2018专题复习选修三物质结构与性质部分(共10题)无答案

绝密★启用前人教版化学选修三物质结构与性质全册检测本试卷分第Ⅰ卷和第Ⅱ卷两部分，共100分，考试时间90分钟。

第Ⅰ卷一、单选题(共10小题,每小题4.0分,共40分)1.下列结构图中，●代表前二周期元素的原子实(原子实是原子除去最外层电子后剩余的部分)，小黑点代表未用于形成共价键的最外层电子，短线代表价键。

示例：根据各图表示的结构特点，下列有关叙述正确的是()A．上述结构图中共出现6种元素B．甲、乙、丙为非极性分子，丁为极性分子C．甲与丁可以发生化合反应生成离子化合物D．向CaCl2溶液中加入(或通入)丙有白色沉淀产生2.在金刚石的网状结构中，含有共价键形成的碳原子环，其中最小的环上，碳原子数是( )A． 2个B． 3个C． 4个D． 6个3.以下电子排布式表示基态原子电子排布的是()A． 1s22s22p63s13p3B． 1s22s22p63s23p63d104s14p1C． 1s22s22p63s23p63d24s1D． 1s22s22p63s23p63d104s24p14.某元素原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1，该元素最可能的化合价为()A．＋1价B．＋3价C．＋5价D．－5价5.某固体仅由一种元素组成,其密度为5.0 g·cm-3,用X射线研究该固体的结构时得知:在边长1×10-7cm 的正方体中含有20个原子,则此元素的相对原子质量最接近下列数据中的()A． 32B． 120C． 150D． 1806.下列各物质中，按熔点由高到低的顺序排列正确的是()A． CH4＞SiH4＞GeH4＞SnH4B． KCl＞NaCl＞MgCl2＞MgOC． Rb＞K＞Na＞LiD．石墨＞金刚石＞SiO27.关于晶体和非晶体，下列说法中正确的（）A．铁是非晶体B．晶体和非晶体在熔化过程中温度都上升C．晶体熔化时吸热，非晶体熔化时不吸热D．晶体有固定熔点，非晶体没有固定熔点8.下列有关说法正确的是()A． C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是O＞N＞CB．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C．根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是＋7价D． Ni原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s29.X和Y是原子序数大于4的短周期元素，X m＋和Y n－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是()A． X的原子半径比Y小B． X和Y的核电荷数之差为m－nC．电负性：X＞YD．第一电离能：X＜Y10.以下叙述中，错误的是()A．钠原子和氯原子作用生成NaCl后，其结构的稳定性增强B．在氯化钠中，除氯离子和钠离子的静电吸引作用外，还存在电子与电子、原子核与原子核之间的排斥作用C．任何离子键在形成的过程中必定有电子的得与失D．金属钠与氯气反应生成氯化钠后，体系能量降低二、双选题(共5小题,每小题6.0分,共30分)11.（多选）金属晶体的堆积方式、空间利用率和配位数关系正确的是()A．钋Po——简单立方堆积——52%——6B．钠Na——钾型——74%——12C．锌Zn——镁型——68%——8D．银Ag——铜型——74%——1212.（多选）分析NaCl和CsCl的晶体结构，判断下列说法错误的是（）A． NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体B． NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子个数比相同，所以阴、阳离子的配位数相等C． NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子的配位数分别为6和8D． NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体，所以阴、阳离子半径比相同13.（多选）如图为碘晶体晶胞结构．有关说法中正确的是（）A．碘分子的排列有2种不同的取向，2种取向不同的碘分子以4配位数交替配位形成层结构B．用均摊法可知平均每个晶胞中有4个碘原子C．碘晶体为无限延伸的空间结构，是原子晶体D．碘晶体中的碘原子间存在非极性键和范德华力14.(双选)根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是()A．硼和硅B．铝和铁C．铍和铝D．铜和金15.(多选)下列叙述不正确的是()A．由分子构成的物质其熔点一般较低B．分子晶体在熔化时，共价键没有被破坏C．分子晶体中一定存在共价键D．分子晶体中分子间作用力越大，其化学性质越稳定第Ⅱ卷三、非选择题(共3小题,每小题10.0分,共30分)16.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元素原子次外层有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、以下能级符号正确的选项是〔 AD〕A. 6sB. 2dC. 3f2、以下各能层中不包含p 能级的是〔D〕A. NB. MC. L3、以下能级中轨道数为 3 的是〔B〕A. s 能级B. p 能级C. d 能级D. f能级4、以下各原子或离子的电子排布式错误的选项是〔 C 〕+22626B. F 225A. K1s 2s 2p 3s 3p1s 2s 2pC. S2-1s22s22p63s23p41s22s22p6 3s23p61、从原子结构的见解看，元素周期表中同一横行的短周期元素，其能层数相同，不相同；同一纵行的主族元素，其最外层电子数相同，能层数不相同。

2、除第一和第七周期外，每一周期的元素都是从碱金属元素开始，以稀有气体结束。

3、完成下表空白处原子序数电子排布式在周期表是金属还是最高价氧化物气态氢化物中的地址非金属的水化物化学的化学式式及酸碱性151s22s22p63s23p3第三周期非金属H3PO4酸PH3161s22s22p63s23p4VA 族H2H 2S 第三周期非金属4酸SOⅥ A 族71s22s22p3第二周期非金属HNO 3酸NH 3VA 族4、甲元素原子核电荷数为17，乙元素的正二价离子跟氩原子的电子层结构相同：〔1〕甲元素在周期表中位于第周期，第主族，电子排布式是，元素符号是，它的最高价氧化物对应的水化物的化学式是〔2〕乙元素在周期表中位于第周期，第主族，电子排布式是，元素符号是，它的最高价氧化物对应的水化物的化学式是〔1〕三ⅦA1s22s2 2p63s23p5Cl HClO 4〔 2〕四Ⅱ A1s22s22p63s23p64s2Ca Ca(OH) 21、以下说法正确的选项是〔A〕A.处于最低能量的原子叫做基态原子B.3p 2表示 3p 能级有两个轨道C.同一原子中， 1s、 2s、 3s 电子的能量渐渐减小D.同一原子中， 2p、 3p、4p 能级的轨道数依次增添2、 X 、Y 、Z 三种元素的原子，其最外层电子排布分别为ns1、3s23p1和 2s22p4，由这三种元素组成的化合物的化学式可能是〔A〕A. XYZ2B.X YZ3C.X YZ2D. XYZ3 223、以下说法中，不吻合Ⅶ A 族元生性质特色的是〔A〕A.从上到下原子半径渐渐减小B.易形成 -1 价离子C.从上到下单质的氧化性渐渐减弱D.从上到下氰化物的牢固性依次减弱4、以下说法中，正确的选项是〔B〕A.在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数B.在周期表里，元素所在的周期数等于原子核外电子层数C.最外层电子书为 8 的都是稀有气体元素的原子D.元素的原子序数越大，其原子半径也越大6、 A 、B 、 C、 D 都是短周期元素。

人教版高中化学选修三物质结构与性质综合练习题第 2 页 共 21 页《物质结构与性质》专题练习一 选择题1. 卤素单质及化合物在许多性质上都存在着递变规律。

下列有关说法正确的是 A ．卤化银的颜色按AgCl 、AgBr 、AgI 的顺序依次加深 B ．卤化氢的键长按H —F 、H —C1、H —Br 、H —I 的顺序依次减小 C ．卤化氢的还原性按HF 、HCl 、HBr 、HI 的顺序依次减弱 D ．卤素单质与氢气化合按2F 、2Cl 、2Br 、2I 的顺序由难变易 2. 石墨烯是由碳原子构成的单层片状结构的新材料（结构示意图如下），可由石墨剥离而成，具有极好的应用前景。

下列说法正确的是 A. 石墨烯与石墨互为同位素 B. 0.12g 石墨烯中含有6.02×1022个碳原子 C. 石墨烯是一种有机物 D. 石墨烯中的碳原子间以共价键结合 3. 下列说法中错误．．的是: A ．CH 4、H 2O 都是极性分子 B ．在NH 4+ 和[Cu(NH 3)4]2+中都存在配位键 C ．元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强 D ．原子晶体中原子以共价键结合，具有键能大、熔点高、硬度大的特性 4．下列化合物，按其晶体的熔点由高到低排列正确的是 A ．SiO 2 CsCl CBr 4 CF 4 B ．SiO 2 CsCl CF 4 CBr 4 C ．CsCl SiO 2 CBr 4 CF 4 D ．CF 4 CBr 4 CsCl SiO 2第 3 页 共 21 页5. 在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是 A. 最易失去的电子能量最高 B. 电离能最小的电子能量最高 C. p 轨道电子能量一定高于s 轨道电子能量 D. 在离核最近区域内运动的电子能量最低 6．下列叙述中正确的是 A ．NH 3、CO 、CO 2都是极性分子 B ．CH 4、CCl 4都是含有极性键的非极性分子 C ．HF 、HCl 、HBr 、Hl 的稳定性依次增强 D ．CS 2、H 2O 、C 2H 2都是直线型分子 7．下列叙述正确的是 A ．原子晶体中各相邻原子之间都以共价键结合 B ．分子晶体中都存在范德华力，分子内都存在共价键 C ．HF 、HCl 、HBr 、HI 四种物质的沸点依次升高 D ．干冰和氯化铵分别受热变为气体所克服的粒子间相互作用力属于同种类型 8． X 、Y 、Z 、M 是元素周期表中前20号元素，其原子序数依次增大，且X 、Y 、Z 相邻。

⼈教版⾼2化学选修三物质结构与性质复习题含答案绝密★启⽤前⼈教版⾼⼀化学选修三物质结构与性质复习题本试卷分第Ⅰ卷和第Ⅱ卷两部分，共100分，考试时间90分钟。

第Ⅰ卷⼀、单选题(共10⼩题，每⼩题4.0分,共40分)1.下列有关离⼦晶体的数据⼤⼩⽐较不正确的是()A．熔点：NaF>MgF2>AlF3B．晶格能：NaF>NaCl>NaBrC．阴离⼦的配位数：CsCl>NaCl>CaF2D．硬度：MgO>CaO>BaO2.下列说法中正确的是()A．冰融化时，分⼦中氢氧键发⽣断裂B．原⼦晶体中共价键越强，熔点和沸点越⾼C．分⼦晶体中共价键键能越⼤，该分⼦晶体的熔点和沸点⼀定也越⾼D．分⼦晶体中分⼦间作⽤⼒越⼤，该物质越稳定3.下列有关化学键的叙述中，不正确的是（）A．某原⼦跟其他原⼦形成共价键时，其共价键数⼀定等于该元素原⼦的价电⼦数B．⽔分⼦内氧原⼦结合的电⼦数已经达到饱和，故不能再结合其他氢原⼦C．完全由⾮⾦属元素形成的化合物中也可能含有离⼦键D． .配位键也具有⽅向性、饱和性4.关于⾦属晶体的六⽅最密堆积的结构形式的叙述正确的是()A．晶胞是六棱柱B．晶胞是六⾯体C．每个晶胞中含4个原⼦D．每个晶胞中含17个原⼦5.氨分⼦⽴体构型是三⾓锥形，⽽甲烷是正四⾯体形，这是因为()A．两种分⼦的中⼼原⼦杂化轨道类型不同，NH3为sp2型杂化，⽽CH4是sp3型杂化B． NH3分⼦中N原⼦形成3个杂化轨道，CH4分⼦中C原⼦形成4个杂化轨道C． NH3分⼦中有⼀对未成键的孤电⼦对，它对成键电⼦的排斥作⽤较强D．氨分⼦是极性分⼦⽽甲烷是⾮极性分⼦6.已知某元素＋2价离⼦的电⼦排布式为1s22s22p63s23p6，该元素在周期表中属于()A．ⅤB族B．ⅡB族C．Ⅷ族D．ⅡA族7.X、Y、Z三种元素的原⼦，其价电⼦排布分别为4s2、3s23p2和2s22p4，由这三种元素组成的化合物的化学式可能是() A． XYZ2B． X2YZ3C． X2YZ2D． XYZ38.有下列离⼦晶体的空间结构⽰意图．图中●和化学式中M分别代表阳离⼦，图中○和化学式中N 分别代表阴离⼦，则化学式为MN2的晶体结构为（）A．B．C．D．9.下列叙述正确的是()A．⾦属受外⼒作⽤时常常发⽣变形⽽不易折断，是由于⾦属原⼦之间有较强的作⽤B．通常情况下，⾦属⾥的⾃由电⼦会发⽣定向移动⽽形成电流C．⾦属是借助⾃由电⼦的运动，把能量从温度⾼的部分传到温度低的部分D．⾦属的导电性随温度的升⾼⽽减弱10.下列各组指定的元素，不能形成AB2型化合物的是()A． 2s22p2和2s22p4B． 2s22p2和3s23p4C． 3s2和3s23p5D． 3s1和3s23p5⼆、双选题(共5⼩题，每⼩题6.0分,共30分)11.（多选）经验规律(相似相溶原理)：⼀般来说，由极性分⼦组成的溶质易溶于极性分⼦组成的溶剂，⾮极性分⼦组成的溶质易溶于⾮极性分⼦组成的溶剂。

参考答案一、例题：1、B2、A3、C4、BC5、B6、①.1s22s22p63s23p5②.3s23p5③.3 ④.ⅦA ⑤.10 ⑥.2s22p6⑦.2 ⑧.0 ⑨.24 ⑩.1s22s22p63s23p63d54s1⑾.47、(1).4 ⅤA As2O5 Na3AsO4(2).①.3d24s2 Ti ②.5S25p5 I8、A 9、C 10、AC 11、C12、 (1).见上图（右）(2).从上到下依次减小 (3).第三周期，ⅤA族 (4).因同主族上一周期的元素的氢化物分子间存在氢键13、 (1).2.55 3.44 0.93 1.57 (2).电负性随原子半径减小而增大，周期性(3).氮 (4).共价键 (5).6，IA14、C E F 15、A 16、B 17、A 18、A 19、B E『综合模拟训练』1、（1）1S22S22P63S23P6（2） HCl，H2S，V形（或角形或其他合理答案），极性分子。

（3）有无色气体产生2H2O2＝＝＝2H2O+O2↑ （4）CH4O。

2、(l) 4s24p3( l 分） (2）共价键（或σ键） (l分）(3) 4 (l分）正四面体（l分）原子（2分） (4) Si一0大于C一0的键，C=0的键能大于Si=O 的键能，所以Si和O成单键，而C和O以双键形成稳定分子（ 2 分）(5)SiCl4（l) + 3H2O (l) = H2Si03 (s) + 4HCl(aq) ( 2 分）3、（1）sp杂化 3mol或3×6.2×10 个（2）NH3分子存在氢键（3）N2O（4）CuCl CuCl＋2HCl＝H2CuCl3 (或CuCl＋2HCl＝H2[CuCl3])一、例题：20、B 21、A 22、B 23、B 24、D 25、A 26、B 27、B 28、B29、①.原子，理由：晶体的熔、沸点和硬度都介于晶体Si和金刚石之间，而金刚石和晶体Si 均为原予晶体，B与C相邻与Si处于对角线处，亦为原于晶体.②.每个三角形的顶点被5个三角形所共有，所以，此顶点完全属于一个三角形的只占到1/5，每个三角形中有3个这样的点，且晶体B中有20个这样的角形，因此，晶体B中这样的顶点(B原子)有3/5×20=12个.又因晶体B中的三角形面为正三角形，所以键角为60°30、A 31、B 32、CD 33、B34、产生白色沉淀无明显现象产生淡黄色沉淀『综合模拟训练』1、（1）1S22S22P6（2）sp3（3）A （4）BC （5）20 （6）(1分)Cu2++4H2O=[Cu(H2O)4]2+（7）①上述氢化物的中心原子半径越大、键长越长（短），分子越易（难）断键；②上述氢化物氢原子间相离越远、分子越对称，分子间作用越弱（1分）2、（1）⑨（2）苯分子晶体（3） 1 三角锥形（4） Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O （5）8 12三、例题35、A 36、B 37、B 38、D39、(1).(HF)2(2).在较低温度下HF以氢键结合而成(HF)n（n＝2、3、……），其摩尔质量大于HF的摩尔质量；随着温度升高，氢键不断被破坏，气体摩尔质量减小.40、C 41、 A42、（2）（1）（5）（6）（7）（4）（8）（3）『综合训练题』1、(1) 以MgCl2为原料用熔融盐电解法制备Mg时，常加入NaCl、KCl、或CaCl2等金属氯化物，其主要作用除了降低熔点之外还有：增大离子浓度，从而增大熔融盐的导电性。

选修3物质结构与性质考题集选修3 物质结构与性质考题集一1、已知A、B、C、D、E、F为前4周期的6种元素，原子序数依次增大，其中A位于周期表中s区，其原子中电子层数和未成对电子数相同；B原子价电子排布式为ns n np n，B和E同主族，D原子的最外层电子数是其内层电子数的3倍；F元素位于元素周期表的第4行、第11列。

试回答下列问题：（1）基态F原子的核外电子排布式为。

（2）下列关于B2A2的说法中正确的是（填选项序号）①B2A2中的所有原子都满足8电子稳定结构②每个B2A2分子中σ键和π键数目比为1：1③B2A2是含极性键和非极性键的非极性分子④B2A2中心原子的杂化类型为sp杂化（3）B、C、D三种元素第一电离能由大到小的顺序为（用元素符号表示）。

（4）C的简单气态氢化物与C的最高价氧化物对应的水化物反应生成一种盐H，H晶体中存在的化学键类型有（填选项符号）①离子键②共价键③氢键④配位键⑤金属键（5）基态E原子的最高能层具有的原子轨道数为；B和E的最高价氧化物中，熔沸点较高的是（写化学式）。

（6）F单质的晶体堆积方式为面心立方最密堆积，其配位数为；若F的相对原子质量为M，它的晶胞棱长为a cm，则F晶体的密度为g·cm-3。

（阿伏伽德罗常数为N A）2.氮族元素（Nitrogen group）是元素周期表VA 族的所有元素，包括氮（N）、磷（P）、砷（As）、锑（Sb）、铋（Bi）和Uup共计六种．（1）氮族元素的外围电子排布式的通式为；基态磷原子中，电子占据的最高能层符号为，该能层具有的原子轨道数为．（2）PH3分子的VSEPR模型为，键角NH3H2O（填“＞”、“＜”或“=”）．（3）氮的最高价氧化物为无色晶体，它由两种离子构成：已知其阴离子构型为平面正三角形，则其阳离子中氮的杂化方式为．（4）从化合物NF3和NH3的结构与性质关系比较，回答它们两者如下性质差异原因：①NF3的沸点为﹣129℃，而NH3的沸点为﹣33℃，其原因是．②NH3易与Cu2+反应，而NF3却不能，其原因是．（5）磷化硼是一种受到高度关注的耐磨涂料，它可用作金属的表面保护层，磷化硼晶体的晶胞结构与金刚石类似，磷原子作面心立方最密堆积，则硼原子的配位数为；已知磷化硼的晶胞边长a=478pm，计算晶体中硼原子和磷原子的核间距（d B﹣P）= pm （保留三位有效数字）．3. A、B、C、D、E、F是前四周期原子序数依次增大的六种元素．A元素原子的核外电子数等于其电子层数，B元素基态原子有三个能级且各能级电子数相同，A与D可形成两种常见液态化合物G、H，其原子数之比分别为1：1和2：1，E元素原子的K、L层电子数之和等于其M、N层电子数之和，F被称为继铁、铝之后的第三金属，可用于制造飞机、火箭、人造卫星、宇宙飞船等领域．请回答下列各题（涉及元素请用相应化学符号表示）：（1）B、C、D中第一电离最大的元素其基态原子有种不同能量的电子．（2）G分子中D原子的杂化方式为，F2+的基态价电子排布式为．（3）BA3﹣离子的空间构型为，与其互为等电子体的一种阳离子的电子式为．（4）某化合物晶胞结构如图所示，E2+的配位数是．（5）用高能射线照射液态H时，一个H分子能释放出一个电子，同时产生一种阳离子．①释放出来的电子可以被若干H分子形成的“网”捕获，你认为H分子间能形成“网”的原因是．②由H分子释放出电子时产生的一种阳离子具有较强的氧化性，试写出该阳离子与SO2水溶液反应的离子方程式；该阳离子还能与H 分子作用生成羟基，经测定此时的H具有酸性，写出该过程的离子方程式．4、铜、镓、硒、硅等元素的化合物是生产第三代太阳能电池的重要原料，请回答：(1)基态铜原子的外围电子排布式为；晶体铜中存在的作用力有。

1.已知A. B. C. D. E都是周期表中的前四周期的元素,它们的核电荷数A v B<C v D<E其中B. D. E原子最外层电子层的P能级（轨道）上的电子处于半充满状态。

通常情况下,A的一种氧化物分子为非极性分子，其晶胞结构如右图所示。

原子序数为31的元素镓（Ga与元素B形成的一种化合物是继以C单质为代表的第一类半导体材料和GaE为代表的第二代半导体材料之后，在近10年迅速发展起来的第三代新型半导体材料。

试回答下列问题：（1）基态Ga原子的核外电子排布式为：__⑵A B. C的第一电离能由大到小的顺序：______________ （_______ 用元素符号表示）.（3）B元素的单质分子中有—个n键,与其互为等电子体的物质的化学式可能为__ （任写一种）.（4） ____________________________________________ 上述A的氧化物分子中心原子采取_____________________________________________ 杂化，其晶胞中微粒间的作用力为____ .⑸EH分子的空间构型为___,其沸点与BH相比___（填“高”或“低”），原因是___（6）向CuSO溶液中逐滴加入BH的水溶液，先生成蓝色沉淀，后沉淀逐渐溶解得到深蓝色的透明溶液。

请写出沉淀溶解的离子方程式解答:A. B. C. D. E都是周期表中的前四周期的元素,它们的核电荷数A v B vG D kE.其中B. D. E原子最外层电子层的P能级(轨道)上的电子处于半充满状态,外围电子排布式为ns2np3,则B为N元素、D为P元素、E为As通常情况下,A的一种氧化物分子为非极性分子,由其晶胞结构可知为CQA为碳元素；原子序数为31的元素镓(Ga与元素B形成的一种化合物是继以C单质为代表的第一类半导体材料和GaE 为代表的第二代半导体材料之后，可推知C为Si.(1) Ga与Al同主族相邻，Ga原子核外电子数为13+18=31,核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p1, 故答案为：1s22s22p63s23p63d104s24p1；(2) 同周期随原子序数增大，元素第一电离能呈增大趋势，但N元素原子2p能级为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素的，同主族自上而下第一电离能增大，故第一电离能：N>C>Si ，故答案为：N>C>Si ；⑶B元素为2,结构式为N-N分子中有2个n键,与其互为等电子体的物质的化学式可能为CO或CN,故答案为：2; CO或CN;(4)上述A的氧化物为CO,为直线形结构，分子中C原子采取sp杂化，属于分子晶体，其晶胞中微粒间的作用力为分子间作用力，故答案为：sp；分子间作用力;⑸AsH3分子与NH分子构型相似,为三角锥形结构,由于NH分子之间存在氢键,故AsH的沸点比NH的低,故答案为：三角锥形；低;NH分子之间存在氢键;⑹向CuSO溶液中逐滴加入NH的水溶液,先生成C C(OH2蓝色沉淀,后沉淀逐渐溶解得到深蓝色的透明溶液, 生成[ Cu( N H3) 4] 2+, 沉淀溶解的离子方程式：Cu(OH)2+4NH3?H2O=[Cu(NH3)4] 2++2OH?+4H2O，故答案为：Cu(OH)2+4NH3?H2O=[Cu(NH3)4]2++2OH?+4H2O.2. 氮元素可以形成多种分子和离子，如NH、NO、N3-、NHT、N2H62+等. 回答以下问题：( 1)某元素原子与N3-含有相同的电子数，其基态原子的价电子排布式是_________ .(2) ______________________________________________ C N 0三种元素第一电离能从大到小的顺序是_______________________________________ .(3)肼(N2W)分子可视为NH3分子中的一个氢原子被一NH (氨基)取代形成的另一种氮的氢化物. NH3 分子的空间构型是_____ ;? N2 H4 分子中氮原子轨道的杂化类型是_____ (4) ______ 胼能与硫酸反应生成N2H5S0t. N2H5S0t晶体类型与硫酸铵相同，则ZHsSO的晶体内不存在(填标号)a.离子键？b.共价键？c.配位键？d.范德华力(5) ____________________________________________________ NH、N2H4、NH+、N2H32+四种微粒中，能形成氢键的有_____________________________ 不能作为配位体的有______ .( 1) 某元素原子的电子数为22，该元素基态原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d24s2，价电子排布式为：3d24s2，故答案为：3d24s2 ；(2) C、N、0属于同一周期元素且原子序数依次减小，同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大，但第V A族的大于第切A族的，所以其第一电离能大小顺序是N> 0> C, 故答案为：N> 0> C;(3) NH3分子中N原子形成3个S键，且有1个孤电子对，则为三角锥形，由于N2H4分子中N原子所形成共价键的数目与NH相同，故其原子轨道的杂化类型与NH3中的N原子一样，也是sp3杂化；故答案为：三角锥形；sp3杂化；(4) N2H5S0和(NH4) 2S0都是离子晶体，NHs 2+和S02-之间存在离子键，N2H32+中N和H之间形成6个共价键(其中2个配位键)，N和N之间形成共价键，S02- 中S 和0之间形成共价键，不含范德华力，故选：d；( 5)氢键的形成原因是孤电子对与原子核之间的引力，这就要求另一个条件为原子核要小，所以一般为0, N, F原子，像NH3有一对孤电子对，N2H4有两对孤电子对•所以NH, N2H4等能形成氢键，而NH4+, N2H32+中孤电子对都与H+离子共用, 从而也就没有了孤电子对；不能作为配位体的有NH4+，N2H62+，故答案为：NH3, N2 H4；N H4+ , N2H62+．3. 硒(se是一种有抗癌、抗氧化作用的元素，可以形成多种化合物。

物质结构与性质考点一原子结构一、理清2个概念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。

2．能级：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级。

3．能层与能级的关系二、熟记原子轨道的形状、数目和能量关系三、掌握基态原子核外电子排布1．排布原则[注意] 当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时原子的能量最低，如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。

2．填充顺序——构造原理绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循如图所示的排布顺序，人们把它称为构造原理。

它是书写基态原子核外电子排布式的依据。

3．电子排布式和电子排布图(或轨道表达式)四、明晰原子的状态和原子光谱1．原子的状态(1)基态原子：处于最低能量的原子。

(2)激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从低能级跃迁到较高能级状态的原子。

2．原子光谱不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。

利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。

3．基态、激发态及光谱示意图[基点小练]1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)p能级能量一定比s能级的能量高(×)(2)基态钠原子的电子排布式为1s22s22p62d1(×)(3)基态磷原子的电子排布图为(×)(4)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多(×)(5)Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d44s2(×)(6)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等(×)2．请用核外电子排布的相关规则解释Fe3＋较Fe2＋更稳定的原因。

提示：26Fe的价电子排布式为3d64s2，Fe3＋的价电子排布式为3d5，Fe2＋的价电子排布式为3d6。

物质结构与性质高考年份201920182017ⅠⅡⅢⅠⅡⅢⅠⅡⅢ题号分值T3515分T3515分T3515分T3515分T3515分T3515分T3515分T3515分T3515分考情透析物质结构与性质的命题情境可分为两类;一类是元素推断型;另一类是开门见山型(以某种物质、元素或反应为素材)。

考查的内容包括三个方面:①原子结构与性质(电子排布式、轨道表示式、电离能、电负性、未成对电子数、电子云形状、价电子对数等);②分子结构与性质(杂化方式、立体构型、化学键类型、配合物、氢键、宏观现象的微观解释);③晶体结构与性质(晶体类型、熔沸点高低的比较、晶胞分析及计算、配位数)一、物质结构与性质主观题型的解题思路与方法物质结构与性质选考题的命题形式有两种:一种是以元素推断的形式切入;另一种是以已知元素及其化合物为命题素材。

主要考查以下知识点:1.原子(或离子)的电子排布式、价电子排布式、电子排布图、核外电子排布的三原理等。

2.元素周期表和元素周期律。

例如,周期表结构,元素在周期表中的位置推断,原子(或离子)半径、电负性、第一电离能等大小的比较,并涉及一些特例。

3.共价键,如共价键的分类、σ键和π键数目的判断、键参数的应用、键的极性与分子的极性。

4.等电子原理。

5.中心原子的杂化方式、分子的立体构型。

6.配合物理论,如配位离子的空间构型、配合物的组成推断、配体数目的判断、配位键的分析等。

7.分子极性、非极性的判断,氢键,无机含氧酸的酸性。

8.晶体的相关知识,如晶体类型的判断、晶体性质的比较、晶胞分析及计算等。

解题过程中要注意审题,如在书写电子排布式时,要注意“原子、离子、价电子、最外层电子”等表述,晶胞计算中所给微粒半径的单位是cm还是pm等,看清题目条件和要求后,再逐一分析作答。

其次,要熟记元素周期表前36号元素的原子序数、元素符号、名称及对应位置,掌握各元素的电子排布式,会书写21号元素及其后各元素原子的电子排布式,若用简写形式,则不要漏写3d1~10这一亚层的排布,熟记元素周期律的有关知识及特例,如第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能分别比其后一族元素的大。

第一章原子结构与性质本章说明一、教学目标1. 了解原子结构的构造原理,知道原子核外电子的能级分布,能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布.2. 了解能量最低原理,知道基态与激发态,知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱.3. 了解原子核外电子的运动状态,知道电子云和原子轨道.4. 认识原子结构与元素周期系的关系,了解元素周期系的应用价值.5. 能说出元素电离能、电负性的涵义,能应用元素的电离能说明元素的某些性质.6. 从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法,在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观.二、内容分析1. 地位与功能本章是在学生已有原子结构知识的基础上,进一步深入地研究原子的结构,从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等,并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上,介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律. 总之,本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质,为后续章节内容的学习奠定基础. 尽管本章内容比较抽象,是学习难点,但作为本书的第一章,教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣,重视培养学生的科学素养,有利于增强学生学习化学的兴趣.通过本章的学习,学生能够比较系统地掌握原子结构的知识,在原子水平上认识物质构成的规律,并能运用原子结构知识解释一些化学现象.2. 内容的选择与呈现根据课程标准对“物质结构与性质”模块的要求,本章依据本模块的“主题 1 原子结构与元素的性质”的要求进行内容的选取,充分考虑了初中化学和化学2中的原子结构知识的基础,注意知识的衔接与深化.在第一节“原子结构”中,在学生已有知识的基础上,教科书不再重复建立原子结构的概念,而是直接建立核外电子的能层（即“电子层”）和能级（即“电子亚层”）的概念,给出每一能层有几个能级,每个能级最多可以容纳几个电子,教科书没有介绍原子核的组成；有了能层和能级的概念,直接给出构造原理,并根据构造原理进行核外电子排布；有了构造原理,又由构造原理引出了能量最低原理,并同时引出了基态和激发态的概念,以及原子光谱；由于在第二章介绍共价键时需要涉及电子云和原子轨道等概念,该节在描述原子核外电子的运动状态时介绍了这两个概念,有了原子轨道的概念,结合原子核外电子的轨道排布式,简单介绍了泡利原理和洪特规则. 本节内容在陈述方式上可以说是一种倒叙式,即直接给出知识而不加以理论上解释,如把构造原理看作是一个经验规律,直接给出了原子核外电子排布的次序. 但随着学习的不断深入,前面直接给出的一些结论性的知识也不断地得到了解释.在第二节“原子结构与元素的性质”中,首先由原子核外电子排布的变化规律引出元素周期系,接着介绍了元素周期表,由于学生对元素周期表的结构已有一定的了解,为了避免重复,教科书设计了一个“科学探究”,要求学生从更高的视角来进一步认识元素周期表的结构；元素周期律的内涵比较广泛,教科书重点讨论了原子半径、电离能和电负性的周期性变化,而对于学生已知同周期的主族元素的最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的周期性变化,教科书设计了一个“学与问”；在本节的最后设计了一个“科学探究”,结合元素周期表与元素的电负性简单介绍了对角线规则. 本节在呈现方式上,充分体现了学生自主学习,设计了两个“科学探究”和三个“学与问”,以及两个“科学史话”；另外,教科书还使用了多样化的图表.除学科知识外,本章内容的选取也注意了对学生进行科学方法、科学态度的教育,如“科学史话”中提供的素材,既有利于对学生进行科学方法、科学态度的教育,也有利于激发学生的学习兴趣.关于章图和节背景图的说明：①本章章图由一幅主图、一幅组图和一小图组成,主图为原子隧道扫描显微镜的探测器正检测原子存储的信息；组图包含七幅小图,描述了人类认识原子结构的发展史；另一小图是在固体表面操纵原子写出的“原子”两字. ②节背景图是用隧道扫描显微镜获得的铜原子的图像.3. 内容结构三、课时建议第一节原子结构3课时第二节原子结构与元素的性质 3课时复习与机动 2课时第一节原子结构一、教学设计本节从介绍原子的诞生（宇宙大爆炸）入手,在介绍能层、能级的概念后,直接给出构造原理并根据构造原理进行原子的核外电子排布；在原子的基态与激发态概念的基础上介绍电子的跃迁和光谱分析；根据电子云与原子轨道等概念,进一步介绍核外电子的运动状态,并导出泡利原理和洪特规则. 本节内容比较抽象,教学过程中应注意培养学生的空间想象能力、分析推理能力及抽象概括能力.教学重点：1. 根据构造原理写出1~36号元素原子的电子排布式；2. 核外电子的运动状态,电子云与原子轨道；3. 泡利原理、洪特规则.教学难点：1. 电子云与原子轨道；2. 基态、激发态与光谱.具体教学建议：1. 结合本章章图可以课前安排学生收集有关原子结构理论发展史的材料,课上组织交流讨论. 通过活动使学生了解原子结构理论发展史中各种理论的要点和相关科学家的重要贡献,体会人类对原子结构的认识是一个逐步深入的过程,科学理论的发展是一个逐步完善的过程. 在活动中使学生感悟科学家献身科学的精神和进行科学探索中所具有的科学态度.2. 在介绍能层与能级时,可以通过思考“电子是怎样在核外空间排布的？”,引发学生对核外电子分层排布的复习. 根据学生已有的核外电子分层排布的知识进一步明确核外电子是按照能量的不同分成不同的能层及能级. 在理解能层与能级之间的关系时,可利用教科书中的形象比喻：“能层是楼层,能级是楼梯的阶级”.3. 对于构造原理的教学,重点应放在应用上. 构造原理给出了电子的排布次序,教学时要求学生会应用构造原理写出基态原子的电子排布式,不要求学生深究构造原理中能级次序的原因.4. 对于电子云与原子轨道的教学,可以运用电脑模拟或制作原子轨道模型等手段帮助学生理解电子云与原子轨道的概念.教学方案参考【方案Ⅰ】问题探究学习能层、能级和构造原理创设问题情景：从宇宙大爆炸、原子的诞生等素材引发学生探索原子奥秘的兴趣.提出问题：组织学生交流课前收集的有关原子结构理论发展的历史资料,结合本章章图中人类认识原子结构理论发展的图示,形成对现代原子结构理论的初步认识,进而提出问题——核外电子是怎样排布的？问题探究：（1）学生根据已有的核外电子分层排布的知识,结合“学与问”的三个问题,阅读教科书,形成对能层、能级的认识；（2）让学生带着问题去分析构造原理（教科书中的图12）,探究其中的规律.讨论与交流：根据上述问题学生发表自己的见解,并相互交流补充.总结评价：引导学生总结核外电子排布所遵循的规律和方法. （1）根据构造原理给出的电子排布次序,可以写出基态原子的电子排布式；（2）对于处在不同能层的英文字母不同的能级,电子排布的先后次序为：(n －2)f、(n－1)d、ns.应用反馈：通过练习书写一些元素（如N、Cl、K、Fe等）原子的核外电子排布式,进一步掌握构造原理.【方案Ⅱ】问题解决学习原子基态、激发态与光谱创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象,如霓虹灯光、激光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等.提出问题：这些光现象是怎样产生的？问题探究：指导学生阅读教科书,引导学生从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因.问题解决：联系原子的电子排布所遵循的构造原理,理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念,并利用这些概念解释光谱产生的原因.应用反馈：举例说明光谱分析的应用,如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦,化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量,还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展他们的知识面.【方案Ⅲ】问题探究学习电子云、原子轨道、泡利原理及洪特规则提出问题：组织学生从质量、运动速度、运动范围等方面对比核外电子运动和宏观物体运动的区别,得出不能用描述宏观物体运动的方法来描述微观粒子运动的结论,并提出问题——如何描述电子在原子核外的运动？问题探究：（1）指导学生阅读教科书的相关内容,分析理解电子在原子核外空间出现概率的方式来描述电子的运动. 通过电脑动画演示电子云的形成过程、用模型直观地展示原子轨道等手段认识电子云和原子轨道的概念；（2）根据教科书中“科学探究”给出的第二周期基态原子的电子排布图,组织学生讨论电子在同一能级上排布的规律.讨论与交流：让学生发表自己的见解,并相互交流补充.总结评价：引导学生总结核外电子在同一能级上排布时所遵循的规律. （1）一个轨道上最多只能容纳2个电子且自旋方向相反即泡利原理；（2）电子在同一能级上排布时,总是优先单独占据不同的轨道而且自旋方向相同,即洪特规则.应用反馈：通过练习一些元素（如N、O、Mg、Si等）原子的电子排布图,加深对泡利原理和洪特规则的理解.二、活动建议【科学探究】1. 每个原子轨道里最多只能容纳2个电子.2. 当电子排布在同一能级时,总是优先单独占据不同的轨道而且自旋方向相同.教科书在此设计一个科学探究,具有承上启下的作用,一方面把刚介绍的原子轨道图形用方框来代表,有了方框表示法就有了元素基态原子的电子排布的轨道表示式；通过探究第二周期元素基态原子的电子排布的轨道表示式,引出了泡利原理和洪特规则. 在引导学生进行探究活动的过程中,要注意引导学生观察,既要观察每种元素基态原子的电子排布图,也要观察整个第二周期元素基态原子的电子排布的特点. 在全面观察的基础上,要注意引导学生发现规律,并组织学生把发现的规律进行交流.三、问题交流【学与问】1. 原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数为2n2.2. 每个能层所具有的能级数等于能层的序数（n）.3. 英文字母相同的不同能级中所容纳的最多电子数相同.【思考与交流】1. 铜、银、金的外围电子排布不符合构造原理.2. 符号［Ne］表示Na的内层电子排布与稀有气体元素Ne的核外电子排布相同.O：［He］2s22p4Si：［Ne］3s23p2 Fe：［Ne］3s23p63d64s2或［Ar］3d64s2四、习题参考答案1. A、D2. D3. B4. C5. C6. C是Mg的基态原子的电子排布式,而A、B、D都不是基态原子的电子排布.第二节原子结构与元素的性质一、教学设计本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上,从原子核外电子排布的特点出发,结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系. 第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上,进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律. 教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点,以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位—构—性”三者关系的理解.教学重点：1. 元素的原子结构与元素周期表结构的关系；2. 电离能、电负性与元素性质的关系；3. 原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化.教学难点：1. 元素周期表的分区；2. 电离能、电负性.具体教学建议：1. 可以以问题思考的形式复习原子结构、元素周期律和元素周期表的相关知识,引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步认识、理解原子结构与元素在周期表中位置的关系.2. 对于电离能和电负性概念的教学,应突出电离能、电负性与元素性质间的关系. 在了解电离能概念和概念要点的基础上,重点引导学生认识、理解元素电离能与元素性质间的关系. 通过教科书中图1-21列举的Li ~ Ne、Na ~ Ar第一电离能数值,讨论元素的第一电离能与元素金属性、非金属性的关系. 通过“学与问”表格中所列的Na、Mg、Al的逐级电离能的数据引导学生寻找其中的规律并分析：Na、Mg、Al的电离能为什么会逐渐增大？Na、Mg、Al的逐级电离能数据为什么会出现突变？这与它们的化合价有何关系？等等. 从而加深学生对电离能与元素性质关系的理解.电负性概念的教学,可以通过引导学生对教科书中图123所列元素的电负性数据与元素性质间规律的探究,使学生认识到：金属元素的电负性较小,非金属元素的电负性较大；元素的电负性越小,元素的金属性越强,元素的电负性越大,元素的非金属性越强,电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度.3. 可利用数据、图表进行教学,如利用教科书中图120引导学生推出原子半径的变化规律：同一周期元素从左到右,原子半径逐渐减小；同一主族元素从上到下,原子半径逐渐增大. 利用教科书中图121探索元素的第一电离能的变化规律. 利用教科书中图123探究电负性周期性变化的规律：同一周期的元素的电负性从左到右逐渐增大；同一主族的元素的电负性从上到下逐渐减小.教学方案参考【方案Ⅰ】问题探究学习原子结构与元素周期表的关系回忆复习：（1）元素原子核外电子排布的周期性变化有什么特点？（2）元素周期表的结构如何？（3）元素的原子结构与元素在周期表中的位置有什么关系？提出问题：元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系是怎样的？进而引导学生进一步探究原子结构与元素周期表的关系.讨论与思考：结合上述问题开展课堂讨论,复习相关的原子结构与元素周期表知识,引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步思考原子结构与元素在周期表中位置的关系.问题探究与讨论：结合教科书中的“科学探究”引导学生进行问题探究,并在探究的基础上进一步讨论下列问题：（1）为什么元素周期系中的周期不是单调的？试用构造原理加以解释；（2）将元素周期表分成s 区、p区、d区、f区和ds区的依据是什么？（3）元素周期表中的区与族存在着什么样的关系？总结评价：在学生讨论交流的基础上,总结归纳出元素的外围电子排布的特征与元素周期表结构的关系；元素原子的核外电子排布与元素在周期表中的位置、元素性质三者间的关系.【方案Ⅱ】问题解决学习原子半径、电离能和电负性周期性变化的规律回忆复习：随着元素原子的核电荷数的递增,核外电子排布、化合价、金属性和非金属性等发生周期性的变化.提出问题：元素的原子半径、电离能、电负性等随着元素原子的核电荷数的递增是否也呈现周期性变化？问题解决：（1）指导学生分析教科书中的图120,找出主族元素原子半径在同一周期、同一主族中的变化规律,并分析发生这种变化的原因；（2）指导学生阅读教科书相关内容,了解电离能的概念,理解“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等要点. 通过教科书中图1-21列举的Li ~ Ne、Na ~ Ar第一电离能数值,找出元素的第一电离能与元素金属性、非金属性的关系,以及元素第一电离能发生周期性变化的规律；（3）根据教科书中的图1-23,找出元素电负性发生周期性变化的规律,以及元素的电负性与元素性质间的关系.讨论与交流：通过上述解决问题的学习活动后,组织学生参与课堂讨论与交流互补,得出规律或结论.总结评价：在分析讨论的基础上,引导学生总结原子半径、第一电离能、电负性发生周期性变化的规律；总结利用数据和图表探索规律的思想方法.二、活动建议【科学探究1】1. 元素周期表共有7个周期,每个周期包括的元素数目分别为：第一周期2种；第二周期8种；第三周期8种；第四周期18种；第五周期18种；第六周期32种；第七周期为不完全周期. 每个周期开头第一个元素的最外层电子的排布通式为ns1,结尾元素的最外层电子的排布通式为ns2np6. 因为第一周期元素只有一个1s 能级,其结尾元素的电子排布式为1s2,跟其他周期的结尾元素的电子排布式不同.2. 元素周期表共有18个纵列；每个纵列的价电子层的电子总数相等.3. s区有2个纵列,d区有8个纵列,p区有6个纵列；从元素的价电子层结构可以看出,s区、d区和ds 区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子,呈现金属性,所以s区、d区和ds区的元素都是金属.4. 元素周期表可分为主族、副族和0族；从教科书中图1-16可知,副族元素（包括d区和ds区的元素）介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间,处于由金属元素向非金属元素过渡的区域,因此,把副族元素又称为过渡元素.5. 这是由元素的价电子层结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的,在元素周期表中,同周期元素从左到右非金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱,同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱,金属性逐渐增强,结果使元素周期表右上角三角区域内的元素主要呈现出非金属性.6. 由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线,处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性,又能表现出一定的金属性,因此,这些元素常被称为半金属或准金属.【科学探究2】1. （略）2. 锂和镁在过量的氧气中燃烧,不形成过氧化物,只生成正常氧化物；铍和铝的氢氧化物都是两性氢氧化物；硼和硅的含氧酸酸性的强度很接近,都是弱酸. 教科书上几对处于对角的元素在性质上相似,可以粗略认为它们的电负性相近的缘故.三、问题交流【学与问1】同周期的主族元素从左到右,元素最高化合价和最低化合价逐渐升高；金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强.【学与问2】同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小. 其主要原因是由于核电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势.同主族元素从上到下,原子半径逐渐增大. 其主要原因是由于电子能层增加,电子间的斥力使原子的半径增大.【学与问3】1. 第一电离能越小,越易失电子,金属的活泼性就越强. 因此碱金属元素的第一电离能越小,金属的活泼性就越强.2. 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叫做第一电离能（用I1表示）,从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能（用I2表示）,依次类推,可得到I3、I4……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1<I2<I3<……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的. 这是因为随着电子的逐个失去,阳离子所带的正电荷数越来越大,再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大,消耗的能量也越来越多.Na的I1比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多,所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小很多,所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子.四、习题参考答案1. 能层数最外层电子数最外层电子数能层数2. 碱金属稀有气体3.4. （1）三ⅦA 1s22s22p63s23p5 Cl HClO4（2）四ⅡA 1s22s22p63s23p64s2 Ca Ca(OH)25. 主族元素的核外电子排布最后填入的能级是s或p,而副族元素的核外电子排布最后填入的能级为d或f；主族元素的价电子层为最外层的s、p能级,都不包含d能级,而副族元素的价电子层除最外层的s、p能级外,还包含次外层的d能级及倒数第三层的f能级.6. 氢原子核外只有一个电子（1s1）,既可以失去这一个电子变成+1价,又可以获得一个电子变成-1价,与稀有气体He的核外电子排布相同. 根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在ⅠA,又可以放在ⅦA.7. 元素的金属性与非金属性随核电荷数递增呈现周期性变化,在同一周期中,从左到右元素的金属性递减非金属性递增. 例如,第三周期元素：根据Na、Mg、Al与水的反应越来越困难,以及NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性递减,说明Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱；根据Si、P、S、Cl形成氢化物越来越容易,且生成的氢化物稳定性依次增强,以及H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4酸性递增,说明Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强.8. 金属元素越容易失电子,对键合电子的吸引能力越小,电负性越小,其金属性越强；非金属元素越容易得电子,对键合电子的吸引能力越大,电负性越大,其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱.9. 元素原子的最外层电子数随原子的核电荷数递增呈现周期性的变化,由于原子的最外层电子数决定了元素的化合价,所以元素的化合价就会随着原子的核电荷数递增呈现周期性变化.*10. 第八周期总共应有50种元素.*11. （略）复习题参考答案。