【2014年备考】2013版化学全程复习方略课件（鲁科版）：选修3.1原子结构.ppt

1、第1章 原子结构,1.了解原子核外电子的排布原理及能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136号)原子核外电子、价电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。 2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质。 3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。 4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。,一、原子核外电子排布及表示方法 1.电子层、能级及其最多所容纳的电子数的关系,K,L,M,2,8,18,N,32,2n2,2.原子轨道,s,3,5,7,球形,哑铃形,nsnpndnf,1s2s3s4s,相等,3.基态原子核外电子排布 (1)能量最低原则。 电子先占有_的轨

2、道，然后进入_的轨道，使整 个原子的能量处于_状态。 (2)泡利不相容原理。 一个原子轨道中最多只能容纳_电子，且这两个电子的自 旋方向必须_。 (3)洪特规则。 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 尽可能_的轨道，且自旋方向_。,能量低,能量高,最低,两个,相反,分占不同,相同,4.基态原子核外电子排布的表示方法(以S为例),1s22s22p63s23p4,3s23p4,二、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)一个能级组最多所能容纳的电子数等于对应周期所包含的 _,周期表中的7个周期分别对应7个能级组。 (2)周期数=_。 2.核外电子排布与族的划

3、分 (1)主族。 一般来说，同主族元素的_相同。 主族元素的价电子全部在最外层的_轨道上。 主族元素所在族的序数等于该元素原子的_。,元素种数,电子层数,价电子排布,ns或np,价电子数,(2)副族。 BB族元素原子的价电子的数目与_相同。 B族和B族则是根据_轨道上是有一个还是两个电子来 划分的。,族序数,ns,三、元素周期律 1.电离能、电负性,失电,子,吸引,电子,2.原子结构与元素性质的递变规律,同周期（从左右）,同主族（从上下）,原子核外电 子排布,原子半径,元素主要化 合价,项目,同周期（从左右）,同主族（从上下）,原子得、失 电子能力,元素的第一电离能,元素的电负性,项目,元素金

4、属性、 非金属性,基态原子核外电子排布的表示方法 1核外电子排布规律 (1)排布原则：能量最低原理；泡利不相容原理；洪特规则。 (2)能级交错现象：原子核外电子在填充原子轨道的过程中，并不是按电子层由里到外逐渐排布，不同电子层的不同能级的能量高低有交错现象,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。原子核外电子的排布顺序是：,(3)当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为： 1s22s

5、22p63s23p63d54s1，而不是：1s22s22p63s23p63d44s2。,2表示方法 (1)电子排布式。 按电子填入各能级的顺序，用能级符号依次写出各能级中电子数的式子。符号含义图示如下(以H为例)：,(2)轨道表示式。 用小圆圈表示一个原子轨道，用箭头“”或“”表示自旋方向不同的电子。如He原子轨道表示式为： (3)价电子排布式。 外层原子轨道的电子排布式，对主族元素来说就是其最外层电子排布式。,【高考警示钟】 (1)在写基态原子的轨道表示式时，常出现以下错误： (2)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n-1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n-1)d放在ns前

6、，如Fe:1s22s22p63s23p63d64s2正确， Fe:1s22s22p63s23p64s23d6错误。,【典例1】已知 X、Y、Z、W、Q、R、E七种元素中，原子序数XYZWQRE，其结构或性质信息如表。,请根据信息回答有关问题： (1)元素X的原子核外共有_种不同运动状态的电子，有_种不同能级的电子。 (2)元素Y原子中能量最高的是_电子，其原子轨道呈 _形。 (3)Z元素的元素符号为_，其轨道表示式为_；Q的基态电子排布式为_，R的元素符号为_，E元素原子的价电子排布式为_。 (4)含有元素W的盐的焰色反应为_色，许多金属盐都可以发生焰色反应，其原因是_。,【解题指南】解答本题

7、时要注意以下两点： (1)根据表格中的每条信息具体分析元素的种类，特别注意构造原理和电子排布规律的应用。 (2)注意题目要求中“电子排布式”和“价电子排布式”的区别。 【解析】(1)X原子的L层上s电子数等于p电子数，即其电子排布式为1s22s22p2，故X为碳元素，其原子核外共有6种不同运动状态的电子，有3种不同能级的电子；,(2)因Y元素s轨道最多容纳2个电子，所以n=2，其原子最外层电子排布式为2s22p21，其能量最高的电子是2p电子，原子轨道呈哑铃形； (3)原子的M层上有1个未成对的p电子，可能为Al或Cl，单质常温、常压下是气体的只有Cl元素，故Z为氯元素，Q为铬元素，基态原子的

8、电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1； R元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成+3价离子，其原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d64s2即26号元素Fe；,根据题意要求， E元素的电子排布式： 1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号元素Cu，价电子排布式为3d104s1； (4)钾元素的焰色为紫色，激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以一定波长(可见光区域)光的形式释放能量，形成不同的颜色。,答案：(1)6 3 (2)2p 哑铃 (3)Cl 1s22s22p63s23p63d54s1 Fe 3d104s1 (

9、4)紫 激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以一定波长(可见光区域)光的形式释放能量，形成不同的颜色,【互动探究】(1)若E元素基态原子的N层没有成对电子，只有一个未成对电子，那么该原子的M层未成对电子数最大可以是多少？ 提示：M层未成对电子数最大是5个，如最外层电子排布为3d54s1的Cr。 (2)Y元素的氢化物与其最高价氧化物对应的水化物能够发生反应，试写出反应的离子方程式。 提示：NH3 +H+ = 。,电负性和电离能的应用 1电离能 (1)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。 (2)判断元素的化合价。 如果某元素的In1In，则

10、该元素的常见化合价为n，如钠元素I2 I1，所以钠元素的化合价为1。,(3)判断核外电子的分层排布情况。 多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 (4)反映元素原子的核外电子排布特点。 同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。,2.电负性 (1)判断金属性与非金属性的强弱。 金属的电负性一般小于2.0，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼； 非金属的电负性一般大于2.0，非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 (2)判断元素在化合物中的

11、价态。 电负性大的元素易呈现负价； 电负性小的元素易呈现正价。,(3)判断化学键类型。 电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键； 电负性差值小的元素原子之间形成的化学键主要是共价键。,【高考警示钟】 (1)第2、3、4周期的同周期主族元素，第A族(ns2np0)和第A族(ns2np3)，因p轨道处于全空和半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的A和A族元素，如第一电离能MgAl，PS。 (2)利用“电负性与2的关系”判断金属性与非金属性只是一般规律，不是绝对的，如第族元素。利用电负性的差值判断化学键类型也不是绝对的。,【典例2】根据信息回答下列问题： (1)如图是部分

12、元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。,认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断NaAr元素中，Al的第一电离能的大小范围为_Al _(填元素符号)； 图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第_ 周期第_族； (2)已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：,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。 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_；,通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围_； 判断下

13、列物质是离子化合物还是共价化合物： ALi3N BBeCl2 CAlCl3 DSiC .属于离子化合物的是_； .属于共价化合物的是_； 请设计一个实验方案证明上述所得到的结论_ _ _。,【解题指南】解答本题时要注意以下两点： (1)第一电离能的大小排序不仅要考虑到同周期的递变规律以及特殊性，还要注意同主族的比较； (2)离子化合物和共价化合物的比较方法是看物质在熔融状态下的导电性而非水溶液中的导电性。 【解析】(1)由信息所给的图可以看出，同周期的第A族元素的第一电离能最小，而第A族元素的第一电离能小于第A族元素的第一电离能，故NaAlMg。 图中电离能最小的应是碱金属元素Rb，在元素周期

14、表中第5周期第A族。,(2)元素的电负性是元素的基本性质，且随着原子序数的递 增呈周期性变化。 根据电负性的递变规律：同周期从左到右电负性逐渐增 大，同主族从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电 负性NaMgCa，最小范围应为0.91.5。 根据已知条件及表中数值：Li3N电负性差值为2.0，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。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。 答案：(1)Na Mg

15、5 A (2)随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化 0.91.5 .A .B、C、D 测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物,【误区警示】(1)确定元素在周期表中的位置时，族的类别要用“A”、“B”来区分，族序数用罗马数字表示。 (2)Al元素的第一电离能因不注意规律易错，认为比镁的大。,元素位、构、性互推 元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的性质，故三者之间可相互推断。 三者的关系可归纳如下：,【高考警示钟】 1.元素周期表中的递变规律(“三角” 规律) 若A、B、C三种

16、元素位于元素周期表中 如图所示位置，则有关的各种性质均 可排出顺序(但D不能参与排列)。 (1)原子半径：CAB;(2)金属性：CAB;(3)非金属性:BAC。,2.元素周期表中的相似规律 (1)同主族元素性质相似(因为最外层电子数均相同)； (2)元素周期表中位于对角线位置(图中A、D位置)的元素性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等； (3)相邻元素性质差别不大。,【典例】下图是各个原子的性质和原子序数(120)的关系图，各图的纵轴可能代表下列的某一性质：质量数、质子数、中子数、最高正价、原子半径相对大小、第一电离能。图3中原子序数8、9在纵轴上没有对应的数值。,(1)图1图4的纵

17、轴分别代表_、_、_、_。 (2)已知aA、bB、cC、dD、eE、gG六种元素原子序数依次增大， 原子半径按A、E、D、C、B、G的顺序增大，它们分散在三个 短周期中。B是生命体的构架元素，E是同周期中半径最小的 元素，G的最高价含氧酸的产量是衡量一个国家化工实力的标 志。它们的原子序数存在如下关系：abc， 请根据提供的信息，回答下列问题： 下图是元素周期表前三周期的边界，请将AG六种具体元 素符号填在表中相应的位置。,写出铜与上述某一元素最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式(任写一个，下同)：_ _。,X、Y、Z、W是仅由上述元素组成的四种物质，且有如下转化关系：XYZW。若X为单质，

18、Y、Z、W均为化合物，其相应的化学方程式为)_ _； 若X、Y、Z、W均为化合物，其相应的化学方程式为_ _。(只写一个即可),【解题指南】解答本题注意以下三点： (1)根据元素性质可以推导元素在周期表中的位置。 (2)根据元素在周期表中的位置可以分析元素单质及化合物的转化关系。 (3)元素性质随原子序数的递增呈周期性变化。 【解析】(1)元素的质子数等于该元素的原子序数，故图1纵轴代表质子数。某元素原子的中子数可能等于质子数，也可能大于或小于质子数，故图2纵轴代表中子数。元素的最高正价等于最外层电子数，且O、F无最高正价，故图3纵轴代表最,高正价。从图4中，可以发现元素原子的某种性质随原子序

19、数的递增而呈周期性变化(小大)，且个别元素出现反常现象，故图4纵轴代表第一电离能。 (2)由题意知，A为H，B为C，C为N，D为O，E为F，G为S。依据元素周期表的结构及元素的结构，把具体的元素符号填入周期表中。上述元素最高价氧化物对应的水化物能与铜反应的是浓硫酸和浓硝酸。 本问为开放式问题，符合的化学反应方程式特别多。书写时可采用逐族排查无机反应和分类考虑有机反应的方法。,答案：(1)质子数 中子数 最高正价 第一电离能 (2) Cu2H2SO4(浓) CuSO4SO22H2O(合理即可),CH42O2 CO22H2O或4NH35O2 4NO6H2O或 2H2S3O2 2SO22H2O(合理

20、即可) 3NO2H2O = 2HNO3NO 或SO2NO2=SO3NO(合理即可),【互动探究】(1)试分析B、C、D三种元素电负性的大小顺序； (2)A分别与D、G元素形成的化合物的难易程度及还原性的强弱。 提示：(1)C、N、O三种元素电负性的顺序为CNO。 (2)A与D、G形成的化合物分别为H2O、H2S，由于非金属性OS，故与H2化合时O2S，还原性H2OH2S。,1. 下列说法正确的是( ) A同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多 B电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原则 C 表示的原子能量处于最低状 态 D.正三价阳离子的电子排布式为1

21、s22s22p63s23p63d5的元素 在周期表中位于族,【解析】选D。相同能级的原子轨道数目相同，A错；对于22Ti来说，3p能级共有3个轨道，最多可以排6个电子，如果排10个电子，则违反了泡利原理，B错；C项的电子排布违反了洪特规则，不是基态原子，不处于能量最低状态 ，C错；由离子的电子排布式可推出原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布为3d64s2，因为排布在d、s轨道，所以为副族，因为共有8个价电子，所以为族，D正确。,2.(2012厦门模拟)下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是( ) A.原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为

22、1s22s2的Y原子 B.原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子 C.2p轨道上只有两个电子的X原子与3p轨道上只有两个电子的Y原子 D.最外层都只有一个电子的X、Y原子,【解析】选C。A项，原子核外电子排布式为1s2的X原子是稀有气体，原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子是A族的元素原子，化学性质不同；B项，原子核外M层上仅有两个电子的X原子是A族的元素原子，而原子核外N层上仅有两个电子的Y原子可能是A族、副族或族元素原子，故化学性质不一定相似；C项，2p轨道上只有两个电子的X原子是C原子，3p轨道上只有两个电子的Y原子是Si原子，两者化学性质相似；D项，

23、最外层只有一个电子的原子可能是A族元素原子，也可能是过渡金属原子，故化学性质不一定相似。,【误区警示】此类试题分析时要切记紧紧依靠电子排布式分析，不能只简单的考虑必修中的核外电子排布特点。,3.如图是第3周期1117号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是( ) Ay轴表示的可能是第一电离能 By轴表示的可能是电负性 Cy轴表示的可能是原子半径 Dy轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数,【解析】选B。对于第3周期1117号元素，随着原子序数的增大，第一电离能呈现增大的趋势，但Mg、P特殊，故A项错误；原子半径逐渐减小，故C项错误；形成基态离子转移的电子数依次为：Na为1，Mg为

24、2，Al为3，Si不易形成离子，P为3，S为2，Cl为1，故D项错误。,4.(2012西安模拟)某主族元素R的最高正价与最低负化合价的代数和为4，由此可以判断( ) AR一定是第4周期元素 BR一定是A族元素 CR的气态氢化物比同周期其他元素气态氢化物稳定 DR气态氢化物化学式为H2R,【解析】选D。由于元素的最高正价与最低负化合价的绝对值之和为8，且该元素的最高正价与最低负化合价的代数和为4，该元素为A族中除氧元素之外的其他非金属元素，故A、B两项错误，A族元素气态氢化物最稳定的是水，由于氧元素没有最高正价，因此该元素不可能是氧，C项错误。,5.现有四种元素的基态原子的电子排布式如下： 1s

25、22s22p63s23p4； 1s22s22p63s23p3； 1s22s22p3； 1s22s22p5。 则下列有关比较中正确的是( ) A.第一电离能： B.原子半径： C.电负性： D.最高正化合价：=,【解析】选A。由电子排布式可知：为S，为P，为N，为F。根据元素周期律可知：第一电离能为，A正确；原子半径应是最大，最小，B不正确；电负性应是最大，最小，C不正确；F无正价，、最高正化合价为+5，的最高正化合价为+6，D不正确。,6.某元素原子的价电子排布式为3d104s24p1，根据原子核外电子排布与元素在元素周期表中的位置关系，完成下列各题： (1)该元素处于元素周期表的第_周期，该

26、周期的元素种数是_； (2)该元素处于元素周期表的第_族，该族的非金属元素种数是_； (3)该元素处于元素周期表的_区，该区包括的元素族有_。,【解析】由元素原子的电子排布式或价电子排布式推测元素在周期表中的位置时，要注意，周期数=电子层数，主族元素的族序数=最外层电子数，元素的分区要看最后一个电子进入的轨道名称。 (1)因电子层数为4层，所以为第4周期，第4周期中元素有18种。 (2)因最外层电子数为3，所以是第A族元素，此族中非金属元素只有B。 (3)因最后一个电子进入p轨道，所以此元素为p区元素。 答案：(1)4 18 (2)A 1 (3)p AA族、0族,7.(2011安徽高考)W、X

27、、Y、Z是四种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如图所示。 已知W的一种核素的质量数为18，中子数为10；X和Ne原子的核外电子数相差1；Y的单质是一种常见的半导体材料；Z的电负性在同周期主族元素中最大。,(1)X位于元素周期表中第_周期第_族；W的基态原子核外有_个未成对电子。 (2)X的单质和Y的单质相比，熔点较高的是_(写化学式)；Z的气态氢化物和溴化氢相比，较稳定的是_ (写化学式)。 (3)Y与Z形成的化合物和足量水反应，生成一种弱酸和一种强酸，该反应的化学方程式是_ _。,(4)在25 、101 kPa下，已知Y的气态氢化物在氧气中完全燃烧后恢复至原状态，平均每转移1 mo

28、l 电子放热190.0 kJ，该反应的热化学方程式是_ _。 【解题指南】解答本题要注意以下两点： (1)解答本题的关键信息：“质量数为18，中子数为10”、“常见的半导体材料”、“电负性在同周期主族元素中最大”，这些信息都可以作为解题的突破口。 (2)比较X的单质和Y的单质熔点高低时要先判断晶体类型。,【解析】本题综合考查元素周期表、晶体结构、元素化合物以及热化学方程式等知识。根据题意，W的一种核素的质量数为18，中子数为10，则W为O；X和Ne原子的核外电子数相差1，且原子半径比W大，则X为Na；Y的单质是一种常见的半导体材料，不难推断出Y为Si； Z的电负性在同周期主族元素中最大，且原子

29、半径比O大，而比Na小,不难推出Z为Cl。,答案：(1)3 A 2 (2)Si HCl (3) SiCl43H2O = H2SiO34HCl(其他合理答案均可) (4)SiH4(g)2O2(g) = SiO2(s)2H2O(l) H1 520.0 kJmol1,8.下表是五种主族元素的结构特点及其元素、单质、化合物的性质。,(1)写出X的电子排布式_；其单质的化学性质_ (填“稳定”或“活泼”)，该元素的非金属性_(填“强”或“弱”)，证明其强弱的理由是：_ _。 (2)W的最高价氧化物对应水化物可以与X、Z的最高价氧化物对应水化物反应，写出反应的离子方程式：_， _。 (3)Y元素的电子排布

30、式为_，其在周期表中的位置是第_周期_族。,(4)X的气态氢化物与其最高价氧化物对应的水化物所形成的盐的水溶液的pH_7(填“”、“”或“=”)，理由是_ _(用离子方程式解释)。 (5)X、Y、Z、W、T五种元素中，第一电离能最小的是_ (填元素符号或化学式，下同)，电负性最大的是_， 最小的是_，五种元素两两所形成的化合物中，最有可能是离子化合物的是_。,【解题指南】解答本题时要注意以下两点： (1)“s电子数与p电子数相同”、“黄色火焰”、 “紫色的烟”等信息都可作为解题的突破口。 (2)电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键。 【解析】根据题中信息可推知，X为N；Y的电子层

31、若有2层，则其电子排布式为：1s22s22p4，为O，若有3个电子层则其电子排布式为:1s22s22p63s23p0不符合p电子能量最高所以Y为O；Z为Na；W中n=2，所以其价层电子排布式为3s23p1为Al元素；T为I元素。,(1)由于X为N，所以其核外电子排布式为：1s22s22p3，其单质N2由于两个N原子间以NN结合，所以其化学性质较稳定。 (2)Al(OH)3为两性氢氧化物，既能与强酸反应，又能与强碱反应。 (3)由电子排布式判断元素在周期表中的位置时，先看电子层数，后看最外层电子数。 (4)本题中得到的盐为NH4NO3，其在水溶液中发生水解反应： +H2O NH3H2O+H+，所以该盐溶液显酸性。,(5)由于第一电离能的递变规律是：同周期从左到右呈现增大趋势，同主族从上到下逐渐减小，故第一电离能最小的是Na。电负性的递变规律为同一主族从上到下电负性减小；同一周期从左到右，电负性增大。故电负性最大的为O，最小的为Na，所以Na与O形成的化合物中最有可能存在离子键。,答案：(1)1s22s22p3 稳