【创新设计】2014-2015学年高中化学课件（全册打包15套）鲁科版选修3
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【创新设计】2014-2015学年高中化学课件（全册打包15套）鲁科版选修3,创新,立异,设计,学年,高中化学,课件,打包,15,鲁科,选修
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第一节 原子结构模型 原子是由 _和 _构成的。原子核是由 _ 和 _构成的，但 _原子核例外。在原子中，核电荷数 _数 _数。 核素 818原子核内有 _个质子、 _个中子、 质量数为 _。 1 原子核 核外电子 质子 中子 11H 质子 核外电子 2 8 10 18 请你补全 “的原子结构示意图 ， 并且与其他同学交流你从原子结构示意图中获得的信息： _。 通常所说的光是指人的 _所能感觉到的，在真空中波长介于 _之间的电磁波。不同波长的光在人的视觉中表现出不同的 _，按波长由长到短依次为 _、 _、黄、 _、 _、 _、 _。 3 电子排布规律 400 700 颜色 红 橙 绿 青 蓝 紫 视觉 能用 n、 l、 m、 理解科学假说、模型在原子结构建立中的重要作用。 感悟科学家在科学创造中的丰功伟绩。 1 2 3 第 1课时 原子结构 对原子结构认识的发展过程 英国科学家 _在 1803年建立了原子学说 1903年英国的 _提出了原子结构的 “葡萄干布丁 ”模型 1911年英国物理学家卢瑟福提出了原子结构的 _ 1913年丹麦科学家玻尔建立起核外电子 _排布的原子结构模型 20世纪 20年代中期建立了原子结构的 _模型。 笃学 一 氢原子光谱和玻尔原子结构模型 1. 道尔顿 汤姆逊 核式模型 分层 量子力学 氢原子光谱 (1)光谱 光谱的定义 许多物质都能够吸收光或发射光。为了研究物质的这种性质，人们利用仪器将物质吸收光或发射光的 _和 _分布记录下来，就得到所谓的光谱。 光谱的分类 光谱的分类标准有多种，一般我们只考虑 _和 _的分类方法。 连续光谱：若由光谱仪获得的光谱是由 _的光所 组成，且相近的波长差别极小而不能分辨，则所得光谱为 2 波长 强度 连续光谱 线状光谱 各种波长 连续光谱。例如，阳光形成的光谱即为连续光谱。 线状光谱：若由光谱仪获得的光谱是由具有 _ 的、彼此分立的谱线组成，则所得光谱为线状光谱。例如氢原子光谱、氦原子光谱等都是线状光谱。 光谱的应用 在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。在历史上，许多元素是通过原子光谱发现的，如铯 (1860年 )和铷 (1861年 )，其光谱图中有特征的蓝光和红光，它们的拉丁文名称由此得名。 特定波长 (2)氢原子光谱 氢原子光谱的特征：氢原子光谱是线状光谱，是不连续的。 1913年，丹麦科学家玻尔 (1885 1962)第一次认识到氢原子光谱是由氢原子的电子跃迁产生的，并通过纯粹的理论计算得到氢原子光谱的谱线波长，与实验结果几乎完全相同，科学界大为震惊。原子结构理论从此长足发展，最后建立了量子力学，人类历史从此进入了量子时代。 玻尔的原子结构模型 玻尔原子结构模型的基本观点： (1)原子中的电子在具有确定半径的 _轨道上绕 _运动，并且不辐射能量。 (2)在不同轨道上运动的电子具有 _的能量 (E)，而且能量是 _的。 (3)只有当电子从一个轨道 (_到另一个轨道 (会辐射或吸收能量。 | 3 圆周 原子核 不同 量子化 跃迁 光谱形成的原因 原子在正常或稳定状态时，电子尽可能处于能量最低的轨道，这种状态称为 _；电子受激发处于能量高于 _的状态称为 _。原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，跃迁过程中伴随着 _的变化。如果辐射或吸收的能量以光的形式表现并被记录下来，就形成了光谱。 基态原子（吸收能量）（放出能量）激发态原子 4 基态 基态 激发态 能量 能层 多电子原子的核外电子的 _是不同的，按电子的 _差异，可以把核外电子分为不同的能层，用符号 K、 L、_、 O、 P、 KQ ，能量逐渐升高。 能级 在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，在每个能层中，能级符号的顺序是_、 _、 笃学二 能层、能级和四个量子数 1. 2 能量 能量 M、 N ns 个量子数 (n、 l、 m、 原子中单个电子的空间运动状态可以用 _来描 述，而每个原子轨道由三个只能取整数的量子数 _、 _、 _共同描述。 (1)主量子数 n 决定轨道能量的高低。 ， 2， 3， 4 。 子离核的平均距离越远，能量越 _。 n 1表示能量最 _、离核最 _的第一电子层。主量子数与电子层符号的对应关系是： 3 原子轨道 n l m 高 低 近 主量子数 n 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q 氢原子核外只有 _个电子，不存在电子之间的相互作用，能量只决定于 _。 (2)角量子数 l 量子数 于确定的 _个值，即0， 1， 2， 3 ， (n 1)。在多电子原子中，它和主量子数一起决定电子运动状态的能量。若两个电子的 n与 表示这两个电子具有 _。我们用 _来表示具有相同 _、 _值的电子运动状态。在一个电子层中， 表示该电子层有多少个不同的 _。 l 0为 _能级， l 1为 _能级， l 2为 _能级， l 3为 _能级。 一 主量子数 n n 相同的能量 能级 n l 能级 s p d f n 1， l 0， _个值，有一个能级 (s)。 n 2， l _， _个值，有 _个能级 (s和 p)。 n n， l 0， 1 ， (n 1)， _个值，有 (3)磁量子数 m 无外加磁场的一条谱线在外加磁场时分裂为 _条，对每个 确定的 l， ， 1， 2 _个值。 n、 l、 _。 (4)自旋磁量子数 述电子的 _ ，处于同一原子轨道上的电子自旋运动状态有 _ 种： m s 12和 m s 12。 一 0， 1 两 两 n 多 (2l 1) 空间运动状态 自旋运动 两 氢原子光谱呈线状光谱的原因是什么？ 提示 根据玻尔理论，氢原子的一个电子通常在能量最低的轨道 (基态 )上运动，不释放能量。但当氢原子受到激发(加热或氢气放电管放电 )时，核外电子获得能量，即由基态跃迁至激发态。而处于激发态的电子极不稳定，它会迅速再跃迁至基态。在此跃迁过程中以光子的形式放出辐射能，发射出光子的频率取决于电子跃迁两轨道能级之差。由于各轨道的能量是不连续的 (即量子化的 )，所以由电子的跃迁而发射出的光的频率也是不连续的，这便是氢原子光谱呈线状光谱的原因。 线状光谱与连续光谱在谱线特征上有所不同，线状光谱是不连续的，连续光谱是连续的。彼此之间的关系为 E 【 慎思 1】 量子数与原子轨道有何关系？ 提示 【 慎思 2】 主量子数 n 角量子数 l 磁量子数 m 原子轨道 自旋磁量子数值 符号 取值 符号 取值 符号 取值 1 K 0 s 0 1s 2 L 0 s 0 2s 1 p 0， 1 2212 12 12 3 M 0 s 0 3s 1 p 0， 1 333 d 0, 1， 2 3 33312 12 12 能层与能级的关系是如何的？ 提示 (1)不同能层的能级组成：任一能层的能级总是从 层的能级数等于该能层的序数：第一能层只有 1个能级 (1s)，第二能层有 2个能级 (2p)，第三能层有3个能级 (3s、 3d)，依此类推。 (2)不同能层中各能级之间的能量大小关系 不同能层中同一能级，能层序数越大能量越高。例如：1， 道的总数是多少？各轨道的量子数取值是什么？ 解析 电子运动状态的种数 (各电子层最多可能容纳的电子数 ) 【 案例 】 主量子数 n 1 2 3 4 n 电子层符号 K L M N 角量子 数 l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 能级符号 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 磁量子数 m 0 0 0、 1 0 0、 1 0、 1、 2 0 0、 1 0、 1、 2 1、 2、 3 电子层轨道数 1 4 9 16 子运动 状态种数 2 8 18 32 2级轨道数 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 答案 主量子数 n 角量子数 l 磁量子数 m 原子轨道数 5 0 0 1 1 0， 1 3 2 0， 1， 2 5 3 0， 1， 2， 3 7 4 0， 1， 2， 3， 4 9 原子轨道总数 25 主量子数n 角量子数 l 磁量子数 m 原子轨道数 n0() 0 0 1 1 0， 1 3 2 0， 1， 2 5 3 0， 1， 2， 3 7 4 0， 1， 2， 3， 4 9 0， 1， 2， 3， 4 1 0， 1， 2， 3， ， (1) 2 1 原子轨道数总计 第 2课时 原子核外电子运动 原子轨道的图形描述 (1)原子轨道示意图概念 将原子轨道的空间分布在直角坐标系中表示出来的图形，就是原子轨道示意图。 (2)s、 _形，即该原子轨道具有球对称性。 笃学 一 原子轨道的图形描述和电子云 1. 球 x、 y、 此， x、 y、 _形。如下图所示。 纺锤 说明 ： (1)个原子轨道互相垂直，在同一电子层中 (2)不同电子层的同种能级的原子轨道形状相似，只是半径不同，电子层数 子的能量越大，原子轨道的半径越大。例如， 1s、 2s、 3子轨道半径及能量： r(1s)r(2s)r(3s)， E(1s)E(2s)E(3s)。 电子云 (1)电子云的概念 形象地描述电子在原子核外单位体积内出现的 _大小的图形称为电子云图。 (2)11由于处于 1电子在原子核附近单位体积内出现的概率大，离核越远，单位体积内电子出现的概率越小。如右图所示： 2 概率 (3)电子云的意义 电子云的形状并不是电子的运动轨道。它是电子 _的统计结果。电子云图中小黑点密的地方，说明在那里电子在 _；小黑点稀疏的地方，说明在那里电子在 _。 说明 ：在电子云图中，一个小黑点并不代表一个电子，它只是代表电子在核外此处出现过。 出现概率 单位体积内出现的概率大 单位体积内出现的概率小 通过两课时的学习，你对“原子结构”知识又有了哪些新的认识？ 提示 (1)对原子结构的认识过程是漫长的，许多科学家都做出了巨大的努力，并且量子力学理论肯定也是不完备的，对原子结构的探索空间还是很大的。 (2)加深了对核外电子运动特征的理解 核外电子运动的能量是不连续的，分为不同的能级 因此得到的氢原子光谱是线状光谱。 (3)正确运用四个量子数 ( n、 l、 m、 描述核外电子的运动状态。 【 慎思 1】 电子云和原子轨道有何联系呢？ 提示 在电子云和原子轨道中，应注意电子云概念的抽象性，即电子云实际上不存在，电子云只是形象地描述电子在核外的运动状态，尤其对于电子云中小黑点以及疏密的意义要明确。 当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。 一个原子轨道里最多只能容纳 2个电子，而且自旋方向相反，这个原理称为泡利原理。 电子排布图：能反映各轨道的能量的高低及各轨道上的电子分布情况、自旋状态。 【 慎思 2】 原子轨道特点： 子轨道的半径越大； 是半径不同； 个原子轨道，互相垂直，可分别以 原子轨道的图像描述 此可见： 个 个原子轨道相互垂直。 要点一 | 原子轨道的图像描述和电子云 1 电子云 人们常用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外出现概率的大小。点密集的地方表示电子在那里出现的概率大，点稀疏的地方表示电子在那里出现的概率小。这种形象地描述电子在空间出现概率大小的图形称为电子云图。 特别提醒 ：电子云是电子在核外空间各处出现概率密度大小的形象化描述。 注意 ： 电子云是一个形象化描述 一个小黑点不代表一个电子 电子云的疏密代表电子在那里出现的概率密度的大小 2 下列说法中正确的是 ( )。 A因为 8”字型的，所以 8”字形 B主量子数为 3时，有 3s 、 3p 、 3d 、 3f 四个轨道 C氢原子中只有一个电子，故氢原子只有一条轨道 D原子轨道与电子云都是用来形象描述电子运动状态的 解析 A项 p 轨道是纺锤形，是指电子出现频率高的 “区域”的形状； 时，没有 3轨道是人们规定的，还存在着许多空轨道； 答案 D 【 例 1】 x、 y、 z 三个伸展方向，有三个轨道； 个轨道 )， 七个轨道 )。 观察 1s 轨道电子云示意图，下列说法正确的是 ( )。 【 体验 1】 A一个小黑点表示 1个自由运动的电子 B 1C电子在 1 旋转 D 1 某一位置出现机会的多少 解析 点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大；点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小。这种形象地描述电子在空间出现的概率大小的图形称为电子云图。由上图可知，处于 1且电子在原子核附近出现的概率最大，离核越远出现的概率越小。图中的小黑点不表示电子，而表示电子曾经出现过的位置。 答案 D 下列说法是否正确？如不正确，应如何改正？ (1)轨道为一圆圈，而 字形。 (2)主量子数为 1时，有自旋相反的两条轨道。 (3)主量子数为 3时，有 3s、 3p、 3d、 3 解析 本题是涉及电子云及量子数的概念题。必须从基本概念出发，判断正误。 (1)不正确，因为电子运动并无固定轨道。应改为： 剖面图是个圆。而 剖面图是 形。 【 案例 】 (2)不正确，因为 n 1， l 0， m 0，只有一个 1改为主量子数为 1时，在 1 (3)不正确，因为 n 3时， 、 1、 2，所以没有 3f，另外 3s、 3p、 33p有 m 0、 1三种空间取向不同的运动状态，有 3个原子轨道， 3d有 m 0、 1、 2五种空间取向，有 5个原子轨道。因此应改为：主量子数为 3时，有 9个原子轨道。 答案 见解析 第二节 原子结构与元素周期表 用相应的符号描述主量子数 n 2的所有的原子轨道。 答案 主量子数 n 2的原子轨道有 2s、 222 1 比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。 (1)1s， 3d (2)3s， 3p， 3d (3)2p， 3p， 4p (4)33析 在多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律： 相同电子层上原子轨道能量的高低： nsnpnd 形状相同的原子轨道能量的高低： 1s2s3s4s ； 电子层和形状相同的原子轨道的能量相等。如 22 答案 (1)1s3d (2)3s3p3d (3)2p3p4p (4)333 为什么第一电子层最多只能容纳 2个电子？第二层最多只能容纳 8个电子？为什么每层最多只能容纳 2外层最多容纳 8个电子，次外层不超过 18个电子，倒数第三层不超过 32个电子呢？同一层的电子能量是否相等？为什么钾的电子排布是 2、 8、 8、 1而不是 2、 8、 9呢？ 答案 依据能量最低原理以及核外电子排布规律，将二者有机结合，不能单一片面理解和应用。 3 能够理解能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则并在其指导下熟练书写 1 36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布。 能够从原子结构的量子力学模型理解元素周期律和元素周期表的建立依据。 1 2 第 1课时 基态原子的核外电子排布 基态原子核外电子排布规则 (1)能量最低原理 在多电子原子中，核外电子总是尽先占有能量 _的轨道，然后再依次进入能量 _的原子轨道，以使整个原子的能量最低，这就是能量最低原理。 (2)泡利不相容原理 一个原子轨道只能容纳 2个电子，且自旋方向 _。或者说一个原子中不会存在四个量子数完全相同的电子。氦原 笃学 一 基态原子核外电子排布原则 1. 最低 较高 相反 子的轨道表示式为 _，电子排布式为 _，原子结构 示意图为 _，电子式为 _。 (3)洪特规则 对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占 _并且自旋 _(即自旋方向 _)。 1不同轨道 方向平行 相同 基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式：可简单写为 中 量子数 如 _ _ (2)轨道表示式：用小圆圈 (或方框、短线 )表示一个给定量子数 n、 l、 用 “”或 “”区别 如： 或 _。 2 1 基态铬原子的电子排布式为： _。 基态铜原子的电子排布式为： _。 有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有 1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在 _(如 _(如 _(如 态时，体系的能量较低，原子较稳定。 笃学二 “19 36”号元素的基态原子的核外电子排布 1. 1 1 全充满 半充满 全空 在原子中，每个电子层最多能容纳 _个电子。 每个能级最多能容纳 _个电子。 在内层原子轨道上运动的电子能量 _，在外层原子轨道上运动的电子能量 _，因此一般化学反应只涉及最外层原子轨道上的电子，人们称这些电子为 _。基态铁原子的价电子排布式为 _。氯原子的价电子排布式为 _。 4 5 6 2(2l 1) 较低 较高 价电子 3 基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序是什么？有什么规律吗？ 提示 基态原子核外电子排布的顺序是： 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p。有规律：各能级的能量高低顺序列公式得出 n 2)f(n 1)d 【 慎思 1】 为什么原子最外层不超过 8电子、次外层不超过 18电子、倒数第三层最多容纳 32个电子？ 提示 依据电子排布顺序，电子排满 n 1)： 最外层由 子数不大于 2 6 8。 次外层由 (n 1)s(n 1)p(n 1)容纳的电子数不大于 2 6 10 18。 倒数第三层由 (n 2)s(n 2)p(n 2)d(n 2)子数不大于 2 6 10 14 32。 【 慎思 2】 基态原子的电子排布原则 (1)能量最低原则： 这个原则是比较抽象的，如果我们打这样个比方就可以理解了，也易于记忆了。把地球比作原子核，把能力高的大雁、老鹰等鸟比作能量高的电子，把能力低的麻雀、小燕子等鸟比作能量低的电子、能力高的鸟常在离地面较高的天空飞翔，能力低的鸟常在离地面很低的地方活动。 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 要点一 基态原子的电子排布原则 1 低状态，简称能量最低原理，处于最低能量的原子叫做基态原子；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；电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。 (2)泡利不相容原理 在同一个原子轨道里的电子的自旋方向是不同的，电子自旋可以比喻成地球的自转，自旋只有两种方向；顺时针方向和逆时针方向。 在一个原子中没有两个电子具有完全相同的四个量子数，因此一个 个电子， 个电子。按照这个原理，可得出第 (3)洪特规则 对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同 (即自旋方向平行 )，这就是核外电子在原子轨道上排布所遵循的第三个原则，即洪特规则。 基态原子核外电子排布的表示方法 结构示意图：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各能层上的电子数。 电子排布式：能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数。 2 轨道表示式：能反映各轨道的能量的高低及各轨道上的电子分布情况，自旋方向。 当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级时，就变成了激发态原子。 在下列各组电子构型中， _属于基态原子，_属于激发态原子， _是错误的排布。 A 1 1 1 1 1 1 例 1】 解析 基态原子是指电子填充顺序符合能量最低原理，各轨道电子排布不违背泡利不相容原理和洪特规则的原子；激发态原子是指电子未按轨道能量顺序填充，但各轨道电子排布不违背泡利不相容原理和洪特规则的原子。 还可以写作3 个 3于激发态原子；同理， 个 3于激发态原子； 不可能是 1错误的； 是错误的。 答案 A、 E C、 D B、 F 遵循电子排布三个原理的电子排布式就是基态原子的电子排布，部分价电子跃迁到能量更高的能级上的电子排布就是激发态原子的电子排布。电子排布的能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则是书写和判断电子排布式的依据。 下列轨道表示式能表示最低能量状态的氮原子的是( )。 解析 书写三原理，才是基态原子。 答案 B 【 体验 1】 。根据构造原理，核外电子排布的能级顺序为： 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s 只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。 如：元素原子的电子排布： (1 19号 ) 氢 H 1 1 K 1点二 | 1936号元素的基态原子的核外电子排布 1 第四周期 19 36号元素原子的基态电子排布式 钾 K： 1 钙 1 铬 1 铁 1 钴 1 铜 1 锌 1 溴 1 氪 1 2 注意 ：大多数元素的原子核外电子排布符合构造原理，有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如： 能层能级顺序，应为 1 ， 但按初中已有知识，应为 1 事实上，在多电子原子中，原子的核外电子并不完全按能层次序排布。再如： 24号铬 1 29号铜 1 这是因为能量相同的原子轨道在全充满 (如 半充满 (如 全空 (如 态时，体系的能量较低，原子较稳定。 有 A、 B、 C、 均不超过 36)依次递增，它们原子核外的电子层数各不相同。 元素原子最外层只有 1个电子，次外层有 13个电子。 (1)写出四种元素的元素符号： (2)写出 C、 【 例 2】 (3)写出 B、 _。 (4)写出 质 _，氢化物 _。 解析 或 由问题 (3)说明 元素；或 l，因它们原子核外电子层数均不相同，所以 元素； 3个电子，最外层有 1个电子且原子序数不超过 36，说明 r。 答案 (1)H O r (2) (3)2=2燃 (4) O O H O H 24电子排布可用电子排布式表示成 3不是 3列说法中，正确的是 ( )。 A这两种排布方式都符合能量最低原则 B这两种排布方式都符合泡利不相容原理 C这两种排布方式都符合洪特规则 D这个实例说明洪特规则有时候和能量最低原则是矛盾 的 【 体验 2】 解析 洪特规则实际上是能量最低原则的一个特例。电子排布满足洪特规则是为了更好的遵守能量最低原则。通过分析光谱实验的结果，洪特指出数量相同的原子轨道在全满 (半满 (全空 (态时，体系能量最低，原子最稳定。 答案 B 【 案例 】 假定某个星球上的元素服从下面的量子数限制： n 1 ，2 ， 3 ， l 0 ， 1 ， n 1 ； m 1 ； m s 12。则此星球上，前四种惰性元素的原子序数各是多少？ 解析 根据量子数的限制， m 1 说明每个能级只有 2个轨道 ( 特殊的 s 能级只有 1 个轨道 ) ，所以能层数每增加 1 ，轨道数就增加 2 ，又因为 m s 12，所以每个轨道上只能有 1 个电子，轨道数就等于电子数，每一周期的元素种数成等差数列 ( 首项 a 1 1 ，公差 d 2) 增加，这样，可得知下周期表形式： 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 每一周期只能有 (2n 1)个元素，最后一种元素的序数为 壳层者为惰性元素，即 1、 4、 9、 16号元素。 答案 1、 4、 9、 16 第 2课时 核外电子排布与元素周期表 根据教材中 “鲍林近似能级图 ”可以得出 (1)第一能级对应第 _周期，原子的电子排布特点是 _，该能级组只含一个 多能容纳 _个电 子，该周期只有 _元素。 (2)第二、三能级组涉及 _轨道和 _轨道，分别对应二、 三周期，最外层电子从 _个逐渐增加到 _个。这两个能级组所容纳的电子数分别等于第 2、 3周期所包含的 _，这两个周期的元素种数恰好是原子轨道数目的 _倍。 笃学 一 核外电子排布与周期和族的划分 1. 一 12 2 两种 p s 1 8 元素种数 两 (3)第四能级组对应第 _周期 (长周期 )，从 _号到 _号共包含 _种元素，其中过渡元素的原子中新增的电子逐渐填入 _轨道。该能级组所能容纳的电子数 _第四周期的元素种数，该周期的元素种数也是原子轨道数目的 _。 (4)依次类推，第五、六、七能级组最多容纳电子数分别 为 _、 _、 _。若有第八能级组，则最多容纳 50个电子。 由此可见，一个能级组最多所能容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种数。 19 36 18 3d 等于 两倍 18 32 32 四 (1)族的划分与原子的 _数和 _密切相关。同族元素的价电子数目相同。主族元素的价电子全都排布在最外层的 _或 _轨道上。尽管同族元素的电子层数从上到下逐渐增加，但价电子排布 _，并且主族元素所在族的序数等于该族元素原子的 _数。除氦元素外，稀有气体元素原子的最 _层电子排布均为种 _电子的结构是稀有气体元素原子具有特殊稳定性的内在原因。 2 价电子 价电子排布 ns 全相同 价电子 全充满 外 (2)对于过渡元素的原子，价电子排布为 _。由此可以看出，虽然同一副族内不同元素原子的电子层数不同，价电子排布却 _相同，而且 B _相同。价电子排布为 (n 1)8 族。 (n 1)102 基本 族数 原子半径 对原子来说，其本身并没有一个截然分明的界面，因此也就不存在经典意义上的原子半径。通常所说的原子半径，是指指定化合物中两个相邻原子的 _的一半。 常见的原子半径有三种：共价半径，由共价分子或原子晶体中的 _计算得出；金属半径，由 _原子之间的最短距离计算得出；范德华半径，由 _ _计算得出。 笃学二 核外电子排布与原子半径 1. 平均核间距离 核间距 金属晶体中 分子晶体 中共价分子之间的最短距离 原子半径的影响因素 原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是 _ _，另一个因素是 _。 _，电子之间的排斥将使原子的半径增大；而 _越 大，核对电子的引力也就越 _，将使原子的半径 _。 这两个因素综合的结果是使各种原子的半径发生周期性的递变。 2 原子的电 子层数 核电荷数 原子的电子层越多 核电荷数 大 缩小 原子半径的周期性变化 (1)一般来说，同周期中，除 _外，随着原子 序数的增大，元素的原子半径自左至右逐渐 _。这是因为每增加一个电子，原子核中相应增加一个正电荷。由于增加的电子分布在同一层上，所以增加的电子产生的电子间的排斥作用 _核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用，有效核电荷增加结果使原子半径逐渐减小。 3 稀有气体元素 减小 小于 (2)对同主族元素的原子来说，随着原子序数的逐渐增大，原子半径自上而下逐渐 _。这是因为电子层的依次增 加，使核电荷增加对电子所施加的影响处于 _地位， 电子间的排斥作用占了 _地位。 (3)从总的变化趋势来看，同一周期 (如第四周期 )的过渡元素，自左至右原子半径的减小幅度越来越小。这是因为增加的电子都分布在 _轨道上，它对外层电子的排斥作用与核电荷增加带来的核对电子的有效吸引作用大致相当，使有效核电荷的变化幅度不大。 增大 次要 主要 (n 1)d 如何用最简单的语言描述核外电子排布与元素周期表中周期和族的划分之间的关系？ 提示 (1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为 周期结尾元素的最外层电子排布式除 余为 最外层电子所在轨道的主量子数 (2)族序数与价电子数的关系 主族 ( A A)和副族 B、 子最外层电子数。 【 慎思 1】 副族 B 外层 (s)电子数次外层 (d)电子数。 零族：最外层电子数等于 8或 2。 族：最外层 (s)电子数次外层 (d)电子数。若之和分别为 8、 9、 10，则分别是 族第 1、 2、 3列。 如何比较微粒半径的大小？ 提示 (1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。 (2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均依次增大。 (3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如 r()r()r(K )r()。 (5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如 r()r()， r()r() 【 慎思 2】 在元素周期表中，同属长周期的 4、 5、 6周期所包含的元素种类数分别为 18、 18、 32，试解释原因？ 提示 据鲍林近似能级图，第 4、 5周期元素包含的能级为(n 1)d，共有 9个原子轨道，最多容纳 18个电子，对应两周期中各 18种元素；而第 6周期元素能级除 n 1)有 (n 2)f，故多出 7个原子轨道， 14个电子，对应多出 14种元素。 【 慎思 3】 随着原子序数的递增，元素原子的外围电子排布呈周期性的变化：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 每个周期所含元素种数恰好是原子轨道数目的 2倍，即从第 1周期到第 7周期所包含元素种数分别为 2， 8， 8， 18，18， 32，第 7周期为不完全周期。 要点一 | 核外电子排布与周期和族的划分 1 2 族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。一般来说，同族元素的价电子数目相同。主族元素的价电子全都排布在最外层的 且主族元素所在的族的序数等于该元素原子的价电子数。除氦元素外，稀有气体元素原子的最外层电子排布均为 种全充满电子的结构是稀有气体元素原子具有特殊稳定性的内在原因。 根据元素原子外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域； A、 氢元素外，其余都是活泼的金属元素； 3 A 族元素，除氢元素外，所有的非金属元素都在 B 族 特别提醒 ：元素的位置与原子结构的关系； 周期序数由该元素原子中电子的最大主量子数决定； 族序数由该元素原子的价电子数决定； 所在区由该元素原子价电子对应的角量子数决定。 【 例 1】 已知某元素 3价离子的电子排布式为： 1元素在周期表中的位置是 ( )。 A第三周期 族 B第三周期 C第四周期 族 D第四周期 解析 3价离子的核外有 23个电子，则原子核外有 26个电子， 26号元素是铁，位于第四周期 族。 答案 C 由电子排布式来推断元素时有这样的规律：最外层或 0族 )元素，其内层已饱和， 外层电子数即为主族序数；若最外层只有 电子排布为 (n1)102，则为过渡元素。 【 体验 1】 某元素原子共有 3 个价电子，其中一 个价电子的四个量子数为 n 3 ， l 3 ， m 2 ， m s 12 。试回答： (1)写出该元素原子核外电子排布式。 (2)指出该元素的原子序数，在周期表中所处的分区、周期数和族序数，是金属还是非金属以及最高正化合价。 解析 本题关键是根据量子数推出价电子排布，由此即可写出核外电子排布式及回答问题，由一个价电子的量子数可知，该电子为 3其他两个电子必为 4因为 4s，所以价电子排布为 3外电子排布式为1而知原子序数为 21，处于周期表中的 周期 金属元素，最高正价为 3。 ) 答案 核外电子排布式为 1子序数为 21，处于周期表中的 周期 金属元素，最高正价为 3。 影响因素 ：核对外层电子的吸引作用使原子半径减小；电子间的排斥作用使原子半径增大。 变化规律 ： 同一周期从左到右，增加电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用，使原子半径逐渐减小。 同一主族自上到下，核电荷数增加对外层电子的吸引作用小于增加电子间的排斥作用，使原子半径逐渐增大。 要点二 | 核外电子排布与原子半径 1 2 归纳总结 ：原子半径的变化规律 (1)同一周期随原子序数的增加原子半径逐渐减小。 (2)同一主族中一般是随原子序数的增加，原子半径逐渐增大。 (3)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，其微粒半径越小。 (4)同一元素的原子半径，大于其阳离子半径，小于其阴离子半径。 如比较 和 先看电子层数，若相同；再看核电荷数：，因此半径大小为 ()()。 判断半径大小并说明原因： (1)a (2)c (3)u (4)与 S (5)与 (6)与 (7)与 解析 依据 “要点二 ”提供的规律一一作出判断。 【 例 2】 答案 (1)r 同族元素， (2)c 同周期元素， (3)i 同周期元素， 8电子，屏蔽作用大，有效核电荷数小，外层电子受到的引力小； (4)S 同一元素，电子数越多，半径越大； (5) 同一周期元素， 核电荷数大； (6) 同一族元素的离子，正电荷数相同，但比 多一电子层； (7) 同一元素离子，电子越少，正电荷数越高，则半径越小。 在中学要求的范畴内可按 “三看 ”规律来比较微粒半径的大小。 “一看 ”电子层数：当电子层数不同时，电子层越多，半径越大。 “二看 ”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三看 ”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 【 体验 2】 下列元素原子半径依次增大的是 ( )。 A C、 N、 O、 F B S C B、 D K、 析 在元素周期表中，同一周期从左至右原子半径逐渐减小，同一主族从上至下原子半径逐渐增大。 答案 C 【 体验 3】 具有相同电子层结构的三种微粒 、 、 C，下列分析正确的是 ( )。 A原子序数的关系是 CBA B微粒半径的关系是 C D原子半径的关系是 ；又据 “阴前阳下，径小序大 ”的规律可知，离子半径的关系为 。可选 B。 答案 案例 】 比较元素金属性或非金属性强弱的方法。 答案 (1)元素金属性强弱的实验标志 与水或酸反应置换出氢的难易：金属单质与水或酸 (非氧化性酸 )置换出氢的速率越快 (反应越剧烈 )，表明元素金属性越强。 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，表明元素金属性越强。 置换反应：一种金属能把另一种金属元素从它的盐溶液里置换出来，表明前一种金属元素金属性较强，被置换出的金属元素金属性较弱。 (2)元素非金属性强弱的实验标志 单质与氢气化合及氢化物的稳定性：非金属单质与氢气化合越容易、形成的气态氢化物越稳定，表明元素非金属性越强。 气态氢化物的还原性：元素气态氢化物的还原性越强，元素非金属性越弱；气态氢化物的还原性越弱，元素非金属性越强。 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，表明元素非金属性越强。 置换反应：对于特定的置换反应，一种非金属单质能把另一种非金属单质从它的盐溶液或酸溶液中置换出来，表明前一种元素非金属性较强，被置换出的非金属元素非金属性较弱。 第三节 原子结构与元素性质 元素周期律的内容是 _而呈现周期性的变化。该规律的实质是： _呈现周期性变化的原因是 _呈现周期性的变化。 同一周期的元素从左 右元素 _性逐渐减弱，元素 _性逐渐增强；同一主族的元素从上 下元素 _性逐渐增强，元素 _性逐渐减弱。 1 2 元素的性质随着原子序数的递增 元素性质 元素原子结构 金属 非金属 金属 非金属 了解电离能的概念与内涵，认识主族元素电离能的变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。 知道元素电负性与元素性质的关系，认识主族元素电负性的变化规律，体会原子结构与元素周期律的本质联系。 1 2 电离能的定义 _叫做电离能，单位 _。常用符号 _ _叫做第一电离能，用符号 _叫做第二电离能，用符号 果对同一基态原子有第一、第二、第三、第四电离能，则 _，即l)； )。其原因为 于全满结构，原子能量较低，具有较大的第一电离能，而同周期的 子能量较高，具有相对较小的第一电离能。故 理 有相对较大的第一电离能。 【 慎思 2】 如何利用电负性判断元素以及化合价的类型？应用电离能和电负性时注意哪些特殊情况？ 提示 (1)一般认为：电负性小于 2的元素为金属元素，大于 2的元素大部分为非金属元素；在化合物中电负性大的元素呈负价，电负性小的元素呈正价。 (2)其它特殊规律 通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但 全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。 【 慎思 3】 金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。 电离能 (1)定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。 常用符号 位为 kJ1 意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。 (2)第一电离能：处于基态的气态原子失去 1个电子，生成 1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号 要点一 | 电离能及其变化规律 1 (3)第二电离能：由 1价气态阳离子再失去 1个电子形成 2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号 次还有第三、第四电离能等。 通常，原子的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能。 根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度。 (4)电离能大小影响因素：电离能与原子轨道能有关，其大小取决于原子的有效核电荷 (数 )和主量子数。 主量子数相同时，有效核电荷数越大，电离能越大。 有效核电荷数相同时，主量子数越大，电离能越小。 第一电离能与元素失电子难易程度的关系：第一电离能越大越难失去电子，第一电离能越小越易失去电子。 特别提醒 ： (1)理解电离能定义时把握两点：一点是气态 (原子或离子 )二点是最小能量。 (2)电离能是原子核外电子排布的实验佐证，根据电离能的数值可以判断核外电子的分层排布，层与层之间电离能相差较大，电离能数值呈突跃性变化，同层内电离能差别较小。 电离能的变化规律 (1)同周期元素：从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。随着核电荷数增大和原子半径减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强的必然结果。 (2)同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子。这是因为同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。 总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。 2 注意 ：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常： 同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。 同周期主族元素：从左到右：第一电离能依次明显增大(但其中有些曲折 )。 反常的原因：多数与全空 (全满 (半满(型是比较稳定的构型有关。 元素的化合价与原子结构的关系 元素的化合价与原子的核外电子排布，尤其是与价电子排布有着密切的关系。 元素的最高正化合价等于它所在族序数； 非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于 8(氢元素除外 )； 稀有气体元素原子的电子层结构是全充满的稳定结构，其原子既不易失去电子也不易得到电子，因此稀有气体元素的化合价在通常情况下为 0； 过渡金属元素的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态，如锰元素的化合价为 2 7。 3 特别提醒 ：金属元素在所有的化合物中均显正价，非金属元素既可能显正价，也有可能显负价。非金属元素相互作用时，得电子能力强的显负价，得电子能力弱的显正价。 (2011陕西渭南高二月考 )根据下表所列电离能 I/kJ1的数据，下列判断中错误的是 ( )。 和 B元素 C元素 学式可能是 元素 【 例 1】 元素 2 4 X 500 4 600 6 900 9 500
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