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请分别用一句话表达下列关键词： 电子云 能量最低原理 泡利原理 洪特规则 电离能 电负性 提示 电子云：电子云是指用小黑点的疏密来表示电子在核外空间单位体积内出现机会多少的一种图像。 能量最低原理：原子核外电子先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道。轨道能量由低到高的顺序为：,章 末 归 纳 整 合,1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s、5f、6d 泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。 洪特规则：原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。 电离能：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。常用符号I表示，单位为kJmol1。 电负性：衡量原子在分子中吸引成键电子的能力，并指定氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标度，再应用键能数据，对比求出其他元素的电负性，因此电负性是相对比值。,元素“位构性”的关系。 提示 元素“位、构、性”的关系图解如下所示,1,元素周期表中元素及其物质性质的递变规律如何？ 提示,2,判断元素金属性或非金属性强弱的方法 提示 元素金属性强弱的实验标志 (1)与水或酸反应置换出氢气的难易：金属单质与水或酸(非氧化性酸)置换出氢气的速率越快(反应越剧烈)，表明元素金属性越强。 (2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，表明元素金属性越强。 (3)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，表明前一种金属元素金属性较强，被置换出来的金属元素的金属性较弱。,(4)电离能越小，原子越易失去电子，元素的金属性越强。 (5)电负性越小，原子越易失去电子，元素的金属性越强。 元素非金属性强弱的实验标志 (1)单质与氢气化合及生成的气态氢化物的稳定性：非金属单质与氢气化合越容易，形成的气态氢化物越稳定，表明元素非金属性越强。 (2)气态氢化物的还原性：元素气态氢化物的还原性越强，元素非金属性越弱；气态氢化物的还原性越弱，元素非金属性越强。,(3)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，表明元素非金属性越强。 (4)置换反应：对于特定的置换反应，一种非金属单质能把另一种非金属单质从它的盐溶液或酸溶液里置换出来，表明前一种元素非金属性较强，被置换出的非金属元素非金属性较弱。 (5)电离能越大，原子越易得电子，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外)。 (6)电负性越大，原子越易得电子，元素的非金属性越强。,位置与结构 (1)周期序数等于族序数两倍的元素是Li。 (2)最高正化合价等于最低负化合价绝对值三倍的是S。 (3)次外层电子数等于最外层电子数四倍的元素是Mg。 (4)次外层电子数等于最外层电子数八倍的元素是Na。 (5)族序数与周期数相同的元素是H、Be、Al。族序数是周期数二倍的元素是C、S；族序数是周期数三倍的元素为O。 (6)只由质子和电子构成的原子是H(11H)。,学科思想培养一 元素推断题的常见题眼,1.,含量与物理性质 (1)地壳中质量分数最大的元素是O，其次是Si。 (2)地壳中质量分数最大的金属元素是Al。 (3)其单质是人工制得纯度最高的元素是Si。 (4)其单质为天然物质中硬度最大的元素是C。 (5)其气态氢化物最易溶于水的元素是N，常温、常压下，1体积水能溶解700体积NH3。 (6)其氢化物沸点最高的非金属元素是O。 (7)常温下，其单质是有色气体的元素是F、Cl。,2,(8)形成化合物种类最多的元素是C。 (9)在空气中，其最高价氧化物的含量增加会导致“温室效应”的元素是C。 (10)其单质是最易液化的气体的元素是Cl。在压强为101 kPa、温度为34.6 时，氯气液化成液氯。 (11)其单质是最轻的金属元素的是Li。 (12)其最高价氧化物的水化物酸性最强的元素是Cl。 (13)电负性最大的元素是F。 (14)同周期中，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。,化学性质与用途 (1)单质与水反应最剧烈的非金属元素是F。 (2)其气态氢化物与其最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素是N(NH3HNO3=NH4NO3)。 (3)其气态氢化物与其低价氧化物能反应生成该元素的单质的元素是S(2H2SSO2=3S2H2O)。 (4)其一种同素异形体易在空气中自燃的元素是P。 (5)其气态氢化物的水溶液可雕刻玻璃的元素是F。 (6)其两种同素异形体对人类生存都非常重要的元素是O，臭氧(O3)层被称为地球生物的保护伞。,3,(7)能导电的非金属单质有石墨(C)和晶体硅(Si)。 (8)能与强碱溶液作用的单质有Al、Cl2、Si、S。 2Al2NaOH2H2O=2NaAlO23H2； Cl22NaOH=NaClNaClOH2O； Si2NaOHH2O=Na2SiO32H2； 3S6NaOH(浓)=2Na2SNa2SO33H2O。,根据原子序数推断元素在周期表中的位置 记住稀有气体元素的原子序数：2，10，18，36，54，86。用原子序数减去比它小且相近的稀有气体元素的原子序数，即得该元素所在的纵行数(短周期元素除外)。第1、2纵行为A、A族；第37纵行为BB族；第810纵行为第族；第11、12纵行为B、B族；第1317纵行为AA族，第18纵行为0族，这种元素的周期数比与其相近的原子序数小的稀有气体元素的周期数大1。,4,元素的成酸、成碱趋势 元素氧化物对应的水化物，有碱性氢氧化物、两性氢氧化物和含氧酸三类。成碱元素形成碱性氢氧化物，其成碱元素的价态一般较低，如1，2，3价；成酸元素形成含氧酸，其成酸元素的价态一般较高，常见4价到7价，只有少数价态较低，如HClO、HBrO中成酸元素仅为1价。两性元素多是元素周期表里金属元素与非金属元素交界线附近的元素，常见价态有2，3，4价等。两性氢氧化物皆难溶于水，它们既是弱酸又是弱碱，但酸性和碱性不一定均等。以短周期(第三周期)元素为例：自左至右先出现的是成碱元素(Na、Mg)，继而出现的是两性元素(Al)，随后出现的是成酸元素(Si、P、S、Cl)，最后出现的是稀有气体(Ar)。,5,A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的短周期元素。已知A、C、F三种原子的最外层共有11个电子，且这三种元素的最高价氧化物的水化物两两之间皆能反应，均生成盐和水；D元素原子的次外层p电子数比最外层p电子数多3；E元素原子最外层有两个未成对电子。 (1)写出下列元素的名称：A：_，D：_，E：_。 (2)写出实验室制备C的氢氧化物的离子方程式：_，该氢氧化物能否用氢氧化钠与相应的物质反应来制备？_(填“能”或“不能”)，理由是_(用相应的化学反应和简洁的语言来表述)。,【例1】,(3)比较D、E的第一电离能的大小：D_E(填“”“”或“”)。 (4)六种元素的电负性从大至小的顺序为_。 解析 (1)根据各种元素均为短周期的主族元素和A、C、F三种元素的最高价氧化物的水化物两两之间皆能反应生成盐和水，可推知其中有一种元素为铝。又因A、C、F的原子序数依次增大，故只能C为铝元素，A为钠元素，B为镁元素。再根据A、C、F三种元素的最外层共有11个电子，可求得F的最外层电子数为7，F为氯元素。D和E的原子序数应介于13和17之间，根据D元素原子的次外层p电子数比最外层p电子数多3，E元素原子的最外层有两个未,成对电子，故可推知D为磷元素，E为硫元素。(2)氢氧化铝是用可溶性铝盐和氨水反应制得的，不能用氢氧化钠和可溶性铝盐来制备，因为过量的氢氧化钠会和生成的氢氧化铝继续反应，继而使生成的氢氧化铝溶解，即氢氧化钠的用量不好控制。(3)由于磷原子的最外层的p电子处于半充满状态，根据洪特规则可知其能量较低，比较稳定，所以其第一电离能比硫原子的大。(4)这六种元素处于同一周期，其电负性自左至右逐渐增大。,答案 (1)钠 磷 硫 (2)Al33NH3H2O=Al(OH)33NH4 不能 因为过量的氢氧化钠会与生成的氢氧化铝发生反应 NaOHAl(OH)3=NaAlO22H2O，氢氧化钠的用量不好控制 (3) (4)ClSPAlMgNa,电离能是元素性质的一个重要参数。电离能的大小表示元素的原子失去电子的难易，说明元素通常呈现的化合价状态。学好元素电离能的有关知识，可以帮助我们更好地了解元素的性质，理解元素原子核外电子的运动状态。为了帮助同学们更好地学习元素的第一电离能知识，特设计如下问答：,学科思想培养二 元素第一电离能学习指导,什么叫电离能？同一元素的各级电离能大小关系是怎样的？ 提示 使一个基态的气态原子失去一个电子生成1价气态阳离子所需的能量叫元素的第一电离能。常用I1表示，单位为kJmol1。 从气态1价离子再失去一个电子生成2价气态阳离子所需的能量叫该元素的第二电离能，用I2表示，以此类推。 M(g)M(g)e I1 M(g)M2(g)e I2 M2(g)M3(g)e I3 I1I2I3,1,影响电离能大小的因素有哪些？ 提示 电离能的大小主要取决于原子的有效核电荷、原子半径以及原子的电子构型。一般说来，有效核电荷越大，原子半径越小，电离能越大；电子构型越稳定，电离能越大。 元素的第一电离能大小的变化规律有哪些？ 提示 同周期元素从左到右，元素的第一电离能总的趋势是逐渐增大的；同一主族自上而下元素的第一电离能依次减小。但在同一副族中，自上而下元素的第一电离能变化幅度不大，且不规则。,2,3,元素的第一电离能大小与元素性质的关系？ 提示 元素的第一电离能越大，元素的原子越难失去电子，元素的金属性越弱；元素的第一电离能越小，元素的原子越易失去电子，元素的金属性越强。,4,为什么第一电离能是Be比B大，Mg比Al大，N比O大？ 提示 Be和B的电子排布式分别为1s22s2、1s22s22p1，Be的2s亚层有2个电子，为全充满的稳定结构，失去其中一个电子需要较高的能量，而B的2p亚层只有一个电子，结构不稳定，失去这个电子需要的能量较低，所以第一电离能是Be比B大。同理可以解释“Mg比Al大”。 N和O的电子排布式分别为1s22s22p3、1s22s22p4，N的2p亚层有3个电子，为半充满的较稳定结构，失去其中一个电子需要较高的能量，而O的2p亚层有4个电子，结构不稳定，失去这个电子需要的能量较低，所以第一电离能是N比O大。,5,稀有气体的第一电离能如下表所示： 试说明其变化的规律性。 提示 稀有气体的第一电离能是随原子序数的增加而递减的。因为稀有元素的原子的电子构型相似，随着原子序数的增加，原子核的核电荷增加，内层电子的屏蔽作用也增大，削弱了原子核对外层电子的引力，同时原子半径的递增也使原子核对外层电子的引力减弱。所以稀有气体元素的第一电离能是随原子序数(或原子半径)的增加而减小。 点拨 第一电离能的大小取决于原子核对外层电子的引力，引力小则电离能小。,6,下表是第二周期元素的第一电离能数据： (1)将上表数据，分别以原子序数和电离能为横、纵坐标画一草图。 (2)讨论Li Ne电离能变化的总趋势。,7,提示 (1)从Li 到 Ne电离能变化的总趋势草图如下：,(2)从电离能数据和图像都可以看出，Li Ne电离能变化的总趋势为逐渐增大。因为同一周期从左到右(Li F)，核电荷依次增大，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的引力逐渐增大，失去电子的能力逐渐减弱，所以元素的第一电离能逐渐增大。Ne的外层电子构型为全满的稳定结构，所以氖元素的第一电离能最大。 点拨 电子构型中，全满(ns2、np6、nd10)、全空(ns0、np0、nd0)或半满(ns1、np3、nd5)是较稳定的结构。,不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需的能量叫第一电离能(设其为E)，如下图所示。是根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。,【例1】,(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是：_ 各主族中的E值的这种变化特点体现了元素性质的_变化规律。 (2)同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现试预测下列关系式中正确的是_(填写编号，多选倒扣) E(砷)E(硒) E(砷)E(硒) E(溴)E(硒) E(溴)E(硒) (3)估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：_E_。 (4)10号元素E值较大的原因是_。,解析 此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。 从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性。 从第二、三周期可以看出，第A、第A族元素比同周期相邻两种元素的E值都低。由此可以推测：E(砷)E(硒)，E(溴)E(硒) 根据同主族、同周期元素的性质递变规律可知：同周期从左到右E依次增大，同主族自上而下E依次减小。则有：E(钾)E(钙)E(镁) 10号元素是稀有气体元素氖，达到稳定结构。此时失去一个电子就需要很高的能量。,答案 (1)随着原子序数增大，E值变小 周期性 (2) (3)485 738 (4)10号元素是氖，该元素的原子最外层电子排布已达到8电子稳定结构,下表是元素周期表的一部分，回答下列有关问题。,【例2】,(1)写出下列元素符号： _ (2)在这些元素中，最活泼的金属元素是_，最活泼的非金属元素是_，最不活泼的元素是_，电负性最大的是_。 (3)在这些元素的最高价氧化物对应水化合物中，酸性最强的是_，碱性最强的是_，呈两性的氢氧化物是_(只写一种)，写出三者之间相互反应的化学方程式_。,答案 (1)N Si P K (2)K O He O (3)HClO4 KOH Al(OH)3 Al(OH)33HClO4=Al(ClO4)33H2O Al(OH)3KOH=KAlO22H2O KOHHClO4=KClO4H2O,短周期元素A、B、C的原子序数逐渐增大，它们形成的离子具有相同的电子层结构，B和C的单质都能跟水剧烈反应，B为电负性数值最大的元素。B单质与H2O反应产生A单质，0.5 mol C单质跟水反应时，在标准状况下放出5.6 L H2，此时C转化成具有氖原子核外电子层结构的离子。问： (1)A、B、C各是什么元素？ (2)写出CB与C2A2的电子式。 答案 (1)O、F、Na,【例3】,电负性的概念 原子在分子中吸引成键电子能力相对大小的量度。 知识规律： 元素电负性的值是个相对的量，它没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大，同主族元素的电负性从上到下逐渐减小。 根据元素电负性大小可以判别化合物分子中键的性质。两种元素的电负性差值(XAXB)越大，形成键的极性越强。鲍林曾对AB键的离子性大小提出如下经验方程式。,学科思想培养三 元素的电负性学习指导,一、,二、,1,2,当键的离子性为50%时，相当于两元素电负性差值XAXB1.665。因此，习惯上就以电负性差值X大于或小于1.7作为判断该AB键的离子性或共价性的依据。当X1.7时，多数属于离子键；当X1.7时，多数属于共价键。离子键和共价键没有严格的界限。 典例解析,三、,不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定的数值X来表示。若X值越大。其原子吸引电子的能力越强，在分子中形成负电荷的一方，下面是某些短周期元素的X值：,【例1】,(1)通过分析X值变化规律，确定N、Mg的X值范围：_X(Mg)_，_ X(N)_。 (2)推测X值与原子半径关系是_。根据短周期元素的X值变化特点，体现了元素性质的_变化规律。 (3)某有机化合物结构式为：SC6H5ONH2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X差值(X)即X1.7时，一般为离子键，X1.7，一般为共价键，试推断：AlBr3中化学键类型是_。 (5)预测元素周期表中，X值最小的元素的位置：_(放射性元素除外)。,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)3.161.611.451.7，而溴与铝的X值之差必定小于1.45，所以溴化铝肯定属于共价化合物。 X值越小，元素的金属性越强，X值最小的元素应位于第六周期的IA主族。 答案 (1)0.93X(Mg)1.61，2.55X(N)3.44 (2)同周期(同主族)中，X值大，其原子半径越小 周期性 (3)氮原子 (4)共价键 (5)第六周期A主族,1932年美国化学家鲍林(L.Pauling)首先提出了电负性的概念。电负性(用X表示)也是元素的一种重要性质，下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：,【例2】,请仔细分析，回答下列有关问题： (1)预测周期表中电负性最大的元素应为_；估计钙元素的电负性的取值范围：_X_。 (2)根据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化的规律是_；简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系_。 (3)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlBr3中形成的化学键的类型为_，其理由是_。,答案 (1)F 0.8X1.2 (2)从上向下X值减小 元素电负性越大，非金属性越强，金属越弱；反之亦然 (3)共价键 因为AlCl3中Cl和Al的电负性差值为1.5，而Br的电负性小于Cl，所以AlBr3中两元素的电负性差值小于1.5,元素的原子在分子中吸引电子的能力可以用电负性X表示。下表是某些短周期元素的X值：,【例3】,(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系_。 (2)试推测，周期表所列元素中除放射性元素外，电负性最小的元素与电负性最大的元素形成的化合物的电子式为 _。 (3)若NCl3最初水解产物是NH3和HClO，则X(Cl)的最小范围：_X(Cl)_(填表中数值)；若已知X(P)X(Cl)，则PCl3水解的化学反应方程式是_ _。,答案 (1)元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强,1932年，美国化学大师Linus Pauling提出电负性(用希腊字母表示)的概念，用来确定化合物中原子某种能力的相对大小。Linus Pauling假定F的电负性为4，并通过热化学方法建立了其他元素的电负性。Linus Pauling建立的主族元素的电负性如下：,【例4】,回答下列问题： (1)纵观各周期主族元素电负性变化，谈谈你对元素性质呈现周期性变化的理解：_； (2)预测Te元素的值_； (3)你认为Linus Pauling提出电负性的概念是确定化合物中原子哪种能力的相对大小？_。 答案 (1)每隔一定数目的元素，后面元素的变化重复前面元素变化的规律 (2)2.02.4 (3)吸引电子的能力,
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