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- 2021-08-23 发布
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原子结构与元素性质 单元复习课
讲师:刘革平
考点透视
1
.了解原子核外电子排布方式,并掌握元素周期表与原子结构的关系。
2
.掌握同周期主族元素从左到右,最高化合价和最低化合价、金属性和
知识梳理
核外电子排布
1
.原子核外电子排布的轨道能量顺序
多电子原子中,电子填充原子轨道时,原子轨道能量的高低存在如下规律:
(
1
)
相同能层上原子轨道能量的高低:
n
s<
n
p<
n
d<
n
f
。
(
2
)
形状相同的原子轨道能量的高低:
1s<2s<3s<4s……
(
3
)
能层和形状均相同的原子轨道能量相等,例如
2p
x
、
2p
y
、
2p
z
轨道的能量相等。
(
4
)
能级交错规律:
n
s<(
n
-2)f<(
n
-1)d<
n
p
。
元素性质的递变规律
(
重点
)
方法技巧
1
.
判断金属性强弱的方法
(
1
)
单质与水或非氧化性酸反应时生成
H
2
的难易,产生
H
2
越容易,金属性越强。例如
,
钠和镁的比较:钠与冷水就剧烈反应,而镁需要和沸水才反应,则金属性
Na>Mg
。
(
2
)
单质的还原性越强,金属性越强。
(
3
)
最高价氧化物对应的水化物
[M(OH)
m
]
碱性越强,金属性越强。如
Ba(OH)
2
是强碱,
Mg(OH)
2
是中强碱,则金属性
Ba>Mg
。
(
4
)
置换反应:一种金属元素能把另一种金属元素从它的盐溶液里置换出来,
(
6
)
电负性越小,原子越易失电子,元素的金属性越强
。
(
7
)
构建原电池正、负极的金属。
2
.
判断非金属性强弱的方法
(
1
)
生成气态氢化物的难易,越容易和
H
2
化合,其非金属性越强。例如
F
2
和
H
2
在黑暗处就剧烈反应,
Cl
2
和
H
2
需要点燃或光照才能反应,而
Br
2
需要在较高的温度下与
H
2
化合,则对应元素非金属性
F>Cl>Br
。
(
2
)
气态氢化物越稳定,元素的非金属性越强。例如
,
稳定性
H
2
O(g)>H
2
S>H
2
Se
,则非金属性
O>S>Se
。
(
4
)
非金属性强的可置换非金属性弱的。例如
,
2F
2
+2H
2
O==4HF+O
2
,则非金属性
F>O
。
(
5
)
电离能越大,原子越易得电子,元素的非金属性越强。
(
6
)
电负性越大,原子越易得电子,元素的非金属性越强。
上述的判断依据和结果是双向的,如金属性强,其最高价氧化物的水化物的碱性就强,两者互推。
3
.
元素在元素周期表中位置的确定方法
由基态原子的外围电子排布式给元素定位
(
1
)
主族元素:该元素的周期数
=
外围电子的能层数;该元素的族序数
=
外围电子总数。例如:外围电子排布为
5s
2
5p
3
,该元素在周期表中位于第
5
周期
ⅤA
族。
(
2
)
零族元素:零族元素外围电子排布为
n
s
2
n
p
6
(
He
为
1s
2
)
。零族元素的周期数
=
外围电子的能层数
(
n
)
。
(
3
)
副族元素:
ⅠB
族:外围电子排布为
(
n
-1)d
10
n
s
1
,元素的族序数
=1
,周期序数
=
n
;
ⅡB
族:外围电子排布为
(
n
-1)d
10
n
s
2
,元素的族序数
=2
周期序数
=
n
;
ⅢB
~
ⅦB
族:外围电子排布为
(
n
-1)d
x
n
s
2
,元素的族序数
=
x
+2
(
个别除外
)
周期序数
=
n
。如
Mn
4
.
原子半径的变化规律
(
1
)
同一元素:负离子>原子>正离子。
(
2
)
同一周期:随着原子序数的增加,原子半径逐渐减小,但长周期中各元素的原子半径的减小幅度越来越小
(
稀有气体除外
)
。
(
3
)
同一主族:随着原子序数的增加,原子半径逐渐增大。
(
4
)
离子结构相同的离子,其半径随核电荷数增大,半径减小。
5
.
“三角”关系
若
A
、
B
、
C
三元素位于周期表中如图所示位置,则有下列性质:
①原子半径:
C
>
A
>
B
②离子半径:若
B
、
C
的离子电子层结构相同,则
C
离子半径小于
B
离子半径
C
D
A
B
相邻
实战演练
例
1
有
A
、
B
、
C
、
D
四种元素,其原子序数依次增大,且质子数均小于
18
。
A
元素原子的最外层只有
1
个电子,该元素阳离子与
N
3-
核外电子排布相同;
B
元素原子核外各轨道上均无成单电子;
C
元素原子的价电子排布为
n
s
2
n
p
1
;
D
-
的核外电子构型与
Ar
相同。
(
1
)
写出
A
、
C
、
D
的元素符号:
A________
,
C_________
,
D________
。
(
2
)
写出
B
元素原子的电子排布式:
_____
,
D
元素原子的电子排布图
:
_____
。
【
解释
】
A
形成的阳离子
A
+
与
N
3-
核外电子排布相同,则
A
是
Na
。
C
的价电子排布为
n
s
2
n
p
1
,是
ⅢA
族元素,只能是
Al
。
B
为第三周期元素,且原子核外各轨道上均无成单电子,应为
Mg
,
D
-
的核外电子构型与
Ar
相同,
D
为
Cl
。同时注意由于
Mg
的电子排布式为
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
外层电子处于全充满状态,其第一电离能出现反常现象。
【答案】
例
2
现有部分短周期元素的性质或原子结构如下表:
元素编号
元素性质或原子结构
T
能形成双原子分子,原子间存在
3
对共用电子对。
X
M
层有
3
个电子。
Y
最外层电子数是最内层电子数
2
倍,其最高氧化物是一种固体,用于生产光导纤维。
Z
最高正价为
+7
价。
(
3
)
Z
的非金属性比
T
元素强,用化学方程式表示
。
(
4
)
XT
是一种新型的无机材料,可由
X
的最高价氧化物与
T
的单质及焦炭
元素编号
元素性质或原子结构
T
能形成双原子分子,原子间存在
3
对共用电子对。
X
M
层有
3
个电子。
Y
最外层电子数是最内层电子数
2
倍,其最高氧化物是一种固体,用于生产光导纤维。
Z
最高正价为
+7
价。
【
解析
】
据表意可推知,
T
为氮元素;
X
为铝元素;
Y
是硅元素;
Z
是氯元素。
(
1
)
对于主族元素来说,外围电子排布就是最外层的电子排布式,所以氯原子的外围电子排布式为
3s
2
3p
5
;
Y
的氧化物为
SiO
2
,每个
Si
与
4
个
O
原子结合,每个
O
原子与
2
个
Si
结合成空间网状结构,则有
n
(
Si
—
O
):
n
(
Si
)
=4
:
1
;
(
2
)
X
的氧化物为
Al
2
O
3
,为两性氧化物,与
NaOH
反应的方程式为
Al
2
O
3
+2NaOH==NaAlO
2
+2H
2
O
;
(
3
)
可利用
Cl
2
置换出
N
2
来证明氯的非金属性比氮强;
(
4
)
XT
为
AlN
,
SiO
2
、
C
、
N
2
【
答案
】
(
1
)
3s
2
3p
5
;
4
。
(
2
)
Al
2
O
3
+2OH
-
=
=2AlO
2
-
+H
2
O
。
(
3
)
3Cl
2
+2NH
3
==N
2
+6HCl
(
或
3Cl
2
+8NH
3
==N
2
+6NH
4
Cl
)
;
(
4
)
【
点拨
】
6e
-
例
3
四种元素
X
、
Y
、
Z
、
W
位于元素周期表的前四周期,已知它们的核电荷数依次增加,且核电荷数之和为
51
;
Y
原子的
L
层
p
轨道中有
2
个电子;
Z
与
Y
原子的价层电子数相同;
W
原子的
L
层电子数与最外层电子数之比为
4:1
,其
d
轨道中的电子数与最外层电子数之比为
5:1
。
(
1
)
Y
、
Z
可分别与
X
形成只含一个中心原子的共价化合物
a
、
b
,它们的分子式分别是
___________
、
___________
。
【
解析
】
Y
原子的
L
层
p
轨道中有
2
个电子,则
Y
的核外电子排布为
1s
2
2s
2
2p
2
,
Y
是碳元素;
Z
、
Y
均为前四周期元素,
Z
与
Y
原子的价层电子数相同,则其价电子排布为
3s
2
3p
2
,则
Y
是硅元素;据题意可知
W
原子的核外电子排布
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
2
,是锌元素;
X
的原子序数为
51-6-14-30=1
,是氢元素。
(
1
)
碳、硅与氢形成一个只含一个中心原子的共价化合物分别是
CH
4
、
SiH
4
;
(
2
)
碳和硅是同族元素,碳的非金属性强,则电负性大;
(
3
)
Zn
2+
的核外电子排布式为
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
。
【
答案
】
(
1
)
CH
4
、
SiH
4
(
2
)
碳
(
或
C
)
(
3
)
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
【
点拨
】
例
4
不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值
x
来表示,若
x
越大,其原子吸引电子的能力越强,在所形成的分子中成为负电荷一方。下面是某些短周期元素的
x
值:
元素符号
Li
Be
B
C
O
F
Na
Al
Si
P
S
Cl
x
值
0.98
1.57
2.04
2.55
3.44
3.98
0.93
1.61
1.90
2.19
2.58
3.16
(
1
)
通过分析
x
值变化规律,确定
N
、
Mg
的
x
值范围:
(
3
)
某有机化合物结构式为
,其中
S—N
中,你认为共用电子对偏向谁?
_______
(
写原子名称
)
。
(
4
)
经验规律告诉我们:当成键的两原子相应元素的差值
(
Δ
x
)
,当
Δ
x
>1.7
时,一般为离子键,当
Δ
x
<1.7
时,一般为共价键,试推断
AlBr
3
中化学键类型是
________________
。
元素符号
Li
Be
B
C
O
F
Na
Al
Si
P
S
Cl
x
值
0.98
1.57
2.04
2.55
3.44
3.98
0.93
1.61
1.90
2.19
2.58
3.16
【
解
析
】
题中给出第二、第三周期元素的
x
值
(
其中缺少了氮、镁两种元素的
x
值
)
,
x
值与这种原子在分子中吸收电子的能力有关。可根据元素性质的周期性变化来推测镁和氮的
x
值。从表中数值可看出,同周期中元素的
x
值随原子半径的减少而增大,
x
值的变化体现了元素性质的周期变化。用
x
值大小可判断共价键中共用电子对偏向哪一方。对于
S—N
,由于
N
的
x
值大于
S
的
x
值,所以其中共用电子对偏向
N
原子。表中查不到溴的
x
值,可根据元素周期律来推测,氯与溴同主族,氯的
x
值必定比溴的
x
值大,而
x
(Cl)-
x
(Al)=3.16-1.61=1.45<1.7
,而溴与铝的
x
值这差
【
答案
】
(
1
)
0.93<
x
(Mg)<1.61
,
2.55<
x
(N)<3.44
(
2
)
同周期
(
同主族
)
中,
x
值越大,其原子半径越小;周期性
(
3
)
氮原子
(
4
)
共价键
(
5
)
第六周期
IA
主族。
【
点评
】
掌握电负性的变化规律,主要应用在判断元素的非金性的强弱、化学键的键型和分子中共价键极性的强弱、判断化合物中元素化合价的正负等。因为电
备考指津