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)dnp。,元素性质的递变规律（重点）,方法技巧,
2、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H2的难易，产生H2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NaMg。 （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。
3、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)H2SH2Se，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
4、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1s2）。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Mn,4原子半径的变化规律 （1）同一元素：负离子原子正离子。 （
5、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： 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,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
6、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。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：,（3）Z的非金属性比T元素强，用化学方程式
7、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,【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=NaAlO2+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】
8、（1）3s23p5 ；4。 （2）Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O。 （3）3Cl2+2NH3=N2+6HCl（或3Cl2+8NH3=N2+6NH4Cl）； （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
9、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。 【答案】 （1）CH4、SiH4 （2）碳（或C） （3）1s22s22p63s23p63d10 【点拨】,例4 不同元素的
10、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：,（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_。,【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,