2019届一轮复习人教版 原子结构与性质 学案

一、自我诊断知己知彼
1、X、Y、Z、W为按原子序数由小到大排列的四种短周期元素，已知：①X元素原子价电子排布式为n s2n p2，且原子半径是同族元素中最小的。

②Y元素是地壳中含量最多的元素；W元素的电负性略小于Y元素，在W原子的电子排布中，p轨道上只有1个未成对电子。

③Z元素的电离能数据见表（kJ/mol）：
请回答：
(1) Z2Y2的电子式为________，含有的化学键类型________，Z2Y2为________晶体。

(2) X、Y、Z三种元素所形成的常见化合物的名称为________；XY2的结构式为________，分子立体构型为________。

(3) X、Y、Z、W四种元素所形成的单质中，熔点最高、硬度最大的是________（填名称）；晶体ZW的熔点比晶体XW4明显高的原因是________。

2、下图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是（）
A. y轴表示的可能是第一电离能
B. y轴表示的可能是电负性
C. y轴表示的可能是原子半径
D. y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数
3、A、B、C、D、E、F、G元素原子序数依次增大。

已知B原子最外层有3个未成对电子，C原子最外层电子数与核外电子总数之比为3：4，E与C同主族，F－、D+、A+离子的半径逐渐减小，化合物AF常温下为气体，G的基态原子核外M能层填满电子，N能层只有1
个电子。

据此回答下列问题：
（1）写出D元素基态原子的核外电子排布式________；B、C、E三种元素的第一电离能由大到小的顺序是（用元素符号表示）________。

（2）A与C可形成18电子分子，其水溶液中滴入少量氯化铁溶液时有大量气泡逸出，写出该反应的化学方程式__________________。

（3）某化合物由上述七种元素中的三种元素组成，为常见家用消毒剂的主要成分，其中化学键类型为________；该化合物水溶液不呈中性的原因是（用离子方程式表示）
_______________________。

（4）0.3 mol G的低价氧化物能与________mol B的最高价氧化物对应水化物的溶液恰好完全反应（设还原产物只有BO）。

（5）卫星发射时可用B2A4为燃料，1 mol气态B2A4在适量C2中燃烧，生成B2和气态A2C，放出534 kJ的热量，1 mol液态A2C完全气化需吸收44 kJ热量。

请写出气态B2A4在C2中燃烧生成B2和液态A2C时的热化学方程式__________________。

4、第四周期中的18种元素具有重要的用途。

（1）第四周期ⅤA~ⅦA族的元素中，电负性由大到小的顺序为（用元素符号表示）________。

（2）金属钒在材料科学上有重要作用，被称为”合金的维生素”，基态钒原子的价电子排布式为________，第四周期元素的第一电离能随原子序数的增大，总趋势是逐渐增大的，但Ga的第一电离能却明显低于Zn，原因是________。

【参考答案】1、（1）②离子键和(非极性)共价键③离子（2）①碳酸钠②O=C=O ③直线形（3）①金刚石②NaCl为离子晶体，CCl4为分子晶体，离子晶体熔点比分子晶体高
2、B
3、（1）1s22s22p63s1 N＞O＞S（2）2H2O22H2O+O2↑
（3）离子键、(极性)共价键ClO－+H2O⇌HClO+OH－（4）1.4
（5）N2H4（g）+O2（g）=N2（g）+2H2O（l）△H=－622kJ/mol
4、（1）Br＞Se＞As（2）3d34s2 Zn原子的价电子排布式为3d104s2，为全充满状态，体系的能量较低，原子较稳定，故Zn的第一电离能大于Ga
【解析】1、X元素原子价电子排布式为n s2n p2，且原子半径是同族元素中最小的，可得X 为C。

Y元素是地壳中含量最多的元素，为O。

W元素的电负性略小于Y元素，在W原子的电子排布中，p轨道上只有1个未成对电子，W为Cl。

由Z元素的电离能数据可知Z主要显+1，原子序数又在O、Cl之间，则Z为Na。

（1）Z2Y2的电子式即为Na2O2的电子式：，Na2O2中含有离子键和非极性共价键，含有离子键故为离子晶体。

（2）X、Y、Z三种元素所形成的常见化合物为碳酸钠，XY2的结构式为O=C=O，分子中
碳原子价层电子对数=2+(4－2×2)=2，没有孤电子对，所以二氧化碳的分子空间构型为直线形，故答案为：碳酸钠；O=C=O；直线形。

(3)X、Y、Z、W四种元素所形成的单质中，只有C形成的金刚石为原子晶体，其硬度最大、熔点最高；晶体NaCl为离子晶体，CCl4为分子晶体，离子晶体熔点比分子晶体高。

故答案为：金刚石；NaCl为离子晶体，CCl4为分子晶体，离子晶体熔点比分子晶体高。

2、同周期元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，第一电离能呈增大趋势，电负性逐渐增大，以此解答。

A．第三周期Mg的最外层为全充满结构，较为稳定，Mg的第一电离能大于Al，P最外层电子为半充满结构，较为稳定，P的第一电离能大于S，故A错误；B．同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，故B正确；C．同周期元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，故C错误；
D．形成基态离子转移的电子数，金属逐渐增多，非金属性逐渐减小，故D错误。

故选B．3、A、B、C、D、E、F、G元素原子序数依次增大。

C原子最外层电子数与核外电子总数之比为3：4，最外层电子数不能超过8，原子只能有2个电子层，最外层电子数为6，故C 为O元素；E与C同主族，则E为S元素；B原子最外层有3个未成对电子，原子核外电子排布为1s22s22p3，故B为N元素；F－、D+、A+离子的半径逐渐减小，化合物AF常温下为气体，则A为H元素、D为Na、F为Cl，G的基态原子核外M能层填满电子，N能层只有1个电子，则G为Cu元素．（1）D是Na元素，钠原子核外有11个电子，根据构造原理知D元素基态原子的核外电子排布式1s22s22p63s1；B是N元素，C是O元素，E是S元素，N元素2p能级为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于氧元素的，同主族自上而下第一电离能减小，所以B、C、E三种元素的第一电离能由大到小的顺序是N＞O＞S，故答案为：1s22s22p63s1；N＞O＞S；
（2）A是H元素，C是O元素，A与C可形成18电子分子，则该物质是H2O2，双氧水在氯化铁作催化剂条件下分解生成水和氧气，反应方程式为：2H2O22H2O+O2↑，故答案为：2H2O22H2O+O2↑；
（3）由三种元素组成的常见家用消毒剂的主要成分是NaClO，次氯酸钠中钠离子和次氯酸根离子之间存在离子键，氧原子和氯原子之间存在共价键，次氯酸钠是强碱弱酸盐，次氯酸根离子易水解ClO－+H2O⇌HClO+OH－，使其溶液呈碱性，故答案为：离子键、(极性)共价键；ClO－+H2O⇌HClO+OH－；（4）G的低价氧化物是Cu2O，B的最高价氧化物的水化物是HNO3，该反应方程式为：3Cu2O+14HNO3=6Cu（NO3）2+2NO+7H2O，根据方程式知，0.3molCu2O和1.4mol硝酸恰好完全反应，故答案为：1.4；（5）1mol气态N2H4在适量O2中燃烧，生成N2和气态H2O，放出534 kJ的热量，可得：N2H4（g）+O2（g）=N2（g）+2H2O （g）△H=－534 kJ/mol ①，由1 mol液态H2O完全气化需吸收44 kJ热量，可得：H2O（l）=H2O（g）△H=+44 kJ/mol②，根据盖斯定律，①－②×2得N2H4（g）+O2（g）=N2（g）+2H2O（l）△H=－534kJ/mol－2（+44kJ/mol）=－622kJ/mol，故答案为：N2H4（g）+O2（g）=N2（g）+2H2O（l）△H=－622 kJ/mol．
4、（1）同周期主族元素电负性从左到右渐增，所以第四周期电负性由大到小的顺序：Br＞Se＞As，故答案为：Br＞Se＞As；
（2）钒元素的基态原子的简化电子排布式[Ar]3d34s2，其价电子是排布式为3d34s2，Zn 原子的价电子排布式为3d104s2，价电子中3d、4s轨道为全充满状态，原子较稳定，故Zn
的第一电离能大于Ga，故答案为：3d34s2；Zn原子的价电子排布式为3d104s2，为全充满状态，体系的能量较低，原子较稳定，故Zn的第一电离能大于Ga
二、温故知新夯实基础
1、能层与能级
（1）能层：原子核外电子是分层排布的，根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层(n)；各能层最多可容纳的电子数为2n2。

（2）能级：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，可将不同能量的电子分成不同的能级；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(n s)<E(n p)<E(n d)<E(n f)。

能层、能级、原子轨道和容纳电子数之间的关系
能层数=电子层数，每个能层所包含的能级数=能层序数。

（3）原子轨道的形状和能量高低
①轨道形状
a. s电子的原子轨道呈球形。

b. p电子的原子轨道呈哑铃形(或纺锤体形)。

②能量高低
a. 相同能层上原子轨道能量的高低：n s<n p<n d<n f。

b. 形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s<…
c. 同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如n p x、n p y、n p z轨道的能量相等。

2、基态原子的核外电子排布
（1）排布规律
①能量最低原理
原子核外电子优先占据能量较低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。

所有电子排布规则都需满足能量最低原理。

②泡利原理
每个轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态想反。

如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。

③洪特规则
当电子排布在同一个能级的不同轨道时，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。

特别提醒：洪特规则特例
当能量相同的原子轨道在全充满（s2、p6、d10、f14）、半充满（s1、p3、d5、f7）或全空（s0、p0、d0、f0）状态时，体系的能量最低，可看成是洪特规则的特例。

如24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1（3d5、4s1均为半充满稳定状态）；29Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1（3d10为全充满稳定状态，4s1为半充满稳定状态）。

（2）电子在原子轨道上的填充顺序——构造原理
说明：a、图中每个小圆圈表示一个能级，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的电子填入能级的顺序。

b、构造原理揭示了原子核外电子的能级分布，从图中可以看出，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。

c、原子核外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，构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图的主要依据之一。

但需注意洪特规则的特例。

（3）核外电子排布的表示方法
①电子排布式：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的右上角表示该能级上排布的电子数，这就是电子排布式。

如K：1s22s22p63s23p64s1。

电子排布式的书写可以简化，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Na：[Ne]3s1。

②电子排布图：一个方框表示一个轨道，一个箭头表示一个电子，如C原子的电子排布图：
③原子结构示意图
如S：
④电子式
如S：
（4）基态原子电子排布式的书写方法
①由原子序数书写核外电子排布式
a、常根据构造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)、各能级最多容纳的电子数，依次由低能级向高能级排列，如31号镓，首先排1s2，然后依次填充2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10，最后填充4p1；
b、也可以由31－18=13，然后填充13个电子，如[Ar]3d104s24p1。

②由元素在周期表中的位置书写核外电子排布式
如第四周期中各元素基态原子的电子排布式有如下规律：
a、位于s区的第IA族、第IIA族分别为[Ar]4s1、[Ar]4s2；
b、位于p区的主族元素为[Ar]3d104s24p族序数－2(0族除外)；
c、位于d区的副族元素为[Ar]3d m4s n(m+n=族序数，第VIII族元素除外)；
d、位于ds区的副族元素为[Ar]3d104s m(m=族序数)。

③由元素名称书写核外电子排布式
a、前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如S的最外层有6个电子，其核外电子排布式为[Ne]3s23p4；
b、第四周期从K开始数，数到n，就可以写成“[Ar]+n个电子”。

如Fe，从K开始数到Fe 为8，其核外电子排布式为[Ar]3d64s2；Se，从K开始数到Se为16，其核外电子排布式为[Ar]3d64s24p4。

3、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。

4、电子云与原子轨道
（1）核外电子运动特征
核外电子的质量很小，运动速度很大，现代量子力学指出，核外电子的运动不能像经典力学中确定宏观物体的运动状态那样，同时用位置和速度来准确描述运动状态，只能确定它在原子核各处出现的概率。

（2）电子云
由于核外电子的概率分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。

说明：a、电子云中小黑点的疏密表示电子在核外空间单位体积内出现的概率大小。

b、在离核越近的单位体积内电子出现的概率越大，电子云(小黑点)的密度越大；相反，在
离核越远的单位体积内电子出现的概率越小，电子云(小黑点)的密度越小。

5、原子结构与元素在周期表中的位置
（1）原子结构与元素周期表的关系
周期能层数
每一周期第一种元素每一周期最后一种元素
原子序数基态原子电子排布式原子序数基态原子电子排布式
二 2 3 [He]2s110 1s22s22p6
三 3 11 [Ne]3s118 1s22s22p63s23p6
四 4 19 [Ar]4s136 1s22s22p63s23p63d104s24p6
五 5 37 [Kr]5s154 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6
六 6 55 [Xe]6s186 1s2s2p3s3p3d4s4p 4d104f145s25p65d106s26p6
（2）元素周期表的分区与原子的价电子排布的关系
分区元素分布价电子排布s区第IA族、第IIA族n s1~2 p区第IIIA族~第VIIA族、0族n s2n s1~6(He除外)
d区第IIIB族~第VIIB族、第VIII族(n－1)d1~9n s1~2(Pd除外) ds区第IB族、第IIB族(n－1)d n s
f区镧系和锕系(n－2)f (n－1)d n s 6、电离能
（1）含义
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正一价离子所需要的最低能量叫做第一
电离能。

常用符号I1表示，单位kJ/mol。

（2）电离能的递变规律
①同一元素：I1＜I2＜I3……
②同周期元素，自左至右，元素的第一电离能总体呈增大趋势，表明元素原子越来越难失去
电子。

③同主族元素，自上而下，元素的第一电离能逐渐减小，表明元素原子越来越易失去电子。

④元素第一电离能变化反常情况：第IIA族和第V A族元素的第一电离能分别比同周期相邻
元素的第一电离能都高。

这是由于第IIA族和第V A族元素原子的价电子排布分别为n s2、
n s2n p3，是较稳定的全充满、半充满状态，因而失去电子所需的能量较高。

（3）电离能的应用
①判断元素金属性的强弱
电离能越小，元素越容易失电子，则元素的金属性越强；反之越弱。

②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)：
若某元素的I n+1＞＞I n，则该元素的常见化合价为+n。

如Na元素的I2＞＞I1，所以钠元素通
常显+1价。

③元素原子的核外电子排布特点
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布处于全
空、半充满、全满状态时，第一电离能就会反常，大于同周期的相邻元素的第一电离能。

7、电负性
（1）概念：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）电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准，得出了各元素的电负性，稀
有气体未记量。

（3）元素电负性的变化规律：除稀有气体外，一般来说，同周期元素，从左至右，元素的电负性逐渐变大；同主族元素，自上到下，元素的电负性逐渐变小。

（4）应用：
a、判断元素金属性与非金属性：金属的电负性一般小于1.8，金属元素电负性越小，金属越活泼；非金属的电负性一般大于1.8，非金属元素的电负性越大，非金属越活泼。

b、判断元素在化合物中的价态：电负性大的元素呈现负极，电负性小的元素呈现正价。

c、判断化学键类型：一般认为电负性差值大于1.7的两种元素之间形成离子键；电负性差值小于1.7的两种元素之间形成共价键。

三、典例剖析思维拓展
考点一原子结构与原子的核外电子排布
例1下列关于能层与能级的说法中正确的是（）
A. 原子核外每一个能层最多可容纳的电子数为n2
B. 任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层数
C. 不同能层中s电子的原子轨道半径相同
D. 不同能层中p电子的原子轨道能量相同
【答案】B
【解析】A．各电子层最多容纳电子数2n2（n为电子层数），故A错误；B．任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数，即原子轨道类型数目等于该电子层序数，如第一层（K层）上只有1s亚层，第二电子层（L层）只有2s和2p亚层，第三电子层（M 层）只有3s、3p和3d亚层，第四电子层（N层）只有4s、4p、4d和4f亚层，故B正确；C．能层序数越大，s原子轨道的能量越高，轨道的半径越大，故C错误；D．离原子核越远的电子，其能量越大，所以p原子轨道电子的平均能量随能层的增大而增加，故D错误；故选B．
【易错点】不同能层同一能级电子云半径及能量的变化
【方法点拨】能正确区分能层与能级的关系
例2观察1s电子云示意图，判断下列说法正确的是（）
A. 一个小黑点表示1个自由运动的电子
B. 1s轨道的电子云形状为圆形的面
C. 电子在1s轨道上运动像地球围绕太阳旋转
D. 1s轨道电子云的点的疏密表示电子在某一位置出现机会的多少
【答案】D
【解析】电子云中小点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率的大小。

点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大；点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小。

处于1s轨道上的电子在空间出现的概率分布呈球形，而且电子在原子核附近出现的概率最大，离核越远，出现的概率越小。

【易错点】对电子云的概念理解模糊
【方法点拨】记忆电子云中小点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率的大小，并非真正的电子。

例3下列各组表述中，两个微粒一定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排布为1s22s22p63s23p2的原子
B. M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布为1s22s22p63s23p63d64s2的原子
C. 最外层电子数是核外电子总数的1/5的原子和价电子排布为4s24p5的原子
D. 2p能级有一个未成对电子的基态原子和原子的价电子排布为2s22p5的原子
【答案】B
【解析】A、3p能级有一个空轨道的基态原子，该原子3p能级有2个电子，核外电子排布式为1s22s22p63s23p2，二者核外电子排布相同，为同一原子，故A不符合；
B、M层全充满而N层为4s2的原子的核外电子排布为1s22s22p63s23p63d104s2，二者原子核外电子排布不相同，不表示同一原子，故B符合；
C、最外层电子数是核外电子总数的 1/5 的原子，若最外层电子数为1，则核外电子总数为5，最外层电子排布为2s22p1，最外层电子数为3，不符合题意，故舍去；
若最外层电子数为2，则核外电子总数为10，最外层电子排布为2s22p6，最外层电子数为8，不符合题意，故舍去；
若最外层电子数为3，则核外电子总数为15，最外层电子排布为3s23p3，最外层电子数为5，不符合题意，故舍去；
若最外层电子数为4，则核外电子总数为20，最外层电子排布为4s2，最外层电子数为2，不符合题意，故舍去；
若最外层电子数为5，则核外电子总数为25，最外层电子排布为4s2，最外层电子数为2，
不符合题意，故舍去；
若最外层电子数为6，则核外电子总数为30，最外层电子排布为4s2，最外层电子数为2，不符合题意，故舍去；
若最外层电子数为7，则核外电子总数为35，最外层电子排布为4s22p5，最外层电子数为7，符合题意；
若最外层电子数为8，则核外电子总数为40，最外层电子排布为5s2，最外层电子数为2，不符合题意，故舍去。

故该原子核外电子总数为35，核外电子排布为1s22s22p63s23p63d104s24p5，价层电子排布为4s22p5，二者原子价层电子排布相同，为同一原子，故C不符合；
D、2p能级有一个未成对电子的基态原子，该原子2p能级有1个电子或5个电子，价电子排布为2s22p1或2s22p5的原子，可能为同一原子，故D不符合。

故选：B。

【易错点】题目设置为一定不属于，易看成不一定属于。

【方法点拨】熟练记忆常见元素的核外电子排布。

例4元素周期表中，除了22 种非金属元素外，其余的都是金属，请根据元素周期表回答下列问题：
（1）基态氮原子核外共有__________种运动状态不相同的电子，该原子核外电子排布中电子在能量最低的轨道呈__________型，用n表示能层，F 元素所在族的外围电子排布式为_________________。

（2）在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”，如下表：
根据“对角线规则”写出Be(OH)2与NaOH 反应的离子方程式
_________________________。

【答案】（1）7 球形n s2n p5（2）Be(OH)2+2OH－=BeO22－+2H2O
【解析】（1）基态氮原子核外7个电子，每个电子运动状态不同，共有7种运动状态不相同的电子，该原子核外电子排布中电子在能量最低的轨道1s，呈球形，用n表示能层，F元素所在族的外围电子排布式为n s2n p5。

(2)Be(OH)2和氢氧化铝一样，具有两性，能溶于强碱，
Be(OH)2+2OH－=BeO22－+2H2O。

【易错点】在多电子原子中每个电子的运动状态都不同。

【方法点拨】s轨道为球形，p轨道为哑铃型。

同主族具有相同的外围电子排布。

记忆常见的3对“对角线规则”的元素。

考点二电离能与电负性
例1中学化学中很多“规律”都有其适用范围，下列根据有关“规律”推出的结论合理的是（）
A．根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al的第一电离能比Mg大
B．根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤素元素最高正价都是+7
C．据同周期元素的电负性变化趋势，推出Ar的电负性比Cl大
D．根据较强酸可以制取较弱酸的规律，推出CO2通入NaClO溶液中能生成HClO
【答案】D
【解析】Al 的第一电离能比Mg小，A错误；卤族元素中F没有正价，B错误；Ar最外层已达8个电子稳定结构，电负性比Cl 小很多，C错误；H2CO3的酸性强于HClO，所以CO2通人NaClO溶液中能生成HClO，离子方程式为：CO2+ClO－+H2O=HCO3－+HClO，因此只有D项正确。

【易错点】电离能的反常；O、F元素无最高正价。

【方法点拨】记忆第IIA族、第V A族电离能的反常情况及原因。

记忆O元素无最高正价，F元素无正价。

例2某元素X的逐级电离能如图所示，下列说法中正确的是（）
A．X原子可能为+4价B．X可能为非金属
C．X为第五周期元素D．X与氯反应时最可能生成的阳离子为X3+
【答案】D
【解析】由图像可知，该元素I4＞＞I3，故该元素最外层有3个电子，易形成+3价阳离子，
AB错误，D正确；无法确定该元素是否属于第五周期。

【易错点】遗忘“若元素的第n+1级电离能＞＞第n级电离能时，元素主要呈现+n价。

”【方法点拨】记忆电离能的应用。

例3已知元素的电负性、电离能和原子半径等内容一样，也是元素的一种基本性质。

(1) 下面给出14种元素的电负性：
试结合元素周期律知识完成下列问题：
（1）①根据上表给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是：同周期元素从左至右，电负性逐渐________，同主族元素从上至下，电负性逐渐________。

②预测元素电负性的大小关系：Br________I，电负性最小的元素在周期表中的位置是
________（放射性元素除外）。

（电负性Sr=0.95，I=2.66，Ba=0.89，③习惯上把SrI2作为离子化合物，把BaS作为共价化合物。

S=2.58）我们把两成键原子的电负性差值用△X表示，用△X的数值范围可判断离子键或共价键，试判断AlBr3中化学键的类型是________。

（2）如果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：①原子核对核外电子的吸引力②形成稳定结构的倾向。

下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量：
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2个电子时所需的能量要远远大于失去第1个电子所需的能量________。

②表中X Y为第3周期元素，则X为________，Y为________。

第3周期元素中，元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多的是________（均填元素符号）．
【答案】（1）①增大减小②＞第六周期ⅠA族③共价键
（2）①Li原子失去1个电子后形成稳定结构再失1个电子困难②Na Al Ar 【解析】（1）①由表中数据可知，第二周期元素从Li～F随着原子序数的递增，元素的电负性逐渐增大，第三周期由Na～S，随着原子序数的递增，元素的电负性也逐渐增大，并呈周期性变化，且同主族元素从上到下随着原子序数的递增电负性逐渐减小；故答案为：增大；减小；②电负性Br＞I；电负性最小的元素在周期表中位置处于左下角的金属性最强的元素，应在第六周期第ⅠA族；故答案为：＞；第六周期ⅠA族；③AlBr3中，Al电负性为1.61，Br电负性小于Cl的电负性3.16，故二者差值小于1.7，故AlBr3中化学键类型为共价键；故答案为：共价键；
（2）①锂原子核外共有3个电子，其中2个电子在K层，1个电子在L层，当失去最外层的一个电子后，锂离子处于稳定结构，根据题中所给信息可知要使锂离子再失去电子会形成不稳定结构，故锂原子失去第二个电子时所需能量远大于失去第一个电子所需的能量；故答案为：Li原子失去1个电子后形成稳定结构再失1个电子困难；②由表中数据可知，X的第二电离能远远大于其第一电离能，故X应为+1价，故X处于第ⅠA族，且第一电离能小于Li，则X金属性强于Li，故X应为Na元素；Y的第四电离能剧增，故应表现+3价，则应位于第ⅢA族，应为Al元素；第三周期元素中，元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多，即为本身已达稳定结构，故应为Ar，故答案为：Na；Al；Ar。

【易错点】同周期中电离能最大的元素为稀有气体元素。

【方法点拨】同主族自上而下，电负性逐渐减小；同周期自左而右，电负性逐渐增大。

两元素化合物时，电负性差值在1.7以上形成离子化合物，在1.7以下形成共价化合物。

电离能发生突跃的时候，即已开始失去内层电子。

同周期中电离能最大的元素为稀有气体元素。

例4下图为周期表中部分元素的某种性质(X值)随原子序数变化的关系。

（1）短周期中原子核外p轨道上电子数与s轨道上电子总数相等的元素是______(写元素符号)。