問題從周期表的第二、三周期的元素分析來看，位于同一周期元素的原子結(jié)構(gòu)有什么相同之處？它們之間有沒有遞變規(guī)律？怎樣遞變？為什么有這種遞變？

從周期表的第1、17列元素分析來看，同一列(族)元素的原子結(jié)構(gòu)有什么相同之處？它們之間有沒有遞變規(guī)律？怎樣遞變？為什么有這種遞變？

答案：
解析：

　　導(dǎo)思：要學(xué)會(huì)透過外在現(xiàn)象抓內(nèi)在聯(lián)系．關(guān)鍵要清楚討論原子結(jié)構(gòu)需要從哪幾個(gè)角度來看，一般包含：核外電子排布(重點(diǎn)是電子層數(shù)、最外層電子數(shù))、原子半徑等內(nèi)容．

　　關(guān)于原子半徑的大小，則是要找到影響原子半徑大小的因素，從以下幾方面分析：

　　電子層數(shù)多少(層多徑大)、核電荷數(shù)多少(核電荷數(shù)越多，半徑越小)、電子數(shù)多少(核外電子數(shù)越多，半徑越大)，并要從中找出矛盾的主要方面，然后再來決定遞變結(jié)果，即規(guī)律內(nèi)容．

　　探究：從第二、三周期元素來看，同周期內(nèi)元素的原子結(jié)構(gòu)的相同點(diǎn)：電子層數(shù)相同，但有遞變．遞變規(guī)律：隨著原子序數(shù)的遞增，最外層電子數(shù)依次增加，從1增至8；原子半徑依次減小，從第1列中的最大值遞減到第17列的最小值，第18列例外．發(fā)生這個(gè)遞變的原因是，同周期中，雖然電子數(shù)增多會(huì)使半徑增大，但核電荷越多，核對(duì)外層電子的吸引力越大，使原子的內(nèi)縮力增大，這個(gè)方面成為矛盾的主要方面，因此，原子半徑越來越�。�

　　而從第1、17列來看，同主族中，最外層電子數(shù)相等，但也有遞變方面，即隨著原子序數(shù)的遞增，電子層數(shù)越來越多，原子半徑越來越大．原因是：隨著原子序數(shù)的遞增，雖然核電荷數(shù)增大會(huì)使半徑減小，但電子數(shù)的增多，特別是電子層數(shù)的增多使半徑增大成了矛盾的主要方面．

　　電子層數(shù)相同．最外層電子數(shù)依次增加，從1增至8；原子半徑依次減小．同主族中，最外層電子數(shù)相等，電子層數(shù)越來越多，原子半徑越來越大．


練習(xí)冊(cè)系列答案
相關(guān)習(xí)題

科目：高中化學(xué) 來源： 題型：閱讀理解

下表為元素周期表的一部分，請(qǐng)參照元素①～⑧在表中的位置，回答下列問題：
（1）地殼中含量居于第二位的元素在周期表中的位置是
第三周期第IVA族
第三周期第IVA族
．
（2）②、⑦的最高價(jià)含氧酸的酸性是由強(qiáng)到弱的，用原子結(jié)構(gòu)解釋原因：
同一主族元素從上到下原子核外電子層數(shù)依次增多
同一主族元素從上到下原子核外電子層數(shù)依次增多
，原子半徑逐漸增大，得電子能力逐漸減弱，非金屬性逐漸減弱．
（3）①、④、⑤、⑧中的某些元素可形成既含離子鍵又含共價(jià)鍵的離子化合物，寫出其中一種化合物的電子式
．
（4）由表中兩種元素的原子按1：1組成的常見液態(tài)化合物的稀溶液易被催化分解，下列物質(zhì)不能做該反應(yīng)催化劑的是（填序號(hào)）
c
c
．
a．MnO2　　b．CuSO4     c．Na2SO3   d．FeCl3
（5）W與④是相鄰的同主族元素．在下表中列出H2WO3的各種不同化學(xué)性質(zhì)，舉例并寫出相應(yīng)的化學(xué)方程式．
編號(hào) 性質(zhì) 化學(xué)方程式
示例 氧化性 H2WO3+3H3PO3═3H3PO4+H2W↑
1
還原性
還原性
H2SO3+Br2+2H2O=H2SO3+2HBr
H2SO3+Br2+2H2O=H2SO3+2HBr
2
酸性
酸性
H2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2O
H2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2O
（6）由表中元素形成的常見物質(zhì)X、Y、Z、M、N可發(fā)生以下反應(yīng)（如圖）：

X溶液與Y溶液反應(yīng)的離子方程式
Al3++3NH3+3H2O=Al（OH）3↓+3NH4+
Al3++3NH3+3H2O=Al（OH）3↓+3NH4+
，
N→⑥的單質(zhì)的化學(xué)方程式為
2Al2O3（熔融）
   電解   
.
冰晶石
4Al+3O2↑
2Al2O3（熔融）
   電解   
.
冰晶石
4Al+3O2↑
，
M溶液中離子濃度由大到小的排列順序是
c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）或c（NO3-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）
c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）或c（NO3-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）
，
M中陽離子的鑒定方法
取少量M樣品放入試管，加入氫氧化鈉溶液，加熱，產(chǎn)生能使?jié)駶?rùn)的紅色石蕊試紙變藍(lán)的氣體，證明有銨根離子
取少量M樣品放入試管，加入氫氧化鈉溶液，加熱，產(chǎn)生能使?jié)駶?rùn)的紅色石蕊試紙變藍(lán)的氣體，證明有銨根離子
．

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科目：高中化學(xué) 來源： 題型：

下表是元素周期表的一部分．表中所列的字母分別代表一種化學(xué)元素．
A
B C D E
F G H I
J K L M
試回答下列問題：
（1）表中屬于d區(qū)的元素有
J K L
J K L
（填所選字母）．用電子式表示G和I形成的化合物的形成過程：

（2）寫出元素L的基態(tài)原子的電子排布式
1S22S22P63S23P6 3d104s1
1S22S22P63S23P6 3d104s1
．
（3）某元素的特征電子排布式為（n+1）sn（n+1）pn-1，在上周期中，與該元素為對(duì)角線關(guān)系的元素形成的單質(zhì)與氫氧化鈉溶液反應(yīng)的離子方程式
Be+2OH-=BeO22-+H2↑
Be+2OH-=BeO22-+H2↑

（4）比較M的氫化物與同族第二周期元素所形成的氫化物穩(wěn)定性由高到低的順序?yàn)?!--BA-->
NH3＞AsH3
NH3＞AsH3
（用化學(xué)式表示），并說明理由
同主族從上到下原子半徑依次增大，氫化物的穩(wěn)定性同主族從上到下非金屬性減弱，氫化物穩(wěn)定性減弱
同主族從上到下原子半徑依次增大，氫化物的穩(wěn)定性同主族從上到下非金屬性減弱，氫化物穩(wěn)定性減弱
．

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科目：高中化學(xué) 來源：2013屆福建省高二上學(xué)期期中考試化學(xué)試卷 題型：選擇題

（12分）X、Y、Z、L、M五種元素的原子序數(shù)依次增大。X、Y是組成有機(jī)物的基本元素，Z的最外層電子分布情況是P軌道上的電子比S軌道上的電子多一個(gè)，L在所有元素中電負(fù)性排第二位，其原子最外層有兩個(gè)未成對(duì)電子，M的正三價(jià)離子其核外第三電子層有五個(gè)未成對(duì)電子�；卮鹣铝袉栴}：

⑴ L的元素符號(hào)為        ；M在元素周期表中的位置為                     ；五種元素的原子半徑從大到小的順序是                            （用元素符號(hào)表示）。

⑵ Z、X兩元素按原子數(shù)目比l∶3和2∶4構(gòu)成分子A和B，A的電子式為          ，B—空氣燃料電池是一種堿性燃料電池，電解質(zhì)溶液是20%~30%的KOH溶液，B—空氣燃料電池放電時(shí)：負(fù)極的電極反應(yīng)式是：                           。

⑶ 硒（Se）是人體必需的微量元素，與L同一主族，Se原子比L原子多兩個(gè)電子層，則Se的特征構(gòu)型的電子排布式為            ，其最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物化學(xué)式為         。該族2 ~ 5周期元素單質(zhì)分別與H2反應(yīng)生成l mol氣態(tài)氫化物的反應(yīng)熱如下，表示生成1 mol硒化氫反應(yīng)熱的是__________（填字母代號(hào)）。

a．+99.7 kJ·mol－1   b．+29.7 kJ·mol－1  c．－20.6 kJ·mol－1   d．－241.8 kJ·mol－1

⑷ 用M單質(zhì)作陽極，石墨作陰極，NaOH  溶液作電解液進(jìn)行電解，生成難溶物R，R受熱分解生成化合物Q 。寫出陽極生成R的電極反應(yīng)式：                         ；

 

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科目：高中化學(xué) 來源：2013屆河北省高二下學(xué)期期中考試化學(xué)試卷（解析版） 題型：填空題

（13分）下表為元素周期表中前四周期的部分元素（從左到右按原子序數(shù)遞增排列，部分涉及到的元素未給出元素符號(hào)），根據(jù)要求回答下列各小題：

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

　

　

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

　

 

 

 

 

　

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

　

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

    （1）在以上表格中所有元素里基態(tài)原子的電子排布中4s軌道上只有1個(gè)電子的元素有            （填元素名稱）。

（2）根據(jù)元素原子的外圍電子排布的特征，可將元素周期表前四周期元素分成4個(gè)區(qū)域，分別為s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)，，則屬于s區(qū)的元素有        種，屬于d區(qū)的元素有         種。第二周期元素中除Ne外電負(fù)性由高到低的三種元素依次是           ,電離能由高到低的三種元素依次是           。

（3）Mn、Fe均為第四周期過渡元素，兩元素的部分電離能數(shù)據(jù)列于下表：

元素

Mn

Fe

電離能

（ kJ·mol－1）

I1

717

759

I2

1509

1561

I3

3248

2957

   回答下列問題：

   Mn元素的電子排布式為____________________________________，

   Fe2+的電子排布圖為__________________________

   比較兩元素的I2、I3可知，氣態(tài)Mn2+再失去一個(gè)電子比氣態(tài)Fe2+再失去一個(gè)  電子難。對(duì)此，你的解釋是：_____________________________

【解析】（1）考查元素周期表的結(jié)構(gòu)和原子核外電子的排布規(guī)律。根據(jù)構(gòu)造原理可知4s軌道上只有1個(gè)電子的元素是K、Cr和 Cu。

（2）除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自于構(gòu)造原理最后填入電子的能級(jí)的符號(hào)，即s區(qū)包括第IA和ⅡA，共2列。p區(qū)包括第ⅢA到第 ⅦA以及0族，共6列。D區(qū)包括第3列到第10列，共8列。ds區(qū)包括第11和12列，共2列。非金屬性越強(qiáng)，電負(fù)性越大，第一電離能也越大，非金屬性是Cl＞S＞P，所以電負(fù)性是Cl＞S＞P。由于P原子的3p軌道屬于半充滿，屬于第一電離能是Cl＞P＞S。

（3）根據(jù)構(gòu)造原理可以寫出錳元素的電子排布，即1s22s22p63s23p63d54s2，F(xiàn)e2+的電子排布圖為1s22s22p63s23p63d6。由于Mn2+的3d軌道屬于半充滿，比較穩(wěn)定，所以再失去1個(gè)電子所需要的能量就高。而Fe2+的3d軌道上有6個(gè)電子，F(xiàn)e3+的3d軌道上有5個(gè)電子，屬于不充滿比較穩(wěn)定，因此3d能級(jí)由不穩(wěn)定的3d6到穩(wěn)定的3d5半充滿狀態(tài)，需要的能量相對(duì)要少。

 

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