第一章章末共享专题

第一章章末共享专题微专题一基态原子核外电子排布规则及表示方法1．基态原子核外电子排布原则(1)能量最低原则基态原子按能量由低到高的顺序排布：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s……。(2)泡利不相容原理一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，且这两个电子的自旋方向必须相反。如1s2的电子排布为，不能为。(3)洪特规则原子核外电子在能量相同的各个原子轨道上排布时，将尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同，这样整个原子的能量最低。如2p3轨道上的电子排布为，不能为或。能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如Cr：3d54s1，不能为3d44s2；Cu：3d104s1，不能为3d94s2。以上核外电子排布的三项原则并不是孤立的，而是相互联系、相互制约的。2．基态原子核外电子排布的表示方法原子结构示意图意义将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的图示形式实例电子排布式意义用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数实例Al：1s22s22p63s23p1价电子排布式意义主族元素的价电子指最外层电子，价电子排布式即外围电子排布式实例Al：3s23p1轨道表示式意义每个圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子实例

[微训练一]1．下列电子排布图正确的是()A．基态氧原子的电子排布图为B．基态镁原子的电子排布图为C．基态磷原子的最外层电子排布图为D．基态铜原子价电子排布图为2．下列表达式错误的是()A．Cr的原子结构示意图：B．氮原子的L层电子的电子排布图：C．硫离子的核外电子排布式：1s22s22p63s23p6D．碳－12原子：eq\o\al(12,)6C3．下列电子排布式表示基态原子的核外电子排布的是()A．1s22s22p63s33p1B．1s22s22p63s23p63d104s14p1C．1s22s22p63s23p63d24s1D．1s22s22p63s23p63d104s24p14．下列各元素的基态原子电子排布式或电子排布图正确的是()A．CB．Cr1s22s22p63s23p63d54s1C．Mn2＋的外围电子排布：3d34s2D．Br[Ar]4s24p55．下列原子或离子的电子排布式或轨道表示式正确的是________(填序号，下同)，违反能量最低原则的是________，违反洪特规则的是____________，违反泡利不相容原理的是____________。①Mg2＋：1s22s22p6②F－：1s22s23p6③Cr：1s22s22p63s23p63d44s2④O：⑤Ti：1s22s22p63s23p63d4微专题二第一电离能、电负性等性质的递变规律1．电离能的递变规律及综合应用(1)递变规律：同一周期内，元素的第一电离能呈增大的趋势。注意具有全充满、半充满及全空的电子构型元素稳定性较高，其第一电离能数值较大。如I1(Mg)>I1(Al)，I1(P)>I1(S)。(2)应用：a.判断元素的金属性和非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金属性越强。b.判断元素在化合物中的化合价，如K元素：I1≪I2<I3，表明K原子易失去1个电子形成＋1价阳离子。c.判断元素核外电子的分层排布情况。如Li：I1≪I2<I3表明Li原子核外的3个电子排布在两个能层上，且最外层上只有1个电子。2．电负性递变规律及综合应用(1)递变规律：同一周期从左到右电负性逐渐增大(0族除外)，同一主族从上到下电负性逐渐减小。(2)应用：a.判断元素的金属性、非金属性强弱。电负性越大，非金属性越强，金属性越弱，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。b.判断化学键的类型。一般认为：如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键；若差值小于1.7，通常形成共价键。c.判断元素在化合物中的价态。共价化合物中，成键元素电负性大的表现负价。3．元素周期律小结项目同周期(以第三周期为例，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→8(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；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第一电离能呈增大的趋势(ⅡA、ⅤA族反常)逐渐减小电负性逐渐增大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逐渐增强逐渐减弱[微训练二]1．如图是部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系图，若用原子序数代表所对应的元素，则下列说法正确的是()A．31d和33d属于同种核素B．第一电离能：d>e，电负性：d<eC．气态氢化物的稳定性：a>d>eD．a和b形成的化合物不可能含共价键2．如图是第二周期3～9号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列说法正确的是()A．y轴表示的可能是第一电离能B．y轴表示的可能是电负性C．y轴表示的可能是原子半径D．y轴表示的可能是元素的最高正价3．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是______________。如图中E值的变化特点体现了元素性质的________变化规律。(2)同周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试推测下列关系式中正确的是________。①E(砷)>E(硒)②E(砷)<E(硒)③E(溴)>E(硒)④E(溴)<E(硒)(3)估计1mol气态钙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________________________________________________________。4．下表是某些短周期元素的电负性(X)值：元素符号LiBeNOFNaMgAlPSX值0.981.573.043.443.980.931.311.612.192.58(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是____________________________________________________________________。(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)已知：Cl—Br＋H—OHH—Cl＋HO—Br。①若NCl3最初水解产物是NH3和HOCl，则X(Cl)的最小范围为________(填表中数值)；②PCl3水解的化学方程式是________________________________________________________________________。(4)一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，小于1.7通常形成共价键，结 合问题(3)①分析，BeCl2属于________(填“离子化合物”或“共价化合物”)；请设计实验加以证明：____________________________。5．在元素周期表前四周期中，有A、B、C、D四种元素，它们的原子序数依次增大，A原子有3个未成对电子；B元素原子次外层有8个电子，1molB单质与足量盐酸反应可生成1molH2，B单质不易与冷水反应；C元素的＋3价离子的d轨道是半充满的；D元素易形成－1价离子。(1)填写下表：元素ABCD名称、符号电子排布式电子排布图属于哪个区(2)A元素位于第________周期________族，A的最高价氧化物分子式为________，对应水化物分子式为________，A的气态氢化物分子式为________。(3)B元素位于第________周期________族，B单质在A单质中燃烧的化学方程式为__________________________________________，燃烧产物与水反应的化学方程式为________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(4)C元素位于第________周期________族，C2＋的电子排布式为________________________，在含C2＋的水溶液中，滴入氯水后再滴入数滴KSCN溶液，现象是________，上述反应的离子方程式为________________________，________________________。在含C3＋的水溶液中加足量铁粉充分振荡后，滴入KSCN溶液，现象是__________________________________________，上述反应的离子方程式为____________________________。(5)D元素位于第________周期________族，在C2＋与D－形成的化合物的水溶液中，滴入足量氯水，反应的化学方程式为________________________________________________________________________。(6)四种元素中电负性最大的元素是________(用元素符号表示，下同)，第一电离能最小的元素是______________。A、B两种元素的原子半径大小关系是________，单核离子的离子半径大小是________。eq\x(请完成第一章单元测试题)第一章章末共享专题微训练一1．解析：A、C项，没有遵循洪特规则——电子在能量相同的原子轨道上排布时，应尽可能分占不同的原子轨道且自旋方向相同；D项基态铜原子价电子排布图为，3d全充满。答案：B2．解析：Cr的原子结构示意图为：，故A错误。答案：A3．解析：1s22s22p63s33p1的电子排布式为1s22s22p63s23p2，故A错误；B项，该元素原子核外有30个电子，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，而选项中的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s14p1，是4s能级上的一个电子跃迁到4p能级上，属于激发态原子，错误；C项，同样违背构造原理，原子处于激发态，错误；D项，该元素原子核外有31个电子，核外电子排布满足构造原理，能量最低，属于基态原子，正确。答案：D4．解析：C原子电子排布图违反了洪特规则，2p轨道上的2个电子的自旋状态相同，A错误；基态Cr原子的价电子排布属于洪特规则的特例，3d轨道处于半充满状态，较稳定，B正确；Mn2＋的外围电子排布为：3d5，C错误；溴是35号元素，其3d轨道上的10个电子没有表示出来，应为[Ar]3d104s24p5，D错误。答案：B5．解析：①正确；②不正确，违反了能量最低原则，2s轨道后应排2p轨道，而不是3p轨道，正确的应为1s22s22p6；③不正确，违反洪特规则，能量相同的原子轨道在半充满状态时，体系的能量较低，原子较稳定，正确的应为1s22s22p63s23p63d54s1；④不正确，违反泡利不相容原理，正确的应为；⑤不正确，违反了能量最低原则，应先排4s轨道，再排3d轨道，正确的应为1s22s22p63s23p63d24s2。答案：①②⑤③④微训练二1．解析：短周期元素中，a为－2价，e为＋6价，均处于第ⅥA族，可推知a为O，e为S，b有＋1价，原子序数大于O，则b为Na，由原子序数可知d处于第三周期，化合价为＋5，则d为P。31P和33P质子数相同，中子数不同，是不同的核素，互为同位素，A错误；同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但是P原子的3p轨道为半充满稳定状态，第一电离能较大，则第一电离能：P>S，电负性：P<S，B正确；元素的非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，则稳定性：H2O>H2S>PH3，C错误；O和Na形成的化合物Na2O2中含有共价键，D错误。答案：B2．解析：第二周期中，N原子的2p轨道为半充满结构，较为稳定，故N的第一电离能大于O，A错误；同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，B正确；同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，C错误；O、F无最高正价，D错误。答案：B3．解析：(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随原子序数的增大，E值变小，H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性变化。(2)从第二、三周期可以看出，ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低，由此可以推测出E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。(3)根据同主族、同周期E值变化规律可以推测E(K)<E(Ca)<E(Mg)。(4)10号元素是稀有气体元素氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构，故E值较大。答案：(1)随着原子序数增大，E值变小周期性(2)①③(3)485738(4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构4．解析：(1)由题表中数据可知，电负性越大的元素，其非金属性越强，在反应中越易得到电子。(2)周期表中电负性最小的元素(除放射性元素外)为Cs，电负性最大的元素为F，二者形成的化合物的电子式为Cs＋[eq\o(F,\s\up6(),\s\do4())]－。(3)①NCl3最初水解产物是NH3和HOCl，在NCl3中，N元素的化合价为－3价，Cl元素的化合价为＋1价，说明N元素得电子的能力大于Cl元素，则Cl元素的电负性小于N元素的电负性，S与Cl元素在同一周期，同一周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增强，则Cl元素的电负性大于S元素的电负性，故Cl元素的电负性值范围为2.58～3.04；②Cl元素的电负性大于P元素，PCl3中P为＋3价，Cl为－1价，则PCl3水解的化学方程式是PCl3＋3H2O=3HCl＋H3PO3。(4)Be的电负性为1.57,Cl元素的电负性介于2.58～3.04之间，则两元素电负性差值小于1.7，所以BeCl2为共价化合物，此性质可利用其在熔融状态下不导电证明。答案：(1)元素的电负性越大