第5章 第16讲docx文档格式.docx

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3d104s24p6

五

5

37

[Kr]5s1

54

1s22s22p63s23p63d10

4s24p64d105s25p6

六

6

55

[Xe]6s1

86

1s22s22p63s23p63d104s24p6

4d104f145s25p65d106s26p6

2.每族元素的价层电子排布特点

（1）主族

主族

ⅠA

ⅡA

ⅢA

ⅣA

排布特点

ns1

ns2

ns2np1

ns2np2

ⅤA

ⅥA

ⅦA

ns2np3

ns2np4

ns2np5

（2）0族：

He：

1s2；

其他ns2np6。

（3）过渡元素（副族和第Ⅷ族）：

（n－1）d1～10ns1～2。

（三）元素周期表的分区

1.根据核外电子排布

（1）分区

（2）各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

分区

元素分布

外围电子排布

元素性质特点

s区

ⅠA、ⅡA族

ns1～2

除氢外都是活泼金属元素；

通常是最外层电子参与反应

p区

ⅢA族～ⅦA族、0族

ns2np1～6（除He外）

d区

ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族（除镧系、锕系外）

（n－1）d1～9ns1～2（除钯外）

d轨道可以不同程度地参与化学键的形成

ds区

ⅠB族、ⅡB族

（n－1）d10ns1～2

金属元素

f区

镧系、锕系

（n－2）f0～14

（n－1）d0～2ns2

镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近

2.根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区（如下图），处于金属与非金属交界线（又称梯形线）附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。

注意　“外围电子排布”即“价电子层”，对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。

（1）元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素（×

）

（2）第ⅠA族全部是金属元素（×

（3）元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们是同位素（×

（4）两短周期元素原子序数相差8，则周期数一定相差1（√）

（5）s区全部是金属元素（×

（6）第4周期元素中，锰原子价电子层中未成对电子数最多（×

1.请在下表中画出元素周期表的轮廓，并在表中按要求完成下列问题：

（1）标出族序数。

（2）画出金属与非金属的分界线，写出分界线处金属的元素符号，并用阴影表示出过渡元素的位置。

（3）标出镧系、锕系的位置。

（4）写出各周期元素的种类。

（5）写出稀有气体元素的原子序数。

（6）标出113号～118号元素的位置。

答案

2.根据前四周期元素原子核外电子排布特点，回答下列问题：

（1）价电子层有2个未成对电子的有________；

有3个未成对电子的有________。

（2）未成对电子数与周期数相等的元素有________。

答案　

（1）C、Si、Ge、O、S、Se、Ti、Ni　N、P、As、V、Co

（2）H、C、O、P、Fe

3.第4周期中，未成对电子数最多的元素是________（填名称）。

（1）它位于________族。

（2）核外电子排布式是________。

（3）它有________个能层，________个能级，________种运动状态不同的电子。

（4）价电子排布式：

________，价电子轨道表示式：

________。

（5）属于________区。

答案　铬　

（1）ⅥB

（2）1s22s22p63s23p63d54s1（或[Ar]3d54s1）

（3）4　7　24

（4）3d54s1　

（5）d

题组一　元素周期表的结构应用

1.在元素周期表中，铂元素如图所示，下列有关说法正确的是（　　）

A.铂是非金属元素，在常温下呈固态

B.

Pt和

Pt的核外电子数相同，互为同位素

C.“195.1”是铂的质量数

D.由78可以推出Pt为第5周期元素

答案　B

解析　铂为金属元素，A项错误；

Pt的质子数相同，中子数不同，是两种不同的核素，二者互为同位素，B项正确；

“195.1”是铂元素的相对原子质量，C项错误；

由78推出Pt为第6周期元素，D项错误。

2.如图为元素周期表中前四周期的一部分，若B元素的核电荷数为x，则这五种元素的核电荷数之和为（　　）

A.5x＋10B.5x

C.5x＋14D.5x＋16

答案　A

解析　

3.

（1）56号元素位于第________周期________族。

（2）114号元素位于第________周期________族。

（3）25号元素位于第________周期________族。

答案　

（1）6　ⅡA　

（2）7　ⅣA　（3）4　ⅦB

元素周期表结构中隐含的两条规律

（1）同周期主族元素原子序数差的关系

①短周期元素原子序数差＝族序数差。

②两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。

两元素分布在过渡元素两侧时，

4或5周期元素原子序数差＝族序数差＋10，6周期元素原子序数差＝族序数差＋24。

③第4、5周期的第ⅡA与ⅢA族原子序数之差都为11，第六周期为25。

（2）同主族、邻周期元素的原子序数差的关系

①ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。

②ⅡA族和0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。

③ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32。

题组二　原子结构特点与元素推断

4.M、R、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z是一种过渡元素。

M基态原子L层中p轨道电子数是s轨道电子数的2倍，R是同周期元素中最活泼的金属元素，X和M形成的一种化合物是引起酸雨的主要大气污染物，Z的基态原子4s和3d轨道半充满。

请回答下列问题：

（1）写出M、R的价电子排布式：

M________、R______________________________________。

（2）写出X、Y的价电子轨道表示式：

X_____________________________________________、

Y________________。

（3）写出Z的核外电子排布式：

__________________________________________________，

Z的核外未成对电子数为________。

答案　

（1）2s22p4　3s1

（2）

（3）1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1　6

解析　根据题目给出的M、R和X的信息确定，M是氧元素，R是钠元素，X是硫元素。

根据M、R、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素确定Y是氯元素。

根据Z的基态原子4s和3d轨道半充满，则Z元素原子的核外有24个电子，是铬元素。

5.已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。

X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。

X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。

（1）X元素原子基态时的电子排布式为__________，该元素的符号为________。

（2）Y元素原子的价层电子的电子轨道表示式为________，该元素的名称是________。

（3）比较X的氢化物与同族第2、3周期元素所形成的氢化物稳定性________。

答案　

（1）1s22s22p63s23p63d104s24p3　As

（或

）　氧

（3）NH3>

PH3>

AsH3

解析　考查核外电子排布式、轨道表示式及氢化物稳定性的比较。

由X原子的4p轨道上有3个未成对电子，可知X为As，原子序数为33；

Y原子的2p轨道上有2个未成对电子，则Y为1s22s22p2（碳元素）或1s22s22p4（氧元素），若Y为碳元素，碳元素原子序数为6，则Z元素原子序数为3，是锂元素，锂元素不能形成负一价离子，所以Y为氧元素，原子序数为8；

Z为氢元素，氢元素可形成负一价离子。

考点二　元素周期律及应用

1.元素周期律

2.电离能

（1）第一电离能：

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，符号：

I1，单位：

kJ·

mol－1。

（2）规律

同种原子：

逐级电离能越来越大（即I1＜I2＜I3…）。

3.电负性

（1）含义：

元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。

元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。

（2）标准：

以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性（稀有气体未计）。

（3）规律

金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在1.8左右。

4.主族元素周期性变化规律

项目

同周期（从左→右）

同主族（从上→下）

原子核外电子排布

电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→7（第一周期1→2）

最外层电子数相同，电子层数递增

原子半径

逐渐减小（0族除外）

逐渐增大

元素主要化合价

最高正价由＋1→＋7

最低负价由－4→－1

最高正价＝主族序数（O、F除外），非金属最低负价＝主族序数－8

原子得、失电子能力

得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱

得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强

元素的第一电离能

第一电离能呈增大的趋势

第一电离能逐渐减小

元素的电负性

电负性逐渐增大

电负性逐渐减小

元素金属性、非金属性

金属性逐渐减弱

非金属性逐渐增强

金属性逐渐增强

非金属性逐渐减弱

单质氧化性、还原性

氧化性逐渐增强

还原性逐渐减弱

氧化性逐渐减弱

还原性逐渐增强

最高价氧化物对应水化物的酸碱性

碱性逐渐减弱

酸性逐渐增强

碱性逐渐增强

酸性逐渐减弱

非金属气态氢化物的稳定性

生成由难到易

稳定性逐渐增强

生成由易到难

稳定性逐渐减弱

5.金属性和非金属性强弱的判断方法

三表

元素周期表：

金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；

非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强”

金属活动性顺序：

按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱

非金属活动性顺序：

按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性减弱

三反应

置换反应：

强的置换弱的，适合金属也适合非金属

与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强

与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强

氧化性

金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越强

还原性

非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越强

6.对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如。

7.元素周期表、元素周期律的应用

（1）根据元素周期表中的位置寻找未知元素

（2）预测元素的性质（由递变规律推测）

①比较不同周期、不同主族元素的性质

如：

金属性：

Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：

Mg（OH）2＞Al（OH）3、Ca（OH）2＞Mg（OH）2，则Ca（OH）2＞Al（OH）3（填“＞”“＜”或“＝”）。

②推测未知元素的某些性质

已知Ca（OH）2微溶，Mg（OH）2难溶，可推知Be（OH）2难溶；

再如：

已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹（At）应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。

（3）启发人们在一定区域内寻找新物质

①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：

Si、Ge、Ga等。

②农药中常用元素在右上方，如：

F、Cl、S、P、As等。

③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：

Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。

（1）同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小（×

（2）第2周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7（×

解析　氧元素没有最高正化合价（＋6），氟元素没有正化合价。

（3）元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强；

碱性越强，金属性越强（×

（4）元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱（×

解析　ⅦA族元素的气态氢化物，从上到下酸性依次增强，还原性越强。

（5）在Mg、Al、NaOH溶液构成的原电池中，因为Al做负极，Mg做正极，所以Al的金属性大于Mg（×

（6）钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能（×

（7）第二周期主族元素的原子半径随核电荷数的增大依次减小（√）

（8）C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>

O>

F>

C（×

（9）元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大（×

1.根据元素周期律比较下列各组性质（用“＞”或“＜”填空）：

（1）金属性：

K________Na________Mg，

非金属性：

F________O________S。

（2）碱性：

Mg（OH）2________Ca（OH）2________KOH。

（3）酸性：

HClO4________H2SO4________HClO。

（4）热稳定性：

CH4________NH3________H2O。

（5）还原性：

HBr________HCl，I－________S2－。

（6）氧化性：

Fe3＋________Cu2＋________Fe2＋。

答案　

（1）＞　＞　＞　＞　

（2）＜　＜　（3）＞　＞　（4）＜　＜　（5）＞　＜　（6）＞　＞

2.比较下列微粒半径大小（用“＞”或“＜”填空）：

（1）Na________Mg________Cl

（2）Li________Na________K

（3）Na＋________Mg2＋________Al3＋

（4）F－________Cl－________Br－

（5）Cl－________O2－________Na＋

（6）Fe2＋________Fe3＋

答案　

（1）＞　＞　

（2）＜　＜　（3）＞　＞　（4）＜　＜

（5）＞　＞　（6）＞

3.

（1）第3周期所有元素的第一电离能（I1）大小顺序为___________________（用元素符号表示）。

（2）Na的逐级电离能中有________次突跃。

分别是哪级电离能发生突跃？

________、________。

（3）F、Cl、Br、I的第一电离能大小顺序为__________________________________________，

电负性大小顺序为________________。

答案　

（1）Na＜Al＜Mg＜Si＜S＜P＜Cl＜Ar

（2）2　I2≫I1　I10≫I9

（3）F＞Cl＞Br＞I　F＞Cl＞Br＞I

“三看”法快速判断简单微粒半径的大小

一看电子层数：

最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。

二看核电荷数：

当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。

三看核外电子数：

当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

题组一　元素的金属性与非金属性的判断

1.下列事实能说明氯元素原子得电子能力比硫元素原子强的是________（填序号）。

①HCl的溶解度比H2S大　②HCl的酸性比H2S强　③HCl的稳定性比H2S大　④HCl的还原性比H2S弱⑤HClO4的酸性比H2SO4强　⑥Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS　⑦Cl2能与H2S反应生成S　⑧在周期表中Cl处于S同周期的右侧　⑨还原性：

Cl－＜S2－

答案　③④⑤⑥⑦⑧⑨

解析　元素原子得电子能力的强弱与元素氢化物的溶解性无关，所以①不符合题意；

氢化物的酸性强弱和元素原子得电子能力大小没有固定的对应关系，所以②也不符合题意，其他均符合题意。

2.下列叙述中金属M的活泼性肯定比金属N活泼性强的是（　　）

A.M原子的最外层电子数比N原子的最外层电子数少

B.常温时，M能从水中置换出氢，而N不能

C.1molM从酸中置换H＋生成的H2比1molN从酸中置换H＋生成的H2多

D.M的氧化物对应水化物的碱性比N的氧化物对应水化物的碱性强

解析　最外层电子数的多少以及从酸中置换出H2的多少与金属元素的金属性的强弱无关，A、C两项错误；

金属的活泼性越强，越易与水反应，常温时，M能从水中置换出氢，而N不能，说明金属的活泼性M比N强，B项正确；

由元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱来判断金属性的强弱，而不是氧化物对应水化物，D项错误。

题组二　元素的金属性或非金属性与实验探究的融合

3.下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是（　　）

选项

事实

结论

A

与冷水反应，Na比Mg强烈

Na＞Mg

B

Ca（OH）2的碱性强于Mg（OH）2

Ca＞Mg

C

SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2

S＞C

D

t℃时，Br2＋H22HBr

K＝5.6×

107

I2＋H22HI　K＝43

Br＞I

答案　C

解析　C项，根据事实可知，H2SO3比H2CO3酸性强，但H2SO3不是最高价含氧酸，故不能说明非金属性：

S＞C。

4.（2019·

天津调研）下列实验不能作为判断依据的是（　　）

A.向等物质的量浓度的NaNO3溶液和Na2SiO3溶液中分别滴加3滴酚酞溶液，观察溶液的颜色，判断N和Si的非金属性强弱

B.铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液中不能置换出铜，判断钠与铁的金属活动性强弱

C.硅酸钠溶液中通入CO2产生白色沉淀，判断碳酸与硅酸的酸性强弱

D.Br2和I2分别与H2反应的难易，判断溴与碘的非金属性强弱

解析　A项，由现象可知，Na2SiO3溶液水解显碱性，则硝酸的酸性大于硅酸，则非金属性：

N＞Si，正确；

B项，铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液是先和水反应，生成氢氧化钠再和CuSO4反应，不能置换铜，所以不能判断钠与铁的金属活动性强弱；

C项，CO2通入硅酸钠溶液，发生强酸制取弱酸的反应，生成硅酸沉淀可以知道碳酸的酸性大于硅酸，正确；

D项，卤素单质与氢气化合越容易，非金属性越强，可用Br2和I2分别与H2反应的难易，判断溴与碘的金属性强弱，正确。

规避金属性和非金属性判断中的易错点

（1）关注关键词“最高价”，根据元素氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物的水化物。

（2）关注关键词“难易”，判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少。

题组三　原子结构与元素性质的综合应用

5.（2018·

安徽省淮南模拟）表1是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。

试回答下列问题：

表1

（1）元素p为26号元素，请写出其基态原子电子排布式：

______________________________。

（2）h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：

________________________________________________________________________。

（3）o、p两元素的部分电离能数据如表2：

元素

电离能/kJ·

mol－1　　　

o

p

I1

717

759

I2

1509

1561

I3

3248

2957

表2

比较两元素的I2、I3可知，气态o2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。

对此，你的解释是________________________________________________________________________

（4）第3周期8种元素单质熔点高低的顺序如图1所示，其中电负性最大的是________（填图1中的序号）。

（5）表1中所列的某主族元素的电离能情况如图2所示，则该元素是__________（填元素符号）。

答案　

（1）1s22s22p63s23p63d64s2（或[Ar]3d64s2）

（2）电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光（子）的形式释放能量

（3）Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定

（4）2　

（5）Al

解析　

（2）h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时以光（子）的形式释放能量。

（3）o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2或[Ar]3d54s2，Mn2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满状态，相对比较稳定，当其失去第3个电子时比较困难，而Fe2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，故其失去第3个电子比较容易。

（4）第3周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；

硅形成原子晶体；

磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为