【红对勾】高三化学一轮总复习 讲与练13-第1讲 原子结构与性质课件

1、,课 堂 反 馈,课 堂 探 究,考 点 突 破,课 时 作 业,高 考 集 训,考,高,集,训,1(双选)(2011海南，19)下列分子中，属于非极性的是 () ASO2BBeCl2 CBBr3 DCOCl2 答案BC,2(2011四川，8)下列说法正确的是() A分子晶体中一定存在分子间作用力，不一定存在共价键 B分子中含两个氢原子的酸一定是二元酸 C含有金属阳离子的晶体一定是离子晶体 D元素的非金属性越强，其单质的活泼性一定越强 答案A,解析本题综合考查化学键、物质分类等化学概念。惰性气体组成的晶体中不含化学键，只含有分子间作用力，A项正确。1分子能电离出两个H的酸才是二元酸，如CH3C

2、OOH分子中含有4个H，却是一元酸，B项错误。AlCl3晶体中含有金属阳离子，但是分子晶体，C项错误。氮元素的非金属性较强，但N2很稳定，故D项错误。,3(2011安徽，11)中学化学中很多“规律”都有其适用范围，下列根据有关“规律”推出的结论合理的是() A根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al的第一电离能比Mg大 B根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是7 C根据溶液的pH与溶液酸碱性的关系，推出pH6.8的溶液一定显酸性 D根据较强酸可以制取较弱酸的规律，推出CO2通入NaClO溶液中能生成HClO,答案D 解析本题主要考查了元素周期律、溶液的酸碱性等，突

3、显了化学反应原理中的共性与特性。Mg元素具有全充满的3s2状态，Al元素的3s23p1不是全充满、半充满或全空的状态，因此，Mg的第一电离能比Al大，故A错误；在卤族元素中F元素是非金属性最强的元素，只能显负价，不能显正价，故B错误；溶液中水的电离程度受温度的影响，C项中没有说明溶液的温度，因此，无法判断溶液的酸碱性，故C错误；由于H2CO3的酸性比HClO的强，故将CO2通入NaClO溶液能生成HClO，符合较强酸制取较弱酸的规律，D正确。,4(2011浙江，7)下列说法不正确的是() A化学反应有新物质生成，并遵循质量守恒定律和能量守恒定律 B原子吸收光谱仪可用于测定物质中的金属元素，红外

4、光谱仪可用于测定化合物的官能团 C分子间作用力比化学键弱得多，但它对物质的熔点、沸点有较大的影响，而对溶解度无影响 D酶催化反应具有高效、专一、条件温和等特点，化学模拟生物酶对绿色化学、环境保护及节能减排具有重要意义,答案C 解析本题考查了重要的化学概念、化学术语。A对，因为任何化学反应都是有新物质生成的变化；化学变化必然伴随着物质和能量的变化；变化过程分别遵循质量、能量守恒。B对，因为原子吸收光谱法是基于被测元素基态原子在蒸气状态对其原子共振辐射的吸收进行元素定量分析的方法；红外光谱法作为分子吸收光谱的一种，是利用物质对红外光区的电磁辐射的选择性吸收来进行结构分析及对各种吸收红外光的化合物的

5、定性和定量分析的方法。,C错，因为氢键也属于分子间作用力的一种，由于氢键的存在，很多物质譬如氨、乙醇、小苏打等在水中的溶解度显著增大了。D对，因为科学家正是利用酶催化反应的原理造福人类。,(3)H可与H2O形成H3O，H3O中O原子采用_杂化。H3O中HOH键角比H2O中HOH键角大，原因为_。 (4)CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，已知CaO晶体密度为a gcm3，NA表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为_cm3。,(3)在H2O分子中，O原子采用的sp3杂化方式。 (4)根据CaO晶胞与NaCl晶胞相同，可知CaO的晶胞中含有4个CaO；晶胞体积为V，则Va gcm3NA4 mo

6、l56 g/mol，V456/aNAcm3。,堂,课,探,究,解读考纲,基础回扣 一、原子结构 1能层与能级 能级的符号和所能容纳的最多电子数,2构造原理与电子排布式 (1)构造原理 随着原子_，绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循如图所示的排布顺序，人们把它称为构造原理。,(2)电子排布式构造原理的应用 根据构造原理，按照能级顺序，用能级符号_的数字表示该能级上_的式子，叫做电子排布式。例如，Na：_。,3基态与激发态、光谱与光谱分析 (1)基态与激发态：处于_的原子叫做基态原子，当基态原子的电子_能量后，电子会_到较高能级，基态原子变成激发态原子。 (2)光谱与光谱分析 光谱：不同元素的电

7、子发生跃迁时会吸收或释放_，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或_，总称原子光谱。 光谱分析：现代化学中，常利用原子光谱上的_来鉴定元素，称为_。,4电子云与原子轨道 (1)电子云：现代量子力学指出，不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态(如1s,2s,2p)的核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处，而只能确定它在原子核外各处_，_图看起来像一片云雾，被形象地称为电子云。,(2)原子轨道 概念：常把电子出现的概率为_的空间圈出来，这种电子云的轮廓图称为原子轨道。 形状,(3)泡利原理和洪特规则 泡利原理 条件：当电子在_排布时； 结论：1个轨道里最多容纳_，且_相反。 洪特规则 条件

8、：当电子排布在_时； 结论：总是优先_，而且_相同。 基态原子的核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则：_、_、_。,二、原子结构与元素周期表 1每一周期的元素数目 随着周期序号的递增，金属元素数目逐渐_，非金属元素数目逐渐_。,2各区元素性质及原子外围电子排布的特点,三、原子半径、电离能和电负性的周期性变化规律 1原子半径 原子半径r的大小取决于电子的_和_两个因素，电子的能层越多，则电子间的负电排斥_，使原子半径_；核电荷数越大，则核对电子的引力_，使原子半径_。,2第一电离能 (1)概念：_原子失去一个电子转化为_所需要的_。单位：_。 (2)第一电离能的递变规律 同一周期随着原子序数的

9、增加，元素的第一电离能呈_的趋势。_的第一电离能最小，_的第一电离能最大。同一主族随着电子层数的_，元素的第一电离能逐渐_。,3电负性 (1)含义：用来描述不同元素的原子对_吸引力的大小。 (2)递变规律 同周期元素从左往右，电负性_，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐_，表明元素的金属性逐渐_，非金属性逐渐_。,三、1.电子层数核电荷数越大增大越大越小 2(1)气态电中性基态气态基态正离子最低能量kJmol1 (2)递增每个周期第一种元素最后一种元素递增减小 3(1)键合电子(2)逐渐变大变小增强减弱,点,考,突,破,1各原子轨道的能量高低 多电子原子中，电

10、子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在以下规律： (1)相同电子层上原子轨道能量的高低：nsnpndnf。 (2)形状相同的原子轨道能量的高低：1s2s3s4s (3)电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。,2各电子层包含的原子轨道和可容纳的电子数,3.电子层与原子轨道的类型、原子轨道数目的关系 有n个电子层就有n2个原子轨道，如有3个电子层就有(3s、3p、3d)9个轨道，只是不同的轨道有不同的伸展方向，处在n电子层上的原子轨道类型为ns，np，nd,(3)电子排布式 用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数，如K：1s22s22p63s23p

11、64s1。 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元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，如K：Ar4s1。,例1A、B、C、D、E、F代表6种元素。请填空： (1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为_。 (2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为_，C的元素符号为_。 (3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为_，其基态原子的电子排布式为_。,(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为_，其基态原子的电子排布式为_。 (5)

12、F元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn2，则n_；原子中能量最高的是_电子，其原子轨道呈_形。,(2)B、C的电子层结构都与Ar相同，即核外都有18个电子，则B为17号元素Cl，C为19号元素K。 (3)D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号元素铁。 (4)根据题意要求，首先写出电子排布式： 1s22s22p63s33p63d104s1，该元素为29号元素Cu。,(5)s能级只有1个原子轨道，故最多只能容纳2个电子，即n2，所以元素F的原子最外层电子排布式为2s22p4，由此可知F是氧元素；根据核外

13、电子排布的能量最低原理，可知核外电子中的2p能级能量最高，p电子的原子轨道呈哑铃形。 答案(1)N(2)ClK (3)Fe1s22s22p63s23p63d64s2或Ar3d64s2 (4)Cu1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1 (5)22p哑铃,答案D 解析A、B、C三个选项只是表达出氦原子核外有2个电子，而D项能详尽地描述出电子的运动状态。,答案A 解析解答该题应弄清核外电子排布原理及各种表示方法的不同点，Na的轨道表示式中电子违反了泡利原理。,3(双选)下列是某些原子的电子排布式，其中处于基态的是() A1s22s22p3B1s22s22p63s23p63d

14、2 C1s22s22p63s23p64s2 D1s22s22p33s1 答案AC,解析处于基态的原子，其核外电子排布遵循能量最低原理，即按照构造原理，先排能量低的轨道，待能量低的轨道排满后，再排能量稍高的轨道。能量从低到高的顺序是：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d。按照这个顺序分析题目中的四个选项：选项A是按照1s2s2p的顺序，所以A表示的原子处于基态；B是按照1s2s2p3s3p3d的顺序，而3d能级上的电子能量比4s能级上的电子能量高，所以3d能级上的两个电子是从4s能级的原子轨道中吸收能量后跃迁过来的，故选项B表示的原子处于激发态；,选项C是按照1s2s2p3s3p4s的顺序，

15、故C中电子排布式表示的是基态原子；选项D是按照1s2s2p3s，但p能级的3个原子轨道中没有填满电子，由此可见3s能级上的电子是从p能级中吸收能量后跃迁过来的，故选项D表示的是激发态的原子。,1电离能的应用 (1)判断元素的金属性与非金属性强弱： 一般元素的第一电离能越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；元素的第一电离能越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。 (2)化学键类型的判断：当两个电离能相差较大的元素原子成键时，一般为离子键；当两个电离能相差较小的元素原子成键时，一般为共价键。,2电负性的应用 (1)元素的电负性越大，其金属性越弱，非金属性越强；元素的电负性越小，其金属性越强，非金属性

16、越弱。一般情况下，非金属元素的电负性在1.8以上，金属元素的电负性在1.8以下。 (2)在不同元素形成的化合物中，电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。 (3)两种不同元素原子形成化学键时，一般其电负性差值大于1.7者形成离子键，小于1.7者形成共价键。,(4)元素周期表中“对角线规则”：元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。,3元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律,4.元素在周期表的周期序数基态原子的能层数(即电子层数)。 特别提醒 金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。 不能将电负性1.8作为

17、划分金属和非金属的绝对标准。 共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。,例2下表列出前20号元素中的某些元素性质的一些数据：,请回答下列问题： (1)以上10种元素中，第一电离能最小的是_(填编号)。 (2)上述、三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的物质可能是_(写分子式)。元素和形成的化合物的化学式为_，它是一种重要的结构材料，推测它应属于_晶体；元素的原子价电子排布式是_。,(3)四种元素的气态氢化物的稳定性，由强到弱的顺序是_(填化学式)。 (4)和两元素比较，非金属性较弱的是_(填名称)，可以验证你的结论是下列中的_(填序号)

18、。 A气态氢化物的挥发性和稳定性 B单质分子中的键能 C两元素的电负性 D含氧酸的酸性 E氢化物中XH键的键长(X代表和两元素) F两单质在自然界的存在形式,解析由题意可知，10种元素是前20号元素，根据表中数据，可推出为S，为K，为O，为Al，为C，为P，为Cl，为Na，为N，为Si。 (1)在同一周期中，自左至右元素的第一电离能逐渐增大；同一主族中，从上向下，元素的第一电离能逐渐减小；故在10种元素中，第一电离能最小的是K。 (2)C、P、Cl中的某两种元素形成的化合物中，PCl3或CCl4分子中的每一个原子都满足8电子稳定结构；元素和形成的化合物为Si3N4，属于原子晶体；S元素的原子价

19、电子排布式是3s23p4。,(3)元素的非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，非金属性强弱为ClSPSi，故其氢化物稳定性为HClH2SPH3SiH4。 (4)氧元素和氮元素相比，非金属性较弱的是氮元素，可通过C、E验证。 答案(1)(2)PCl3、CCl4Si3N4原子3s23p4(3)HClH2SPH3SiH4(4)氮元素C、E,变式训练 4电离能是指气态原子或气态离子失去电子所需要的能量。从中性原子中移去第一个电子所需要的能量为第一电离能(I1)，移去第二个电子所需要的能量为第二电离能(I2)，依此类推。现有5种元素A、B、C、D、E，其中有三种金属元素，一种稀有气体元素，其I1I3分别

20、如下表。 根据表中数据判断其中的金属元素有_，稀有气体元素有_，最活泼的金属是_，显2价的金属是_。,答案BCDEBD,解析电离能越小，说明该原子越易失去电子，金属性越强；电离能越大，说明该原子越不易失去电子，非金属性越强。表中BCD三种元素的第一电离能相对比较小，应该属于金属；E元素的第一电离能最大，应该属于稀有气体元素；B元素的第一电离能最小，应该是所列的元素中最活泼的金属元素；D元素的第二电离能最小，且第三电离能最大，说明D元素的原子很容易失去2个电子，应该是显2价的金属元素。,5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

21、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？ Mg3N2BeCl2AlCl3SiC,答案(1)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 (2)Mg3N2为离子化合物；SiC、BeCl2、AlCl3均为共价化合物。 解析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。根据已知条件及表中数值：Mg3N2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

22、.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。,堂,课,反,馈,1下列图像表述的现象与电子的跃迁无关的是() 答案A,2下列原子的电子排布式能表示基态原子电子排布的是 () ANe3s13p3BAr3d64s1 CAr3d64s2 DNe3s23p63d5 答案C 解析此题考查基态原子核外电子的排布规律。A应为Ne3s23p2，B应为Ar3d54s2，D应为Ne3s23p63d34s2。,3在多电子原子中，各电子中能量最高的是() A2p B2s C3p D3d 答案D 解析多电子原子中电子的能量高低取决于主量子数n和角量子数l。当主量子数n相同时，nsnp能量。当角量子数相同，主量子

23、数n越大，轨道能量越高。磁量子数m、自旋磁量子数ms与轨道能量大小无关。,4下列各组元素按电负性大小排列正确的是() AFNO BOClF CAsPH DClSAs 答案D,解析本题考查电负性大小的比较。同周期中从左到右，电负性增大；同主族从上至下电负性逐渐减小。可以首先判断元素在周期表中相对位置，然后再应用规律判断。A项应为FON，B项中电负性最大为F，其次为O，第三是Cl，这是应知道的知识，因而A、B错；C项P、As同主族，电负性PAs，H的电负性一般比其他非金属元素小(也可根据氢化物价态判断)，因而电负性大小应为PAsH，C错。,5某元素原子3p能级上有一个空轨道，则该元素为() ANa

24、 BMg CAl DSi 答案D,6下列轨道表示式能表示氧原子的最低能量状态的是 (),答案A 解析掌握氧的核外电子排布式和原子轨道表示式就能作出正确选择。,7(双选)下列原子构成的单质中既能与稀硫酸反应又能与烧碱溶液反应，且都产生H2的是() A核内无中子的原子 B电子构型为3s23p1 C最外层电子数等于倒数第三层上的电子数的主族元素的原子 DN层上无电子，最外层上的电子数等于电子层数的原子 答案BD,解析此题考查元素性质与原子核外电子排布知识。A项信息说明为H，但H2与酸、碱都不发生反应；B、D两项可推断该元素是铝，符合题意；C项为镁，与烧碱溶液不反应。,8有A、B、C三种主族元素，已知

25、A元素原子的价电子构型为nsn，B元素原子的M层上有两个未成对电子，C元素原子L层的p轨道上有一对已成对电子，由这三种元素组成的化合物的化学式不可能是() AA3BC4 BA2BC4 CA2BC3 DABC4 答案A,解析此题考查元素核外电子排布与元素化合价知识。A的价电子构型为nsn，而n2，因而A为H或Be；B的M层即有两个未成对电子只可能为3s23p2或3s23p4，为S或Si；C为第二周期元素，符合条件的2s22p4，为O；然后根据元素可能化合价，判断可能形成H2SO4或H2SO3或BeSO4或BeSO3四种化合物。,9短周期的两种元素A、B，其中A元素的原子最外层电子排布式为(n1)sn(n1)pn1，B元素的原子最外层电子排布式为(n1)sn(n1)pn3。试解答下列各题： (1)电子排布式中的n_；原子中能量最高的是_电子，其电子云在空间有_方向，原子轨道呈现_形。 (2)元素A的名称是_；元素B的名称是_；二者形成的化合物有_种，其中分子空间构型呈三角锥形的是_(写化学式)；形成这些化