2020届一轮复习人教全国版第37讲原子结构与性质学案 18页

第37讲　原子结构与性质 考纲要求　1.了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的排布式和轨道表达式。2.了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。3.了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。4.了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。‎ 考点一　原子核外电子排布原理 ‎1.能层、能级与原子轨道 ‎(1)能层(n)‎ 在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。‎ ‎(2)能级 同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。‎ ‎(3)原子轨道 电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。‎ 原子轨道 轨道形状 轨道个数 s 球形 ‎1‎ p 哑铃形 ‎3‎ 特别提醒　第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。‎ ‎2.基态原子的核外电子排布 ‎(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。‎ 如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：‎ 注意　所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。‎ ‎(2)泡利原理 每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。‎ 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。‎ 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1。‎ ‎3.基态、激发态及光谱示意图 ‎(1)p能级的能量一定比s能级的能量高(×)‎ ‎(2)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多(×)‎ ‎(3)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等(×)‎ ‎(4)2px、2py、2pz的能量相等(√)‎ ‎(5)铁元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d6(×)‎ ‎(6)Cr的基态原子的简化电子排布式为[Ar]3d44s2(×)‎ ‎(7)基态原子电子能量的高低顺序为E(1s)＜E(2s)＜E(2px)＜E(2py)＜E(2pz)(×)‎ ‎(8)电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原则(×)‎ ‎(9)磷元素基态原子的电子排布图为 ‎ (×)‎ 写出下列原子或离子的①电子排布式、②价电子排布图、③电子占的原子轨道数、④未成对电子数。‎ ‎(1)N：①_____________②_______________________________________________________‎ ‎③___________________④_______________________________________________________。‎ ‎(2)Cl：①____________ ②______________________________________________________‎ ‎③___________________④_______________________________________________________。‎ ‎(3)Fe2＋：①___________②________________________________________________________‎ ‎③___________________④________________________________________________________。‎ ‎(4)Cu：①______________②________________________________________________________‎ ‎③____________________④_______________________________________________________。‎ ‎(5)Se：①______________②________________________________________________________‎ ‎③____________________④_______________________________________________________。‎ ‎(6)Br－：①____________②_________________________________________________________‎ ‎③____________________④_______________________________________________________。‎ 答案　(1)①1s22s22p3　② ③5　④3‎ ‎(2)①1s22s22p63s23p5(或[Ne]3s23p5)‎ ‎② ③9　④1‎ ‎(3)①1s22s22p63s23p63d6(或[Ar]3d6)‎ ‎② ③14　④4‎ ‎(4)①1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)‎ ‎②‎ ‎③15　④1‎ ‎(5)①1s22s22p63s23p63d104s24p4(或[Ar]3d104s24p4)‎ ‎② ③18　④2‎ ‎(6)①1s22s22p63s23p63d104s24p6(或[Ar]3d104s24p6)‎ ‎②‎ ‎③18　④0‎ 核外电子排布常见错误 ‎(1)在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：‎ ‎① (违反能量最低原理)‎ ‎②(违反泡利原理)‎ ‎③(违反洪特规则)‎ ‎④(违反洪特规则)‎ ‎(2)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，而失电子时，却先失4s轨道上的电子，如Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5。‎ ‎(3)注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、价电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；价电子排布式：3d104s1。‎ ‎1.第三代半导体材料的优异性能和对新兴产业的巨大推动作用，使得发达国家都把发展第三代半导体材料及其相关器件等列为半导体重要新兴技术领域，投入巨资支持发展。‎ 第三代半导体材料有氮化镓、碳化硅等。请回答下列问题：‎ ‎(1)硅原子占据电子的能级符号有________________，其中占据电子的能量最高的能级符号为________，该能层已经容纳了________个电子。‎ ‎(2)N原子中，有电子占据的最高能层符号为________，该能层已经容纳的电子数为______个。‎ ‎(3)镓为元素周期表中第31号元素，位于元素周期表第四周期。镓原子具有________个能层，每个能层已经容纳的电子数之比为______________。‎ 答案　(1)1s、2s、2p、3s、3p　3p　2　(2)L　5　(3)4‎ ‎2∶8∶18∶3‎ 解析　(1)硅位于元素周期表第三周期，有3个能层，分别为K、L、M，每个能层的能级数分别为1、2、2，其能级符号为1s、2s、2p、3s、3p，其中占据电子的最高能级为3p，s能级最多容纳2个电子，p能级最多容纳6个电子，故3p能级容纳的电子数为14－2－2－6－2＝2。(2)N原子位于元素周期表第二周期，共2个能层，符号分别为K、L，L为最高能层，该能层包括2s能级的2个电子和2p能级的3个电子，共5个电子。(3)通过比较，可以得出规律，能层数与元素原子所在的周期数相等，故Ga有4个能层，每层的电子数为2、8、18、3。‎ ‎2.(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为________；其价电子排布图为________________________________________。‎ ‎(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离子的结构示意图为__________________________________________________。‎ ‎(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________________________________________________________________________‎ ‎______________，其原子的结构示意图为____________________________________________。‎ ‎(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子且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＋2，则n＝________；原子中能量最高的是________电子，核外电子排布图为__________________________________________________。‎ 答案　(1)N ‎ ‎(2)Cl　‎ ‎(3)Fe　1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)　‎ ‎(4)Cu　1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)‎ ‎(5)2　2p　‎ 考点二　原子结构与周期表、元素性质的关系 ‎1.原子结构与周期表的关系 ‎(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格)‎ 周期 能层数 每周期第一个元素 每周期最后一个元素 原子序数 基态原子的简化电子排布式 原子序数 基态原子的电子排布式 二 ‎2‎ ‎3‎ ‎[He]2s1‎ ‎10‎ ‎1s22s22p6‎ 三 ‎3‎ ‎11‎ ‎[Ne]3s1‎ ‎18‎ ‎1s22s22p63s23p6‎ 四 ‎4‎ ‎19‎ ‎[Ar]4s1‎ ‎36‎ ‎1s22s22p63s23p63d104s24p6‎ 五 ‎5‎ ‎37‎ ‎[Kr]5s1‎ ‎54‎ ‎1s22s22p63s23p63d10‎ ‎4s24p64d105s25p6‎ 六 ‎6‎ ‎55‎ ‎[Xe]6s1‎ ‎86‎ ‎1s22s22p63s23p63d104s24p6‎ ‎4d104f145s25p65d106s26p6‎ ‎(2)每族元素的价层电子排布特点 ‎①主族 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA 排布特点 ns1‎ ns2‎ ns2np1‎ ns2np2‎ 主族 ⅤA ⅥA ⅦA 排布特点 ns2np3‎ ns2np4‎ ns2np5‎ ‎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层电子排布的关系 ‎①周期表的分区 ‎②各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1～2‎ p区 ns2np1～6(除He外)‎ d区 ‎(n－1)d1～9ns1～2(除钯外)‎ ds区 ‎(n－1)d10ns1～2‎ f区 ‎(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2‎ ‎2.原子半径 ‎(1)影响因素 ‎(2)变化规律 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；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。‎ ‎3.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 ‎①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，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。‎ ‎②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。‎ ‎③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1＜I2＜I3…)。‎ ‎4.电负性 ‎(1)含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。‎ ‎(2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。‎ ‎(3)变化规律 金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。‎ 在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。‎ ‎5.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。‎ ‎(1)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能(×)‎ ‎(2)第二周期主族元素的原子半径随核电荷数的增大依次减小(√)‎ ‎(3)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C(×)‎ ‎(4)正三价阳离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5的元素在周期表中位于Ⅷ族(√)‎ ‎(5)价电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是p区元素(√)‎ ‎(6)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(×)‎ ‎(1)第三周期所有元素的第一电离能(I1)大小顺序为____________________(用元素符号表示)。‎ ‎(2)Na的逐级电离能中有________次突跃。分别是哪级电离能发生突跃？________、________。‎ ‎(3)F、Cl、Br、I的第一电离能由大到小的顺序为_________________________，电负性由大到小的顺序为________________。‎ 答案　(1)Na＜Al＜Mg＜Si＜S＜P＜Cl＜Ar ‎(2)2　I2≫I1　I10≫I9‎ ‎(3)F＞Cl＞Br＞I　F＞Cl＞Br＞I ‎1.(2018·安徽省淮南模拟)表1是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：‎ 表1‎ ‎(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子电子排布式：‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：__________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)o、p两元素的部分电离能数据如表2：‎ ‎　　　元素 电离能/kJ·mol－1　　　‎ o p I1‎ ‎717‎ ‎759‎ I2‎ ‎1 509‎ ‎1 561‎ I3‎ ‎3 248‎ ‎2 957‎ 表2‎ 比较两元素的I2、I3可知，气态o2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是_______________________________________________________________________。‎ ‎(4)第三周期8种元素单质熔点高低的顺序如图1所示，其中电负性最大的是________(填图1中的序号)。‎ ‎(5)表1中所列的某主族元素的电离能情况如图2所示，则该元素是__________(填元素符号)。‎ 答案　(1)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)‎ ‎(2)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量 ‎(3)Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定 ‎(4)2　(5)Al 解析　(2)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时以光(子)的形式释放能量。(3)o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，Mn2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满状态，相对比较稳定，当其失去第3个电子时比较困难，而Fe2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，故其失去第3个电子比较容易。(4)第三周期8‎ 种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成原子晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，8种元素熔点最低的为氩，其次为氯，其中电负性最大的为氯。(5)由图可知，该元素的电离能I4 远大于I3，故为第ⅢA族元素，应为Al。‎ ‎2.根据信息回答下列问题：‎ 不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。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：‎ 元素 符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl 电负 性值 ‎1.0‎ ‎1.5‎ ‎2.0‎ ‎2.5‎ ‎3.5‎ ‎4.0‎ ‎0.9‎ ‎1.5‎ ‎1.8‎ ‎2.1‎ ‎2.5‎ ‎3.0‎ ‎(1)根据对角线规则，Be、Al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__________________ ___________________、‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围________________。‎ ‎(3)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是 ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物：‎ AlF3__________________，AlCl3__________________________________________，‎ AlBr3________________。‎ 答案　(1)两　Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O ‎(2)0.9～1.5‎ ‎(3)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小 ‎(4)离子化合物　共价化合物　共价化合物 ‎3.(2018·南阳一中模拟)明代宋应星所著《天工开物》中已经记载了我国古代用炉甘石(主要成分为ZnCO3)和煤冶锌工艺，锌的主要用途是制造锌合金和作为其他金属的保护层。回答下列问题：‎ ‎(1)Zn基态原子核外电子排布式为__________________________________________________。‎ ‎(2)硫酸锌溶于氨水形成[Zn(NH3)4]SO4溶液。‎ ‎①与SO互为等电子体的阴离子化学式为________(写出一种)。‎ ‎②氨的热稳定性强于膦(PH3)，原因是______________________________________。‎ ‎(3)黄铜是由铜和锌所组成的合金，元素铜与锌的第一电离能分别为ICu＝746 kJ·mol－1，IZn＝906 kJ·mol－1，ICuC>Zn 解析　(1)Zn是30号元素。位于元素周期表第四周期ⅡB族，故其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2(或[Ar]3d104s2)。(2)①SO为5原子32个价电子微粒，故与其互为等电子体的阴离子有PO、ClO等。②氮元素的非金属性强于磷元素，故氨的热稳定性比膦强。(3)Cu与Zn的第一电离能分别为ICu＝746 kJ·mol－1，IZn＝906 kJ·mol－1，ICuC>Zn。‎ ‎1.电子排布式和电子排布图 ‎(1)[2018·全国卷Ⅱ，35(1)节选]基态Fe原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为________________________________________________________________________。‎ ‎(2)[2018·全国卷Ⅲ，35(1)]Zn原子核外电子排布式为________________。‎ ‎(3)[2017·全国卷Ⅲ，35(1)节选]Co基态原子核外电子排布式为___________________________。‎ ‎(4)[2016·全国卷Ⅰ，37(1)节选]基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]________________。‎ ‎(5)[2016·全国卷Ⅱ，37(1)节选]镍元素基态原子的电子排布式为_________________________。‎ ‎(6)[2016·全国卷Ⅲ，37(1)]写出基态As原子的核外电子排布式__________________________。‎ 答案　(1) ‎ ‎(2)[Ar]3d104s2‎ ‎(3)1s22s22p63s23p63d74s2(或[Ar]3d74s2)‎ ‎(4)3d104s24p2‎ ‎(5)1s22s22p63s23p63d84s2(或[Ar]3d84s2)‎ ‎(6)1s22s22p63s23p63d104s24p3(或[Ar]3d104s24p3)‎ ‎2.核外未成对电子数 ‎(1)[2017·全国卷Ⅲ，35(1)节选]元素Mn与O中，基态原子核外未成对电子数较多的是_______。‎ ‎(2)[2016·全国卷Ⅰ，37(1)节选]基态Ge原子有______个未成对电子。‎ ‎(3)[2016·全国卷Ⅱ，37(1)节选]镍元素基态原子的3d能级上的未成对电子数为________。‎ 答案　(1)Mn　(2)2　(3)2‎ ‎3.电子云和电子运动状态 ‎(1)[2018·全国卷Ⅱ，35(1)节选]基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为__________形。‎ ‎(2)[2017·全国卷Ⅰ，35(2)节选]基态K原子中，核外电子占据的最高能层的符号是________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为________。‎ ‎(3)[2015·全国卷Ⅰ，37(1)]处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用__________形象化描述。在基态14C原子中，核外存在________对自旋相反的电子。‎ 答案　(1)哑铃(纺锤)　(2)N　球形　(3)电子云　2‎ ‎4.电离能 ‎(1)[2018·全国卷Ⅲ，35(2)]黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是_______________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)[2017·全国卷Ⅲ，35(1)节选]元素Mn与O中，第一电离能较大的是________。‎ ‎(3)[2016·全国卷Ⅱ，37(3)节选]元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 958 kJ·mol–1、INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu>INi的原因是__________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)[2016·全国卷Ⅲ，37(2)节选]根据元素周期律，第一电离能Ga________As(填“大于”或“小于”)。‎ 答案　(1)大于　Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子　(2)O　(3)铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子　(4)小于 ‎5.电负性 ‎(1)[2016·全国卷Ⅰ，37(4)]光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是______________。‎ ‎(2)[2015·全国卷Ⅱ，37(1)改编]O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)。‎ 答案　(1)O＞Ge＞Zn　(2)O ‎6.原子半径或离子半径 ‎(1)[2018·全国卷Ⅰ，35(2)]Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是________________________________________________________________________。‎ ‎(2)[2016·全国卷Ⅲ，37(2)节选]根据元素周期律，原子半径Ga________As。(填“大于”或“小于”)‎ 答案　(1)Li＋核电荷数较大　(2)大于 ‎1.碳、硅、铁、铜、铝、钛是重要的材料元素。请回答下列有关问题：‎ ‎(1)上述元素中属于主族元素的是________(填写元素符号，下同)，在元素周期表d区的元素是________。‎ ‎(2)原子核外电子含有四个能层的元素是________，基态原子的原子轨道中未成对电子数最多的是________。‎ ‎(3)基态钛原子外围电子的电子排布图为________。‎ ‎(4)基态铜原子的外围电子排布式为3d104s1，由此可判断铜在元素周期表中位于第________周期________族。‎ 答案　(1)C、Si、Al　Ti、Fe　(2)Ti、Fe、Cu　Fe ‎(3) ‎ ‎(4)四　ⅠB 解析　(1)C、Si是第ⅣA族元素，Al是第ⅢA族元素；Cu、Ti属于副族，Fe是第Ⅷ族元素。C、Si、Al为p区，Ti、Fe为d区，Cu为ds区。(2)第四周期的Ti、Fe、Cu均有四个能层；基态Fe原子的外围电子排布式为3d64s2，d轨道中含有4个未成对电子。(3)钛位于第四周期ⅣB族，外围电子排布式为3d24s2。(4)由外围电子排布中的4s可推知Cu为第四周期，由外围电子排布式中的电子为11个可知Cu在元素周期表中第11列，位于第ⅠB族。‎ ‎2.(2018·宁夏期中)A、B、C、D、E、F代表6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元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，该原子的电子排布图为________________________________________________________________________。‎ ‎(3)C元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋2，则该原子中能量最高的是________电子。‎ ‎(4)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，该基态原子的价电子排布式为____________。‎ ‎(5)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，该基态原子的电子排布式为____________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 答案　(1)C或O　(2) ‎ ‎(3)2p　(4)3d64s2　(5)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1‎ ‎3.开发新型储氢材料是氢能源利用的重要研究方向之一。请回答以下问题：‎ ‎(1)Ti(BH4)3是一种储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。‎ 基态Ti3＋的电子排布式为____________________；LiBH4中Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为________。‎ ‎(2)氨硼烷(NH3BH3)是优良的储氢材料，少量氨硼烷可以由硼烷(B2H6)和NH3合成。‎ ‎①B、C、N、O的第一电离能由大到小的顺序为________________。‎ ‎②氨硼烷在高温下释放氢后生成的立方氮化硼晶体，具有类似金刚石的结构，硬度略小于金刚石。则立方氮化硼晶体可用作________(填字母)。‎ a.切削工具 b.钻探钻头 c.导电材料 d.耐磨材料 ‎(3)一种有储氢功能的铜合金晶体具有面心立方最密堆积结构，该晶体储氢后的化学式为Cu3AuH8。铜与其他许多金属及其化合物都可以发生焰色反应，其原因是__________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)金属氢化物也是具有良好发展前景的储氢材料。某储氢材料是短周期金属元素R的氢化物。R的部分电离能数据如表所示：‎ I1/kJ·mol－1‎ I2/ kJ·mol－1‎ I3/ kJ·mol－1‎ I4/ kJ·mol－1‎ I5/ kJ·mol－1‎ ‎738‎ ‎1 451‎ ‎7 733‎ ‎10 540‎ ‎13 630‎ 该金属元素是________(填元素符号)。‎ 答案　(1)[Ar]3d1　H＞B＞Li　(2)①N＞O＞C＞B　②abd　(3)激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以一定波长的光的形式释放能量 ‎(4)Mg ‎4.(2019·天津部分学校调研)钾的化合物广泛存在于自然界中。回答下列问题：‎ ‎(1)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用________形象化描述。‎ ‎(2)钾的焰色反应为________色，发生焰色反应的原因是________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)叠氮化钾(KN3)晶体中，含有的共价键类型有________________，N的空间构型为________。‎ ‎(4)CO能与金属K和Mn形成配合物K[Mn(CO)5]，Mn元素基态原子的价电子排布式为________。‎ 答案　(1)电子云　(2)紫　电子由较高能级跃迁到较低能级时，以光的形式释放能量　(3)σ键和π键　直线形 ‎(4)3d54s2　‎ 解析　(1)‎ 处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用电子云形象化描述。(2)钾的焰色反应为紫色。发生焰色反应，是由于电子从较高能级跃迁到较低能级时释放能量，释放的能量以光的形式呈现。(3)根据氮原子的结构，叠氮化钾晶体中含有的共价键类型有σ键和π键。N的空间构型为直线形。(4)Mn元素基态原子核外有25个电子，电子排布式为[Ar]3d54s2，故其价电子排布式为3d54s2。‎ ‎5.(2018·湖北部分重点中学联考)硫和钙的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。回答下列问题：‎ ‎(1)钙元素的焰色反应呈砖红色，其中红色对应的辐射波长为________ nm(填字母)。‎ A.435　B.500　C.580　D.605　E.700‎ ‎(2)元素S和Ca中，第一电离能较大的是________(填元素符号)，其基态原子价电子排布式为________，其基态原子中电子的空间运动状态有________种。‎ ‎(3)硫的最高价氧化物对应的水化物H2SO4能与肼反应生成N2H6SO4，N2H6SO4晶体类型与硫酸铵相同，则N2H6SO4晶体内不存在________(填字母)。‎ A.离子键 B.共价键 C.配位键 D.范德华力 ‎(4)基态Ca原子中，核外电子占据最高能层的符号是________，该能层为次外层时最多可以容纳的电子数为________。钙元素和锰元素属于同一周期，且核外最外层电子排布相同，但金属钙的熔点、沸点等都比金属锰的低，原因是________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 答案　(1)E　(2)S　3s23p4　16　(3)D　(4)N　18　Ca原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱 解析　(1)钙元素的焰色反应呈砖红色，其中红色对应的辐射波长为700 nm，故选E。(2)S原子吸引电子的能力大于Ca原子，第一电离能较大的是S，S是16号元素，基态原子价电子排布式为3s23p4。(3)N2H6SO4和(NH4)2SO4都是离子晶体，N2H和SO之间存在离子键，N2H中N和H之间形成6个共价键(其中2个为配位键)，N和N之间形成共价键，SO中S和O之间形成共价键，N2H6SO4晶体中不存在范德华力，故选D。(4)基态Ca原子含有4个电子层，核外电子占据最高能层的符号是N，该能层为次外层时容纳的电子数不超过18个。Ca原子半径较大且价电子数较少，导致钙中金属键较弱，使得金属钙的熔点、沸点等都比金属锰的低。‎ ‎6.(2018·长沙统一模拟考试)Mn、Fe均为第四周期过渡元素，两元素的部分电离能数据列于表中：‎ 元素 Mn Fe 电离能/‎ kJ·mol－1‎ I1‎ ‎717‎ ‎759‎ I2‎ ‎1 509‎ ‎1 561‎ I3‎ ‎3 248‎ ‎2 957‎ 回答下列问题：‎ ‎(1)Mn元素价电子层的电子排布式为________，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是______________________________‎ ‎________________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)Fe原子或离子外围有较多能量相近的空轨道而能与一些分子或离子形成配合物。‎ ‎①与Fe原子或离子形成配合物的分子或离子应具备的结构特征是________________。‎ ‎②六氰合亚铁离子[Fe(CN)]中的配体CN－中C原子的杂化轨道类型是________，写出一种与CN－互为等电子体的单质分子的路易斯结构式：________。‎ ‎(3)三氯化铁常温下为固体，熔点282 ℃，沸点315 ℃，在300 ℃以上易升华。易溶于水，也易溶于乙醚、丙酮等有机溶剂。据此判断三氯化铁晶体为________。‎ ‎(4)金属铁的晶体在不同温度下有两种堆积方式，晶胞分别如图所示。面心立方晶胞和体心立方晶胞中实际含有的Fe原子个数之比为________。‎ 答案　(1)3d54s2　由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态，较难(或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态，较易)　(2)①具有孤对电子　②sp　N≡N　(3)分子晶体　(4)2∶1‎ 解析　(1)Mn为25号元素，核外电子排布式为[Ar]3d54s2。Mn2＋的外围电子排布式为3d5，半充满，更稳定，而Fe2＋的外围电子排布式为3d6，易失去1个电子生成更稳定的3d5结构。(2)①Fe具有空轨道，能与提供孤对电子的粒子形成配位键。②CN－中C原子的价层电子对数为2，sp杂化。(3)FeCl3易升华，为分子晶体。(4)面心立方晶胞中Fe原子数为4，体心立方晶胞中Fe原子数为2。‎ ‎7.(2018·湖南衡阳第一次联考)某盐的组成可表示为3[H3ON5]·3[NH4N5]·NH4Cl。回答下列问题：‎ ‎(1)氯原子的电子排布式为________________。‎ ‎(2)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图(a)所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________；‎ 氮元素的E1呈现异常的原因是_____________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)经X射线衍射测得化合物3[H3ON5]·3[NH4N5]·NH4Cl的晶体结构，其局部结构如图(b)所示。‎ ‎①H3O＋中心原子的杂化类型为________，NH的空间构型为________。‎ ‎②3[H3ON5]·3[NH4N5]·NH4Cl中阴离子N中的σ键总数为________个。分子中的大π键可用符号Π表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为Π)，则N中的大π键应表示为________。‎ ‎③图(b)中虚线代表氢键，其中表示式为(NH)N—H…Cl、________、________。‎ 答案　(1)1s22s22p63s23p5　(2)同周期元素随核电荷数增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量(E1)依次增大　N原子的2p轨道为半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子　(3)①sp3杂化　正四面体 ‎②5　Π　③(H3O＋)O—H…N(N)　(NH)N—H…N(N)‎ 解析　(1)氯原子的核电荷数为17，其电子排布式为1s22s22p63s23p5。‎ ‎(2)同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合1个电子释放出的能量依次增大，氮原子的2p轨道为半充满状态，具有稳定性。‎ ‎(3)①H3O＋中价层电子对数都是3且含有一对孤电子对，所以为三角锥形结构，中心原子的杂化类型为sp3杂化，NH中价层电子对个数是4且不含孤电子对，其空间构型为正四面体。②3[H3ON5]·3[NH4N5]·NH4Cl中阴离子N中的σ键总数为5个，根据已知信息，N中参与形成大π键的原子数为5，形成大π键的电子数为6，所以N中的大π键表示为Π。③图(b)中虚线代表氢键，其中表示式为(NH)N—H…Cl、(H3O＋)O—H…N(N)、(NH)N—H…N(N)。‎ ‎8.(2018·四川五校联考)磷是生物体中不可缺少的元素之一，它能形成多种化合物。‎ ‎(1)基态磷原子中，电子占据的最高能层符号为________；该能层能量最高的电子云在空间有________个伸展方向，原子轨道呈________形。‎ ‎(2)磷元素与同周期相邻两元素相比，第一电离能由大到小的顺序为________。‎ ‎(3)单质磷与Cl2反应，可以生成PCl3和PCl5，其中各原子均满足8电子稳定结构的化合物中，P原子的杂化轨道类型为________，其分子的空间构型为________。‎ ‎(4)H3PO4为三元中强酸，与Fe3＋形成H3[Fe(PO4)2]，此性质常用于掩蔽溶液中的Fe3＋。基态Fe3＋的核外电子排布式为____________________；PO作为________为Fe提供________。‎ 答案　(1)M　3　哑铃　(2)P>S>Si　(3)sp3　三角锥形　(4)[Ar]3d5(或1s22s22p63s23p63d5)　配体　孤电子对 解析　(3)PCl3中各原子均满足8电子稳定结构，PCl5中P原子为10电子结构，PCl3中P原子采取sp3杂化，其分子的空间构型为三角锥形。‎