高中化学选修第章.doc

一、原子结构与性质1、基础知识梳理一、原子结构1能层与能级能层KLMN能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f各能级最多容纳的电子数各能层最多容纳的电子数2.构造原理随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子排布将遵循1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s.不同能级中的电子排布顺序一般为：3核外电子排布遵循的三个原理(1)能量最低原理：原子的电子排布遵循的构造原理使整个原子的能量处于就最低状态。(2)泡利不相容原理：在任何一个原子中，不可能有运动状态完全相同的两个电子，这就是泡利不相容原理。1个原子轨道最多只容纳2个自旋状态不同的电子。(3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先占据不同的轨道，而且自旋方向相同，又称最多轨道原理。特别的，当同一上的电子抱有成见为全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。如24Cr(3d54s1)、29Cu(3d104s1)4基态与激发态、光谱(1)基态与激发态：处于最低能量的原子叫基态原子；当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级而变成激发态原子。(2)光谱：把原子吸收或释放的光的能量分布记录下来，即为光谱。5电子云和原子轨道(1)电子云：描述电子在原子核外运动的概率分布图。电子云密度大的说明电子在核外空间单位体积内出现的机会多；电子云密度小的则说明机会小。(2)原子轨道：表达电子在空间里经常出现的电子云区域，即电子云的轮廓图。(3)原子轨道的形状：s能级的原子轨道是球形，p能级的原子轨道是纺缍形的。(4)各能级的原子轨道数能级 nsnpndnf原子轨道数 1 3 5 76原子核外电子排布规律(1)各原子轨道的能量高低多电子原子中，电子进入原子轨道时，原子轨道能量的高低存在以下规律：相同电子层上原子轨道能量的高低为：nsnpndnf。形状相同的原子轨道能量的高低为：1s2s3s4s。电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2 px、2 py、2 pz轨道的能量相等。(2)核外电子分层排布的一般规律能层最多容纳电子数最外层(K层为最外层时，2个)8次外层18倒数第3层32第n层2n27基态原子核外电子排布的表示方法(1)原子结构示意图(或称原子结构简图)可表示核外电子分层排布和核内质子数，如. (2)电子式可表示原子最外层电子数目，如(3)电子排布式用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，如K：1s22s22p63s23p64s1。为了避免电子排布式书写过于烦琐，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，如K：Ar4s1。 (4)电子排布图(又称为轨道表示式)每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如第二周期碳元素基态原子的电子排布如图所示。二、原子结构与元素性质1原子结构与元素周期表(1)元素周期律的形成是由于元素的原子中核外电子的排布发生周期性的重复。(2)元素的分区s区：包括A族和A族，价电子排布为ns12，容易失去1个或2个电子，形成1或2价离子，除H外，这些元素都是活泼金属元素。价电子数等于主族族序数。p区：包括从A到A、0族 (氦除外)共六族元素，它们原子的价电子排布为ns2np16。价电子总数等于主族序数。d区：包括B到族的元素(镧系和锕系元素除外)，价电子排布为(n1)d19ns12，一般最外层电子数为12，价电子总数等于副族序数。ds区：包括B族、B族元素，它们的原子的(n1)d轨道为充满电子的轨道，价电子排布为 (n1)d10ns12。f区：包括镧系和锕系元素。注意：1、处于金属与非金属交界线附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。2、原子最外层只有1个电子的元素不一定是金属元素、主族元素A（如H、Cu等）；原子最外层只有两个电子的元素不一定是金属元素、A族元素（如He、Fe等）；最外层有37个电子（即ns2np1-5）的元素一定是主族元素。2元素周期律(1)半径变化随着原子序数的递增，主族元素原子半径的大小呈现周期性变化：同周期中(除稀有气体)，随着原子序数的增大，元素的原子半径减小。原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是原子的核电荷数，另一个是核外电子数。(2)电离能及其变化规律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。由电离能的定义推知，电离能越小，表示在气态时该原子失去电子越容易，反之电离能越大，表明气态时该原子失电子越难，因此运用电离能的数值可以判断原子失去电子的难易程度。由电离能大小可以看出，对同一周期元素而言，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大；从左到右呈现从小到大的变化趋势。同主族元素从上到下的第一电离能逐渐减小。注意：通常A族元素的第一电离能大于A族元素，A族元素的第一电离能大于A族元素。这是由于A、A族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，是较稳定的全充满、半充满状态，因而失去电子所需要的能量较高。3电负性及其变化规律(1)电负性：用来描述不同元素的原子吸引电子的能力强弱。(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。(3)电负性大小的标准：电负性以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。电负性没有单位。(4)变化规律：同一周期的元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族元素的电负性从上而下逐渐减小。(5)应用判断元素的金属性和非金属性的强弱：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。判断化学键的类型：一般认为，如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。解释元素“对角线”规则：第2课时原子结构与性质重难点剖析一、原子核外电子排布规律及表示方法1原子核外电子排布规律(1)各原子轨道的能量高低多电子原子中，电子进入原子轨道时，原子轨道能量的高低存在以下规律：相同电子层上原子轨道能量的高低为：nsnpndnf。形状相同的原子轨道能量的高低为：1s2s3s4s。电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2 px、2 py、2 pz轨道的能量相等。(2)核外电子分层排布的一般规律能层最多容纳电子数最外层(K层为最外层时，2个)8次外层18倒数第3层32第n层2n22.基态原子核外电子排布的表示方法(1)原子结构示意图(或称原子结构简图)可表示核外电子分层排布和核内质子数，如. (2)电子式可表示原子最外层电子数目，如(3)电子排布式用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，如K：1s22s22p63s23p64s1。为了避免电子排布式书写过于烦琐，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，如K：Ar4s1。 (4)电子排布图(又称为轨道表示式)每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如第二周期碳元素基态原子的电子排布如图所示。(1)在写基态原子的电子排布图时，常出现以下几种错误a (违反泡利原理)b (违反洪特规则)c (违反洪特规则)(2)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n1)d放在ns前，如 Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确；Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。(3)注意洪特规则特例：能量相同的原子轨道在全满(如p6、d10)、半满(如p3、d5)和全空(p0、d0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1(3d5、4s1均为半充满状态)；29Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1(3d10为全充满状态，4s1为半充满状态)。 例1(2007海南)A、B、C、D、E代表5种元素。请填空：(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为_。(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为_，C的元素符号为_。(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为_，其基态原子的电子排布式为_。(4)E元素基态原子的M层为全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为_，其基态原子的电子排布式为_。解析(1)A元素基态原子的轨道表示式由题意可写成，可见该元素核外有7个电子，为氮元素，其元素符号为N。(2)B、C的电子层结构都与Ar相同，即核外都有18个电子，则B为17号元素Cl，C为19号元素K。(3)D元素的原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成3价离子，其基态原子的核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d64s2，即为26号元素Fe。(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号元素Cu。 答案(1)N (2)ClK(3)Fe1s22s22p63s23p63d64s2或Ar 3d64s2(4)Cu1s22s22p63s23p63d104s1或Ar 3d104s1二、原子结构与元素周期表1原子结构与周期的关系(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。氦原子核外只有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原子结构与族的关系(1)对主族元素：主族元素的族序数原子的最外层电子数(2)对副族元素：次外层电子数多于8个而少于18个的一些元素，它们除了能失去最外层的电子外，还能失去次外层上的一部分电子。例如元素钪Ar3d14s2，可以失去三个电子，钪为B族。所以，失去的(或参加反应的)电子总数，就等于该元素所在的族数。除第族元素外，其大多族序数等于(n1)dns的电子数。3元素周期表的分区(1)根据核外电子排布分区分区元素分布外围电子排布元素性质特点s区A、A族ns12除氢外都是活泼金属元素p区A族A族、0族ns2np16最外层电子参与反应d区B族B族、第族(n1)d19ns12d轨道也不同程度地参与化学键的形成ds区 B族、B族(n1)d10ns12金属元素f区镧系、锕系(n2)f014(n1)d02ns2镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近(2)根据元素金属性与非金属性分区处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。例2四种短周期元素的性质或结构信息如下表。请根据信息回答下列问题。元素 性质或结构信息A室温下单质呈粉末状固体，加热易熔化；单质在空气中燃烧，发出淡蓝色火焰B单质常温、常压下是气体，能溶于水；原子的M层有1个未成对的p电子C单质质软、银白色固体、导电性强；单质在空气中燃烧发出黄色的火焰D原子最外层电子层上s电子数等于p电子数；单质为空间网状晶体，具有很高的熔、沸点(1)B元素在周期表中的位置为_，写出A原子的电子排布式_。(2)写出C单质与水反应的化学方程式_。A与C形成的化合物溶于水后，溶液的pH_7(填“大于”、“等于”或“小于”)。(3)D元素最高价氧化物晶体的硬度_(填“大”、“小”)，其理由是_。(4)A、B两元素非金属性较强的是_(写元素符号)。写出证明这一结论的一个实验事实_。解析由单质燃烧呈淡蓝色火焰和室温下是固体粉末可知A是硫元素；M层有一个未成对的p电子，可能是铝或氯，其单质在常温下是气体，则B为氯元素；单质是银白色固体且燃烧时呈黄色火焰，说明C是钠；D的最外层电子排布是ns2np2，故可能是碳或硅，因此对(3)中答案应分别讨论。答案(1)第三周期A族 1s22s22p63s23p4(2)2Na2H2O=2NaOHH2 大于(3)大 SiO2是原子晶体(或小 CO2是分子晶体)(4)Cl 高氯酸的酸性大于硫酸的酸性(或氯化氢稳定性比硫化氢强)三、元素周期律1.原子半径(1)原子半径周期性变化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(稀有气体元素除外)，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。(2)微粒半径比较在中学要求的范围内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小。“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。判断微粒半径大小的规律：同周期从左到右，原子半径依次减小(稀有气体元素除外)。同主族从上到下，原子或同价态离子半径均增大。阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na)r(Na)，r(S)r(Cl)r(K)r(Ca2)。不同价态的同种元素的离子，核外电子数多的半径大，如r(Fe2)r(Fe3)，r(Cu)r(Cu2)。2.电离能、电负性(1)第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。电离能是衡量气态原子失去电子难易程度的物理量，元素的电离能越小，表示气态时越容易失电子，还原性越强。镁和铝相比，镁第一电离能大，磷与硫相比，磷第一电离能大。(2)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。电负性越大，非金属性越强，反之越弱。电负性的变化规律是：同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大，同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。因此电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。在元素周期表中，电负性最大的元素是氟，电负性最小的元素是铯。短周期元素中电负性最小的是钠。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”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。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，被称为“对角线规则”。用电负性判断化学键的类型一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。例3(2010苏州模拟)不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E)如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是_。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的_变化规律。(2)同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测，下列关系式中正确的是_。E(砷)E(硒)E(砷)E(硒)E(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值的范围：_EE(硒)、E(溴)E(硒)。(3)根据同主族、同周期元素性质变化规律可以推出：E(K)E(Ca)SPSi，故其氢化物稳定性为HClH2SPH3SiH4。(4)氧元素和氮元素相比，非金属性较弱的是氮元素，可通过C、E验证。答案(1) (2)PCl3、CCl4 Si3N4 原子 3s23p4 (3)HClH2SPH3SiH4 (4)氮元素 CE【作业】课时训练第3课时原子结构与性质课时训练一、选择题1(基础题)下列说法中正确的是 ()A处于能量最低状态的原子叫基态原子B3p2表示3p能级上有两个轨道C同一原子中，1s、2p、4p电子的能量呈逐渐降低排列D同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多答案：A解析：3p2表示第3层的p轨道中有2个电子，同一原子中，1s、2p、4p电子的能量逐渐升高，2p、3p、4p能级的轨道数相同。2(基础题)具有下列电子排布式的原子中，半径最大的为()A1s22s22p63s1 B1s22s22p63s23p64s1 C1s22s22p63s2 D1s22s22p63s23p64s2答案：B解析：根据电子排布式可知A为Na，B为K，C为Mg，D为Ca，显然K半径最大。3(基础题)在d轨道中电子排布成，而不排布成，其最直接的依据是() A能量最低原理B泡利不相容原理 C原子轨道能级图D洪特规则答案：D解析：根据洪特规则，电子优先进入平行轨道，选择使体系能量最低的状态。4前四周期元素中，基态原子中未成对电子与其所在周期数相同的元素有几种()A3种B4种 C5种 D6种答案：C5(基础题)下列元素原子的电子层结构违背了泡利不相容原理的是()AAl：1s22s22p63s13p2 BN：He CB：1s22s3 DLi： 答案：C解析：泡利不相容原理的内容是：每个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋方向相反。该原理限定一个原子轨道中最多容纳的电子数目和同一个原子轨道中电子的自旋方向。s能级只有一个原子轨道，因此s能级中最多容纳两个自旋方向相反的电子，由此知C项中2s3违背了泡利不相容原理；A项违背了能量最低原理；B项违背了洪特规则；D项的轨道表示式正确。6. (能力题)某元素A的2价离子的最外层电子排布为5s2，则下列有关元素A的说法正确的是 ()AA原子的价电子排布为4d25s2，原子中有两个未成对电子BA为p区元素，其原子中电子全部成对CA2最外层电子处于8电子稳定结构DA处于周期表第5周期A族，属于金属元素答案：D解析：原子是由外向内失去电子变为阳离子的，A原子的外围电子排布应为5s25p2，该元素在周期表中位于第5周期A族，是Sn，属于金属元素，也属于p区元素，其价电子排布图为，最外层有两个未成对电子。综上所述，D项正确。7. (创新预测题)下列说法正确的是()AHH键无方向性B基态C原子有两个未成对电子，所以最多只能形成2个共价键C1个N原子最多只能与3个H原子结合形成NH3分子，是由共价键的饱和性所决定的D所有的原子轨道都具有一定的伸展方向，因此所有的共价键都具有方向性答案：A解析：s轨道为球形，在空间的各个方向上s轨道与s轨道形成的共价键都没有方向性，HH键是两个1s轨道重叠得到的，A项正确；除s轨道以外的其他原子轨道都有方向性，当s轨道与其他原子轨道或其他原子轨道之间重叠时，共价键都有方向性，D项错误；在形成CH4分子的过程中，碳原子2s轨道中1个电子进入2p空轨道。1个2s轨道和3个2p轨道“混合”，形成能量相等、成分相同的4个sp3杂化轨道，最多可以形成4个共价键，B项错误；1个N原子可以与3个H原子结合，还有一对孤对电子可以与H形成配位键，即形成NH4，此时共价键也饱和，C项错误。 8. (能力题)下列说法中错误的是()A所有的非金属元素都分布在p区B元素周期表中B族到B族10个纵行的元素都是金属元素C除氦外的稀有气体原子的最外层电子数都是8个D同一元素的各种同位素的物理性质不同，但化学性质相似答案：A解析：A项，s区也有非金属元素，故不正确；B项，从B族到B族10个纵行的元素是过渡金属元素，故正确；C项，氦的最外层电子数是2个，其他稀有气体原子的最外层电子数是8个；D项，同位素由于电子排布相同，故化学性质相似。9. (提高题)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层上仅有两个电子的Y原子C2p轨道上只有2个电子的X原子与3p轨道上只有2个电子的Y原子D最外层都只有一个电子的X、Y原子答案：C解析：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，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原子可能是副族或族元素原子，故性质不一定相同；C项，2p轨道上只有2个电子的X原子是C原子，3p轨道上只有2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，故化学性质不一定相同。10. 下列对一些实验事实的理论解释正确的是()选项实验事实理论解释AN原子的第一电离能大于O原子N原子2p能级半充满BCO2为直线形分子CO2分子中CO之间的夹角为10928C金刚石的熔点低于石墨金刚石是分子晶体，石墨是原子晶体D HF的沸点高于HClHF的相对分子质量小于HCl答案：A解析：N原子核外电子排布为1s22s22p3，O原子核外电子排布为1s22s22p4，由洪特规则特例，半充满更稳定，N原子失电子难，第一电离能大于O原子。因为CO2中的CO之间的夹角为180，故CO2为直线形分子，B错误。石墨是混合型晶体，金刚石是原子晶体，石墨熔化时，除了断开CC之间键外，还需断开键，所以熔点高。HF之间由于形成氢键，所以沸点高。11. 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kJ/mol)。I1I2I3I4R 74015007700 10500 下列关于元素R的判断中一定正确的是()AR的最高正价为3价BR元素位于元素周期表中第A族CR元素的原子最外层共有4个电子DR元素基态原子的电子排布式为1s22s2答案：B解析：由表中数据I3I2知其最高正价为2价，R元素位于A族，最外层有2个电子，R不一定是Be元素。12. 下列说法错误的是()Ans电子的能量不一定高于(n1)p电子的能量B6C的电子排布式1s22s22px2违反了洪特规则C电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理D电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理答案：A解析：A项，关键在于熟记构造原理。各能级能量的大小顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5sns电子的能量一定高于(n1)p电子的能量；B项，对于C原子来说，2p能级有3个能量相同的原子轨道，最后2个电子应该以自旋状态相同的方式分布在两个不同的2p轨道上，违反了洪特规则；C项，根据轨道能量高低顺序可知E4sE3d，对于21Sc来说，最后3个电子应先排满4s轨道，再排3d轨道，应为1s22s22p63s23p63d14s2，故违反了能量最低原理；D项，对于22Ti来说，3p能级共有3个轨道，最多可以排6个电子，如果排10个电子，则违反了泡利原理。13. 下列叙述中正确的是 ()A在一个基态多电子的原子中，可以有两个运动状态完全相同的电子B在一个基态多电子的原子中，不可能有两个能量完全相同的电子C在一个基态多电子的原子中，M层上的电子能量肯定比L层上的电子能量高D如果某一基态原子3p能级上仅有2个电子，它们的自旋状态必然相反答案：C解析：同一轨道上的两个电子，能量相同自旋状态相反，即运动状态不一样，所以A、B错误；因为M层前没有M层与L层的能级交错，所以M层上的电子能量一定高于L层上的电子的能量；3p能级有3个轨道，按洪特规则，仅有的2个电子应占据其中2个，且自旋状态相同。14.A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第三周期第一电离能最小的元素；D元素在第三周期中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是 ()A四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、ArB元素A、B、C两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等C元素A、C简单离子的半径大小关系为AC答案：C解析：自然界中含量最多的元素为氧；由题意知B元素K层和L层电子数之和为10，则M层为8个，N层为2个，故B元素为钙；C是第三周期第一电离能最小的元素，为钠；第三周期中第一电离能最大的元素为氩。选项C中，A的简单离子O2和C的简单离子Na具有相同的电子层结构，根据“序大径小”的规律知r(O2)r(Na)。15. 以下有关元素性质的说法不正确的是()A具有下列电子排布式的原子中，1s22s22p63s23p2能1s22s22p3 1s22s22p2 1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是B下列原子的外围电子排布中，3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4，对应的第一电离能最大的是CNa、K、Rb N、P、As O、S、SeNa、P、Cl，元素的电负性随原子序数的增加而递增的是D某元素的逐级电离能(kJ/mol)分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703，当它与氯气反应时最可能生成的阳离子是X X2 X3 X4答案：D解析：A选项：由电子排布式可知四种元素分别为Si、N、C、S，它们在元素周期表中的位置如下：CNSi(P)S根据同周期中和同主族中元素原子半径的变化规律可知，r(Si)r(S)，r(Si)r(C)r(N)，故原子半径最大的为Si，即正确；B选项：四种元素均为第三周期元素，由电离能的变化规律及核外电子的排布情况知中3p能级半充满，第一电离能最大；C选项：元素的电负性可用来衡量元素的金属性和非金属性的强弱，在元素周期表中，同一周期从左到右，元素的电负性逐渐增大，同一主族从上到下元素的电负性逐渐减小，故符合；D选项：判断电离能与元素化合价的关系，关键看各级电离能之间的变化趋势，相邻两级电离能变化较大，说明再失去一个电子的难度增大，由此可判断出该离子所带的电荷数，所以X最有可能生成的阳离子是X2。二、非选择题162010年初暴发的农夫山泉与统一饮料的“砒霜门事件”引起了人们对砷的生理作用的高度关注。砒霜是砷的氧化物，化学式为As2O3，砷在周期表中与氮、磷属于同族元素。该族元素与生物体的生命活动密切相关，被称为“生命之族”。如氮、磷是生物体中不可缺少的元素，在生命体中占有极其重要的地位。而砷和锑的某些化合物则有毒，所以中世纪的西方炼金术曾分别用毒蛇和狼来作为砷和锑的符号。(1)右上图是元素周期表的局部示意图，请将氮、磷、砷的元素的符号填入表中相应的位置。(2)下列关于该族元素的说法中正确的是_。a氮、磷、砷的非金属性依次增强b氮、磷、砷的气态氢化物分子的稳定性依次减弱cNH、PH、AsH键的键长依次增长，而键的极性依次降低dP4分子的空间构型为正四面体(如右图)，PP键之间的键角为10928(3)氮元素是化肥中的主要元素，某种盐类物质是常见的氮肥成分，其中氮元素同时显示最高化合价和最低化合价。该化合物中含有的化学键类型为_。(4)“砒霜门事件”使不少人谈砷色变。实际上，砷是人体必需的微量元素，砷缺乏将导致生长缓慢、骨骼异常等症状。只要控制砒霜的量，适当使用可以治病。近代常用马氏试砷法检验砒霜的含量。其方法是用Zn、盐酸和试样混合，若试样中有As2O3存在，就会发生反应：As2O3ZnHClXZnCl2H2O(未配平)。在试管中加热X则发生反应，可看到亮黑色的“砷镜”，并得到一种还原性气体单质。写出反应配平后的化学方程式：_。若试样的质量为500 g得到“砷镜”的质量为7.5 g，反应中转移电子的数目为_。答案：(1)(2)bc(3)离子键和极性共价键(4)As2O36Zn12HCl=2AsH36ZnCl23H2O0.6 NA(或3.61023)解析：(1)氮、磷、砷应为元素周期表中的第VA族。(2)同主族的元素从上到下由于元素的原子的半径逐渐增大，导致元素的非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，因此N、P、As的气态氢化物的热稳定性逐渐减弱，分子中化学键的键长逐渐增大，键的极性逐渐减弱；P4分子的空间构型是正四面体型，4个P原子位于四面体的四个顶点，故键角为60。(3)N元素的最高价是5价，最低价是3价，同时含有这两种化合价的物质是硝酸铵(NH4NO3)，是一种离子化合物，含有离子键、极性共价键。(4)因为加热X时可以得到砷和一种还原性气体单质，根据元素守恒可以得出这种还原性气体只能为H2，即X为AsH3，然后利用氧化还原反应中得失电子守恒可以配平此化学反应。7.5 g“砷镜”(As)的物质的量为0.1 mol，根据As元素守恒，得到0.1 mol As，在反应中必然得到AsH3 0.1 mol，因此在反应中转移的电子的物质的量为0.6 mol，即电子的数目为0.6 NA。17(2009聊城市模拟)根据下列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJmol1)，回答下列各题：元素代号I1I2I3lI4Q2080400061009400R500460069009500S7401500770010500T5801800270011600U420310044005900(1)在周期表中，最可能处于同一族的是_。AQ和RBS和TCT和UDR和TER和U(2)下列离子的氧化性最弱的是_。AS2BR2CT3 DU(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： _。(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_，其中元素_的第一电离能异常高的原因是_。答案：(1)E (2)D (3)C(4)电子分层排布，各能层能量不同(5)RST S S元素的最外层电子处于s能级全充满状态，能量较低，比较稳定，失去一个电子吸收的能量较多解析：(1)由表中数据知，R和U的第一至第四电离能变化规律相似，即R和U最可能在同一主族。(2)离子的氧化性最弱，即其对应的电离能最小。由表中数据看出U的第一电离能为420 kJmol1，数值最小。(3)Q元素各电离能都较大，而且各电离能之间无太大差距，故Q最可能为稀有气体元素。(4)相邻两个电离能数据相差较大，从一个侧面说明电子是分层排布的，且各能层能量不同。(5)R元素第二电离能有较大飞跃，S元素第三电离能有较大飞跃，T元素第四电离能有较大飞跃，由题意知三者为同周期三种主族元素，可推知R在A族，S在A族，T在A族，故原子序数RST。由表中数据知S元素的第一电离能异常高，其原因是S元素的最外层电子处于s能级全充满状态，能量较低，比较稳定，失去一个电子吸收的能量较多。