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    问题从周期表的第二、三周期的元素分析来看，位于同一周期元素的原子结构有什么相同之处？它们之间有没有递变规律？怎样递变？为什么有这种递变？

    从周期表的第1、17列元素分析来看，同一列(族)元素的原子结构有什么相同之处？它们之间有没有递变规律？怎样递变？为什么有这种递变？

    答案：
    解析：

    　　导思：要学会透过外在现象抓内在联系．关键要清楚讨论原子结构需要从哪几个角度来看，一般包含：核外电子排布(重点是电子层数、最外层电子数)、原子半径等内容．

    　　关于原子半径的大小，则是要找到影响原子半径大小的因素，从以下几方面分析：

    　　电子层数多少(层多径大)、核电荷数多少(核电荷数越多，半径越小)、电子数多少(核外电子数越多，半径越大)，并要从中找出矛盾的主要方面，然后再来决定递变结果，即规律内容．

    　　探究：从第二、三周期元素来看，同周期内元素的原子结构的相同点：电子层数相同，但有递变．递变规律：随着原子序数的递增，最外层电子数依次增加，从1增至8；原子半径依次减小，从第1列中的最大值递减到第17列的最小值，第18列例外．发生这个递变的原因是，同周期中，虽然电子数增多会使半径增大，但核电荷越多，核对外层电子的吸引力越大，使原子的内缩力增大，这个方面成为矛盾的主要方面，因此，原子半径越来越小．

    　　而从第1、17列来看，同主族中，最外层电子数相等，但也有递变方面，即随着原子序数的递增，电子层数越来越多，原子半径越来越大．原因是：随着原子序数的递增，虽然核电荷数增大会使半径减小，但电子数的增多，特别是电子层数的增多使半径增大成了矛盾的主要方面．

    　　电子层数相同．最外层电子数依次增加，从1增至8；原子半径依次减小．同主族中，最外层电子数相等，电子层数越来越多，原子半径越来越大．


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    相关习题

    科目：高中化学 来源： 题型：阅读理解

    下表为元素周期表的一部分，请参照元素①～⑧在表中的位置，回答下列问题：
    （1）地壳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的最高价含氧酸的酸性是由强到弱的，用原子结构解释原因：
    同一主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多
    同一主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多
    ，原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱．
    （3）①、④、⑤、⑧中的某些元素可形成既含离子键又含共价键的离子化合物，写出其中一种化合物的电子式
    ．
    （4）由表中两种元素的原子按1：1组成的常见液态化合物的稀溶液易被催化分解，下列物质不能做该反应催化剂的是（填序号）
    c
    c
    ．
    a．MnO2　　b．CuSO4     c．Na2SO3   d．FeCl3
    （5）W与④是相邻的同主族元素．在下表中列出H2WO3的各种不同化学性质，举例并写出相应的化学方程式．
    编号 性质 化学方程式
    示例 氧化性 H2WO3+3H3PO3═3H3PO4+H2W↑
    1
    还原性
    还原性
    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见物质X、Y、Z、M、N可发生以下反应（如图）：

    X溶液与Y溶液反应的离子方程式
    Al3++3NH3+3H2O=Al（OH）3↓+3NH4+
    Al3++3NH3+3H2O=Al（OH）3↓+3NH4+
    ，
    N→⑥的单质的化学方程式为
    2Al2O3（熔融）
       电解   
    .
    冰晶石
    4Al+3O2↑
    2Al2O3（熔融）
       电解   
    .
    冰晶石
    4Al+3O2↑
    ，
    M溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是
    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中阳离子的鉴定方法
    取少量M样品放入试管，加入氢氧化钠溶液，加热，产生能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，证明有铵根离子
    取少量M样品放入试管，加入氢氧化钠溶液，加热，产生能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，证明有铵根离子
    ．

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    科目：高中化学 来源： 题型：

    下表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．
    A
    B C D E
    F G H I
    J K L M
    试回答下列问题：
    （1）表中属于d区的元素有
    J K L
    J K L
    （填所选字母）．用电子式表示G和I形成的化合物的形成过程：

    （2）写出元素L的基态原子的电子排布式
    1S22S22P63S23P6 3d104s1
    1S22S22P63S23P6 3d104s1
    ．
    （3）某元素的特征电子排布式为（n+1）sn（n+1）pn-1，在上周期中，与该元素为对角线关系的元素形成的单质与氢氧化钠溶液反应的离子方程式
    Be+2OH-=BeO22-+H2↑
    Be+2OH-=BeO22-+H2↑

    （4）比较M的氢化物与同族第二周期元素所形成的氢化物稳定性由高到低的顺序为
    NH3＞AsH3
    NH3＞AsH3
    （用化学式表示），并说明理由
    同主族从上到下原子半径依次增大，氢化物的稳定性同主族从上到下非金属性减弱，氢化物稳定性减弱
    同主族从上到下原子半径依次增大，氢化物的稳定性同主族从上到下非金属性减弱，氢化物稳定性减弱
    ．

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    科目：高中化学 来源：2013届福建省高二上学期期中考试化学试卷 题型：选择题

    （12分）X、Y、Z、L、M五种元素的原子序数依次增大。X、Y是组成有机物的基本元素，Z的最外层电子分布情况是P轨道上的电子比S轨道上的电子多一个，L在所有元素中电负性排第二位，其原子最外层有两个未成对电子，M的正三价离子其核外第三电子层有五个未成对电子。回答下列问题：

    ⑴ L的元素符号为        ；M在元素周期表中的位置为                     ；五种元素的原子半径从大到小的顺序是                            （用元素符号表示）。

    ⑵ Z、X两元素按原子数目比l∶3和2∶4构成分子A和B，A的电子式为          ，B—空气燃料电池是一种碱性燃料电池，电解质溶液是20%~30%的KOH溶液，B—空气燃料电池放电时：负极的电极反应式是：                           。

    ⑶ 硒（Se）是人体必需的微量元素，与L同一主族，Se原子比L原子多两个电子层，则Se的特征构型的电子排布式为            ，其最高价氧化物对应的水化物化学式为         。该族2 ~ 5周期元素单质分别与H2反应生成l mol气态氢化物的反应热如下，表示生成1 mol硒化氢反应热的是__________（填字母代号）。

    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单质作阳极，石墨作阴极，NaOH  溶液作电解液进行电解，生成难溶物R，R受热分解生成化合物Q 。写出阳极生成R的电极反应式：                         ；

     

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    科目：高中化学 来源：2013届河北省高二下学期期中考试化学试卷（解析版） 题型：填空题

    （13分）下表为元素周期表中前四周期的部分元素（从左到右按原子序数递增排列，部分涉及到的元素未给出元素符号），根据要求回答下列各小题：

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    　

    　

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    　

     

     

     

     

    　

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    　

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

        （1）在以上表格中所有元素里基态原子的电子排布中4s轨道上只有1个电子的元素有            （填元素名称）。

    （2）根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表前四周期元素分成4个区域，分别为s区、p区、d区、ds区，，则属于s区的元素有        种，属于d区的元素有         种。第二周期元素中除Ne外电负性由高到低的三种元素依次是           ,电离能由高到低的三种元素依次是           。

    （3）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下表：

    元素

    Mn

    Fe

    电离能

    （ kJ·mol－1）

    I1

    717

    759

    I2

    1509

    1561

    I3

    3248

    2957

       回答下列问题：

       Mn元素的电子排布式为____________________________________，

       Fe2+的电子排布图为__________________________

       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：_____________________________

    【解析】（1）考查元素周期表的结构和原子核外电子的排布规律。根据构造原理可知4s轨道上只有1个电子的元素是K、Cr和 Cu。

    （2）除ds区外，区的名称来自于构造原理最后填入电子的能级的符号，即s区包括第IA和ⅡA，共2列。p区包括第ⅢA到第 ⅦA以及0族，共6列。D区包括第3列到第10列，共8列。ds区包括第11和12列，共2列。非金属性越强，电负性越大，第一电离能也越大，非金属性是Cl＞S＞P，所以电负性是Cl＞S＞P。由于P原子的3p轨道属于半充满，属于第一电离能是Cl＞P＞S。

    （3）根据构造原理可以写出锰元素的电子排布，即1s22s22p63s23p63d54s2，Fe2+的电子排布图为1s22s22p63s23p63d6。由于Mn2+的3d轨道属于半充满，比较稳定，所以再失去1个电子所需要的能量就高。而Fe2+的3d轨道上有6个电子，Fe3+的3d轨道上有5个电子，属于不充满比较稳定，因此3d能级由不稳定的3d6到稳定的3d5半充满状态，需要的能量相对要少。

     

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