第一章 物质结构与元素周期律.doc

知识梳理 第一章 物质结构与元素周期律答案部分1.1 原子结构 一、原子的构成1. 概念：原子： 化学变化中的最小微粒 。其直径约为0.1 nm （填单位）。2. 原子的构成原子可分为 原子核 和 核外电子 两部分，其中原子核又是由 质子 和 中子 构成的。原子的质量集中在 原子核 上。电荷符号质量kg相对质量取整质子+1Z1.672610-271.00721中子0N1.674810-271.00861电子-1e1.672610-27/184610.72/184603. 构成原子或离子微粒间的数量关系核电荷数= 核内质子数 = 核外电子数 =元素的原子序数思考：哪些微粒的质子总数才等于核外电子总数？不带电的微粒。质量数= 核内质子数 + 核内中子数 数学表达式：A = Z + N 二、元素、核素、同位素1. 元素、核素、同位素的区别与联系元素同位素核素核素元素： 具有相同核电荷数的同一类原子的总称 。核素： 质子数和中子数都相同的某一种原子核称为某种核素 。同位素： 具有相同质子数，不同中子数的原子互称为同位素 。元素、核素、同位素间的关系可用右图表示：2. 原子中各粒子的作用 核内质子 数决定元素种类。 质子 数和 中子 数共同决定了原子(核素)的种类。3. 同位素、同素异形体、同分异构体、同系物对比同位素同素异形体同系物同分异构体研究对象原子单质有机物化合物相 似质子数元素种类结构分子式相 异中子数化学式、结构相差n个CH2结构注意点由于存在同位素，原子的种类比元素的种类多；同位素的化学性质几乎相同；天然存在的某种元素中，不论是游离态还是化合态，各种同位素原子的含量不变。由于结构不同，化学性质也有差异，如白磷比红磷活泼；H2、D2、T2的关系不是同素异形体也不是同位素具有同一个通式；化学性质相似；物理性质随式量的改变而呈规律性变化。因分子式相同故组成和式量也相同；式量相同的物质不一定是同分异构体如HCOOH和CH3CH2OH。实 例16O、17O、18OC50、C60、C80CH4、C2H6CH3COOH、HCOOCH34. 同位素的性质及表示方法同位素的 化学 性质几乎完全相同而 物理 性质不同，说出同位素的一个用途 考古断代。示踪 。思考：为什么同位素的化学性质几乎完全相同而物理性质不同？因为同位素的核外电子排布是完全相同的。5. 元素的相关计算国际通用的相对原子质量的基准是：碳-12原子质量的十二分之一 。丰度：某一同位素在其所属的天然元素中占的原子数百分比 。二、原子核外电子运动状态1. 电子层与电子亚层 对多电子原子的核外电子，按 离核远近 将其分成不同的电子层(n)；对于同一电子层里能量不同的电子，将其分成不同的 电子亚层 ；同一电子层里，电子亚层的能量按 spdf 的顺序升高，即E(s)E(p)E(d)E(f)。 完成下表：各电子层所包含的电子亚层类型及各电子层、电子亚层最多容纳的电子数电子层(n)一二三四五六七符 号KLMNOPQ电子亚层1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s最多容纳电 子 数22626102610142218322n2由表中可知：各电子层最多容纳的电子数为 2n2 。电子亚层的种类数与 电子层 数相对应s p d f 能级所含轨道数分别为 1、3、5、7 ，与所在电子层无关。2. 电子云的伸展方向与自旋电子云：电子在原子核外出现的概率密度分布。电子云是核外电子运动状态的形象化描述，小黑点的疏密表示 电子在核外不同位置出现机会的多少 。轨道： 在一定电子层上具有一定形状和一定伸展方向的电子云所占据的空间。s电子的原子轨道呈 球 对称。我们用 和 表示两种不同的自旋状态。总结：由下列决定电子云的形状电子亚层核外电子的能量电子层和电子亚层核外电子的轨道电子层、电子亚层、伸展方向核外电子的运动状态电子层、电子亚层、伸展方向、自旋三、核外电子排布1构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：1s、2s、2p、3s、3p、 4s 、 3d 、4p、5s、4d、5p、6s、4f构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，不同能层的能级有交错现象，如E(3d)E(4s)、E(4d)E(5s)、E(5d)E(6s)、E(6d)E(7s)、E(4f)E(5p)、E(4f)E(6s)等。构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。2最低能量原理：电子优先排布在 能量低 的轨道，然后排布在能量逐渐升高的轨道里。3泡利不相容原理：每一个轨道里最多只能容纳 2 个自旋方向 相反 的电子。4洪特规则： 在能量相同的轨道上，电子以相同的自旋方向分占不同的轨道 。对于等价轨道，当电子排布 全充满 和 半充满 或是 全空 时是比较稳定的。1.2 元素周期律一、元素周期律1. 定义：元素的性质随着 元素原子序数 的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律，元素性质的周期性变化的本质原因是 核外电子排布的周期性变化 。二、元素性质周期性变化的具体表现随着核电荷数的递增，每隔一定数目的元素：原子半径由大到小：同一周期，从左向右，原子半径越来越 小 ；同一主族，从上到下，原子半径越来越 大 。主要化合价：正价由+1+7，负价由-4-1；金属性和非金属性：同一周期从左向右金属性越来越 小 ，非金属性越来越 大 ，同一主族，由上往下金属性越来越 大 ，非金属性越来越 小 ；金属性强弱的比较： 根据原子结构判断，电子层数越大，最外层电子数越少，金属性越强； 根据元素周期表的位置判断； 根据金属活动性顺序表判断； 根据实验事实判断，例如：a：单质与水或酸置换出氢气的快慢、难易、剧烈程度；b：最高价氧化物对应水化物碱性的强弱；c：原电池中正负极；d：盐溶液中的置换反应；e：电解池中析出金属的先后顺序。非金属性强弱的比较： 根据原子结构判断，电子层数越小，最外层电子数越多，金属性越强； 根据元素周期表的位置判断； 根据实验事实判断，例如：a：单质与氢气化合的快慢、难易、剧烈程度，生成气态氢化物的稳定性；b：最高价氧化物对应水化物酸性的强弱；c：盐溶液中的置换反应；第一电离能：定义：第一电离能是从 气 态原子失去 1 个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量。第一电离能越大，金属活动性越 小 。同一元素的第二电离能 大于 第一电离能；同一主族，由上往下第一电离能 越来越小 ，同一周期由前往后电离有 增大 的趋势。电负性：电负性是用来描述 各元素原子吸引电子能力的一种标度 ，电负性的大小也可作为 非金属性 的尺度，在元素周期表中，电负性最大的是 氟 ，金属的电负性一般 小于 1.8；同一周期由前往后电负性 越来越大 ，同一主族，由上往下电负性 越来越小 。二、元素周期表的结构1. 元素周期表是元素周期律的具体表现形式，其编制原则是：按 原子序数 递增的顺序排列；将 电子层数 相同的排在同一行，称为周期；将 最外层电子数 相同的排在同一列，称为族；元素周期表共 7 个周期，分为 3 个短周期， 3 个长周期，第七周期未排满，称为不完全周期；元素周期表共 18 纵行，分为 18 个族，其中主族、副族各 7 个，另有 第八族 和 零族 。2. 元素周期表与原子结构的关系主族元素的周期序数= 电子层数 ；主族序数= 最外层电子数 ； 3. 元素周期表的应用推测某些元素的性质：常见的题型是给出一种不常见的主族元素或尚未发现的主族元素，要我们根据该元素所在族的熟悉元素的性质，根据相似性与递变规律，加以推测。判断单核微粒的半径大小：思考：单核微粒的半径大小取决于两个因素： 电子层数 越多，微粒的半径越大(主要) 电子层数 相同时， 核内质子数 越大，微粒的半径越小。判断生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性、还原能力；判断非单质的氧化性强弱及单质间的置换；判断金属与水或酸反应的剧烈程度；判断金属单质的还原性强弱及单质间的置换；判断金属阳离子的氧化能力；判断高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱；判断电极反应。指导人们在一定区域内寻找制备新物质。第一章 原子结构与元素周期律1.1 原子核 答案12345678910CBDBDBBCAD11121314151617181920ADDBDDDAAC21222324252627282930BAACDACACBDB,AD31（1）CH4、NH3、H2O、HF、Ne （2）NH4、Na、Mg2、Al3 （3）OH、N3、O2、F32、不正确，正确；改正略33A为Mg，B为C，原子结构示意图略。34（1）1 1（2）HOHH2O35 （1）正四面体。（2）HAlO2H2OAl(OH)3Al33OH。（3）c。（4）氟，2F22H2O 4HFO23610.8 10.8 10.837（1）NnCH （2）CNe （3）设活体中含C的量为0，遗骸中含量为，C的半衰期为T，半衰期的数为n，则/01/2n，n3。因为nt/T，所以tnT17190年。- 8 -第一章 原子结构与元素周期律1.2 原子核外电子的运动状态（一） 答案12345678910ADDCADCAAD11121314151617CBABDABDAD18较近的区域 较远的区域 电子层19（1）N2 CO CO2 N2O（2）SO2 O320XY c(HCO3-) c(CO32-) c(OH-) c(H+)提示：（1）元素原子形成的离子就是一个质子，则为氢元素。原子的最外层电子数是内层电子数的倍，只能是碳元素。周期表中相邻元素的单质常温下均为无色气体的只有氮气和氧气。（3）仅由、三种元素组成的某种盐是一种速效肥料，则该盐为，由于4+水解，溶液呈酸性，所以长期使用NHNO会使土壤酸化。（4）这四种元素组成的原子个数比为5113的化合物是NH4HCO3，它与足量NaOH反应生成NH3和Na2CO3,即NH4HCO3 + 2NaOH = NH3+ Na2CO3 + 2H2O。（5）9g碳为 生成的CO2也是0.75mol,n（NaOH）=1L1molL-1=1mol。没完全吸收后，溶液中Na2CO3、HaHCO3物质的量分别为x、y，由Na原子守恒、C原子守恒可得所以完全吸收后的溶液中含0.25mol Na2CO3和0.5mol NaHCO3的混合物，溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na+)c(HCO3-)c(CO32-)c(OH-)c(H+)第一章 原子结构与元素周期律1.3 原子核外电子的运动状态（二） 答案12345678910DBBDACABDC11121314151617CDACDBDADC18（1）2 4s上的2个电子或4s上的2个电子和3d上的1个电子 （2）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。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。19（1）50 （2）139 （3）七 A 7s27p220（1）第三周期 A 1s22s22p63s23p1 （2）大于 S2+H2OHS+OH（3）大 SiO2是原子晶体（4）Na 钠与水在常温下能够发生剧烈反应，而铝与热水才能反应或氢氧化钠的碱性比氢氧化铝强21（1）3s23p4，14。 （2） 2Al+2OH-+2H2O 2AlO2-+3H2，小于。 （3）H2S，HCl。 （4） CO2, CO2属于分子晶体，SiO2属于原子晶体。22A原子的M层电子数比B原子的M层的电子数少7个，说明B原子的M层已经排满；A原子的N层的电子数比B原子的N层的电子数少4个，说明B原子的4s轨道已经排满，由电子排布的知识很容易判断出AB来。A为钒（V），电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2；B为硒（Se），1s22s22p63s23p63d104s24p4第一章 原子结构与元素周期律1.4 原子结构复习 答案12345678910BACCDACCCB11121314151617181920BCCABBBABDD2122BB23（1）原子中存在原子核，它占原子中极小的体积；（2）原子核带正电荷，且电荷数远大于粒子（3）金的原子核质量远大于粒子的质量24；。25BeCO3 H2CO3 BeCO3H2CO3Be(HCO3)226（1）1s22s22p6（2）小 b 27.（1）略，3s23p4 （2）-2、+4、+6（3）强；把氧气通入硫化钠溶液中，看到溶液变浑浊，有淡黄色沉淀产生，即可证明。（4）Cl2+H2O22HCl+O228（1）N2H4 高 差 N2H4+ 2HClN2H6Cl2 （2）NnHn+2 （3）NN-N-NN+29（1）O ， Si （2）3s1（3）H 极性 原子（4）2Na+2H2O2NaOH+H2第一章 原子结构与元素周期律1.5 元素周期律 答案12345678910DCBBABCDCB11121314151617181920EDCBCDDADC2122232425CDCDABACAD26（1）NaAlO。（2）Cl-Na+Al3+。（3）HNO3H2CO3H2SiO3。（4）阴， 2Cl- -2eCl2，湿润的KI-淀粉试纸。点燃（5）C3H8(g)+5O2(g) 3C