人教版高中化學(xué)選修三第一章-原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)(復(fù)習(xí)教案1)

1、第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié) 原子結(jié)構(gòu)、原子的誕生大爆炸2個小時后誕生大量的氫少量的氦極少量的鋰原子核的熔合反應(yīng)其他元素、宇宙的組成與各元素的含量三、元素的分類非金屬元素： 22 種（包括稀有氣體） 元素金屬元素：絕大多數(shù)四、能級與能層1能級表示方法及各能級所能容納的最多電子數(shù)2各能層包含的原子軌道數(shù)目和可容納的電子數(shù)電 子層原子軌道 類型原子軌道 數(shù)目可容納電 子數(shù)11s1222s,2p4833s,3p,3d91844s,4p,4d,4f1632nn22n2五、核外電子進(jìn)入軌道的順序按照構(gòu)造原理，電子進(jìn)入軌道的順序為： 1s、2s、 2p、3s、3p、4s、 3d、4p、 5s、4d、 5p

2、因此，特別要注意的是，核外電子排布并非全是按照能層的順序逐層排布的， 排滿 K 層后再排到 L 層，排滿了 L 層再排到 M 層，但并非排滿 M 層后再排到 N 層，根據(jù)構(gòu)造原理中電子進(jìn)入軌道的順序，電子是排滿 4s后再進(jìn)入 3d。例如： 21 號元素鈧核外的 21 個電子依次填充軌道的順序為 1s22s22p63s23p64s23d1，但鈧元素 原子的電子排布式應(yīng)寫作： 1s22s22p63s23p63d14s2 或 Ar3d 14s2。六、能量最低原理的簡述 在多電子原子中，核外電子總是盡先占據(jù)能量最低的軌道，然后再依次進(jìn)入能 量較高的原子軌道，以使整個原子的能量最低，這就是能量最低原理能

3、量最低原理是自然界中一切物質(zhì)共同遵守的普遍法則。 絕大多數(shù)元素原子的核外電子排布，都是按照構(gòu)造原理中的能級順序依次進(jìn)入 原子軌道，而使整個原子處于能量最低狀態(tài)，稱之為基態(tài)。七、少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布它們對于構(gòu)造原理有 1 個電子的偏差。因為能量相同的原子軌道在全充滿 （如 p6和 d10）、半充滿 （如 p3和 d5）和全空（如 p0和 d0）狀態(tài)時，體系的能量較低，原子較 穩(wěn)定。八、原子最外層、次外層及倒數(shù)第三層最多容納電子數(shù)的解釋1依據(jù)構(gòu)造原理中的排布順序， 其實質(zhì)是各能級的能量高低順序， 可由公式得出 ns（n 2）f（n1）dnp。2解釋（1）最外層由 ns、 np 組成，電子數(shù)

4、不大于 268。（2）次外層由 （n1）s（n1）p（n1）d 組成，所容納的電子數(shù)不大于 261018。（3）倒數(shù)第三層由 （n2）s（n2）p（n2）d（n2）f 組成， 電子數(shù)不大于 2610 1432。九、多電子原子中， 電子填充原子軌道時， 原子軌道能量的高低存在如下規(guī)律： 1相同能層上原子軌道能量的高低： ns<np<nd<nf。2形狀相同的原子軌道能量的高低：1s<2s<3s<4s3能層和形狀相同的原子軌道的能量相等，如 2px、2py、2pz 軌道的能量相等。 十、第二周期元素基態(tài)原子的電子排布如下圖所示 （圖中每個方框代表一個原子軌道，每個

5、箭頭代表一個電子 ）：第二周期元素基態(tài)原子的電子排布圖 由上圖總結(jié)： 1每個原子軌道里最多只能容納 2 個電子。 2當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且 自旋方向相同。比較下列多電子原子的原子軌道 的能量高低。(1)2s3s (2)2s3d (3)3p3s(4) 4f6f(5) 3d4s(6)3px3pz解析 本題所考查的是不同原子軌道的能量高低。相同電子層上不同原子軌道 能量的高低順序： ns<np<nd<nf；不同電子層上形狀相同的原子軌道能量的高低順 序： 1s<2s<3s<4s ；能層、能級均相同的原子軌道能量相等： 3p

6、x3py3pz；對 于處在不同能層的原子軌道不同的能級，電子排布的先后次序為ns、(n2)f 、(n1)d、 np。答案 (1)< (2)< (3)> (4)< (5)> (6)原子里面電子的軌道分為不同的等級，越靠近原子核的軌道能量越低。熟記解 析中的原子軌道能級的順序。并不是高能層的所有能級的能量都比低能層的能級的能量高。例如：4s<3d。列各原子或離子的電子排布式錯誤的是 ()A Na 1s22s22p6BF 1s22s22p5CCl 1s22s22p63s23p5DAr 1s22s22p63s23p6解析 本題考查的是構(gòu)造原理及各能級最多容納的電子數(shù)

7、。 s 能級最多容納 2 個電子， p能級有 3 個軌道，最多可容納 6個電子，電子總是從能量低的電子層、 原子軌道排列， Cl應(yīng)是 Cl 原子得一個電子形式的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，所以 Cl的電子排布 式應(yīng)為 1s22s22p63s23p6。答案 C書寫電子排布式時，要從左向右，按電子層能量遞增的順序排列。每個能層中 的能級是按 s、p、d、f 能量遞增的順序排列，各能級上的電子數(shù)標(biāo)在能級符號的右 上角。以下是兩個原子的 2p能級或 3d 能 級的電子排布情況，試分析有無錯誤，若有，違反了什么原則？(1)(2)解析 本題考查的是學(xué)生對電子排布的兩個原則 (泡利原理和洪特規(guī)則 )的理 解。泡利原理：在同一

8、個原子軌道內(nèi)的電子的自旋方向是相反的。而 (2)中的第三個 軌道中的兩個電子自旋方向完全相同，所以 (2)排布錯誤，違反了泡利原理。洪特規(guī) 則：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋 方向相同。而(1)中的第三個軌道內(nèi)的電子的自旋方向與前兩個軌道的電子自旋方向 相反，排布違反了洪特規(guī)則。答案 (1)錯誤，違反了洪特規(guī)則 (2)錯誤，違反了泡利原理原子的核外電子排布與電子排布圖描述的內(nèi)容是完全相同的，相對而言，電子 排布圖不僅能表示出原子的核外電子排布在哪些電子能層上，還能表示出這些電子 的自旋狀態(tài)。處于穩(wěn)定狀態(tài)的原子，核外電子將盡可能地按能量最低原理排布，且 要遵

9、守泡利原理、洪特規(guī)則。觀察 1s軌道電子云示意圖， 判斷下 列說法正確的是 ( )A 一個小黑點表示 1 個自由運動的電子B1s軌道的電子云形狀為圓形的面C電子在 1s 軌道上運動像地球圍繞太陽旋轉(zhuǎn)D1s 軌道電子云的點的疏密表示電子在某一位置出現(xiàn)機會的多少 解析 盡管人們不能確定某一時刻原子中電子的精確位置，但能夠統(tǒng)計出電子 在什么地方出現(xiàn)的概率大，在什么地方出現(xiàn)的概率小。為了形象地表示電子在原子 核外空間的分布狀況，人們常用小黑點的疏密程度來表示電子在原子核外出現(xiàn)概率 的大小。點密集的地方，表示電子在那里出現(xiàn)的概率大；點稀疏的地方，表示電子 在那里出現(xiàn)的概率小。 由圖可知，處于 1s 軌道

10、上的電子在空間出現(xiàn)的概率分布呈球 形對稱，而且電子在原子核附近出現(xiàn)的概率最大，離核越遠(yuǎn)。出現(xiàn)的概率越小。圖 中的小黑點不表示電子，而表現(xiàn)電子曾經(jīng)出現(xiàn)過的位置。答案 D電子云圖中的黑點絕無具體數(shù)目的意義，而有相對多少的意義。單位體積內(nèi)黑 點數(shù)目較多 （黑點密度較大 ） ，表示電子在該空間的單位體積內(nèi)出現(xiàn)的機會相對較大； 單位體積內(nèi)黑點數(shù)目相對較少 （黑點密度較小 ），表示電子在該空間的單位體積內(nèi)出 現(xiàn)的機會相對較小。電子的運動無宏觀物體那樣的運動規(guī)律，但有它自身的規(guī)律。1原子核外電子的每一個能層最多可容納的電子數(shù)與能層的序數(shù) (n)間存在什 么關(guān)系？提示 每個能層最多可容納的電子數(shù)是能層序數(shù)平方

11、的兩倍，即2n2。2不同的能層分別有多少個能級，與能層的序數(shù) (n)間存在什么關(guān)系？提示 任一能層的能級數(shù)等于該能層序數(shù)。3不同層中，符號相同的能級中所能容納的最多電子數(shù)是否相同？提示 相同。1從元素周期表中查出銅、銀、金的外圍電子層排布。它們是否符合構(gòu)造原 理？提示 按構(gòu)造原理畫出銅、銀、金的外圍電子層排布圖，按元素周期表中的外 圍電子排布畫出銅、銀、金排布圖，可以看出銅、銀、金不符合構(gòu)造原理。其原因 主要從電子排布處于全滿或半充滿時，能量最低考慮。2電子排布式可以簡化，如可以把鈉的電子排布式寫成 Ne3s1。試問：上式 方括號里的符號的意義是什么？你能仿照原子的簡化電子排布式寫出第 8 號

12、元素 氧、第 14 號元素硅和第 26 號元素鐵的簡化電子排布式嗎？提示 Ne的意義是指與 Ne 的電子排布相同。O：He2s22p4 Si：Ne3s23p2 Fe：Ar3d 64s2第二周期元素基態(tài)原子的電子排布如圖所示 (圖中每個方框代表一個原子軌道， 每個箭頭代表一個電子 )：第二周期元素基態(tài)原子的電子排布圖由上圖總結(jié)：1每個原子軌道里最多只能容納幾個電子？ 提示 2 個。2當(dāng)電子排布在同一能級時，有什么規(guī)律？提示 總是優(yōu)先占據(jù)不同軌道，且自旋方向相同。1AD 2.D 3.B 4.C 5.C6只有 C 項是基態(tài)原子的電子排布79F： 1s22s22p5 核外電子分 2 層，最外層電子數(shù)為

13、 717Cl：1s22s22p63s23p5 核外電子分 3 層，最外層電子數(shù)為 735Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5 核外電子分 4 層，最外層電子數(shù)為 78Na：1s22s22p63s1 最高化合價為 1 價S：1s22s22p63s23p4 最高化合價為 6 價，最低化合價為 2價第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)一、元素周期表的編排原則1. 將電子層數(shù)相同的元素按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排成橫行。2. 把最外層電子數(shù)相同的元素 （個別例外 ）按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成縱 行。二、周期表的結(jié)構(gòu)周期：具有相同的電子層數(shù)的元素按照原子序數(shù)遞增的順序排成一個橫行。

14、主族：由短周期和長周期元素共同構(gòu)成的族。 副族：僅由長周期元素構(gòu)成的族。三、各周期元素數(shù)目與相應(yīng)能級組的原子軌道關(guān)系周期元素數(shù)目相應(yīng)能級組中原子軌道電子最大容量一21s2二82s 2p883s 3p8四184s 3d 4p18五185s 4d 5p18六326s 4f 5d 6p32七26(未完)7s 5f 6d（未完 ）未滿四、原子結(jié)構(gòu)與元素位置的關(guān)系1. 核外電子排布與族序數(shù)之間的關(guān)系 可以按照下列方法進(jìn)行判斷：按電子填充順序由最后一個電子進(jìn)入的情況決定，具 體情況如下：(3)進(jìn)入(n1)d(n1)d15為BB? 族數(shù) (n1)dns電子數(shù) (n1)d68 為(n1)d10為B、B? 族數(shù)

15、 ns的電子數(shù) 4f La系元素進(jìn)入 (n2)fB5f Ac系元素2.縱列與族的關(guān)系縱列序數(shù)1234567810族AABBBBB族縱列序數(shù)1112131415161718族BBAAAAA0族3. 族序數(shù)與價電子數(shù)的關(guān)系(1) 主族(A A)和副族 B、B 的族序數(shù)原子最外層電子數(shù) (nsnp 或 ns)。(2) 副族BB 的族序數(shù)最外層 (s)電子數(shù)次外層 (d)電子數(shù)。(3) 零族：最外層電子數(shù)等于 8 或 2。(4)族：最外層 (s)電子數(shù)次外層 (d)電子數(shù)。若之和分別為 8、9、10，則分別是 族第 1、 2、 3 列。五、各區(qū)元素特點包括的元素價電子排布化學(xué)性質(zhì)s區(qū)A、A12 ns除

16、氫、氦外，都是活潑金屬元素p區(qū)AA、零族2 1 6 ns np隨著最外層電子數(shù)目的增 加，非金屬性增強，金屬 性減弱d區(qū)B B、族19 1 2 （n1）d ns均為金屬。由于 d 軌道都 未充滿電子，因此 d 軌道 可以不同程度地參與化學(xué) 鍵的形成ds 區(qū)B、B（n1）d10ns12均為金屬。 d 軌道充滿電 子，因此 d 軌道一般不再 參與化學(xué)鍵的形成f區(qū)鑭系、錒系（n2）f014（n1）d02ns2鑭系元素的化學(xué)性質(zhì)非常 相近，錒系元素的化學(xué)性 質(zhì)也非常相近六、判斷微粒半徑大小的規(guī)律1.同周期，從左到右，原子半徑依次減小。2. 同主族，從上到下，原子或同價態(tài)離子半徑均增大。3. 陽離子半徑

17、小于對應(yīng)的原子半徑，陰離子半徑大于對應(yīng)的原子半徑，如r（Na2）r（Na），r（S）r（S2）。4. 電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，隨核電荷數(shù)增大，離子半徑減小，如r（S2）r（Cl）r（K ）r （Ca2）。5. 不同價態(tài)的同種元素的離子，核外電子多的半徑大，如r（Fe2）r（Fe3），r（Cu2）r（Cu2 ）。特別提醒在中學(xué)要求的范疇內(nèi)可按 “三看 ”規(guī)律來比較微粒半徑的大小 “一看”能層數(shù)：當(dāng)能層數(shù)不同時，能層越多，半徑越大?！岸础焙穗姾蓴?shù)：當(dāng)能層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，半徑越小。“三看”核外電子數(shù)： 當(dāng)能層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時， 核外電子數(shù)越多， 半徑越大。七、電離能1.第一電離能（1）每

18、個周期的第一個元素 （氫和堿金屬 ）第一電離能最小，稀有氣體元素原子的第一 電離能最大，同周期中自左至右元素的第一電離能呈增大的趨勢。（2）同主族元素原子的第一電離能從上到下逐漸減小。2.逐級電離能（1）原子的逐級電離能越來越大 首先失去的電子是能量最高的電子，故第一電離能較小，以后再失去電子都是能級 較低的電子，所需要的能量多； 同時，失去電子后離子所帶正電荷對電子吸引更強， 從而電離能越來越大。（2）金屬元素原子的電離能與其化合價的關(guān)系 一般來講，在電離能較低時， 原子失去電子形成陽離子的價態(tài)為該元素的常見價態(tài)。如 Na 的第一電離能較小， 第二電離能突然增大 （ 相當(dāng)于第一電離能的 10

19、 倍 ），故 Na 的化合價為 1，而 Mg 在第三電離能、 Al 在第四電離能發(fā)生突變，故 Mg 、Al 的 化合價分別為 2、 3。八、元素電負(fù)性的應(yīng)用1.元素的金屬性和非金屬性及其強弱的判斷（1）金屬的電負(fù)性一般小于 1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于 1.8，而位于非金屬三角區(qū) 邊界的“類金屬” （如鍺、銻等 ）的電負(fù)性則在 1.8 左右，它們既有金屬性，又有非 金屬性。（2）金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元 素越活潑。（3）同周期自左到右，電負(fù)性逐漸增大，同主族自上而下，電負(fù)性逐漸減小。（4）電負(fù)性較大的元素集中在元素周期表的右上角。2.化學(xué)鍵的類型

20、的判斷一般認(rèn)為：如果兩個成鍵元素原子間的電負(fù)性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素原子間的電負(fù)性差小于 1.7，它們之間通常形成共價鍵。圖1(1) 上表中的實線是元素周期表的部分邊界，請在表中用實線補全元素周期表的邊 界。(2) 元素甲是第三周期、第 A 族元素，請在下邊方框中按氦元素 (圖 1)的式樣，寫 出元素甲的原子序數(shù)、元素符號、元素名稱、相對原子質(zhì)量和最外層電子排布。(3) 元素乙的 3p亞層中只有 1 個電子，則乙原子半徑與甲原子半徑比較：>；甲、乙的最高價氧化物水化物的酸性強弱為： >(用 化學(xué)式表示 )。(4) 元素周期表體現(xiàn)了元素周期律，元素周

21、期律的本質(zhì)是原子核外電子排布的，請寫出元素在元素周期表中的位置與元素原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系： 解析 (1)略(2)因甲位于第三周期、第 A 族，則應(yīng)是硫元素，答案為(3) 因乙元素的 3p亞層只有一個電子， 即其電子排布式為 1s22s22p63s23p1，即乙元素 是 Al ，其原子半徑大于硫，甲、乙的最高價氧化物對應(yīng)水化物分別為H2SO4 和Al(OH) 3，顯然酸性前者強于后者。(4) 元素周期律的本質(zhì)是核外電子排布的周期性變化。 因此元素周期表不是隨意設(shè)定 的，并且元素在周期表中的位置與原子結(jié)構(gòu)密切相關(guān)，元素的周期數(shù)即為原子核外 電子層數(shù)；元素所在主族數(shù)即為原子結(jié)構(gòu)的最外層電子數(shù)。答案 (1)

22、(2)(3) Al S H2SO4 Al(OH) 3(4) 周期性變化 元素的周期數(shù)即為原子核外電子層數(shù)， 元素的主族序數(shù)即為原子結(jié) 構(gòu)的最外層電子數(shù)本題考查元素周期律及元素周期表的有關(guān)知識，綜合性較強，解答本題的關(guān)鍵是掌 握元素在周期表中位置、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)三者之間的關(guān)系以及同一周期元素性質(zhì)的遞變 規(guī)律?？筛鶕?jù)元素性質(zhì)的遞變規(guī)律體會周期表中不同位置的元素具有不同的結(jié)構(gòu)， 所以應(yīng)該具有不同的性質(zhì)。不同元素的原子在分子內(nèi)吸引電子的 能力大小可用一數(shù)值 x來表示，若 x 越大，則原子吸引電子的能力越強，在所形成 的分子中成為負(fù)電荷一方。下面是某些短周期元素的 x 值：元素LiBeBCOFx值0.981

23、.572.042.533.443.98元素NaAlSiPSClx值0.931.611.902.192.583.16(1) 通過分析 x值的變化規(guī)律，確定 N、Mg 的x值范圍：<x(Mg)<； <x(N)<。(2) 推測 x 值與原子半徑的關(guān)系是(1) 某有機物結(jié)構(gòu)式為：，在 SN 中，你認(rèn)為共用電子對偏向誰？(寫原子名稱 )。(4) 經(jīng)驗規(guī)律告訴我們當(dāng)成鍵的兩原子相應(yīng)元素電負(fù)性的差值x>1.7 時，一般為離子鍵，當(dāng) x<1.7時，一般為共價鍵，試推斷 AlBr 3中化學(xué)鍵的類型是 。(5) 預(yù)測元素周期表中， x 值最小的元素位置 (放射性元素除外 )。解

24、析 由所給數(shù)據(jù)分析知：同周期，從左到右 x 值逐漸增大；同主族，從上到下， x 值逐漸減小，則 (1)同周期中 x(Na)<x(Mg)< x(Al) ，同主族中 x(Mg)< x(Be)，綜合可 得： 0.93<x(Mg)<1.57，同理： 2.53<x(N)<3.44。(2)x值在周期表中的遞變規(guī)律與原 子半徑的恰好相反，即：同周期 (同主族 )中，x值越大，其原子半徑越小。 (3)對比 周期表中對角線位置的 x 值可知： x(B)>x(Si)，x(C)>x(P)， x(O)>x(Cl) ，則可推知： x(N)> x(S)，故

25、在 SN 中，共用電子對應(yīng)偏向氮原子。 (4)查表知： AlCl 3的 x 1.55<1.7，又 x(Br)<x(Cl)，所以 AlBr 3的 x應(yīng)小于 AlCl 3的，為共價鍵。 (5)根據(jù)遞 變規(guī)律， x值最小的應(yīng)為 Cs(Fr為放射性元素 )位于第六周期 A 族。答案 (1)0.93 1.57 2.53 3.44 (2)x 值越小，半徑越大 (3)氮 (4)共價鍵 (5) 第六周期 A 族歸納總結(jié)是學(xué)習(xí)過程中很重要的一種能力，在做該題時可以先找出 x 值相差不大的 元素，分組比較， x值較大的一組應(yīng)為非金屬元素， x 值較小的一組應(yīng)為金屬元素。 然后，再對同一組中的元素的 x

26、 值進(jìn)行比較找出變化規(guī)律。不同元素的氣態(tài)原子失去最外層一個 電子所需要的能量，設(shè)其為 E，如圖所示。試根據(jù)元素在周期表中的位置，分析圖 中曲線的變化特點，并回答下列問題。(1) 同主族內(nèi)不同元素的 E 值變化的特點是： 。各主族中 E值的這種變化特點體現(xiàn)了元素性質(zhì)的 變化規(guī)律。(2) 同周期內(nèi)，隨原子序數(shù)增大， E 值增大。但個別元素的 E值出現(xiàn)反常現(xiàn)象。試預(yù) 測下列關(guān)系式中正確的是(填寫編號，多選倒扣分 )。E(砷)>E(硒)E(砷)<E(硒 )E(溴)>E(硒)E(溴)<E(硒 )(3) 估計 1 mol氣態(tài) Ca原子失去最外層一個電子所需能量 E值的范圍： <

27、;E<。(4) 10 號元素 E 值較大的原因是 解析：此題考查了元素第一電離能的變化規(guī)律和同學(xué)們的歸納總結(jié)能力。 (1)從 H、 Li 、Na、K等可以看出，同主族元素隨元素原子序數(shù)的增大， E值變??；H到 He、 Li 到 Ne、Na到 Ar 呈現(xiàn)明顯的周期性。(2)從第二、三周期可以看出，第A 和A 族元素比同周期相鄰兩種元素 E 值都低。 由此可以推測 E(砷)>E( 硒)、 E(溴)>E(硒)。(3) 根據(jù)同主族、同周期規(guī)律可以推： E(K)< E(Ca)<E(Mg) 。(4) 10 號元素是稀有氣體元素氖，該元素原子的最外層電子排布已達(dá)到 8 電子穩(wěn)定

28、 結(jié)構(gòu)。答案 (1)隨著原子序數(shù)的增大， E 值變小 周期性(2) (3)485 kJ m·ol1 738 kJ ·mol1 (4)10號元素為氖，該元素原子的最外層 電子排布已達(dá)到 8 電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)要綜合考慮圖示信息，抓住同一主族 （如原子序數(shù)為 1、3、11、19的堿金屬族 ）的 E 值的大小，同一周期 （如 310 號元素）E值的大小規(guī)律，且要注意哪些有反?，F(xiàn)象。下列各組元素，按原子半徑依次減小， 元素第一電離能逐漸升高的順序排列的是 （ ）A.K 、Na、 LiBAl 、Mg、NaC.N、O、CDCl、S、P解析 本題考查了元素第一電離能的遞變規(guī)律，由同周期中從左到

29、右，元素的第一 電離能逐漸增大知， B、D 選項中均逐漸降低；同主族中，從上到下，原子半徑增 大，第一電離能逐漸減小，故 A 項正確。答案 A通常情況下，第一電離能大的主族元素電負(fù)性大，但 A 族、 A 族元素原子的 價電子排布分別為 ns2、 ns2np3，為全滿和半滿結(jié)構(gòu)，這兩族元素原子第一電離能反 常。金屬活動性表示的是在水溶液中金屬單質(zhì)中的原子失去電子的能力，而電離能是 指金屬元素在氣態(tài)時失去電子成為氣態(tài)陽離子的能力，二者對應(yīng)條件不同，所以排 列順序不完全一致。有 A 、B、C、 D 四種元素。其中 A 為 第三周期元素，與 D可形成 11和 21原子比的化合物。 B為第四周期 d區(qū)元

30、素， 最高化合價為 7。C和B 是同周期的元素，具有相同的最高化合價。 D為元素周期 表所有元素中電負(fù)性第二大的元素。試寫出四種元素的元素符號和名稱，并按電負(fù) 性由大到小排列順序。 A，B，CD，電負(fù)性由大到小的順序為 解析 由電負(fù)性推知 D為O；A 與D可形成 11和21的化合物，可推知 A 為 Na；B為第四周期 d區(qū)元素且最高正價為 7，可知 B 為 Mn；C與 B同周期且最 高價為 7，可知 C 為 Br 。答案 鈉 (Na) 錳 (Mn) 溴(Br) 氧(O) O>Br>Mn>Na并不是所有電負(fù)性差大于 1.7的都形成離子化合物， 如 H電負(fù)性為 2.1，F(xiàn)電負(fù)性為

31、4.0，電負(fù)性差為 1.9，而 HF 為共價化合物，故需注意這些特殊情況?？疾樵刂芷诒?，探究下列問題：1. 元素周期表共有幾個周期？每個周期各有多少種元素？寫出每個周期開頭第一個 元素和結(jié)尾元素的最外層電子的排布式的通式。為什么第一周期結(jié)尾元素的電子排 布跟其他周期不同？提示 元素周期表共有 7 個周期；每個周期包含的元素種類如下： 周期 一二三四五六七元素數(shù)目 28818183232（？）每周期開頭元素最外層電子排布通式為 ns1 每周期結(jié)尾最外層電子排布通式為 ns2np6（第一周期為 1s2）。 第一周期元素原子只有一個能層， 只有 1s一個能級，最多為 2 個電子。而其他周期 元素原

32、子最外層有 ns、np 兩個能級，最多可排 8 個電子。2. 元素周期表共有多少個縱列？周期表上元素的“外圍電子排布”簡稱“價電子 層”，這是由于這些能級上的電子數(shù)可在化學(xué)反應(yīng)中發(fā)生變化。每個縱列的價電子 層的電子總數(shù)是否相等？ 提示 18 個縱列；不相等。3. 按電子排布，可把周期表里的元素劃分成 5 個區(qū)，如課本圖 116 所示。除 ds區(qū) 外，區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級的符號。 s 區(qū)、d 區(qū)和 p 區(qū)分別有 幾個縱列？為什么 s區(qū)（H除外）、d區(qū)和 ds區(qū)的元素都是金屬？提示 s區(qū)有 2個縱列，d區(qū)有 8個縱列， p區(qū)有 6個縱列。 s區(qū)、 d區(qū)和 ds區(qū)的元 素原子最外

33、層電子數(shù)為 12個，在反應(yīng)中易失去電子，故 s區(qū)（H除外）、d區(qū)和 ds 區(qū)的元素都是金屬元素。4. 元素周期表可分為哪些族？為什么副族元素又稱為過渡元素？提示 元素周期表可分為 7 個主族： A、A 、A 、A、 A、 A、A ；7 個副族： B、B、B、B、B、B、B；一個族和一個 0 族。在周期 表中從第四周期開始由 A 經(jīng)過副族、 族到 A，所以副族和第 族元素又稱過 渡元素。5. 為什么在元素周期表中非金屬主要集中在右上角三角區(qū)內(nèi)？ 提示 從周期表看，同周期元素越向右，非金屬性越強，同主族元素越向上，非金 屬性越強，所以非金屬主要集中在右上角。6. 處于非金屬三角區(qū)邊緣的元素常被稱為

34、半金屬或準(zhǔn)金屬。為什么？ 提示 處于非金屬三角區(qū)邊緣的元素具有一定的金屬性。元素周期表中，同周期的主族元素從左到右，最高化合價和最低化合價、金屬性和 非金屬性的變化有什么規(guī)律？提示 元素周期表中，同周期的主族元素從左到右：最高化合價從 1 7（第二 周期到 5）；最低化合價從 4 1；金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？應(yīng)如何理解 這種趨勢？周期表中的同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？應(yīng)如何理 解這種趨勢？提示 同周期主族元素，從左到右，原子半徑減小，因為同周期元素原子具有相同 的電子能層，但隨核電荷數(shù)增多，核對電子的引力變

35、大，從而使原子半徑減小。 同主族元素，從上到下，原子半徑增大，因為同主族元素自上到下，原子具有的電 子能層數(shù)增多， 使原子半徑增大；雖然自上到下核電荷數(shù)也增多可使原子半徑減小， 但前者是主要因素，故最終原子半徑增大。1.堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系？提示 堿金屬的第一電離能越小，堿金屬越活潑。2.為什么原子的逐級電離能越來越大？ Na、Mg 、Al 的電離能數(shù)據(jù)跟它們的化合價 有什么聯(lián)系？提示 因為原子首先失去的電子是能量最高的電子，故第一電離能較小，以后再失 去電子都是能級較低的電子，所需要的能量多；同時，失去電子后離子所帶正電荷 對電子吸引更強，從而電離能越來越大。從教材中

36、Na、Mg 、Al 的電離能的表格可 看出， Na 的第一電離能較小，第二電離能突然增大 （相當(dāng)于第一電離能的 10 倍）， 故 Na 的化合價為 1。而 Mg 在第三電離能、 Al 在第四電離能發(fā)生突變，故 Mg 、 Al 的化合價分別為 2、 3。1.課本圖 1 26是用課本圖 123 的數(shù)據(jù)制作的第三周期元素的電負(fù)性變化圖，請 用類似的方法制作第 A 和 A 族元素的電負(fù)性變化圖。提示2在元素周期表中， 某些主族元素與右下方的主族元素 （如下圖 ）的有些性質(zhì)是 相似的 （如硼和硅的含氧酸鹽都能形成玻璃且互熔 ），被稱為“對角線規(guī)則”。查閱 資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產(chǎn)物，鈹和鋁的氫氧

37、化物的酸堿性以及硼和硅的 含氧酸酸性的強弱，說明對角線規(guī)則，并用這些元素的電負(fù)性解釋對角線規(guī)則。提示 Li、Mg 在空氣中燃燒的產(chǎn)物分別為 Li2O和 MgO；B和 Si的含氧酸都是弱 酸，說明 “對角線規(guī)則 ”的正確性。Li 、Mg的電負(fù)性分別為 1.0、1.2；Be、Al 的電負(fù)性分別為 1.5、1.5，B和 Si的電 負(fù)性分別為 2.0、1.8，它們的電負(fù)性接近，說明它們對鍵合電子的吸引力相當(dāng)。1.電子層數(shù) 最外層電子數(shù) 最外層電子數(shù) 電子層數(shù)2.堿金屬 稀有氣體元素3.原子 序數(shù)電子排布式在周 期表 中的 位置是金屬還 是非金屬最高價氧化物 的水化物化學(xué) 式及酸堿性氣態(tài)氫化物的 化學(xué)式

38、151s22s22p63s233p第三 周期 A 族非金屬H3PO4 酸性PH3161s22s22p63s234p第三 周期 A 族非金屬H2SO4 酸性H2S71s22s22p3第二 周期 A 族非金屬HNO3 酸性NH34.(1)三 A 1s22s22p63s23p5 Cl HClO4(2)四 A 1s22s22p63s23p64s2 Ca Ca(OH)25.主族元素次外層是排滿的，而副族元素次外層或倒數(shù)第三層沒有排滿。主族元素 的價電子層即其最外層，而副族元素的價電子層為最外層和次外層的電子，有的還 包括倒數(shù)第三層的電子，統(tǒng)稱為外圍電子。6.H：1s1 H 原子再得一個電子便可滿足 1s

39、2 的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。從化合價情況看， H得一個電子后，表現(xiàn) 1價，與 A 族相同。7. 以第三周期元素為例：11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17ClNa是非常活潑的堿金屬元素，在常溫下能與 H2O劇烈反應(yīng)， NaOH是強堿；Mg 是較活潑的金屬元素，能與沸水反應(yīng)， Mg(OH) 2 是中強堿；Al 具有兩性，不能與 H2O 反應(yīng)， Al 2O3是兩性氧化物， Al(OH) 3是兩性氫氧化物；Si 具有金屬的某些性質(zhì)，是半導(dǎo)體材料， H4SiO4是不溶于水的弱酸；P 對應(yīng)的最高價含氧酸 H3PO4是中強酸；Cl 對應(yīng)的最高價含氧酸 HClO4 是無機含氧酸中最強的酸。由此可以出結(jié)論。8. 電負(fù)性是用來描述