选修物质结构与性质第一节原子结构与性质课时.ppt

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1、 物质结构与性质是选修教材选修物质结构与性质是选修教材选修3的内容，系统地分析研究了物质结构与性质的的内容，系统地分析研究了物质结构与性质的基础内容，在高考中有较重的份量。基础内容，在高考中有较重的份量。 原子结构与性质部分常考查原子结构的构造原理、电子能级分布、电子的电子原子结构与性质部分常考查原子结构的构造原理、电子能级分布、电子的电子排布式、轨道表示式以及电离能、电负性的含义排布式、轨道表示式以及电离能、电负性的含义 分子结构与性质常考查共价键中分子结构与性质常考查共价键中键和键和键、有关理论判断简单分子或离子的构键、有关理论判断简单分子或离子的构型，型，选修选修3 3 物资结构与性质物

2、资结构与性质 晶体结构与性质常考查晶体类型对物质性质的影响以及同种晶体、粒子间作用晶体结构与性质常考查晶体类型对物质性质的影响以及同种晶体、粒子间作用力的区别，力的区别，从近几年新课标地区及其他地区的高考试题来看，物质结构和性质在从近几年新课标地区及其他地区的高考试题来看，物质结构和性质在内容上除考查核外电子排布、电离能、晶体结构、分子极性等知识外，还可能会内容上除考查核外电子排布、电离能、晶体结构、分子极性等知识外，还可能会综合原子结构、元素周期律、元素周期表等知识进行命题，突出对分析问题和解综合原子结构、元素周期律、元素周期表等知识进行命题，突出对分析问题和解决问题能力的考查。决问题能力的

3、考查。 1. 了解原子了解原子结构的构造原理，了解原子的核外构的构造原理，了解原子的核外电子能子能级分布，能用分布，能用电子排子排布式表示常布式表示常见元素元素(136号号)原子的核外原子的核外电子排布。了解原子核外子排布。了解原子核外电子的子的运运动状状态。2了解元素了解元素电离能的含离能的含义，并能用以，并能用以说明元素的某些性明元素的某些性质。了解元素。了解元素电负性的含性的含义。 第一节第一节 原子结构与性质原子结构与性质1电子运动的特点：电子运动的特点：质量极小；质量极小；运动空间极小；运动空间极小；极高速运动。极高速运动。2电子云电子云电电子子云云是是电电子子在在核核外外空空间间各

4、各处处 的的形形象象化化描描述述。黑黑点点密密的的地地方方表表示示电电子出现的概率子出现的概率 ，黑点疏的地方表示电子出现的概率，黑点疏的地方表示电子出现的概率 。出现概率出现概率大大小小3能层与能级能层与能级(1)能层能层多多电电子子原原子子的的核核外外电电子子 是是不不同同的的。按按电电子子的的 差差异异，可可将将核核外外电电子子分分成成不不同同的的能能层层。原原子子核核外外电电子子的的每每一一个个能能层层(序序数数为为n)最最多多可可容容纳纳的的电电子子数数为为 。(2)能级能级多电子原子中，同一能层的电子，多电子原子中，同一能层的电子， 也不同，因此还可以把同一能层分成也不同，因此还可

5、以把同一能层分成 。能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能。能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按量按 的顺序升高。的顺序升高。能量能量能量能量2n2个个能量能量不同的能级不同的能级s、p、d、f4原子轨道原子轨道电电子子云云轮轮廓廓图图给给出出了了电电子子在在 的的区区域域。这这种种电电子子云云轮轮廓廓图图称称为为原子轨道。原子轨道。原了原了轨道道轨道形状道形状轨道个数道个数s球形球形1P纺锤形形3第第1电子层：只有电子层：只有 轨道。轨道。第第2电子层：有电子层：有 两种轨道。两种轨道。第第3电子层：有电子层：有 三种轨道。三种轨道。核外经常出现核外经常出现

6、ss、ps、p、ds的原子的原子轨道是球形的，能道是球形的，能层序数越大，原子序数越大，原子轨道的半径越大。道的半径越大。p的的原原子子轨道道是是纺锤形形的的，每每个个p能能级有有3个个轨道道，它它们在在三三维空空间内内互互相相垂垂直直，分分别以以px、py、pz为符号。符号。p原子原子轨道的平均半径也随能道的平均半径也随能层序数的增大而增大。序数的增大而增大。5构造原理构造原理构造原理：多构造原理：多电子原子的核外子原子的核外电子排布遵循子排布遵循构造原理，根据构造原理可以写出元素基构造原理，根据构造原理可以写出元素基态原子的原子的电子排布式。随着子排布式。随着 的的递增，基增，基态原子的核

7、外原子的核外电子按照右子按照右图中箭中箭头的的 方向依次排布，即方向依次排布，即1s,2s,2p, 5s,4d,5p该原理适用于原理适用于绝大多数基大多数基态原子的核外原子的核外电子排布。子排布。 原子核电荷数原子核电荷数3s,3p,4s,3d,4p,6基基态原子的核外原子的核外电子在原子子在原子轨道上排列要遵循三个原道上排列要遵循三个原则 ： 、 、 。(1)能量最低原理、基能量最低原理、基态与激与激发态、光、光谱能量最低原理能量最低原理原子的原子的电子排布遵循子排布遵循 能使整个原子的能使整个原子的 处于于 状状态。能量最低原理能量最低原理泡利原理泡利原理洪特规则洪特规则构造原理构造原理能

8、量能量最低最低基基态与激与激发态原子核外原子核外电子在一定条件下会子在一定条件下会发生生跃迁，迁，跃迁迁过程中伴随着能量的程中伴随着能量的变化。化。基基态原子原子 激激发态原子原子光谱光谱光光( (辐射射)是是电子子释放放能能量量的的重重要要形形式式之之一一。不不同同元元素素的的原原子子发生生跃迁迁时会会吸吸收收或或释放放不不同同的的光光，用用光光谱仪摄取取得得到到的的各各种种元元素素电子子的的吸吸收收光光谱或或发射射光光谱，总称称为原原子光子光谱。利用原子光。利用原子光谱上的特征上的特征谱线来来鉴定元素，称定元素，称为光光谱分析分析。(2)泡泡利原理利原理条件：当条件：当电子子 排布排布时；

9、结论：1个个轨道里最多容道里最多容纳 ，且且 相反。相反。(3)洪特洪特规则条件：当条件：当电子排布在子排布在 时；结论：总是是优先先 ，而且，而且 相同。相同。写出下列原子的写出下列原子的电子排布式与子排布式与简化化电子排布式子排布式: N Cl Ca Fe在同一个轨道中在同一个轨道中2 2个电子个电子自旋方向自旋方向同一能级的不同轨道同一能级的不同轨道单独占据一个轨道单独占据一个轨道自旋方向自旋方向原子原子电子排布式电子排布式简化电子排布式简化电子排布式N1s22s22p3He2s22p3Cl1s22s22p63s23p5Ne3s23p5Ca1s22s22p63s23p64s2Ar4s2F

10、e1s22s22p63s23p63d64s2Ar3d64s2思考思考：请请用核外电子排布的相关规则解释用核外电子排布的相关规则解释Fe3较较Fe2更稳定的原因？更稳定的原因？提示：提示：26Fe价层电子的电子排布式为价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3价层电子的电子排布式为价层电子的电子排布式为3d5，Fe2价层电子的电子排布式为价层电子的电子排布式为3d6。根据根据“能量相同的轨道处于全空能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量全满和半满时能量最低最低”的原则的原则，3d5处于半满状态处于半满状态，结构更为稳定结构更为稳定，所以所以Fe3较较Fe2更为稳定更为稳定。1元素周期表结构元素

11、周期表结构2从电子排布式认识元素周期表从电子排布式认识元素周期表周周期期原子序原子序数起数起基基态原子的原子的电子排布式子排布式原子序原子序数止数止基基态原子的原子的电子排布式子排布式二二3He2s1101s22s22p6三三11Ne3s1181s22s22p63s23p6四四19Ar4s1361s22s22p63s23p63d104s24p6五五37Kr5s1541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6六六55Xe6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p63.元素周期表的分区元素周期表的分区按按构

12、造原理最后填入构造原理最后填入电子的子的能能级的符号可把周期表里的元素划分的符号可把周期表里的元素划分为5个区，分个区，分别为 、 、 、 、 ，各区分，各区分别包括包括 元素、元素、B族元素、族元素、 元素、元素、 元素、元素、 素，其素，其中中 区区(H除外除外) 区、区、 区和区和 区的元素都区的元素都为金属。金属。 s区区d区区ds区区p区区f区区A、A族族B、B族族AA族和族和0族族镧系和锕系镧系和锕系sddsf注意：注意：根据元素原子最后一个电子填充的原子轨道所属的能级不同，将元素周期根据元素原子最后一个电子填充的原子轨道所属的能级不同，将元素周期表中的元素分为表中的元素分为5个区

13、，并以此电子所处能级的符号作为该区的符号。个区，并以此电子所处能级的符号作为该区的符号。元素的化学性元素的化学性质主要决定于价主要决定于价电子，而周期表的分区主要基于元素的价子，而周期表的分区主要基于元素的价电子构型，子构型，处于同一区内的元素价于同一区内的元素价电子排布是相似的，具体情况如下表所示。子排布是相似的，具体情况如下表所示。分区分区价价层电子的子的电子排布式子排布式s区区ns12p区区ns2np16d区区(n1)d19ns12ds区区(n1)d10ns12f区区(n2)f114(n1)d02ns24. 元素周期律元素周期律 (1)原原子半径子半径变化规律变化规律元元素素周周期期表表

14、中中的的同同周周期期主主族族元元素素从从左左到到右右，原原子子半半径径逐逐渐渐 ；同同主主族族元元素从上到下，原子半径逐渐素从上到下，原子半径逐渐 。减小减小增大增大(2)电离能离能第第一一电离离能能：气气态电中中性性基基态原原子子失失去去 电子子转化化为 正正离离子子所所需需要要的最低能量。第一的最低能量。第一电离能越离能越 ，越易失去，越易失去电子，金属的活子，金属的活泼性就越性就越强强。规律律同周期元素：从左到右第一同周期元素：从左到右第一电离能离能变 。同族元素：从上到下第一同族元素：从上到下第一电离能离能变 。同种原子：随着同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所子的逐个失去，阳离子所

15、带的正的正电荷数越来越荷数越来越 ，再再失失去去电子子需需克克服服的的电性性引引力力越越来来越越 ，消消耗耗的的能能量量越越来来越越 ，逐逐级电离离能能越越来来越越 。 一个一个气态基态气态基态小小大大小小大大大大大大大大(3)电负性性含含义：用用来来描描述述不不同同元元素素的的原原子子对 吸吸引引力力的的大大小小。电负性性越越大大的的原原子子，对键合合电子的吸引力子的吸引力 。标准：以氟的准：以氟的电负性性为 和和锂的的电负性性为 作作为标准，得出了各元素的准，得出了各元素的电负性。性。变化化规律：在元素周期表中，从左到右元素的律：在元素周期表中，从左到右元素的电负性逐性逐渐 ，从上到下元素

16、的从上到下元素的电负性逐性逐渐 。应用用：判判断断元元素素金金属属性性、非非金金属属性性的的强强弱弱。金金属属的的电负性性一一般般 1.8，非非金金属属的的电负性性一一般般 1.8，位位于于非非金金属属三三角角区区边界界的的元元素素的的电负性性则在在1.8左左右右，它它们既既有有 性，又有性，又有 性。性。键合电子键合电子越大越大4.01.0增大增大减小减小小于小于大于大于非金属非金属金属金属(4)对角角线规则在在元元素素周周期期表表中中，某某些些主主族族元元素素与与其其 相相邻的的主主族族元元素素的的某某些些性性质相相似似，如如Li和和 ，Be和和 。(5)元素周期律元素周期律概念概念元素的

17、性元素的性质随随 呈呈现 变化。化。实质元素周期律的元素周期律的实质是是 。右下方右下方MgAl核电荷数递增核电荷数递增周期性周期性元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化升华：升华：在在同周期元素第一同周期元素第一电离能的离能的递变过程中，程中，A族和族和A族作族作为特例出特例出现，第一第一电离能分离能分别比同周期相比同周期相邻的元素都高，的元素都高，这主要是因主要是因为A族元素原子最族元素原子最外外电子子层的的s轨道道处于全充于全充满状状态，p轨道道处于全空状于全空状态，A族的元素原子族的元素原子最外最外层3个能量相同的个能量

18、相同的p轨道道处于半充于半充满状状态，均属于相，均属于相对稳定的状定的状态，故，故这两个主族的元素原子相两个主族的元素原子相对难失去第失去第1个个电子，第一子，第一电离能相离能相对较大，属于大，属于电离能周期性离能周期性变化的特例，如化的特例，如I(Al)I(Mg)、I(S)I(P)。化学用化学用语是高考考是高考考查的重点之一，其中包括表示原子的重点之一，其中包括表示原子结构和化学构和化学变化的内容。表化的内容。表示原子示原子结构的常构的常见化学用化学用语有：有：原子原子结构示意构示意图，如硫，如硫 原子核原子核组成符成符号，如号，如S，电子排布式，如子排布式，如1s22s22p63s23p4

19、，轨道表示式道表示式，如，如 它它们的的侧重面各不相同。重面各不相同。虽然然这些内容些内容难度不大，但必度不大，但必须认真把握。真把握。1各主族元素的价电子排布式：各主族元素的价电子排布式：A：ns1A：ns2A：ns2np1A：ns2np2A：ns2np3A：ns2np4A：ns2np52第二周期元素基态原子的轨道表示式：第二周期元素基态原子的轨道表示式：3外围电子外围电子(价电子价电子)主主族族元元素素的的外外围围电电子子为为该该元元素素原原子子的的最最外外层层电电子子。如如碱碱金金属属原原子子的的外外围围电电子子排布为排布为ns1。副副族族元元素素外外围围电电子子与与其其最最外外层层电电

20、子子和和内内层层电电子子有有关关。如如铁铁元元素素原原子子的的外外围围电电子排布为子排布为3d64s2。基态原子核外电子的电子排布式可简化为：基态原子核外电子的电子排布式可简化为：稀稀有有气气体体元元素素符符号号外外围电子子(即即将将基基态原原子子的的电子子排排布布式式中中与与稀稀有有气气体体相相同同的的部部分分用用该稀稀有有气气体体的的元元素素符符号号表表示示)。如如11Na可可表表示示为Ne3s1、19K可可表表示示为Ar4s1、37Rb可表示可表示为Kr5s1。每每种种元元素素的的化化合合价价与与其其外外围电子子有有关关。如如26Fe的的外外围电子子为3d64s2，铁原原子子失失去去4s

21、轨道道上上的的电子子生生成成Fe2，铁原原子子失失去去4s轨道道上上的的两两个个电子子和和3d轨道道上上的的一一个个电子子时生成生成Fe3。【例例1】(2009上海化学，上海化学，2)以以下表示氦原子下表示氦原子结构的化学用构的化学用语中，中，对电子运子运动状状态描描 述最述最详尽的是尽的是()A He B. Cls2 D.解析：解析：A、B、C三个选项只是表达出氦原子核外有三个选项只是表达出氦原子核外有2个电子，而个电子，而D项能详尽地描项能详尽地描 述出电子的运动状态。述出电子的运动状态。答案：答案：D到目前为止，我们学过的表示原子结构的化学用语有多种，它们各有不同的侧重。到目前为止，我们

22、学过的表示原子结构的化学用语有多种，它们各有不同的侧重。(1)原原 子子 结结 构构 示示 意意 图图 只只 能能 表表 示示 核核 外外 电电 子子 分分 层层 排排 布布 和和 原原 子子 核核 内内 的的 质质 子子 数数 ， 如如 。(2)核核组组成成式式：如如O，侧侧重重于于表表示示原原子子核核的的结结构构，它它能能告告诉诉我我们们该该原原子子核核内内的的质质子子数数和和电电子子数数，以以及及所所能能表表示示的的质质量量数数，还还有有核核外外电电子子数数，并并不不能能反反映映核核外外电电子子的的排排布布情况。情况。(3)电电子子排排布布式式，如如O原原子子的的电电子子排排布布式式为为

23、1s22s22p4，它它能能告告诉诉我我们们氧氧原原子子核核外外电电子子分分为为2个个电电子子层层，3个个能能级级，但但并并不不知知道道它它的的原原子子核核的的情情况况，也也不不知知道道它它的的各各个个电电子子的运动状态。的运动状态。(4)轨轨道道表表示示式式，如如 这这个个式式子子，对对氧氧原原子子核核外外电电子子排布的情况表达的就更加详细。排布的情况表达的就更加详细。另另外外，还还需需特特别别关关注注，有有少少数数元元素素的的基基态态原原子子的的电电子子排排布布对对于于构构造造原原理理有有1个个电电子子的的偏偏差差。因因为为能能量量相相同同的的原原子子轨轨道道在在全全充充满满(如如p6和和

24、d10)、半半充充满满(如如p3和和d5)和和全全空空(如如p0和和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如：状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如：1(2010原创原创)下下列表示式列表示式错误的是的是()ANa的的轨道表示式：道表示式： BNa的的结构示意构示意图： CNa的的电子排布式：子排布式：1s22s22p63s1 DNa的的简化化电子排布式：子排布式：Ne3s1解解析析：Na是是Na原原子子失失去去了了最最外外层层的的3s电电子子，只只剩剩下下1s、2s和和2p轨轨道道上上的的电电子子共共10个，但个，但A选项违背了泡利不相容原理。选项违背了泡利不相容原理。答案：答案：A元素

25、周期表中，元素原子的元素周期表中，元素原子的结构构(核外核外电子排布子排布)决定决定该元素在周期表中的位置元素在周期表中的位置(哪一哪一周期哪一族周期哪一族)，由，由该元素在周期表中的位置可推知元素在周期表中的位置可推知该元素的性元素的性质。即：。即：1原子结构与周期表原子结构与周期表(1)核外电子层数周期数。核外电子层数周期数。(2)主族元素的最外层电子数主族元素的最外层电子数价电子数价电子数主族序数主族序数最高正价数。最高正价数。(3)质子数质子数原子序数原子序数原子核外电子数原子核外电子数核电荷数。核电荷数。(4)负价绝对值负价绝对值8主族数主族数(限限AA)。2.同同主主族族从从上上到

26、到下下：电子子层数数越越大大原原子子半半径径越越大大原原子子核核对核核外外电子子的的吸吸引引力力越越小小失失电子能力增子能力增强强，得，得电子能力减弱，金属性增子能力减弱，金属性增强强，非金属性减弱。，非金属性减弱。3.同同周周期期从从左左右右：电子子层数数相相同同，核核电荷荷数数越越大大原原子子半半径径越越小小原原子子核核对核核外外电子子的的吸吸引引力力增增强强失失电子子能能力力减减弱弱，得得电子子能能力力增增强强元元素素的的金金属属性性减减弱弱，非非金属性增金属性增强强。4元素的性质与元素在元素周期表中的位置关系元素的性质与元素在元素周期表中的位置关系(1)同周期的递变规律同周期的递变规律

27、(以第以第3周期为例周期为例)项目目同周期同周期(从左到右从左到右)最外最外层电子数子数由由1逐逐渐递增到增到77711原子半径原子半径逐逐渐减小减小(稀有气体元素除外稀有气体元素除外)金属性和非金属性金属性和非金属性金属性减弱非金属性增金属性减弱非金属性增强强最高价氧化物最高价氧化物对应水化物的酸碱性水化物的酸碱性碱性减弱，酸性增碱性减弱，酸性增强强非金属的气非金属的气态氢化物的形成化物的形成难易和易和稳定性定性生成由生成由难到易到易稳定性由弱到定性由弱到强强得、失得、失电子能力子能力失失电子能力减弱、得子能力减弱、得电子能力增子能力增强强(2)同主族的递变规律同主族的递变规律(A、A为例为

28、例)项目目同主族同主族( (从上到下从上到下) )最外最外层电子数子数相同相同主要化合价主要化合价最高正价相同，最高正价相同，负价相同价相同原子半径原子半径逐逐渐增大增大金属性和非金属性金属性和非金属性金属性增金属性增强强非金属性减弱非金属性减弱最高价氧化物最高价氧化物对应水化物的酸碱性水化物的酸碱性碱性增碱性增强强，酸性减弱，酸性减弱非金属的气非金属的气态氢化物的形成化物的形成难易和易和稳定性定性生成由易到生成由易到难稳定性由定性由强强到弱到弱得、失得、失电子能力子能力得得电子能力减弱失子能力减弱失电子能力增子能力增强强【例例2】(2009安安徽徽理理综综，25)W、X、Y、Z是是周周期期表

29、表前前36号号元元素素中中的的四四种种常常见元元素素，其其原原子子序序数数依依次次增增大大。W、Y的的氧氧化化物物是是导致致酸酸雨雨的的主主要要物物质，X的的基基态原原子子核核外外有有7个个原原子子轨道道填填充充了了电子子，Z能能形形成成红色色(或或砖红色色)的的Z2O和和黑黑色色的的ZO两种氧化物。两种氧化物。(1)W位位于于元元素素周周期期表表第第_周周期期第第_族族。W的的气气态氢化化物物稳定定性性比比H2O(g)_(填填“强强”或或“弱弱”)。(2)Y的的基基态原原子子核核外外电子子排排布布式式是是_，Y的的第第一一电离离能能比比X的的_(填填“大大”或或“小小”)。(3)Y的最高价氧

30、化物的最高价氧化物对应水化物的水化物的浓溶液与溶液与Z的的单质反反应的化学方程式是的化学方程式是_。(4)已知下列数据：已知下列数据：Fe(s) O2(g)=FeO(s)H272.0 kJmol12X(s) O2(g)=X2O3(s)H1 675.7 kJmol1X的的单质和和FeO反反应的的热化学方程式是化学方程式是_。解解析析：形形成成酸酸雨雨的的主主要要物物质质是是N和和S的的氧氧化化物物，Y的的原原子子序序数数比比W大大，由由此此可可推推出出W为为氮氮元元素素，Y为为硫硫元元素素；根根据据基基态态原原子子核核外外电电子子排排布布所所遵遵循循的的原原则则，可可以以写写出出X的的电电子子排

31、排布布式式为为：1s22s22p63s23p1，X为为铝铝元元素素；Z能能够够形形成成红红色色Z2O和和黑黑色色ZO两两种种氧化物，推知氧化物，推知Z为铜元素。为铜元素。(1)W是氮元素，同周期元素气态氢化物稳定性从左到右逐渐增强。是氮元素，同周期元素气态氢化物稳定性从左到右逐渐增强。(2)S的原子半径比的原子半径比Al的小，更难失电子，第一电离能的小，更难失电子，第一电离能S的大于的大于Al。(4)根根据据盖盖斯斯定定律律，将将第第二二式式减减去去第第一一式式的的三三倍倍得得3FeO(s)2Al(s)=Al2O3(s)3Fe(s)H859.7 kJmol1。答案：答案：(1)二二VA弱弱(2

32、)1s22s22p63s23p4大大(3)Cu2H2SO4(浓) CuSO4SO22H2O(4)3FeO(s)2Al(s)=Al2O3(s)3Fe(s)H859.7 kJmol1原子结构与元素周期表、元素周期律之间的关系，即原子结构与元素周期表、元素周期律之间的关系，即“构构位位性性”的关系，的关系，是将原子的三方重要因素相融合的关系网，这里的规律知识应用都比较多。是将原子的三方重要因素相融合的关系网，这里的规律知识应用都比较多。2(2010模拟精选，山东枣庄模拟精选，山东枣庄3月月)已已知元素周期表中共有知元素周期表中共有18纵行，如下图实线表示纵行，如下图实线表示元素周期表的边界。按电子排

33、布，可把周期表里的元素划分为几个区：元素周期表的边界。按电子排布，可把周期表里的元素划分为几个区：s区、区、p区、区、d区、区、ds区等。除区等。除ds区外，其他区的名称来自按构造原理最后填入的电子的能级符区外，其他区的名称来自按构造原理最后填入的电子的能级符号。号。(1)请在在图中用中用实线画出画出s区、区、p区、区、d区、区、ds区的区的边界界线，并分，并分别用阴影用阴影 和和 表示表示d区和区和ds区。区。(2)有有的的同同学学受受这种种划划分分的的启启发，认为d区区内内6、7纵行行的的部部分分元元素素可可以以排排在在另另一一区区，你你认为应排在排在_区。区。(3)请在元素周期表中用元素

34、符号在元素周期表中用元素符号标出出4s轨道半充道半充满的元素。的元素。(4)请利用利用电子排布的相关知子排布的相关知识解解释Fe3比比Fe2稳定的原因：定的原因：_。(5)随随着着科科学学技技术的的发展展，不不断断有有新新的的元元素素被被发现。若若把把第第七七周周期期排排满，则元元素素周周期表共可以排布期表共可以排布_种元素。种元素。解析：解析：本题从深层次上考查了元素周期表的结构。依据构造原理最后填入的电子本题从深层次上考查了元素周期表的结构。依据构造原理最后填入的电子的能级符号，将元素周期表划分为几个区，对于的能级符号，将元素周期表划分为几个区，对于24号元素，其核外价电子排布似乎号元素，

35、其核外价电子排布似乎应该是应该是3d44s2，而实际上是，而实际上是3d54s1，原因是能量相同的轨道处于全空、全充满和半，原因是能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低，而充满时能量最低，而29号元素也正是因为这一点而排成号元素也正是因为这一点而排成3d104s1，而不是，而不是3d94s2，故，故29号、号、30号元素所在纵行归为号元素所在纵行归为ds区，所以该同学认为区，所以该同学认为d区内区内6、7纵行的部分元素可纵行的部分元素可以排在以排在ds区是有道理的。对于区是有道理的。对于Fe3比比Fe2稳定的原因也可从铁的核外电子排布特点稳定的原因也可从铁的核外电子排布特点来解释。来

36、解释。答案：答案：(1)如如图：(2)ds(3)见上表。上表。(4)Fe价价电子子的的排排布布式式为3d64s2，Fe2为3d6，Fe3为3d5，依依据据“能能量量相相同同的的轨道道处于于全全空空、全全充充满和和半半充充满时能能量量最最低低”的的原原则，3d5处于于半半充充满状状态，结构构更更稳定定，故故Fe3比比Fe2稳定定(5)118 第二课时第二课时在在必必修修模模块中中元元素素周周期期律律内内容容已已经学学习了了元元素素的的金金属属性性、非非金金属属性性、原原子子半半径径、元元素素的的主主要要化化合合价价等等内内容容，在在选修修模模块中中重重点点介介绍了了元元素素的的第第一一电离离能能

37、以以及及元元素的素的电负性的概念。性的概念。(一一)元素的第一电离能元素的第一电离能1元素的电离能元素的电离能(1)电电离能：气离能：气态原子或气原子或气态离子失去离子失去1个个电子所需要的最小能量叫子所需要的最小能量叫电离能。离能。注意：注意：原子处于基态时，失去电子消耗的能量最低。原子处于基态时，失去电子消耗的能量最低。(2)电离离能能的的意意义：电离离能能用用来来表表示示原原子子或或离离子子失失去去电子子的的难易易程程度度。电离离能能大大，表示原子或离子表示原子或离子难失失电子；子；电离能小，表示原子或离子易失离能小，表示原子或离子易失电子。子。(3)电离能符号离能符号为I，单位位为kJ

38、mol1。2元素的第一电离能元素的第一电离能(1)概概念念：处于于基基态的的气气态原原子子失失去去1个个电子子，生生成成1价价气气态阳阳离离子子所所需需要要的的最最低能量，叫做低能量，叫做该元素的第一元素的第一电离能。离能。(2)原原子子为基基态原原子子，且且为气气态原原子子，失失去去电子子后后生生成成气气态阳阳离离子子；能能保保证失失去去电子子时所需能量最低。所需能量最低。(3)元素第一元素第一电离能符号离能符号为I1，单位位为kJmol1。(4)元元素素第第一一电离离能能的的意意义：可可以以衡衡量量元元素素的的原原子子失失去去一一个个电子子的的难易易程程度度。第第一一电离离能能数数值越越小

39、小，原原子子越越容容易易失失去去一一个个电子子；第第一一电离离能能数数值越越大大，原原子子越越难失去一个失去一个电子。子。3元素第一电离能的周期性变化元素第一电离能的周期性变化(1)同同一一周周期期内内，随随着着原原子子序序数数的的增增加加，原原子子半半径径逐逐渐减减小小(稀稀有有气气体体除除外外)，原原子子核核对核核外外电子子的的吸吸引引越越来来越越强强，元元素素的的原原子子越越来来越越难失失电子子，因因此此元元素素的的第第一一电离离能能呈呈增增大大的的趋势。同同一一周周期期内内，碱碱金金属属的的第第一一电离离能能最最小小，稀稀有有气气体体的的第一第一电离能最大。离能最大。(2)同同一一主主

40、族族，从从上上到到下下，随随着着核核电荷荷数数的的增增加加，电子子层数数逐逐渐增增多多，原原子子半半径径逐逐渐增增大大，原原子子核核对外外层电子子的的吸吸引引越越来来越越弱弱，元元素素的的原原子子越越来来越越易易失失电子子，故同一主族，随着故同一主族，随着电子子层数的增加，元素的第一数的增加，元素的第一电离能逐离能逐渐减小。减小。4第一电离能与原子核外电子排布第一电离能与原子核外电子排布(1)第第一一电离离能能的的变化化与与元元素素原原子子的的核核外外电子子排排布布有有关关。通通常常情情况况下下，当当原原子子核核外外电子子排排布布在在能能量量相相等等的的轨道道上上形形成成全全空空(p0、d0、

41、f0)、半半满(p3、d5、f7)和和全全满(p6、d10、f14)结构构时，原原子子的的能能量量较低低，该元元素素具具有有较大大的的第第一一电离离能能。故故磷磷的第一的第一电离能比硫的大，离能比硫的大，Mg的第一的第一电离能比离能比Al的大。的大。(2)第第三三周周期期元元素素的的第第一一电离离能能的的大大小小关关系系为：I1(Ar)I1(Cl)I1(P)I1(S)I1(Si)I1(Mg)I1(Al)I1(Na)。(3)在在同同周周期期元元素素中中稀稀有有气气体体的的第第一一电离离能能最最大大。金金属属越越活活泼，金金属属元元素素的的第第一一电离能越小；非金属越活离能越小；非金属越活泼，非金

42、属元素的第一，非金属元素的第一电离能越大。离能越大。(二二)元素的电负性元素的电负性1键合电子和孤电子键合电子和孤电子(1)键键合合电子：元素相互化合子：元素相互化合时，原子中用于形成化学，原子中用于形成化学键的的电子称子称为键合合电子。子。(2)孤孤电子子：元元素素相相互互化化合合时，元元素素的的价价电子子中中没没有有参参加加形形成成化化学学键的的电子子称称为孤孤电子。子。2电负性电负性用用来描述不同元素的原子来描述不同元素的原子对键合合电子吸引力的大小。子吸引力的大小。3电负性的意义电负性的意义元元素的素的电负性可以衡量元素在化合物中吸引性可以衡量元素在化合物中吸引电子的能力。元素的子的能

43、力。元素的电负性大，元性大，元素素对键合合电子的吸引能力子的吸引能力强强；元素的；元素的电负性小，元素性小，元素对键合合电子的吸引能力弱。子的吸引能力弱。4电负性大小的标准电负性大小的标准以以氟的氟的电负性性为4.0和和锂的的电负性性为1.0作作为相相对标准。在元素周期表中氟的准。在元素周期表中氟的电负性数性数值最大，最大，钫的的电负性数性数值最小，最小，为0.7。5元素电负性的周期性变化元素电负性的周期性变化(1)同一周期，随着原子序数的增加，原子半径逐渐变小同一周期，随着原子序数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外稀有气体除外)，元素的，元素的电负性逐渐增大，并呈现周期性变化。电负性逐渐

44、增大，并呈现周期性变化。(2)同一主族，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大，元素的电负性逐渐减小。同一主族，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大，元素的电负性逐渐减小。1电离能的应用电离能的应用(1)根根据据电电离离能能数数据据，确确定定元元素素核核外外电电子子的的排排布布。如如Li：I1I2I3，表表明明Li原原子核外的三个电子排布在两个能层上子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层能层)，且最外层上只有一个电子且最外层上只有一个电子。(2)根根据据电电离离能能数数据据，确确定定元元素素在在化化合合物物中中的的化化合合价价。如如K元元素素I1I2I3表表明明K原子易失去一个电子形成原子

45、易失去一个电子形成1价阳离子价阳离子。(3)判判断断元元素素的的金金属属性性、非非金金属属性性强强弱弱：I1越越大大，元元素素的的非非金金属属性性越越强强；I1越越小小，元素的金属性越强元素的金属性越强。2电负性的应用电负性的应用(1)判断元素的金属性和非金属性的强弱判断元素的金属性和非金属性的强弱金金属属的的电电负负性性一一般般小小于于1.8，非非金金属属的的电电负负性性一一般般大大于于1.8，而而位位于于非非金金属属三三角角区区边边界界的的“类类金金属属”(如如锗锗、锑锑等等)的的电电负负性性则则在在1.8左左右右，它它们们既既有有金金属属性性，又又有有非金属性。非金属性。(2)判断化学键

46、的类型判断化学键的类型一一般般认认为为：如如果果两两种种成成键键元元素素原原子子间间的的电电负负性性差差值值大大于于1.7，它它们们之之间间通通常常形形成成离离子子键键；如果两种成键元素原子间的电负性差值小于如果两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键它们之间通常形成共价键。(3)元元素素周周期期表表中中“对对角角线线规规则则”：元元素素周周期期表表中中处处于于对对角角线线位位置置的的元元素素电电负负性性数数值值相相近，性质相似近，性质相似。【例例3】气气态中性原子失去一个中性原子失去一个电子子转化化为气气态正离子所需要的最低能量叫做第一正离子所需要的最低能量叫做第一电

47、离能离能(I1)，气，气态正离子正离子继续失去失去电子所需要的最低能量依次称子所需要的最低能量依次称为第二第二电离能离能(I2)，第三第三电离能离能(I3)下表是第三周期部分元素的下表是第三周期部分元素的电离能离能单位：位：eV(电子伏特子伏特)数据。数据。元素元素I1/eVI2/eVI3/eV甲甲5.747.471.8乙乙7.715.180.3丙丙13.023.940.0丁丁15.727.640.7下列说法正确的是下列说法正确的是()A甲的金属性比乙甲的金属性比乙强强 B乙的化合价乙的化合价为1价价C丙不可能丙不可能为非金属元素非金属元素 D丁一定丁一定为金属元素金属元素解解析析：由由表表格

48、格可可知知，甲甲的的第第一一电电离离能能小小于于乙乙，表表明明甲甲比比乙乙易易失失去去第第一一个个电电子子，故故甲甲的的金金属属性性比比乙乙强强，A正正确确；表表格格中中显显示示，乙乙失失去去第第二二个个电电子子也也较较易易，则则乙乙的的化化合合价价可可能能为为2价价，选选项项B不不正正确确；对对丙丙而而言言失失去去电电子子较较难难，所所以以可可能能是是非非金金属属元元素素，C不不正正确确；对对丁丁而而言言，失失电电子子比比丙丙还还难难，而而第第三三周周期期只只有有3种种金金属属元元素素，可可知知丁丁一一定定是非金属元素，所以是非金属元素，所以D不正确。不正确。答案：答案：A3(2010模拟精

49、选，山东潍坊模拟模拟精选，山东潍坊模拟)已知元素的已知元素的电负性和元素的化合价一性和元素的化合价一样，也是，也是元素的一种基本性元素的一种基本性质。下面。下面给出出14种元素的种元素的电负性：性：元素元素AlBBeCClFLi电负性性1.52.01.52.53.04.01.0元素元素MgNNaOPSSi电负性性1.23.00.93.52.12.51.8已知：两成键元素间电负性差值大于已知：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时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于差值小于1.7时，形成共价键。时，形成共价键。(1)根据表中根据表中给出的数据，可推知元素的出的数

50、据，可推知元素的电负性具有的性具有的变化化规律是律是_。(2)判断下列物判断下列物质是离子化合物是离子化合物还是共价化合物？是共价化合物？Mg3N2BeCl2AlCl3SiC解解析析：元元素素的的电电负负性性是是元元素素的的基基本本性性质质，且且随随着着原原子子序序数数的的递递增增呈呈周周期期性性变变化化。据据已已知知条条件件及及表表中中数数值值：Mg3N2电电负负性性差差值值为为1.8，大大于于1.7形形成成离离子子键键，为为离离子子化化合合物物；BeCl2、AlCl3、SiC电电负负性性差差值值分分别别为为1.5、1.5、0.7，均均小小于于1.7，形形成成共共价价键键，为共价化合物。为共

51、价化合物。答案：答案：(1)随着原子序数的随着原子序数的递增，元素的增，元素的电负性与原子半径一性与原子半径一样呈周期性呈周期性变化化(2)Mg3N2为离子化合物；离子化合物；SiC、BeCl2、AlCl3均均为共价化合物。共价化合物。【例例1】已已知短周期元素的离子知短周期元素的离子aA2、bB、cC3、dD都具有相同的都具有相同的电子子层结构，构，则下列叙述中正确的是下列叙述中正确的是()A原子半径：原子半径：ABDCB原子序数：原子序数：dcbaC离子半径：离子半径：CDBAD元素的第一元素的第一电离能：离能：ABDC解析：解析：aA2、bB、cC3、dD都是短周期元素，其原子序数不会超

52、过都是短周期元素，其原子序数不会超过18，因而它，因而它们都是主族元素。由于它们离子的电子层结构相同，因而们都是主族元素。由于它们离子的电子层结构相同，因而C、D位于位于A、B的上一周的上一周期，为非金属元素，且原子序数期，为非金属元素，且原子序数dc。A、B为金属元素，原子序数为金属元素，原子序数ab，因而四，因而四种元素的原子序数由大到小的顺序为种元素的原子序数由大到小的顺序为abdc；A、B由于在由于在C、D的下一周期，的下一周期，又是原子半径较大的金属元素，因而又是原子半径较大的金属元素，因而A、B的原子半径肯定比的原子半径肯定比C、D的原子半径大，的原子半径大，由同周期元素原子半径的

53、递变规律知：由同周期元素原子半径的递变规律知：BACD；电子层结构相同的离子，阴离子半径必大于阳离子半径，且带负电荷越多半径越电子层结构相同的离子，阴离子半径必大于阳离子半径，且带负电荷越多半径越大，阳离子带正电荷越多半径越小，故离子半径由大到小的顺序为大，阳离子带正电荷越多半径越小，故离子半径由大到小的顺序为CDBA。单质中同周期的单质中同周期的A、B为金属，为金属，A原子序数大于原子序数大于B，故第一电离能，故第一电离能AB。同一周期。同一周期非金属元素非金属元素C、D。C的原子序数小于的原子序数小于D，第一电离能，第一电离能DC，且金属元素的第一电，且金属元素的第一电离能比非金属元素小，

54、故离能比非金属元素小，故DCAB。答案：答案：C 高分策略高分策略本题考查了元素原子结构与元素周期表、元素周期律的联系即本题考查了元素原子结构与元素周期表、元素周期律的联系即“位位构构性性”三者关系。解答此题的关键是由四种微粒简单离子具有相同电子层结构推导出其三者关系。解答此题的关键是由四种微粒简单离子具有相同电子层结构推导出其相应元素在周期表中的位置，再依据元素周期律结合元素位置推测各元素原子离相应元素在周期表中的位置，再依据元素周期律结合元素位置推测各元素原子离子性质。子性质。 【例例2】 (2009宁夏理综，宁夏理综，38)已已知知X、Y和和Z三种元素的原子序数之和等于三种元素的原子序数

55、之和等于42。X元素原子的元素原子的4p轨道上有道上有3个未成个未成对电子，子，Y元素原子的最外元素原子的最外层2p轨道上有道上有2个未个未成成对电子。子。X跟跟Y可形成化合物可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成元素可以形成负一价离子。一价离子。请回答下列回答下列问题：(1)X元素原子基元素原子基态时的的电子排布式子排布式为_，该元素的符号是元素的符号是_；(2)Y元素原子的价元素原子的价层电子的子的轨道表示式道表示式为_，该元素的名称是元素的名称是_；(3)X与与Z可形成化合物可形成化合物XZ3，该化合物的空化合物的空间构型构型为_；(4)已知化合物已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液中可被金属在

56、稀硫酸溶液中可被金属锌还原原为XZ3，产物物还有有ZnSO4和和H2O，该反反应的化学方程式是的化学方程式是_；(5)比比较X的的氢化物与同族第二、三周期元素所形成的化物与同族第二、三周期元素所形成的氢化物化物稳定性、沸点高低并定性、沸点高低并说明理由明理由_。解析：解析：(1)因为因为X原子原子4p轨道上有轨道上有3个未成对电子，可知其电子排布式为：个未成对电子，可知其电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p3并推出其元素符号为并推出其元素符号为As。(2)根据根据Y元素的最外层元素的最外层2p轨道上有轨道上有2个未成对电子，个未成对电子，Y和和Z元素的原子序数之和为元

57、素的原子序数之和为42339，Y可能为可能为1s22s22p2或或1s22s22p4，再根据，再根据Z可形成负一价离子，推出可形成负一价离子，推出Y电电子排布为后者，轨道表示子排布为后者，轨道表示 ，元素名称为氧。，元素名称为氧。Z为氢。为氢。(3)X与与Z形成的化合物为形成的化合物为AsH3，其空间构型可类比同主族的氢化物，其空间构型可类比同主族的氢化物NH3，为三角锥形。，为三角锥形。(4)根据电子守恒配平即可。根据电子守恒配平即可。(5)氢化物的稳定性和元素的非金属性有关，或与共价键的键长有关。键长越短，键能氢化物的稳定性和元素的非金属性有关，或与共价键的键长有关。键长越短，键能越大，氢

58、化物越稳定。所以越大，氢化物越稳定。所以NH3 PH3 AsH3。沸点高低和分子间作用力有关。分子间作用。沸点高低和分子间作用力有关。分子间作用力越大，沸点越高。力越大，沸点越高。NH3可以形成分子间氢键，沸点最高，可以形成分子间氢键，沸点最高，AsH3比比PH3的相对分子质量的相对分子质量大，所以大，所以AsH3沸点高于沸点高于PH3。答案：答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3As(2) 氧氧(3)三角锥形三角锥形(4)As2O36Zn6H2SO4=2AsH36ZnSO43H2O(5)稳定性稳定性：NH3 PH3 AsH3，因为键长越短，键能越大，化合物越稳定沸点因

59、为键长越短，键能越大，化合物越稳定沸点：NH3 AsH3 PH3，NH3可以形成分子间氢键，沸点最高可以形成分子间氢键，沸点最高；AsH3相对分子质量比相对分子质量比PH3大，大，分子间作用力大，因而分子间作用力大，因而AsH3的沸点比的沸点比PH3高高。 高分策略高分策略本题考查了常见元素的结构推断，涉及了电子排布式、轨道表示式，还有一些分本题考查了常见元素的结构推断，涉及了电子排布式、轨道表示式，还有一些分子空间构型和稳定性、沸点比较，整个题有较强的综合性。考生往往对各原子能子空间构型和稳定性、沸点比较，整个题有较强的综合性。考生往往对各原子能层轨道上电子排布不详而误断元素种类，造成后续填空失分。可见，熟悉原子结层轨道上电子排布不详而误断元素种类，造成后续填空失分。可见，熟悉原子结构，正确使用化学语言，打好化学基本功才是根本。构，正确使用化学语言，打好化学基本功才是根本。