高中化学《原子结构与元素周期表》微课精讲+知识点+教案课件+习题

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视频教学：

知识点：

原子组成与结构

1、常见等电子微粒

⑴核外电子总数为2个的粒子：He、H^－、Li^＋、Be^2＋。

⑵核外电子总数为10个的粒子：Ne、HF、H₂O、NH₃、CH₄（分子类）；Na^＋、Mg^2＋、Al^3＋、NH₄^＋、H₃O^＋（阳离子类）；N^3－、O^2－、F^－、OH^－、NH₂^－（阴离子类）。

⑶核外电子总数为18个电子的粒子：Ar、HCl、H₂S、PH₃、F₂、H₂O₂、C₂H₆、CH₃OH、N₂H₄、CH₃NH₂、NH₂OH、CH₃F（分子类），K⁺、Ca²⁺、（阳离子类）；P^3－、S^2－、Cl^－（阴离子类）。

2、元素、核素、同位素的比较

元素周期表中的主要变化规律

化学键与分子结构

1、非极性分子和极性分子

⑴非极性分子：分子中正负电荷中心重合，从整体来看电荷分布是均匀的，对称的。这样的分子为非极性分子。当分子中各键均为非极性键时，分子是非极性分子。当一个分子中各个键都相同，均为极性键，但该分子的构型是对称的，则分子内正负电荷中心可以重合。这样的分子是非极性分子，如CH₄、CO₂。总之，非极性分子中不一定只含非极性键。

⑵极性分子：分子中正负电荷中心不能重合，从整个分子来看，电荷的分布是不均匀的、不对称的。这样的分子为极性分子，以极性键结合的双原子分子，必为极性分子，以极性键结合的多原子分子，若分子的构型不完全对称，则分子内正负电荷必然不重合，则为极性分子。总之，极性分子中必定会有极性键。但含有极性键的分子不一定是极性分子。

⑶常见分子的构型及分子极性

⑷判断AB_n型分子极性的经验规律

若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数则为非极性分子，若不等则为极性分子。如BH₃、BF₃、CH₄、CCl₄、CO₂、CS₂、PCl₅、SO₃等均为非极性分子，NH₃、PH₃、PCl₃、H₂O、H₂S、SO₂等均为极性分子。

AB_n分子内中心原子A若有孤对电子（未参与成键的电子对）则分子为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。

2、化学键与物质类别关系规律

⑴只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如I₂、H₂、P₄、金刚石、晶体硅等。

⑵只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物。如CCl₄、NH₃、SiO₂、CS₂等。

⑶既有极性键又有非极性键的物质：如H₂O₂、C₂H₂、CH₃CH₃、C₆H₆（苯）等

⑷只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na₂S、CsCl、K₂O、NaH等

⑸既有离子键又有非极性键的物质，如Na₂O₂、Na₂Sx、CaC₂等

⑹由离子键、共价键、配位键构成的物质，如NH₄Cl等

⑺无化学键的物质：稀有气体（单原子分子）。

1.电离能、电负性

(1)电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大

(2)元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。

(3)电负性的应用

①判断元素的金属性和非金属性及其强弱

②金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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，它们既有金属性，又有非金属性。

③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。

2.原子结构与元素性质的递变规律

3.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

高中化学选修三知识点总结：分子结构与性质

以上就是学大教育网为大家带来的2018年高二化学上册第1章《原子结构与元素周期表》知识点归纳，希望大家能够好好掌握化学知识点，从而在考试中取的好的化学成绩。

教案：

【引入】诗歌

“我们都来自同样的种子，拥有同一个父亲”，这“种子”“父亲”就是指原子，

原子，让我们的哲学家、诗人们魂牵梦绕，因为他们在不断的追问世界之本源；

原子，让科学家夜以继日，因为原子结构的揭秘可以解释世间万象。

今天，让我们跟随他们的脚步探一探原子的奥秘。

【思考与讨论】小组合作
① 沿着化学发展史，找一找你所熟悉的科学家或理论，和同学聊一聊你是在什么样的场合与他们相遇的？
② 回忆你所学过的化学知识，按照教材编写的顺序找一找他们在发展史中的位置。你发现了什么规律吗？如果让你来编写化学教科书，你会如何编排？
③ 什么是原子？在科学发展史中，原子的身影在哪里？出现的频率如何？为什么？

【小结】同学们对门捷列夫的印象最深，为什么呢？教材为什么在初中的绪言上就提到了门捷列夫呢？我们来一起回望过去：如果把人类发展史比做一个人的话，那么他的发展过程就和人一样，会经历婴幼儿、儿童、青少年、青年……从学习的角度来看：学前、小学、初高中、大学……怀特海在《教育的目的》中说学习可分为浪漫期、精确期、综合期……，浪漫期是学前和小学时期、精确期是初高中时期，综合期相当于大学及以后的时期。

门捷列夫元素周期表的发现可以说是化学研究的里程碑，它使自法拉第电解法的发明而纷纷涌现的各种元素的不同性质从无序变得有序，使化学由浪漫期进入精确期。纷乱的现象有序化促使科学家们更加深入的思考其背后的本质——化学变化中最小的微粒——原子的结构。也促使物理对原子结构的更为深入和积极。所以，门捷列夫的元素周期表的发现，是人类发展史或者说科学史进入精确期的开始。

回看我们所学过的知识，我们可以感受到过去一年多的学习有序吗？化学知识给你的感觉是纷乱吧？你有没有想过要将这纷乱的知识进行归类或排序？可是门捷列夫去做了这样的事，所以门捷列夫是科学家，而我们没能成为科学家？这差距是什么？所以今天这节课，我们不仅仅要学会相应的知识，还要知道如何像科学家一样的思考。

门捷列夫思考这个问题的时间节点和我们现在的学习时间点非常吻合，我们正处于高一阶段，从大的学习环节来说，从初中迈入高中，学习能力更上一层楼；从化学的学习来说，从初三的浪漫孕育正好进入精确期，如此分析，可以看出我们的专家们对学习的认知规律是相当的了解的。所以教材编写的相当不错。

回望历史——原子，从远古蹒跚走来，现在的它又正是科学家的眼中的少年少女——就如我眼中的你们，孕育着希望。

（1）原子的质量  
【思考与讨论】（小组合作）
① 参照初中所学的相对原子质量的计算方法，利用初中教材提供的数据，计算粒子的相对质量（保留5位有效数字）。
② 分析计算得到的数据，感受原子核与核外电子质量之间的差距。
③ 近似处理计算得到的数据，体会粒子的相对质量与粒子个数之间的关系。

【小结】

通过计算，我们感受到数据处理带来的直观和震撼，我们可以理直气壮的说：质量可以通过数质子数和中子数来衡量。我们成功的、水到渠成的借着相对质量，我们将宏观可称量的质量与微观不可见的微粒个数之间的直通车，得出：1、质量数 = 质子数+中子数，（这个计算过程，可以帮助学生降低学习物质的量的难度。）

正是有这微妙的质量与个数之间的关系，门捷列夫按照相对原子质量编排的周期表的成功是必然的。

我们已经知道：质子数 = 核外电子数，科学家们设想——核外电子的排布也有着奇妙的规律。 

在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用n=1, 2, 3, 4, 5, 6, 7或K、L、M、N、O、P、Q来表示从内到外的电子层。

他们认为由于电子是处于原子核的引力场中，应按能量由低到高的顺序由里到外分层排布在不同的能层上。

【思考与讨论】
下表是稀有气体元素原子的电子层排布，从中你能发现什么规律？请思考并讨论下列问题。
① 当K成为最外层时，最多能容纳的电子数是多少？除了K层, 其它各层为最外层时，最多能容纳的电子数是多少？
② 次外层最多容纳的电子数是多少？（学生对次外层的意思不是很清楚，需要解释）
③ 你能归纳出第n层最多能容纳的电子数吗？
④ 请你根据所归纳的规律，用原子结构示意图表示核电荷数为1-20号元素原子的核外电子排布。

【小结】（2）核外电子分层排布规律：

（1）电子总是按能量由低到高尽先由里向外排列；

（2）每个电子层最多可以容纳2n²个电子；

（3）最外层最多可以容纳8个电子

       （K层为最外层时，最多容纳2个）；

（4）次外层最多容纳18个电子。

（3）书写——原子结构示意图：

通过初高中教材提供的科学家们研究所得我们知道原子分层排布的模型。有了这些知识，我们确实可以解释很多的现象和问题。

但是我想问两个问题：

①大家体会一下教材的编排，真的是十分的用心。我们要注意教材的这种阶梯式编排符合人类认知的一般水平，让我们对新知识时学习有了铺垫，因为《人是如何学习的》中明确的说：学习是需要前概念的辅助的。所以教材的编写如此，我们的常规教学也必须如此。

但是，你有没有想过：科学家是这样思考这样的问题的？他会不会像我们这样借助于稀有气体的核外电子排布来总结核外电子的排布规律呢？

②我们现在所学的原子结构模型一定正确吗？

【思考与讨论】阅读教材中P88的科学史话和补充材料：
① 科学家们是怎样一步一步探究原子结构的？
② 科学家们研究的问题是从哪里来的？他们如何解决问题？
③ 从他们的研究中你发现了哪些方法可以借鉴？

【小结】

① 构建模型：道尔顿的实心球模型、汤姆孙的枣糕模型、卢瑟福的行星模型、玻尔的轨道模型、薛定谔的电子云模型

认识不是孤立地存在的，而是作为一种特定的功能与丰富的生活相联系的。理论性认识产于实际生活的某种需要。从科学家研究原子结构的过程中，我们可以深刻感知化学研究由宏观到微观、由表面到本质的发展过程。

② 实验检验：阴极射线、α粒子散射实验、分光镜的出现推动科学家们对模型的认知。

模型并不是说一定要是宏观模型。量子力学时代的开启，思想实验和数学模型纷纷涌现，这些思想对人们的认知带来了极大的冲击。所以我们又要再一次的改变我们的观念。因为用宏观世界的概念理解微观世界本身就存在着极大的局限性。牛顿的经典力学和爱因斯坦的广义、狭义相对论就可以说明问题。当然任何的思想或数学模型最终还是要实验来证明的。但是我们要想在前面，才能推动科技之进步。所以科学家们的设想才是最最重要的，为什么科学家们会去设想，因为他们有一双善于发现问题的眼睛。因此，我们一定要向科学家一样的思考！

③ 科学家作为一个特殊群体，由于他们的方法论特征就是要寻找错误，进行批判性思考，因此他们可能比其他人群更清楚地意识到，错误是多么容易发生！科学家善于从前人的错误中吸取教训，甚至有时必须抛弃一度显得合乎逻辑，但后来被证明是错误的、误导的、过于局限的或无效的理论，致力于寻求正确或更合理的答案——这就是为什么他们会成为科学家的原因。在科学上，没有一个理论能够说得到了完全的“证明”，当新事实和新的观察结果出现时，它必定有待于进一步检验和审视。正是科学这一不断自我纠错的特性，使它成为人类理解自然机制最为严谨也最为有效的手段。这种批判性思维正是科学工作的关键要素。

【小结】站在上帝的视角：

远看人类发展史，似乎人类的进步是靠着点点滴滴的积累攒起来的，教科书就是给我们这样的感觉。但这是一般规律，教科书的目的是为了普及知识，同时也是为我们积攒高度，可以让我们在已知的世界的基础上明白未知的世界。

走进原子结构演变过程，我们发现推动人类科技发展的是科学的革命式的理论的推陈出新。

因此，我们在接受教科书知识的同时，不要忘记自己的主观能动性，我们要像科学家一样的思考问题。我们要勇于创新、勇于发现问题。

【总结】今天，我们借着小小的又举足轻重的原子，学着跳出“胡桃壳”的世界，站在上帝的视角：从时间上，跨越千古，知道了原子的前世今生——知道了我们现在所学的原子结构模型——质量数、核外电子排布的规律；展望未来，我们知道未来已来——量子力学已经拉开帷幕。

今天，我不仅仅想要告诉你，原子，你是谁？你从哪里来？你到哪里去？

我还想问一问每天都在读书的你，

有没有想一想：我今天在学什么？学的这个知识的意义和价值在哪里？

有没有问一问：我今天的学习是为了什么？我的明天在哪里？

刚刚进入高一的你，有没有问一问：我是谁？我从哪里来？我到哪里去？

课件：

练习：

思考题

1．氢原子为什么是线状光谱？谱线波长与能层间的能量差有什么关系？  

1．因为氢原子(也包括其他原子)核外电子按不同能量分层排布，这些能量间是不连续的。跃迁到高能量轨道的电子回到低能量轨道时放出的能量以光的形式放出。任一原子轨道间的能量差个数是有限的，故放出的光谱是有限的几条，所以是线状光谱。根据hγ=△E，谱线波长λ= hc/△E。  

2．原子中电子的运动有什么特点？  

2．原子中电子的运动有什么特点与其他微观粒子一样，具有波粒两象性。量子力学用几率波来描述电子的运动。  

3．量子力学的轨道概念与波尔原子模型的轨道有什么区别和联系？  

3．波尔原子模型的轨道把原子核作为球心，电子在原子核为球心的同心圆上围绕原子核旋转，也称“星系模型”。 量子力学的轨道概念是电子作为几率波，在原子核和其他电子形成的电场中运动。用波动方程描述电子的运动，由于是微分方程，要有合理解，要确定一系列量子数，每一组量子数确定的波动方程即为一轨道。  

4．比较原子轨道角度分布图与电子云角度分布图的异同。 

4．原子轨道有正负之分，且原子轨道比较“胖”； 电子云是原子轨道的平方，无正负之分，比原子轨道“瘦”。 

5．氢原子的电子在核外出现的概率最大的地方在离核52.9pm的球壳上(正好等于波尔半径)，所以电子云的界面图的半径也是52.9pm。这句话对吗？  

5．不对。电子云的界面图指包括电子运动概率很大(例如90%或99%)的等密度面的界面。 6．说明四个量子数的物理意义和取值范围。哪些量子数决定了原子中电子的能量？  

6．主量子数是决定电子与原子核平均距离的参数。其取值范围n为1、2、3、4„„∞的自然数。角量子数是电子运动角动量的参数，其取值范围l为0、1、2、3、„„(n-1)的自然数。

磁量子数是具有相同角动量的电子在空间不同伸展方向的参数，其取值范围m为0、±1、±2、„„±l。自旋量子数是表示电子自旋的参数，根据电子自旋只有顺时针和逆时针两种情况，自旋量子数ms的取值范围取＋1/2和－1/2。对于氢原子，只有主量子数决定原子中电子的能量，对于其他原子，有主量子数和角量子数决定电子的能量。

7．原子核外电子的排布遵循哪些原则？举例说明。 

7．原子核外电子排布遵循泡利不相容原理、能力最低原理和洪特规则极其特例。（举例略） 

8．为什么任何原子的最外层均不超过8个电子？次外层均不超过18个电子？为什么周期表中各周期所包含的元素数不一定等于相应电子层中电子的最大容量2n2？ 

8．这是原子轨道能级交错的必然结果。当原最外层已排满8个电子时，按基态能量最低原理，这8个电子排布的轨道肯定是ns2np6，若还有电子要进入原子轨道，由于n d的能量大于的(n+1)s能量，电子排在新开辟的(n+1)s轨道，在(n+1)s轨道排满2个电子后，电子再依次进入n d轨道，这时n层是次外层，所以最外层电子不会超过8个电子。当次外层d轨道的10个电子排满后，也是由于能级交错的原因，新增的电子进入到能量较低的(n+2)s轨道，只有(n+2)s轨道排满2个电子后，电子再依次进入n f轨道，这时n层是倒数第三层，所以次外层电子不会超过18个电子。 

9．

9.

10.什么叫有效核电荷？其递变规律如何？有效核电荷的变化对原子半径、第一电离能有什么影响？ 

10．元素的有效核电荷Z*是核对最外层电子的净吸引作用。即扣除了其他电子屏蔽作用后剩下的核对最外层电子的作用力，Z*= Z－σ。对同一周期元素原子，从左到右，有效核电荷数逐渐增加，故原子半径逐渐减小，第一电离能逐渐增加。 

11．第二、第三周期中元素原子第一电离能的变化规律有哪些例外？原因是什么？ 

11．第二、第三周期中元素原子第一电离能的变化规律总体是从左到右逐渐增大，但遇到最外层电子排布为ns2和ns2np3的原子，由于分别是半充满和全充满，属于稳定态，故其第一电离能比其右边的原子大。如Be、N、Mg、P。 

12．说明屏蔽效应、钻穿效应与原子中电子排布的关系。 

12．由于屏蔽效应、钻穿效应使原子轨道出现能力交错，电子排布的顺序与电子层数的大小不对应。如电子先排ns，再排(n-1)d，最后排(n-2)f轨道。 

13．为什么He+中3s和3p轨道能量相等，而在Ar+中3s和3p轨道的能量不相等？ 

13．He+是类氢离子(核外只有1个电子)，轨道能量只与主量子数有关，故3s和3p轨道能量相等。而Ar+不是类氢离子，轨道能量与主量子数和角量子数有关，故3s和3p轨道的能量不相等。 

14．A,B,C为周期表中相邻的三种元素，其中元素A和元素B同周期，元素A和元素C同主族，三种元素的价电子数之和为19，质子总数为41，则元素A为       ，元素B为       ，元素C为       。 

14．A为 S ，元素B为 Cl ，元素C为 O  。(解法：设A和C的介电子数为x，则B的介电子数为(x+1)，则2x+(x+1)=19，解得x =6。) 

15．什么叫镧系收缩？它对元素的化学性质有什么影响？ 

15．元素周期表中镧的一格(第五周期，ⅢB族)，包含了15个元素，根据原子半径递变规律，同周期原子序数每增加一个单位，原子半径就缩小一次，尽管每次缩小的幅度都很小，但通过14次的缩小，总的缩小量很可观。由于这一格原子半径缩小的多，致使第六周期和第五周期同族元素半径并不增大，几乎相等，这就是镧系收缩。由于镧系收缩，同一族元素从上到下金属性并不增强。 

习题

1．根据波尔理论，计算氢原子第五个波尔轨道半径(nm)及电子在此轨道上的能量。

1．En=－R1/n2           R=2.1799×10-18J=13.606eV，rn=52.9×n2pm       n =5，

E5=－13.6/25eV=－0.544 eV           r5=52.9×n2pm=52.9×52pm=1322.5pm 

2．氢原子核外电子在第四层轨道运动时的能量比它在第一层轨道运动时的能量高2.034×10-21kJ，这个核外电子由第四层轨道跃入第一层轨道时，所发出电磁波的频率和波长是多少？(已知光速为2.998×108m•s-1) 

2．△E=hγ，γ=△E /h=2.034×10-21×103/6.626×10-34=3.07×1015s-1 

λ=c/γ=2.998×108×109/3.070×1015=97.65nm 

3．下列各组量子数中哪一组是正确的？将正确的各组量子数用原子轨道表示之，并指出其他几组量子数的错误之处。 

⑴n=3，l=2，m=0；⑵n=4，l=1，m=0；⑶n=4，l=1，m=-2；⑷n=3，l=3，m=-3； 

3．⑴正确，轨道是3dx；⑵正确，轨道是4px；⑶错误。m值的绝对值不能大于l；⑷错误，l值一定要小于n值。 

4．氧原子中的一个p轨道电子可用下面任何一套量子数描述： 

①2,1,0,+ 1/2；②2,1,0,-  1/2；③2,1,1,+ 1/2；④2,1, 1,-1/2；⑤2,1,-1,+1/2；⑥2,1,-1,- 1/2。

若同时描述氧原子的4个p轨道电子，可以采用哪四套量子数？ 

4．用①2,1,0,+ 1/2；②2,1,0,- 1/2；③2,1,1,+ 1/2；⑤2,1,-1,+ 1/2

或②2,1,0,- 1/2；④2,1, 1,- 1/2；⑤2,1,-1,+ 1/2；⑥2,1,-1,- 1/2。 

或①2,1,0,+ 1/2③2,1,1,+ 1/2；④2,1, 1,- 1/2；⑤2,1,-1,+ 1/2；等。 

5．5.

6.一个原子中，量子数n=3，l=2时可允许的电子数是多少？ 

6．有(2l+1=5)5根轨道，故可允许的最多电子数是10。 

7. 7.

8．8.

9．19号元素K和29号元素Cu的最外层中都只有一个4s电子，但二者的化学活泼性相差很大。试从有效核电荷和电离能说明之。 

9．19号K核内有19个带正电荷的质子，内层的18个电子分别在ns和np轨道，屏蔽效应较大，有效核电荷较小，致使最外层4s电子受到束缚较小，化学性质较活泼。29号元素Cu次外层d轨道屏蔽效应较小，有效核电荷较大，致使最外层4s电子受到束缚较大，化学性质不活泼。 

10．写出下列元素原子的电子排布式，并给出原子序数和元素名称。 

（1）第三个稀有气体；      （2）第四周期的第六个过渡元素； （3）电负性最大的元素；         

 （4）4p半充满的元素； （5）4f填4个电子的元素。 

10．（1）[Ne]3s23p6，Ar；  （2）[Ar]3d64s2，Fe；   （3）1s22s22p5,F；                       （4）[Ar]3d104s24p3，As；    （5）[Xe]4f46s2， Nd。 

11．有A,B,C,D四种元素。其中A为第四周期元素，与D可形成1：1和1：2原子比的化合物。B为第四周期d区元素，最高氧化数为7。C和B是同周期元素，具有相同的最高氧化数。D为所有元素中电负性第二大元素。给出四种元素的元素符号，并按电负性由大到小排列之。 11．解：由题意可知，D为O元素；A为K元素,可形成K2O2,KO2两种化合物；B为Mn元素；C为Br元素。电负性由大到小为O，Br，Mn，K。 

12．有A,B,C,D,E,F元素，试按下列条件推断各元素在周期表中的位置、元素符号，给出各元素的价电子构型。 

⑴A,B,C为同一周期活泼金属元素，原子半径满足A>B>C，已知C有3个电子层。 

⑵D,E为非金属元素，与氢结合生成HD和HE。室温下D的单质为液体，E的单质为固体。

⑶F为金属元素，它有4个电子层并且有6个单电子。 

12．A:Na, 第三周期第IA族；B:Mg, 第三周期第ⅡA族；C:Al; 第三周期第ⅢA族； D:Br, 第四周期第ⅦA族；E:I, 第五周期第ⅦA族；F:Cr, 第三周期第ⅥB族；

13．由下列元素在周期表中的位置，给出元素名称、元素符号及其价层电子构型。 

⑴第四周期第VIB族；   ⑵第五周期第IB族； ⑶第五周期第IVA族；                 

⑷第六周期第IIA族； ⑸第四周期第VIIA族。 

13．⑴铬，Cr，3d54s1；⑵银，Ag，4d105s1；⑶锡，Sn，4d105s25p2；⑷钡，Ba，6s2； ⑸溴，Br， 4s24p5； 

14．A,B两种元素的原子最后一个电子填充在相同的能级组轨道上，B的核电荷比A大9个单位，C的质子数比B多7个；1 mol的A单质同酸反应置换出1gH2，同时转化为具有氩原子的电子层结构的离子。判断A,B,C各为何元素，A,B同C反应时生成的化合物的分子式。 14．解：由题意可知，A为Ca元素；B为Cu元素；C为Br元素；A同C反应时生成的化合物的分子式为CaBr2。B同C反应时生成的化合物的分子式为CuBr2或CuBr。 

15．对于116号元素，请给出 ⑴价电子构型；  ⑵在元素周期表中的位置；   ⑶钠盐的化学式；  ⑷简单氢化物的化学式；⑸最高价态的氧化物的化学式； ⑹该元素是金属还是非金属。

15．116号元素的核外电子排布为：[Rn]5f56d107s27p4。

⑴价电子构型7s27p4；⑵在元素周期表第七周期ⅣA族；⑶不能形成钠盐；

⑷简单氢化物的化学式RH4；⑸最高价态的氧化物的化学式RO2；⑹该元素是金属。 

16．比较大小并简要说明原因。 

⑴第一电离能O与N，Cd与In，Cr与W； ⑵第一电子亲合能C与N，S与P。 

14．⑴第一电离能O＜N，因为N原子2p轨道是半充满，属于稳定态。Cd＜In，同一周期从左到右第一电离能逐渐增加；Cr＜W，由于镧系收缩，W的半径很小，有效核电荷较大。 ⑵第一电子亲合能C＞N（指放出的能量，负值大），由于N原子2p轨道是半充满，再接受一个电子反而稳定性下降。S＜P，按一般规律同一周从左到右第一电子亲合能增加（负值增加），再加上P原子3p轨道是半充满，第一电子亲合能更小（负值小）

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