3．
（1）[2015·福建高考]基态Ni原子的电子排布式为________，该元素位于元素周期表中的第________族。
（2）[2015·安徽高考]N的基态原子核外电子排布式为________；Cu的基态原子最外层有________个电子。
（3）[2014·浙江高考]31Ga基态原子的核外电子排布式是________。
（4）[2014·课标全国卷Ⅰ]基态Fe原子有________个未成对电子，Fe3＋的电子排布式为________。
可用硫氰化钾检验Fe3＋，形成的配合物的颜色为________。
（5）[2013·课标全国卷Ⅰ]基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为________，该能层具有的原子轨道数为________、电子数为________。
答案
（1）1s22s22p63s23p63d84s2（或[Ar]3d84s2） Ⅷ
（2）1s22s22p3 1
（3）1s22s22p63s23p63d104s24p1
（4）4 1s22s22p63s23p63d5 血红色
（5）M 9 4
解析
（1）Ni是28号元素，位于元素周期表的第四周期Ⅷ族，基态Ni原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2。
（2）N为第7号元素，故基态原子核外电子排布式为1s22s22p3，铜基态原子核外价电子排布式为3d104s1，故基态原子最外层有1个电子。
★总结提升
“两原理，一规则”的正确理解
（2）半充满、全充满状态的原子结构稳定。
如Cr：
3d54s1、Mn：
3d54s2、Cu：
3d104s1、Zn：
3d104s2。
题组二根据核外电子排布特点推断元素
4.[2015·昆明模拟]下列各组表述中，两个原子不属于同种元素原子的是（ ）
A．3p能级有一个空轨道的基态原子和核外电子的排布式为1s22s22p63s23p2的原子
B．2p能级无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子和原子的最外层电子排布式为2s22p5的原子
C．M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2的原子
D．最外层电子数是核外电子总数1/5的原子和最外层电子排布式为4s24p5的原子
答案 C
解析 A项，3p能级有一个空轨道的基态原子，按洪特规则可得其3p轨道上只能有两个电子，所以两个原子是同种元素的原子；B项，2p能级无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子，它的2p能级上只能是5个电子，所以两原子是同种元素的原子；C项，M层全充满而N层为4s2的原子，其M层应为18个电子，而后者的M层上只有8个电子，所以两原子不是同种元素的原子；D项，最外层电子数是核外电子总数的1/5的原子中，最外层电子数要小于或等于8个电子，且电子总数为5的倍数，所以可得该原子可能是原子序数为5、10、15、20、25、30、35、40，其中满足最外层电子数是核外电子总数的1/5且符合核外电子排布规则的只能是35号元素，该元素原子的外围电子排布式为4s24p5，所以两原子是同种元素的原子。
5．A、B、C、D、E、F、T、Q代表8种元素，请填空：
（1）A元素基态原子的最外层有2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________________。
（5）F元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1，则n＝________；原子中能量最高的是________电子，其原子轨道呈________形。
（6）原子序数小于36的元素Q和T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q大2。
T的基态原子外围电子（价电子）排布为________，Q2＋的未成对电子数是________。
答案
（1）C或O
（2）Cl K
（3）Fe 1s22s22p63s23p63d64s2（或[Ar]3d64s2）
（4）Cu 1s22s22p63s23p63d104s1（或[Ar]3d104s1）
（5）2 2p 哑铃（或纺锤）
（6）3d84s2 4
解析
（1）次外层有2个电子的元素位于第二周期，基态原子最外层有2个未成对电子的2p轨道排布为
，故A为碳元素或氧元素。
（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元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，即26号元素铁。
（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。
（5）s能级只有1个原子轨道，故最多只能容纳2个电子，即n＝2，所以元素F的原子最外层电子排布式为2s22p3，由此可知F是氮元素；根据核外电子排布的能量最低原理，可知氮原子的核外电子中的2p能级能量最高，p电子的原子轨道呈哑铃形。
（6）位于同一族，且原子序数T比Q多2，所以T、Q只能位于第Ⅷ族，所以T为Ni、Q为Fe，注意28号元素Ni的外围电子排布式为3d84s2,26号元素Fe的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，所以Fe2＋的核外电子排布式为[Ar]3d6，有4个未成对电子。
★总结提升
核外电子排布的表示方法
题组三电子的跃迁
6.图中所发生的现象与电子的跃迁无关的是（ ）
答案 D
解析 燃放烟火、霓虹灯、燃烧蜡烛等获得的光能都是电子跃迁时能量以光的形式释放出来导致的，而平面镜成像则是光线反射的结果。
考点
原子结构与元素性质
1．原子结构与周期表的关系
（1）原子结构与周期的关系
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）每族元素的价电子排布特点
①主族
②0族：
He：
1s2；其他：
ns2np6。
③过渡元素（副族和第Ⅷ族）：
（n－1）d1～10ns1～2。
（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各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
③根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区（如下图），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。
2．元素周期律
（1）电离能
①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。
②规律
a．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，总体呈现从左到右逐渐增大的变化趋势。
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ⅢA和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。
b．同族元素：
从上至下第一电离能逐渐减小。
c．同种原子：
随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多，再失去电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越大，逐级电离能越来越大（即I1（2）电负性
①含义
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
②标准
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为标准，得出了各元素的电负性。
③规律
同一周期，从左至右，电负性逐渐增大，同一主族，从上至下，电负性逐渐减小。
（3）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：
易错警示
（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表判断电离能的大小。
（2）不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
（3）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。
（4）同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。
判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
（1）1～36号元素中，原子最外层有3个未成对电子的元素为N、P、As。
（ ）
（2）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。
（ ）
（3）Fe的价电子排布为3d64s2。
（ ）
（4）价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族，是p区元素。
（ ）
（5）价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素。
（ ）
（6）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。
（ ）
（7）根据元素周期律，氮与氧、镁与铝相比，都是后者的第一电离能大。
（ ）
（8）同一周期第一电离能越大，电负性越强。
（ ）
提示
（1）√
（2）√ （3）√ （4）√ （5）× （6）√ （7）× （8）×
题组一元素周期表的分区
1.元素周期表可以划分为5个区，下列有关说法正确的是（ ）
A．s区全部是金属元素
B．p区全部是非金属元素
C．d区内元素原子的价电子排布必为（n－1）d1～10ns2
D．除ds区外，以最后填入电子的轨道能级符号作为区的符号
答案 D
解析 A项，s区中氢属于非金属元素；B项，p区中铅、锗等属于金属元素；C项，d区内铬的价电子排布为3d54s1。
2．已知元素周期表中共有18纵行，如图实线表示元素周期表的边界。
按电子排布，可把周期表里的元素划分为几个区：
s区、p区、d区、ds区等。
除ds区外，其他区的名称来自按构造原理最后填入的电子的能级符号。
（1）请在图中用实线画出s区、p区、d区、ds区的边界线，并分别用阴影
和
表示d区和ds区。
（2）有的同学受这种划分的启发，认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在另一区，你认为应排在________区。
（3）请在元素周期表中用元素符号标出4s轨道半充满的元素。
（4）请利用电子排布的相关知识解释Fe3＋比Fe2＋稳定的原因：
________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
（5）随着科学技术的发展，不断有新的元素被发现。
若把第七周期排满，则元素周期表共可以排布________种元素。
答案
（1）如下图
（2）ds （3）见上表
（4）Fe价电子的排布式为3d64s2，Fe2＋为3d6，Fe3＋为3d5，依据“能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低”的原则，3d5处于半充满状态，结构更稳定，故Fe3＋比Fe2＋稳定 （5）118
解析 本题主要考查原子结构和周期表的关系。
（1）第1、2纵行为s区，第3～10纵行为d区，第11、12纵行为ds区，第13～18纵行为p区。
（2）第6纵行的铬价电子排布为3d54s1，第7纵行的Mn元素价电子排布为3d54s2，可以认为先填了3d能级再填4s能级，所以可以排在ds区。
（3）4s半充满的元素为K、Cr和Cu。
（4）Fe3＋的价电子排布为3d5,3d轨道处于半充满，结构稳定。
（5）根据各周期的元素个数规律，第六和第七周期都为32种，则元素周期表共可以排布118种元素。
题组二电离能及其应用
3.下列关于元素第一电离能的说法不正确的是（ ）
A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠
B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大
C．最外层电子排布式为ns2np6（当只有K层时为1s2）的原子，第一电离能较大
D．对于同一元素而言，原子的电离能I1答案 B
解析 第一电离能越小，表明该元素原子越易失去电子，活泼性越强，A项正确；同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，第一电离能一般来说依次增大，但有反常，如第一电离能：
N>O、Mg>Al，B项错；C项所述元素为0族元素，性质稳定，第一电离能都较大。
4．[2015·长春质检二]A、B均为短周期金属元素。
依据下表数据，回答问题：
电离能/kJ·mol－1
I1
I2
I3
I4
A
932
1821
15390
21771
B
738
1451
7733
10540
写出A原子的核外电子排布图________，Al原子的第一电离能________（填“大于”“小于”或“等于”）738kJ·mol－1，原因是____________________________。
答案
小于 由表中数据判断B为Mg，其最外层电子排布式为3s2，而Al最外层电子排布式为3s23p1，当3p处于全充满、半充满或全空时较稳定，因此，失去p亚层的1个电子相对比较容易
5．根据信息回答下列问题：
信息A：
第一电离能I1是指气态原子X（g）处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋（g）所需的能量。
如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图（其中12号～17号元素的有关数据缺失）。
信息B：
不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用电负性表示。
一般认为：
如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。
下表是某些元素的电负性值：
（1）认真分析A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________（2）从A图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是____________________。
（3）A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第________周期________族。
（4）根据对角线规则，铍、铝元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有________性，其中Be（OH）2显示这种性质的离子方程式是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
（5）通过分析电负性值变化规律，确定镁元素电负性值的最小范围________________________________________________________________________。
（6）请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
（7）从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？
请说出理由（即写出判断的方法和结论）________________________________________________________________________________________________________________________________________________；
请设计一个实验方案证明上述所得到的结论________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案
（1）Na Mg
（2）从上到下依次减小
（3）5 ⅠA （4）两
Be（OH）2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，
Be（OH）2＋2OH－===BeO
＋2H2O
（5）0.93～1.57
（6）非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小
（7）铝元素和氯元素的电负性差值为1.55<1.7，所以形成共价键，为共价化合物 将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物
解析
（1）由A中图示可以看出同周期的ⅠA元素的第一电离能最小，而ⅢA元素中第一电离能小于ⅡA族元素中的第一电离能，故Na（2）从图中可看出，同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。
（3）根据第一电离能的递变规律可以得出，图中所给元素中Rb的第一电离能最小，其位置为第五周期第ⅠA族。
（4）根据对角线规则，Al（OH）3与Be（OH）2性质相似，Be（OH）2应为两性，与强酸、强碱反应的离子方程式分别为Be（OH）2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be（OH）2＋2OH－===BeO
＋2H2O。
（5）根据电负性的递变规律：
同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电负性NaMg>Ca，则Mg的电负性最小范围应为0.93～1.57。
（6）因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力的大小，所以电负性越大，原子吸引电子能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。
（7）AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.55，根据信息，电负性差值若小于1.7，则形成共价键，所以AlCl3为共价化合物。
共价化合物和离子化合物最大区别在于熔融状态下是否导电，离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。
★总结提升
1．电离能的四个应用
（1）判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去
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