新人教版高中化学选修3（全册知识点考点梳理、重点题型分类巩固练习）（提高版）（家教、补习、复习用）

1、人教版高中化学选修三知识点梳理重点题型（常考知识点）巩固练习原子结构 【学习目标】1、根据构造原理写出136号元素原子的电子排布式；2、了解核外电子的运动状态；3、掌握泡利原理、洪特规则。【要点梳理】要点一、原子的诞生 我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约2小时，诞生了大量的氢、少量的氦及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的融合反应，分期分批地合成了其他元素。（如图所示） 要点二、能层与能级【原子结构与性质#原子结构与性质】 1能层 （1）含义：在含有多个电子的原子里，由于电子的能量各不相同，因此，它们运动的区域也不同。通常能量最低的电子在离核最近的区域运动，而

2、能量高的电子在离核较远的区域运动。根据多电子原子核外电子的能量差异可将核外电子分成不同的能层（即电子层）。如钠原子核外有11个电子，第一能层有2个电子，第二能层有8个电子，第三能层有1个电子。 （2）能层表示方法能层一二三四五六七符号KLMNOPQ能量低 高最多电子数28183250 要点诠释：电子层、次外层、最外层、最内层、内层 在推断题中经常出现与层数有关的概念，理解这些概念是正确推断的关键。为了研究方便，人们形象地把原子核外电子运动看成分层运动，在原子结构示意图中，按能量高低将核外电子分为不同的能层，并用符号K、L、M、N、O、P、Q表示相应的层，统称为电子层。一个原子在基态时，电子所占

3、据的电子层数等于该元素在周期表中所处的周期数。倒数第一层，称为最外层；从外向内，倒数第二层称为次外层；最内层就是第一层（K层）；内层是除最外层外剩下电子层的统称。以基态铁原子结构示意图为例：铁原子共有4个电子层，最外层(N层)只有2个电子，次外层（M层）共有14个电子，最内层（K层）有2个电子，内层共有24个电子。 2能级 （1）含义：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，这样同一能层就可分成不同的能级（也可称为电子亚层）。能层与能级类似于楼层与阶梯之间的关系。在每一个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf（n代表能层） （2）各能层所包含的能级符号及各能层、能级最多容纳的电

4、子数见下表：能层（n）一二三四五六七符号KLMNOPQ能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s最多容纳的电子数226261026101422818325072982n2 （3）能级数与能层序数的关系 在任一能层，能级数=能层序数。 （4）能级与电子数的关系 以s、p、d、f排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7的2倍，即2、6、10、14 说明在任一个能层中，能级符号顺序为ns、np、nd、nf（n代表能层），能量依次升高，即在第n层中，不同能级的能量大小顺序是E（ns）E（np）E（nd）E（nf） 不同能层，能级符号相同，n越大，能量越高，如E（1s）E（2s）E（3s

5、）E（4s）要点三、构造原理 1构造原理 从氢原子开始，随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，电子大多是按图1-1-2所示的能级顺序填充的，填满一个能级再填一个新能级。这个规律称为构造原理。 2构造原理的应用 构造原理是书写基态原子电子排布式的依据。 将阿拉伯数字放在能级符号前表示能层数，将阿拉伯数字标在能级符号右上角表示该能级上排布的电子数，这就是电子排布式。如N：1s22s22p3，Mg：1s22s22p63s2。 说明 电子所排的能级顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 图1-1-2中每个小圆圈

6、表示一个能级，每一行对应一个能层。各圆圈间连线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序。 构造原理揭示了原子核外电子的能级分布，从中可以看出，不同能层的能级有交错现象，如E（3d）E（4s）、E（4d）E（5s）、E（5d）E（6s）、E（6d）E（7s）、E（4f）E（5p）、E（4f）E（6s）等。要点诠释：关于原子的最外层、次外层电子数 由于能级交错的原因，E（nd）E（n+1）s，当ns和np全充满时（共4个轨道，最多容纳8个电子），多余电子不是填入nd，而是首先形成新电子层，填人（n+1）s轨道中，因此最外层电子数不可能超过8个。 同理可以解释为什么次外层电子数不超过18个

7、。若最外层是第n层，次外层就是第（n1）层。由于E(n1)fE(n+1)sE（np），在第（n+1）层出现前，次外层只有（n1）s、（n1）p、（n1）d上有电子，这三个亚层共有9个轨道，最多可容纳18个电子，因此次外层电子数不超过18个。例如，某原子最外层是第五层，次外层就是第四层，由于E（4f）E（6s）E（5p），在第六层出现之前，次外层（第四层）只有4s、4p和4d轨道上有电子，这三个亚层共有9个轨道，最多可容纳18个电子，也就是次外层电子数不超过18个。要点四、能量最低原理、基态与激发态、光谱 1能量最低原理 原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，

8、电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。 2基态与激发态原子 （1）基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。 （2）激发态：较高能量状态（相对基态而言）。 （3）基态原子、激发态原子相互转化与能量的关系：基态原子激发态原子。 3光谱 （1）光谱 光谱一词最早是由伟大的物理学家牛顿提出的。不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放出不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱和发射光谱，这些光谱统称为原子光谱。 （2）光谱分析及其应用 在现代化学中利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。在历史上，有许多种元素都是通过光谱分析来发现的，如在1859

9、年德国科学家本生和基尔霍夫发明了光谱仪，摄取了当时已知元素的光谱图。1861年德国科学家基尔霍夫利用光谱分析的方法发现了铷元素。再如稀有气体氦的原意是“太阳元素”，是1868年分析太阳光谱时发现的，最初人们以为它只存在于太阳，后来才在地球上发现。 （3）基态、激发态与光谱的联系 当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。例如，电子可以从l s跃迁到2s、6p相反，电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。在日常生活中，我们看到的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。

10、要点五、电子云与原子轨道 1电子运动的特点：只能确定电子在原子核外空间各处出现的概率，而无法确定某个时刻处于原子核外空间何处。 2电子云：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。 3原子轨道 （1）s电子的电子云轮廓图都是一个球形，p电子的电子云是哑铃状的。量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为原子轨道。 （2）s电子的原子轨道都是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。p电子的原子轨道是哑铃形的，每个p能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别称为px、py、pz。p电子的原子轨道的平均半径也随能层序数的增大而增大。 （3）ns能级有1个原子轨道，np能级有

11、3个原子轨道，nd能级有5个原子轨道，nf能级有7个原子轨道，而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用一对方向相反的箭头“”来表示。 小结 能层序数n越大，原子轨道的半径越大。 s能级只有一个原子轨道，且都是球形的。 p能级有3个相互垂直的原子轨道，分别用px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。 不同能层的同种能级的原子轨道形状相似，只是半径不同，能层序数n越大，原子轨道的半径越大。这是因为能层序数n越大，电子的能量越高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。如ls、2s、3s的形状均为球形，但原子轨道半径：1s2s3s。要点六、

12、泡利原理和洪特规则【原子结构与性质#原子核外电子排布规律】 1泡利原理 在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自定状态相反（用“”表示），这个原理称为泡利原理。 电子自旋可以比喻成地球的自转，自旋只有两种方向：顺时针方向和逆时针方向。 2电子排布图 用方框表示原子轨道，用箭头表示电子（一个箭头表示一个电子），这种用来表达电子排布的新方式叫做电子排布图。 如锂的电子排布图： 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，而且自旋状态相同。 注意 等价轨道全充满、半充满或全空的状态一般比较稳定，也就是说，具有下列电子层结构的原子是比较稳定的。

13、全充满：p6、d10、f14，半充满：p3、d5、f7，全空：p0、d0、f0。 因此，铬和铜的基态原子的电子排布图如下： 总之，基态原子的电子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则。用构造原理得到的电子排布给出了基态原子核外电子在能层和能级中的排布，而电子排布图还给出了电子在原子轨道中的排布。要点七、描述核外电子排布的化学用语 1电子排布式 （1）定义：用核外电子分布的原子轨道（能层）及各原子轨道（能级）上的电子数来表示电子排布的式子。如1s22s22p4、1s22s22p63s23p1、1s22s22p63s23p64s2、1s22s22p63s23p63d64s2分别是O、Al、Ca、

14、Fe原子的电子排布式。 （2）以铝原子为例，电子排布式中各符号、数字的意义为： （3）简化的电子排布式 电子排布式中的内层电子排布可用相应的稀有气体的元素符号加方括号来表示，以简化电子排布式。以稀有气体的元素符号外加方括号表示的部分称为“原子实”。如钙的电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，其简化的电子排布式可以表示为Ar4s2。 （4）外围电子排布式 在原子的核外电子排布式中，省去“原子实”后剩下的部分称为外围电子排布式，也叫价电子排布。如氯、铜的电子排布式分别为1s22s22p63s23p5、1s22s22p63s23p63d104s1，用“原子实”的形式分别表示为Ne3s23

15、p5、Ar3d104s1，其外围电子排布式分别为3s23p5、3d104s1。 提示：虽然电子排布是遵循构造原理的，但书写时应按照电子层的顺序排列。如铁原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d64s2，而不宜写作1s22s22p63s23p64s23d6。 主族元素的最外层电子就是外围电子，又称价电子。过渡元素的外围电子一般包括最外层的s电子和次外层的d电子，有的还包括倒数第三层的f电子。 元素周期表中呈现的电子排布是各元素原子的外围电子排布。 要点诠释：价电子、最外层电子、外围电子 价电子指原子参加化学反应时形成化合价的电子；最外层电子指能量最高的电子层上的电子，对于主族元素，最

16、外层电子数等于价电子数；对于副族元素，部分能量高的次外层电子参与成键，即次外层部分电子与最外层电子统称为外围电子，即价电子。例如，铝：Ne3s23p1，最外层电子数和价电子数都是3。 2电子排布图以铝原子为例，电子排布图中各符号、数字的意义为： 在电子排布图中也可以用圆圈表示一个原子轨道，如 电子排布式和电子排布图反映的是基态原子即处于最低能量状态的原子的电子排布情况。它们相互关联，可以非常方便地相互转换。 3原子结构示意图 原子结构示意图：表示原子的核电荷数和核外电子在原子核外各电子层排布的图示。 4电子式 在化学反应中，一般是原子的最外层电子数目发生变化。为了简便起见，化学中常在元素符号周

17、围用小黑点“”或小叉“”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式。如钠原子的电子式为Na（或Na）。【典型例题】类型一：能层、能级、原子轨道之间的关系 例题1 下列叙述正确的是( ) A能级就是电子层 B每个能层最多可容纳的电子数是2n2 C同一能层中的不同能级的能量高低相同 D不同能层中的s能级的能量高低相同【思路点拨】本题考查能级、能层的概念。需要明确能级的排布及各能层的排布、所容纳的电子数 【答案】B 【解析】能级应该是电子亚层，能层才是电子层；同一能层中的不同能级的能量高低的顺序是：E(ns)(np)E(nd)E(nf)不同能层，能级符号相同，n越大，能量越高，如E(1s)E(

18、2s)E(3s)E(4s) 【总结升华】要正确理解“能级数等于该能层序数”。在每一个能层中能级顺序依次为ns、np、nd、nf故每个能层都有s能级，从第二能层才有p能级，从第三能层才有d能级，从第四能层才有f能级。举一反三：【变式1】 以下能级符号正确的是 ( ) A5s B2d C3f D1p 【答案】A【解析】B项，第二能层只有2s、2p能级；c项，第二三能层只有3s、3 p、3d能级；D项，第一能层只有1 s能级，故B、C、D均错。【变式2】（2015 湛江调考）对于多电子原子，下列说法正确的是（ ）。 A能层数的最大值一定是七 B能级一定在s、p、d、f的范围之内 C任一能层都有s能级

19、 D任一能层的能级总是从s开始，到f结束【答案】C【解析】到目前为止，能层数的最大值为七，能级包括s、p、d、f，但随着科技的发展，能层数可能超过七，还会有更多的能级被发现，A、B错误。任一能层的能级总是从s开始，但不一定包含p、d、f能级，如第一能层只有s能级，C正确、D错误。类型二：构造原理及核外电子排布 例题2（2015 甘肃张掖高台一中期末）若某原子在处于能量最低状态时，外围电子排布式为4d15s2，则下列说法正确的是( ) A该元素原子处于能量最低状态时，原子中共有3个未成对电子 B该元素原子核外有5个电子层 C该元素原子M能层共有8个 D电子该元素原子最外层共有3个电子 【思路点拨

20、】本题考查电子排布式的表达及意义，注意正确理解数字、字母及角标的意义。 【答案】B【解析】根据核外电子排布规律，该元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2。由此可知：该元素基态原子中共有39个电子，原子核外有5个电子层，其中M能层上有18个电子，最外层上有2个电子。 【总结升华】关于能层、能级、轨道：同一电子层称为同一能层，同一能层中电子亚层能量有差异，又按能量高低分为不同的能级，同一能级中有多个轨道，其能量相同。例如，镍（Ni）的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，其中1、2、3、4称为能层，2s、2p表明第2能层上有2个能

21、级，即镍原子核外电子排布有4个能层，7个能级（1s、2s、2 p、3s、3 p、3d、4s）。轨道：s、p、d、f所含轨道数分别为1、3、5、7，如1s、2s、3s、4s能级的能量不同，但是轨道数相同。电子进入能级的顺序是（按能量高低排序）1s、2s、2p、3s、3 p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s、5f、6d 例题3 下列说法正确的是 ( ) A氢原子光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱之一 B“量子化”就是不连续的意思，微观粒子运动均有此特点 C玻尔理论不但成功解释了氢原子光谱，而且还能推广到其他原子光谱 D原子中电子在具有确定半径的原子轨道上像火车一样高

22、速运转着 【思路点拨】本题考查基态、激发态及电子跃迁问题，注意从基本概念出发理解相关问题。 【答案】B 【解析】A项中氢原子光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱。C项中玻尔理论成功地解释了氢原子光谱，但对解释多电子原子的光谱却遇到了困难。D项中原子中电子的运动没有确定的轨道，原子轨道是电子运动出现的“区域”。【总结升华】关于基态、激发态：处于最低能量的原子叫基态原子。基态原子的核外电子排布遵循泡利原理、洪特规则、能量最低原理。当基态原子吸收能量后，电子会跃迁的较高能级，变成激发态原子。光是电子释放能量的重要形式之一，日常生活中的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火等都与原子核外电子发生跃迁释

23、放能量有关。举一反三：【变式1】下列原子的外围电子排布中，哪一种状态的能量较低？试说明理由。 (1)氮原子：(2)钠原子：A3s1 B3p1(3)铬原子： A3d54s1 B3d44s2 (4)碳原子： 【答案】(1)B；A中原子的外围电子排布违反了洪特规则。(2)A；B中原子的外围电子排布违反了能量最低原理。(3)A；B中原子的外围电子排布违反了能量最低原理。(4)A；B中原子的外围电子排布违反了洪特规则。 【解析】本题考查的是核外电子排布所遵循的原理方面的知识。根据洪特规则，电子在能量相同的各个轨道上排布时尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同，故(1)选B，(4)选A。根据能量最低原理

24、，核外电子先占据能量低的轨道。再占据能量高的轨道。(2)中由于3s轨道的能量低于3p轨道，故选A。(3)中A的d5、s1均为半充满的相对稳定状态，B不是，所以选A。【原子结构与性质#例题4】【变式2】下列各原子或离子的电子排布式错误的是A、Al 1s22s22p63s23p1 B、O2- 1s22s22p6 C、Na+ 1s22s22p6 D、 Si 1s22s22p2 类型三：综合应用 例题4 已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。请回答下列问题

25、： (1)X元素原子基态时的电子排布式为_，该元素的符号是_。 (2)Y元素原子的价层电子的轨道表示式为_，该元素的名称是_。 (3)已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为XZ3，产物还有ZnSO4和H2O，该反应的化学方程式是_。 【答案】(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3 As(2) O(3)As2O3+6Zn+6H2SO4=2AsH3+6ZnSO4+3H2O 【解析】(1)X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，则X是第四周期V A族元素，即X为As，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3。 (2)Y元素原子的最外层2p轨道上有2

26、个未成对电子，且As跟Y可形成化合物As2Y3，可推知Y为O；又因为X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42，可得到Z为H。(3)X2Y3为As2O3，XZ3为AsH3，As2O3与稀硫酸和Zn反应的化学方程式为As2O3+6Zn+6H2SO4=2AsH3+6ZnSO4+3H2O。举一反三：【变式1】设X、Y、Z代表三种元素。已知： X和Y一两种离子具有相同的电子层结构； Z元素原子核内质子数比Y元素原子核内质子数少9个； Y和z两种元素可以形成四核42个电子的负一价阴离子。 据此，请填空： (1)Y元素是_，其原子的电子排布式为_；Z元素是_，其原子的电子排布图为_。 (2)由X、Y、Z三种

27、元素所形成的含68个电子的盐类化合物的化学式是_。 【答案】(1)Cl 1s22s22p63s23p5 O (2)KClO4 【解析】依题意，假设元素Y的原子序数为y，则元素Z的原子序数为(y9)。若以YmZn表示由这两种元素所形成的四核42个电子的负一价阴离子，则下列关系式成立： 把代入得9n=4y41，所以。因n为正整数，将其可能的取值1、2和3分别代入上式，经检验确定n=3，y=17。所以，元素Y的原子序数为17，它是氯(Cl)，而元素Z的原子序数为179=8，它是氧(O)，进而可知元素X为钾(K)，这三种元素所形成的含68个电子的盐类化合物的化学式为KClO4(所含电子数为19+17+

28、48=68)。人教版高中化学选修三知识点梳理重点题型（常考知识点）巩固练习【巩固练习】一、选择题1下表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是（ ）XWYRZA常压下五种元素的单质中Z单质的沸点最高BY、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同CW的氢化物的沸点比X的氢化物的沸点高DY元素的非金属性比W元素的非金属性强2英国科学家曾在Science上发表论文，宣布发现Al的超原子结构，如Al13、Al14，并用质谱仪检测到稳定的Al13I等，Al13、Al14的一些性质像其他的主族元素的化学性质，得到或失去电子生成40个价电子的最稳定状态。下列说法中不正确

29、的是（ ）AAl13与卤族单质的性质相似BAl14与A族元素的性质相似CAl13在一定条件下与HI反应的化学方程式：Al13+HI=HAl13IDAl13中的Al原子间以离子健相结合3（2014 安庆诊断）基态原子的第5电子层只有2个电子，则该原子的第4电子层中的电子个数肯定为（ ）。 A8 B18 C818 D8324下列说法正确的是（ ）A非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数B非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数C最外层有2个电子的原子都是金属原子D最外层有5个电子的原子都是非金属原子5下列叙述中正确的是（ ）A同一主族的元素，原子半径越大，

30、其单质的熔点一定越高B同一周期的元素，原子半径越小越容易失去电子C同一主族元素的氢化物，相对分子质量越大，它的沸点一定越高D稀有气体元素的原子序数越大，其单质的沸点一定越高6（2015 福州检测）下列说法正确的是（ ）。 A不同的原子轨道形状一定不相同 Bp轨道呈哑铃形，因此p轨道上的电子运动轨迹呈哑铃形 C2p能级有3个p轨道 D氢原子的电子运动轨迹呈球形7有人认为在元素周期表中，位于A族的氢元素也可以放在A族，下列物质能支持这种观点的是（ ）AHF BH3O+ CNaH DH2O28具有下列电子排布式的原子中，半径最大的为（ ）A1s22s22p63s1 B1s22s22p63s23p64

31、s1C1s22s22p63s2 D1s22s22p63s23p64s29（2015 大连检测）下列关于价电子排布3s23p4的描述正确的是（ ）。 A它的元素符号为O B它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4 C可以与H2化合生成液态化合物 D其电子排布图为10A+、B2+、C、D2四种离子具有相同的电子层结构，现有以下排列排序：B2+A+CD2，CD2A+B2+，B2+A+D2C，D2CA+B2+。四种离子的半径由大到小及四种元素的原子序数由大到小的顺序分别是（ ）A B C D二、填空题1（1）（2014 安徽高考）Na位于元素周期表第_周期第_族；Si的基态原子核外有_个未成

32、对电子；Si的基态原子核外电子排布式为_。（2）（2014 江苏高考）Cu+基态核外电子排布式为_。（3）（2014 课标）基态Fe原子有_个未成对电子，Fe3+的电子排布式为_。（4）（2014 浙江高考）31Ga基态原子的核外电子排布式是_。2在元素周期表前四周期中，有A、B、C、D四种元素，它们的原子序数依次增大，A原子有3个未成对电子；B原子次外层有8个电子，1 mol B单质与足量盐酸反应可生成1 mol H2，B单质不易与冷水反应；C元素的+3价离子的d轨道是半充满的；D元素易形成1价离子。（1）填写下表：元素名称、符号电子排布式属于哪个区AC （2）C元素位于第_周期_族，在含C

33、2+的水溶液中，滴入氯水后再滴入数滴KSCN溶液，现象是_，上述反应的离子方程式为_。在含C3+的水溶液中加足量铁粉充分振荡后，滴入KSCN溶液，现象是_，上述反应的离子方程式为_。 （3）四种元素中电负性最大的元素是_种，第一电离能最小的元素是_。A、B两种元素的原子半径大小是_，单核离子的离子半径大小是_。3已知电离能是指1 mol气态原子（或阳离子）失去1 mol电子形成了1 mol气态阳离子（或更高价阳离子）所需要吸收的能量。现有核电荷数小于20的元素A，其电离能数据如下：（I1表示气态原子失去第一个电子的电离能；In表示离子失去第n个电子的电离能，单位：eV）序号I1I2I3I4I5

34、I6电离能7.64415.0380.12109.3141.2186.5序号I7I8I9I10I11I12电能离224.9266.0327.9367.41761 （1）外层电子离核越远，能量越高，电离能越_（填“大”或“小”）；阳离子电荷数越高，再失去电子时，电离能越_（填“大”或“小”）。 （2）上述11个电子分属_个电子层。 （3）该元素的主要化合价为_。 （4）该元素原子的电子排布式为_。 （5）写出该元素最高价氧化物对应的水化物与稀盐酸反应的离子方程式_。【参考答案与解析】一、选择题1D 【解析】据元素周期表的结构知X、W、Y、R、Z元素分别为N、P、S、Ar、Br。A项中溴单质的沸点不

35、是最高；C项中氢化物的沸点：NH3PH3；B项中Br的电子层结构与Kr原子的电子层结构相同，S2与Ar原子的电子层结构相同。2D 【解析】根据“生成40个价电子的最稳定状态”知，Al13需得到1个电子形成稳定结构，与卤族单质的性质相似，选项A正确；而Al14要失去2个电子，与A族元素的性质相似，选项B正确；根据用质谱仪检测到Al13I，选项C正确；铝原子之间不可能形成离子键，只能以共价键相结合，选项D错。3C 【解析】根据构造原理，第5电子层上有2个电子，则该基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d0105s2。4A 【解析】非金属元素的最高化合价等于最外

36、层电子数，故A正确。非金属元素呈现的最低化合价的绝对值，等于其所得电子数，故B错。最外层有2个电子的原子有氦，故C错。最外层有5个电子的原子有锑、铋，是金属，故D错。5D 【解析】同一主族的金属元素原子半径越大其单质的熔点越低；同一周期元素原子半径越小，越不易失去电子；同一主族元素的氢化物相对分子质量越大，其沸点不一定越高，如NH3、H2O、HF液态时因存在氢键而出现反常现象；因稀有气体属于分子晶体，原子序数越大其单质的相对分子质量越大，沸点越高。6C 【解析】不同能级的原子轨道形状可以相同，如s能级的原子轨道都是球形，只是半径不同，A项错误；现在的技术无法测定电子在原子核外的运动轨迹，原子轨

37、道只是体现电子的运动状态，B、D两项错误；任何能层的p能级都有3个p轨道，C项正确。7C 【解析】氢元素易失去一个电子表现出+1价，与A族元素性质相似；氢元素也可得到一个电子显1价，与A族元素性质相似。8B 【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。9B 【解析】由价电子排布3s23p4可知该元素为S，S与H2化合生成H2S气体，D项中的电子排布图违背了洪特规则。10B 【解析】先判断原子序数的大小为BACD，再由原子序数大离子半径小确定离子半径为D2CA+B+。二、填空题1（1）三 A 2 1s22s22p63s23p2 （2）1s22s22p63s23

38、p63d10 （3）4 1s22s22p63s23p63d5 （4）1s22s22p63s23p63d104s24p1 【解析】（1）Na（）元素位于元素周期表第三周期第A族；Si原子核外电子数为14，核外电子基态排布式为1s22s22p63s23p2。 （2）Cu为29号元素，基态原子核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1，Cu+的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d10。 （3）基态Fe原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d64s2，所以有4个未成对电子，失去2个4s、1个3d电子形成Fe3+，其电子排布式为1s22s22p63s23p6

39、3d5。2（1）氮、N 1s22s22p3 p 铁、Fe Ar3d64s2 d（2）四 第 溶液变血红色 2Fe2+Cl2=2Fe3+2Cl、Fe3+3SCN=Fe(SCN)3 无明显现象Fe+2Fe3+=3Fe2+（3）N Mg MgN N3Mg2+【解析】 由B单质不能与冷水反应，1 mol B与足量盐酸反应，生成1 mol H2可知，B镁元素，则A为氮元素。C元素d轨道有电子，又C3+的d轨道半充满，则C是铁元素，故D为溴元素。3（1）小 大 （2）3 （3）+2 （4）1s22s22p63s2 （5）Mg(OH)2+2H+=Mg2+2H2O【解析】 由电离能数据可知I2到I3、I10到

40、I11，分别为两次电离能突跃，故该元素必为原子核外有12个电子的Mg。人教版高中化学选修三知识点梳理重点题型（常考知识点）巩固练习原子结构与元素的性质 【学习目标】1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系；2、知道外围电子排布和价电子层的涵义，认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律；3、掌握原子半径的变化规律；4、了解元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质、主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系；5、了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质，根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则；6、认识原子结构与元素周期系的

41、关系，形成有关物质结构的基本观念，认识物质的结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力。【要点梳理】【原子结构与性质#原子结构与周期表】要点一：原子结构与周期表1、元素周期系：（元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复的结果）随着元素原子的核电荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，这就是元素周期系中的一个个周期。这也是原子核外电子排布规律中为什么最外层的电子数不超过8个电子的原因。2、元素周期表：(体现元素原子结构、元素性质的周期性变化)元素周期表的结构 在第一周期中元素只有一个电子

42、层即第一个能层，而第一能层只有一个能级，该能级最多只容纳2个电子，所以第一周期只有两种元素。因此元素周期系的发展就像螺壳上的螺纹一样螺旋上升的。、原子结构与元素在周期表中的位置关系（元素在周期表中的位置由原子结构决定）原子核外电子层数决定元素所在的周期：周期序数=原子核外电子层数；原子的价电子总数决定元素所在的族，周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化，“价电子”即与元素化合价有关的电子，元素周期表的每个纵列的价电子层上电子总数相同，对于主族元素，价电子指的就是最外层电子，所以：主族元素其族序数=价电子数=最外层电子数。而副族元素的族序数不等于

43、其最外层电子数，其族序数跟核外电子的排布有关。要点诠释：价电子数与族序数的关系S区元素价电子特征排布为S12，价电子数等于族序数。区元素价电子排布特征为（-1）d110ns12，价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns12，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np16；价电子总数等于主族序数。外围电子总数决定排在哪一族 如：29Cu 3d104s1 ，10+1=11尾数是1所以，是IB。、元素周期表的分区按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区：s区、d区、ds区、p区、f区： s区 p 区 d 区 ds 区 f 区 纵列数 12 1318 3

44、10 1112 族 IA、IIA IIIAVIIA IIIBVIIB VIII IB、IIB 镧系、锕系 是否都是金属 除H外 否（非金属元素所在区域） 是（又称过渡元素） 是 【小结】元素的性质随核电荷数的递增发生周期性的变化。【原子结构与性质#元素周期律】要点二：元素周期律1、原子半径决定原子半径大小的因素原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数 ，另一个是核电荷数。电子层数越多，电子间的排斥将使原子半径增大；而当电子层数相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小。电子能层数：电子能层数越多，原子半径越大核电荷数：核电荷数越大，原子半径越小原子半径的变化规律

45、同周期：从左到右，原子半径逐渐减小同周期元素原子具有相同的电子能层，但随着核电荷数增多，原子核对核外电子的吸引力变大，从而使原子半径减小同主族：从上到下，原子半径逐渐增大同主族元素自上到下，原子具有的电子能层数增多，使原子半径增大，虽然自上到下核电荷数也增多可使原子半径减小，但由于核电荷数的增多使核对核外电子的吸引比不上由于能层的增多使得电子负电排斥来得大，所以最终结果原子半径增大。【小结】在同周期中影响原子半径的主要因素是核电荷数的多少，而同主族中影响原子半径的主要因素是能层数的多少要点诠释：原子的核外电子排布与元素周期律的关系在原子里，原子核位于整个原子的中心，电子在核外绕核作高速运动，因

46、为电子在离核不同的区域中运动，我们可以看作电子是在核外分层排布的。按核外电子排布的3条原则将所有原子的核外电子排布在该原子核的周围，发现核外电子排布遵守下列规律：原子核外的电子尽可能分布在能量较低的电子层上（离核较近）；若电子层数是n，这层的电子数目最多是2n2个；无论是第几层，如果作为最外电子层时，那么这层的电子数不能超过8个，如果作为倒数第二层（次外层），那么这层的电子数便不能超过18个。这一结果决定了元素原子核外电子排布的周期性变化规律，按最外层电子排布相同进行归类，将周期表中同一列的元素划分为一族；按核外电子排布的周期性变化来进行划分周期 。如：第一周期中含有的元素种类数为2，是由1s

47、12决定的第二周期中含有的元素种类数为8，是由2s122p06决定的第三周期中含有的元素种类数为8，是由3s123p06决定的第四周期中元素的种类数为18，是由4s123d0104p06决定的.由此可见，元素原子核外电子排布的规律是元素周期表划分的主要依据，是元素性质周期性变化的根本所在。对于同族元素而言，从上至下，随着电子层数增加，原子半径越来越大，原子核对最外层电子的吸引力越来越小，最外层电子越来越容易失去，即金属性越来越强；对于同周期元素而言，随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引力越来越强，使原子半径逐渐减小，金属性越来越差，非金属性越来越强。 因此，在元素周期表中非金属主要集中在

48、右上三角区内，处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。2、电离能：（可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度）概念：气态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叫做第一电离能。注意：上述表述中的“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件，缺一不可。第一电离能的变化规律：随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化同周期:随着原子序数的增加，元素的第一电离能逐渐增大对于同一周期的元素，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外，稀有气体原子半径比同周期的卤族元素原子半径大)，原子核对核外电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失

49、去电子，因此元素的第一电离能呈递增趋势。同周期内，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。同主族:随着核电荷数的递增，元素的第一电离能逐渐减小同一主族元素，从上到下，随着核电荷数的增加，电子能层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引越来越弱，元素的原子越来越容易失去电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。影响电离能的因素核电荷数原子半径原子的电子构型(当元素具有全充满，半充满的电子构型时，稳定性高，电离能大)【小结】第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，金属性越强，第一电离能数值越小大，原子越难失去一个电子，非金属性越强要点诠释：核外电子排布

50、、元素的性质与电离能的关系第一电离能与原子的核外电子排布的关系对于同一周期的元素从左到右第一电离能并不是呈直线上升，有些元素原子的电离能出现反常，这是什么原因造成的呢?第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关，通常情况下，当原子核外的电子排布的能量相等的轨道上形成全空，半满，全满的结构时，原子的能量较低，原子较稳定，则该原子比较难失去电子，故第一电离能较大。在元素周期表中第IIA族与第VA族元素出现反常。比如Be的价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，不如Be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，磷的第一电离能比硫

51、的大，Mg：1s22s22p63s2 P:1s22s22p63s23p3。那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al。第一电离能与金属的活泼性的联系第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，金属性越强。比如碱金属的第一电离能均较小，易失去一个电子，故碱金属都较活泼。电离能与元素化合价的关系气态原子失去一个电子生成+1价气态阳离子所需要的能量叫做第一电离能，常用符号I1表示。由+1价气态阳离子再失去一个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示。依次还有第三、第

52、四电离能等。原子的逐级电离能是越来越大的，原因是离子的电荷正值越来越大，离子半径越来越小，所以失去这些电子逐渐变难，需要的能量也就越来越高 。 Na Mg Al 各级电离能(kJ/mol) 496 738 578 4562 1415 1817 6912 7733 2745 9543 10540 11575 13353 13630 14830 16610 17995 18376 20114 21703 23293 从表中可以看出钠的第一电离能较小而第二电离能突跃地升高，表明钠失去一个电子后，不易失去第二个电子，所以钠通常显+1价；而镁的第一、二电离能均较低，第三电离能突跃升高，说明镁易失去2个电

53、子，第三个电子难失去，故显+2价；同理，铝的第一、二、三电离能均较低，说明铝较易失去三个电子，显+3价，而第四电离能突跃升高，说明铝难失去第四个电子。3、电负性：（可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据）概念：用于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。其中键合电子指原子中用于形成化学键的电子。 元素的电负性变化规律：随着核电荷数的递增，元素的电负性呈周期性变化同周期:从左到右，元素的电负性逐渐增大。即金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族:从上到下，元素的电负性逐渐减小。即金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。【小结】电负性越大，对电子吸引能力越强，越

54、容易得电子，元素的非金属性越强。要点诠释：元素的性质与电负性的关系：元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系电负性数值越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；电负性数值越小，元素的金属性越强，非金属性越弱。一般来说电负性大于1.8的元素为非金属元素。电负性最大的元素为氟，电负性最小的为铯，而当元素的电负性在1.8左右时，该元素一般既有金属性又有非金属性。电负性与化合物类型的关系一般认为:如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间容易形成离子键，相应的化合物为离子化合物，如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，那么他们之间通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物。电负性与元素的化合价的

55、关系在化合物中，电负性数值较小的元素的化合物中吸引键合电子的能力较弱，元素的化合价为正价，电负性数值较大的元素在化合物中吸引键合电子的能力较强，元素的化合价为负值。由于氟是所有元素中电负性数值最大的元素，所以在氟的化合物中，氟一定显示负价，没有正价。对角线规则 在元素周期表中，某些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。锂、镁在空气中燃烧产物都是碱性氧化物，B和Al的氢氧化物都是两性氢氧化物，硼和硅的含氧酸均为弱酸，由此可以看出对角线规则是合理的。这是因为这些处于对角线的元素的电负性数值相差不大，得失电子的能力相差不大，故性质相似，值得注意的是，并不是所有处于对角线的元素的

56、性质都相似的。要点三：关于微粒半径大小比较的方法1、同周期元素的原子（稀有气体除外），随核电荷数的增加，半径逐渐减小例如，Na Mg Al Si P S Cl2、 同主族元素的原子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大例如，半径：Li Na K Rb Cs半径：F Cl Br I3、带相等电荷数的同主族元素的离子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大例如，半径：Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+F- Cl- Br- I-4、 同种元素的原子或单核离子，化合价越高，半径越小例如，半径：Fe3+Fe2+Fe5、具有相同电子层结构的原子或离子，核电荷数越大，半径越小例如，半径：S2-Cl-K+Ca2+【典型例

57、题】类型一：原子结构、元素所在周期表中的位置与元素的性质的关系例题1 X、Y、Z是3种短周期元素，其中X、Y位于同一族，Y、Z处于同一周期。X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。Z原子的核外电子数比Y原子少1。下列说法正确的是 ( )A、元素非金属性由弱到强的顺序为ZYXB、Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4C、3种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定D、原子半径由大到小的顺序为ZYX【思路点拨】熟练掌握位构性之间的关系，归纳总结原子结构与元素在周期表中的位置关系，根据原子序数推断元素在周期表中的位置，并能根据元素在周期表中的位置确定元素的性质【答案】AD【解析】由X

58、原子最外层电子数是其电子层数的3倍，知X为氧元素，又X、Y为同一主族的短周期元素，则Y为硫元素，又由Y、Z同周期，Z核电荷数比Y原子少1，则Z为磷元素。由元素周期表知三种元素的非金属性强弱为OSP，原子半径PSO，气态氢化物的稳定性为H2OH2SPH3，硫的最高价氧化物对应水化物的化学式为H2SO4 【总结升华】既要紧紧抓住原子结构这条主线，抓住宏观上的规律：宏观上，元素的各项性质（和金属或非金属的作用，活泼金属或活泼非金属与水、碱、酸的反应，非金属元素形成气态氢化物的情况，主要化合价，氧化物对应水化物的酸、碱性等）随原子序数的递增发生周期性变化以及微观上的规律（元素原子半径与核最外层电子的变

59、化规律），要抓住宏微结合，解释各元素及其化合物的性质。举一反三：【变式1】外围电子构型为4f75d16s2的元素在周期表中位置应是哪一族（ ）A第4周期B族 B第5周期B族 C第6周期B族 D第6周期B族答案：D【变式2】R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素，下列说法一定正确的是(m、n均为正整数) ( )A、若R(OH)n为强碱，则W(OH)m也为强碱B、若HXOm为强酸，则Y是活泼非金属元素C、若Y的最低化合价为-2，则Z的最高正化合价为+6D、若X的最高正化合价为+5，则五种元素都是非金属元素【答案】B【解析】因R、W、X、Y、Z为同一周期且原子序数依次递增的短周期元素，

60、所以当R(OH)n为强碱时，W(OH)n+1不一定为强碱，如NaOH为强碱，Mg(OH)2 Al(OH)3等则不是强碱，A错；若HXOm为强酸，说明X为活泼非金属，而Y的非金属性大于X，则Y一定为活泼非金属，B正确；若Y的最低化合价为-2，则Y的最高化合价为+6，因此Z的最高正价大于6，C错；若X的最高正化合价为+5，那么R、W也可能是金属，D错类型二：原子或离子半径大小的比较例题2（2015 黄冈期中）现有具有相同的电子层结构的三种微粒：An+、Bn、C，下列有关分析正确的是（ ）。 A原子序数：CBA B微粒半径：r（Bn）r（An+） CC是稀有气体元素的原子 D原子半径：AB【思路点拨