1、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:nsnpndnf。(2)形状相同的原子轨道能量的高低:1s2s3s4s (3)能层和形状均相同的原子轨道能量相等,例如2px、2py、2pz轨道的能量相等。(4)能级交错规律:ns(n-2)f(n-1)dMg。(2)单质的还原性越强,金属性越强。(3)最高价氧化物
2、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BaMg。(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H2化合,其非金属性越强。例如F2和H2在黑暗处就剧烈反应,Cl2和H2需要点燃或光照才能反应,而Br2需要在较高的温度下与H2化合,则对应元素非金属性FClBr。(2)气 态 氢 化 物 越 稳 定,元 素 的 非 金 属 性 越 强。例 如,稳 定 性H2O(g)H2
3、SH2Se,则非金属性OSSe。(4)非金属性强的可置换非金属性弱的。例如,2F2+2H2O=4HF+O2,则非金属性FO。(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5s25p3,该元素在周期表中位于第5周期A族。(2)零族元素:零族元素外围电子排布为ns2np6(He为1s
4、2)。零族元素的周期数=外围电子的能层数(n)。(3)副族元素:B族:外围电子排布为(n-1)d10ns1,元素的族序数=1,周期序数=n;B族:外围电子排布为(n-1)d10ns2,元素的族序数=2周期序数=n;BB族:外围电子排布为(n-1)dxns2,元素的族序数=x+2(个别除外)周期序数=n。如Mn4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
5、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:原子半径:CAB 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 CDAB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N3-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ns2np1;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N3-核外电子排布相同,则A是Na。
6、C的价电子排布为ns2np1,是A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1s22s22p63s2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。XM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
7、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。XM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3s23p5;Y的氧化物为SiO2,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(SiO):n(Si)=4:1;(2)X的氧化物为Al2O3,为两性氧化物,与NaOH反应的方程式为Al2O3+2NaOH=NaAl
8、O2+2H2O;(3)可利用Cl2置换出N2来证明氯的非金属性比氮强;(4)XT为AlN,SiO2、C、N2【答案】(1)3s23p5;4。(2)Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O。(3)3Cl2+2NH3=N2+6HCl(或3Cl2+8NH3=N2+6NH4Cl);(4)【点拨】Al O3C N2AlN3CO2 326e-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、
9、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1s22s22p2,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3s23p2,则Y是硅元素;据题意可知W原子的核外电子排布1s22s22p63s23p63d104s2,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CH4、SiH4;(2)碳和硅是同族元素,碳的非金属性强,则电负性大;(3)Zn2+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10
10、。【答案】(1)CH4、SiH4(2)碳(或C)(3)1s22s22p63s23p63d10【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LiBeBCOFNaAlSiPSClx 值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98 0.93 1.61 1.90 2.19 2.583.16 (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SN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
11、键的两原子相应元素的差值(x),当x1.7时,一般为离子键,当x1.7时,一般为共价键,试推断AlBr3中化学键类型是_。元 素符 号LiBeBCOFNaAlSiPSClx 值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98 0.93 1.61 1.90 2.19 2.583.16【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SN,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=1.451.7,而溴与铝的x值这差【答案】(1)0.93x(Mg)1.61,2.55x(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