新人教版化学选修3高中《原子结构与元素的性质》word学案三
新人教版化学选修3高中《元素的性质与原子结构》教案
新人教版化学选修3高中《元素的性质与原子结构》教案一、基本说明1．教学内容所属模块：《化学2》2．年级：一年级3．所用教材出版单位：人民教育出版社4．所属的章节：第一章第一节第二课时5．教学时间：45 分钟二、教学设计1.教学目标：知识与技能：1、通过有关数据和实验事实，了解原子结构与元素性质之间的关系。
2、认识原子结构相似的一族元素在化学性质上表现出来的相似性和递变性。
过程与方法：引导学生通过理论分析、实验探究、讨论交流而初步得出同主族元素的性质与原子结构之间的关系，体验“由特殊到一般，又从一般到特殊”的探究过程，帮助学生形成研究能力。
情感、态度和价值观：通过从实验和理论角度对规律的探究，体验科学探究的艰辛和喜悦，感受化学世界的奇妙与和谐，激发学生学习化学的兴趣，并在活动中培养学生严谨求实的科学态度和以实验为基础的实证研究方法，坚信理论是从实践中来并能指导实践。
2.内容分析：本节课具有承上启下的作用。
学生在初中对元素的性质和原子结构特别是最外层上的电子数目的关系已有了初步的认识；在化学1（必修）“金属及其化合物”和“非金属及其化合物”相关章节中对金属（特别是钠）和非金属（特别是氯）的性质进行了较为系统的学习；在上一节课学生对“元素周期表”又有了一定的认识。
这些都为本节构建元素周期表纵向的同主族元素性质的相似性和递变性规律打下了重要基础。
而通过对本节课的学习，特别是探究解决问题的方法，也为后面探究出“元素周期律”，归纳出“位”、“构”、“性”关系结论奠定了基础。
本节课的重点是同主族原子结构与元素性质的关系。
教材中以碱金属元素和卤族元素为代表介绍同主族元素性质和原子结构上的相似性和递变性，采取了从“理论分析”到“实验验证”的方法来展示内容的，目的是提高对化学学习的理论指导作用。
因此，本节要解决的核心问题是在化学学习中学生较多采用了机械记忆的方式，缺乏理论的指导作用，对知识的建构不够系统，容易遗忘；对知识的理解不够深刻，分析问题欠准确，解决实际问题的能力比较低。
人教版高中化学选修三1.2《原子结构与元素的性质》(第2课时)word学案
人教版高中化学选修三1原子结构与元素的性质(第2课时)知识与技能：1、把握原子半径的变化规律2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质3、进一步形成有关物质结构的差不多观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值教学过程：二、元素周期律(1)原子半径〖探究〗观看下列图表分析总结：元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何明白得这种趋势？元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何明白得这种趋势？〖归纳总结〗原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。
明显电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，因此同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐步增多，原子半径逐步增大。
而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，因此同周期元素，从左往右，原子半径逐步减小。
(2)电离能[基础要点]概念1、第一电离能I1；态电性基态原子失去个电子，转化为气态基态正离子所需要的叫做第一电离能。
第一电离能越大，金属活动性越。
同一元素的第二电离能第一电离能。
2、如何明白得第二电离能I2、第三电离能I3、I4、I5……？分析下表：〖科学探究〗1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？什么缘故Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属的电离能与金属爽朗性有什么关系？2、阅读分析表格数据：Na Mg Al各级电离能(KJ/mol)496 738 578 4562 1415 1817 6912 7733 2745 9543 10540 11575 13353 13630 14830 16610 17995 18376 20114 21703 23293什么缘故原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？数据的突跃变化说明了什么？〖归纳总结〗1、递变规律周一周期同一族2、第一电离能越小，越易失电子，金属的爽朗性就越强。
高中化学选修3教案：第一章第二节原子结构与元素的性质
第二节原子结构与元素的性质一、教材分析本节课是人教版化学选修3第一章第二节的教学内容，是在必修2第一章《物质结构元素周期律》, 选修3第一章第一节《原子结构》基础上进一步认识原子结构与元素性质的关系。
本节教学内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。
第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。
本节教学需要三个课时，本教学设计是第一课时的内容。
总的思路是通过复习原子结构及元素周期表的相关知识引入新知识的学习，然后设置问题引导学生进一步探究原子结构与元素周期表的关系，再结合教材中的“科学探究”引导学生进行问题探究，最后在学生讨论交流的基础上，总结归纳元素的外围电子排布的特征与元素周期表结构的关系。
根据新课标的要求，本人在教学的过程中采用探究法，坚持以人为本的宗旨，注重对学生进行科学方法的训练和科学思维的培养，提高学生的逻辑推理能力以及分析问题、解决问题、总结规律的能力。
二、教学重点1、原子结构与元素周期表的关系及原子核外电子排布的周期性变化。
2、电离能得定义及与原子结构之间的关系。
3、电负性及其意义。
三、教学难点1、电离能得定义及与原子结构之间的关系2、电离能得定义及与原子结构之间的关系3、电负性的应用。
四、教学方法复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法1. 可以以问题思考的形式复习原子结构、元素周期律和元素周期表的相关知识，引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步认识、理解原子结构与元素在周期表中位置的关系。
2. 对于电离能和电负性概念的教学，应突出电离能、电负性与元素性质间的关系。
在了解电离能概念和概念要点的基础上，重点引导学生认识、理解元素电离能与元素性质间的关系。
新人教版化学选修3高中《元素的性质与原子结构》word教案
《元素的性质与原子结构》教学设计一、基本说明1．教学内容所属模块：《化学2》2．年级：一年级3．所用教材出版单位：人民教育出版社4．所属的章节：第一章第一节第二课时5．教学时间：45 分钟二、教学设计1.教学目标：知识与技能：1、通过有关数据和实验事实，了解原子结构与元素性质之间的关系。
2、认识原子结构相似的一族元素在化学性质上表现出来的相似性和递变性。
过程与方法：引导学生通过理论分析、实验探究、讨论交流而初步得出同主族元素的性质与原子结构之间的关系，体验“由特殊到一般，又从一般到特殊”的探究过程，帮助学生形成研究能力。
情感、态度和价值观：通过从实验和理论角度对规律的探究，体验科学探究的艰辛和喜悦，感受化学世界的奇妙与和谐，激发学生学习化学的兴趣，并在活动中培养学生严谨求实的科学态度和以实验为基础的实证研究方法，坚信理论是从实践中来并能指导实践。
2.内容分析：本节课具有承上启下的作用。
学生在初中对元素的性质和原子结构特别是最外层上的电子数目的关系已有了初步的认识；在化学1（必修）“金属及其化合物”和“非金属及其化合物”相关章节中对金属（特别是钠）和非金属（特别是氯）的性质进行了较为系统的学习；在上一节课学生对“元素周期表”又有了一定的认识。
这些都为本节构建元素周期表纵向的同主族元素性质的相似性和递变性规律打下了重要基础。
而通过对本节课的学习，特别是探究解决问题的方法，也为后面探究出“元素周期律”，归纳出“位”、“构”、“性”关系结论奠定了基础。
本节课的重点是同主族原子结构与元素性质的关系。
教材中以碱金属元素和卤族元素为代表介绍同主族元素性质和原子结构上的相似性和递变性，采取了从“理论分析”到“实验验证”的方法来展示内容的，目的是提高对化学学习的理论指导作用。
因此，本节要解决的核心问题是在化学学习中学生较多采用了机械记忆的方式，缺乏理论的指导作用，对知识的建构不够系统，容易遗忘；对知识的理解不够深刻，分析问题欠准确，解决实际问题的能力比较低。
人教版高中化学选修三1.2《原子结构与元素的性质》(第3课时)word学案
人教版高中化学选修三1原子结构与元素的性质(第3课时)知识与技能：1、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质2、能依照元素的电负性资料，说明元素的“对角线”规则，列举实例予以说明3、能从物质结构决定性质的视角说明一些化学现象，推测物质的有关性质4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力教学过程：〖复习〗1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？(3)电负性：〖摸索与交流〗1、什么是电负性？电负性的大小表达了什么性质？阅读教材p20页表同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何明白得这些规律？依照电负性大小，判定氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？[科学探究]1.依照数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。
2.电负性的周期性变化示例〖归纳志与总结〗1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故能够用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。
周期表从左到右，元素的电负性逐步变大；周期表从上到下，元素的电负性逐步变小。
电负性的大小能够作为判定元素金属性和非金属性强弱的尺度。
金属的电负性一样小于 1.8，非金属的电负性一样大于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，他们既有金属性又有非金属性。
2、同周期元素从左往右，电负性逐步增大，说明金属性逐步减弱，非金属性逐步增强。
同主族元素从上往下，电负性逐步减小，说明元素的金属性逐步减弱，非金属性逐步增强。
[摸索5]对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。
请查阅电负性表给出相应的说明？3.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。
新人教版化学选修3高中《原子结构与元素的性质》word学案二
第一章原子结构与元素的性质第二节原子结构与元素的性质学案1原子结构与元素周期表1.X、Y、Z三种元素的原子，其最外层电子排布分别为n s1、3s23p1和2s22p4，由这三种元素组成的化合物的化学式可能是()A.XYZ2B．X2YZ3C．X2YZ2 D．XYZ3答案 A解析由X、Y、Z三元素的最外层电子排布可知X为ⅠA族中的元素，在化合物中呈＋1价，Y为铝，在化合物中呈＋3价，Z为氧，在化合物中呈－2价，再由化合物中各元素的化合价代数和为0，可推知答案为A。
2.某元素的原子序数为29，试问：(1)此元素原子的电子总数是多少？(2)它有多少个电子层？有多少个能级？(3)它的外围电子排布式是什么？(4)它属于第几周期？第几族？主族还是副族？(5)它有多少个未成对电子？答案(1)29个(2)4个电子层；7个能级(3)3d104s1(4)第四周期；第ⅠB族；副族(5)有1个未成对电子解析解答该题需掌握原子核外电子排布与元素周期表的关系和原子核外电子排布的规律。
根据核外电子排布原则，该元素的核外电子排布应为1s22s22p63s23p63d104s1，共有29个电子，故为Cu元素。
从核外电子排布式中可以得出n＝4，有四个电子层，所以为第四周期，外围电子排布式为3d104s1，所以在第ⅠB族。
外围电子的轨道表示式为，所以有1个未成对电子。
3.下表为元素周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。
请回答下列问题：(1)表中属于d区的元素是________(填编号)。
(2)表中元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状分子名称为________。
(3)某元素的特征电子排布式为n s n n p n＋1，该元素原子的核外最外层电子的孤对电子对数为________；该元素与元素①形成的分子X的空间构型为________。
(4)某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如上表中元素⑤与元素②的氢氧化物有相似的性质。
高中化学选修三第一章原子结构与性质讲义及习题含答案
第一章 原子构造及性质一.原子构造1、能级及能层2、原子轨道3、原子核外电子排布规律（1）构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按下图依次填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交织：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交织。
（PS ：构造原理并非4s 能级比3d 能级能量低，而是指这样依次填充电子可以使整个原子的能量最低。
）（2）能量最低原理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，简称能量最低原理。
（3）泡利（不相容）原理：一个轨道里最多只能包容两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量一样）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向一样，这个规则叫洪特规则。
比方，p3的轨道式为，而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充溢或全充溢时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s 22p 0、12Mg 3s 23p 0、20Ca 4s 23d 0；半充溢状态的有：7N 2s 22p 3、15P 3s 23p 3、24Cr 3d 54s 1、25Mn 3d 54s 2、33As 4s 24p 3；全充溢状态的有10Ne 2s 22p 6、18Ar 3s 23p 6、29Cu 3d 104s 1、30Zn 3d 104s 2、36Kr 4s 24p 6。
4、基态原子核外电子排布的表示方法（1）电子排布式↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑①用数字在能级符号的右上角说明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。
②为了避开电子排布式书写过于繁琐，把内层电子到达稀有气体元素原子构造的局部以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。
新人教版化学选修3高中《原子结构与元素的性质》word学案一
第一章原子结构与元素的性质第二节原子结构与元素的性质学案2元素周期律1.具有相同电子层结构的三种微粒A n＋、B n－、C，下列分析正确的是()A.原子序数的关系是C>B>AB.微粒半径的关系是B n－<A n＋C.C一定是稀有气体元素的一种原子D.原子半径的关系是A<C<B答案 C解析选C。
设C的原子序数为m，则A的原子序数为m＋n，B的原子序数为m－n，所以原子序数A>C>B；因A的质子数大于B，且A n＋、B n－具有相同的电子层结构，故微粒半径B n－>A n＋；因为B n－与C具有相同的电子层结构，且具有稀有气体元素的电子层结构，C 只能为稀有气体元素的原子。
2.美国化学家鲍林(L.Pauling)首先提出了电负性的概念。
电负性也是元素的一种重要性质，电负性越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。
下表给(1)根据表中所给数据分析推测：同主族的不同元素的电负性变化的规律是：________；同周期中，电负性与原子半径的关系为：________。
(2)预测周期表中电负性最大的元素应为________(填元素符号)；估计钙元素的电负性的取值范围：______<Ca<______。
(3)预测周期表中，电负性最小的元素位小第________周期________族(放射性元素除外)，其基态原子核外电子排布式可表示为______________________。
答案(1)核电荷数越大，电负性越小原子半径越小，电负性越大(2)F0.8 1.2(3)六ⅠA1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1解析(1)由题给信息可知：元素的非金属性越强，则元素的电负性越大；元素金属性越强，则元素的电负性越小，所以同主族元素，从上至下，电负性逐渐变小；同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。
(2)周期表中F元素的非金属性最强，所以氟的电负性最大；由于元素金属性强弱为K>Ca>Mg，所以Ca的电负性的取值范围为0.8～1.2。
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第一章原子结构与元素的性质第二节原子结构与元素的性质学案3本节知识归纳1.在下列空格中，填上适当的元素符号：(1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是________________________________________________________________________，第一电离能最大的元素是________________________________________________________________________。
(2)在元素周期表中，电负性最大的元素是________________________________________________________________________，电负性最小的元素是________________________________________________________________________。
(3)最活泼的金属元素是________________________________________________________________________。
(4)最活泼的气态非金属原子是________________________________________________________________________。
(5)第二、三、四周期原子中p轨道半充满的元素是________________________________________________________________________。
(1)电负性相差最大的两种元素是________________________________________________________________________。
答案(1)Na Ar(2)F Cs(3)Cs(4)F (5)N、P、As(6)F、Cs解析同周期中从左到右，元素的第一电离能(除ⅢA族、ⅥA族反常外)逐渐增大，同周期中金属元素最小，稀有气体最大，故第三周期中第一电离能最小的为Na，最大的为Ar。
电负性的递变规律：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是氟，电负性最小的为铯。
2.A、B、C、D为原子序数小于18的四种元素：①A原子的电子层数等于最外层电子数；②A与B处于同一周期，B与D可形成离子化合物D2B，该化合物的水溶液显碱性；③C的离子核内质子数与核外电子数之和为18；④A、C、D三种元素的离子具有相同的电子层排布。
推断A～D各为何种元素，并填空：(1)A________，B__________，C________，D________。
(2)各原子形成简单离子的电子排布式_______________________________________、____________________、____________________________、________________。
(3)四种元素离子半径的大小顺序为________________。
(4)用离子方程式表示D2B水溶液呈碱性的原因________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案(1)Al S O Na(或铝硫氧钠)(2)Al3＋：1s22s22p6S2－：1s22s22p63s23p6O2－：1s22s22p6Na＋：1s22s22p6(3)r(S2－)>r(O2－)>r(Na＋)>r(Al3＋)(4)S2－＋H2O HS－＋OH－，HS－＋H2O H2S＋OH－解析A、B、C、D均为短周期元素。
由①可知：A的族序数等于周期数，可能为H、Be、Al。
由②可知：短周期可形成D2B的离子化合物有Li2O、Na2O、Na2S，它们的水溶液为碱性。
由③可知：若C为阴离子C n－，则设核电荷数为c，有2c＋n＝18(n取偶数)，n＝2时，c＝8，为O，O2－在熔融的金属氧化物中存在。
n＝4时，c＝7，为N，无N4－，舍去，n不可能大于5。
若C为阳离子C n＋，由2c－n＝18(n取偶数)。
n＝2时，c＝10，为Ne，舍去；n＝4时，c＝11，为Na，无Na4＋，舍去；n＝6时，c＝12，为Mg，无Mg6＋，舍去。
故C 为O元素，由④知：A、C、D必为相邻周期元素。
所以C为O，则A为Al，D为Na。
1.下列说法中，正确的是()A.在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数B.在周期表里，元素所在的周期数等于原子核外电子层数C.最外层电子数为8的粒子都是稀有气体元素的原子D.元素的原子序数越大，其原子半径也越大答案 B解析对于主族元素，其主族序数等于最外层电子数，故A不正确；周期数等于电子层数，故B正确；很多离子最外层电子数为8，如Na＋、Cl－等；据元素周期律，同周期原子序数越大，原子半径越小(稀有气体元素除外)，故D不正确。
2.X、Y、Z是3种短周期元素，其中X、Y位于同一族，Y、Z处于同一周期。
X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。
Z原子的核外电子数比Y原子少1。
下列说法正确的是()A.元素非金属性由弱到强的顺序为Z<Y<XB.Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4C.3种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定D.原子半径由大到小的顺序为Z>Y>X答案AD解析由X原子的电子层结构推知X为氧，由于X、Y属同主族短周期元素，所以Y为硫，又因Z与Y同周期，且核外电子数比Y少1，故Z为磷，由三者在周期表中的位置关系，结合元素周期律很容易找到答案AD。
3.下列各组元素性质递变情况错误的是()A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B.P、S、Cl元素最高正化合价依次升高C.B、C、N、O、F原子半径依次增大D.Li、Na、K、Rb原子半径依次增大答案 C解析由元素周期律知，随原子序数的递增，元素的原子结构、原子半径、化合价、金属性和非金属性都呈现周期性变化。
4.国际无机化学命名委员会将长式元素周期表原先的主、副族及族序序号取消，从左往右改为第18列，碱金属为第1列，稀有气体为第18列。
按这个规定，下列说法不正确．．．的是()A.只有第2列元素的原子最外层有2个电子B.第14列元素形成的化合物种类最多C.第3列元素种类最多D.第16、17列元素都是非金属元素答案AD解析在长周期表中各族元素的排列顺序为：ⅠA、ⅡA、ⅢB―→ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA―→ⅦA、0族，18列元素应分别与以上各族对应。
所以第2列为碱土金属族，其最外层有2个电子，但元素He及多数过渡元素的最外层也是2个电子；第14列为碳族元素，形成化合物的种类最多；第3列为ⅢB族，有镧系和锕系元素，元素种类最多；第16、17列分别为氧族和卤族元素，并非全部为非金属元素。
5.R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素，下列说法一定正确的是(m、n 均为正整数)()A.若R(OH)n为强碱，则W(OH)(n＋1)也为强碱B.若H n XO m为强酸，则Y是活泼非金属元素C.若Y的最低化合价为－2，则Z的最高正化合价为＋6D.若X的最高正化合价为＋5，则五种元素都是非金属元素答案 B解析因R、W、X、Y为同一周期且原子序数递增的短周期元素，所以当R(OH)n为强碱时，W(OH)n＋1不一定为强碱，如NaOH为强碱，Mg(OH)2、Al(OH)3等则不是强碱，A错；若H n XO m为强酸，说明X为活泼非金属，而Y的非金属性大于X，则Y一定为活泼非金属，B正确；若Y的最低价为－2，则Y的最高正价为＋6，因此Z的最高正价大于6，C错；若X的最高正价为＋5，那么R、W也可能是金属，D错。
6.13C—NMR(核磁共振)、15N—NMR可用于测定蛋白质、核酸等生物大分子的空间结构，Kurt Wuithrich等人为此获得2002年诺贝尔化学奖。
下面有关13C、15N的叙述中正确的是()A.13C与15N有相同的中子数B.13C电子排布式为1s22s22p3C.15N与14N互为同位素D.15N的电子排布式为1s22s22p4答案 C解析A选项中两种原子的中子数为7和8；B选项中电子数为6，中子数为7；所以电子排布式为1s22s22p2；C项符合同位素的概念；D项中电子排布式为1s22s22p3。
7.下表是元素周期表的一部分。
表中所列的字母分别代表某一化学元素。
(1)下列________(填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h②b、g、k③c、h、l④d、e、f(2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。
核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：A.原子核对核外电子的吸引力B.形成稳定结构的倾向下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ·mol－1)：①远大于失去第一个电子所需的能量__________________________________________________________________________。
②表中X可能为以上13种元素中的(填写字母)________元素。
用元素符号表示X和j形成化合物的化学式____________________。
③Y是周期表中________族元素。
④以上13种元素中，________(填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
答案(1)①④(2)①Li原子失去一个电子后，Li＋已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难②a Na2O和Na2O2③ⅢA④m解析m所对应的元素依次是：Na、H、Mg、Sr、Ti、Al、Ge、C、P、O、Te、Cl、Ar，其中单质属于电的良导体的是金属(a、c、d、e、f、g)及个别特殊的非金属(h形成的石墨)；→m所对应的元素依次是：Na、H、Mg、Sr、Ti、Al、Ge、C、P、O、Te、Cl、Ar，其中单质属于电的良导体的是金属(a、c、d、e、f、g)及个别特殊的非金属(h形成的石墨)；(2)①从题中气态锂原子失去核外不同电子所需的能量数据不难看出，失去第一个电子所需的能量远小于失去第二、三个电子所需的能量，说明锂原子核外电子共有两层，第一个电子处于L层(电子离核相对较远)，第二、三个电子处于K层(电子离核相对较近)。
当Li原子失去第一个电子变成Li＋后，只剩下K层的两个电子(属于稳定结构)，此时要想再失去电子已变得很困难。