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化学选择性必修2第一章 原子结构与性质本章综合与测试备课课件ppt
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这是一份化学选择性必修2第一章 原子结构与性质本章综合与测试备课课件ppt，共34页。PPT课件主要包含了内容索引，知识网络，专题突破，答案C，答案1等内容，欢迎下载使用。
典例1(高考题改编)完成下列问题:(1)基态Ti原子的核外电子排布式为 。 (2)Fe成为阳离子时首先失去 轨道电子,Sm的价层电子排布式为4f66s2,Sm3+价层电子排布式为 。 (3)在周期表中,与Li的化学性质最相似的邻族元素是 ,该元素基态原子核外M层电子的自旋状态 (填“相同”或“相反”)。 (4)下列Li原子电子排布图表示的状态中,能量最低和最高的分别为 、 (填标号)。
答案 (1)1s22s22p63s23p63d24s2 (2)4s 4f5 (3)Mg 相反 (4)D C解析 (2)Fe为26号元素,Fe原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,成为阳离子时首先失去4s轨道电子;Sm的价层电子排布式为4f66s2,失去3个电子变成Sm3+成为稳定状态,则应先失去最外层和能量较高的4f电子,所以Sm3+的价层电子排布式为4f5。(3)由元素周期表中的“对角线规则”可知,与Li的化学性质最相似的邻族元素是Mg;Mg为12号元素,M层只有2个电子,排布在3s轨道上,故M层的2个电子自旋状态相反。(4)Li的基态原子核外电子排布式为1s22s1,故D的能量最低;A中1个1s电子被激发到2s轨道上,B中2个1s电子分别被激发到2s和2px轨道上,C中2个1s电子被激发到2px轨道上,故C的能量最高。
归纳总结 核外电子排布的表示方法
对点训练 1-2下列有关核外电子排布式或轨道表示式不正确的是( )A.24Cr的电子排布式:1s22s22p63s23p63d54s1B.K原子的简化电子排布式:[Ar]4s1
答案 D解析 D项中S原子的轨道表示式违反了洪特规则,正确的应是
典例2(高考题改编)完成以下问题。(1)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na),原因是 。 I1(Be)>I1(B)>I1(Li),原因是 。 (2)氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好,是一种具有潜力的固体储氢材料。H、B、N中,原子半径最大的是 。根据对角线规则,B的一些化学性质与元素 的相似。
(3)下列状态的镁中,电离最外层一个电子所需能量最大的是 (填字母)。 (4)比较离子半径:F- O2-(填“大于”“等于”或“小于”)。 (5)NH4H2PO4中,电负性最大的元素是 。
答案 (1)Na与Li同主族,Na电子层数多,原子半径大,易失电子 Li、Be、B同周期,核电荷数依次增大,Be为1s22s2全充满稳定结构,第一电离能最大。与Li相比,B的核电荷数大,原子半径小,较难失去电子,第一电离能较大 (2)B Si(硅) (3)A (4)小于 (5)O解析 (1)Li和Na均为第ⅠA族元素,由于Na电子层数多,原子半径大,故Na比Li容易失去最外层电子,即I1(Li)>I1(Na)。Li、Be、B均为第二周期元素,随原子序数递增,第一电离能有增大的趋势,而Be的2s能级处于全充满状态,较难失去电子,故第一电离能Be比B大。(2)根据同一周期从左到右主族元素的原子半径依次减小可知,H、B、N中原子半径最大的是B。元素周期表中B与Si(硅)处于对角线上,两者的某些化学性质相似。
(3)A.[Ne]3s1属于基态的Mg+,由于Mg的第二电离能高于其第一电离能,故其再失去一个电子所需能量较高;B.[Ne]3s2属于基态Mg原子,其失去一个电子变为基态Mg+;C.[Ne]3s13p1属于激发态Mg原子,其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子;D.[Ne]3p1属于激发态Mg+,其失去一个电子所需能量低于基态Mg+,综上所述,电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]3s1,故选A。(4)F-和O2-的核外电子排布相同,核电荷数越大,则半径越小,故半径:F-
注:①稀有气体元素电离能为同周期中最大。②同周期元素第一电离能:第ⅡA族>第ⅢA族,第ⅤA族>第ⅥA族。③比较电负性大小时,不考虑稀有气体元素。
对点训练 2-1已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构,则下列叙述正确的是( )A.原子半径:A>B>D>CB.原子序数:d>c>b>aC.离子半径:C3->D->B+>A2+D.单质的还原性:A>B>D>C
答案 C解析 四种元素在元素周期表中的相对位置可表示为 ,四种离子电子层结构相同,即某周期活泼非金属形成的简单阴离子与下一周期活泼金属形成的简单阳离子具有相同的电子层排布。所以,原子半径B>A>C>D,原子序数a>b>d>c,离子半径C3->D->B+>A2+。单质还原性B>A(金属),非金属还原性一般较弱。
对点训练 2-2(高考题改编)完成下列各题:(1)黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Cu、Zn组成。第一电离能I1(Zn) I1(Cu)(填“大于”或“小于”),原因是 。 (2)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示,其中除氮元素外,其他元素的E1自左而右依次增大的原因是 ;氮元素的E1呈现异常的原因是 。 (3)光催化还原CO2制备CH4的反应中,带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大到小的顺序是 。
答案 (1)大于 Zn的核外电子排布为全充满稳定结构,难失电子 (2)同周期元素随核电荷数依次增大,原子半径逐渐减小,故结合一个电子释放出的能量依次增大 N的2p轨道处于半充满状态,具有稳定性,故不易结合一个电子 (3)O>Ge>Zn解析 (1)锌的价层电子排布为3d104s2,为全充满稳定结构,很难失去一个电子,铜的价层电子排布为3d104s1,较易失去一个电子,因此锌的第一电离能大于铜的第一电离能。(3)Zn与Ge是同周期元素,Ge在Zn的右边,因此Ge的电负性比Zn大,O为活泼的非金属元素,电负性大于Ge和Zn,故三者电负性由大到小的顺序为O>Ge>Zn。
典例3现有下列短周期元素性质的部分数据:
试回答下列问题:(1)上述元素中处于第ⅤA族的有 (填元素编号,下同),处于第二周期的有 。 (2)上述元素中金属性最强的是 (用编号表示)。 (3)写出元素①⑧形成的化合物与KOH溶液反应的化学方程式: 。 (4)经验表明,除氢和氦外,当元素原子的电子层数(n)多于或等于原子最外层电子数(m)即(n-m)≥0时,该元素属于金属元素;当元素原子的最外层电子数(m)多于原子的电子层数(n)即(n-m)<0时,该元素属于非金属元素。a.第n(n≥2)周期有 种非金属元素(含0族元素)。 b.根据元素周期表中每个周期非金属元素的种类,预测周期表中应有 种非金属元素(含0族元素)。
答案 (1)④⑦ ①③⑦ (2)⑥(3)Al2O3+2KOH === 2KAlO2+H2O (4)a.8-n b.23解析 (1)由表中元素化合价可知,④和⑦在第ⅤA族,③⑥在第ⅠA族,①在第ⅥA族,②在第ⅡA族,⑤在第ⅦA族,⑧在第ⅢA族;因为⑦的原子半径小于④的原子半径,③的原子半径小于⑥的原子半径,由原子半径变化规律可知,⑦是N元素、④是P元素、③是Li元素、⑥是Na元素、①是O元素、②是Mg元素、⑤是Cl元素、⑧是Al元素。因为当元素原子的最外层电子数(m)多于原子的电子层数(n)即(n-m)<0时,该元素属于非金属元素,原子的最外层电子数最多是8,第n(n≥2)周期应有8-n种非金属元素。
规律总结 原子结构、元素性质和元素在元素周期表中的位置关系规律
对点训练 3-1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能级上有3个未成对电子,Y元素原子的最外层2p能级上有2个未成对电子。X与Y可形成化合物X2Y3,Z元素可以形成-1价离子。请回答下列问题:(1)X元素基态原子的电子排布式为 ,该元素的符号为 。 (2)Y元素原子价层电子的轨道表示式为 ,该元素的名称是 。 (3)比较X的氢化物与同族第二、三周期元素所形成的氢化物稳定性: 。
答案 (1)1s22s22p63s23p63d104s24p3 As(2) 氧(3)NH3>PH3>AsH3解析 由X原子的4p能级上有3个未成对电子可知,X为As,原子序数为33;Y原子的2p能级上有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-1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-1价离子。
对点训练 3-2下表中的实线表示元素周期表的部分边界。①~⑤分别表示元素周期表中对应位置的元素。
(1)请在上表中用实线补全元素周期表的边界。(2)元素⑤的原子核外p电子比s电子多 个。元素③的简单气态氢化物的电子式为 。 (3)元素④在化合物中一般显 价,但与①②③④⑤中的 (填元素符号)形成化合物时,所显示的价态则恰好相反。 (4)在元素①的单质A、元素②的单质B和元素①②形成的合金C中,熔点最低的是 (填名称)。
解析 由元素在周期表中的位置可推出①~⑤分别为Na、K、N、O、F。(1)主要考查元素周期表的结构。(2)元素⑤为F,F原子电子排布式为1s22s22p5,其中p电子比s电子多1个。元素③的氢化物为NH3,其电子式为(3)元素④为O,在化合物中一般显负价,但与F形成化合物时,可以显正价,如OF2。(4)钠、钾及钠钾合金中熔点最低的是钠钾合金。
典例1(高考题改编)完成下列问题:(1)基态Ti原子的核外电子排布式为 。 (2)Fe成为阳离子时首先失去 轨道电子,Sm的价层电子排布式为4f66s2,Sm3+价层电子排布式为 。 (3)在周期表中,与Li的化学性质最相似的邻族元素是 ,该元素基态原子核外M层电子的自旋状态 (填“相同”或“相反”)。 (4)下列Li原子电子排布图表示的状态中,能量最低和最高的分别为 、 (填标号)。
答案 (1)1s22s22p63s23p63d24s2 (2)4s 4f5 (3)Mg 相反 (4)D C解析 (2)Fe为26号元素,Fe原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,成为阳离子时首先失去4s轨道电子;Sm的价层电子排布式为4f66s2,失去3个电子变成Sm3+成为稳定状态,则应先失去最外层和能量较高的4f电子,所以Sm3+的价层电子排布式为4f5。(3)由元素周期表中的“对角线规则”可知,与Li的化学性质最相似的邻族元素是Mg;Mg为12号元素,M层只有2个电子,排布在3s轨道上,故M层的2个电子自旋状态相反。(4)Li的基态原子核外电子排布式为1s22s1,故D的能量最低;A中1个1s电子被激发到2s轨道上,B中2个1s电子分别被激发到2s和2px轨道上,C中2个1s电子被激发到2px轨道上,故C的能量最高。
归纳总结 核外电子排布的表示方法
对点训练 1-2下列有关核外电子排布式或轨道表示式不正确的是( )A.24Cr的电子排布式:1s22s22p63s23p63d54s1B.K原子的简化电子排布式:[Ar]4s1
答案 D解析 D项中S原子的轨道表示式违反了洪特规则,正确的应是
典例2(高考题改编)完成以下问题。(1)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na),原因是 。 I1(Be)>I1(B)>I1(Li),原因是 。 (2)氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好,是一种具有潜力的固体储氢材料。H、B、N中,原子半径最大的是 。根据对角线规则,B的一些化学性质与元素 的相似。
(3)下列状态的镁中,电离最外层一个电子所需能量最大的是 (填字母)。 (4)比较离子半径:F- O2-(填“大于”“等于”或“小于”)。 (5)NH4H2PO4中,电负性最大的元素是 。
答案 (1)Na与Li同主族,Na电子层数多,原子半径大,易失电子 Li、Be、B同周期,核电荷数依次增大,Be为1s22s2全充满稳定结构,第一电离能最大。与Li相比,B的核电荷数大,原子半径小,较难失去电子,第一电离能较大 (2)B Si(硅) (3)A (4)小于 (5)O解析 (1)Li和Na均为第ⅠA族元素,由于Na电子层数多,原子半径大,故Na比Li容易失去最外层电子,即I1(Li)>I1(Na)。Li、Be、B均为第二周期元素,随原子序数递增,第一电离能有增大的趋势,而Be的2s能级处于全充满状态,较难失去电子,故第一电离能Be比B大。(2)根据同一周期从左到右主族元素的原子半径依次减小可知,H、B、N中原子半径最大的是B。元素周期表中B与Si(硅)处于对角线上,两者的某些化学性质相似。
(3)A.[Ne]3s1属于基态的Mg+,由于Mg的第二电离能高于其第一电离能,故其再失去一个电子所需能量较高;B.[Ne]3s2属于基态Mg原子,其失去一个电子变为基态Mg+;C.[Ne]3s13p1属于激发态Mg原子,其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子;D.[Ne]3p1属于激发态Mg+,其失去一个电子所需能量低于基态Mg+,综上所述,电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]3s1,故选A。(4)F-和O2-的核外电子排布相同,核电荷数越大,则半径越小,故半径:F-
注:①稀有气体元素电离能为同周期中最大。②同周期元素第一电离能:第ⅡA族>第ⅢA族,第ⅤA族>第ⅥA族。③比较电负性大小时,不考虑稀有气体元素。
对点训练 2-1已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构,则下列叙述正确的是( )A.原子半径:A>B>D>CB.原子序数:d>c>b>aC.离子半径:C3->D->B+>A2+D.单质的还原性:A>B>D>C
答案 C解析 四种元素在元素周期表中的相对位置可表示为 ,四种离子电子层结构相同,即某周期活泼非金属形成的简单阴离子与下一周期活泼金属形成的简单阳离子具有相同的电子层排布。所以,原子半径B>A>C>D,原子序数a>b>d>c,离子半径C3->D->B+>A2+。单质还原性B>A(金属),非金属还原性一般较弱。
对点训练 2-2(高考题改编)完成下列各题:(1)黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Cu、Zn组成。第一电离能I1(Zn) I1(Cu)(填“大于”或“小于”),原因是 。 (2)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示,其中除氮元素外,其他元素的E1自左而右依次增大的原因是 ;氮元素的E1呈现异常的原因是 。 (3)光催化还原CO2制备CH4的反应中,带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大到小的顺序是 。
答案 (1)大于 Zn的核外电子排布为全充满稳定结构,难失电子 (2)同周期元素随核电荷数依次增大,原子半径逐渐减小,故结合一个电子释放出的能量依次增大 N的2p轨道处于半充满状态,具有稳定性,故不易结合一个电子 (3)O>Ge>Zn解析 (1)锌的价层电子排布为3d104s2,为全充满稳定结构,很难失去一个电子,铜的价层电子排布为3d104s1,较易失去一个电子,因此锌的第一电离能大于铜的第一电离能。(3)Zn与Ge是同周期元素,Ge在Zn的右边,因此Ge的电负性比Zn大,O为活泼的非金属元素,电负性大于Ge和Zn,故三者电负性由大到小的顺序为O>Ge>Zn。
典例3现有下列短周期元素性质的部分数据:
试回答下列问题:(1)上述元素中处于第ⅤA族的有 (填元素编号,下同),处于第二周期的有 。 (2)上述元素中金属性最强的是 (用编号表示)。 (3)写出元素①⑧形成的化合物与KOH溶液反应的化学方程式: 。 (4)经验表明,除氢和氦外,当元素原子的电子层数(n)多于或等于原子最外层电子数(m)即(n-m)≥0时,该元素属于金属元素;当元素原子的最外层电子数(m)多于原子的电子层数(n)即(n-m)<0时,该元素属于非金属元素。a.第n(n≥2)周期有 种非金属元素(含0族元素)。 b.根据元素周期表中每个周期非金属元素的种类,预测周期表中应有 种非金属元素(含0族元素)。
答案 (1)④⑦ ①③⑦ (2)⑥(3)Al2O3+2KOH === 2KAlO2+H2O (4)a.8-n b.23解析 (1)由表中元素化合价可知,④和⑦在第ⅤA族,③⑥在第ⅠA族,①在第ⅥA族,②在第ⅡA族,⑤在第ⅦA族,⑧在第ⅢA族;因为⑦的原子半径小于④的原子半径,③的原子半径小于⑥的原子半径,由原子半径变化规律可知,⑦是N元素、④是P元素、③是Li元素、⑥是Na元素、①是O元素、②是Mg元素、⑤是Cl元素、⑧是Al元素。因为当元素原子的最外层电子数(m)多于原子的电子层数(n)即(n-m)<0时,该元素属于非金属元素,原子的最外层电子数最多是8,第n(n≥2)周期应有8-n种非金属元素。
规律总结 原子结构、元素性质和元素在元素周期表中的位置关系规律
对点训练 3-1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能级上有3个未成对电子,Y元素原子的最外层2p能级上有2个未成对电子。X与Y可形成化合物X2Y3,Z元素可以形成-1价离子。请回答下列问题:(1)X元素基态原子的电子排布式为 ,该元素的符号为 。 (2)Y元素原子价层电子的轨道表示式为 ,该元素的名称是 。 (3)比较X的氢化物与同族第二、三周期元素所形成的氢化物稳定性: 。
答案 (1)1s22s22p63s23p63d104s24p3 As(2) 氧(3)NH3>PH3>AsH3解析 由X原子的4p能级上有3个未成对电子可知,X为As,原子序数为33;Y原子的2p能级上有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-1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-1价离子。
对点训练 3-2下表中的实线表示元素周期表的部分边界。①~⑤分别表示元素周期表中对应位置的元素。
(1)请在上表中用实线补全元素周期表的边界。(2)元素⑤的原子核外p电子比s电子多 个。元素③的简单气态氢化物的电子式为 。 (3)元素④在化合物中一般显 价,但与①②③④⑤中的 (填元素符号)形成化合物时,所显示的价态则恰好相反。 (4)在元素①的单质A、元素②的单质B和元素①②形成的合金C中,熔点最低的是 (填名称)。
解析 由元素在周期表中的位置可推出①~⑤分别为Na、K、N、O、F。(1)主要考查元素周期表的结构。(2)元素⑤为F,F原子电子排布式为1s22s22p5,其中p电子比s电子多1个。元素③的氢化物为NH3,其电子式为(3)元素④为O,在化合物中一般显负价,但与F形成化合物时,可以显正价,如OF2。(4)钠、钾及钠钾合金中熔点最低的是钠钾合金。
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