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1、物质结构与性质(选考)第1讲 原子结构与性质基础盘点一、原子核外电子排布及表示方法自我诊断1.请写出下列原子的电子排布式。（1）N： （2）Cl:（3）Ca: （4）Fe:答案 （1）1s22s22p3 （2）1s22s22p63s23p5（3）1s22s22p63s23p64s2 （4）1s22s22p63s23p63d64s2基础回归1.能层、能级及其最多容纳电子数的关系2.原子轨道电子云轮廓图给出了电子在 的区域。 这种电子云轮廓图称为原子轨道。第1电子层：只有s轨道。第2电子层：有s、p两种轨道。第3电子层：有s、p、d三种轨道。核外经常出现原子轨道轨道形状轨道个数sp纺锤形球形133
2、.构造原理构造原理：多电子原子的核外电子排布遵循构造原理，根据构造原理可以写出元素基态原子的电子排布式。随着 的递增，基态原子的核外电子按照上图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p, , , , , ,4d,5p该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。4.原子核外电子排布规律（1）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。基态原子： 。当基态原子能量后，电子会 ，变成原子。原子核电荷数3s 3p4s3d4p5s处于最低能量的原子吸收跃迁到较高能级激发态（2）泡利原理一个原子轨道最多容纳 个电子，而且相反。（3）洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原
3、子中的电子总是优先 ，而且相同。2自旋状态单独占据一个轨道状态自旋易错警示洪特规则特例：能量相同的原子轨道在全满（如p6、d10）、半满（如p3、d5）和全空（p0、d0）状态时，体系的能量最低，如:24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1(3d5、4s1均为半充满状态)；29Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1（3d10为全充满状态，4s1为半充满状态）。二、元素周期表中元素及其化合物的性质递变规律自我诊断2.现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：1s22s22p63s23p4;1s22s22p63s23p3;1s22s22p3;1s22s
4、22p5。则下列有关比较中正确的是 （ ）A.第一电离能：B.原子半径：C.电负性：D.最高正化合价：=A基础回归1.电离能（1）第一电离能：气态电中性基态原子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。（2）元素第一电离能的意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的金属性越强；反之，第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。失去一个电子（3）变化规律：同一周期从左到右元素的第一电离能呈 的趋势，但某些地方出现曲折变化，如 , , , 。同一族从上到下元素的第一电离能 。2.电负性（1）键合电子：原子中用于形成 的电子。（2）电
5、负性：用来描述不同元素的原子对吸引力的大小。（3）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大，非金属性越强。故电负性的大小可用来衡量元素非金属性和金属性的大小。增大BeBNOMgAlPS 变小化学键键合电子（4）变化规律同周期从 到 元素的电负性逐渐增大。同主族从上到下元素的电负性逐渐 。（5）应用判断元素的金属性和非金属性的强弱：非金属的电负性1.8;金属的电负性PSiLi。答案 （1）1s22s22p4 （2） 分子 共价键或极性共价键（3）第二周期A族 OPSiLi要点二 元素周期律1.概念元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。2.实质元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必
6、然引起元素性质的周期性变化。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某些性质相似，如Li和Mg,Be和Al。4.元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律项目 同周期（从左到右）同主族（从上到下）最外层电子数由1递增到7相同主要化合价最高正价由+1+7（O 、F除外） 负价由-4-1最高正价相同原子半径逐渐减小 （惰性气体除外）逐渐增大金属性与 非金属性金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱最高价氧化物 对应水化物的 酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱非金属的 气态氢化物生成由难到易 稳定性由弱到强生成由易到难 稳定性
7、由强到弱得失电子能力得电子能力逐渐增强 失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱 失电子能力逐渐增强第一电离能逐渐增大 （特例：BeB,NO, MgAl,PS）逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小特别提醒 在比较元素的第一电离能时，要注意第A族和第A族较同周期相邻元素的第一电离能都大。典例导析2 如表是元素周期表的一部分，回答下列有关问题（用元素符号填空）：AAAAAAA0234周期族（1）写出下列元素符号及其原子的电子排布式： , , , 。（2）在中电负性最大的元素是 ，第一电离能最小的元素是 （填元素符号）。（3）在这些元素的最高价氧化物对应的水化物中，酸性最强的是 （填化学式，下同），碱性最强的
8、是 ，呈两性的氢氧化物是 ，写出三者之间两两相互反应的离子方程式： 。（4）在这些元素中，原子半径最小的是（填元素符号）。答案 （1）N,He2s22p3 Si,Ne3s23p2S,Ne3s23p4 Cl,Ne3s23p5(2)F Na (3)HClO4 KOH Al(OH)3H+OH- H2O,3H+Al(OH)3 Al3+3H2O,OH-+Al(OH)3 AlO +2H2O (4)F规律方法 微粒半径大小的比较（1）电子数相同的微粒，核电荷数越大则半径越小，如：与He电子层结构相同的微粒：H-Li+Be2+。与Ne电子层结构相同的微粒：O2-F-Na+Mg2+Al3+。与Ar电子层结构相同
9、的微粒：S2-Cl-K+Ca2+。（2）核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大，如：H+YD.第一电离能XY，原子半径XY。X比Y更易失电子,第一电离能X小于Y，电负性X小于Y。D8.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为E）如下图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。（1）同主族内不同元素的E值变化的特点是: 。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的 变化规律。（2）同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是 。E（砷）E（硒） E（砷）E（硒） E（溴）E(硒）、E（溴）E(硒）
10、。 （3）根据同主族、同周期规律可以推：E（K）;甲、乙的最高价氧化物水化物的酸性强弱为 （用化学式表示）。（4）元素周期表体现了元素周期律，元素周期律的本质是原子核外电子排布的 ，请写出元素在元素周期表中的位置与元素原子结构的关系: 。解析（2）因甲位于第三周期、第A族，则应是硫元素，答案为（3）因乙元素的3p亚层只有一个电子，即其电子排布式为1s22s22p63s23p1，即乙元素是Al，其原子半径大于硫，甲、乙的最高价氧化物对应水化物分别为H2SO4和Al(OH)3,显然酸性前者强于后者。（4）元素周期律的本质是核外电子排布的周期性变化。因此元素周期表不是随意设定的，并且元素在周期表中的
11、位置与原子结构密切相关，元素的周期数即为原子核外电子层数；元素所在主族数即为原子结构的最外层电子数。答案 （1）（2）（3）Al S H2SO4 Al(OH)3（4）周期性变化 元素的周期数即为原子核外电 子层数，元素的主族序数即为原子结构的最外层 电子数15. （14分）有A、B、C、D四种短周期主族元素，它们的原子序数依次增大，其中A元素原子核外电子仅有一种原子轨道,也是宇宙中最丰富的元素,B元素原子的核外p电子数比s电子数少1，C为金属元素且原子核外p电子数和s电子数相等；D元素的原子核外所有p轨道全满或半满。（1）写出四种元素的元素符号：A ；B ；C ；D 。（2）写出C、D两种元素
12、基态原子核外电子排布的图。CD（3）写出B、C两种元素单质在一定条件下反应的化学方程式: 。（4）写出B元素单质和氢化物的电子式,单质 ，氢化物 。答案 （1）H N Mg P16.（6分）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。（1）根据表中给出的数据,可推知元素的电负性具有的变化规律是 。（2）判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC解析 元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值：Mg3N2中电负性差值为1.8，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1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。答案 （1）随原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性的变化（2）Mg3N2为离子化合物，SiC、BeCl2、AlCl3均为共价化合物。返回
