高中化学第一章原子结构与性质单元重难点突破教学案高二化学教学案2

【单元重难点打破】之小船创作打破点一原子核外电子的排布以下相关原子核外电子的排布规律，说法正确的是( )A．原子核外电子都是先排内层后排外层B．Fe2＋的价层电子排布式为3d54s1C．15P的电子排布式是2262211s2s2p3s3px3pyD．同一原子中，1s、2s、3s能级最多容纳的电子数相同[思路点拨](1)切入点：从核外电子排布规律下手。重点点：弄清能层、能级和原子轨道的数目关系；原子核外电子排布的轨道能量次序以及核外电子排布按照的三个原理。[分析]由结构原理可知，核外电子排布存在能级交织现象，比如，E(3d)>E(4s)，先排4s能级后排3d能级。Fe的基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，形成Fe2＋时先失掉最外层4s上的两个电子，故Fe2＋的价层电子排布式为3d6。依据洪特规则可知，p能级上有3个电子时，应分占三个轨道，则15P的电子排布式是22621111s2s2p3s3px3py3pz。[答案]D熟记核外电子排布规律、洪特规则及其特例是解决该类问题的有效方法。[变式训练]1．以下对于能层与能级的说法中正确的选项是( )A．原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数为n2B．任一能层的能级老是从s能级开始，并且能级数等于该能层序数C．同是s能级，在不一样的能层中最多所能容纳的电子数是不同样的D．1个原子轨道里最多只好容纳2个电子，但自旋状态同样[分析]每个能层上最多容纳的电子数为2n2，每一能层上所包括的能级数等于该能层序数，s能级不论是在哪一能层上最多所能容纳的电子数都为2个，D项违犯了泡利原理。[答案]B打破点二原子结构与元生性质现有部分短周期元素的性质或原子结构如表：元素编号元生性质或原子结构T单质能与水强烈反响，所得溶液呈弱酸性XL层p电子数比s电子数多2个Y第三周期元素的简单离子中半径最小ZL层有三个未成对电子写出元素X的离子结构表示图________。写出Y元素最高价氧化物的水化物的电离方程式___________________________________________________________________________________________________________。(3)依据对角线规则，元素周期表中Y左上方元素的最高价氧化物对应的水化物与NaOH反响的化学方程式为___________________________________________________________________________________________________________。元素T与氯元素对比，非金属性较强的是________(用元素符号表示)，以下表述中能证明这一事实的是________。A．气态氢化物的挥发性和稳固性B．单质分子中的键能C．两元素的电负性D．含氧酸的酸性E．氢化物中X—H键的键长(X代表T和Cl两元素)F．两单质在自然界的存在形式(5)探访物质的性质差别性是学习的重要方法之一。T、X、Y、Z四种元素的单质中化学性质显然不一样于其余三种单质的是________(填元素符号)，原因是：________________。[思路点拨](1)切入点：原子结构与元生性质的关系。重点点：依据题目供给的元生性质或原子结构，判断出是什么元素。[分析]由题意判断：T：短周期元素，单质能与水剧烈反响的有Na和F2，因所得溶液呈弱酸性，只好为F；X：电子排布式为1s22s22p4，为O；Y：同周期元素，阳离子半径小于阴离子半径，当电子层排布同样时，质子数越多，微粒半径越小，依据以上规律，很简单得出Y为Al；Z：电子排布式为1s22s22p3，为N。[答案](1)(2)H＋－＋H2OAl(OH)3Al3＋－＋AlO2＋3OH(3)Be(OH)2＋2NaOH===NaBeO2＋2H2O(4)FC、E(5)Al拥有金属性正确表述元素周期律同周期同主族项目(从左→右)(从上→下)原子核外电子排布原子半径

电子层数同样，最外层电子数最外层电子数同样，电子层数渐渐增加，1→7(第一周期递加1→2)渐渐减小(0族除外)渐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、失电子能力元素的第一电离能元素的电负性元素金属性、非金属性单质氧化性、复原性最高价氧化物对应水化物的酸碱性非金属气态氢化物的稳固性[变式训练]

得电子能力渐渐加强，失电子得电子能力渐渐减弱，失电子能力渐渐减弱能力渐渐加强第一电离能呈增大的趋向第一电离能渐渐减小电负性渐渐增大电负性渐渐减小金属性渐渐减弱金属性渐渐加强非金属性渐渐加强非金属性渐渐减弱氧化性渐渐加强氧化性渐渐减弱复原性渐渐减弱复原性渐渐加强碱性渐渐减弱碱性渐渐加强酸性渐渐加强酸性渐渐减弱生成由难到易稳固性渐渐增生成由易到难稳固性渐渐减强弱2．W、X、Y、Z是四种常有的短周期元素，其原子半径随原子序数变化以以下图所示。已知W的一种核素的质量数为18，中子数为10；X和Ne原子的核外电子数相差1；Y的单质是一种常有的半导体资料；Z的电负性在同周期主族元素中最大。(1)X位于元素周期表中第________周期第________族；W的基态原子核外有________个未成对电子。(2)Y与Z形成的化合物和足量水反响，生成一种弱酸和一种强酸，该反响的化学方程式是________________。在25℃、101kPa下，已知Y的气态氢化物在氧气中完整焚烧后恢复至原状态，均匀每转移1mol电子放热190.0kJ，该反响的热化学方程式是________________________。[分析]W的质子数Z＝A－N＝18－10＝8，则W为氧；X和Ne的核外电子数相差1，且图中X的原子半径大于W，则X为钠；Y的单质是一种常有的半导体资料，则Y为硅；Z的原子序数大于Y，且在同周期主族元素中电负性最大，则为氯。(1)Na在元素周期表中位于第三周期第ⅠA族。O的基态原子的轨道表示式为，故有2个未成对电子。(2)SiCl4与H2O反响的化学方程式为SiCl4＋3H2O===H2SiO3↓＋4HCl。(3)1molSiH4与足量O2反响，转移8mol电子，该反应的热化学方程式为SiH4(g)＋2O(g)===SiO2(s)＋2H2O(l)ΔH＝－1520.0kJ·mol－1。[答案](1)三ⅠA2(2)SiCl4＋3H2O===H2SiO3↓＋4HCl(3)SiH4(g)＋2O(g)===SiO2(s)＋2H2O(l)H＝－1520.0kJ·mol－1打破点三元素的电离能和电负性依据信息回答以下问题：A．第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失掉一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的最低能量。以下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(此中12号至17号元素的相关数据缺失)。B．不一样元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般以为：假如两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间往常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，往常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：元素LiBeBCOFNaAlSiPSCl符号电负性值仔细剖析信息A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推测第三周期Na～Ar这几种元素中，Al的第一电离能的大小范围为________＜Al＜________(填元素符号)。信息A图中第一电离能最小的元素在周期表中的地点是________周期________族。依据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相像，它们都拥有________性，此中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是____________________________。经过剖析电负性值的变化规律，确立Mg元素的电负性值的最小范围________。请概括元素的电负性和金属性、非金属性的关系是______________________________________________。从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物仍是共价化合物，说出原因并写出判断的方法__________________________。[思路点拨](1)切入点：电离能、电负性递变规律及其与元素的关系。重点点：依据题给信息，判断出对应元素。[分析](1)由信息所给的图能够看出，同周期的ⅠA族元素的第一电离能最小，而第ⅢA族元素的第一电离能小于第ⅡA族元素的第一电离能，故Na＜Al＜Mg。(2)依据第一电离能的递变规律能够看出，图中所给元素中Rb的第一电离能最小，其在周期表中的地点为第五周期第ⅠA族。(3)依据对角线规则，Al(OH)3与Be(OH)2的性质相像，Be(OH)2应拥有两性，依据Al(OH)3＋NaOH===NaAlO＋2HO，Al(OH)3223HCl===AlCl3＋3H2O能够近似地写出Be(OH)2与酸、碱反响的离子方程式。(4)依据电负性的递变规律：同周期元素，从左到右电负性渐渐增大，同主族元素从上到下电负性渐渐减小可知，在同周期中电负性Na＜Mg＜Al，Be＞Mg＞Ca，最小范围应为0.9～1.5。(5)因电负性能够用来权衡原子吸引电子能力的大小，因此电负性越大，原子吸引电子的能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。

(6)AlCl

3中

Al

与

Cl的电负性差值为

1.5，依据信息，电负性差值若小于

1.7，则形成共价键，因此AlCl3为共价化合物。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，能够导电，但共价化合物不可以导电。[答案](1)NaMg(2)第五第IA(3)两＋2＋－Be(OH)2＋2H===Be＋2H2O，Be(OH)2＋2OH2－===BeO2＋2H2O(4)0.9～1.5非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小(6)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5(＜1.7)，所以形成共价键，为共价化合物；判断方法：将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，假如不导电，说明是共价化合物第二、三、周围期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(s2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较n稳固，因此其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。[变式训练]3＋＋2－－3．已知1～18号元素的离子aW、bX、cY、dZ都拥有同样的电子层结构，以下关系正确的选项是( )A．质子数c＞d，离子的复原性Y2－＞Z－B．氢化物的稳固性H2Y＞HZC．原子半径X＜W，第一电离能X＜WD．电负性Z＞Y＞W＞X[分析]3＋＋2－－四种离子拥有同样的电子aW、bX、cY、dZ层结构，则元素在周期表中的大概地点关系为X、W位于Y、Z的下一周期，X、W、Y、Z分别位于ⅠA、ⅢA、ⅥA、ⅦA族，则质子数c＜d，离子的复原性Y2－＞Z－，氢化物稳固性H2Y＜HZ，原子半径X＞W，第一电离能Z＞Y＞W＞X，电负性ZY＞W＞X。[答案]D一、原子核外电子排布原理原子核外电子的排布原理及能级散布，能用电子排布式表示常有元素(1～36号)易错点原子核外电子、价电子的排布。认识原子核外电子的运动状态。判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)(1)1s22p53s1可表示为一激发态原子。( )(2)基态铜原子的电子排布式为[Ar]4s23d9。( )(3)s电子的能量不必定高于(n－1)p电子的能量。n( )(4)6C的电子排布式1s2222s2px违犯了洪特规则。( )电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违犯了能量最低原理。( )电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违犯了泡利原理。( )(7)M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2的原子，不属于同种元素原子。( )最外层电子数是核外电子总数1/5的原子和最外层电子排布式为4s24p5的原子，属于同种元素原子。( )[答案](1)√(2)×(3)×(4)√(5)√(6)√(7)√(8)×二、原子结构和元生性质元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。易错点2．原子核外电子在必定条件下会发生跃迁，认识其简单应用。3．电负性的观点，知道元素的性质与电负性的关系。判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素。( )因同周期元素的原子半径从左到右渐渐减小，故第一电离能必挨次增大。( )某元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X3＋。( )拥有以下电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2、②1s22s22p3、③1s22s22p2、④1s