物质结构与性质-化学高考复习课件.pptx

1、选修3物质结构与性质 考纲展示1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质。3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。第一单元原子结构与性质第一单元原子结构与性质 主干知识 一、原子结构 1电子层与能级 2.原子轨道 3原子核外电子排布规律(1)电子排布原理 能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。泡利不相容原理：1个原子轨道里最多容纳2个电子，且它们的自旋状态相反

2、。洪特规则：电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。(2)构造原理示意图(3)基态原子核外电子排布的表示方法 4.原子光谱和电子云(1)基态原子：处于最低能量的原子。(2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。(3)原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。(4)电子云：是指用小黑点的疏密来表示电子在核外空间单位体积内出现概率大小的一种图形。离核越近处，单位体积内电子出现概率越

3、大，“电子云”密度越大，相反，离核越远处，单位体积内电子出现的概率越小，“电子云”密度越小。请用核外电子排布的相关规则解释Fe3较Fe2更稳定的原因？提示：26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3价层电子的电子排布式为3d5，Fe2价层电子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则，3d5处于半满状态，结构更为稳定，所以Fe3较Fe2更为稳定。二、原子结构与元素周期表 1元素周期表中每周期所含元素种数 2.周期表的分区与原子的价电子排布的关系 三、元素周期律 1电离能、电负性(1)第一电离能 某元素的气态原子失去一个电子形成1价气态阳离子所需的最

4、低能量。(2)电负性 用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。2性质递变规律 3.对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如 1为什么一个原子的逐级电离能是逐渐增大的？提示：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性吸力也越来越大，消耗的能量越来越多。2为什么镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大？提示：Mg：1s22s22p63s2P：1s22s22p63s23p3。镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于全满或半满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Zn的第一电离能大于Ga。自

5、我诊断 1基态Cu原子的核外电子排布式为Ar3d94s2。()2多电子原子中，在离核较近区域运动的电子能量高。()3Cr原子的价电子轨道表示式为 ()4C、N、O三种元素的第一电离能逐渐增大。()5元素的电负性越大，其金属性越弱，非金属性越强。()6O2、F、Na、Al3的离子半径逐渐减小。()1具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是()，最高化合价相同的是()A1s22s22p63s23p1B1s22s22p1 C1s22s22p3 D1s22s22p63s23p4 解析：同主族原子的电子层数越多，半径越大；电子层数相同时，质子数越小，半径越大。元素的最高化合价等于原子的最外层电子数。答案

6、：AAB基态原子核外电子排布基态原子核外电子排布 1核外电子排布规律(1)遵守能量最低原理、泡利原理、洪特规则。(2)能级交错现象：核外电子的能量并不是完全按电子层序数的增加而升高，不同电子层的电子级之间的能量高低有交错现象，如E(3d)E(4s)、E(4d)E(5s)、E(5d)E(6s)、E(6d)E(7s)、E(4f)E(5p)、E(4f)E(6s)等。(3)当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为：1s22s22p63s23p63d54s1，而不是：1s22s22p63

7、s23p63d44s2。2表示方法(1)电子排布式 按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。如：Cu：1s22s22p63s23p63d104s1(2)简化电子排布式“稀有气体的元素符号价层电子”的形式表示。如：Cu：Ar3d104s1(3)轨道表示式 用方框表示原子轨道，用“”或“”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。如：典例1已知X、Y、Z、W、Q、R、E七种元素中，原子序数XYZWQR”“K。答案：(1)HOAlSK(写元素名称也可)(2)KAl(SO4)212H2O净水剂(3)1s22s22p

8、63s23p1(5)电离能和电负性的应用电离能和电负性的应用 2下列元素中，电负性最大的是()，第一电离能最大的是()AOBB CNDC 答案：AC 1电离能(1)判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。(2)判断元素的化合价 如果某元素的In1In，则该元素的常见化合价为n，如钠元素I2I1，所以钠元素的化合价为1。(3)判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。(4)反映元素原子的核外电子排布特点 同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外

9、电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。2电负性 典例2根据信息回答下列问题：(1)如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断NaAr元素中，Al的第一电离能的大小范围为_Al_(填元素符号)；图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第_周期_族；(2)已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。根据表中给出的数据，可推知元

10、素的电负性具有的变化规律是_；通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围_；判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：ALi3NBBeCl2CAlCl3DSiC.属于离子化合物的是_(填序号)；.属于共价化合物的是_(填序号)；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论_。解析(1)由信息所给的图可以看出，同周期的A族元素的第一电离能最小，而A族元素的第一电离能小于A族元素的第一电离能，故NaAlMg。图中电离能最小的应是碱金属元素Rb，在元素周期表中第五周期A族。(2)元素的电负性是元素的基本性质，且随着原子序数的递增呈周期性变化。根据电负性的递变规律：同周期从左到右电负性逐渐增大，

11、同主族从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电负性NaMgMgCa，最小范围应为0.91.5。根据已知条件及表中数值：Li3N电负性差值为2.0，大于1.7形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。答案(1)NaMg五A(2)随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化0.91.5.A.BCD测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物 2(2014年潍坊模拟)(1)图1为X元素的前五级电离能的数值示意图。已知X的原子序数NO(注意N、O电离能反常)。Al、Cl形成的化合物为AlCl3，根据其化合物的物理性质，可以推断其含有共价键。原子序数比A小1的元素为B，与F元素可形成化合物BF3，为平面三角形结构，中心原子B的杂化方式为sp2。答案：(1)1s22s22p63s2(2)N2、O2FNO极性共价键平面三角形sp2 本小节结束请按ESC键返回