高中人教版化学选修3课件全套(例：第1章第1节-原子结构)

第一节原子结构学习目标1.了解原子核外电子的运动状态。2.了解原子结构的构造原理。3.知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。4.知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。

课堂互动讲练课前自主学案知能优化训练第一节原子结构课前自主学案一、开天辟地——原子的诞生1．原子的诞生氢氦锂2．宇宙的组成与各元素的含量1%3．地球的组成元素地球上的元素绝大多数是_______，__________(包括稀有气体)仅22种。二、能层与能级1．能层(1)分类依据根据多电子原子的核外电子的__________，将核外电子分成不同的能层。金属非金属能量差异(2)能层的表示方法及各能层最多容纳的电子数如下：能层一二三四五六七……符号______M______PQ……最多电子数各能层最多容纳的电子数为______KLNO2n22.能级(1)分类依据根据多电子原子中同一能层电子_________的不同，将它们分成不同的能级。(2)能级的表示方法及各能级最多容纳的电子数如下：能量能层KLMN……能级____________________……最多电子数2262610261014……1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f思考感悟1.(1)能层离核远近与能量高低有何关系？(2)第n能层中的不同能级的能量有何关系？【提示】

(1)由K层到Q层，离核由近到远，能量由低到高。(2)E(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)。三、构造原理与电子排布式1．构造原理(1)含义在多电子原子中，电子在能级上的排布顺序是：电子先排在能量____的能级上，然后依次排在能量________的能级上。低较高(2)构造原理示意图思考感悟2．(1)“能层越大，能级的能量越高。”对吗？(2)为什么K原子的原子结构示意图不是【提示】

(1)从构造原理图中可以看出能级的能量高低除了符合E(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)和E(1s)<E(2s)<E(3s)<E(4s)等规律之外，还存在一些不同能层的能级的交错现象。例如，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。(2)由于出现能级交错现象，K原子排满第一层和第二层后，在排第三层时，先排满3s能级、3p能级，最后一个电子进入4s能级而不是3d能级，所以它的原子结构示意图为：2．电子排布式将_______上所容纳的电子数标在该能级符号___________，并按照能层从左到右的顺序排列的式子，称电子排布式，如氢元素的电子排布式为：右上角能级四、能量最低原理、基态与激发态、光谱1．能量最低原理现代物质结构理论证实，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，简称______________________。能量最低原理2．基态原子与激发态原子最低能量吸收释放较高3．光谱与光谱分析(1)光谱形成原因不同元素的原子发生________时会吸收或释放不同的光。(2)光谱分类根据光是被吸收或释放，可将光谱分为_____________和______________，总称______________。(3)光谱分析在现代化学中，利用____________上的特征谱线来鉴定元素的分析方法。跃迁吸收光谱发射光谱原子光谱原子光谱五、电子云与原子轨道1．电子云(1)含义电子云是处于一定空间运动状态的_______在原子核外空间的_______________的形象化描述。(2)形状电子概率密度分布球形哑铃状思考感悟3．电子云图中的小黑点密度的大小是否表示电子的多少？【提示】

不是。电子云图中的一个小黑点并不代表一个电子，而是表示电子在此位置出现过一次，小黑点密度的大小，表示在一定时间内电子出现的概率的大小。2．原子轨道(1)定义量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。(2)数目ns能级各有__个轨道，np能级各有__个轨道，nd能级各有__个轨道，nf能级各有__个轨道。1357六、泡利原理和洪特规则1．泡利原理在一个原子轨道里最多只能容纳___个电子，而且自旋方向_______，用“_______”表示。2．洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先_____________一个轨道，而且自旋状态________。2相反↓↑单独占据相同课堂互动讲练能层与能级的组成及能量关系1．不同能层的能级组成任一能层的能级总是从s能级开始，能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(2s和2p)，第三能层有3个能级(3s,3p和3d)，依次类推。2．不同能层中各能级之间的能量大小关系(1)不同能层中同一能级，能层序数越大能量越高。例如：1s＜2s＜3s……，2p＜3p＜4p……。(2)同一能层中，各能级之间的能量大小关系是s＜p＜d＜f……。例如：第四能层中4s＜4p＜4d＜4f。(3)能层和能级都相同的各原子轨道的能量相等。例如：2px＝2py＝2pz。3．各能层、能级所容纳电子数及能量关系能层一二三四五符号KLMNO能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p……最多电子数226261026101426……电子离核远近近→远电子能量高低低→高特别提醒：决定电子能量高低的因素有：①能层，能级符号相同时，能层数越高，电子能量越高；②能级，在同一能层的不同能级中，s、p、d、f能级能量依次升高；③在多电子原子中会发生能级交错现象。例1(2011年天津高二检测)下列关于能层、能级和原子轨道的说法正确的是(

)A．各能层含有的能级数等于能层序数减1B．各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束C．各能层所含有的电子数一定是该能层序数平方的2倍D．各能级的原子轨道数按s、p、d、f的顺序依次为1、3、5、7【解析】各能层中所含有的能级数等于其能层序数，A项错误；当为第一能层时，只含s能级，第二能层只含s、p能级，B项错误；每个能层最多能填充该能层序数平方的2倍个电子，但不一定含有这些电子。【答案】

D【规律方法】在理解能层与能级的有关知识时要从以下两方面入手(1)能量规律①多电子原子的核外电子按能量不同划分为不同能层。②在同一能层中根据能量的不同划分为不同能级。(2)数量规律①每一个能层(电子层)中最多容纳电子数为2n2。②每一个轨道最多容纳2个电子，所以每个能层所含的轨道总数为n2。变式训练1

下列说法中正确的是(

)A．1s22s12p1表示的是激发态原子的电子排布B．3p2表示3p能级有两个轨道C．同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小D．同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多解析：选A。A项中，1个2s电子被激发到2p能级上，表示的是激发态原子；B项中3p2表示3p能级上填充了2个电子；C项中，同一原子中能层数越大，能量也就越高，离核越远，故1s、2s、3s电子的能量逐渐升高；在同一能级中，其轨道数是一定的，而不论它在哪一能层中。核外电子排布的原则3．洪特规则：基态原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低。如2p3的电子排布图为，不能表示为或。特别提醒：(1)根据能量最低原理排布电子时，注意能级交错现象。(2)根据此原则进行排布或进行判断时，要三者兼顾，综合评价，不可顾此失彼以偏概全。例2

下列元素原子的电子排布式各违背了哪一规律？(1)6C

1s22s22p2p2p(2)21Sc

1s22s22p63s23p63d3(3)22Ti

1s22s22p63s23p10【解析】从电子排布遵循的原则入手，看是否符合能量最低原理、泡利原理、洪特规则及其特例。【答案】

(1)洪特规则(2)能量最低原理(3)泡利原理互动探究Ⅰ.写出(3)的正确的电子排布式，并写出其电子排布图。Ⅱ.若(2)中21Sc的电子排布式为1s22s22p63s23p64s24p1正确吗？若不正确违反哪一条规则？【提示】【误区警示】

(1)在书写基态原子的电子排布图时，常出现以下几种错误：(2)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前。例如，Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，正确；Fe：1s22s22p63s23p64s23d6，错误。变式训练2

比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。(1)2s________3s

(2)2s________3d(3)3px________3pz (4)3p________3s(5)4f________6f (6)3d________4s(7)4f________6p解析：本题所考查的是不同原子轨道的能量高低。相同电子层上原子轨道能量的高低：ns＜np＜nd＜nf；形状相同的原子轨道能量的高低：1s＜2s＜3s＜4s……；能层、能级均相同的原子轨道能量相等：3px＝3py＝3pz；对于处在不同能层的不同的能级，电子排布的先后次序为：ns、(n－2)f、(n－1)d、np。答案：(1)＜(2)＜(3)＝(4)＞(5)＜(6)＞(7)<原子的核外电子排布的表示方法原子结构示意图意义将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子实例

电子排布式意义用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式实例K：1s22s22p63s23p64s1简化电子排布式意义为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示实例K：[Ar]4s1价电子排布式意义主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即外围电子排布式实例Al：3s23p1电子排布图意义每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子实例特别提醒：(1)电子排布式在书写时特别注意如Cr、Cu等符合洪特规则特例的元素。(2)上述五种表示核外电子排布的方法中，电子排布图最能反映电子的排布情况。例3

按要求填空。(1)11Na的电子排布式______________________________________。(2)20Ca的价电子排布式___________________________________。(3)35Br－的离子结构示意图________________________________________________________________________。(4)7N的电子排布图________________________________________________________________________。【思路点拨】本题在书写核外电子排布式时注意以下三点：(1)确定原子序数。(2)按照能量最低原理将电子排在能量由低到高的原子轨道上。(3)排布中遵循泡利原理、洪特规则。【解析】本题主要考查电子排布式、电子排布图和微粒结构示意图，其中，电子排布式是书写其余两种排布图的基础，11Na：1s22s22p63s1；20Ca：1s22s22p63s23p64s2，其价电子排布式为：4s2；35Br－的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p6，故离子结构示意图为：；7N的电子排布式为：1s22s22p3，电子排布图为：【答案】

(1)1s22s22p63s1

(2)4s2【规律方法】

(1)刚接触此类题目时，若直接书写电子排布式有困难，可先写出原子的原子结构示意图，再据此写出电子排布式，如(2)1～36号元素核外电子排布的特殊性①最外层只有1个未成对电子的元素：ⅠA族(ns1：H、Li、Na、K)，ⅢA族(ns2np1：B、Al、Ga)，ⅦA族(ns2np5：F、Cl、Br)及Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)；最外层有2个未成对电子的元素：ⅣA族(ns2np2：C、Si、Ge)，ⅥA族(ns2np4：O、S、Se)；最外层有3个未成对电子的元素：ⅤA族(ns2np3：N、P、As)。②核外电子排布中，未成对电子数最多的元素：Cr(3d54s1，共有6个未成对电子)。变式训练3下列3d能级的电子排布图正确的是(

)解析：选B。A、D中同一个原子轨道内电子的自旋方向相同，违反了泡利不相容原理；C违反了洪特规则。第二节原子结构与元素的性质学习目标1.了解元素周期表与原子结构的关系。2.掌握同周期主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性、原子半径的变化规律。3.掌握同主族元素从上到下，金属性和非金属性、原子半径的变化规律。4.能说出元素电离能、电负性的含义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。

课堂互动讲练课前自主学案知能优化训练第二节原子结构与元素的性质课前自主学案一、元素周期系1．碱金属元素基态原子的电子排布碱金属原子序数周期基态原子的电子排布式锂3二1s22s1或[He]2s1钠11三1s22s22p63s1或________[Ne]3s1碱金属原子序数周期基态原子的电子排布式钾19四_________________或[Ar]4s1铷37五________________________或[Kr]5s1铯55六1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1或_________1s22s22p63s23p64s11s22s22p63s23p63d104s24p65s1[Xe]6s1思考感悟1.由碱金属元素在周期表中的位置和价电子排布式，可以看出碱金属元素所在的周期与电子层数有何关系？【提示】碱金属元素的周期数＝电子层数。2．元素周期系的形成(1)周期系的形成随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现__________，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现_____________；这样形成一个_______，循环往复形成周期系。碱金属稀有气体周期(2)原因：___________________的周期性重复。原子核外电子排布二、元素周期表1．周期表的结构2．周期与族(1)周期：具有相同的____________的元素按照原子序数_______的顺序排列成的一个横行。(2)族：周期表中，有____个纵列，除____________三个纵列叫第Ⅷ族外，其余15个纵列每一个纵列标作一族。电子层数递增188、9、10思考感悟2．结合元素周期表，分析各族元素的族序数与价电子排布的关系。【提示】主族元素的价电子排布为ns1～2或ns2np1～5，族序数等于价电子数；零族元素的价电子排布为ns2np6(He除外)；过渡元素ⅠB～ⅡB族元素的价电子排布为(n－1)d10ns1～2，族序数与最外层电子数相等，ⅢB～ⅦB族元素的价电子排布为(n－1)d1～5ns1～2，族序数等于价电子数，Ⅷ族的价电子排布通常为(n－1)d6～8ns2。三、元素周期律和原子半径1．元素周期律元素的性质随____________的递增发生周期性递变的规律。2．原子半径(1)决定因素核电荷数增大越大越小(2)变化规律电子能层数增大不变增大减小思考感悟3．是否电子的能层数多的元素的原子半径一定大于电子的能层数小的元素的原子半径？【提示】不一定，原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。四、电离能1．概念___________________原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的______________叫做第一电离能。2．元素第一电离能的意义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______，原子越容易失去一个电子。气态电中性基态最低能量越小3．元素第一电离能的变化规律(1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现________的趋势。(2)同族元素从上到下第一电离能逐渐_______。增大减小思考感悟【提示】应远大于其第一电离能的2倍。因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能最小，再失去的电子是能级较低的电子，且失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强，从而使电离能越来越大。五、电负性1．键合电子和电负性的含义(1)键合电子元素相互化合时，原子中用于形成___________的电子。(2)电负性用来描述不同元素的原子对_____________吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力________。化学键键合电子越大2．衡量标准以氟的电负性为____和锂的电负性为_____作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。3．递变规律(1)同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐__________。(2)同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐__________。4.01.0变大变小4．应用：判断金属性、非金属性强弱强强金属非金属六、对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与_________的主族元素的电负性接近，有些性质相似，被称为“对角线规则”。如：

右下方课堂互动讲练核外电子排布与元素周期表1．核外电子排布与周期的划分(1)每一周期元素原子的外围电子排布和元素种数周期外围电子排布各周期增加的能级元素种类ⅠA族0族最外层最多容纳电子数一1s11s221s2二2s12s22p682s、2p8周期外围电子排布各周期增加的能级元素种类ⅠA族0族最外层最多容纳电子数三3s13s23p683s、3p8四4s14s24p684s、3d、4p18五5s15s25p685s、4d、5p18六6s16s26p686s、4f、5d、6p32七7s187s、5f、6d(未完)26(未完)(2)核外电子排布与周期划分的关系①根据构造原理，将能量相近的能级分为一组，按能量由低到高可分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。②每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的能层数等于元素的周期序数。2．核外电子排布与族的划分族的划分依据是原子的价层电子排布。(1)同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或nsnp轨道上。价电子数与族序数相同。(2)稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。(3)过渡元素(副族和Ⅷ族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族元素的价电子数与族序数相同。特别提醒：(1)价电子数：主族元素的外围电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属原子的外围电子排布为ns1。副族元素的外围电子与其最外层电子和内层电子有关。如铁元素原子的外围电子排布为3d64s2。(2)由元素的价电子层排布式可知元素在周期表中的位置，如：3s23p5为第三周期第ⅦA族元素，即，周期数＝电子层数＝最高能层数，主族序数＝价电子数。同样，由主族元素在元素周期表中的位置可以推断其价电子排布式。例1

写出13Al、24Cr、26Fe、33As等元素原子的电子排布式，并判断它们在元素周期表中的位置。13Al：____________________________24Cr：__________________________________________26Fe：________________________________________________________________________33As：________________________________________________________________________【解析】

Al的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1，其最大能层数为3，所以其周期为第三周期；其价电子总数(外围电子总数)为3，所以其位于第ⅢA族。Cr的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，其最大能层数为4，所以其周期为第四周期；其价电子总数(外围电子总数)为6且具有d轨道，所以其位于第ⅥB族。Fe的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，其最大能层数为4，所以其周期为第四周期；其价电子总数(外围电子总数)为8，所以其位于第Ⅷ族。As的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，其最大能层数为4，所以其周期为第四周期；其价电子总数(外围电子总数)为5，所以其位于第ⅤA族。【答案】

Al：1s22s22p63s23p1第三周期第ⅢA族Cr：1s22s22p63s23p63d54s1第四周期第ⅥB族Fe：1s22s22p63s23p63d64s2第四周期第Ⅷ族As：1s22s22p63s23p63d104s24p3第四周期第ⅤA族【规律方法】原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。(1)原子核外电子层数决定所在周期数；周期数＝最大能层数(钯除外，46Pd：[Kr]4d10，最大能层数是4，但是在第五周期)。(2)外围电子总数决定排在哪一族。如29Cu：3d104s1,10＋1＝11尾数是1且有d轨道，所以是ⅠB族。变式训练1

X、Y、Z是ⅠA→ⅦA族的三种非金属元素，它们在周期表中的位置如图所示，试回答：(1)X元素单质的化学式是__________________________________。(2)Y元素的原子结构示意图是_________________________________。Y与Na所形成化合物的电子式为_________________________________。XYZ(3)Z元素的名称是________，从元素原子得失电子的角度看，Z元素具有________性，若从Z元素在周期表中所处位置看，它具有这种性质的原因是________________________________________，其价电子排布式为________________。解析：在元素周期表中，非金属元素位于元素周期表中的右上方，三元素均为非金属元素，必位于ⅤA、ⅥA、ⅦA三个主族，则可认定X必为氟，Y为硫，Z为砷。答案：(1)F2元素周期表的分区1．根据核外电子排布(1)分区(2)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点分区元素分布外围电子排布元素性质特点s区ⅠA、ⅡA族ns1～2除氢外都是活泼金属元素p区ⅢA族～ⅦA族、0族ns2np1～6(He除外)最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑)分区元素分布外围电子排布元素性质特点d区ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(n－1)d1～9ns1～2(Pd除外)d轨道也不同程度地参与化学键的形成ds区ⅠB族、ⅡB族(n－1)d10ns1～2金属元素f区镧系、锕系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近2.根据元素金属性与非金属性特别提醒：(1)过渡元素均为金属元素，但金属元素却不都是过渡元素，如碱金属、碱土金属等。(2)处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，被称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。例2

在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起，据此，人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号，如图所示。(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子的电子云形状为____________。(2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，它常见离子的电子排布式为____________。(3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子排布式为____________。(4)在p区中，第二周期ⅤA族元素原子的价电子的电子排布图为____________。(5)当今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们处在元素周期表的________区中。【解析】

(1)s区包括ⅠA族和ⅡA族，族序数最大、原子序数最小的元素应是第二周期ⅡA族的Be，其电子排布式为1s22s2，价电子排布式为2s2，其电子云形状为球形。(2)d区包括ⅢB～ⅦB族和Ⅷ族，其中族序数最大、原子序数最小的元素应该是第四周期Ⅷ族的Fe。Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。Fe的常见离子为Fe2＋和Fe3＋。(3)ds区包括ⅠB族和ⅡB族，族序数最大、原子序数最小的元素是Zn，ⅡB族价电子的电子排布结构特征是(n－1)d10ns2，故Zn的价电子排布式为3d104s2。(4)在p区中，位于第二周期ⅤA族的元素是N，其最外层电子排布式为2s22p3，则电子排布图为：(5)铀和钚在f区。【答案】

(1)球形(2)Fe2＋：1s22s22p63s23p63d6；Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5

(3)3d104s2互动探究(1)某元素的价电子排布式为：4d55s1该元素位于元素周期表中的哪一区？(2)所有非金属元素都在p区吗？【提示】

(1)因其价电子排布为4d55s1，故其位于元素周期表中的d区；(2)绝大多数非金属元素在p区，但H却位于s区。【规律方法】

(1)主族元素的价电子总数等于族序数，s区元素价电子特征排布为ns1～2，价电子数等于主族序数。p区元素价电子特征排布为ns2np1～6，价电子总数等于主族序数。(2)s区、d区、ds区都是金属元素(氢元素除外)s区有2个纵列，d区有8个纵列，ds区有2个纵列；从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区(H除外)、d区、ds区都是金属元素。变式训练2

下列说法中正确的是(

)A．所有金属元素都分布在d区和ds区B．最外层电子数为2的元素都分布在s区C．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素D．s区均为金属元素解析：选C。s区除H外均为金属元素，故D项错误；B项如He、Zn等虽最外层电子数为2但却不是s区元素。周期表中ⅢB族～ⅡB族为过渡元素，全部为金属元素。比较微粒半径大小的方法原子半径(1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小(稀有气体除外)。例：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)(2)同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。例：r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)离子半径(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)(2)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。例：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。例：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)(4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)特别提醒：可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小：“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，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。例3

具有相同电子层结构的三种微粒An＋、Bn－和C，下列分析正确的是(

)A．原子序数关系：C>B>AB．微粒半径关系：r(Bn－)<r(An＋)C．微粒C是稀有气体元素的原子D．原子半径关系是：r(A)<r(B)<r(C)【思路点拨】解答本题要注意以下两点：(1)据电子层结构相同推测三种元素在周期表中的位置关系，进而进行原子序数和原子特点的推断。(2)分析微粒特点，选择合理的方法比较半径大小。【解析】设C的原子序数为Z，则A的原子序数为Z＋n，B的原子序数则为Z－n，则原子序数大小顺序为A>C>B，A项错误；因An＋和Bn－具有相同的电子层结构，阴离子半径大于阳离子半径，即r(Bn－)>r(An＋)，B项错误；An＋、Bn－都应具有稀有气体原子的电子层结构，C的电子层结构与An＋、Bn－相同，所以C必为稀有气体元素的原子；B、C为同一周期的元素，而A应处于B、C的下一周期，故A的原子半径应大于B。故C项正确，D项错误。【答案】

C解析：选C。从Li＋到Cs＋，最外层电子均达到稳定结构，电子层数依次增多，半径依次增大，①正确；从F－到I－，最外层电子排布相同，电子层数依次增多，半径依次增大，②正确；Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－、O2－的核外电子排布相同，核电荷数越大，对核外电子的引力越强，离子半径越小，③错，正确排序是r(Al3＋)＜r(Mg2＋)＜r(Na＋)＜r(F－)＜r(O2－)；Fe3＋、Fe2＋、Fe的核电荷数相同，失电子越多，其半径越小，④错，正确排序是r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe)。电离能的有关规律及其应用1．电离能的有关规律(1)第一电离能①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。(2)逐级电离能①原子的逐级电离能越来越大。首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。②当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。如表所示钠、镁、铝的电离能(kJ·mol－1)元素电离能

NaMgAlI1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致。金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。例如，碱金属元素Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能分别为520kJ·mol－1、496kJ·mol－1、419kJ·mol－1、403kJ·mol－1、376kJ·mol－1，由此可知，气态锂原子最不易失去电子。但在溶液中锂原子的金属活动性却最强，其主要原因是锂原子形成水合离子时放出的能量最多。2．电离能的应用(1)判断元素原子核外电子的分层排布，这是由于层与层之间电离能相差很大，电离能数值在层与层电子之间呈突跃性变化，而同层内电离能数值差别相对较小，如Na的第一到第七级电离能分别为(单位kJ·mol－1)：496、4562、6912、9543、13353、16610、20114。从中明显看出在第一、第二电离能之间有突跃，故可判断Na最外层只有1个电子。(2)判断金属原子在气态时失去电子的难易。(3)判断主族元素在元素周期表中的族序数、价电子数，进而确定其最高化合价。特别提醒：由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族的Be、Mg、Ca的第一电离能较同周期ⅢA族的B、Al、Ga的第一电离能要大；ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，为全充满较稳定状态，而ⅤA族元素的最外层电子排布为np3，为半充满状态，比ⅥA族的np4状态稳定。例4

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________(填写编号)。①E(砷)>E(硒)②E(砷)<E(硒)③E(溴)>E(硒) ④E(溴)<E(硒)(3)估计1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：________<E<________。(4)10号元素E值较大的原因是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。【解析】此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；从H到He；Li到Ne；从Na到Ar，均呈现明显的周期性变化。(2)从第二、三周期可以看出，第ⅢA和ⅣA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可推测E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。(3)根据同主族、同周期规律可以推测：E(K)<E(Ca)<E(Mg)。(4)10号元素是稀有气体氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。【答案】

(1)随着原子序数增大，E值变小周期性(2)①③

(3)419

738

(4)10号元素为氖，该元素原子最外层电子排布已达到8电子稳定结构互动探究(1)图中所给的主族元素中E值最大的元素是什么？(2)若Na的第二、第三电离能为：4562kJ/mol、6912kJ/mol，则Na的常见化合价是多少？【提示】

(1)主族元素中第一电离能最大的为F；(2)Na的前三级电离能分别为496kJ/mol、4562kJ/mol、6912kJ/mol，第一电离能与第二电离能差别较大，故Na常见的化合价为＋1价。【误区警示】同一周期的主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势，原因是核电荷数增多，而能层数不变，原子核对核外电子的吸引力增大；由于第一电离能与原子核外电子排布有关，所以在解答此类题目时注意第一电离能的总体变化趋势与个别元素的反常现象。变式训练4有A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的核外四个电子的电离能数据如下：元素I1/eVI2/eVI3/eVI4/eVA5.147.371.798.9B5.718.828.4119.9C9.318.2153.9217.7D7.615.080.1190.3E5.975.6122.4无由表中数据可知，元素符号依次为A__________，B______________，C______________，D______________，E______________。解析：首先可以确定E为Li，因为其核外只有3个电子；由电离能的数据出现的突跃情况可以判断A、E元素最外层只有1个电子，B元素最外层有3个电子，C、D元素最外层各有2个电子；由于是短周期元素，根据第一电离能的数据结合周期表中同一周期、同一主族的递变趋势可以确定A是Na，B是Al，C是Be，D是Mg。答案：Na

Al

Be

Mg

Li电负性的应用1．判断元素的金属性和非金属性及其强弱(1)金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。(2)金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。2．判断元素的化合价(1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；(2)电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。3．判断化学键的类型一般认为：(1)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；(2)如果两个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。4．元素“对角线”规则在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当。表现出的性质相似。特别提醒：(1)元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。(2)元素电负性的概念最先是由鲍林于1932年在研究化学键性质时提出来的。以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，然后根据化学键的键能推算其他元素的相对电负性的数值，后人做了更精确的计算，数值有所修改。例5

有A、B、C、D、E5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性为2.5,3.5,0.8,2.1,1.5，请回答下列问题：(1)A是________，B是________，C是________，D是________，E是________(用化学符号填空，下同)(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是________，非金属性最强的是________。(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显________价，其他元素显________价。(4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是________，有共价键的是____________________。【思路点拨】解答本题时注意以下三点(1)电负性的递变规律。(2)由电负性判断元素种类的方法。(3)由电负性差值判断化学键类型。【解析】

A、E均为ⅠA族元素且E为金属元素，则A为H，由于B、D为同族且最外层的p能级电子数为s能级电子数的两倍，则B、D的价电子排布为ns2np4为ⅥA族元素，则B为O，D为S，E为K，C为3s23p1为Al。五种元素中，属于金属的是Al、K，且活泼性：K>Al，则K的电负性为0.8，Al的电负性为1.5；属于非金属的是H、S、O，非金属性：O>S>H，则电负性O为3.5，S为2.5，H为2.1；当O与H、S、Al形成化合物时，由于O的电负性大，所以O为负价，其他元素为正价。当形成化合物时，电负性差值大于1.7为共价键，电负性差值小于1.7的为离子键。【答案】

(1)H

O

Al

S

K(2)K

O

(3)负正(4)Al2O3、K2O

H2O、SO2、SO3互动探究(1)Be的电负性也为1.5，则Be能否与强碱溶液反应？

(2)比较B与Cl元素的非金属性强弱。【提示】

(1)Be与Al处于对角线位置，由于Al能与强碱溶液反应，所以Be也能与强碱溶液反应。(2)O的电负性为3.5，Cl的电负性为3.0，所以非金属性：O>Cl。【误区警示】

并不是所有电负性差大于1.7的元素都形成离子化合物，如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物，应注意这些特殊情况。变式训练5已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8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1.5、1.5、0.7，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变化(2)离子化合物共价化合物共价化合物共价化合物章末优化总结

章末优化总结知识网络构建章末综合检测知识网络构建第一节共价键学习目标1.知道共价键的主要类型σ键和π键。2.能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。3.结合实例说明“等电子原理”的应用。

课堂互动讲练课前自主学案知能优化训练第一节共价键课前自主学案一、共价键1．概念原子间通过______________形成的化学键。共用电子对3．类型(1)σ键形成成键原子的s轨道或p轨道“__________”重叠而形成类型s­s型s­p型p­p型头碰头特征以形成化学键的两原子核的_______为轴作旋转操作，共价键电子云的图形__________，这种特征称为__________；σ键的强度_______连线不变轴对称较大(2)π键形成由两个原子的p轨道“___________”重叠形成p­pπ键特征π键的电子云具有____________性，即每个π键的电子云由两块组成，分别位于由_____________构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为___________；π键_________旋转；不如σ键牢固，较易_________肩并肩镜像对称两原子核镜像不能断裂思考感悟1.所有的共价键都有方向性吗？【提示】并不是所有的共价键都有方向性，如s­sσ键就没有方向性。二、键参数——键能、键长与键角概念作用键能___________原子形成1mol化学键________的最低能量键能越大，键越_______，越不易__________键长形成共价键的两个原子之间的___________键长越短，键能_______，键越________键角两个_________之间的夹角表明共价键有__________，决定分子的___________气态基态释放稳定被打断核间距共价键越大稳定方向性立体构型思考感悟2．试从键长和键能的角度分析卤素氢化物稳定性逐渐减弱的原因。【提示】卤素原子从F到I原子半径逐渐增大，分别与H原子形成共价键时，按H－F、H－Cl、H－Br、H－I，键长逐渐增长，键能逐渐减小，故分子的稳定性逐渐减弱。三、等电子原理1．等电子原理及等电子体等电子原理：___________相同、____________相同的分子具有相似的________________，它们的许多性质是相近的。满足等电子原理的分子称为等电子体。原子总数价电子总数化学键特征2．等电子体实例CO和N2具有相同的原子总数和相同的价电子总数，属于等电子体，其性质对比如下：分子熔点/℃沸点/℃在水中的溶解度(室温)分子解离能/kJ·mol－1分子的价电子总数CO－205.05－191.492.3mL107510N2－210.00－195.811.6mL94610思考感悟3.根据所学知识和等电子原理，试举出几种等电子体。【提示】

H2O和H2S，SO2和O3，CO2和CS2，卤素的氢化物。课堂互动讲练共价键的特征和类型1．共价键的特征(1)饱和性因为每个原子所能提供的未成对电子的数目是一定的，因此在共价键的形成过程中，一个原子中的一个未成对电子与另一个原子中的一个未成对电子配对成键后，一般来说就不能再与其他原子的未成对电子配对成键了，即每个原子所能形成共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的，所以共价键具有饱和性。(2)方向性除s轨道是球形对称的外，其他的原子轨道在空间都具有一定的分布特点。在形成共价键时，原子轨道重叠的愈多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固，因此共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，所以共价键具有方向性。2．类型分类标准类型共用电子对数单键、双键、三键共用电子对的偏移程度极性键、非极性键原子轨道重叠方式σ键、π键3.σ键与π键键类型σ键π键原子轨道重叠方式沿键轴方向“头碰头”重叠沿键轴方向“肩并肩”重叠原子轨道重叠部位两原子核之间，在键轴处键轴上方和下方，键轴处为零原子轨道重叠程度大小键的强度较大较小特别提醒：(1)s轨道与s轨道重叠形成σ键时，电子不是只在两核间运动，而是电子在两核间出现的概率增大。(2)因s轨道是球形的，故s轨道和s轨道形成σ键时，无方向性。两个s轨道只能形成σ键，不能形成π键。(3)两个原子间可以只形成σ键，但不能只形成π键。例1【解析】

A项S原子的价电子构型是3s23p4，有2个未成对电子，并且分布在相互垂直的3px和3py轨道中，当与两个H原子配对成键时，形成的两个共价键间夹角接近90°，这体现了共价键的方向性，是由轨道的伸展方向决定的。B项N2分子中有三个化学键，其中有一个σ键、两个π键。C项，两个原子形成的共价键，首先有一个σ键，其余为π键。D项，σ键的重叠程度比π键大，故键能σ键大于π键。【答案】

D【规律方法】

σ、π键存在的规律(1)共价单键全部是σ键。(2)共价双键中，一个是σ键，一个是π键。(3)共价三键中，一个是σ键，两个是π键。变式训练1关于乙醇分子的说法正确的是(

)A．分子中共含有8个极性键B．分子中不含非极性键C．分子中只含σ键

D．分子中含有1个π键解析：选C。乙醇的结构式为共含有8个共价键，其中C—H、C—O、O—H键为极性键，共7个，C—C键为非极性键。由于全为单键，故无π键。键参数与分子性质1．一般来讲，形成共价键的两原子半径之和越小，共用电子对数越多，则共价键越牢固，含有该共价键的分子越稳定。如HF、HCl、HBr、HI中，分子的共用电子对数相同(1对)，因F、Cl、Br、I的原子半径依次增大，故共价键牢固程度H—F>H—Cl>H—Br>H—I，因此，稳定性HF>HCl>HBr>HI。2．键长越短，往往键能越大，共价键越稳定。3．键能与键长是衡量共价键稳定性的参数，键角是描述分子立体构型的参数。一般来说，如果知道分子中的键长和键角，这个分子的立体构型就确定了。如氨分子的H—N—H键角是107°，N—H键的键长是101pm，就可以断定氨分子是三角锥形分子，如图：4．F—F键键长短，键能小的解释氟原子的半径很小，因此其键长短，而由于键长短，两氟原子形成共价键时，原子核之间的距离很近，排斥力很大，因此键能不大，F2的稳定性差，很容易与其他物质反应。特别提醒：(1)通过键长、键角可以判断分子的立体构型。(2)键长不是成键两原子半径的和，而是小于其半径的和。5．键能与化学反应的能量变化关系(1)化学反应过程中，旧键断裂吸收的总能量大于新键形成所放出的总能量，则反应为吸热反应，吸热反应使反应体系的能量增加，故规定反应的热量变化ΔH为“＋”。化学反应过程中，旧键断裂所吸收的总能量小于新键形成放出的总能量，则反应为放热反应，放热反应使反应体系的能量降低，故规定反应的热量变化ΔH为“－”。(2)利用键能计算反应的热量变化(ΔH)ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。例2

从实验测得不同物质中氧—氧键之间的键长和键能数据如下表，其中X、Y的键能数据尚未测定，但可根据规律推导键能的大小顺序为W＞Z＞Y＞X。该规律是(

)A．成键时电子数越多，键能越大B．键长越长，键能越小C．成键所用的电子数越少，键能越大D．成键时电子对越偏移，键能越大【思路点拨】解答本题要注意以下两点：(1)键长越长键能越小。(2)共价键的本质：自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对时，原子轨道发生重叠。【答案】

B【误区警示】

(1)键能与键长反映键的强弱程度，键长与键角用来描述分子的立体构型。(2)对键能的概念把握不准，容易忽略键能概念中的前提条件——气态基态原子。变式训练2

(2011年黄冈高二检测)能够用键能的大小作为主要依据来解释的是(

)A．常温常压下氯气呈气态而溴单质呈液态B．硝酸是挥发性酸，而硫酸、磷酸是不挥发性酸C．稀有气体一般难发生化学反应D．空气中氮气的化学性质比氧气稳定解析：选D。共价分子构成物质的状态与分子内共价键的键能无关；物质的挥发性与分子内键能的大小无关；稀有气体是单原子分子，无化学键，难发生化学反应的原因是它们的价电子已形成稳定结构；氮气比氧气稳定是由于N2分子中形成共价键的键能(946kJ/mol)比O2分子中共价键键能(497.3kJ/mol)大，在化学反应中更难于断裂。第二节分子的立体构型学习目标1.了解共价键分子结构的多样性和复杂性。2.认识价层电子对互斥理论、杂化轨道理论和配合物理论。3.能根据有关理论判断简单分子或离子的立体构型。4.会判断简单配合物的成键情况，了解简单配合物的命名方法。5.简单了解分子立体结构的测定办法。

课堂互动讲练课前自主学案知能优化训练第二节分子的立体构型课前自主学案一、形形色色的分子分子的立体构型：两个以上原子构成的分子中的原子的空间关系问题。1．三原子分子的立体构型有直线形和V形两种。如：化学式电子式结构式键角分子的立体模型立体构型CO2

_____________H2O

______________180°105°直线形V形2.四原子分子大多数采取平面三角形和三角锥形两种立体构型。如：化学式电子式结构式键角分子的立体模型立体构型CH2O________________NH3________________120°107°平面三角形三角锥形3.五原子分子的可能立体构型更多，最常见的是正四面体形。如：化学式电子式结构式键角分子的立体模型立体构型CH4____________________CCl4____________________109°28′109°28′正四面体形正四面体形思考感悟1.五原子分子都是正四面体结构吗？【提示】不是，如CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3等，虽为四面体结构，但由于碳原子所连的四个原子不相同，四个原子电子间的排斥力不同，使四个键的键角不再相等，所以并不是正四面体结构。二、价层电子对互斥理论1．价层电子对互斥理论(VSEPR)分子中的价层电子对(包括____________和_________________________)由于___________作用，而趋向尽可能彼此远离以减小_______，分子尽可能采取________的立体构型。电子对之间的夹角越大，排斥力_______。σ键电子对中心原子上的孤电子对相互排斥斥力对称越小2．价层电子对的确定方法思考感悟3．VSEPR模型的用途预测分子或离子的____________。(1)中心原子上的价电子都用于形成共价键的分子的立体构型立体构型ABn价层电子对数电子对排布方式立体构型键角范例n＝2______________180°CO22直线形ABn价层电子对数电子对排布方式立体构型键角范例n＝3__________________120°BF3n＝4___________________109°28′CH4平面三角形正四面体形34(2)中心原子上有孤电子对的分子的立体构型对于中心原子上有孤电子对(未用于形成共价键的电子对)的分子，中心原子上的孤电子对也要占据中心原子周围的空间，并互相排斥使分子呈现不同的立体构型。见下表。化学式结构式含孤电子对的VSEPR模型分子或离子的立体构型分子或离子的立体构型名称H2O_______NH3________V形三角锥形化学式结构式含孤电子对的VSEPR模型分子或离子的立体构型分子或离子的立体构型名称HCN_______H3O＋________SO2_______直线形三角锥形V形三、杂化轨道理论简介1．杂化与杂化轨道(1)概念①轨道的杂化原子内部____________的原子轨道重新组合生成与原轨道数_________的一组新轨道的过程。②杂化轨道杂化后形成的新的_____________的一组原子轨道。能量相近相等能量相同(2)类型杂化类型spsp2sp3参于杂化的原子轨道及数目1个s轨道和1个p轨道1个s轨道和2