高中化学选修3-1高考必考知识点，精品资料 62页

　 必考知识点 1 ．理解原子的组成，理解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们的相互关系。 2 ．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 (1 ～ 36 号 ) 原子核外电子的排布。 3 ．了解原子核外电子的运动状态。 4 ．了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。 5 ．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。 1 ．电子在排布时必须遵循能量最低原理、泡利原理及洪特规则。可以通过练习一些元素 ( 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。 2 ．熟记元素的第一电离能与元素的金属性、非金属性的关系：一般，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强，非金属性越弱。但也要注意例外，如：第一电离能 Be ＞ B ； Mg ＞ Al 。 一、原子核外电子的运动特征及其分层排布 1 ．对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的 ________ ；各能层最多容纳的电子数为 ________ 。对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的 ________ ；能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按 ________ 的顺序升高，即 E (s) ＜ E (p) ＜ E (d) ＜ E (f) 。 2 ．在同一个原子中，离核越近， n 越小的电子层能量 ________ 。同一电子层中，各能级的能量按 s 、 p 、 d 、 f … 的次序 ________ 。 3 ．电子云指电子在原子核外出现的 ________ 。电子云是核外电子运动状态的形象化描述。 4 ．原子轨道指不同能级上的电子出现概率约为 90% 的电子云空间轮廓图。 s 电子的原子轨道都是 ________ 形的， p 电子的原子轨道都是 ________ 形的，每个 p 能级有 3 个原子轨道，他们相互垂直，分别以 ________ 表示。 5 ．当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则被称为 ________ 。 二、基态原子与电子排布原理 1 ．现在物质结构理论原理证实，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，处于最低状态能量的原子叫做 ________ 原子。 2 ．基态原子的核外电子排布要遵循的原则是 __________________________________ 、 __________________________________ 。 3 ．不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的原子的 ____________ ，总称原子光谱。 三、元素周期表　元素周期律 1 ．元素周期表中的周期是指具有相同的 ________ 的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个个横行；元素周期表中的族是指把不同横行中 ________ 相同的元素按电子层数递增的顺序由上而下排成的纵行。 2 ．元素的性质随核电核数递增发生 ________ 的递变，叫做元素周期律，在化学 ( 必修 2) 中元素周期律主要体现在 ________ 、 ________ 、 ________ 、 ________ 、 ________ 等的周期性变化。 四、电离能 1 ．气态原子或离子 ___________________ 叫电离能，常用符号 ________ 表示，单位为 ________ 。 2 ．根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子 ____________ ，反之，电离能越大，表示在气态时该原子 ____________ ，同一周期从左到右，元素的第一电离能总体上具有 ________ 的趋势，同一主族从上到下，第一电离能 ________ 。 五、电负性 1 ． ____________ 叫键合电子；我们用电负性描述 ____________ 。 2 ．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。 ________ 的电负性一般小于 1.8 ， ________ 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，他们既有 ________ 性又有 ________ 性。 答案： 一、 1. 能层　 2 n 2 　能级　 s 、 p 、 d 、 f 　 2. 越低　逐渐增大　 3. 概率密度　 4. 球　纺锤　 p x 、 p y 、 p z 　 5. 洪特规则 二、 1. 基态　 2. 能量最低原理　泡利不相容原理　洪特规则　 3. 吸收光或发射光的波长和频率 三、 1. 电子层数　最外层电子数　 2. 周期性　原子半径　元素的金属性　非金属性　元素的电离能　元素的电负性 四、 1. 失去一个电子所需要的最低能量　 I kJ · mol － 1 　 2. 越容易失去电子　越难失去电子　增大　逐渐减小 五、 1. 原子中用于形成化学键的电子　不同元素的原子对键合电子吸引力的大小　 2. 金属　非金属　金属　非金属 1 ．下列各能层中，不包含 d 能级的是 ( 　　 ) A ． M 能层　　　　　　　　 B ． L 能层 C ． Q 能层 D ． N 能层 答案： B 2 ．下列电子排布图中，能正确表示某元素原子的最低能量状态的是 ( 　　 ) 答案： D 3 ．主族元素原子失去最外层电子形成阳离子，主族元素的原子得到电子填充在最外层形成阴离子。下列各原子或离子的电子排布式错误的是 ( 　　 ) A ． Ca 2 ＋  1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 B ． O 2 － ： 1s 2 2s 2 2p 4 C ． Cl － ： [Ne]3s 2 3p 6 D ． Ar ： 2s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 答案： B 4 ．下列各组元素性质的递变情况错误的是 ( 　　 ) A ． Li 、 Be 、 B 原子的最外层电子数依次增多 B ． P 、 S 、 Cl 元素的最高化合价依次升高 C ． N 、 O 、 F 电负性依次增大 D ． Na 、 K 、 Rb 第一电离能逐渐增大 答案： D 5 ．一种价电子构型为 2s 2 2p 5 的元素，下列有关它的描述正确的是 ( 　　 ) A ．原子序数为 7 B ．第一电离能最大 C ．原子半径最大 D ．电负性最大 答案： D 6 ．当碳原子的核外电子排布图由转变为时，下列说法中正确的是 ( 　　 ) A ．碳原子由基态变为激发态 B ．碳原子由激发态变为基态 C ．碳元素种类发生了变化 D ．碳原子要向外界环境释放能量 答案： A 7 ．下面是 s 能级和 p 能级的原子轨道图，试回答下列问题： (1)s 电子的原子轨道呈 ________ 形，每个 s 能级有 ________ 个原子轨道； p 电子的原子轨道呈 ________ 形，每个 p 能级有 ________ 个原子轨道。 (2)s 电子的原子轨道、 p 电子的原子轨道的半径与 ________ 有关，二者之间的关系为 ____________ 解析： s 电子原子轨道是球形的，随着能层序数的增大，其半径也逐渐增大。 p 电子原子轨道是纺锤形的，每个 p 能级有 3 个相互垂直的原子轨道， p 电子原子轨道的平均半径也随着能层序数的增大而增大。 答案： (1) 球　 1 　纺缍　 3 (2) 能层序数 n 　能层序数 n 越大，原子轨道的半径越大 8 ．有 A 、 B 、 C 、 D 、 E 五种元素，其中 A 、 B 、 C 、属于同一周期， A 原子最外层 p 能级的电子数等于次外层的电子总数， B 原子最外层中有两个未成对的电子， D 、 E 原子核内各自的质子数与中子数相等， B 元素可分别与 A 、 C 、 D 、 E 生成 RB 2 型化合物，并知在 DB 2 和 EB 2 中， D 与 B 的质量比为 ， E 与 B 的质量比为 根据以上条件，回答下列问题： (1) 推断五种元素分别是： A____________ ， B____________ ， C____________ ， D____________ ， E____________ 。 (2) 写出 D 原子的电子排布式 ____________ 。 (3) 指出 E 元素在元素周期表中的位置 ____________ 。 (4) 比较 A 、 B 、 C 三种元素的第一电离能的大小顺序 ____________( 由大到小的顺序排列 ) 。 解析： A 原子最外层 p 能级电子数等于次外层的电子总数，说明次外层为 K 层，故 A 的电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 2 ，即 A 为碳元素； B 原子最外层中有两个未成对的电子，说明 B 为第 Ⅳ A 或第 Ⅵ A 族元素，又 B 与 A 同周期，说明 B 为氧元素； C 元素可以与 B 形成 CB 2 型化合物且 C 与 A 、 B 同周期，说明 C 为氮元素；在 DB 2 中， D 与 B 质量比为 即 D 的相对原子量为 28 ，在 EB 2 中， E 与 B 的质量比为， 即 E 的相对原子质量为 32 ，由 D 、 E 核内质子数与中子数相等可以知道 D 为硅元素， E 为硫元素。比较 A( 碳 ) 、 B( 氧 ) 、 C( 氮 ) 三种元素的第一电离能，须注意到氮元素原子的 2p 原子轨道处于半充满状态，体系的能量较低，原子最稳定，第一电离能最大。故第一电离能的大小顺序为 C ＞ B ＞ A 或氮＞氧＞碳。 答案： (1)C 　 O 　 N 　 Si 　 S (2)1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 (3) 第三周期第 Ⅵ A 族 (4)C ＞ B ＞ A( 或氮＞氧＞碳 ) 1. 原子核外电子排布原理 (1) 能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。 (2) 泡利原理：每个原子轨道最多只能容纳 2 个电子，而且自旋方向相反 ( 自旋只有两种方向，用↑、↓表示 ) 。 (3) 洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。 (4) 特例 有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有 1 个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满 ( 如 p 6 和 d 10 ) 、半充满 ( 如 p 3 和 d 5 ) 和全空 ( 如 p 0 和 d 0 ) 状态时，体系的能量较低，原子较稳定。 规律总结 多电子原子中，原子轨道能量的高低存在以下规律： ①相同能层上原子轨道能量的高低： n s ＜ n p ＜ n d ＜ n f 。 ② 形状相同的原子轨道能量的高低： 1s ＜ 2s ＜ 3s ＜ 4s …… ③ 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 2p x 、 2p y 、 2p z 轨道的能量相等。 2 ． 基态原子中电子在原子轨道上的排布顺序： 基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序如图所示。它表示随着原子序数的递增，基态原子的核外电子按照箭头的方向依次排布在各原子轨道上： 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s … 这是从实验得到的一般规律，适用于大多数基态原子的核外电子排布。 3 ．基态原子核外电子排布的表示方法 (1) 原子结构示意图 ( 或称原子结构简图 ) 可表示核外电子分层排布和核内质子数，如 O ：。 (2) 电子式 在元素符号周围用“ · ” 或“ ×” 表示原子最外层电子数目的式子，如 (3) 电子排布式 ①用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数，如 K ： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，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 K ： [Ar]4s 1 。 (4) 电子排布图 ( 轨道表示式 ) 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如氧元素基态原子的电子排布如图所示： 误区警示 ①在书写基态原子的电子排布图时，常出现以下几种错误： ②当出现 d 轨道时，虽然电子按 n s 、 ( n － 1)d 、 n p 顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把 ( n － 1)d 放在 n s 前。例如： Fe ： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ，正确； Fe ： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 ，错误。 ● 案例精析 【 例 1】 　 (2007 · 海南高考 )A 、 B 、 C 、 D 、 E 代表 5 种元素。请填空： (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 ________ ； (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 的元素符号为 ________ ； (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 ________ ； (4)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， E 的元素符号为 ________ ，其基态原子的电子排布式为 ________ 。 [ 解析 ] 　 (1)A 元素基态原子的电子排布图由题意可写成： 可见该元素核外有 7 个电子，为氮元素，其元素符号为 N 。 (2)B － ， 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 K 。 (3)D 元素原子失去 2 个 4s 电子和 1 个 3d 电子后变成＋ 3 价离子，其原子的核外电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3d 6 4s 2 即 26 号元素铁。 (4) 根据题意要求，首先写出电子排布式： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 ，该元素为 29 号 Cu 。 [ 答案 ] 　 (1)N 　 (2)Cl 　 K (3)Fe 　 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 或 [Ar]3d 6 4s 2 (4)Cu 　 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 10 3d 6 4s 1 或 [Ar]3d 10 4s 1 　下列表达方式错误的是 ( 　　 ) 解析： Na ＋ 的轨道表示式中电子违反了泡利原理。 答案： A 1. 电离能的应用 (1) 判断元素的金属性与非金属性强弱：一般元素的第一电离能越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；元素的第一电离能越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。 (2) 化学键类型的判断：当两个电离能相差较大的元素原子成键时，一般为离子键；当两个电离能相差较小的元素原子成键时，一般为共价键。 2 ．电负性的应用 (1) 元素的电负性越大，其金属性越弱，非金属性越强；元素的电负性越小，其金属性越强，非金属性越弱。一般情况下，非金属元素的电负性在 1.8 以上，金属元素的电负性在 1.8 以下。 (2) 在不同元素形成的化合物中，电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。 (3) 两种不同元素原子形成化学键时，一般其电负性差值大于 1.7 者形成离子键，小于 1.7 者形成共价键。 (4) 元素周期表中“对角线规则”：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。 特别提醒 ①金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。 ②不能将电负性 1.8 作为划分金属和非金属的绝对标准。 ③共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。 ● 案例精析 【 例 2】 　已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出 14 种元素的电负性 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 2.8 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7 已知：两成键元素间电负性差值小于 1.7 时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于 1.7 时，形成共价键。 (1) 根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是 __________________________________ 。 (2) 判断下列物质是离子化合物还是共价化合物。 Mg 3 N 2 　 BeCl 2 　 AlCl 3 　 SiC [ 解析 ] 　 元素的电负性是元素的重要性质，且随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值知， Mg 3 N 2 电负性差值为 1.8 ，大于 1.7 形成离子键，为离子化合物； BeCl 2 、 AlCl 3 、 SiC 电负性差值分别为 1.3 、 1.3 、 0.8 ，均小于 1.7 ，形成共价键，为共价化合物。 [ 答案 ] 　 (1) 随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化；同一周期内，随着原子序数递增，元素电负性增大 (2)Mg 3 N 2 为离子化合物； BeCl 2 、 AlCl 3 、 SiC 均为共价化合物。 　下表为元素周期表前三周期的一部分： (1)X 的氢化物的沸点与 W 的氢化物沸点比较 ________ ＞ ________( 填化学式 ) ，原因是 ______________________ 。 (2) 选出 X 的基态原子的电子排布图 ________ ，另一电子排布图不能作为基态原子的电子排布图是因为它不符合 ________( 填序号 ) 。 A ．能量最低原理　　 B ．泡利原理　　 C ．洪特规则 (3) 以上五种元素中， ________( 填元素符号 ) 元素第一电离能最大。 (4) 由以上某种元素与氢元素组成的三角锥形分子 E 和由以上某种元素组成的直线形分子 G 反应，生成两种直线形分子 L 和 M( 组成 E 、 G 、 L 、 M 分子的元素原子序数均小于 10) ，反应如下图所示，则下列判断错误的是 ________ 。 A ． G 是最活泼的非金属单质 B ． L 是极性分子 C ． E 的中心原子杂化轨道类型为 sp 2 杂化 D ． M 的化学性质比同主族相邻元素单质的化学性质活泼 E ． M 分子中有 1 个 σ 键， 2 个 π 键 解析： 根据元素周期表的结构可知 X 为 N ， Z 为 F ， R 为 Ne ， W 为 P ， Y 为 S 。 (1)X 、 W 的氢化物为 NH 3 和 PH 3 ，因 NH 3 可以形成氢键，故 NH 3 的沸点、熔点显著升高，故沸点 NH 3 ＞ PH 3 。 (2) 当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同，因此 N 元素的基态原子的电子排布图为： (3) 原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关；还与形成稳定结构的倾向有关。结构越稳定，失去电子所需能量越高，在所给五种元素中， Ne 元素最外层已达 8e － 的稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多，即第一电离能最大。 (4) 根据题给图示可知 E 为 NH 3 ， G 为 F 2 ， L 为 HF ， M 为 N 2 ， NH 3 中 N 原子的杂化轨道类型为 sp 3 杂化，在 N 2 中 N 原子间以 1 个 σ 键和 2 个 π 键形成三键，故键能高，化学性质不活泼，故 C 、 D 错误。 答案： (1)NH 3 　 PH 3 　 NH 3 可形成氢键，使 NH 3 熔点、沸点明显升高　 (2)② 　 C 　 (3)Ne 　 (4)C 、 D 【 例 1】 　 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 ) 如下图所示。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。 (1) 同主族内不同元素的 E 值的变化的特点是： ________ 。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。试预测下列关系中正确的是 ________( 填写编号，多选倒扣 ) 。 ① E ( 砷 ) ＞ E ( 硒 ) 　　 ② E ( 砷 ) ＜ E ( 硒 ) ③ E ( 溴 ) ＞ E ( 硒 ) ④ E ( 溴 ) ＞ E ( 硒 ) 估计 1 mol 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) 同主族元素最外层电子数相同，从上到下原子核电荷数逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，因此失去最外层电子所需能量逐渐小。这充分体现了元素性质周期性变化的规律。 (2) 根据图象可知，同周期元素 E ( 氮 ) ＞ E ( 氧 ) ， E ( 磷 ) ＞ E ( 硫 ) 。 E 值出现反常现象。故可推知第 4 周期 E ( 砷 ) ＞ E ( 硒 ) 。但 ⅥA 族元素与 ⅦA 族元素的 E 值并未出反常，所以 E ( 溴 ) ＞ E ( 硒 ) 。应填①、③。 (3) 1 mol 气态 Ca 原子失去最外层一个电子比同周期元素钾要难，比同主族元素 Mg 要容易，故其 E 值应在 419 kJ · mol ～ 738 kJ · mol － 1 。 (4)10 号元素是 Ne ，它的原子最外层已经成为 8 电子稳定结构，故其 E 值较大。 [ 答案 ] 　 (1) 随着原子序数增大， E 值变小　周期性　 (2)①③ 　 (4)419 kJ · mol － 1 　 738 kJ · mol － 1 [ 或填 E ( 钾 ) 　 E ( 镁 )] 　 (4)10 号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到 8 电子稳定结构 　 (2008 · 上海高考题 ) 元素 A ～ D 是元素周期表中短周期的四种元素，请根据表中信息回答下列问题。 元素 A B C D 性质或结构信息 单质制成的高压灯，发出的黄光透雾力强、射程远 工业上通过分离液态空气获得其单质。原子的最外层未达到稳定结构 单质常温、常压下是气体，原子的 L 层有一个未成对的 p 电子 ＋ 2 价阳离子的核外电子排布与氖原子相同 (1) 上表中与 A 属于同一周期的元素是 ________ ，写出 D 离子的电子排布式 ________ 。 (2)D 和 C 形成的化合物属于 ________ 晶体。写出 C 单质与水反应的化学方程式 ______________ 。 (3) 对元素 B 的单质或化合物描述正确的是 ________ 。 a ． B 元素的最高正价为＋ 6 b ．常温、常压下单质难溶于水 c ．单质分子中含有 18 个电子 d ．在一定条件下镁条能与单质 B 反应 (4)A 和 D 两元素金属性较强的是 ( 写元素符号 )________ 。写出能证明该结论的一个实验事实 ______________________________________________________________________________________ 。 解析： 由题可推出 A 、 B 、 C 、 D 元素分别为： Na 、 O 或 N 、 F 、 Mg ，关键要注意 B 元素的推断， B 的单质可能是氧气，也可能是氮气，因此 (3) 中有 b 、 d 项正确。 (4) 问中元素金属性的比较方法一般有：①比较最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，②与酸反应的剧烈程度等。 答案： (1)Mg 　 1s 2 2s 2 2p 6 (2) 离子　 2F 2 ＋ 2H 2 O===4HF ＋ O 2 (3)b 、 d(B 是氧气或氮气 ) (4)Na 　钠与水反应比镁与水反应激烈或氢氧化钠的碱性比氢氧化镁强 解析： (1) 元素周期表包括 7 个周期，第 7 周期为不完全周期，由所给表格的最下边一行向上数 7 行为第 1 周期，又由于第 1 周期只有两种元素分别在 ⅠA 族 ( 最左侧 ) 和零族，第 2 、 3 周期各有 8 种元素，分布在 ⅠA 、 ⅡA 族周期表的最左侧的两个纵行， ⅢA ～ ⅦA 族和零族 ( 从最右侧向左依次为零族、 ⅦA 、 ⅥA 、 ⅤA … ⅢA) ，第 4 至 6 周期全部为长周期。由此可得周期表边界。 (2) 因甲位于第 2 周期，第 Ⅵ A 族，则应是硫元素，答案为 (3) 因乙元素的 3p 亚层只有一个电子，即其电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 ，即乙元素是 Al ，其原子半径大于硫，甲、乙的最高价氧化物对应水化物分别为 H 2 SO 4 和 Al(OH) 3 ，显然酸性前者强于后者。 (4) 元素周期律的本质是核外电子排布的周期性变化。因此元素周期表不是随意设定的，并且元素在周期表中的位置与原子结构密切相关，元素的周期数即为原子核外电子层数；元素所在主族数即为原子结构的最外层电子数。 答案： (1)( 见下图 ) (3)Al 　 S( 或乙　甲或铝　硫 ) H 2 SO 4 　 Al(OH) 3 ( 或 H 3 AlO 3 ) (4) 周期性　元素所在的周期数等于该元素原子的电子层数 ( 其他合理答案也给分 )