素。甲为Na元素，乙为Mg元素，故甲的金属性比乙强，故A正确；乙为Mg元素，化合价为＋2价，故B错误；丙元素最外层大于3个电子，丙、丁一定为非金属元素，故C错误；丁一定为非金属元素，故D错误。(4)从表中的数据可知，当原子失去第4个电子时，其电离能急剧增加，说明该元素失去3个电子时为稳定结构，因此该元素的常见化合价为＋3价。
答案：(1)3d54s1　球形　(2)3d5　由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态需要的能量较多；而Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态需要的能量相对较少　(3)A　(4)C
4．化学作为一门基础自然科学，在材料科学、生命科学、能源科学等诸多领域发挥着重要作用。
(1)高温超导材料钇钡铜氧的化学式为YBaCu3O7，其中的Cu以罕见的Cu3＋形式存在。Cu在元素周期表中的位置为____________，基态Cu3＋的核外电子排布式为________________________。
(2)磁性材料在生活和科学技术中应用广泛。研究表明，若构成化合物的阳离子有未成对电子时，则该化合物具有磁性。下列物质适合作录音磁带磁粉原料的为________(填字母)。
A．V2O5 B．CrO2
C．PbO D．ZnO
(3)屠呦呦因在抗疟药青蒿素研究中的杰出贡献，成为我国首获科学类诺贝尔奖的人。青蒿素的结构简式如图所示，其组成元素的电负性由大到小的顺序为________________。
解析：(1)Cu原子核外有29个电子，基态Cu原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故Cu元素在周期表中处于第四周期第ⅠB族，基态Cu原子失去3个电子得到Cu3＋，故基态Cu3＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d8或[Ar]3d8。(2)构成化合物的阳离子有未成对电子时，则该化合物具有磁性，V5＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p6，不含未成对电子；Cr4＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d2，含2个未成对电子；Pb和C元素同主族；Pb2＋的6s能级处于最外层，有2个电子，故Pb2＋不含未成对电子；Zn2＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10，不含未成对电子，故具有磁性的为CrO2。(3)青蒿素中含有C、H、O三种元素，其电负性由大到小的顺序为O>C>H。
答案：(1)第四周期第ⅠB族　1s22s22p63s23p63d8(或[Ar]3d8)　(2)B　(3)O>C>H
5．现有四种短周期元素，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
B
与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性
C
在空气中含量第二，在地壳中含量第一
D
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为________________。
(2)B元素在周期表中的位置是________；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_______________B的最高价氧化物对应的水化物与D的氢化物的水溶液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O，D为Cl。
(1)A为Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1或[Ne]3s1。(2)B为Al，其在元素周期表中的位置为第三周期第ⅢA族，Na＋与Al3＋的核外电子排布相同，核电荷数Al3＋大于Na＋，故r(Al3＋)轨道呈哑铃形。(4)D为Cl，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，简化电子排布式为[Ne]3s23p5，Cl－的结构示意图为。(5)Al(OH)3与NaOH和盐酸反应的化学方程式分别为Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O。
答案：(1)1s22s22p63s1(或[Ne]3s1)　(2)第三周期ⅢA族　小于　(3) 　2　2p　哑铃
(4)1s22s22p63s23p5(或[Ne]3s23p5)　　(5)Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O　Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O
6．根据表中所列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列问题：
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2 080
4 000
6 100
9 400
R
500
4 600
6 900
9 500
S
740
1 500
7 700
10 500
T
580
1 800
2 700
11 600
U
420
3 100
4 400
5 900

(1)在元素周期表中，最可能处于同一族的是________(填字母，下同)。
A．Q和R B．S和T
C．T和U D．R和T
E．R和U
(2)下列离子的氧化性最弱的是________。
A．S2＋ B．R2＋
C．T3＋ D．U＋
(3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是________。
A．硼 B．铍
C．氦 D．氢
(4)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：____________________________，如果U元素是短周期元素，你估计它的第2次电离能突跃数据将发生在失去第________个电子时。(5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是________，其中S元素的第一电离能异常高的原因__________
___
________________________________________________________________________。
解析：(1)根据电离能的变化趋势知，Q为稀有气体元素，R为ⅠA族元素，S为ⅡA族元素，T为ⅢA族元素，U为ⅠA族元素，所以R和U处于同一主族。(2)由于U为ⅠA族元素且比R电离能小，所以U＋的氧化性最弱。(3)由于Q是稀有气体元素，所以氦的物理性质和化学性质与其最像。(4)电离能的突跃变化，说明核外电子是分层排布的。若U是短周期元素，则U是Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1，由于2s22p6所处能层相同，所以它的第2电离能突跃数据发生在失去第10个电子时。(5)同一周期，第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族比相邻元素要高，因为其最外层电子呈全充满或半充满的稳定状态。
答案：(1)E　(2)D　(3)C　(4)电子分层排布，各能层能量不同　10　(5)R数据缺失)。

①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为________5
2.1
2.5
1.8

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根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是___________________；
②通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围________；
③判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A．Li3N B．BeCl2
C．AlCl3 D．SiC
Ⅰ.属于离子化合物的是________(填字母，下同)；
Ⅱ.属于共价化合物的是________；
请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：________