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1、专题十六 物质结构与性质（选修）,知识精讲,考点一 基态原子的核外电子排布,1.排布规律 (1)能量最低原理：基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。 (2)泡利不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态不同的电子。 (3)洪特规则：原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。,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
2、气体价层电子”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S：,题组集训,1.基态Fe原子有_个未成对电子。Fe3的电子排布式为_。可用硫氰化钾检验Fe3，形成的配合物的颜色为_。 解析 基态Fe原子的核外电子排布式为Ar3d64s2，其中3d轨道有4个轨道未充满，含有4个未成对电子。Fe原子失去4s轨道的2个电子和3d轨道的1个电子形成Fe3，则其电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或Ar3d5。检验Fe3时，Fe3与SCN形成配合物而使溶液显血
3、红色。,4,1s22s22p63s23p63d5或Ar3d5,血红色,2.Cu基态核外电子排布式为 _。 解析 Cu的原子序数为29，根据洪特规则特例：能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定，因此Cu原子的基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故Cu核外基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d10。,Ar3d10或1s22s22p63s23p63d10,3.Na位于元素周期表第_周期第_族；S的基态原子核外有_个未成对电子；Si的基态原子核外电子排布式为_。 解析 Na元
4、素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s1，则Na位于元素周期表中第三周期第A族。S元素基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，其中3p轨道有两个未成对电子。Si元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2或Ne3s23p2。,三,A,2,1s22s22p63s23p2或Ne3s23p2,4.XY2是红棕色气体，Y基态原子的电子排布式是 _。 5.基态硼原子的电子排布式为_。 解析 B的原子序数为5，故其基态原子的电子排布式为1s22s22p1。 6.31Ga基态原子的核外电子排布式是_。,1s22s22p4,1s22s22p1,1s22s22p63s
5、23p63d104s24p1,7.Ni2的价电子排布图为 _。,3d,反思归纳,“两原理，一规则”的正确理解 1.原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利不相容原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。 易误警示 在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误： (1) (违反能量最低原理) (2) (违反泡利不相容原理) (3) (违反洪特规则) (4) (违反洪特规则),反思归纳,2.同能级的轨道半充满、全充满或全空状态的原子结构稳定 如np3、np6 Cr：3d54s1 Mn：3d54s2 Cu：3d104s1 Zn：3d104s2,考点二 元素的电离能和电负性,知识精讲,1.元素
6、的电离能 第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJmol1。,(1)原子核外电子排布的周期性 随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从 到 的周期性变化。 (2)元素第一电离能的周期性变化 随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化： 同周期从左到右，第一电离能有逐渐 的趋势，稀有气体的第一电离能最 ，碱金属的第一电离能最 ；,ns1,ns2np6,增大,大,小,同主族从上到下，第一电离能有逐渐 的趋势。 说明 同周期元素，从左到右第一电离
7、能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第A族、第A族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。如Be、N、Mg、P。,减 小,(3)元素电离能的应用 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。 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价，如钠元素I2I1，所以钠元素的化合价为1价。,2.元素的电负性 (1)元素电负性的周期性变化 元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。 随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐 ；同一主族从上到下，元素电负性呈现 的
8、趋势。,增大,减小,(2),题组集训,1.在N、O、S中第一电离能最大的是_。 2.已知Z基态原子的M层与K层电子数相等，则Z所在周期中第一电离能最大的主族元素是_。 解析 第三周期元素中第一电离能最大的主族元素为Cl元素。,N,Cl,3.前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A和B的电子数相差为8；与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。 四种元素中第一电离能最小的是_，电负性最大的是_(填元素符号)。 4.第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有_种。,K,F,3,5.已知Z的基态原子最外
9、层电子排布式为3s23p1，W 的一种核素的质量数为28，中子数为14。 则：(1)W位于元素周期表第_周期第_族。 (2)Z的第一电离能比W的_(填“大”或“小”)。 6.下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是_。,三,A,小,a,7.依据第二周期元素第一电离能的变化规律，参 照下图中B、F元素的位置，用小黑点标出C、 N、O三种元素的相对位置。,考点三 微粒作用与分子性质,知识精讲,1.共价键 (1)共价键的类型 按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。 按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。 按原子轨道的重叠方式分为键和键，前者的电子云具有轴对称性，后者
10、的电子云具有镜像对称性。,(2)键参数 键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最 低能量，键能越大，化学键越稳定。 键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。 键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。 键参数对分子性质的影响 键长越短，键能越大，分子越稳定。,(3)键、键的判断 由轨道重叠方式判断 “头碰头”重叠为键，“肩并肩”重叠为键。 由共用电子对数判断 单键为键；双键或三键，其中一个为键，其余为键。 由成键轨道类型判断 s轨道形成的共价键全部是键；杂化轨道形成的共价键全部为键。,(4)配位键 孤电子对 分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子
11、对。 配位键 a.配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键；,b.配位键的表示：常用“”来表示配位键，箭头指向接受孤 电子对的原子，如NH 可表示为 ，在NH 中 ， 虽然有一个NH键形成的过程与其他3个NH键形成的过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。,配合物 如Cu(NH3)4SO4 配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F、Cl、CN等。中心原子有空轨道，如Fe3、Cu2、Zn2、Ag等。,2.分子性质 (1)分子的极性 分子构型与分子极性的关系,键的极性与分子的极性的关系,(2)溶解性 “相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶
12、质一般能溶于极性溶剂，若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。 “相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。 (3)无机含氧酸分子的酸性 无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使ROH中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H，酸性越强，如HClOHClO2HClO3HClO4。,3.范德华力、氢键、共价键的比较,题组集训,1.1 mol乙醛分子中含有键的数目为_，乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是_。 2.已知a是H，b是N，c是O，d是S，a与其他元素形成的二元共价化合物中，分子中
13、既含有极性共价键，又含有非极性共价键的化合物是_ (填化学式，写出两种)。,6NA,CH3COOH存在分子间氢键,N2H4、H2O2,3.维生素B1可作为辅酶参与糖的代谢，并有保护神 经系统的作用。该物质的结构式为以下 关于维生素B1的说法正确的是_。 A.只含键和键 B.既有共价键又有离子键 C.该物质的熔点可能高于NaCl D.该物质易溶于盐酸,(3)维生素B1晶体溶于水的过程中要克服的微粒间作用力有_。 A.离子键、共价键 B.离子键、氢键、共价键 C.氢键、范德华力 D.离子键、氢键、范德华力 答案 (2)BD (3)D,4.用“”或“”填空： 解析 同周期元素的第一电离能随原子序数的
14、递增呈增大趋势，但s、p、d等轨道处于全空、半满、全满的稳定状态时，则出现反常现象。Si、S元素基态原子的价电子排布式分别为3s23p2、3s23p4，其中3p轨道均处于不稳定状态，因此Si的第一电离能小于S。,O2与Na的核外电子排布相同，其电子排布式均为1s22s22p6，离子核外电子排布相同时，原子序数越大，离子半径越小，因此O2的离子半径大于Na。NaCl为离子晶体，Si为原子晶体，因此Si的熔点高于NaCl。一般来说，元素的非金属性越强，该元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，Cl元素的非金属性强于S元素，则HClO4的酸性强于H2SO4。 答案 ,5.已知元素X位于第四周期，其基态原子的内层轨道全部排满电子，且最外层电子数为2，元素Y基态原子的3p轨道上有4个电子，元素Z的最外层电子数是其内层的3倍。 (3)Z的氢化物(H2Z)在乙醇中的溶解度大于H2Y，其原因是_。 (5)X的氯化物与氨水反应可形成配合物X(NH3)4Cl2，1 mol该配合物中含有键的数目为_。,解析 X的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，为30号元素锌。Y核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，为16号元素硫，Z为氧。(3)在乙醇中的溶解度H2O大于H2S，是因为水分子与乙醇间能形成分子间氢键。 (5)Zn(NH3)42中Zn与NH3之间以配位
