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2 元素金属性、非金属性强弱的判断方法集锦1.元素的金属性强弱判断方法(1)单质跟水或酸置换出氢的反应越容易发生,说明其金属性越强。
(2)最高价氧化物对应水化物的碱性越强,说明其金属性越强。
(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)金属活动性顺序表――――――――――――――――――――→K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H )Cu Hg Ag Pt Au金属性逐渐减弱(5)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。
(6)原电池反应中的正负极：两金属同时作原电池的电极,负极的金属性较强。
(7)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越小,元素的原子越易失去电子,元素的金属性越强。
但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。
如Mg(3s 2为全充满状态,稳定)的第一电离能大于Al 的第一电离能。
(8)元素电负性越小,元素失电子能力越强,元素金属性越强。
2.元素的非金属性强弱判断方法(1)单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性：越容易跟H 2化合,生成的氢化物也就越稳定,氢化物的还原性也就越弱,说明其非金属性也就越强。
(2)最高价氧化物对应水化物的酸性越强,说明其非金属性越强。
(3)非金属单质间的置换反应。
例如,Cl 2＋2KI===2KCl ＋I 2,说明Cl 的非金属性大于I 。
(4)元素的原子对应阴离子的还原性越强,元素的非金属性越弱。
(5)元素的第一电离能的数值越大,表明元素失电子的能力越弱,得电子的能力越强,元素的非金属性越强。
但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。
如I 1(P)>I 1(S),但非金属性：P<S 。
(6)元素电负性越大,元素得电子的能力越强,元素的非金属性越强。
【典例4】 具有下列特征的元素,一定是非金属元素的是( ) A.对应氢氧化物是两性氢氧化物 B.具有负化合价C.最高价氧化物对应的水化物是酸D.具有可变化合价解析 在化合物中金属元素只能显正化合价,非金属元素可以显正化合价和负化合价；过渡元素(金属)也具有可变化合价(如Fe ＋2、Fe ＋3)；KMnO 4对应的含氧酸中Mn 显＋7价,为金属元素。
选修三物质结构与性质引言世界万物本源冷热干湿水土气火古希腊吞食金石矿物，可以将金石的抗腐蚀性直接移植给人体。
——吞金可长生古中国物质的性质与变化决定了物质的组成与结构。
杜玛克（G. Domagk，1895.10.30～1964.4.24）德国病理学家，1933年将磺胺药应用于临床。
Chapter One本章内容结构洪特规则泡利原理原子光谱激发态基态能级泡利原理原子半径电离能电负性电子云和原子轨道能量最低原理构造原理原子核外电子排布元素周期律元素周期表元素周期系元素的性质原子结构原子结构与性质第一节原子结构（Section I Atomic Structure）一．开天辟地——原子的诞生1．大爆炸理论（The Big Bang Theory）比利时天文学家和宇宙学家勒梅特（Lemaitre Georges，1894.7.17～1966.6.20）1932年——宇宙大爆炸理论2．氢元素是宇宙中最丰富的元素——88.6%，氦约为氢原子数的1/8，两者约占宇宙原子总数的99.7%以上。
另外90多种天然元素——不足总数的1%。
【阅读教材】P4“科学史话”，你认为普鲁特的推理是符合逻辑的吗？【阅读教材】第一章彩图，了解人们认识原子模型的发展史。
一．开天辟地——原子的诞生3．不同时期的原子结构模型（1）古希腊原子论古希腊哲学家德谟克利特（Democritus，约公元前460 年～前370 年）原子是最小的、不可分割的物质粒子。
原子之间存在着虚空，无数原子从古以来就存在于虚空之中，既不能创生，也不能毁灭，它们在无限的虚空中运动着构成万物。
一．开天辟地——原子的诞生3．不同时期的原子结构模型（2）道尔顿原子模型（1803年）（实心球模型）道尔顿（John Dalton ，1766～1844）原子学说：①原子在一切化学变化中不可再分，并保持自己的独特性质。
②同一元素所有原子的质量、性质都完全相同。
③不同元素的原子质量和性质各不相同。
第一章原子结构与性质一。
原子结构1、能级与能层2、原子轨道3、原子核外电子排布规律（1）构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错:由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错.（说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
)（2）能量最低原理原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理.（3）泡利（不相容）原理:一个轨道里最多只能容纳两个电子,且电旋方向相反（用“↑↓"表示），这个原理称为泡利原理。
(4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同)时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。
比如，p3的轨道式为，而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时,原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态.前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
4、基态原子核外电子排布的表示方法(1）电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数,这就是电子排布式，例如K ：1s22s22p63s23p64s1.②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K ：［Ar]4s1。
第2课时元素周期律(一)[目标定位] 1.能描述电离能的含义。
2.熟知元素原子半径及元素第一电离能的周期性变化。
3.能熟练比较微粒半径大小,能用电离能说明元素的某些性质。
一、微粒半径的大小比较1．比较判断下列各组微粒半径的大小,并说明原因。
(1)Ba>Sr,同族元素,电子的能层数越多,半径越大。
(2)Ca>Sc,同周期元素,电荷数越大,半径越小。
(3)S2－>S,同一元素,电子数越多,半径越大。
(4)Na＋>Al3＋,具有相同的电子层结构的离子,核电荷数越大,半径越小。
(5)Pb2＋>Sn2＋,同族元素的离子,所带电荷相同,电子层数越多,半径越大。
(6)Fe2＋>Fe3＋,同一元素的离子,电子数越少,正电荷数越高,半径越小。
2．微粒半径大小的判断方法规律。
(1)同周期元素的原子半径、最高价阳离子半径、最低价阴离子半径：随着核电荷数增多,都依次减小(稀有气体除外)。
(2)同主族元素的原子半径、相同价态阳离子半径和阴离子半径：随着核电荷数增多,都依次增大。
(3)核外电子排布(即电子层结构)相同的离子半径：随核电荷数增多,半径依次减小。
(4)同种元素形成的粒子半径：阳离子<中性原子<阴离子,且阳离子价态越高,半径越小。
如：Fe3＋<Fe2＋<Fe,Cl<Cl－,H＋<H<H－。
(5)核电荷数和电子数都不同的粒子,一般要找参考物。
如比较Al3＋和S2－,可找出与Al3＋电子数相同,与S2－同一主族的元素O2－来比较,因为Al3＋<O2－,且O2－<S2－,故Al3＋<S2－。
“三看”比较微粒半径的大小“一看”电子的能层数：当电子的能层数不同时,能层数越多,半径越大。
“二看”核电荷数：当电子的能层数相同时,核电荷数越大,半径越小。
“三看”核外电子数：当电子的能层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
1．下列关于微粒半径的说法正确的是()A．电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径B．核外电子层结构相同的单核粒子,半径相同C．质子数相同的不同单核粒子,电子数越多半径越大D．原子序数越大,原子半径越大答案 C解析由于同周期主族元素原子半径逐渐减小,故ⅦA族的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大,如r(Li)>r(S)>r(Cl);对于核外电子层结构相同的单核离子和原子,半径是不同的;质子数相同的不同单核粒子,阴离子半径>原子半径>阳离子半径;同周期主族元素,原子序数增大,原子半径减小。
原子结构与性质专项训练一、原子及其核外电子排布1.下列对不同时期原子结构模型的提出时间排列正确的是()①电子分层排布模型②“葡萄干布丁”模型③量子力学模型④道尔顿原子学说⑤核式模型A.①③②⑤④B.④②③①⑤C.④②⑤①③D.④⑤②①③答案 C解析①玻尔1913年提出；②汤姆生1904年提出；③20世纪20年代中期提出；④1803年提出；⑤卢瑟福1911年提出。
2.下列微粒：①质子,②中子,③电子,在所有原子中一定含有的微粒是()A.①②③B.仅有①C.①和③D.①和②答案 C解析任何原子核中均有质子,为使原子整体不显电性,故核外必须有与质子带相反电荷的电子,所以原子中必定存在质子和电子,可以不存在中子,如11H,它的核内只有1个质子。
3.某元素原子序数为33,则：(1)此元素原子共有________个运动状态不同的电子,有________个未成对电子。
(2)有________个电子层,________个能级,________个原子轨道。
(3)它的电子排布式为____________________________。
答案(1)333(2)4818(3)1s22s22p63s23p63d104s24p3解析根据该元素原子的电子排布式判断。
其中4p能级上的三个原子轨道中都有电子,且原子中所有电子的运动状态都不相同。
4.有X、Y、Z、Q、T五种元素,X原子的M层p轨道有2个未成对电子,Y原子的外围电子构型为3d64s2,Z原子的L电子层的p能级上有一空轨道,Q原子的L电子层的p能级上只有1对成对电子,T原子的M电子层上p轨道半充满。
试写出：(1)X的元素符号__________,Y的元素符号________。
(2)Z元素原子的电子排布式____________,Q元素原子的电子排布图___________________ _______________,T元素原子的电子排布图________________________________________。
(3)Y的单质在Q的单质中燃烧的化学方程式_________________________________________ __________。
答案(1)Si或S Fe(2)1s22s22p2(3)3Fe ＋2O 2=====点燃Fe 3O 4解析 M 层p 轨道有2个未成对电子可能是3p 2,也可能是3p 4,故X 原子可能是Si,也可能是S 。
Z 原子2p 能级上有一空轨道则只能是2p 2,为碳(C)。
Q 原子2p 能级上只有一对成对电子应为2p 4,为O 。
T 原子3p 轨道半充满应为3p 3,为P 元素。
二、元素周期表及其结构5.下列有关元素周期系的叙述正确的是( )A.元素周期系中ⅠA 族元素又称为碱金属元素B.元素周期系中每一周期元素的种类均相等C.元素周期系的形成原因是核外电子排布的周期性变化D.每一周期的元素最外层电子数均是1→8,周而复始答案 C解析 A 项ⅠA 族元素除H 之外的称为碱金属元素；C 项元素周期系形成的根本原因是核外电子排布的周期性变化,故C 项正确；B 项随着周期数的递增,元素种类逐渐增多；D 项第一周期元素的最外层电子数为1和2,不符合1→8的递变规律,故D 项错误。
6.某元素原子的价电子排布式是3s 23p 4,则它在周期表中的位置是( )A.第二周期第ⅣA 族B.第三周期第ⅣA 族C.第四周期第ⅡA 族D.第三周期第ⅥA 族答案 D解析 由题意知,最外层有6个电子,故为主族元素。
对于主族元素,周期序数＝电子层数,主族序数＝最外层电子数。
7.按电子排布,可把周期表里的元素划分成5个区,以下元素属于p 区的是( )A.FeB.MgC.PD.Cu答案 C解析 Fe 位于d 区；Mg 位于s 区；P 位于p 区；Cu 位于ds 区,故A 、B 、D 错误,C 正确。
三、元素周期律及其应用8.X 、Y 为两种元素的原子,X 的阴离子与Y 的阳离子具有相同的电子层结构,由此可知( )A.X 的原子半径大于Y 的原子半径B.X 的电负性小于Y 的电负性C.X 的氧化性小于Y 的氧化性D.X的第一电离能大于Y的第一电离能答案 D解析由X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构可知,X位于Y的上一周期非金属部分,Y位于X的下一周期金属部分,所以X的原子半径小于Y的原子半径,X的电负性大于Y 的电负性,X的氧化性大于Y的氧化性,X的第一电离能大于Y的第一电离能,所以只有D选项正确。
9.下图表示前36号元素的原子序数和气态原子失去核外第一个电子所需的能量(eV)的变化关系,其中A、B、C各点表示的元素是()A.N、S、PB.F、Cl、OC.He、Ne、ArD.Si、C、B答案 C解析从图中可以看出,A、B、C三种元素的第一电离能为各自周期中最大的,即A、B、C在各自周期中是最难失去电子的,故A、B、C是各自周期中的稀有气体元素He、Ne、Ar。
10.短周期金属元素甲～戊在元素周期表中的相对位置如表所示。
下列判断正确的是()A.原子半径：丙<丁<戊B.金属性：甲>丙C.氢氧化物碱性：丙>丁>戊D.最外层电子数：甲>乙答案 C解析同周期元素原子半径从左到右是减小的,故A错；同主族元素金属性自上而下是增强的,故B错；同周期的元素从左到右的金属性越来越弱,故对应碱的碱性也是减弱的,C正确；同周期元素从左到右的最外层电子数越来越多,故D错。
11.下图中的曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(Z为核电荷数,Y为元素的有关性质)：把与元素有关性质相符的曲线的标号填入相应括号中：(1)ⅡA族元素原子的价电子数()；(2)第三周期元素的最高正化合价()；(3)F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋四种离子的离子半径()；(4)第二周期元素的原子半径(不包括稀有气体)()；(5)第二周期元素的第一电离能()。
答案(1)B(2)C(3)A(4)D(5)E解析(1)ⅡA族元素原子的价电子数均为2,B符合。
(2)第三周期元素的最高正价由＋1～＋7～0,C符合。
(3)F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋的离子半径依次减小,A符合。
(4)第二周期元素的原子半径从左到右依次减小,D符合。
(5)第二周期元素的第一电离能由小到大的顺序为E(Li)<E(B)<E(Be)<E(C)<E(O)<E(N)<E(F)<E(Ne),E符合。
四、元素“位—构—性”关系的综合应用12.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轨道上有3个未成对电子,Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。
X跟Y可形成化合物X2Y3,Z元素可以形成负一价离子。
请回答下列问题：(1)X元素原子基态时的电子排布式为______________________________________________,它的元素符号是______________；(2)Y元素原子的价层电子的电子排布图为____________________________,该元素的名称是____________；(3)比较X的氢化物与同族第二、第三周期元素所形成的氢化物稳定性,并说明理由________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3As(2)氧(3)稳定性：NH3>PH3>AsH3,因为原子半径越小,非金属性越强,形成的氢化物越稳定解析X原子的4p轨道上有3个未成对电子,可知X为As,原子序数为33,Y原子的2p轨道有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,锂元素不能形成负一价离子,所以Y为氧元素,原子序数为8,Z为氢元素,氢元素可形成负一价离子。
13.Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。
已知：①Z的原子序数为29,其余的均为短周期主族元素；②Y原子价电子(外围电子)排布为m s n m p n；③R原子核外L层电子数为奇数；④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。
请回答下列问题：(1)Z2＋的核外电子排布式是________。
(2)Q与Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙,下列判断正确的是________(填字母代号)。
a.稳定性：甲>乙b.稳定性：甲<乙(3)Q、R、Y三种元素的第一电离能数值由小至大的顺序为________(用元素符号作答)。
(4)五种元素中,电负性最大的非金属元素是________,电负性最小的非金属元素是________。
答案(1)1s22s22p63s23p63d9(2)a(3)Si<C<N(4)氧(或O)硅(或Si)解析本题所考查的知识点从原子结构到元素及其化合物的性质,综合性较强。
Z的原子序数为29,则Z为Cu元素,综合②③④分析可知Q、R、X、Y分别为C、N、O、Si。
利用元素性质递变的相关知识不难作答。
14.X(1)Y位于元素周期表第______周期第______族,Y和Z的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强的是________(写化学式)。
(2)W的基态原子核外电子排布式是_________________________________________。
(3)W2Y在空气中煅烧生成W2O的化学方程式是______________________________________________________________________________________________________。
答案(1)三ⅥA HClO4(2)1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)(3)2Cu 2S ＋3O 2=====高温2Cu 2O ＋2SO 2解析 根据条件可推得X 、Y 、Z 、W 分别为C 、S 、Cl 、Cu 四种元素。
(1)S 位于元素周期表的第三周期第ⅥA 族。
一般地,非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,故HClO 4的酸性较强。
(2)W 是铜元素,其基态原子核外电子排布式为1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 1。
(3)Cu 2S 和O 2发生反应生成Cu 2O 和SO 2气体,反应的化学方程式为2Cu 2S ＋3O 2=====高温2Cu 2O ＋2SO 2。
