复习题特级教师教学实录

第一章

原子结构与性质

第一节

原子结构

一、原子的诞生

大爆炸――→大量的氢

诞生2个小时后

少量的氦

极少量的锂的熔合反应――→其他元素

二、宇宙的组成与各元素的含量

原子核

三、元素的分类

非金属元素：22种（包括稀有气体）

元素

金属元素：绝大多数

四、能级与能层

1．能级表示方法及各能级所能容纳的最多电子数

2．各能层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数

电子层

原子轨道类型

原子轨道数目

可容纳电子数

1 1s 1 2 2 2s,2p 4 8 3 3s,3p,3d 9 18 4 4s,4p,4d,4f 16 32 2n

n

2n2

－

五、核外电子进入轨道的顺序

按照构造原理，电子进入轨道的顺序为：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p……

因此，特别要注意的是，核外电子排布并非全是按照能层的顺序逐层排布的，排满K层后再排到L层，排满了L层再排到M层，但并非排满M层后再排到N层，根据构造原理中电子进入轨道的顺序，电子是排满4s后再进入3d。例如：21号元素钪核外的21个电子依次填充轨道的顺序为1s22s22p63s23p64s23d1，但钪元素原子的电子排布式应写作：1s22s22p63s23p63d14s2或[Ar]3d14s2。

六、能量最低原理的简述

在多电子原子中，核外电子总是尽先占据能量最低的轨道，然后再依次进入能量较高的原子轨道，以使整个原子的能量最低，这就是能量最低原理

能量最低原理是自然界中一切物质共同遵守的普遍法则。

绝大多数元素原子的核外电子排布，都是按照构造原理中的能级顺序依次进入原子轨道，而使整个原子处于能量最低状态，称之为基态。

七、少数元素的基态原子的电子排布

1

它们对于构造原理有1个电子的偏差。因为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。

八、原子最外层、次外层及倒数第三层最多容纳电子数的解释

1．依据

构造原理中的排布顺序，其实质是各能级的能量高低顺序，可由公式得出ns<(n－2)f<(n－1)d

2．解释

(1)最外层由ns、np组成，电子数不大于2＋6＝8。

(2)次外层由(n－1)s(n－1)p(n－1)d组成，所容纳的电子数不大于2＋6＋10＝18。

(3)倒数第三层由(n－2)s(n－2)p(n－2)d(n－2)f组成，电子数不大于2＋6＋10＋14＝32。

九、多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律：

1．相同能层上原子轨道能量的高低：

ns

2．形状相同的原子轨道能量的高低：

1s<2s<3s<4s……

3．能层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。

十、第二周期元素基态原子的电子排布

如下图所示(图中每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子)：

第二周期元素基态原子的电子排布图

由上图总结：

1．每个原子轨道里最多只能容纳2个电子。

2．当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。

比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。

(1)2s______3s

(2)2s______3d

(3)3p______3s

(4)4f______6f (5)3d______4s

(6)3px________3pz

解析

本题所考查的是不同原子轨道的能量高低。相同电子层上不同原子轨道能量的高低顺序：ns

答案

(1)<

(2)<

(3)>

(4)<

(5)>

(6)＝

原子里面电子的轨道分为不同的等级，越靠近原子核的轨道能量越低。熟记解析中的原子轨道能级的顺序。

并不是高能层的所有能级的能量都比低能层的能级的能量高。例如：4s<3d。

下列各原子或离子的电子排布式错误的是(

)

＋A．Na

1s22s22p6

B．F

1s22s22p5

－C．Cl

1s22s22p63s23p5

D．Ar

1s22s22p63s23p6

解析

本题考查的是构造原理及各能级最多容纳的电子数。s能级最多容纳2个电子，p能级有3个轨－道，最多可容纳6个电子，电子总是从能量低的电子层、原子轨道排列，Cl应是Cl原子得一个电子形式的

2

稳定结构，所以Cl的电子排布式应为1s22s22p63s23p6。

答案

C

书写电子排布式时，要从左向右，按电子层能量递增的顺序排列。每个能层中的能级是按s、p、d、f能量递增的顺序排列，各能级上的电子数标在能级符号的右上角。

以下是两个原子的2p能级或3d能级的电子排布情况，试分析有无错误，若有，违反了什么原则？

(1)

↑

↑

↓

(2)

↓↑

↓↑

↑↑

↓↑

↓↑

解析

本题考查的是学生对电子排布的两个原则(泡利原理和洪特规则)的理解。泡利原理：在同一个原子轨道内的电子的自旋方向是相反的。而(2)中的第三个轨道中的两个电子自旋方向完全相同，所以(2)排布错误，违反了泡利原理。洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。而(1)中的第三个轨道内的电子的自旋方向与前两个轨道的电子自旋方向相反，排布违反了洪特规则。

答案

(1)错误，违反了洪特规则

(2)错误，违反了泡利原理

原子的核外电子排布与电子排布图描述的内容是完全相同的，相对而言，电子排布图不仅能表示出原子的核外电子排布在哪些电子能层上，还能表示出这些电子的自旋状态。处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，且要遵守泡利原理、洪特规则。

－

观察1s轨道电子云示意图，判断下列说法正确的是…(

) A．一个小黑点表示1个自由运动的电子

B．1s轨道的电子云形状为圆形的面

C．电子在1s轨道上运动像地球围绕太阳旋转

D．1s轨道电子云的点的疏密表示电子在某一位置出现机会的多少

解析

尽管人们不能确定某一时刻原子中电子的精确位置，但能够统计出电子在什么地方出现的概率大，在什么地方出现的概率小。为了形象地表示电子在原子核外空间的分布状况，人们常用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外出现概率的大小。点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大；点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小。由图可知，处于1s轨道上的电子在空间出现的概率分布呈球形对称，而且电子在原子核附近出现的概率最大，离核越远。出现的概率越小。图中的小黑点不表示电子，而表现电子曾经出现过的位置。

答案

D

电子云图中的黑点绝无具体数目的意义，而有相对多少的意义。单位体积内黑点数目较多(黑点密度较大)，表示电子在该空间的单位体积内出现的机会相对较大；单位体积内黑点数目相对较少(黑点密度较小)，表示电子在该空间的单位体积内出现的机会相对较小。电子的运动无宏观物体那样的运动规律，但有它自身的规律。

1．原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数与能层的序数(n)间存在什么关系？

提示

每个能层最多可容纳的电子数是能层序数平方的两倍，即2n2。

3

2．不同的能层分别有多少个能级，与能层的序数(n)间存在什么关系？

提示

任一能层的能级数等于该能层序数。

3．不同层中，符号相同的能级中所能容纳的最多电子数是否相同？

提示

相同。

1．从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。它们是否符合构造原理？

提示

按构造原理画出铜、银、金的外围电子层排布图，按元素周期表中的外围电子排布画出铜、银、金排布图，可以看出铜、银、金不符合构造原理。其原因主要从电子排布处于全满或半充满时，能量最低考虑。

2．电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3s1。试问：上式方括号里的符号的意义是什么？你能仿照原子的简化电子排布式写出第8号元素氧、第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗？

提示

[Ne]的意义是指与Ne的电子排布相同。

O：[He]2s22p4

Si：[Ne]3s23p2

Fe：[Ar]3d64s2

第二周期元素基态原子的电子排布如图所示(图中每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子)：

第二周期元素基态原子的电子排布图

由上图总结：

1．每个原子轨道里最多只能容纳几个电子？

提示

2个。

2．当电子排布在同一能级时，有什么规律？

提示

总是优先占据不同轨道，且自旋方向相同。

1．AD

2.D

3.B

4.C

5.C 6．只有C项是基态原子的电子排布

7．9F：1s22s22p5

核外电子分2层，最外层电子数为7 2262517Cl：1s2s2p3s3p

核外电子分3层，最外层电子数为7 22626102535Br：1s2s2p3s3p3d4s4p

核外电子分4层，最外层电子数为7 8．Na：1s22s22p63s1

最高化合价为＋1价

S：1s22s22p63s23p4

最高化合价为＋6价，最低化合价为－2价

第二节

原子结构与元素的性质

一、元素周期表的编排原则

4

1.将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。

2.把最外层电子数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。

二、周期表的结构

周期：具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排成一个横行。

主族：由短周期和长周期元素共同构成的族。

副族：仅由长周期元素构成的族。

三、各周期元素数目与相应能级组的原子轨道关系

周期

元素数目

相应能级组中原子轨道

电子最大容量

2 1s 2 一

8 2s

2p 8 二

8 3s

3p 8 三

18 4s

3d

4p 18 四

18 5s

4d

5p 18 五

32 6s

4f

5d

6p 32 六

七

26(未完) 7s

5f

6d(未完) 未满

四、原子结构与元素位置的关系

1.核外电子排布与族序数之间的关系

可以按照下列方法进行判断：按电子填充顺序由最后一个电子进入的情况决定，具体情况如下：

(3)进入(n－1)d ～①(n－1)d15为ⅢB～ⅦB⇒族数＝[(n－1)d＋ns]电子数

～②(n－1)d68为Ⅷ

③(n－1)d10为ⅠB、ⅡB⇒族数＝ns的电子数

4f——La系元素ⅢB ④进入(n－2)f5f——Ac系元素2.纵列与族的关系

1 2 3 4 5 6 7 纵列序数

8～10 族

ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ族

11 12 13 14 15 16 17 18 纵列序数

族

ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0族

3.族序数与价电子数的关系

(1)主族(ⅠA～ⅦA)和副族ⅠB、ⅡB的族序数＝原子最外层电子数(ns＋np或ns)。

(2)副族ⅢB～ⅦB的族序数＝最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。

(3)零族：最外层电子数等于8或2。

(4)Ⅷ族：最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。若之和分别为8、9、10，则分别是Ⅷ族第1、2、3列。

五、各区元素特点

包括的元素

价电子排布

化学性质

5

s区

p区

d区

ⅠA、ⅡA ⅢA～ⅦA、零族

ⅢB～ⅦB、Ⅷ族

ns12

～ns2np16

～(n－1)d19ns12

～～ds区

ⅠB、ⅡB (n－1)d10ns12

～f区

镧系、锕系

(n－2)f0～14(n－1)d02ns2

～除氢、氦外，都是活泼金属元素

随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱

均为金属。由于d轨道都未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成

均为金属。d轨道充满电子，因此d轨道一般不再参与化学键的形成

镧系元素的化学性质非常相近，锕系元素的化学性质也非常相近

六、判断微粒半径大小的规律

1.同周期，从左到右，原子半径依次减小。

2.同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。

＋－3.阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na)

－－＋＋4.电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2)>r(Cl)>r(K)>r(Ca2)。

＋＋＋＋5.不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2)>r(Fe3)，r(Cu)>r(Cu2)。

特别提醒

在中学要求的范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小

“一看”能层数：当能层数不同时，能层越多，半径越大。

“二看”核电荷数：当能层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

“三看”核外电子数：当能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

七、电离能

1.第一电离能

(1)每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势。

(2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。

2.逐级电离能

(1)原子的逐级电离能越来越大

首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。

(2)金属元素原子的电离能与其化合价的关系

一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见价态。如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为＋1，而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为＋2、＋3。

八、元素电负性的应用

1.元素的金属性和非金属性及其强弱的判断

(1)金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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，它们既有金属性，又有非金属性。

(2)金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

(3)同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。

(4)电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角。

2.化学键的类型的判断

一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差小于1.7，它们之间通常形成共价键。

6

图1 (1)上表中的实线是元素周期表的部分边界，请在表中用实线补全元素周期表的边界。

(2)元素甲是第三周期、第ⅥA族元素，请在下边方框中按氦元素(图1)的式样，写出元素甲的原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量和最外层电子排布。

(3)元素乙的3p亚层中只有1个电子，则乙原子半径与甲原子半径比较：______>______；甲、乙的最高价氧化物水化物的酸性强弱为：______>______(用化学式表示)。

(4)元素周期表体现了元素周期律，元素周期律的本质是原子核外电子排布的________，请写出元素在元素周期表中的位置与元素原子结构的关系：

________________________________________________________________________。

解析

(1)略

(2)因甲位于第三周期、第ⅥA族，则应是硫元素，答案为

(3)因乙元素的3p亚层只有一个电子，即其电子排布式为1s22s22p63s23p1，即乙元素是Al，其原子半径大于硫，甲、乙的最高价氧化物对应水化物分别为H2SO4和Al(OH)3，显然酸性前者强于后者。

(4)元素周期律的本质是核外电子排布的周期性变化。因此元素周期表不是随意设定的，并且元素在周期表中的位置与原子结构密切相关，元素的周期数即为原子核外电子层数；元素所在主族数即为原子结构的最外层电子数。

答案

(1)

(2)

(3)Al

S

H2SO4

Al(OH)3

(4)周期性变化

元素的周期数即为原子核外电子层数，元素的主族序数即为原子结构的最外层电子数

本题考查元素周期律及元素周期表的有关知识，综合性较强，解答本题的关键是掌握元素在周期表中位置、

7

结构、性质三者之间的关系以及同一周期元素性质的递变规律。可根据元素性质的递变规律体会周期表中不同位置的元素具有不同的结构，所以应该具有不同的性质。

不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一数值x来表示，若x越大，则原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。下面是某些短周期元素的x值：

Li Be B C O F 元素

0.98 1.57 2.04 2.53 3.44 3.98 x值

Na Al Si P S Cl 元素

0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 x值

(1)通过分析x值的变化规律，确定N、Mg的x值范围：

______

(2)推测x值与原子半径的关系是

________________________________________________________________________。

(1)

某有机物结构式为：

，在S—N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电负性的差值Δx>1.7时，一般为离子键，当Δx<1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键的类型是____________。

(5)预测元素周期表中，x值最小的元素位置____________(放射性元素除外)。

解析

由所给数据分析知：同周期，从左到右x值逐渐增大；同主族，从上到下，x值逐渐减小，则(1)同周期中x(Na)x(Si)，x(C)>x(P)，x(O)>x(Cl)，则可推知：x(N)>x(S)，故在S—N中，共用电子对应偏向氮原子。(4)查表知：AlCl3的Δx＝1.55<1.7，又x(Br)

答案

(1)0.93

1.57

2.53

3.44

(2)x值越小，半径越大

(3)氮

(4)共价键

(5)第六周期ⅠA族

归纳总结是学习过程中很重要的一种能力，在做该题时可以先找出x值相差不大的元素，分组比较，x值较大的一组应为非金属元素，x值较小的一组应为金属元素。然后，再对同一组中的元素的x值进行比较找出变化规律。

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，并回答下列问题。

(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是：______________________。各主族中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值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是_________________________________________________________ (填写编号，多选倒扣分)。

①E(砷)>E(硒)

②E(砷)

③E(溴)>E(硒)

④E(溴)

(4)10号元素E值较大的原因是

8

________________________________________________________________________。

解析：此题考查了元素第一电离能的变化规律和同学们的归纳总结能力。(1)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。

(2)从第二、三周期可以看出，第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E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。

(3)根据同主族、同周期规律可以推：E(K)

(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。

答案

(1)随着原子序数的增大，E值变小

周期性

－－(2)①③

(3)485 kJ·mol1

738 kJ·mol1

(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

要综合考虑图示信息，抓住同一主族(如原子序数为1、3、11、19的碱金属族)的E值的大小，同一周期(如3～10号元素)E值的大小规律，且要注意哪些有反常现象。

下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是(

) A.K、Na、Li

B．Al、Mg、Na

C.N、O、C

D．Cl、S、P 解析

本题考查了元素第一电离能的递变规律，由同周期中从左到右，元素的第一电离能逐渐增大知，B、D选项中均逐渐降低；同主族中，从上到下，原子半径增大，第一电离能逐渐减小，故A项正确。

答案

A

①通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。

②金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。

有A、B、C、D四种元素。其中A为第三周期元素，与D可形成1∶1和2∶1原子比的化合物。B为第四周期d区元素，最高化合价为7。C和B是同周期的元素，具有相同的最高化合价。D为元素周期表所有元素中电负性第二大的元素。试写出四种元素的元素符号和名称，并按电负性由大到小排列顺序。A________，B__________，C________________________________________________________________________，

D________，电负性由大到小的顺序为

________________________________________________________________________。

解析

由电负性推知D为O；A与D可形成1∶1和2∶1的化合物，可推知A为Na；B为第四周期d区元素且最高正价为＋7，可知B为Mn；C与B同周期且最高价为＋7，可知C为Br。

答案

钠(Na)

锰(Mn)

溴(Br)

氧(O)

O>Br>Mn>Na

并不是所有电负性差大于1.7的都形成离子化合物，如H电负性为2.1，F电负性为4.0，电负性差为1.9，而HF为共价化合物，故需注意这些特殊情况。

考查元素周期表，探究下列问题：

1.元素周期表共有几个周期？每个周期各有多少种元素？写出每个周期开头第一个元素和结尾元素的最外层电子的排布式的通式。为什么第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同？

提示

元素周期表共有7个周期；每个周期包含的元素种类如下：

周期

一

二

三

四

五

六

七

元素数目2

8

8

18

18

32

32(？) 每周期开头元素最外层电子排布通式为ns1

每周期结尾最外层电子排布通式为ns2np6(第一周期为1s2)。

第一周期元素原子只有一个能层，只有1s一个能级，最多为2个电子。而其他周期元素原子最外层有ns、

9

np两个能级，最多可排8个电子。

2.元素周期表共有多少个纵列？周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。每个纵列的价电子层的电子总数是否相等？

提示

18个纵列；不相等。

3.按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，如课本图1－16所示。除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区、d区和p区分别有几个纵列？为什么s区(H除外)、d区和ds区的元素都是金属？

提示

s区有2个纵列，d区有8个纵列，p区有6个纵列。s区、d区和ds区的元素原子最外层电子数为1～2个，在反应中易失去电子，故s区(H除外)、d区和ds区的元素都是金属元素。

4.元素周期表可分为哪些族？为什么副族元素又称为过渡元素？

提示

元素周期表可分为7个主族：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA；7个副族：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB；一个Ⅷ族和一个0族。在周期表中从第四周期开始由ⅡA经过副族、Ⅷ族到ⅢA，所以副族和第Ⅷ族元素又称过渡元素。

5.为什么在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内？

提示

从周期表看，同周期元素越向右，非金属性越强，同主族元素越向上，非金属性越强，所以非金属主要集中在右上角。

6.处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？

提示

处于非金属三角区边缘的元素具有一定的金属性。

元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化有什么规律？

提示

元素周期表中，同周期的主族元素从左到右：最高化合价从＋1―→＋7(第二周期到＋5)；最低化合价从－4―→－1；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？

提示

同周期主族元素，从左到右，原子半径减小，因为同周期元素原子具有相同的电子能层，但随核电荷数增多，核对电子的引力变大，从而使原子半径减小。

同主族元素，从上到下，原子半径增大，因为同主族元素自上到下，原子具有的电子能层数增多，使原子半径增大；虽然自上到下核电荷数也增多可使原子半径减小，但前者是主要因素，故最终原子半径增大。

1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？

提示

碱金属的第一电离能越小，碱金属越活泼。

2.为什么原子的逐级电离能越来越大？Na、Mg、Al的电离能数据跟它们的化合价有什么联系？

提示

因为原子首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。从教材中Na、Mg、Al的电离能的表格可看出，Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为＋1。而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为＋2、＋3。

1.课本图1－26是用课本图1－23的数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图。

提示

10

2．在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如下图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。

提示

Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；B和Si的含氧酸都是弱酸，说明“对角线规则”的正确性。

Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5，B和Si的电负性分别为2.0、1.8，它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当。

1.电子层数

最外层电子数

最外层电子数

电子层数

2.碱金属

稀有气体元素

3. 原子

序数

电子排布式

在周期表中的位置

3是金属还是非金属

最高价氧化物

的水化物化学

式及酸碱性

气态氢化物的化学式

第三周15 1s2s2p3s3p

期ⅤA非金属

PH3

H3PO4酸性

族

第三周2262416 1s2s2p3s3p

期ⅥA非金属

H2S H2SO4酸性

族

第二周2237 1s2s2p

NH3

期ⅤA非金属

HNO3酸性

族

226254.(1)三

ⅦA

1s2s2p3s3p

Cl

HClO4

(2)四

ⅡA

1s22s22p63s23p64s2

Ca

Ca(OH)2

5.主族元素次外层是排满的，而副族元素次外层或倒数第三层没有排满。主族元素的价电子层即其最外层，而副族元素的价电子层为最外层和次外层的电子，有的还包括倒数第三层的电子，统称为外围电子。

6.H：1s1

H原子再得一个电子便可满足1s2的稳定结构。

从化合价情况看，H得一个电子后，表现－1价，与ⅦA族相同。

7.以第三周期元素为例：

11Na

12Mg

13Al

14Si

15P

16S

17Cl 2262

11

Na是非常活泼的碱金属元素，在常温下能与H2O剧烈反应，NaOH是强碱；

Mg是较活泼的金属元素，能与沸水反应，Mg(OH)2是中强碱；

Al具有两性，不能与H2O反应，Al2O3是两性氧化物，Al(OH)3是两性氢氧化物；

Si具有金属的某些性质，是半导体材料，H4SiO4是不溶于水的弱酸；

P对应的最高价含氧酸H3PO4是中强酸；

Cl对应的最高价含氧酸HClO4是无机含氧酸中最强的酸。由此可以出结论。

8.电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力大小的，元素电负性越大，对键合电子的吸引力越大，相应的元素其非金属性就越强。通常以氟的电负性4.0、锂的电负性1.0为标准，金属的电负性一般小于1.8，而非金属的电负性一般大于1.8。所以用电负性可以度量金属性与非金属性的强弱。

9.元素核外电子的排布最外层从1个逐渐增加到8个(第一周期到2个)，并呈周期性变化，故元素的最高正化合价也从＋1～＋7变化，并随核电荷数递增而呈周期性变化。

10.50种

11.元素周期律的科学价值可从如下几个方面分析：

(1)元素周期律的具体表现形式是元素周期表，它是学习和研究化学的一种重要工具。可以利用元素的性质与元素在周期表中的位置和它的原子结构三者之间的密切关系，来指导我们对化学的学习和研究。

(2)对科学研究的指导作用

门捷列夫曾用元素周期律来预言未知元素并获得了证实。此后，人们在元素周期律和周期表的指导下，对元素的性质进行了系统的研究，对物质结构理论的发展起到了一定的推动作用。不仅如此，元素周期律和周期表为新元素的发现以预测它们的原子结构和性质提供了线索。

(3)元素周期律和元素周期表对于工农业生产也具有一定的指导作用。由于在周期表中位置靠近的元素性质相似，这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。

①农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物，在周期表的右上角。

②半导体材料都是周期表里金属与非金属交界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。

③催化剂的选择。人们在长期的生产实践中已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。进一步研究发现，这些元素的催化性能跟它们的原子的次外层电子排布的物点有密切关系。于是，人们努力在过渡元素(包括稀土元素)中寻找各种优良催化剂。例如，目前人们已能用铁、镍熔剂作催化剂，使石墨在高温和高压下转化为金刚石；石油化工方面，如石油的催化裂化、重整等反应，广泛采用过渡元素作催化剂，特别是近年来发现少量稀土元素可大大改善催化剂的性能。

④而高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取。在周期表里从ⅢB到ⅥB的过渡元素，如钛、钽、钨、铬具有耐高温、耐腐蚀等特点。它们是制作特种合金的优良材料，是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等的不可缺少的金属。

⑤矿物的寻找。地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系，科学实验发现如下规律：相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少。处于地球表面的元素多数呈现

高价，处于岩石深处的元素多数呈现低价；碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈的最上部；熔点、离子半径、电负性大小相近的元素往往共生在一起，同处于一种矿石中。在岩浆演化过程中，金属性强的、离子半径较小的、熔点较高的元素和化合物往往首先析出，分布在地壳的外表面。有的科学家把周期表中性质相似的元素分为十个区域，并认为同一区域的元素往往是伴生矿，这对探矿具有指导意义。

元素周期律的科学价值，还在于它从自然科学方面有力地论证了事物变化中量变引起质变的规律。

12