(共38张PPT)
章 末 整 合
章末·知识网络
考点·专项突破
目 录 索 引
章末·知识网络
考点·专项突破
考点一 元素金属性、非金属性强弱的判断方法
例1 下表为元素周期表的一部分。
回答下列问题:
(1)Z元素在周期表中的位置为 。
(2)表中元素原子半径最大的是 (写元素符号)。
(3)下列事实能说明Y元素的非金属性比S元素的非金属性强的是
(填字母)。
A.Y单质与H2S溶液反应,溶液变浑浊
B.在氧化还原反应中,1 mol Y单质比1 mol S得电子多
C.Y和S两元素的简单氢化物受热分解,前者的分解温度高
碳 氮 Y
X 硫 Z
(4)碳与镁生成的1 mol化合物Q与水反应生成2 mol Mg(OH)2和1 mol烃,该烃中碳氢元素质量比为9∶1,烃的电子式为 。Q与水反应的化学方程式为 。
答案 (1)第3周期ⅦA族
(2)Si
(3)AC
(4) Mg2C3+4H2O══2Mg(OH)2+C3H4↑
解析 由元素周期表的结构可知,X为Si,Y为O,Z为Cl。
(1)Z为氯元素,其原子序数为17,位于周期表中第3周期ⅦA族。
(2)同一周期主族元素从左向右,原子半径逐渐减小,同一主族从上到下,原子半径逐渐增大,则原子半径最大的为Si。
(3)Y单质与H2S溶液反应,溶液变浑浊,说明Y单质的氧化性比硫强,即可说明Y元素的非金属性比S元素的非金属性强,故A正确;在氧化还原反应中,1 mol Y单质比1 mol S得电子多,氧化性强弱与得失电子数没有必然关系,故B错误;元素的非金属性越强,对应简单氢化物的稳定性越强,Y和S两元素的简单氢化物受热分解,前者的分解温度高,说明Y的非金属性较强,故C正确。
(4)该烃中碳氢元素质量比为9∶1,因此C、H的原子个数之比为3∶4,根据“碳与镁生成的1 mol化合物Q与水反应生成2 mol Mg(OH)2和1 mol烃”可知,该烃的分子式为C3H4,Q的化学式为Mg2C3,C3H4的电子式为
;Mg2C3与水反应生成氢氧化镁和C3H4,该反应的化学方程
式为Mg2C3+4H2O══2Mg(OH)2+C3H4↑。
规律方法 1.元素金属性强弱的判断方法
(1)单质置换出水或酸中氢的难易程度(或反应的剧烈程度):反应越容易,说明元素的金属性越强。
(2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱:碱性越强,说明元素的金属性越强,反之则越弱。
(3)金属间的置换反应:依据氧化还原反应规律,若金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙,说明甲的金属性比乙强。
(4)金属活动性顺序中前面元素的金属性一般比后面的强。
(5)由原电池判断:两种金属分别作为原电池的正极、负极,一般情况下作为负极材料的金属的金属性更强。
(6)金属阳离子氧化性的强弱:阳离子的氧化性越强,对应金属元素的金属性就越弱。
(7)元素的第一电离能的大小:一般情况下,元素的第一电离能数值越小,元素的原子越易失去电子,元素的金属性越强。但元素的价电子排布影响元素的第一电离能,如Mg(3s2为全充满状态,3p能级为全空,较稳定)的第一电离能大于Al的第一电离能。
(8)元素的电负性的大小:元素的电负性越小,元素失电子的能力越强,元素的金属性越强。
2.元素非金属性强弱的判断方法
(1)单质跟氢气化合的难易程度、反应条件及生成简单气态氢化物的稳定性:越容易跟氢气化合、反应条件越简单、简单气态氢化物的稳定性越强,对应元素的非金属性也就越强。
(2)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱:酸性越强,说明对应元素的非金属性越强。
(3)非金属单质间的置换反应:如Cl2+2KI══2KCl+I2,说明氯的非金属性比碘强。
(4)元素的原子对应阴离子的还原性:阴离子的还原性越强,元素的非金属性就越弱。
(5)元素第一电离能的大小:一般情况下,主族元素的第一电离能数值越大,表明元素失电子的能
力越弱,得电子的能力越强,元素的非金属性越强。但元素的价电子排布影响元素的第一电离能。如第一电离能P>S,但非金属性S>P。
(6)元素电负性的大小:元素的电负性越大,得电子能力越强,元素非金属性越强。
【针对训练1-1】
下列说法正确的是( )
①常温下白磷可自燃而氮气须在放电时才与氧气反应,则非金属性:P>N
②ⅠA族元素铯的两种核素,137Cs比133Cs多4个质子
③因为氧化性HClO>稀硫酸,所以非金属性Cl>S
④离子化合物中既可以含有极性共价键,又可以含有非极性共价键
⑤C、P、S、Cl的最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强
⑥从上到下,卤族元素的非金属性逐渐减弱,所以酸性HCl>HI
⑦离子半径:K+>Cl->S2-
A.②③⑤⑥⑦ B.④⑤
C.②③④⑦ D.①④⑤⑥
B
解析 ①不能只根据单质的活泼性来判断元素的非金属性,N、P都是ⅤA族元素,非金属性:N>P,故①错误;②同位素的质子数相同,ⅠA族元素铯的两种同位素137Cs与133Cs的质子数相同,中子数不同,故②错误;③不能根据含氧酸的氧化性强弱来判断元素非金属性强弱,应该比较最高价氧化物对应水化物的酸性,如酸性:HClO4>H2SO4,所以非金属性:Cl>S,故③错误;④离子化合物中一定含有离子键,可能含有共价键,如NaOH含有离子键和极性共价键,Na2O2含有离子键和非极性共价键,故④正确;⑤元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应水化物的酸性越强,C、P、S、Cl的非金属性逐渐增强,则最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强,故⑤正确;⑥从上到下,卤族元素氢化物的酸性逐渐增强,则酸性HCl
【针对训练1-2】
[2023陕西西安第一中学月考]同学们在实验室中用下列装置验证元素周期表中部分元素性质的递变规律(部分夹持仪器已省略)。
(1)仪器a的名称是 。
圆底烧瓶
Ⅰ.验证氮、碳、硅三种元素非金属性强弱
(2)选择的装置是 (填序号)和CDE,C中饱和NaHCO3溶液的作用是 ,D为澄清石灰水,则E试管中的试剂是 。
(3)能说明碳元素的非金属性比硅元素的非金属性强的实验现象是
。
Ⅱ.验证氯元素的非金属性比硫元素的非金属性强
(4)C中溶液为饱和食盐水,则D、E分别是 、 。
(5)证明氯元素的非金属性比硫元素的非金属性强的离子方程式是
。
A
除去CO2中混有的HNO3
Na2SiO3溶液
试管D中出现浑浊,试管E中出现白色沉淀
Na2S溶液
NaOH溶液
S2-+Cl2══2Cl-+S↓
(6)下列事实中能够说明氯元素的非金属性比硫元素的非金属性强的有
(填序号)。
①HCl比H2S稳定
②HClO氧化性比H2SO4强
③HClO酸性比H2SO4强
④HCl酸性比H2S强
⑤氯原子最外层有7个电子,硫原子最外层有6个电子
⑥Cl2与铁反应生成FeCl3,而S与铁反应生成FeS
(7)请举例,运用与实验Ⅱ相同原理比较非金属性强弱:
(用化学方程式回答)。
(要求:所比较两种元素为不同主族短周期元素)
①⑥
2F2+2H2O══4HF+O2
考点二 元素推断题的解题思路和常用方法
例2 [2022全国甲卷,12]Q、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期主族元素,其最外层电子数之和为19。Q与X、Y、Z位于不同周期,X、Y相邻,Y原子最外层电子数是Q原子内层电子数的2倍。下列说法正确的是
( )
A.非金属性:X>Q
B.单质的熔点:X>Y
C.简单氢化物的沸点:Z>Q
D.最高价含氧酸的酸性:Z>Y
D
解析 本题考查元素周期表中元素的“位—构—性”关系。
由题意可知,Q为第2周期元素,X、Y、Z为第3周期元素,再依据Y原子最外层电子数是Q原子内层电子数的2倍,可推知Y为Si元素,由“X、Y相邻”,且X的原子序数小于Y,可推知X为Al元素,最后依据原子序数的大小关系和四种元素最外层电子数之和为19可推知,若Q为O元素,则Z为S元素;若Q为N元素,则Z为Cl元素;若Q为F元素,则Z为P元素。非金属性:AlSi(或Cl>Si若P>Si),所以最高价含氧酸的酸性:H2SO4>H2SiO3(或HClO4>H2SiO3或H3PO4>H2SiO3),D项正确。
规律方法 1.元素推断的一般思路
2.推断元素名称的方法
(1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。
稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素原子形成的阴离子的电子层结构相同,与下一周期的某些金属元素原子形成的阳离子的电子层结构相同。
①与He电子层结构相同的离子有H-、Li+、Be2+等;
②与Ne电子层结构相同的离子有F-、O2-、Na+、Mg2+、Al3+等;
③与Ar电子层结构相同的离子有Cl-、S2-、K+、Ca2+等。
(2)利用元素原子或离子的核外电子排布推断。要注意一些元素原子核外电子排布的特殊性,如前18号元素中:
①族序数等于周期序数的元素:H、Be、Al。
②族序数等于周期序数2倍的元素:C、S。
③族序数等于周期序数3倍的元素:O。
④周期序数等于族序数2倍的元素:Li。
⑤周期序数等于族序数3倍的元素:Na。
(3)利用元素的特殊性质推断。
①最高正价与最低负价代数和为零的短周期主族元素:H、C、Si。
②最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期主族元素:S。
③除H外,原子半径最小的主族元素:F。
④第一电离能最大的主族元素:F。
⑤电负性最大的主族元素:F(4.0)。
⑥同主族相邻两种元素的原子序数若具有2倍关系,则这两种元素为O和S。
(4)利用常见元素及其化合物的特征。
①形成化合物种类最多的元素、形成的单质在自然界中硬度最大的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素:C。
②空气中含量最高的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素:N。
③地壳中含量最高的元素:O。
④单质密度最小的非金属元素:H。单质密度最小的金属元素:Li。
⑤单质在常温下呈液态的非金属元素、金属元素分别是Br、Hg。
⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应,又能与强碱反应的元素:Be、Al。
⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能发生化合反应的元素:N。元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能发生氧化还原反应的元素:S。
⑧单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素:Na、F。
(5)利用一些规律。
①元素周期表中的递变规律(“三角”规律)。
若A、B、C三种元素在元素周期表中的相对位置如图所示,则有关的各种性质均可排出顺序(D不参与排列)。如
原子半径:C>A>B;
金属性:C>A>B;
非金属性:B>A>C。
②元素周期表中的相似规律。
a.同主族元素性质相似(因为最外层电子数相同);
b.元素周期表中位于对角线位置的元素性质相似,如Li和Mg、Be和Al,B和Si等。
【针对训练2-1】
X、Y、Z、W为原子序数依次增大的四种短周期元素,其中X是宇宙中含量最多的元素;Y元素原子最高能级的不同轨道都有电子,并且自旋状态相同;Z元素原子的价电子排布是nsnnp2n;同周期简单离子中W元素的离子半径最小。下列说法正确的是( )
A.W位于元素周期表的s区
B.Y元素原子最高能级的电子云轮廓图为球形
C.Y、Z、W三种元素的原子半径r(Z)D.X、Y、Z三种元素的电负性XC
解析 宇宙中含量最多的元素为氢元素,故X为H;Z元素原子的价电子排布为nsnnp2n,由电子填充原理知n=2,故Z电子排布式为1s22s22p4,即为O元素;Y原子序数介于H与O之间,且最高能级属于半充满结构,故Y电子排布式为1s22s22p3(N);同周期中离子半径最小的为原子序数最大的金属元素,故W为Al。
W为Al,价电子排布式为3s23p1,属于p区元素,A错误;Y元素原子的最高能级为p能级,电子云轮廓图不为球形,B错误;一般电子层数越多半径越大,电子层数相同时,核电荷数越大半径越小,故原子半径顺序为O【针对训练2-2】
[2023江苏南通海安高二月考]W、X、Y、Z是原子序数依次增大的四种短周期元素,只有X、Y位于同一周期,且Y与Z位于同一主族,四种元素可形成一种在医疗农业、染料上有广泛用途的物质,其物质结构如图所示。下列叙述正确的是( )
A.原子半径:Z>Y>X>W
B.等物质的量浓度的X和Z的含氧酸的酸性:Z>X
C.W、X、Z均可与Y形成多种化合物
D.简单氢化物的还原性:Y>Z
C
解析 W、X、Y、Z是原子序数依次增大的四种短周期元素,只有X、Y位于同一周期,且Y与Z位于同一主族,由此可确定W为第1周期元素,即为氢元素。由结构式可以得出,Y、Z的最外层电子数为6,X的最外层电子数为5,所以X为氮元素,Y为氧元素,Z为硫元素。原子半径:N>O,A不正确;若Z形成的酸为H2SO3,X形成的酸为HNO3,则等物质的量浓度的X和Z的含氧酸的酸性:X>Z,B不正确;W、X、Z可与Y分别形成H2O、H2O2、NO、NO2、SO2、SO3等化合物,C正确;Y、Z分别为O、S,非金属性O>S,则简单氢化物的还原性:H2S>H2O,D不正确。
考点三 元素的位置、结构、性质之间的关系
例3 [2022广东卷,7]甲~戊均为短周期元素,在元素周期表中的相对位置如图所示;戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸。下列说法不正确的是
( )
A.原子半径:丁>戊>乙
B.非金属性:戊>丁>丙
C.甲的氢化物遇氯化氢一定有白烟产生
D.丙的最高价氧化物对应的水化物一定能与强碱反应
C
解析 根据题干信息,戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸,在短周期元素中,符合此条件的可以是S或Cl。如果戊为S元素,则甲、乙、丙、丁分别为C、O、Si、P元素;如果戊为Cl元素,则甲、乙、丙、丁分别为N、F、P、S元素。但无论戊是什么元素,同周期的主族元素,原子序数越大,半径越小,原子半径:丁>戊;同主族元素的原子序数越大,半径越大,原子半径:戊>乙,则原子半径:丁>戊>乙,A项正确,不符合题意;无论戊是什么元素,同周期主族元素的原子序数越大,非金属性越强,因此非金属性:戊>丁>丙,B项正确,不符合题意;若戊为S元素,则甲为C元素,甲的氢化物如甲烷遇氯化氢无白烟产生,C项错误,符合题意;不论丙是Si元素还是P元素,其最高价氧化物对应的水化物均为酸,均可以与强碱反应,D项正确,不符合题意。
规律方法
①价电子数越少,电子层数越多,越易失电子,还原性越强。
②价电子数越多,电子层数越少,越易得电子,氧化性越强(稀有气体除外)。
【针对训练3-1】
X、Y、Z、W均为短周期主族元素,它们在元素周期表中的相对位置如图所示。下列说法不正确的是( )
A.W的含氧酸的酸性比Z的强
B.Y的价电子排布式可能是ns2np4
C.X、Z、W的最高价氧化物所对应的水化物可能都是强酸
D.四种元素所形成的氢化物中,沸点最高的可能是Y的氢化物
A
解析 元素的非金属性越强,其最高价含氧酸的酸性就越强,但其含氧酸的酸性不一定强,如次氯酸是弱酸,亚硫酸是中强酸,故A错误;由元素周期表中四种元素的相对位置和X、Y、Z、W均为短周期主族元素可知,Y、Z可能为ⅥA族元素,Y的价电子排布式可能是2s22p4,故B正确;X可能为N、Z可能为S、W可能为Cl,三种元素的最高价氧化物所对应的水化物都是强酸,故C正确;X可能为N、Y可能为O,氨在常温下是气态,水在常温下是液态,沸点最高的是水,故D正确。
【针对训练3-2】
[2023湖北荆州中学高二月考]部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示,下列说法正确的是
( )
A.离子半径的大小顺序:e>f>g>h
B.g、h的氧化物对应水化物的酸性:h>g
C.y、z、d三种元素第一电离能和电负性的大小顺序不一致
D.e、f两种元素最高价氧化物对应的水化物之间不能发生反应
C
解析 根据原子半径和原子序数及化合价分析得到x为H、y为C、z为N、d为O、e为Na、f为Al、g为S、h为Cl。一般原子核外电子层数越多,半径越大;核外电子排布相同的离子,核电荷数越多,半径越小,则离子半径的大小顺序:g>h>e>f,故A错误;g、h的最高价氧化物对应水化物的酸性:h>g,故B错误;y、z、d三种元素第一电离能的大小顺序为N>O>C,电负性的大小顺序为O>N>C,故C正确;e、f两种元素最高价氧化物对应的水化物分别为NaOH和Al(OH)3,两者之间能发生反应,故D错误。(共48张PPT)
第1章 原子结构与元素性质
第3节 第2课时 电离能与电负性
素 养 目 标
1.通过了解电离能的定义及其内涵,认识主族元素电离能的变化规律,知道电离能与元素化合价的关系,培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。
2.通过知道主族元素电负性与元素性质的关系,认识主族元素电负性的变化规律,培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
基础落实·必备知识全过关
重难探究·能力素养全提升
目 录 索 引
基础落实·必备知识全过关
自主梳理
一、元素的电离能
“气态”“基态”“失去一个电子”等是保证“最小能量”的条件
1.电离能
气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。符号:I。单位:kJ·mol-1。
2.元素的逐级电离能
(1)定义:元素原子失去一个电子的电离能称为第一电离能,符号为I1;在此基础上再失去一个电子的电离能称为第二电离能,符号为I2;以此类推,还有第三、第四电离能等。同一原子的各级电离能之间存在关系:I1M(g)══ M+(g)+e- I1(第一电离能)
M+(g)══M2+(g)+e- I2(第二电离能)
M2+(g)══M3+(g)+e- I3(第三电离能)
(2)意义:可以利用元素的电离能数据来判断元素的原子或离子失去电子的 。电离能数值越小,表示在气态时该元素的原子(或离子)越 失去电子;电离能数值越大,表示在气态时该元素的原子(或离子)越 失去电子。
难易程度
容易
难
3.元素第一电离能的变化规律
其中ⅡA与ⅢA族、ⅤA与ⅥA族之间出现反常现象
(1)对同一周期的元素而言,从左到右,元素的第一电离能在总体上呈现从
到 的变化趋势,表示元素原子越来越难失去电子。
(2)同主族元素,总体上自上而下第一电离能逐渐 ,表明自上而下原子越来越 失去电子。
(3)过渡元素的第一电离能的变化不太规则,同一周期随着元素原子序数的增加,第一电离能从左到右总体上略有增加。这是因为对这些元素的原子来说,增加的电子大部分排布在(n-1)d或(n-2)f轨道上,原子核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。
小
大
减小
容易
【微点拨】①具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素稳定性较高,其电离能数值较大。如稀有气体的电离能在同周期元素中最大,N元素原子2p能级为半充满、Mg元素原子3s能级为全充满状态,其电离能均比同周期相邻元素大。
②当相邻逐级电离能突然变大时,说明其电子层发生了变化,即同一电子层中各级电离能相近,不同电子层中电离能有很大的差距。
二、元素的电负性
1.电负性
(1)定义:用来描述 在形成化学键时 的相对强弱。鲍林给元素的电负性下的定义是“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。 稀有气体元素未计
(2)意义:元素的 ,表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力 ;反之, ,相应元素的原子在形成化学键时吸引电子的能力 。
两个不同原子
吸引电子能力
电负性越大
越强
电负性越小
越弱
2.电负性的变化规律
(1)对主族元素,同一周期从左到右,电子层数相同,核电荷数逐渐增大,原子半径逐渐减小,原子核对外层电子的吸引力逐渐增强,元素电负性逐渐增大。
(2)同一主族从上到下,核电荷数逐渐增大,随电子层数的增多,原子半径逐渐增大,原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱,元素的电负性逐渐减小。
(3)电负性大的元素集中在元素周期表的右上角,电负性小的元素集中在元素周期表的左下角。
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。
①金属的电负性一般 2,非金属的电负性一般 2。
②金属元素的电负性 ,金属元素越活泼;非金属元素的电负性
,非金属元素越活泼。
(2)判断元素的化合价。
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 ,元素的化合价易呈现 。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 ,元素的化合价易呈现 。
小于
大于
越小
越大
弱
正价
强
负价
(3)判断化学键的性质。
电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键;电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是共价键。
【微思考】电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表中的哪个位置
提示 电负性最大的元素位于元素周期表的右上方(稀有气体除外),F元素的电负性最大;电负性最小的元素位于周期表的左下方,Fr元素电负性最小。
自我检测
1.正误判断:
(1)同周期元素中ⅦA族元素的第一电离能最大。( )
(2)在同一主族中,自上而下元素的第一电离能逐渐减小。( )
(3)ⅠA、ⅡA族元素的原子,其原子半径越大,第一电离能越大。( )
(4)元素的电负性越大,原子在化合物中吸引电子的能力越强。( )
(5)主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大。( )
(6)在同一周期中,主族元素电负性从左到右呈递增的趋势(稀有气体元素除外)。( )
×
√
×
√
×
√
2.下列状态的镁中,电离最外层一个电子所需能量最大的是( )
A
重难探究·能力素养全提升
问题探究
探究1 电离能的影响因素及应用
1.观察并分析下表电离能数据回答问题:
为什么Li原子易形成Li+,而不易形成Li2+;Mg原子易形成Mg2+,而不易形成Mg3+
提示 从表中数据可知,Li元素的I2远大于I1,因此Li原子容易失去第一个电子,而不易失去第二个电子,即Li原子易形成Li+,而不易形成Li2+。镁元素的I1、I2相差不大,I3远大于I1和I2,说明镁原子容易失去两个电子,而不易失去第三个电子,因此镁原子易形成Mg2+,而不易形成Mg3+。
2.观察并分析下图元素第一电离能的变化情况,回答下列问题:
(1)总体上,金属元素的第一电离能都较小,非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。为什么
提示 因为金属元素原子的最外层电子数都比较少,容易失去电子,所以金属元素的第一电离能都比较小;而非金属元素原子的最外层电子比较多,不容易失去电子,稀有气体元素原子价电子排布式为ns2np6(He为1s2),是稳定结构,更难失去电子,因此它们的第一电离能都比较大。
(2)为什么第2周期中的Be元素和N元素及第3周期中的Mg元素和P元素的第一电离能大于同周期相邻元素的第一电离能
提示 当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满或全充满结构时原子处于能量较低状态,所以失电子所需能量较大,即I1较大。而Be、N、Mg、P元素的原子结构恰好满足这一点,所以导致它们的第一电离能大于同周期相邻元素。
归纳拓展
电离能的应用
(1)根据电离能数据,确定元素核外电子的排布。
判断元素原子核外电子的分层排布,这是由于层与层之间电离能相差很大,电离能数值在不同电子层之间发生突变,而相同电子层内电离能数值差别相对较小,如Na的第一到第七电离能(单位 kJ·mol-1)分别为:496、4 562、6 912、9 543、13 353、16 610、20 114。从中明显看出在第一、第二电离能之间有突跃,故可判断Na最外层只有1个电子。
(2)根据电离能数据,确定元素在化合物中的化合价。
如K元素I1 I2(3)判断元素的金属性、非金属性强弱。
一般来说,I1越大,元素的非金属性越强,I1越小,元素的金属性越强。
应用体验
视角1 第一电离能的意义
1.下列说法正确的是( )
A.第一电离能越小,表示气态基态原子越容易得到电子
B.同一元素的逐级电离能逐渐增大
C.在元素周期表中,同周期主族元素的第一电离能从左到右一定越来越大
D.第一电离能是元素原子失去核外第一个电子需要的能量
B
解析 第一电离能越小,则气态基态原子越易失去电子,A项错误;同一元素的逐级电离能逐渐增大,B项正确;ⅡA族、ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻主族元素的第一电离能都大,C项错误;第一电离能是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最低能量,D项错误。
视角2 第一电离能的变化规律
2.(2023河北石家庄高二检测)下列叙述正确的是( )
A.同周期元素中ⅦA族元素的第一电离能最大
B.主族元素的原子形成单原子离子时的化合价的绝对值都等于它的族序数
C.ⅠA、ⅡA族元素的原子,其原子半径越大,元素的第一电离能越大
D.同一主族中,自上而下元素的第一电离能逐渐减小
D
解析 同周期0族元素的第一电离能最大,A错误;一般情况下,主族元素的原子形成单原子阳离子时的化合价数都和它的族序数相等(O、F除外),而阴离子的化合价绝对值与族序数的和为8,B错误;ⅠA、ⅡA族元素的原子,其半径越大,第一电离能越小,C错误;在同一主族中,自上而下由于原子半径逐渐增大,所以第一电离能逐渐减小,D正确。
【变式设问】
(1)第3周期元素第一电离能介于Al、P元素之间的第3周期元素有 种。
答案 3
解析 第3周期元素第一电离能从小到大的顺序为Na、Al、Mg、Si、S、P、Cl、Ar,第一电离能介于Al、P元素之间的有Mg、Si、S元素,共3种。
(2)已知第三电离能数据:I3(Mn)=3 248 kJ·mol-1,I3(Fe)=2 957 kJ·mol-1,锰元素的第三电离能大于铁元素的第三电离能,其主要原因是 。
答案 Mn2+价电子排布式为3d5,达到稳定结构,不易失电子,Fe2+价电子排布式为3d6,要失去一个电子才能达到稳定结构,比较容易形成Fe3+,故锰元素的第三电离能大于铁元素的。
3.下列各组元素中,第一电离能依次减小的是( )
A.H Li Na K B.Na Mg Al Si
C.I Br Cl F D.F O N C
A
解析 H、Li、Na、K属于同一主族元素且原子序数依次增大,其第一电离能随着原子序数的增大而减小,故A正确;Na、Mg、Al、Si属于同一周期主族元素且原子序数依次增大,其第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势,但ⅡA族元素的第一电离能大于同周期ⅢA族的,所以其第一电离能大小顺序为Si>Mg>Al>Na,故B错误;I、Br、Cl、F属于同一主族元素且原子序数依次减小,同一主族元素的第一电离能随着原子序数的增大而减小,所以I、Br、Cl、F第一电离能依次增大,故C错误;F、O、N、C属于同一周期主族元素且原子序数依次减小,同一周期中ⅤA族元素的第一电离能大于ⅥA族的,所以其第一电离能大小顺序是F>N>O>C,故D错误。
4.下列说法正确的是( )
A.第3周期元素中氯的第一电离能最大
B.氮的第一电离能比氧小
C.在所有的元素中氦的第一电离能最大
D.硼的第一电离能比铍大
C
解析 第3周期元素中Ar的第一电离能最大,A错误;N、Be原子最外层某能级电子具有半充满或全充满结构,其元素第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大,故B、D错误;根据元素性质的递变规律可知,He的第一电离能在所有元素中最大,C正确。
视角3 电离能的应用
5.X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期主族元素,Y、Z均可与X形成含10个电子的分子,且第一电离能Y>Z。W的各级电离能(单位:kJ·mol-1): I1=500、I2=4 600、I3=6 900、I4=9 500、I5……下列说法错误的是( )
A.Y、Z还均可与X形成含18个电子的分子
B.这四种元素位于3个不同周期
C.简单离子半径:Y>Z>W
D.电负性:Y>Z>X
D
解析 X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期主族元素,Y、Z均可与X形成含10个电子的分子,X是H元素;第一电离能Y>Z,则Y是N元素,Z是O元素;W的I1远小于I2,说明W最外层有1个电子,W是Na元素。
N、O可与H形成N2H4、H2O2等含18个电子的分子,故A正确;H位于第1周期,N、O位于第2周期,Na位于第3周期,故B正确;电子层数相同,核电荷数越多半径一般越小,简单离子半径: N3->O2->Na+,故C正确;元素非金属性越强电负性越大,电负性:O>N>H,故D错误。
6.A元素原子的各级电离能数据如下(单位:kJ·mol-1):
I1 I2 I3 I4 I5 I6
578 1 817 2 745 11 578 14 830 18 376
则A元素的常见价态是( )
A.+1价 B.+2价
C.+3价 D.+6价
C
解析 根据A元素原子的各级电离能数据可知,第三电离能到第四电离能发生突变,则A元素的常见价态为+3价。
7.(双选)[2023河北唐山第二中学检测]如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)。
元素 I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500 ……
关于元素R的下列推断中,错误的是( )
A.R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
B.R元素位于元素周期表中ⅡA族
C.R元素的最高正化合价为+2价
D.R元素第一电离能小于同周期其他元素
AD
解析 从表中元素的第一至第四电离能可以看出,元素的第一、第二电离能都较小,第三电离能剧增,可失去2个电子,最高化合价为+2价,即最外层应有2个电子,应为ⅡA族元素,该元素R第四电离能后还存在电离能,R元素是Mg,故A错误、B正确、C正确;ⅡA族核外价电子排布式为ns2,达稳定结构,所以R元素第一电离能大于同周期相邻元素,故D错误。
易错警示 应用逐级电离能数据解题时,要关注逐级电离能之间的差异,尤其是发生突变的电离能。不同种元素的第一电离能大小可用于比较元素的金属性或非金属性强弱,而同一元素的逐级电离能常用于判断元素的化合价、所处的族(主要是主族元素)及判断核外电子排布情况。
问题探究
探究2 元素的电负性及其应用
1.已知两种元素X、Y,一种为金属元素,另一种为非金属元素,它们的电负性数值如下:X(0.8)、Y(3.0)。根据所学知识分析哪一种是金属元素,哪一种是非金属元素 另有两种非金属元素,电负性数值如下:M(2.8)、N(3.5),请比较它们的活动性;另有两种金属元素,电负性数值如下:P(0.9)、Q(1.2),请比较它们的活动性。
提示 X是金属元素,Y是非金属元素;活动性MQ。
2.请从电负性角度解释为什么H2O中的氧为负价、氢为正价
3.镁和铝是第3周期两种相邻的金属元素,其中镁的化合物氯化镁中是离子键,氯化铝中却是共价键,请从电负性的角度进行解释。
提示 O的电负性大于H的电负性,在化合物H2O中O显负价,H显正价。
提示 Mg的电负性为1.2,Al的电负性为1.5,Cl的电负性为3.0,Mg与Cl的电负性差值大,故氯化镁中是离子键而氯化铝中是共价键。
归纳拓展
1.元素周期表中电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
2.元素的对角线规则
(1)在元素周期表中,某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃),被称为“对角线规则”。
(2)处于“对角线”位置的元素,它们的电负性接近或相等,说明它们在化合物中吸引电子的能力相当,因而表现出相似的性质。
应用体验
视角1 电负性的概念与意义
1.下列说法不正确的是( )
A.ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小,而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C.元素的电负性越大,表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D.NaH的存在能支持将氢元素放在ⅦA族的观点
A
解析 ⅠA族元素从上到下,非金属性逐渐减弱,金属性逐渐增强,所以电负性从上到下逐渐减小;ⅦA族元素从上到下非金属性逐渐减弱,所以电负性从上到下逐渐减小,故A错误。电负性小于2的元素大部分是金属元素,电负性大于2的元素大部分是非金属元素,所以电负性的大小可以作为衡量元素金属性和非金属性强弱的尺度,故B正确;元素的电负性表示其原子在化合物中吸引电子能力的大小,元素电负性越大的原子,吸引电子的能力越强,故C正确;NaH中的H元素为-1价,则H可以放在ⅦA族中,故D正确。
2.利用元素的电负性不能判断的是( )
A.元素原子的得电子能力 B.形成的化学键的类别(离子键和共价键)
C.元素的活动性 D.元素稳定化合价的数值
D
解析 元素电负性是元素原子在化合物中吸引电子能力的标度。所以利用元素电负性的大小能判断元素得电子能力(电负性越大,元素原子得电子能力越强)、形成的化学键的类别(两元素电负性差值小的原子间一般形成共价键,差值大的原子间一般形成离子键)、元素的活动性(电负性越小的金属元素越活泼,电负性越大的非金属元素越活泼)、元素在化合物中所显示化合价的正负(电负性大的元素显负价,电负性小的元素显正价),但不能判断元素稳定化合价的数值。
视角2 电负性的比较与应用
3.不能说明X的电负性比Y的大的是( )
A.与H2化合时X单质比Y单质容易
B.X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强
C.X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D.X单质可以与Y的氢化物反应置换出Y单质
C
解析 A项,与H2化合时X单质比Y单质容易,则X的非金属性强于Y,元素非金属性越强电负性越大,能说明X的电负性比Y大;B项,X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强,则X的非金属性强于Y,元素非金属性越强电负性越大,能说明X的电负性比Y大;C项,X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多不能说明X的电负性比Y大;D项,X单质可以从Y的氢化物中置换出Y单质,则X的非金属性强于Y,元素非金属性越强电负性越大,能说明X的电负性比Y大。
4.现有四种元素的基态原子的电子排布式:
①1s22s22p63s23p2 ②1s22s22p63s23p3
③1s22s22p3 ④1s22s22p4。
则下列有关比较中正确的是( )
A.原子半径:④>②>①
B.电负性:④>③>②>①
C.第一电离能:④>③>②>①
D.最高正化合价:④>③>②>①
B
解析 根据题意可知①②③④四种元素分别为:Si、P、N、O。Si、P同周期,N、P同主族,则原子半径:Si>P>O,即①>②>④,A错误;同周期主族元素中,随原子序数的递增,电负性逐渐增大,同主族中,原子序数越大,电负性越小,则电负性:O>N>P>Si,即④>③>②>①,B正确;同周期从左至右,第一电离能有增大的趋势,但ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能比同周期附近体系元素的大,第一电离能:N>O>P>Si,即③>④>②>①,C错误;N、P的最高正价为+5,Si的最高正价为+4,O一般不显正价,则最高正化合价:③=②>①>④,D错误。
5.[2023广东深圳高二调研]1932年化学家鲍林首先提出了电负性的概念。如表给出的是第3周期的七种元素和第4周期的钾元素的电负性的值。下列说法不正确的是( )
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 2.1 2.3 3.0 0.8
A.钙元素的电负性的取值范围在0.8与1.2之间
B.硫化钠的电子式为
C.硅元素的电负性的取值范围在1.5与2.1之间
D.Al与S形成的化学键可能为共价键
B
解析 元素的金属性越强,其电负性就越小,由于金属性:K>Ca>Mg,所以Ca的电负性在0.8与1.2之间,A项正确;硫化钠是离子化合物,电子式为
,B项错误;元素非金属性越强电负性越大,由于元素的非金属性:P>Si>Al,所以硅元素的电负性的取值范围在1.5与2.1之间,C项正确;铝和硫的电负性之差为0.8,可能形成共价化合物,D项正确。
6.已知X、Y两种元素同周期,且电负性X>Y,下列说法错误的是( )
A.第一电离能:Y一定小于X
B.气态氢化物的稳定性:HnX大于HmY
C.最高价含氧酸的酸性:X对应的酸性强于Y对应的酸性
D.X和Y形成化合物时,X显负价,Y显正价
A
解析 同周期主族元素的电负性随原子序数的递增而增大,而第一电离能从左至右有增大的趋势。由于X、Y元素同周期,且电负性X>Y,则非金属性X>Y。X、Y元素同周期,若Y原子核外最外层p轨道处于半充满状态,X为Y后紧邻元素,则第一电离能:Y大于X,A说法错误;非金属性X>Y,非金属性越强,气态氢化物越稳定,X的气态氢化物的稳定性强于Y的气态氢化物, B说法正确;非金属性越强,其最高价氧化物对应水化物的酸性越强,非金属性X>Y,则X对应最高价含氧酸的酸性强于Y对应的最高价含氧酸的酸性,C说法正确;电负性大的元素在化合物中显负价,X和Y形成化合物时,X显负价,Y显正价,D说法正确。(共40张PPT)
第1章 原子结构与元素性质
第2节 第2课时 核外电子排布与元素周期表
素 养 目 标
1.通过认识原子结构及价电子排布与元素在周期表中位置的关系,建立原子核外电子排布规律(结构)与元素周期表中族、周期划分(位置)的周期性变化规律(性质)的深层关联,培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。
2.通过根据价电子排布式推断元素在周期表中的位置,培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
基础落实·必备知识全过关
重难探究·能力素养全提升
目 录 索 引
基础落实·必备知识全过关
自主梳理
1.核外电子排布与周期的划分
(1)随着原子序数的递增,元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化:每隔一定数目的元素,元素原子的最外层电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化(第一周期除外)。
(2)鲍林近似能级图与周期。
32
32
18
18
8
8
2
(3)价电子。
①价电子为最外能级组中那些有可能参与化学反应的电子。
②为了便于研究化学性质与核外电子的关系,人们常常只表示出原子的价电子排布式。如基态铁原子的价电子排布式为 。
③对于主族元素来说,价电子就是最外层电子。而对于副族和Ⅷ族元素来说,价电子不仅包括最外层电子,还可能包括次外层d轨道的电子,有的还包括倒数第三层f轨道的电子。
(4)周期序数与电子层数的关系。
周期序数 电子层数。
3d64s2
=
2.核外电子排布与族的划分
(1)族的划分与核外电子排布的关系。
族的划分与原子的 和 密切相关。
价电子数目
价电子排布
(2)各族核外电子排布的特点。
同主族元素价电子数相同是同主族元素性质相似的结构基础
①主族元素原子的价电子全部排在最外层的 或 轨道上;主族元素的族序数与原子的最外层电子数相同,也与该元素的
一致(O、F除外)。
②稀有气体元素原子的价电子排布为 或 。
③过渡元素的原子价电子排布为(n-1)d1~10ns1~2,由此可以看出,虽然同一副族元素的电子层数从上到下逐渐增加,但价电子排布却基本相同。ⅢB~ⅦB族元素原子的价电子数目等于族序数。ⅠB和ⅡB族是根据ns轨道上有1个还是2个电子来划分的。
s
s、p
最高正化合价
1s2
ns2np6
3.元素周期表的分区
(1)元素周期表分为5个区。
(2)元素的化合价与核外电子排布的关系。
元素的化合价与原子的 尤其是 有着密切的关系。
①除Ⅷ族、ⅠB族的某些元素、O元素、F元素和0族元素外,元素的最高化合价等于它所在族的序数,如Sc、Ti、V、Cr、Mn的最高化合价分别为+3、+4、+5、+6、+7。
②一般来说,非金属元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于 。 化学性质不活泼
③稀有气体元素的化合价在通常情况下为0。
④过渡元素的价电子较多且所在轨道的能量相差不大,因此过渡元素具有多种价态,如锰元素的化合价为+2~+7。
核外电子排布
价电子排布
8
【微思考1】每一周期都是从活泼金属开始,然后到稀有气体结束吗
【微思考2】最外层电子排布式为ns2的基态原子对应元素一定位于ⅡA族吗
提示 不是。第1周期是从H开始的,氢元素是非金属元素。
提示 不一定。比如He(1s2)、ⅡB族的过渡元素。
自我检测
1.正误判断:
(1)最外层电子排布式为ns1的基态原子所对应元素一定是金属元素。
( )
(2)d区元素的原子一定都有d轨道电子。( )
(3)基态原子价电子排布式为nsnnpn的元素一定是金属元素。( )
(4)元素周期表5个区中都有非金属元素。( )
(5)价电子数与最高化合价相等的元素一定是主族元素。( )
(6)除0族外,短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数。( )
×
√
×
×
×
×
2.某元素原子的M层有4个p电子,下列叙述错误的是( )
A.N层不含电子
B.该元素是硫元素
C.L层一定有8个电子
D.原子最外层电子数为4
D
解析 原子M层有4个p电子,原子外围电子排布式为3s23p4,该元素是硫元素,则L层一定有8个电子,N层不含电子,原子最外层电子数为6,所以错误的为D项。
重难探究·能力素养全提升
问题探究
探究1 核外电子排布与元素周期表
1.在元素周期表中,同属长周期的4、5、6周期所包含的元素种类数分别为18、18、32,为什么
提示 据鲍林近似能级图,第4、5周期元素包含的能级为ns、np、(n-1)d,共有9个原子轨道,最多容纳18个电子,对应两周期中各有18种元素;而第6周期所含的能级除ns、np、(n-1)d外,还有(n-2)f能级,故多出7个原子轨道,可多填充14个电子,对应多出14种元素,共32种元素。
3.“s区元素都是金属元素,p区元素都是非金属元素”,该说法正确吗
2.只有主族元素的族序数等于价电子数吗 同一族的元素价电子排布都相同吗
提示 都不是。主族、ⅢB~ⅦB族元素原子的价电子数=族序数。同一主族元素的价电子排布相同,同一副族、Ⅷ族以及0族元素的价电子排布不一定相同。
提示 不正确。s区元素有非金属元素H,其他均为金属元素;p区元素既包含金属元素,也包含非金属元素。
归纳拓展
1.如果取消族序数,按由左至右的顺序将元素周期表标为18列,那么ⅠA、ⅡA族分别为第1、2列,ⅢA~ⅦA族分别对应第13~17列,ⅠB、ⅡB族分别对应第11、12列,ⅢB~ⅦB族分别对应第3~7列,Ⅷ族对应第8、9、10列,0族对应第18列。
2.由元素的价电子排布式可知元素在周期表中的位置,如价电子排布式为3s23p5的原子对应的元素为第3周期ⅦA族元素,即:周期序数=电子层数=最高电子层序数,主族序数=价电子数。同样,由主族元素在元素周期表中的位置可以推断其价电子排布式。
3.各区元素的原子价电子排布特点
分区 价电子排布 元素分布
s区 ns1~2 ⅠA、ⅡA族
p区 ns2np1~6 ⅢA族~ⅦA族、0族
d区 (n-1)d1~9ns1~2(Pd除外) ⅢB族~ⅦB族、
Ⅷ族(镧系、锕系除外)
ds区 (n-1)d10ns1~2 ⅠB族、ⅡB族
f区 (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2 镧系、锕系
应用体验
视角1 由位置确定核外电子排布
1.具有以下结构的原子一定属于p区元素的是( )
①最外层有3个电子的原子 ②价电子是3个电子的原子 ③最外层有3个未成对电子的原子 ④价电子有3个未成对电子的原子
A.②③ B.①④
C.②④ D.①③
D
解析 最外层有3个电子的原子的价电子排布式为ns2np1,一定属于p区元素;有3个价电子的原子的价电子排布式可能为属于p区元素的ns2np1,也可能为属于d区元素的(n-1)d1ns2;最外层有3个未成对电子的原子的价电子排布式为ns2np3,一定属于p区元素;价电子有3个未成对电子的原子的价电子排布式可能为p区元素的ns2np3,也可能为属于d区元素的(n-1)d3ns2或(n-1) d7ns2。则一定属于p区元素的是①③。
2.已知某些元素在周期表中的位置如图所示:
下列说法正确的是( )
A.表中五种元素位于5个不同的区
B.元素4的基态原子的价电子排布
式为3d104s2,与它具有相同最外层
电子数的元素只可能处于ds区
C.元素1、2、3的基态原子中,未成对电子数之比为1∶3∶5
D.元素5的原子结构示意图为
D
解析 由元素在周期表中的位置可知元素1、2、3、4、5分别是H、O、Mn、Zn、Ge。H在s区;O、Ge在p区;Mn在d区;Zn在ds区,表中五种元素位于4个不同的区,A项错误;元素Zn基态原子的价电子排布式为3d104s2,最外层电子排布为4s2,与它具有相同最外层电子数的元素可能处于ds区或s区,B项错误;元素1、2、3对应元素H、O、Mn的基态原子中,未成对电子数分别为1、2、5,比值为1∶2∶5,C项错误;元素5为Ge,核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2,则原子结构示意图为 ,D说法正确。
3.元素周期表中共有18个纵列,从左到右排为18列,第1列为碱金属元素(氢元素除外),第18列为稀有气体元素,下列说法正确的是( )
A.第9列元素中没有非金属元素
B.第15列元素基态原子的最外层电子排布式是ns2np5
C.最外层电子排布式为ns2的元素一定在第2列
D.元素周期表中每一周期元素从左到右,基态原子的最外层电子排布式均是从ns1过渡到ns2np6
A
解析 注意“列”与“族”的对应关系。
A项,第9列元素是Ⅷ族元素,全部为金属元素,正确;B项,第15列元素是ⅤA族元素,基态原子的最外层电子排布式为ns2np3,错误;C项,最外层电子排布式为ns2的元素还可能是He(第18列)或过渡元素(如锌),错误;D项,第一周期元素基态原子的最外层电子排布式是从1s1过渡到1s2,错误。
视角2 根据核外电子排布确定所在的区
4.写出基态13Al、24Cr、26Fe、30Zn、33As原子的核外电子排布式,并判断它们在元素周期表中的分区。
(1)13Al: , 。
(2)24Cr: , 。
(3)26Fe: , 。
(4)30Zn: , 。
(5)33As: , 。
1s22s22p63s23p1或[Ne]3s23p1
p区
1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1
d区
1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
d区
1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2
ds区
1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3
p区
规律方法 由电子排布式来推断元素时有这样的规律:最外层np能级上有电子的一定是主族或0族元素,其内层已饱和,n为周期序数,若是主族元素则最外层电子数即为主族序数;若最外层只有ns能级上有电子,价电子排布为(n-1)d1~10ns1~2,则为过渡元素。
视角3 区与元素的分类
5.[2023广东实验中学月考]关于元素周期表中元素的分区,下列说法正确的是( )
A.元素周期表的d区全部是副族元素
B.元素周期表的d区包含所有的过渡元素
C.过渡元素包括d区、f区、ds区的元素
D.ds区元素不都是副族元素
C
解析 d区包括ⅢB~ⅦB族(镧系和锕系除外)元素和Ⅷ族元素,ds区包括ⅠB族和ⅡB族元素,过渡元素包括所有的副族元素和Ⅷ族元素,即包括了d区、f区、ds区的元素,故C正确。
6.下列说法正确的是( )
A.s区、d区、ds区都是金属元素
B.p区都是主族元素
C.所有族中ⅢB族中元素种类最多
D.最外层电子数为2的元素都分布在s区
C
解析 氢元素位于s区,氢元素属于非金属元素,所以s区的元素不全是金属元素,d区、ds区都是金属元素,故A错误。0族元素也在p区,故B错误。ⅢB族存在镧系、锕系,在所有族中ⅢB族中元素种类最多,故C正确。ⅡB族元素原子最外层电子数为2,在ds区,不在s区,故D错误。
问题探究
探究2 元素在周期表中位置的判断方法
1.某元素的价电子排布式为4d55s1,该元素位于周期表中的哪一区
2.根据鲍林近似能级图知E4s提示 因其价电子排布为4d55s1,故应位于元素周期表中的d区。
提示 21号元素Sc的价电子排布为3d14s2,虽然电子先排在4s轨道,后排在3d轨道,但Sc元素原子的最外电子层是第四层,故Sc元素位于第4周期。
归纳拓展
1.由基态原子的价电子排布式给元素定位
(1)主族元素:
元素的周期序数=价电子的电子层序数,元素的族序数=价电子总数。
(2)0族元素:
价电子排布式为ns2np6(He为1s2),0族元素的周期序数=外围电子的电子层序数。
(3)副族元素:
副族元素的周期序数=价电子排布中最高电子层序数。
副族元素族序数与价电子排布的对应关系:
①ⅠB族:价电子排布为(n-1)d10ns1。
②ⅡB族:价电子排布为(n-1)d10ns2。
③ⅢB~ⅦB族:价电子排布为(n-1)dxns2,元素的族序数为x+2(个别例外)。如Mn原子的价电子排布式为3d54s2,它在周期表中位于第4周期ⅦB族。
④Ⅷ族:价电子排布为(n-1)dxns0~2,价电子总数为8、9或10。
2.根据0族元素原子序数判断元素的位置
(1)0族元素在元素周期表中的位置及原子序数。
稀有气体元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og
周期序数 1 2 3 4 5 6 7
原子序数 2 10 18 36 54 86 118
(2)判断方法:由某元素原子序数与邻近的稀有气体元素原子序数的大小关系判断其周期序数,进而判断元素所处的纵列数,再根据纵列数和族的位置关系确定其位置。
①元素原子序数小于邻近的稀有气体元素原子序数时,该元素与稀有气体元素位于同周期,纵列数=18-(稀有气体原子序数-该元素原子序数)。
②元素原子序数大于邻近的稀有气体元素原子序数时,该元素位于稀有气体元素下一周期,纵列数=该元素原子序数-稀有气体原子序数。
例如:判断原子序数为38的元素在周期表中的位置,根据38与36接近,38-36=2,可知该元素位于第5周期ⅡA族。
应用体验
视角1 由基态原子价电子排布确定元素位置
1.某元素原子价电子排布式为3d54s2,其应在( )
A.第4周期ⅡA族 B.第4周期ⅡB族
C.第4周期ⅦA族 D.第4周期ⅦB族
D
解析 价电子排布式为3d54s2的元素,其原子核外电子排布式为[Ar]3d54s2,其质子数为25,为Mn元素,则位于周期表中第4周期ⅦB族。
2.[2023湖南长沙高二检测]若某原子的价电子排布式为4d15s2,则下列说法正确的是( )
A.该元素位于周期表中第5周期ⅢB族
B.该元素原子价电子数为2
C.该元素为非金属元素
D.该元素原子N能层共有8个电子
A
解析 该原子的价电子排布式为4d15s2,该元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2,与价电子排布式为3d14s2的Sc元素同族,位于周期表第5周期ⅢB族,故A正确;该元素原子价电子数为3,故B错误;该元素是副族,副族元素均为金属元素,故C错误;第N层的电子排布式为4s24p64d1,有9个电子,故D错误。
3.某元素的最外层电子数为2,价电子数为5,并且是同族中原子序数最小的元素,关于该元素的判断错误的是( )
A.电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2
B.该元素为V
C.元素为ⅢB族元素
D.该元素属于过渡元素
C
解析 某元素的最外层电子数为2,价电子数为5,最外层电子数和价电子数不相等,应存在d能级电子,并且是同族中原子序数最小的元素,则价电子排布式为3d34s2,对应原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2,为第4周期ⅤB族元素,为V元素,属于过渡元素,故A、B、D正确,C错误。
4.由下列微粒的最外层电子排布式能确定形成该微粒的元素在周期表中的位置的是( )
A.1s2 B.3s23p4
C.2s22p6 D.ns2np3
B
解析 最外层电子排布式为1s2的微粒可能为He、H-、Li+等,不能确定形成该微粒的元素在周期表中的位置,故A错误;最外层电子排布式为3s23p4的微粒为S原子,位于第3周期ⅥA族,故B正确;最外层电子排布式为2s22p6的微粒可能为Ne、Na+、F-等,不能确定形成该微粒的元素在周期表中的位置,故C错误;最外层电子排布式为ns2np3的微粒,因n不确定,故不能确定形成该微粒的元素在周期表中的位置,故D错误。
5.甲元素原子的L电子层上只有一个空原子轨道;乙元素原子的核电荷数为33。根据甲、乙两元素的信息,回答有关问题:
(1)甲的元素符号是 ;其原子的轨道表示式为 。
(2)乙元素原子的最外层电子排布式为 ,其在元素周期表中的位置是 。
(3)甲属于 区元素,乙属于 区元素。
答案 (1)C (2)4s24p3 第4周期ⅤA族 (3)p p
解析 (1)甲元素原子的L电子层上只有一个空原子轨道,则其电子排布式为1s22s22p2,是碳元素,其轨道表示式为 。
(2)乙元素原子的核电荷数为33,则乙原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3,在元素周期表中位于第4周期ⅤA族。
(3)甲为C,乙为As(砷),均属于p区元素。
视角2 由0族元素原子序数确定元素位置
6.[2023广东广州四校联考]基态原子的核外电子排布式为[Kr]4d105s1的元素所属的区、周期和族为( )
A.p区、第5周期、ⅠB族
B.ds区、第5周期、Ⅷ族
C.d区、第4周期、ⅠB族
D.ds区、第5周期、ⅠB族
D
解析 Kr为第4周期0族元素,则[Kr]4d105s1位于第5周期第11列即ⅠB族,为ds区元素。
7.电子排布式为[Ar]3d54s2的元素是( )
A.稀有气体元素 B.过渡元素
C.主族元素 D.卤族元素
B
解析 Ar为第3周期0族元素,则[Ar]3d54s2位于第4周期第7列即ⅦB族,属于过渡元素。(共20张PPT)
微专题1 元素推断与元素周期律的应用
专题阐释
1.推断元素的常用方法
(1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。
(2)利用常见元素及化合物的特征性质。
2.由基态原子的价电子排布确定元素在元素周期表中的位置
(1)周期序数=电子层数=最高能层序数
(2)主族元素的族序数=价电子数
(3)ⅢB族~ⅦB族的价电子排布为(n-1)d1~5ns1~2(镧系、锕系除外),族序数=价电子数。如锰的价电子排布为3d54s2,它位于元素周期表中第4周期ⅦB族。
(4)ⅠB族和ⅡB族的价电子排布为(n-1)d10ns1~2,族序数=ns能级上的电子数。
3.元素“位—构—性”之间的关系
元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质,元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质,故三者之间可相互推断。
例1 [2020山东卷]短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍,Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2,Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是( )
A.第一电离能:W>X>Y>Z
B.简单离子的还原性:Y>X>W
C.简单离子的半径:W>X>Y>Z
D.氢化物水溶液的酸性:Y>W
C
解析 第一电离能:F>O>Cl>Na,A项错误;简单离子的还原性:Cl->O2->F-,B项错误;简单离子的半径:Cl->O2->F->Na+,C项正确;氢化物水溶液的酸性: HCl>HF,D项错误。
例2 [2021江苏卷]前4周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,X是空气中含量最多的元素,Y的周期序数与族序数相等,基态时Z原子3p原子轨道上有5个电子,W与Z处于同一主族。下列说法正确的是( )
A.原子半径:r(X)B.X的第一电离能比同周期相邻元素的大
C.Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的强
D.Z的简单气态氢化物的热稳定性比W的弱
B
解析 同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小;同主族元素从上到下,原子半径逐渐增大,则原子半径:r(N)Br,则简单气态氢化物的热稳定性HCl>HBr,D项错误。
专题精练
1.某元素原子的最外层电子数为2,价电子数为5,并且是同族中原子序数最小的元素,关于该元素的叙述不正确的是( )
A.该元素为过渡元素
B.该元素处于元素周期表中第4周期ⅡA族
C.该元素位于元素周期表的d区
D.该元素基态原子的电子排布式为[Ar]3d34s2
B
解析 根据该元素原子的最外层电子数为2,价电子数为5,可知其价电子排布式为(n-1)d3ns2。又知该元素是同族中原子序数最小的元素,则该元素处于第4周期,其价电子排布式为3d34s2,应为过渡元素,处于第4周期ⅤB族,位于元素周期表的d区。
2.[2023湖北武汉高二期末]短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,X与Y位于不同周期,Y与W位于同一主族,Y、Z原子的最外层电子数之和等于它们的内层电子总数之和,W在同周期主族元素的基态原子中第一电离能最大。下列说法正确的是( )
A.Z元素基态原子最外层电子的原子轨道是哑铃状
B.X、Y、Z、W均位于元素周期表的p区
C.X、Y、Z、W中电负性最大的是Y
D.X、Y、Z、W中原子半径最大的是W
C
解析 由题可知,短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,X、Y、W分别位于不同周期,W在同周期主族元素的基态原子中第一电离能最大,则W为Cl元素;Y与W位于同一主族,则Y为F元素;X与Y位于不同周期,则X为H元素;Y、Z原子的最外层电子数之和等于它们的内层电子总数之和,则Z为P元素。磷原子的价电子排布式为3s23p3,则基态原子最外层电子的原子轨道是球形和哑铃状,故A错误;氢元素位于元素周期表的s区,故B错误;元素的非金属性越强,电负性越大,四种元素中氟元素的非金属性最强,电负性最大,故C正确;同周期主族元素从左到右,原子半径依次减小,一般原子核外电子层数越多,原子半径越大,则磷原子的原子半径最大,故D错误。
3.[2023山东聊城高三模拟]X、Y、Z、W为短周期主族元素,且原子序数依次增大,Y、Z、W位于同一周期,基态W原子最高能层电子数是基态Y原子最高能级电子数的3倍,它们形成的某阴离子的结构如图所示。下列说法错误的是( )
A.离子半径:X->Li+
B.第一电离能:Z>W>Y
C.X、Y、W三种元素可以形成一元酸,
也可以形成二元酸
D.由X、Y、Z、W四种元素形成的化合物的水溶液均显碱性
D
解析 X、Y、Z、W为短周期主族元素,其原子序数依次增大,Y、Z、W位于同一周期,它们可形成如题图所示的阴离子,Y形成4个共价键,W可形成2个共价键,由基态W原子最高能层电子数是基态Y原子最高能级电子数的3倍可知,W、Y原子核外电子排布式分别为1s22s22p4、1s22s22p2,则Y为C,W为O;X形成1个共价键,其原子序数小于C,则X为H;Z形成3个共价键,且介于C、O之间,则Z为N。X-为H-,电子层结构相同时,核电荷数越大,离子半径越小,则离子半径:X->Li+,A正确;Y为C、Z为N、W为O,同周期主族元素从左向右,第一电离能呈增大趋势,但N元素原子的2p能级处于半充满稳定状态,其第一电离能大于同周期相邻元素,则第一电离能:N>O>C,即Z>W>Y,B正确;X、Y、W三种元素分别为H、C、O,它们可以形成一元酸,如甲酸等,也可以形成二元酸,如碳酸、乙二酸等,C正确;X、Y、Z、W四种元素分别为H、C、N、O,它们形成的化合物的水溶液不一定显碱性,如乙酸铵溶液呈中性,D错误。
4.m、n、p、q、w五种元素,其核电荷数依次增大。m元素基态原子核外只有三个能级,且各能级电子数相等,p、q元素位于同一族,且两者核电荷数之和为24,w元素原子核外有4个电子层,最外层只有1个电子,其余各层均排满电子。下列说法错误的是( )
A.m、n、p元素第一电离能依次增大
B.基态n元素原子的轨道表示式为
C.w元素原子的价电子排布式为3d104s1
D.w单质分别与p、q单质反应,产物中w的化合价不同
A
解析 m、n、p、q、w五种元素,其核电荷数依次增大。m元素基态原子核外只有三个能级,且各能级电子数相等,其原子核外电子排布式为1s22s22p2,故m为C元素;w元素原子核外有4个电子层,最外层只有1个电子,其余各层均排满电子,原子核外电子数为2+8+18+1=29,故w为Cu;p、q元素位于同一族,它们的原子序数大于碳而小于Cu,只能处于第2、3周期、第3、4或第2、4周期,且两者核电荷数之和为24,可推知p为O元素、q为S元素;n的原子序数介于C、O之间,故n为N元素。同周期元素随原子序数增大第一电离能呈增大趋势,但N元素原子2p轨道为半充满稳定状态,第一电离能高于同周期相邻元素的,故第一电离能Cw为Cu,是29号元素,处于第4周期ⅠB族,属于过渡元素,价电子排布式为3d104s1,故C正确;Cu单质与氧气反应生成CuO,与硫单质反应生成Cu2S,产物中Cu元素化合价分别为+2价、+1价,故D正确。
5.[2023甘肃张掖高二检测]现有属于前四周期的A、B、C、D、E、F、G七种元素,原子序数依次增大。A元素的价电子排布式为nsnnpn+1;C元素为最活泼的非金属元素;D元素核外有三个电子层,最外层电子数是核外电子总数的 ;E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态;F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;G元素与A元素位于同一主族,其某种氧化物有剧毒。
(1)A、B、C三种元素的第一电离能由小到大的顺序为 (用元素符号表示);A、B、C三种元素的简单氢化物的稳定性顺序为
(用化学式表示)。
(2)D元素原子的价电子排布式是 。
(3)C元素的电子排布图为 ;E的价电子排布式为 ,E原子的结构示意图为 。
(4)F元素位于元素周期表的 区,其基态原子的电子排布式为 。
(5)G元素可能的性质是 (填字母)。
A.其单质可作为半导体材料
B.其电负性大于磷
C.其原子半径大于锗
D.其第一电离能小于硒
(6)电离能比较:I1(Mg) (填“>”或“<”)I1(Al),其原因是 。
答案 (1)O(2)3s2
(4)ds 1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
(5)A (6)> 镁原子的3p轨道处于全空,比较稳定,而铝原子3p轨道只有一个电子,不稳定
解析 (1)A为N元素,B为O元素,C为F元素,N原子的2p能级为半充满状态,性质稳定,难以失去电子,第一电离能大于O元素,第一电离能由小到大的顺序为O(2)D为Mg元素,最外层电子数为2,价电子排布式为3s2。
(4)F为Cu,位于元素周期表ds区,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1。
(5)G为As元素,与Si位于元素周期表对角线位置,其单质可作为半导体材料,故A正确;同主族元素从上往下,电负性逐渐减弱,P和As处于同主族,所以P电负性大于As,故B错误;As和锗元素位于同一周期,且原子序数大于锗,同周期原子半径随着原子序数的增大而变小,As的原子半径小于锗,故C错误;同一周期中,元素的第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势,但ⅤA族元素np能级电子排布处于半充满,第一电离能大于相邻元素,所以As、Se两种元素的第一电离能的大小顺序是As>Se,故D错误。
(6)因为Mg的3p轨道处于全空,比较稳定,而Al的3p轨道只有一个电子,不稳定,故第一电离能I1(Mg)>I1(Al)。(共26张PPT)
第1章 原子结构与元素性质
第3节 第1课时 原子半径及其变化规律
素 养 目 标
1.通过了解原子半径的周期性变化,能用原子结构的知识解释主族元素原子半径周期性变化的原因,形成证据推理与模型认知的化学核心素养。
2.通过了解同周期、同主族元素性质的递变规律,培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。
基础落实·必备知识全过关
重难探究·能力素养全提升
目 录 索 引
基础落实·必备知识全过关
自主梳理
1.核外电子排布与原子半径
(1)影响原子半径的因素。
增大
越小
(2)原子半径变化规律。
①主族元素。
同一周期从左到右,增加电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增大导致原子核对外层电子的吸引作用,使原子半径逐渐 。
同一主族从上到下,核电荷数增大对外层电子的吸引作用小于增加电子间的排斥作用,使原子半径逐渐 。
②过渡元素。
同一周期过渡元素自左至右原子半径逐渐减小,但变化幅度不大。原因是同一周期过渡元素增加的电子一般分布在内层d轨道或f轨道上,电子间的排斥作用与核对外层电子的吸引作用大致相当。
减小
增大
【微思考】“对于元素周期表中的一切元素,均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小,同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确 为什么
提示 不正确。此规律仅适用于主族元素,而对于副族元素、Ⅷ族元素、0族元素原子半径大小不适用此规律。
2.元素原子得失电子的能力
利用原子半径和价电子数,人们可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。
(1)同周期主族元素原子的电子层数相同,从左到右原子半径逐渐减小,原子核对外层电子的吸引作用逐渐增强。因此,同一周期主族元素从左到右,元素原子失去电子的能力越来 ,获得电子的能力越来 。
(2)同主族元素原子的价电子数相同,但自上而下原子半径逐渐增大,原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱。因此,自上而下,金属元素原子失去电子的能力越来 ,非金属元素原子获得电子的能力越来 。
同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是:位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。
越弱
越强
越强
越弱
自我检测
1.正误判断:
(1)核外电子层结构相同的单核粒子,半径相同。( )
(2)质子数相同的不同单核粒子,电子数越多半径越大。( )
(3)原子序数越大,原子半径越大。( )
(4)S2-、Cl-、K+的半径逐渐减小。( )
×
√
×
√
2.具有下列电子排布式的原子中,半径最大的是( )
A.1s22s22p63s23p1 B.1s22s22p3
C.1s22s22p2 D.1s22s22p63s23p4
A
解析 核外电子排布为1s22s22p63s23p1、1s22s22p3、1s22s22p2、1s22s22p63s23p4的原子分别为Al、N、C、S,同周期主族元素自左而右原子半径减小,同主族自上而下原子半径增大,故原子半径:Al>C>N,Al>S,故Al原子半径最大,即A的原子半径最大。
重难探究·能力素养全提升
问题探究
探究1 微粒半径大小比较
电子层数多的元素的原子半径一定大于电子层数少的元素的原子半径吗
提示 不一定。原子半径的大小由核电荷数与电子层数两个因素综合决定,如碱金属元素的原子半径比它下一周期的卤族元素的原子半径大。
归纳拓展
比较微粒半径大小的方法
(1)同周期主族元素的原子半径、最高价阳离子半径、最低价阴离子半径:随着原子序数的增大,半径都依次减小。如第3周期:
①Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl。②Na+>Mg2+>Al3+。③P3->S2->Cl-。
(2)同主族元素的原子半径、相同价态阳离子半径和阴离子半径:随着核电荷数增大,半径依次增大。如:①ⅠA族Li(3)核外电子排布(即电子层结构)相同的离子半径:随核电荷数增大,半径依次减小。如离子半径:O2->F->Na+>Mg2+>Al3+、P3- >S2->Cl->K+>Ca2+。
(4)同种元素形成的粒子半径:阳离子<中性原子<阴离子,且阳离子价态越高,半径越小。如粒子半径:Fe3+(5)核电荷数和电子数都不同的粒子,一般通过参照物判断。如比较Al3+和S2-的半径,可找出O2-作为参照物来比较,因为离子半径:Al3+应用体验
视角 粒子半径的比较
1.A+、B2+、C-、D2-4种离子具有相同的电子层结构。现有以下排列顺序:
①B2+>A+>C->D2- ②C->D2->A+>B2+
③B2+>A+>D2->C- ④D2->C->A+>B2+
4种离子的半径由大到小以及4种元素原子序数由大到小的顺序分别是
( )
A.①④ B.④①
C.②③ D.③②
B
解析 A+、B2+、C-、D2- 4种离子具有相同的电子层结构,核外电子数相等,令核外电子数为x,则A、B、C、D的原子序数分别为x+1、x+2、x-1、x-2,故原子序数(核电荷数)B2+>A+>C->D2-;电子层结构相同的离子,核电荷数越大离子半径越小,故离子半径D2->C->A+>B2+。
规律方法 粒子半径比较的一般思路
(1)“一层”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。
(2)“二核”:若电子层数相同,则看核电荷数,核电荷数越大,微粒半径越小。
(3)“三电子”:若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径大。
2.下列四种粒子的半径按由大到小顺序排列正确的是( )
①基态X原子的结构示意图:
②基态Y原子的价电子排布式:3s23p5
A.①>②>③>④ B.③>④>①>②
C.③>①>②>④ D.①>②>④>③
C
解析 由题意可知,X、Y、Z2-、W分别为S、Cl、S2-、F。S、Cl、S2-、F四种粒子半径由大到小排列顺序为r(S2-)>r(S)>r(Cl)>r(F),故C项正确。
3.具有下列电子排布式的原子中,半径最大的是( )
A.1s22s22p63s23p5 B.1s22s22p4
C.1s22s22p3 D.1s22s22p63s23p3
D
解析 由核外电子排布式可知A为氯原子,B为氧原子,C为氮原子,D为磷原子。根据同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小,同主族元素由上到下原子半径逐渐增大,故原子半径最大的是磷原子。
4.下列有关微粒半径的大小比较错误的是( )
A.K>Na>Li B.Na+>Mg2+>Al3+
C.Mg2+>Na+>F- D.Cl->F->F
C
解析 同一主族元素的原子,从上到下原子半径逐渐增大,A项正确;核外电子排布相同的离子,核电荷数越大,半径越小,B项正确;Mg2+、Na+、F-的半径由小到大的顺序应为Mg2+F-,F-比F多一个电子,故半径F->F,D项正确。
5.下列关于元素原子半径的表述合理的是( )
A.在主族元素中,原子半径最小的是氢元素
B.在主族元素中,原子半径最大的是铯元素
C.在同周期主族元素中,原子半径小的族序数也小
D.在同主族元素中,原子半径大的周期序数反而小
A
解析 氢原子是半径最小的原子,A项正确。钫是已知元素中原子半径最大的元素,B项错误。在同周期主族元素中,原子序数越大即族序数越大,原子半径越小,C项错误。在同主族元素中,原子半径越大,周期序数越大,D项错误。
问题探究
探究2 元素性质的递变规律
1.同周期元素性质的递变规律有哪些
2.同主族元素性质的递变规律有哪些
提示 同周期自左向右,电子层数相同,最外层电子数逐渐增多,原子核对外层电子的吸引力逐渐增强,元素的原子失电子能力逐渐减弱,得电子能力逐渐增强。
提示 同主族元素自上而下,最外层电子数相同,电子层数递增,原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱,元素的原子失电子能力逐渐增强,得电子能力逐渐减弱。
应用体验
视角 元素周期律
1.运用元素周期律判断下列叙述,其中正确的组合是( )
①碱金属单质的熔点随原子序数的增大而降低
②砹(At)是ⅦA族元素,其氢化物的稳定性小于HCl
③根据同周期元素的失电子能力变化趋势,推出Al的金属性比Mg强
④第2周期非金属元素的气态氢化物溶于水后,水溶液均为酸性
⑤铊(Tl)与铝同主族,其单质既能与盐酸反应,又能与氢氧化钠溶液反应
⑥若X+和Y2-的核外电子层结构相同,则原子序数:X>Y
A.①③④ B.①②⑥
C.③④⑤ D.②④⑥
B
解析 碱金属单质Li、Na、K的熔点随原子序数的增大而降低,①正确;砹(At)是ⅦA族元素,非金属性Cl>At,砹元素氢化物的稳定性小于HCl,②正确;Mg的金属性比Al强,③错误;第2周期非金属元素的气态氢化物溶于水后,氨气的水溶液显碱性,甲烷不溶于水,HF的水溶液为酸性,④错误;铊(Tl)与铝同主族,Tl的金属性强于Al,其单质能与盐酸反应,不能与氢氧化钠溶液反应,⑤错误;若X+和Y2-的核外电子层结构相同,X+是原子失去最外层1个电子形成的,Y2-是原子获得2个电子形成的,所以原子序数:X>Y,⑥正确。
2.短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大,W-与Ne具有相同的电子层结构,X的族序数等于周期序数,Y与Z最外层电子数之和为10。下列说法不正确的是( )
A.原子半径:X>Y>Z>W
B.W的单质可以与水反应产生氧气
C.气态氢化物的稳定性:W>Y>Z
D.简单离子半径大小:Z>W>X
C
解析 根据题意分析可知,W、X、Y、Z分别为F、Al、Si、S,则原子半径:X>Y>Z>W,A正确;W为F,其单质可以与水反应产生氧气,B正确;W、Y、Z分别为F、Si、S,气态氢化物的稳定性:W>Z>Y,C错误;W、X、Z的简单离子分别为F-、Al3+、S2-,半径大小:Z>W>X,D正确。
3.在通常条件下,下列各组物质的性质排列正确的是( )
A.Na、Mg、Al的失电子能力逐渐增强
B.O、F、N的非金属性逐渐增强
C.S2-、Cl-、K+的半径逐渐增大
D.热稳定性:HF>H2O>NH3
D
解析 Na、Mg、Al的失电子能力逐渐减弱,故A错误;非金属性NO>N,则简单氢化物热稳定性HF>H2O>NH3,故D正确。(共36张PPT)
第1章 原子结构与元素性质
第2节 第1课时 基态原子的核外电子排布
素 养 目 标
1.通过学习能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则,能解释1~36号元素基态原子的核外电子排布,培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。
2.通过学习基态原子的核外电子排布规律,能够书写1~36号元素基态原子的核外电子排布式,从而形成证据推理与模型认知的化学核心素养。
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目 录 索 引
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自主梳理
能量最低状态
1.基态原子的核外电子排布原则
原则 含义
能量最低 原理 原子核外的电子应优先排布在 的能级里,然后由里到外,依次排布在 的能级里,使整个原子处于能量最低状态
能量最低
能量逐渐升高
【微思考】某同学写出了下列几种基态原子的轨道表示式:
请分析以上3个轨道表示式是否正确,若不正确说出违背了什么原理,并写出正确的轨道表示式。
2.核外电子排布的表示方法
(1)电子排布式。
①在ns、np、nd等各能级符号的右上角用数字表示出该能级中的电子数目的式子就是电子排布式。如钾原子的电子排布式可表示如下:
②电子排布式中的内层电子排布可用相应的稀有气体的元素符号加方括号的形式来表示,以简化电子排布式。例如基态钾原子的电子排布式还可表示为[Ar]4s1。
(2)轨道表示式。
轨道表示式用方框(或小圆圈、短线)表示一个原子轨道,用箭头“↑”或“↓”来区别自旋状态不同的电子。以铝原子为例,轨道表示式中各符号、数字的意义如下:
自我检测
1.正误判断:
(1)某基态原子部分核外电子的排布式为3d64s2。( )
(2)所有基态原子的核外电子排布都遵循构造原理。( )
(3)构造原理中的电子排布能级顺序,实质是各能级能量由低到高的顺序。
( )
(4)基态碳原子的电子排布式为1s22s12p3。( )
√
×
×
×
2.下列各基态原子或离子的电子排布式书写错误的是( )
A.K:1s22s22p63s23p6 B.F:1s22s22p5
C.Mg2+:1s22s22p6 D.O2-:1s22s22p6
A
解析 钾原子的原子序数为19,则K的电子排布式为1s22s22p63s23p64s1。
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问题探究
探究1 核外电子排布原则
1.基态原子核外电子在原子轨道上是先排3d轨道还是先排4s轨道
2.基态N原子的轨道表示式写成 正确吗 如果不正确,违反了什么排布原则
提示 根据构造原理可知,电子在基态原子核外排布时,先排4s轨道再排3d轨道。
提示 不正确。违反了洪特规则。
归纳拓展
1.洪特规则的特例
在同一能级上的电子排布处于全充满(如p6、d10、f14)、半充满(如p3、d5、f7)和全空(如p0、d0、f0)状态时,具有较低的能量和较大的稳定性,这称为洪特规则的特例。如24Cr的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,而不能写成1s22s22p63s23p63d44s2;29Cu的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1,而不能写成1s22s22p63s23p63d94s2。
2.构造原理
基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序:
构造原理表明,随着原子序数的递增,基态原子核外电子排布按照箭头的方向依次排布在各原子轨道上:1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……
应用体验
视角 核外电子排布原则
1.下列说法错误的是( )
A.电子排布式1s22s22p63s23p64s3违反了泡利不相容原理
B.基态原子电子排布式1s22s22p63s23p63d5违反了构造原理
C.根据构造原理,原子核外电子填充顺序为1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s、4p……
D.钠原子由1s22s22p63s1→1s22s22p63p1时,原子吸收能量,由基态转化成激发态
C
解析 根据泡利不相容原理可知,4s轨道最多排2个电子,故A正确;因为基态原子核外电子在原子轨道上先排4s后排3d,所以基态原子电子排布式1s22s22p63s23p63d5违反了构造原理,正确的电子排布式应该为1s22s22p63s23p63d34s2,故B正确;根据构造原理可知,原子核外电子填充顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……故C错误;钠原子核外电子排布由1s22s22p63s1→1s22s22p63p1时,电子从基态跃迁到激发态,要吸收能量,故D正确。
【变式设问1】
某原子的最外层电子排布式为3s23p2,那么该原子核外有几种不同能量的电子 几种不同运动状态的电子
答案 5 14
解析 由题给信息可知,该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2,共14个电子,为硅原子,有5种不同能量的电子,有14种不同运动状态的电子。
易错警示 依据构造原理可知,电子排入各能级的顺序为np<(n+1)s2.(1)下列基态原子或离子的电子排布的表示方法中,正确的是 (填序号,下同),违反了能量最低原理的是 ,违反了洪特规则的是 。
①Ca2+:1s22s22p63s23p6
②F-:1s22s23p6
③P:
④Cr:1s22s22p63s23p63d44s2
⑤Fe:1s22s22p63s23p63d64s2
(2)绿柱石被国际珠宝界公认为四大名贵宝石之一,其主要成分为Be3Al2(Si6O18),因含适量的Cr2O3(0.15%~0.6%)而形成祖母绿。基态Al原子中,电子填充的最高能级是 ,基态Cr原子的价电子排布式是 。
答案 (1)①⑤ ② ③④ (2)3p 3d54s1
解析 (1)①正确;②违反了能量最低原理;③违反了洪特规则;④违反了洪特规则;⑤正确。
(2)Al为13号元素,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1,最高能级为3p,根据核外电子排布规律可以写出基态铬原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,所以基态铬(Cr)原子的价电子排布式是3d54s1。
3.下列说法错误的是( )
A.ns电子的能量可能低于(n-1)p电子的能量
C.电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理
D.电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利不相容原理
A
解析 电子的能量与电子层、能级有关,ns电子的能量一定高于(n-1)p电子的能量,A选项错误;根据洪特规则知,2p能级上的3个电子应排在3个不同轨道上,B选项正确;根据能量最低原理知,电子先排能量低的轨道,后排能量高的轨道,故应先排4s轨道,即电子排布式应为1s22s22p63s23p63d14s2,C选项正确;根据泡利不相容原理知,3p能级最多容纳6个电子,D选项正确。
问题探究
探究2 原子核外电子排布的表示方法
1.书写电子排布式时,是按电子排布顺序书写吗
2.写出15号元素的轨道表示式和24号元素的电子排布式。
提示 书写电子排布式时,不是按电子排布顺序书写,而是按电子层顺序,同一电子层的各能级连在一起。如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,而不是1s22s22p63s23p64s23d6。
提示 P:
Cr:1s22s22p63s23p63d54s1
归纳拓展
原子核外电子排布的表示方法
原子结构 示意图 含义 将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的式子
意义 能直观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
实例
电子 排布式 含义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子
意义 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
实例 K:1s22s22p63s23p64s1
简化电子 排布式 含义 把电子排布式中内层电子达到稀有气体结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示
意义 避免电子排布式书写过于复杂
实例 K:[Ar]4s1
价电子排布式 含义 主族元素的价电子指最外层电子,价电子排布式即外围电子排布式
意义 能直观地反映元素的性质
实例 Al:3s23p1
轨道 表示式 含义 每个原子轨道用1个方框(或小圆圈、短线)表示,在方框内用箭头标明核外电子的分布
意义 直观地反映电子的分布情况
实例
应用体验
视角1 核外电子排布的表示方法
1.下列微粒的核外电子的表示方法不正确的是( )
C.铁原子的电子排布式1s22s22p63s23p63d64s2
D.Fe2+电子排布式1s22s22p63s23p63d44s2
D
解析 碳是6号元素,6个电子分别排在1s、2s、2p轨道上,碳原子轨道表示式为 ,故A正确;硫原子3p能级上4个电子中有3个电子自旋状态相同,硫原子最外层电子轨道表示式为 ,故B正确;铁原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,故C正确;铁原子失去4s能级上两个电子形成Fe2+,Fe2+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6,故D错误。
【变式设问2】
铜原子的电子排布式如何表示
答案 1s22s22p63s23p63d104s1
易错警示 (1)基态原子电子排布式的书写方法。
第一步:按照构造原理写出电子填入能级的顺序:1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→……
第二步:根据各能级容纳的电子数填充电子。
第三步:去掉空能级,并按照电子层顺序排列即可得到电子排布式。
(2)离子的电子排布式。
①判断该原子变成离子时会得到或失去的电子数。
②原子失去电子时,总是先失去能级较高的轨道上的电子,即失去电子的顺序是由外向里。一般来说,主族元素只失去它们的最外层电子,而副族和Ⅷ族元素可能还会进一步失去内层电子。
③原子得到电子而形成阴离子,则得到的电子填充在最外一个电子层的某一个能级上。
2.下列各原子或离子的电子排布式错误的是( )
A.Mg2+ 1s22s22p6
B.Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5
C.O2- 1s22s22p6
D.Cr 1s22s22p63s23p63d44s2
D
解析 Mg2+的电子排布式为1s22s22p6,符合能量最低原理,故A正确;
Br的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p5,符合能量最低原理,故B正确;
O2-的电子排布式为1s22s22p6,符合能量最低原理,故C正确;
Cr原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,故D错误。
3.下列有关化学用语表示正确的是( )
D.基态镍原子(28Ni)的电子排布式:1s22s22p63s23p63d84s2
D
视角2 推测与应用
4.下列各组表述中,两个微粒可能属于同种元素原子的是( )
A.3p能级有一个未成对电子的基态原子和核外电子排布为1s22s22p63s23p1的原子
B.M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布为1s22s22p63s23p64s2的原子
C.最外层电子数是核外电子总数的 的原子和核外电子排布为1s22s22p63s23p5的原子
D.2p能级有一个空轨道的基态原子和原子的核外电子排布为1s22s22p4的原子
A
解析 对于3p能级有一个未成对电子的基态原子,该原子3p能级应有1个或5个电子,核外电子排布式为1s22s22p63s23p1或1s22s22p63s23p5,故A符合题意; M层全充满而N层为4s2的原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2,与核外电子排布为1s22s22p63s23p64s2的原子不表示同一原子,故B不符合题意;核外电子排布为1s22s22p63s23p5的原子,最外层电子数是7,核外电子总数为17,最外层电子数不是核外电子总数的 ,故C不符合题意;2p能级有一个空轨道的基态原子,该原子2p能级有2个电子,核外电子排布为1s22s22p2,与核外电子排布为1s22s22p4的原子不属于同种原子,故D不符合题意。
5.下列轨道表示式能表示氮原子的最低能量状态的是( )
A
解析 A项符合基态原子电子排布的能量最低原理、洪特规则,正确;B项2p轨道上的3个电子的自旋状态不完全相同,不符合洪特规则,错误;C项2p轨道上的3个电子应分别占据1个轨道,不符合洪特规则,错误;D项不是氮原子的轨道表示式,错误。(共42张PPT)
第1章 原子结构与元素性质
第1节 原子结构模型
素 养 目 标
1.通过了解有关原子结构模型的历史发展过程,能够运用玻尔原子结构模型的基本观点解释原子光谱的特点,形成证据推理与模型认知的化学核心素养。
2.通过结合量子力学对原子核外电子运动状态的描述,能够认识微观电子的运动状态不同于宏观物体,不能同时准确地测定电子的位置和速度,培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。
3.通过了解电子运动的能量状态具有量子化的特征,电子可以处于不同的能级,在一定条件下会发生激发和跃迁,能够知道电子的运动状态(空间分布及能量)可以由原子轨道和电子云模型来描述,形成证据推理与模型认知的化学核心素养。
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目 录 索 引
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自主梳理
一、氢原子光谱和玻尔的原子结构模型
1.原子结构模型的演变
道尔顿原子论 1803年,英国化学家道尔顿提出原子论
汤姆孙“葡萄干布丁”模型 1904年,汤姆孙在发现 的基础上提出了原子结构的“葡萄干布丁”模型,开始涉及原子内部的结构
卢瑟福核式模型 1911年,英国物理学家卢瑟福根据α粒子散射实验提出了原子结构的核式模型
玻尔原子结构模型 1913年,丹麦科学家玻尔根据原子光谱实验,进一步建立起 的原子结构模型
量子力学模型 20世纪20年代中期,建立了量子力学理论,从而产生了原子结构的量子力学模型
电子
核外电子分层排布
2.光谱和氢原子光谱
(1)光谱。
许多物质都能够 光或 光。人们利用原子光谱仪将物质吸收的光或发射的光的 记录下来,得到光谱。
(2)氢原子光谱。
氢原子光谱是由具有特定波长、彼此分立的谱线组成的 光谱。
吸收
发射
频率(或波长)和强度分布
线状
3.玻尔的原子结构模型
(1)玻尔原子结构模型的基本观点。
运动轨迹 原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动,并且 能量
能量分布 在不同轨道上运动的电子具有不同的能量(E),而且能量值是
的,这称为能量“ ”。轨道能量依n值(1、2、3、…)的增大而升高,n称为量子数
电子跃迁 只有当电子从一个轨道(能量为Ei)跃迁到另一个轨道(能量为Ej)时,才会辐射或吸收能量,当辐射或吸收的能量以光的形式表现出来并被记录时,就形成了
不辐射
不连续
量子化
光谱
(2)意义。
成功解释了氢原子光谱是 光谱的实验事实;阐明了原子光谱源自核外电子在能量不同的轨道之间的跃迁;指出了电子所处的轨道的能量是
的。
线状
量子化
二、量子力学对原子核外电子运动状态的描述
1.原子轨道
(1)电子层。
①量子力学理论仍然使用 n。习惯上,将n所描述的
称为电子层。
②电子层的表示方法:原子中由里向外的电子层数n可取
等,对应的电子层符号分别为 等。电子层序数、符号、离核远近及能量之间的关系如下表:
量子数
电子运动状态
1、2、3、4、5、6
K、L、M、N、O、P
n 1 2 3 4 5 …
对应电子层 第一层 第二层 第三层 第四层 第五层 …
符号 K L M N O …
离核远近 近→远 能量高低 低→高 (2)能级。
在含有多个电子的原子中,在同一电子层(即n相同)的电子,能量也可能
,即同一个电子层内的电子可处于不同 ,分别用
等表示。在无外磁场的条件下,处于同一能级的电子能量 。
【微思考1】电子层序数与能级数的关系是怎样的
不同
能级
s、p、d、f
相同
提示 能级数等于电子层序数,如当n=4时,有4个能级,分别用符号s、p、d、f表示。
(3)原子轨道。
①含义:用来描述原子中单个电子的 。
②n(电子层)值所对应的原子轨道数目。
电子层为n的状态含有n2个原子轨道。当n=1,有 个能级,记为1s,也只有1个原子轨道,记作1s。当n=2时,有 个能级,分别记为2s、2p;共有
个原子轨道,包括1个s轨道和3个p轨道(分别记为2s、2px、2py、2pz)。当n=3时,有 个能级,分别记为3s、3p、3d;有 个原子轨道,包括
不存在2d、3f能级
1个s轨道和3个p轨道(分别记为3s、3px、3py、3pz),以及5个d轨道。
空间运动状态
1
2
4
3
9
(4)自旋状态。
核外运动的电子还存在一种被称为“自旋”的量子化状态。处于同一原子轨道上的电子自旋状态只能有 种,分别用符号“↑”和“↓”表示。
【微点拨】原子核外电子的每一电子层(n)最多可容纳的电子数是2n2。
两
2.原子轨道的图形描述
(1)原子轨道在量子力学中用波函数来表示,并可以将其以图形的方式在
中呈现出来。
(2)原子轨道示意图。
①s轨道在三维空间分布的图形为 形。即s轨道具有 对称性。电子层序数n不同时,s轨道的 相同、 不同,即s轨道半径1s<2s<3s<……电子层序数越大,原子轨道的半径 。
直角坐标系
球
球
形状
半径
越大
②p轨道在三维空间分布的图形与s轨道明显不同,它的空间分布特点是分别相对于x、y、z轴对称,p轨道在空间分别沿x、y、z轴的方向分布。电子层序数n不同时,p轨道的 相同, 不同。
【微点拨】ns能级各有1个原子轨道;np能级各有3个原子轨道,且相互垂直(用px、py、pz表示);nd能级各有5个原子轨道;nf能级各有7个原子轨道。
形状
大小
3.电子在核外的空间分布
(1)电子运动的特点:质量非常小、运行速度极快且运动空间极小。
(2)描述核外电子运动的方法:通常用单位体积内小点的 来表示电子在原子核外某处单位体积内出现 的大小。这种形象地描述电子在原子核外空间某处 分布的图形称为电子云图。
【微思考2】电子云图表示的是电子在原子核外的运动轨迹吗
疏密程度
概率
单位体积内的概率
提示 电子云图表示电子在核外空间某处单位体积内出现的概率分布,不代表电子的运动轨迹。
自我检测
1.正误判断:
(1)1s电子云呈球形,表示电子绕原子核做圆周运动。( )
(2)电子云图中的小黑点密度越大,说明该原子核外空间电子越多。( )
(3)ns轨道在三维空间分布的图形为球形。( )
(4)焰色试验中观察到的特殊焰色是金属原子在电子从基态跃迁到激发态时产生的光谱谱线的颜色。( )
(5)能级就是电子层。( )
×
×
√
×
×
2.最早成功解释氢原子光谱为线状光谱的原子结构模型是( )
A.卢瑟福原子结构模型
B.玻尔原子结构模型
C.量子力学模型
D.汤姆孙原子结构模型
B
解析 玻尔原子结构模型最早成功解释了氢原子光谱为线状光谱;汤姆孙原子结构模型只解释了原子中存在电子的问题(是在发现电子的基础上提出来的),其原子结构模型为“葡萄干布丁”模型;卢瑟福原子结构模型是根据α粒子散射实验提出来的,解决了原子核的问题(带正电的部分集中在一个核上);量子力学模型是在量子力学理论的基础上提出来的,是一个统计的结果。
重难探究·能力素养全提升
探究1 电子层、能级和原子轨道之间的关系
问题探究
1.按电子的能量差异可以将原子核外电子分成哪几个不同电子层 能级符号如ns、np、nd、nf中的n代表什么
2.K、L、M、N层最多容纳的电子数分别是多少
提示 原子核外电子一般分成K、L、M、N、O、P、Q 7个电子层。n代表电子层。
提示 K、L、M、N层最多容纳的电子数分别是2、8、18、32。
3.如何比较原子核外电子的能量高低
提示 在多电子原子中,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)相同电子层上原子轨道能量的高低:ns(2)不同电子层中能级符号相同的原子轨道,电子层序数越小,能量越低,如1s<2s<3s;2p<3p<4p等。
(3)相同电子层中能级符号相同的原子轨道能量(无外磁场)相等,如2px=2py=2pz。
归纳拓展
电子层、能级、原子轨道和容纳电子数之间的关系
(1)任一电子层的能级总是从s能级开始,能级数等于该电子层的序数:第一电子层只有1个能级(1s),第二电子层有2个能级(2s和2p),第三电子层有3个能级(3s,3p和3d),即对于任一电子层,其能级数=电子层序数。
(2)电子层与能级类似楼层与阶梯之间的关系,在每一个电子层中,能级符号顺序是ns、np、nd、nf……(如右图所示)。
(3)同一能级又可能包含几个空间分布不同的原子轨道,s能级中有1个原子轨道、p能级中有3个能量相同的原子轨道,分别记作npx、npy、npz,d能级中有5个能量相同的原子轨道。
(4)对于确定的n值,其原子轨道数为n2;每一电子层最多能容纳的电子数不同,每一电子层最多容纳的电子数为2n2(n表示电子层序数)。
(5)能级的表示方法及各能级最多容纳的电子数如下表:
电子层(n) 1 2 3 4 …
符号 K L M N …
能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f …
原子轨道数 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 …
最多 容纳 的电 子数 每个 能级 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 …
每个 电子层 2 8 18 32 …
能量 一般顺序是K【微点拨】原子核外电子按能量不同分为不同的电子层,同一电子层又按能量不同分为不同的能级,每个能级(s能级除外)中又分为能量相同但空间分布不同的原子轨道,每个轨道中最多填充2个自旋状态不同的电子。由此可知,在任何一个原子中找不到两个运动状态相同的电子。
应用体验
视角1 能层与能级
1.下列关于能级的说法正确的是( )
A.所有能层都包含p能级 B.p能级的能量一定比s能级的高
C.3p2表示3p能级有两个轨道 D.2p、3p、4p能级的轨道数相同
D
解析 K能层仅包括1s能级这一种能级,不包含p能级,A错误;同一能层不同能级之间能量关系是p能级的能量一定比s能级的高;但若能层序数不同,就不符合该关系,如3s能级的能量比2p能级的能量高,B错误;3p2表示3p能级上有两个电子,C错误;2p、3p、4p能级的轨道数相同,都是仅有3个轨道,D正确。
2.下列电子层中包含有f能级的是( )
A.K能层 B.L能层
C.M能层 D.N能层
D
解析 能级数目等于电子层序数,K、L、M、N对应的电子层序数依次为1、2、3、4,则分别有1(s)、2(s、p)、3(s、p、d)、4(s、p、d、f)个能级,即K、L、M电子层不包含f能级。
3.根据所学知识,试回答下列问题:
原子核外s轨道呈 形,每个s能级有 个原子轨道;p轨道在三维空间分布的图形与s轨道明显不同,p轨道的分布特点是分别相对于
对称,每个p能级有 个原子轨道。
球
1
x、y、z轴
3
视角2 能层与能级的电子排布
4.[2023河南郑州高二检测]原子中的某一能层,最多能容纳的电子数大于32,该能层可能是( )
A.L能层 B.M能层
C.N能层 D.P能层
D
解析 每一能层最多能容纳的电子数为2n2,所以最多能容纳的电子数大于32的能层,至少是第五能层。
易错警示 要正确理解“能级数等于该电子层序数”。在电子层中能级顺序依次为ns、np、nd、nf……故每个电子层都有s能级,从第二电子层开始才有p能级,从第三电子层开始才有d能级,从第四电子层开始才有f能级。原子核外每一电子层所能容纳的最多电子数为2n2。
视角3 能层与能级的能量关系
5.下列叙述不正确的是( )
A.最易失去的电子能量最高
B.在离核最远区域内运动的电子能量最高
C.d能级电子能量一定高于p能级电子能量
D.在离核最近区域内运动的电子能量最低
C
解析 电子能量最高时最易失去,A项正确;在离核最远区域内运动的电子能量最高,而在离核最近区域内运动的电子能量最低,B、D项正确;d能级电子能量不一定高于p能级电子能量,如4p能级电子能量高于3d能级电子能量,C项错误。
6.下列说法正确的是( )
A.同一原子中,1s、2s、3s电子的能量相同
B.同一原子中,2p、3p、4p能级的轨道数依次增多
C.L、M、N电子层中均包含d能级
D.各电子层含有的原子轨道数为n2(n为电子层序数)
D
解析 不同电子层中能级符号相同的能级,电子层序数越大能量越高,故A错误;同一原子中,各p能级的轨道数相等,都为3,故B错误;L电子层中无d能级,故C错误。
【变式设问】
比较下列原子轨道中电子能量的高低:
(1)2s、2px、2py、2pz
答案 2s<2px=2py=2pz。
(2)2px、3px、4px
答案 2px<3px<4px。
问题探究
探究2 电子在核外的空间分布
电子云图上的每个小黑点都代表实际存在的电子吗
提示 用电子云图上的小黑点的疏密程度表示电子在原子核外某处单位体积内出现的概率大小,小黑点不是实际存在的电子。
归纳拓展
1.电子云图的含义
为了形象地表示电子在原子核外空间的分布状况,人们通常用单位体积内小点的疏密程度来表示电子在原子核外单位体积内出现概率的大小。点密集的地方,表示电子在此处单位体积内出现的概率大;点稀疏的地方,表示电子在此处单位体积内出现的概率小。
2.电子云轮廓图的形状
s轨道上的电子的概率分布呈球形,p轨道上的电子云具有一定的空间取向。
应用体验
视角1 电子云概念的理解
1.下列关于电子云图的叙述不正确的是( )
A.电子云图是用小黑点的疏密程度来表示电子在空间某处出现概率大小的图形
B.电子云图中的小黑点都是经过准确测定得到的
C.电子云图说明离核越近,出现概率越大,离核越远,出现概率越小
D.轨道类型不同,电子云图的空间取向也不一样
B
解析 为了形象地表示电子在原子核外空间的运动状况,人们常用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外某处出现概率的大小。小黑点密集的地方,表示电子在此处单位体积内出现的概率大;小黑点稀疏的地方,表示电子在此处单位体积内出现的概率小。通过对波函数进行数学处理计算得出电子在什么地方出现的概率大,在什么地方出现的概率小。
2.如图所示,甲、乙分别是1 s电子的概率密度分布图和电子云轮廓图。下列说法正确的是( )
A.图甲中每个小点表示1个电子
B.图乙表明1 s电子的电子云轮廓图呈球形,
球体有无数条对称轴
C.图乙表示1 s电子只能在球体内出现
D.不同电子层的s电子的电子云轮廓图的半径相等
B
解析 电子云中小点的疏密程度表示的是电子在原子核外空间出现的概率大小,而非每个小点表示1个电子,A项错误;1 s电子的电子云轮廓图为球形,球体代表1 s电子在原子核外空间出现概率P=90%的区域,该区域外仍会有电子出现,但电子出现的概率较小,C项错误;电子层越高,电子能量越高,s电子的电子云轮廓图的半径或平均半径越大,D项错误。
视角2 原子轨道与电子云
3.下列有关电子云和原子轨道的说法正确的是( )
A.原子核外的电子像云雾一样笼罩在原子核周围,故称电子云
B.s轨道空间分布呈球形,处在该轨道上的电子只能在球壳内运动
C.p轨道在空间沿2个方向分布
D.与s轨道相同,p轨道的平均半径随电子层的增大而增大
D
解析 电子云是对电子运动的形象化描述,它仅表示电子在某一区域内出现的概率,并非原子核被电子云雾所笼罩,A项错误;原子轨道是电子出现的概率比较高的空间轮廓,它表明电子在这一区域内出现的概率大,在此区域外出现的概率小,B项错误;p轨道在空间分别沿x、y和z 3个方向分布,C项错误;按2p、3p……的顺序,原子轨道的能量依次升高,能量高的电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大,电子云越来越向更大的空间扩展,原子轨道的平均半径逐渐增大,D项正确。
4.下列说法中正确的是( )
A.因为p轨道是“8”字形的,所以p电子走“8”字形
B.M电子层有3s、3p、3d三个能级,10个原子轨道
C.原子轨道与电子云都是用来形象化描述电子的运动状态的
D.基态铜原子(1s22s22p63s23p63d104s1,右上角的数字表示能级上的电子数)有8个能级
C
解析 p轨道的空间分布图形类似于“8”字形,表示的是电子出现概率大的区域的形状,而不是指电子的运动轨迹,故A错误;第三电子层有3s、3p、3d三个能级,共有9个原子轨道,故B错误;原子轨道与电子云都是用来形象化描述电子的运动状态的,故C正确;基态铜原子有7个能级,故D错误。
5.氮原子2p能级上的3个电子分别位于2px、2py、2pz 3个原子轨道上,则这3个电子不相同的是( )
A.能量 B.电子云图
C.电子云伸展方向 D.质量
C
解析 氮原子2p能级上的3个电子分布在不同的原子轨道上,因此它们的电子云伸展方向不同。(共23张PPT)
※微项目※
甲醛的危害与去除——利用电负性分析与预测物质性质
素 养 目 标
1.通过认识如何借助电负性分析化学键中电荷的分布,培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。
2.通过体会借助电负性认识与预测有机化合物某些性质的思路与方法,培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
3.通过了解甲醛的性质、对人体健康的危害以及去除方法,培养科学态度与社会责任的化学核心素养。
基础落实·必备知识全过关
重难探究·能力素养全提升
目 录 索 引
基础落实·必备知识全过关
1.甲醛有毒是因为甲醛进入人体后,分子中的 与蛋白质分子中的
发生反应,使蛋白质失去原有的活性,甲醛防腐也是基于此原理。
2.当A和B两种元素的原子以共价键结合时,如果它们的电负性不同,电负性大的元素的原子带有较多的 电荷,电负性小的元素的原子带有较多的 电荷,如 。两种元素的电负性相差越大,原子所带电荷的偏移就越 。
羰基
氨基
负
正
明显
重难探究·能力素养全提升
问题探究
探究1 解释甲醛危害产生的原因
甲醛与蛋白质发生反应时,从蛋白质分子来看,可能发生反应的部位较多。如图标示了蛋白质分子链上甲醛参与反应的两个部位,请你对比反应前后基团的变化,分析哪些键发生了断裂、生成了哪些键,以及相应的原子、基团如何重组。在此基础上,你能借助电负性判断化学键中电荷的分布,从而发现这些反应有什么规律吗
提示 甲醛的碳氧双键中电荷分布不均衡,双键上的不饱和碳原子带部分正电荷、氧原子带部分负电荷;蛋白质分子中N—H键中电荷分布也不均衡,氮原子带部分负电荷,氢原子带部分正电荷。发生加成反应时,碳原子与带部分负电荷的氮原子结合,氧原子与带部分正电荷的氢原子结合。
甲醛发生加成反应后,生成的—CH2OH与 继续发生取代反应时,同样遵循“正找负”“负找正”的规律。
归纳拓展
可以用元素的电负性来判断要断裂的两种元素原子所形成的共价键中电荷的分布,进而预测在生成产物时原子可能会如何重组。
应用体验
视角1 甲醛的性质与应用
1.下列有关物质的性质与应用的说法正确的是( )
A.甲醛可以使蛋白质变性,常用于食品保鲜
B.氧化铝熔点高,常用于制造耐火材料
C.氧化钠可用作呼吸面具中的供氧剂
D.常温下,可用铁槽车或铝槽车运输稀硝酸
B
解析 甲醛有毒,不能用于食品保鲜,故A错误;氧化铝(Al2O3)具有很高的熔点,可用于制造耐火材料,故B正确;过氧化钠与水、二氧化碳反应都生成氧气,而氧化钠与水、二氧化碳反应不生成氧气,所以氧化钠不能作为供氧剂,故C错误;常温下,铁、铝都能与稀硝酸反应,故D错误。
视角2 借助电负性预测有机化合物的性质
2.[2023湖北部分名校联考]醛基中的碳氧双键能与NH3发生加成反应, CH3CHO与NH3发生加成反应的产物是( )
A.
B.CH3CH2ONH2
C.CH3CH2NHOH
D.HOCH2CH2NH2
A
解析 醛基中O原子带部分负电荷,NH3中H原子带部分正电荷,则NH3中的一个H原子与醛基中的O原子结合,形成羟基;剩余部分与带部分正电荷的醛基中的C原子结合成键,A项正确。
3.醛、酮分子中含有不饱和碳原子,能与很多试剂发生加成反应,下列试剂与醛、酮发生加成反应后不能增长碳链的是( )
A.氨 B.甲醇
C.氢氰酸 D.甲醛
A
解析 甲醇、氢氰酸、甲醛中均含有碳原子,与醛、酮发生加成反应后碳原子数增加,能增长碳链。氨分子不含碳原子,醛、酮与氨发生加成反应后碳原子数不变,不能增长碳链。
问题探究
探究2 室内空气中甲醛的检测与去除
1.甲醛可以与氨、胺类、酚类物质发生加成反应,还可以被氧化性物质氧化,试分析利用MBTH法检测甲醛的原理。
提示 MBTH法的原理是甲醛与MBTH发生下列反应生成物质A,A再参与一系列反应,最终生成蓝绿色化合物。
当检测试剂与空气接触后,溶液的颜色越深,说明空气中的甲醛浓度越高;将溶液与标准比色卡进行比较,便可以知道空气中的甲醛浓度。
2.如果室内空气中的甲醛含量超标,就需要采取一定的方法去除甲醛,以减少其对人体健康的危害。请分析甲醛的性质,讨论可以采用什么方法去除甲醛。
提示 (1)氨、胺类、酚类物质等可以与甲醛发生加成反应,继而发生消去反应,生成水和一种稳定的有机化合物,从而达到去除甲醛的目的。例如,一类甲醛清除剂的有效成分是氨基化合物,其与甲醛发生的反应如下:
R—NH2+HCHO→R—N═CH2+H2O
(2)利用氧化剂与甲醛发生氧化还原反应也可以去除甲醛。例如,含二氧化氯的装修除味剂就属于氧化还原类甲醛清除剂。
(3)室内空气的流通可以降低室内空气中有害物质如甲醛的含量,从而减少此类物质对人体健康的危害。使用多孔材料通过物理吸附的方法也可以去除甲醛。例如,活性炭价格便宜、吸附力强,是理想的吸附材料。但是需要注意的是,吸附具有一定的吸附容量和度,一定时间后要定期更换活性炭。
归纳拓展
利用电负性可以判断化学键中电荷的分布以及预测生成物,但是电负性是一个粗略的标度,在不同的物质中原子并不具有“绝对不变”的吸引电子的能力。在大多数分子中,电荷的分布可能是多种原子协同作用的结果,并与原子、分子所处的化学环境密切相关,因此出现了气相、溶液或晶体中原子的电负性标度以及离子电负性、基团电负性等概念。这些概念的提出拓展了电负性概念,帮助人们更加方便地研究复杂体系的组成、结构和性质之间的关系。
应用体验
视角1 甲醛的检测
1.一种测定室内甲醛含量的方法如下:
已知:溶液中有色物质浓度越大,吸光度越大。下列说法正确的是( )
A.反应①中氧化剂与还原剂的物质的量之比为1∶2
B.反应①生成44.8 L CO2时转移8 mol电子
C.检验反应②后溶液中是否生成Fe2+,只能选用酸性高锰酸钾溶液
D.要保证每步反应都完全转化才能准确测定甲醛的含量
D
解析 反应①的化学方程式为2Ag2O+HCHO══4Ag+CO2+H2O,氧化剂与还原剂的物质的量之比为2∶1,故A错误;气体状态条件不确定,无法计算转移电子的物质的量,故B错误;检验Fe2+也可选用铁氰化钾溶液,故C错误;若反应物不能完全转化,则无法准确测定产物的量,故D正确。
2.检验居室中有甲醛气体,可连续多次抽取居室空气样品,注入少量(1~2 mL)低浓度(1×10-4 mol·L-1)的酸性高锰酸钾溶液中。据此,下列说法正确的是( )
A.说明甲醛是具有氧化性的气体
B.反应中甲醛被还原
C.最终酸性高锰酸钾溶液是红色
D.最终酸性高锰酸钾溶液褪色
D
解析 甲醛(HCHO)中含有醛基(—CHO),具有还原性,酸性高锰酸钾溶液具有强氧化性,所以甲醛与酸性高锰酸钾溶液发生氧化还原反应,导致最终酸性高锰酸钾溶液褪色,在反应中甲醛被氧化。
视角2 甲醛的去除
3.现代家庭室内装修日益受到人们的推崇,由此引起的室内空气污染也成为人们关注的焦点,其中由装修材料和家具的黏合剂等挥发出的甲醛是造成室内空气污染的主要物质,根据甲醛的性质,下列做法正确的是( )
A.装修完接着就入住
B.装修尽可能选择在温度较低的冬季进行,以减少甲醛的挥发
C.尽可能选择绿色环保的装饰材料进行装修
D.通风后甲醛可以释放完全
C
解析 甲醛是一种无色,有强烈刺激性气味的有毒气体,装修完接着就入住,甲醛没有挥发掉,会危害人体健康,故A错误;在温度较低的冬季进行装修,甲醛挥发慢,残留多,会危害人体健康,故B错误;绿色环保的装饰材料,甲醛含量低或者没有,这样可以防止甲醛危害人体健康,故C正确;通风后甲醛不会完全释放,还会危害人体健康,故D错误。
4.科技工作者研究发现,合适的催化剂可有效消除室内甲醛,下图是其反应的微观示意图。下列有关该反应的叙述正确的是( )
A.该反应是加成反应
B.参与反应的气体除甲醛外,还有H2
C.该反应说明甲醛具有还原性
D.该反应的氧化产物为CO2和H2O
C
解析 该反应为O2氧化甲醛的反应,A、B项错误,C项正确;氧化产物只有CO2,D项错误。