2018届一轮复习鲁科版原子结构与元素性质学案

2018届一轮复习鲁科版原子结构与元素性质学案

原子结构与元素性质 考点一　原子核外电子排布原理 ‎【基础知识梳理】‎ ‎1．能层、能级与原子轨道 ‎(1)电子层(n)：在多电子原子中，核外电子的________是不同的，按照电子的________差异将其分成不同电子层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。‎ ‎(2)能级：同一能层里电子的________也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用____________等表示，同一能层里，各能级的能量按____________的顺序依次升高，即：________________________。‎ ‎(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在____________________的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。‎ 原子轨道 轨道形状 轨道个数 s p 特别提醒　第一电子层(K)，只有s能级；第二电子层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三电子层(M)，有s、p、d三种能级。‎ ‎2．基态原子的核外电子排布 ‎(1)能量最低原则：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。‎ 如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：‎ 注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原则。‎ ‎(2)泡利不相容原理 每个原子轨道里最多只能容纳________个电子，且自旋状态________。‎ 如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。‎ ‎(3)洪特规则 当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是____________占据一个轨道，且自旋状态相同。如2p3的电子排布为，不能表示为或。‎ 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在________(p6、d10、f14)、________(p3、d5、f7)和________(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。‎ ‎3．基态、激发态及光谱示意图 深度思考 ‎1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”‎ ‎(1)p能级能量一定比s能级的能量高(　　)‎ ‎(2)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多(　　)‎ ‎(3)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等(　　)‎ ‎(4)2px,2py,2pz的能量相等(　　)‎ ‎(5)2s轨道的轨道表示式为(　　)‎ ‎(6)2p3的轨道表示式为(　　)‎ ‎2．完成下表，理解电子层、能级及其最多容纳电子数的关系 电子层 一 二 三 四 五 ‎…‎ 符号 K L M N ‎ O ‎…‎ 能级 ‎1s ‎2s ‎2p ‎3s ‎3p ‎3d ‎4s ‎4p ‎4d ‎4f ‎5s ‎…‎ ‎…‎ 最多 容纳 电子数 ‎…‎ ‎…‎ ‎…‎ 特别提醒　(1)任一电子层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该电子层序数；(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍；(3)构造原理中存在着能级交错现象；(4)我们一定要记住前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、‎ ‎3d、4p)。‎ ‎3．请用核外电子排布的相关规则解释Fe3＋较Fe2＋更稳定的原因。‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________‎ 特别提醒　由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。‎ ‎【解题探究】‎ 题组一　电子排布式、轨道表示式的书写与判断 ‎1．下列轨道表示式所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是__________。‎ ‎①‎ ‎②‎ ‎③‎ ‎④‎ ‎⑤‎ ‎2．按要求用三种化学用语表示基态铁原子和三价铁离子，并回答问题。‎ 表示方法 Fe Fe3＋‎ 原子(或离子)结构示意图 电子排布式 轨道表示式 ‎(1)铁原子最外层电子数为________，铁在发生化学反应时，参加反应的电子可能是________________________________________________________________________。‎ ‎(2)请你通过比较、归纳，分别说出3种不同化学用语所能反映的粒子结构信息。‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎3．(1)基态Ni原子的电子排布式为________________________________，Ni2＋的价层电子轨道表示式为__________________________。‎ ‎(2)Cu、Cu2＋、Cu＋基态核外电子排布式分别为____________________________、__________________________、__________________________。‎ ‎(3)Cr3＋基态核外电子排布式为____________________________。‎ 反思归纳 ‎“两原理，一规则”的正确理解 ‎(1)原子核外电子排布符合能量最低原则、洪特规则、泡利不相容原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。‎ 易误警示　在写基态原子的轨道表示式时，常出现以下错误：‎ ‎(2)半充满、全充满状态的原子结构稳定 如ns2、np3、np6‎ Cr：3d54s1　　　Mn：3d54s2‎ Cu：3d104s1Zn：3d104s2‎ ‎(3)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写时，仍把(n－1)d放在ns前。‎ 题组二　根据核外电子排布特点推断元素 ‎4．A、B、C、D、E、F代表6种元素。请填空：‎ ‎(1)A元素基态原子的最外层有2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___________________________________________。‎ ‎(5)F元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1，则n＝________；原子中能量最高的是________电子。‎ 反思归纳 熟记3种最外层电子的特征排布 ‎(1)最外层有3个未成对电子的为ns2np3,1～36号元素中分别为N、P、As。‎ ‎(2)最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4。短周期元素中分别为C、Si和O、S。‎ ‎(3)最外层有一个单电子的可能是ns1、ns2np1、(n－1)d5ns1、(n－1)d10ns1。第4周期中有K、Ga(镓)、Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)。‎ 考点二　原子结构与元素性质 ‎【基础知识梳理】‎ ‎1．原子结构与周期表的关系 ‎(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格)‎ 周期 能层数 每周期第一个元素 每周期最后一个元素 原子序数 基态原子的简 化电子排布式 原子序数 基态原子的电子排布式 ‎2‎ ‎2‎ ‎3‎ ‎[He]2s1‎ ‎10‎ ‎1s22s22p6‎ ‎3‎ ‎3‎ ‎11‎ ‎4‎ ‎4‎ ‎19‎ ‎5‎ ‎5‎ ‎37‎ ‎[Kr]5s1‎ ‎54‎ ‎1s22s22p63s23p63d10‎ ‎4s24p64d105s25p6‎ ‎6‎ ‎6‎ ‎55‎ ‎[Xe]6s1‎ ‎86‎ ‎1s22s22p63s23p63d104s24p6‎ ‎4d104f145s25p65d106s26p6‎ ‎(2)每族元素的价层电子排布特点 ‎①主族 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA 排布特点 主族 ⅤA ⅥA ⅦA 排布特点 ‎②0族：He：1s2；其他ns2np6。‎ ‎③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。‎ ‎(3)元素周期表的分区 ‎①根据核外电子排布 a．分区 b．各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 分区 元素分布 价电子排布 元素性质特点 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1～2‎ 除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应 p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6‎ 通常是最外层电子参与反应 d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外)‎ ‎(n－1)d1～10ns1～2‎ d轨道可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB族、ⅡB族 ‎(n－1)d10ns1～2‎ 金属元素 f区 镧系、锕系 ‎(n－2)f0～14‎ ‎(n－1)d0～2ns2‎ 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近 ‎②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。‎ 注意　(1)对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。‎ ‎2．对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与__________的主族元素的有些性质是相似的，如。‎ ‎3．元素周期律 ‎(1)原子半径 ‎①影响因素 ‎②变化规律 元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐________；同主族元素从上到下，原子半径逐渐________。‎ ‎(2)电离能 ‎①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的__________，符号：________，单位：________________。‎ ‎②规律 a．同周期：第一种元素的第一电离能________，最后一种元素的第一电离能________，‎ 总体呈现________________________的变化趋势。‎ b．同族元素：从上至下第一电离能____________。‎ c．同种原子：逐级电离能越来越________(即I1________I2________I3…)。‎ ‎(3)电负性 ‎①含义：元素的原子在化合物中________________能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中________________的能力越________。‎ ‎②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为________作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。‎ ‎③变化规律 金属元素的电负性一般________1.8，非金属元素的电负性一般________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。‎ 在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐________，同主族从上至下，元素的电负性逐渐________。‎ 深度思考 ‎1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”‎ ‎(1)s区全部是金属元素(　　)‎ ‎(2)共价化合物中，成键元素电负性大的表现为负价(　　)‎ ‎(3)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(　　)‎ ‎(4)第4周期元素中，锰原子价电子层中未成对电子数最多(　　)‎ ‎[2016·海南，19－Ⅰ(A)]‎ ‎(5)电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属(　　)‎ ‎(6)电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，小于1.7时，一般形成共价键(　　)‎ ‎2．根据前四周期元素原子核外电子排布特点，回答下列问题：‎ ‎(1)价电子层有2个未成对电子的有_____________________________________________；‎ 有3个未成对电子的有_______________________________________________________。‎ ‎(2)未成对电子数与周期数相等的元素有_________________________________________。‎ ‎3．根据4s24p4回答问题：‎ 该元素位于________区，为第________周期________族，是________元素(填名称)。‎ ‎4．第4周期中，未成对电子数最多的元素是________(填名称)。‎ ‎(1)它位于________族。‎ ‎(2)核外电子排布式是___________________________________________________________。‎ ‎(3)它有________个能层，________个能级，________种运动状态不同的电子。‎ ‎(4)价电子排布式______________________，价电子轨道表示式________________________。‎ ‎(5)属于________区。‎ ‎5．为什么镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大？‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎6．为什么Na容易形成＋1价离子，而Mg、Al分别易形成＋2价、＋3价离子？‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________‎ 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。‎ ‎(4)同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。‎ ‎【解题探究】‎ 题组一　元素周期律的准确判断 ‎1．对Na、Mg、Al的有关性质的叙述不正确的是(　　)‎ A．第一电离能：Na＜Mg＜Al B．电负性：Na＜Mg＜Al C．还原性：Na＞Mg＞Al D．碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3‎ ‎2．下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：‎ ‎①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3‎ ‎③1s22s22p3　④1s22s22p5‎ 则下列有关的比较中正确的是(　　)‎ A．第一电离能：④＞③＞②＞①‎ B．原子半径：④＞③＞②＞①‎ C．电负性：④＞③＞②＞①‎ D．最高正化合价：④＞③＝②＞①‎ ‎3．A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述：①原子半径A＜B，②离子半径A＞B，③原子序数A＞B，④原子最外层电子数A＜B，⑤A的正价与B的负价绝对值一定相等，⑥A的电负性小于B的电负性，⑦A的第一电离能大于B的第一电离能。其中正确的是(　　)‎ A．①②⑦ B．③④⑥‎ C．③⑤ D．③④⑤⑥⑦‎ 题组二　元素推断与元素的逐级电离能 ‎4．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)。‎ I1‎ I2‎ I3‎ I4‎ ‎……‎ R ‎740‎ ‎1500‎ ‎7700‎ ‎10500‎ 下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　)‎ ‎①R的最高正价为＋3价 ‎②R元素位于元素周期表中第ⅡA族 ‎③R元素第一电离能大于同周期相邻元素 ‎④R元素基态原子的电子排布式为1s22s2‎ A．①② B．②③‎ C．③④ D．①④‎ ‎5．根据下列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列各题：‎ 元素代号 I1‎ I2‎ I3‎ I4‎ Q ‎2080‎ ‎4000‎ ‎6100‎ ‎9400‎ R ‎500‎ ‎4600‎ ‎6900‎ ‎9500‎ S ‎740‎ ‎1500‎ ‎7700‎ ‎10500‎ T ‎580‎ ‎1800‎ ‎2700‎ ‎11600‎ U ‎420‎ ‎3100‎ ‎4400‎ ‎5900‎ ‎(1)在周期表中，最可能处于同一族的是________。‎ A．Q和R B．S和T C．T和U D．R和T E．R和U ‎(2)下列离子的氧化性最弱的是________。‎ A．S2＋ B．R2＋‎ C．T3＋ D．U＋‎ ‎(3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是________。‎ A．硼 B．铍 C．氦 D．氢 ‎(4)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：________________________________________________________________________，‎ 如果U元素是短周期元素，你估计它的第2次电离能飞跃数据将发生在失去第______个电子时。‎ ‎(5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是__________，其中________元素的第一电离能异常高的原因是______________________________________‎ ‎_______________________________________________________________________________。‎ 题组三　电离能、电负性的综合应用 ‎6．根据信息回答下列问题：‎ A．第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的最低能量。下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。‎ B．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：‎ 元素 符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl 电负 性值 ‎1.0‎ ‎1.5‎ ‎2.0‎ ‎2.5‎ ‎3.5‎ ‎4.0‎ ‎0.9‎ ‎1.5‎ ‎1.8‎ ‎2.1‎ ‎2.5‎ ‎3.0‎ ‎(1)认真分析信息A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断第3周期Na～Ar这几种元素中，Al的第一电离能的大小范围为______＜Al＜______(填元素符号)。‎ ‎(2)信息A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第________周期第________族。‎ ‎(3)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有________性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是______________________________________‎ ‎_______________________________________________________________________________。‎ ‎(4)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围是________________。‎ ‎(5)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是__________________________________‎ ‎_______________________________________________________________________________。‎ ‎(6)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物，说出理由并写出判断的方法：________________________________________________________________________。‎ 规律方法 正确表述元素周期律 项目 同周期(从左→右)‎ 同主族(从上→下)‎ 原子核外电子排布 电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→7(第1周期1→2)‎ 最外层电子数相同，电子层数递增 原子半径 逐渐减小(0族除外)‎ 逐渐增大 元素主要化合价 最高正价由＋1→＋7‎ 最低负价由－4→－1‎ 最高正价＝主族序数(O、F除外)，非金属最低负价＝主族序数－8‎ 原子得、失电子能力 得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱 得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强 元素的第一电离能 第一电离能呈增大的趋势 第一电离能逐渐减小 元素的电负性 电负性逐渐增大 电负性逐渐减小 元素金属性、‎ 非金属性 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 单质氧化性、‎ 还原性 氧化性逐渐增强 还原性逐渐减弱 氧化性逐渐减弱 还原性逐渐增强 最高价氧化物对应 水化物的 酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 非金属气态 氢化物的稳定性 生成由难到易 稳定性逐渐增强 生成由易到难 稳定性逐渐减弱 答案解析 考点一 基础知识梳理 ‎1．(1)能量　能量　(2)能量　s、p、d、f　s、p、d、f　E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)　(3)核外经常出现　(从左到右，从上到下)球形　1　哑铃形　3‎ ‎2．(2)2　相反　(3)优先单独　全满　半满　全空 深度思考 ‎1．(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×　(6)×‎ ‎2．(从左到右，从上到下)2　2　6　2　6　10　2　6　10　14　2　2　8　18　32　2n2‎ ‎3．26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3＋价层电子的电子排布式为3d5，Fe2＋‎ 价层电子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则，3d5处于半满状态，结构更为稳定，所以Fe3＋较Fe2＋更为稳定。‎ 解题探究 ‎1．③⑤‎ 解析　①、④不符合能量最低原理；②不符合洪特规则。‎ ‎2.‎ 表示方法 Fe Fe3＋‎ 原子(或离子)结构示意图 电子排布式 ‎[Ar]3d64s2‎ ‎[Ar]3d5‎ 轨道表示式 ‎(1)2　4s上的2个电子和3d上的1个电子 ‎(2)结构示意图：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各电子层上的电子数。电子排布式：能直观地反映核外电子的电子层、能级和各能级上的电子数。轨道表示式：能反映各轨道的能量的高低，各轨道上的电子分布情况及自旋方向。‎ ‎3．(1)1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2‎ ‎(2)Cu：1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1‎ Cu2＋：1s22s22p63s23p63d9或[Ar]3d9‎ Cu＋：1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10‎ ‎(3)1s22s22p63s23p63d3(或[Ar]3d3)　‎ ‎4．(1)C或O　(2)Cl　K ‎(3)Fe　1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2‎ ‎(4)Cu　1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1　(5)2　2p 考点二 基础知识梳理 ‎1．(1)(从左到右，从上到下)[Ne]3s1　18　1s22s22p63s23p6　[Ar]4s1　36　‎ ‎1s22s22p63s23p63d104s24p6　(2)(从左到右，从上到下)ns1　ns2　ns2np1　ns2np2　ns2np3　ns2np4　ns2np5‎ ‎2．右下方 ‎3．(1)①越大　越小　②减小　增大　(2)①最低能量　I1　kJ·mol－1　②a.最小　最大　从左至右逐渐增大　b．逐渐减小　c．大　＜　＜　(3)①吸引键合电子　吸引键合电子　强　②4.0　③小于　大于　增大　减小 深度思考 ‎1．(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)√‎ ‎2．(1)C、Si、Ge、O、S、Se、Ti、Ni　N、P、As、V、Co(2)H、C、O、P、Fe ‎3．p　4　ⅥA　硒 ‎4．铬　(1)ⅥB ‎(2)1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1‎ ‎(3)4　7　24‎ ‎(4)3d54s1　‎ ‎(5)d ‎5．Mg：1s22s22p63s2　P：1s22s22p63s23p3。镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于全满或半满状态，相对比较稳定，失电子较难。用此观点可以解释N的第一电离能大于O，Zn的第一电离能大于Ga。‎ ‎6．Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。‎ 解题探究 ‎1．A ‎2．A　[由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。第一电离能为④＞③＞②＞①，A正确；B不正确，原子半径应是②最大，④最小；C不正确，电负性：④最大，②最小；D不正确，F无正价，最高正价：①＞②＝③。]‎ ‎3．B ‎4．B　[由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距最大，故最外层有2个电子，最高正价为＋2价，位于第ⅡA族，可能为Be或Mg元素，故①错误，②正确；短周期第ⅡA族(ns2np0)的元素，因p轨道处于全空状态，比较稳定，故其第一电离能大于同周期相邻主族元素，③正确。]‎ ‎5．(1)E　(2)D　(3)C(4)电子分层排布，各能层能量不同　10‎ ‎(5)R＜S＜T　S　S元素的最外层电子处于s能级全充满状态，能量较低，比较稳定，失去第一个电子吸收的能量较多 解析　(1)根据电离能的变化趋势知，Q为稀有气体元素，R为第ⅠA族元素，S为第ⅡA族元素，T为第ⅢA族元素，U为第ⅠA族元素，所以R和U处于同一主族。‎ ‎(2)由于U＋为第ⅠA族元素且比R电离能小，所以U＋的氧化性最弱。‎ ‎(3)由于Q是稀有气体元素，所以氦的物理性质和化学性质与其最像。‎ ‎(4)电离能的突跃变化，说明核外电子是分层排布的。若U是短周期元素，则U是Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1，由于2s22p6所处能层相同，所以它的第2次电离能飞跃数据发生在失去第10个电子时。‎ ‎(5)同一周期，第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族比相邻元素要高，因为其最外层电子呈全充满或半充满结构。‎ ‎6．(1)Na　Mg　(2)5　ⅠA ‎(3)两　Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O ‎(4)0.9～1.5‎ ‎(5)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小 ‎(6)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5(＜1.7)，所以形成共价键，为共价化合物；判断方法：将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物