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1、1第一章 原子结构与性质第一单元 原子结构一 内容标准1、了解能层和能级，知道各能级的表示符号及最多容纳的电子数。2、了解原子结构的构造原理，知道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。3、了解原子核外电子的运动状态，理解电子云和原子轨道的该概念。4、了解各能层的轨道数目，了解 s、p 电子云的形状。5、利用能量最低原理，泡利原理，洪特规则表示常见元素（136 号）的轨道电子式。二 基础知识练习1、元素的分类非金属元素: _种（包含稀有气体）金属元素：绝大多数 2、能层：多电子原子的核外电子的_是不同的，按电子的_差异，可将核外电子分成不同的能层。3
2、、构造原理：随着原子_的递增，绝大多数元素的_电子的排布将遵循一定的排布，这个排布顺序被称为构造原理。4、构造原理图示：见课本 P6，图 1-2。5、能量最低原理：原子的电子排布遵循_,能使整个原子的能量处于_简称能量最低原理。6、基态原子与激发态原子 ：处于_ 的原子叫做基态原子，当基态原子的电子_能量后，电子会跃迁到_，变成激发态原子。 7、光谱与光谱分析 (1)、光谱： 不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放_, 可以用光谱仪摄取各种元素的电子的 _ 或_，总称原子光谱。 （2） 、光谱分析： 在现代化学中，常利用_上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。 8、电子云电子云是一定时间间隔内电
3、子在原子核外出现概率的统计，电子每出现一次，在图中就增加一个小点，由此得到的 _图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。注意电子云中黑点的多少，仅表示电子在某区域出现机会的多少，并不代表电子的多少。9 原子轨道（1）称为原子轨道。（2）原子轨道的形状（如下图）元素 2S 电子原子轨道是_形的，P 电子原子轨道是_形的三 能力提升1、下列关于多电子原子核外电子的运动规律的说法正确的是 （ ） A.核外电子是分层运动的B.所有电子在同一区域运动 C.能量高的电子在离核近的区域运动D.能量低的电子在离核近的绕核旋转，2.下列原子构成的单质中既能与稀硫酸反应又能与烧碱溶液反应，且都产生 H2是 （
4、 ） A.核内无中子的原子 B.电子构型为 3S23P1C.最外层电子数等于倒数第三层上的电子数的原子D.N 层上无电子，最外层上的电子数等于电子层数的原子第二单元 原子结构与元素的性质一 内容标准1、理解元素的原子结构与元素周期表结构的关系。2、熟悉元素周期表的结构，根据元素在周期表的位置推断元素。3、了解金属，非金属元素原子结构特点及在元素周期表中的分布；了解按电子排布对周期表的分区结果。4、掌握元素原子半径与性质的关系，掌握周期表中元素原子半径的变化规律。5、掌握电离能，电负性的涵义，应用电离能，电负性解释元素的某些性质。二 基础知识练习1、元素周期系的形成：见课本 P13-14。2、元
5、素周期表3（1） 、元素周期表共有_个周期，每个周期所含元素分别为_，每个周期第一个元素和最后一个元素的最外层电子的排布式的通式分别是_。（2） 、元素周期表共有_个纵列，每个纵列的“外围电子排布”即“价电子层”上的电子总数_。（3） 、按电子排布，可把周期表里的元素划分成 5 个区，分别为_。3、决定原子半径大小的因素（1） 、电子的能层数：电子的能层数越多，电子之间的负电排斥使原子半径_。（2） 、核电荷数：核电荷数越大，核对电子的引力也就_，使原子半径_。电子的能层数和核电荷数的综合结果使各种原子的半径发生_递变。4、原子半径的变化规律（1） 、同周期主族元素，从左到右，电子能层_,但随
6、核电荷数_,核对电子的引力_,从而使原子半径_。（2） 、同主族元素，从上到下，原子具有的电子能层数_，使原子半径_;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_。5、电离能_原子失去一个电子转化为 _ 所需要的 _叫做第一电离能。第一电离能越大，原子越难_一个电子；第一电离能越大，原子越难_一个电子。6、电离能的变化规律（1） 、随核电荷数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化。(见课本 P18,图 1-21 )（2） 、同一周期内，随原子序数的递增，原子半径逐渐变小（稀有气体除外） ，原子核对核外电子的吸引力越来越强，元素的原子越来越难失去电子，因而元素的第
7、一电离能呈_的趋势。同一周期内，_的第一电离能最小，_的第一电离能最大。（3） 、同一主族，从上到下，随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增加，原子核对外层电子的吸引越来越弱，元素的原子越来越易失电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐_。7、电负性电负性用来描述不同元素的原子对_吸引力的大小；其中键合电子指_；电负性大的原子对键合电子的吸引力_；电负性选用的标准是_原子_（数值）和_原子_(数值)。8、电负性的变化规律（1） 、同周期，从左到右，_；4（2） 、同主族，从上到下，_。9、电负性的应用（1）判断元素的金属性和非性的强弱金属的电负性一般小于_，非金属的电负性一般大于
8、_,而位于非金属三角区边界的“类金属” （如_、_等）的电负性则在_左右，它们既有_性，又有_性。（2）判断化学键的类型一般认为，如果两个成键元素原子间的电负性差值大于_，它们之间通常形成_；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于_，它们之间通常形成_。三 能力提升1.具有下列电子层结构的原子，其对应的元素一定属于同一周期的是（ ）A两种元素原子的电子层上全部都是 s电子B3p 能级上只有 1个空轨道的原子和 3p能级上只有 1个未成对电子的原子C最外层电子排布为 2s22p6的原子和最外层电子排布为 2s22p6的离子D原子核外的 M层上的 s、p 能级上都填满了电子而 d轨道未排电子的两种
9、原子2.元素性质呈现周期性变化的根本原因是（ ）A元素的相对原子质量递增，量变引起质变 B元素原子的核外电子排布呈周期性变化C元素的原子半径呈周期性变化 D元素的化合价呈周期性变化 3.已知 X、Y 元素同周期，且电负性 XY，下列说法错误的是（ ）AX 与 Y形成化合物是，X 可以显负价，Y 显正价B在元素周期表中 X可能位于 Y的右面C最高价含氧酸的酸性：X 对应的酸性弱于 Y对应的酸性DY 的气态氢化物的稳定性小于 X的气态氢化物的稳定性4.X、Y、Z、W、R 是 5 种短周期元素，其原子序数依次增大。X 是周期表中原子半径最小的元素，Y 原子最外层电子数是次外层电子数的 3 倍，Z、W
10、、R 处于同一周期，R 与 Y 处于同一族，Z、W 原子核外电子数之和与 Y、R 原子的核外电子数之和相等。下列说法正确的是：（ ）。5A元素 Y、Z、W 具有相同电子层的离子，其半径依次增大B元素 X 不能与元素 Y 形成化合物 X2Y2 C元素 Y、R 分别与元素 X 形成的化合物的热稳定性：X mY XmRD元素 W、R 的最高价氧化物的水化物都是强酸5.已知某种原子的各级电离能数值如下：I 1=519kJmol-1,I2=7296 kJmol-1, I3=11799kJmol-1,则该原子形成离子的化合价为（ ）A.+1 B.+2 C.+3 D.+46.根据周期表对角线规则，金属 Be
11、 与 Al 单质及其化合物性质相似，又已知 AlCl3熔沸点较低，易升华。试回答下列问题：(1)BeCl2是_化合物(填写离子化合物或共价化合物)；(2)Be(OH)2 与 Mg(OH)2 可用_试剂鉴别，其离子反应方程式为_；7甲乙丙丁戊五种元素，其中甲元素原子核外 L 层上 s 能级和 p 能级电子个数相同；乙元素原子 3p 能级上只有一对成对电子；丙和丁元素原子 N 层上都只有 1 个电子，但其中丙元素原子各内层均已充满，而丁元素原子次外层的电子充满在 2 个能级中；戊元素原子最外层电子轨道表示式为 ，它的单质常温下为气态。试用化学用语回答以下问题：（1）写出下列元素的符号：甲 丁 戊
12、（2）用电子式表示甲和乙元素组成化合物的形成过程 （3）乙和戊元素气态氢化物沸点高低关系是 (填化学式)（4）丙元素原子价电子层电子排布式为 （5）戊和丁形成化合物的电子式 （6）丙的硫酸盐与少量氨水反应的离子方程式 第二章 分子结构与性质第三单元 共价键和分子的立体结构一、内容标准1.认识共价键的成键特点。2.能用电子式表示含共价键的单质、共价化合物的形成过程。 2s 2p63 正确书写常见单质（如 Cl2、H 2、N 2 等） 、常见化合物的电子式。4 搞清常见化合物的共价键的分类，掌握 键、 键的成键特点，并能解释常见化合物的性质与键型的关系5 理解键参数的意义，掌握键参数对共价键的影响。6 了解键能与反应热的关系，7 利用键参数说明简单分子的某些性质。8 理解“等电子原理”的含义及利用“等电子原理”解释某些化合物性质的相似性。9 认识共价分子结构的多样性和复杂性，能正确写出常见分子的结构式、空间构型。10 利用杂化轨道理论判断分子或离子的简单构型。11 理解配位键的成键特点，知道含有配位键的常见化合物。12 能说明简单配合物的成键情况。二 基础知识练习1、由原子轨道相互重叠形成的_和_总称价键轨道。2、一般分子中共价键类型的判断规律分子中的共价单键是 键 ;分子中的共价双键中有一个是 键，
