请用C、H、O、N、S 五种元素回答下列问题
(1)除H 外,其它四种元素中,第一电离能最大的元素基态原子电子排布图为______________,电负性最大的元素基态原子核外电子运动状态共有_________种。
(2)五种元素中,由其中两种元素构成甲、乙、丙、丁四种分子,所含原子的数目依次为3、4、6、8,都含有18 个电子。甲和乙的主要物理性质比较如下:
熔点/K | 沸点/ K | 标准状况时在水中的溶解度 | |
甲 | 187 | 202 | 2.6 |
乙 | 272 | 423 | 以任意比互溶 |
①1mol 乙分子含有_________个σ键;
②丁分子的中心原子采取_________杂化方式;甲分子的VSEPR模型为_________,丙分子为_________ (“极性”或“非极性”) 分子。
【答案】 (1). (2). 8 (3). 3NA (4). sp3 (5). 四面体 (6). 极性
【解析】
【分析】
(1)同一周期,从左到右,元素的第一电离能逐渐增大,但第IIA族、第VA族元素的第一电离能大于相邻元素,同一主族,从上到下,元素的第一电离能减小;元素的非金属性越强,电负性数值越大,据此分析出符合条件的2种元素再解答;
(2)五种元素中,由其中两种元素构成甲、乙、丙、丁四种分子,所含原子的数目依次为3、4、6、8,都含有18 个电子,则甲、乙、丙、丁分别是H2S、H2O2、N2H4、C2H6,据此分析解答。
【详解】(1)同一周期,从左到右,元素的第一电离能逐渐增大,但第IIA族、第VA族元素的第一电离能大于相邻元素,同一主族,从上到下,元素的第一电离能减小,除H 外,其它四种元素中,第一电离能最大的元素是N元素,N元素基态原子核外有7个电子,分别位于1s、2s、2p轨道,该基态原子核外电子排布图为;元素的非金属性越强,电负性数值越大,电负性最大的元素是O元素,元素的原子核外有几个电子,其基态原子核外电子运动状态就有几种,O原子核外有8个电子,则O原子核外电子有8种运动状态,故答案为:;8;
(2)五种元素中,由其中两种元素构成甲、乙、丙、丁四种分子,所含原子的数目依次为3、4、6、8,都含有18 个电子,其中甲在水中的溶解度不大,乙易溶于水,二者熔沸点均较低,固态时构成分子晶体,则甲、乙、丙、丁分别是H2S、H2O2、N2H4、C2H6。
①乙分子的结构式为H-O-O-H,共价单键为σ键,每个双氧水分子中含有3个σ键,则1mol双氧水中含有3NA σ键,故答案为:3NA;
②丁的结构简式为CH3CH3,丁分子的中心原子C原子价层电子对个数是4,且不含孤电子对,C原子杂化方式为sp3杂化;甲分子为H2S,分子中S原子价层电子对个数=2+=,VSEPR模型为四面体结构;丙分子为N2H4,分子中正负电荷重心不重合,为极性分子,故答案为:sp3;四面体;极性。
定义:
元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。
实质:
元素性质随原子序数递增呈现周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
元素周期表中主族元素性质递变规律:
金属性强弱的判断依据:
1.单质跟水或酸反应置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度):反应越容易,说明其金属性越强。
2.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱:碱性越强,说明其金属性越强,反之则越弱。
3.金属间的置换反应:依据氧化还原反应的规律,金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙,说明甲的金属性比乙强。
4.金属活动性顺序按 Au顺序,金属性逐渐减弱。
5.元素周期表中,同周期元素从左至右金属性逐渐减弱;同主族元素从上至下金属性逐渐增强。
6.原电池中的正负极:一般情况下,活泼金属作负极。
7.金属阳离子氧化性的强弱:阳离子的氧化性越强.对应金属的金属性就越弱。
非金属性强弱的判断依据:
1.同周期元素,从左到右,随核电荷数的增加,非金属性增强;同主族元素,从上到下,随着陔电荷数的增加,非金属性减弱。
2.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱:酸性越强,其元素的非金属性也越强,反之则越弱。
3.气态氢化物的稳定性:稳定性越强,非金属性越强。
4.单质跟氢气化合的难易程度:越易与H2反应,说明其非金属性越强。
5.与盐溶液之间的置换反应:非金属元素甲的单质能从非金属乙的盐溶液中置换出乙,说明甲的非金属性比乙强。如,说明溴的非金属性比碘强。
6.相互化合后的价态:如,说明O 的非金属性强于S。
7.其他:如CuCl2,所以C1的非金属性强于S。
微粒半径大小的比较方法:
1.同周期元素的微粒
同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而减小(稀有气体元素除外),如半径:Na>Mg >Al,Na+>Mg2+‘>Al3+。
2.同主族元素的微粒
同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而增大,如半径:
3.电子层结构相同的微粒电子层结构相同(核外电子排布相同)的微粒半径随核电荷数的增加而减小,如半径:(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的最高价阳离子有此规律)。
4.同种元素形成的微粒同种元素原子形成的微粒半径大小为:阳离子< 中性原子<阴离子;价态越高的微粒半径越小,如半径:。
5.核外电子数和核电荷数都不同的微粒可通过一种参照物进行比较,如比较的半径大小,可找出与A13+电子数相同,与S同主族的氧元素的阴离子进行比较,半径:,且
元素周期表中的几项重要规律相等规律:
规律 | 内容 |
相等规律 | ①周期数:电子层数 ②主族元素原子的最外层电子数=价电子数=主族序数=最高正化合价(F、 0除外) ③最低负价绝对值=8一主族序数(限 ⅣA族~ⅦA族非金属元素) |
“位、构、性”规律 | |
递变规律 | |
同周期从左到右,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强同主族从上到下,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱 | |
奇偶规律 | 在同一主族内,族序数和原子序数、核内质子数、核电荷数、核外电子数、最外层电子数(价电子数)、离子的电荷数、元素的主要正负化合价数等,若一个是偶数,其他的都是偶数,若一个是奇数,其他的都是奇数 |
相同电子层结构的规律 | 稀有气体元素的原子与同周期非金属元素的阴离子以及下一周期主族金属元素的阳离子具有相同的电子层结构 |
序差规律 | ①同主族相邻元素的原子序数之差与主族序数有关。IA~ⅡA族元素相差原子序数较小的元素所在周期包含的元素种数。ⅢA族~O族元素相差原子序数较大的元素所在周期包含的元素种数。如Na和K的原子序数相差8 (第三周期含8种元素),Cl和Br的原子序数相差18(第四周期含18种元素) ②同周期主族元素(长周期)的原子序数差:两元素分布在过渡元素同侧时,原子序数差=族序数差;两元素分布在过渡元素两侧时,第四或第五周期元素原子序数差=族序数差+10(如第四周期的Ca和Ca相差11),第六、七周期元素原子序数差=族序数差+24(如ⅡA 族的Ba和ⅢA族的Tl相差25) |
对角线相似规律 | 周期表中位于对角线位置的元素性质相似,尤以“和Mg、Be和Al最为典型 |
1、掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化。
2、了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
3、掌握微粒半径的比较方法。
4、认识元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子周期性排布的结果,从而理解元素周期律的实质。
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