高三第一轮复习教案高中化学第1章

1、第一章 原子结构与性质考纲解读与教学目标本节是选修3的重要组成部分，在高考中常与必修中所学有关知识联合考查，其主要考点是：原子 结构；原子结构与元素的性质。这部分内容可以培养学生探索物质及变化的兴趣，揭示微观世界的本质 和规律，是高考中的重点。【教学目标】1. 了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。2. 了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。3. 了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。4. 了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。【教学重难点】原子核外电子的能级分布；电离能、电负性

2、的应用。第1课时原子结构与性质一一基础知识梳理基础知识梳理一、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 2p 3s4p 5s 6s 即 nsfdp.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 状态。如 32Ge的电子排布式为(2)泡利不相容原理1个原子轨道最多只容纳 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 ,

3、而且自旋方向 。4 .基态与激发态、光谱(1)基态与激发态处于 的原子叫基态原子；当基态原子的电子 后，电子会跃迁到 而变成激发态原子。(2)光谱把原子吸收或释放的光的 分布记录下来，即为光谱。5 .电子云和原子轨道(1)电子云描述电子在空间出现机会多少的 。(2)原子轨道表达电子在空间里经常出现的电子云区域。(3)原子轨道的形状s能级的原子轨道是 , p能级的原子轨道是 的。(4)各能级的原子轨道数能级nsnpndnf原子轨道数1357二、原子结构与元素性质6 .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 的排布发生周期性的重复。(2)元素的分区s区：包括 和，价电子排布为

4、 ,容易失去 电子，形成 价离子，除 外，这些元素都是 。价电子数等于主族族序数。p区：包括从 到、(氨除外)共六族元素，它们原子的价电子排布为。价电子总数等于主族序数。d区：包括 族的元素(例系和舸系元素除外)，价电子排布为 , 一般最外层电子数为，价电子总数等于副族序数。ds区：包括 元素，它们的原子的 轨道为充满电子的轨道， 价电子排布为 。f区：包括7 .元素周期律(1)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 。原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是原子的 ,另一个是 。(2)电离能及其变化规律气态电中性基

5、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 ,反之电离能越大，表明气态时 该原子,因此运用电离能的数值可以判断 。由电离能大小可以看出，对同一周期元素而言， 的第一电离能最小， 的第一电离 能最大；从左到右呈现 的变化趋势。同主族元素从上到下的第一电离能逐渐 。8 .电负性及其变化规律(1)电负性：用来描述不同元素的原子 。(2)同一周期的元素从左到右，元素的电负性逐渐,同主族元素的电负性从上而下逐渐 参考答案一、原子结构电负性以氟白电负性为 4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。电负性没有单位。 与电电负性越大的原子，对键合电

6、子的吸引力越大。1 . (1)22 6 2 6 10 2 6 10 14 2 8 18 322 .2s 3P 4s 3d 4d 5P (n-2) (n-1) n3 .(1)最低 1s 22s22p63s23p63d104s24p2 (2)2 (3) 单独占据一个轨道 相同4 .(1)最低能量吸收能量较高能级(2)波长和强度5 .(1)概率分布图(3)球形的 纺锤形二、原子结构与元素的性质1 . (1)核外电子(2)I A族HA族ns1 2 1个或2个+1或+ 2 H活泼金属元素出 A W A 0 族 ns2np1 6出B到皿(n- 1)d 1 9ns1 2 12 I B族、n B族(n1)d

7、( n-1)d10ns1 2例系和舸系2 .(1)减小 核电荷数 核外电子数(2)失电子越容易失电子越难 原子失去电子的难易程度碱金属元素稀有气体从小到大减小3 .(1)吸引电子的能力强弱(2)增大减小第2课时原子结构与性质一一重难点剖析一、原子核外电子排布规律及表示方法4 .原子核外电子排布规律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：1s2s3s 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Ko(3)D元素的原子失

8、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Cuo答案(1)N (2)Cl KFe 1s22s22p63s23p63d64s2 或Ar 3d 64s2Cu1s22s22p63s23p63d104s1 或Ar 3d 104s1、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ns2np

9、6。氨原子核外只有 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 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。例如元素铳Ar3d14s2 ,可以失去三个电子，铳为m 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。除第皿族元素外，其大多族序数等于(n- 1

10、)d + ns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兀素分布 外围电子排布兀素性质特点s区I A、nA 族ns1 2除氢外都是活泼金属兀素p区mA族口 A族、。族ns2np16取外层电子经与反应d区;m B族W B族、第皿族(n 1)d1 9ns1 2d轨道也不同程度地参与化学键的形成ds区I B族、n B族(n 1)d10ns1 2金属兀系f区例系、舸系(n - 2)f0 14 (n1)d0 2ns2例系兀素化学性质相近，舸系兀素化学 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

11、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。儿系性质或结构信息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、常仃是气体，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 J(3)D元素最高价氧化物晶体的硬度 (填 大

12、、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)第三周期口 A 族 1s22s22P63s23P4(2)2Na+2H2O=2NaOH +H2 T 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

13、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

14、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+)o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。

15、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葩。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

16、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。 E/kJ .nwL2500 “TTT”丁二2IMM)Him（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（神）E（硒）E（神）E（硒）E（澳）E（硒）E（澳）E（硒）（3）估1t 1 mol

17、气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围： E。（4）10 号元素 E值较大的原因是。解析（1）从H、Li、Na、K等可以看出同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性。（2）从第二、三周期可以看出，第m A族和第V1 A族元素比同周期相 邻两种元素E值都低.由此可以推测E（神）E（硒）、E（澳）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）E（Mg）。（4）10号元素是稀有气体元素窟，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。答案（1）随着原子序数的增大，E值变小 周期性（2）（3）485 738

18、 （4）10号元素为窟，该 元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构3. .性质递变规律项目同周期（从左到右）同主族（从上到下）原子核外电子排布电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1 一 8（ A 周期 1 2）最外层电子数相同，电子层数递增原子半径逐渐减小（0族除外）逐渐增大元素主要化合价最图正价+ 1+7,最低负价一4一 一1最高止价=主族序数，非金属最低负价 =主族序数8原子得、失电子能力得电子能力逐渐增强 失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱 失电子能力逐渐增强项目同周期（从左到右）同主族（从上到下）兀素的电离能呈增大的趋势逐渐减小兀素的电负性逐渐增大逐渐减小元素金属性、非金属性金

19、属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱例4下表列出前20号元素中的某些元素性质的一些数据:性质兀素原子半径（10-10 m）最高价态最低价态1.02+ 6-22.27+ 1一0.74一-21.43+ 3一0.77+ 4一 41.10+ 5-30.99+ 7-11.86+ 1一0.75+ 5-31.17+ 4一 4试回答下列问题。以上10种元素中，第一电离能最小的是 （填编号）。（2）上述三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足 8电子稳定结构的物质可能是（写分子式）。元素和形成的化合物的化学式为 ,它是一种重要的结构材料，推 测它应属于 晶体；元素的原子价

20、电子排布式是 。（3）四种元素的气态氢化物的稳定性，由大到小的顺序是 （填化学式）。（4）和两元素比较，非金属性较弱的是 （填名称），可以验证你的结论的是下列中的 （填序号）。A.气态氢化物的挥发性和稳定性B.单质分子中的键能C.两元素的电负性D.含氧酸的酸性E.氢化物中X H键的键长（X代表和两元素）F.两单质在自然界的存在形式解析由题意可知，10种元素是前20号元素，根据表中数据，我们不难推出S,K,。，Al, C,P,Cl,Na,N,Si。（1）在同一周期中，从第I A族到第口 A族，元素的第一电离能逐渐增大；同一主族中，从上向下，元 素的第一电离能逐渐减小；故在10种元素中，第一电离能

21、最小的是Ko（2）C、P、Cl中的某两种元素形成的化合物中，PC13或CC14分子中的每一个原子都满足8电子稳定结构；元素和形成的化合物Si3N4属于原子晶体；S元素的原子价电子排布式是3s23P4。（3）元素的非金属性越强，形成气态氢化物越稳定，非金属性强弱为 C1SPSi,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 （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一一课时训练一、选择题1.（基础题）下列说法中正

22、确的是（）A .处于能量最低状态的原子叫基态原子B . 3p2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层白p 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（）A. 1s22s22p63s1B. 1s22s22p63s23p64s1C. 1s22s22p63s2D. 1s22s22p63s23p64s2答案：B解析：根据电子排布式可知 A为Na, B为K , C为

23、Mg , D为Ca,显然K半径最大。其最直接的依据是(,而不排布成3.（基础题）在d轨道中电子排布成D.洪特规则（）A.能量最低原理B.泡利不相容原理C.原子轨道能级图答案：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A. 3种B. 4种C. 5种D. 6种答案：C解析；昴1周期/山|Th鼐，同即存匕口 h2再T 11rl 卜I T I.第 3 周期有 1 j-P案3握1 | * | T .第4用期有m T | T | 1 |3P3d ITTL挥5冲5.（基础题）下列元素原子的电子层结构违背了泡利不

24、相容原理的是A . Al : 1s22s22p63s13p2B . N : HeJ C，C. B: 1s22s3D. Li: I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（）A. A原子的价电子排布为 4d2

25、5s2,原子中有两个未成对电子B . A为p区元素，其原子中电子全部成对C, A2+最外层电子处于8电子稳定结构D, A处于周期表第5周期IV 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IV 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. 物 厂 , 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（）A. H-H键无方向性8 .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C. 1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

26、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，H-H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+,

27、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 .元素周期表中出B族到H B族10个纵行的元素都是金属元素C.除氨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mB族到H B族10个纵行的元素是过渡金属元素，故正确；C项，氨的最外层电子数是 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

28、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C. 2P轨道上只有2个电子的X原子与3P轨道上只有2个电子的丫原子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的丫原子是n 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n A族的元素原子，而原 子核外N层上仅有两个电子的 Y原子可能是副族或皿族元素原子，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

29、学性质相似；D项, 最外层只有一个电子的原子可能是IA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Ar n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C=O之间的夹角为 109 28C金刚石的熔点低于七墨金刚石是分子晶体，石墨是原子晶体DHF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C = O之间的

30、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b键外，还需断开 兀键，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11、I2表示，单位为kJ/mol）。I1I2I3I4R740150 0770010500下列关于元素R的判断中一定正确的是（）A. R的最高正价为+ 3价B. R元素位于元素周期表中第nA族C. R元素的原子最外层共有4个电子D. R元素基态原子的电子排布式为1s22s2答案：B解析：由表中数据I3? I2知其最高正价为+ 2价，R元素位于n A族，最外层有2个电子

31、，R不一定是 Be元素。12 .下列说法错误的是（）A . ns电子的能量不一定高于（n- 1）p电子的能量8. 6c的电子排布式1s22s22px2违反了洪特规则C,电子排布式Sc）1822s22p63s23p63d3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(n 1)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

32、，违反了洪特规则； C 项，根据轨道能量高低顺序可知E4sE3d,对于2iSc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

33、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

34、 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僦。选项 C中，A的简单离子02一和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

35、是()A ,具有下列电子排布式的原子中，is22s22p63s23p2能is22s22p3is22s22p2is22s22p63s23p4,原子半径最大的是B.下列原子的外围电子排布中，3s23p13s23p23s23p33s23p4,对应的第一电离能最大的是C.Na、K、RbN、P、AsO、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

36、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

37、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16 20XX 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。砒霜是神的氧化物，化学式为As2O3,神在周期表中与氮、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、神的元素的符号填入表中相应的位置。(2)下列关于该族元

38、素的说法中正确的是 。a.氮、磷、神的非金属性依次增强Qb.氮、磷、神的气态氢化物分子的稳定性依次减弱17 NH、PH、As H键的键长依次增长，而键的极性依次降低5018 P4分子的空间构型为正四面体 (如右图)，P-P键之间的键角为109 28(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”使不少人谈神色变。实际上，神是人体必需的微量元素，神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。近代常用马氏试神法检验砒霜的含量。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：As2O3+Zn+HCl -X +ZnCl2 + H2O(未配平)。在试管中加热 X则发生反应，可看到亮 黑色的 神镜”，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 神镜: 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)As2O3+6Zn+ 12HCl=2AsH 3?+ 6ZnCl2+3H2。0.6 Na(