选修物质结构与性质原子结构与性质课时.pptx

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1、 晶体结构与性质常考查晶体类型对物质性质的影响以及同种晶体、粒子间作用力晶体结构与性质常考查晶体类型对物质性质的影响以及同种晶体、粒子间作用力的区别，的区别，从近几年新课标地区及其他地区的高考试题来看，物质结构和性质在内容从近几年新课标地区及其他地区的高考试题来看，物质结构和性质在内容上除考查核外电子排布、电离能、晶体结构、分子极性等知识外，还可能会综合原上除考查核外电子排布、电离能、晶体结构、分子极性等知识外，还可能会综合原子结构、元素周期律、元素周期表等知识进行命题，突出对分析问题和解决问题能子结构、元素周期律、元素周期表等知识进行命题，突出对分析问题和解决问题能力的考查。力的考查。第1页

2、/共63页1.了解原子结构的构造原理，了解原子的核外电子能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136号)原子的核外电子排布。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些性质。了解元素电负性的含义。第一节第一节 原子结构与性质原子结构与性质第2页/共63页1电子运动的特点：电子运动的特点：质量极小；质量极小；运动空间极小；运动空间极小；极高速运动。极高速运动。2电子云电子云电电子子云云是是电电子子在在核核外外空空间间各各处处 的的形形象象化化描描述述。黑黑点点密密的的地地方方表表示示电子出现的概率电子出现的概率 ，黑点疏的地方表示电子出现的概率，黑点疏的地方表示电子

3、出现的概率 。出现概率大小第3页/共63页3能层与能级能层与能级(1)能层能层多多电电子子原原子子的的核核外外电电子子 是是不不同同的的。按按电电子子的的 差差异异，可可将将核核外外电电子子分分成成不不同的能层。原子核外电子的每一个能层同的能层。原子核外电子的每一个能层(序数为序数为n)最多可容纳的电子数为最多可容纳的电子数为 。(2)能级能级多电子原子中，同一能层的电子，多电子原子中，同一能层的电子，也不同，因此还可以把同一能层分成也不同，因此还可以把同一能层分成 。能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能。能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按量按 的顺序升高

4、。的顺序升高。能量能量2n2个能量不同的能级s、p、d、f第4页/共63页4原子轨道原子轨道电电子子云云轮轮廓廓图图给给出出了了电电子子在在 的的区区域域。这这种种电电子子云云轮轮廓廓图图称称为为原子轨道。原子轨道。原了轨道原了轨道轨道形状轨道形状轨道个数轨道个数s球形球形1P纺锤形纺锤形3第1电子层：只有 轨道。第2电子层：有 两种轨道。第3电子层：有 三种轨道。核外经常出现ss、ps、p、d第5页/共63页s的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。p的原子轨道是纺锤形的，每个p能级有3个轨道，它们在三维空间内互相垂直，分别以px、py、pz为符号。p原子轨道的平均半径也随能层

5、序数的增大而增大。5构造原理构造原理构造原理：多电子原子的核外电子排布遵循构造原理，根据构造原理可以写出元素基态原子的电子排布式。随着 的递增，基态原子的核外电子按照右图中箭头的 方向依次排布，即1s,2s,2p,5s,4d,5p该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。原子核电荷数3s,3p,4s,3d,4p,第6页/共63页6基态原子的核外电子在原子轨道上排列要遵循三个原则：、。(1)能量最低原理、基态与激发态、光谱能量最低原理原子的电子排布遵循 能使整个原子的 处于 状态。能量最低原理泡利原理洪特规则构造原理能量最低第7页/共63页基态与激发态原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，跃迁过

6、程中伴随着能量的变化。基态原子 激发态原子光谱光谱光光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪摄取得到的各种元素电子的吸收光谱或发射光谱，总称为原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。第8页/共63页(2)泡泡利原理条件：当电子 排布时；结论：1个轨道里最多容纳 ，且 相反。(3)洪特规则条件：当电子排布在 时；结论：总是优先 ，而且 相同。写出下列原子的电子排布式与简化电子排布式:N Cl Ca Fe在同一个轨道中2 2个电子自旋方向同一能级的不同轨道单独占据一个轨道自旋方向第9页/共63页原子原子电子排布式电子排布式简

7、化电子排布式简化电子排布式N1s22s22p3He2s22p3Cl1s22s22p63s23p5Ne3s23p5Ca1s22s22p63s23p64s2Ar4s2Fe1s22s22p63s23p63d64s2Ar3d64s2思考思考：请请用核外电子排布的相关规则解释Fe3较Fe2更稳定的原因？提示：提示：26Fe价层电子的电子排布式为价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3价层电子的电子排布式为价层电子的电子排布式为3d5，Fe2价层电子的电子排布式为价层电子的电子排布式为3d6。根据根据“能量相同的轨道处于全空能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量全满和半满时能量最低最低”的原则的原则，

8、3d5处于半满状态处于半满状态，结构更为稳定结构更为稳定，所以所以Fe3较较Fe2更为稳定更为稳定。第10页/共63页1元素周期表结构元素周期表结构第11页/共63页2从电子排布式认识元素周期表从电子排布式认识元素周期表周周期期原子序原子序数起数起基态原子的基态原子的电子排布式电子排布式原子序原子序数止数止基态原子的电子排布式基态原子的电子排布式二二3He2s1101s22s22p6三三11Ne3s1181s22s22p63s23p6四四19Ar4s1361s22s22p63s23p63d104s24p6五五37Kr5s1541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p

9、6六六55Xe6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6第12页/共63页3.元素周期表的分区元素周期表的分区按按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5个区，分别为 、，各区分别包括 元素、B族元素、元素、元素、素，其中 区(H除外)区、区和 区的元素都为金属。s区d区ds区p区f区A、A族B、B族AA族和0族镧系和锕系sddsf第13页/共63页注意：注意：根据元素原子最后一个电子填充的原子轨道所属的能级不同，将元素周期表根据元素原子最后一个电子填充的原子轨道所属的能级不同，将元素周期表中的元素分为中的元素

10、分为5个区，并以此电子所处能级的符号作为该区的符号。个区，并以此电子所处能级的符号作为该区的符号。元素的化学性质主要决定于价电子，而周期表的分区主要基于元素的价电子构型，处于同一区内的元素价电子排布是相似的，具体情况如下表所示。分区分区价层电子的电子排布式价层电子的电子排布式s区区ns12p区区ns2np16d区区(n1)d19ns12ds区区(n1)d10ns12f区区(n2)f114(n1)d02ns2第14页/共63页4.元素周期律元素周期律 (1)原原子半径变化规律元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐 ；同主族元素从上到下，原子半径逐渐 。减小增大第15页/共63页(2)

11、电离能第一电离能：气态电中性基态原子失去 电子转化为 正离子所需要的最低能量。第一电离能越 ，越易失去电子，金属的活泼性就越强。规律同周期元素：从左到右第一电离能变 。同族元素：从上到下第一电离能变 。同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越 ，再失去电子需克服的电性引力越来越 ，消耗的能量越来越 ，逐级电离能越来越 。一个气态基态小大小大大大大第16页/共63页(3)电负性含义：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 。标准：以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为标准，得出了各元素的电负性。变化规律：在元素周期表中，从左到右元素的电负性逐渐

12、 ，从上到下元素的电负性逐渐 。应用：判断元素金属性、非金属性的强弱。金属的电负性一般 1.8，非金属的电负性一般 1.8，位于非金属三角区边界的元素的电负性则在1.8左右，它们既有 性，又有 性。键合电子越大4.01.0增大减小小于大于非金属金属第17页/共63页(4)对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与其 相邻的主族元素的某些性质相似，如Li和 ，Be和 。(5)元素周期律概念元素的性质随 呈现 变化。实质元素周期律的实质是 。右下方MgAl核电荷数递增周期性元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化第18页/共63页升华：升华：在在同周期元素第一电离能的递变过程中，A族和A

13、族作为特例出现，第一电离能分别比同周期相邻的元素都高，这主要是因为A族元素原子最 外电子层的s轨道处于全充满状态，p轨道处于全空状态，A族的元素原子最外层3个能量相同的p轨道处于半充满状态，均属于相对稳定的状态，故这两个主族的元素原子相对难失去第1个电子，第一电离能相对较大，属于电离能周期性变化的特例，如I(Al)I(Mg)、I(S)I(P)。第19页/共63页化学用语是高考考查的重点之一，其中包括表示原子结构和化学变化的内容。表示原子结构的常见化学用语有：原子结构示意图，如硫 原子核组成符号，如S，电子排布式，如1s22s22p63s23p4，轨道表示式，如 它们的侧重面各不相同。虽然这些内

14、容难度不大，但必须认真把握。第20页/共63页1各主族元素的价电子排布式：各主族元素的价电子排布式：A：ns1A：ns2A：ns2np1A：ns2np2A：ns2np3A：ns2np4A：ns2np52第二周期元素基态原子的轨道表示式：第二周期元素基态原子的轨道表示式：第21页/共63页3外围电子外围电子(价电子价电子)主主族族元元素素的的外外围围电电子子为为该该元元素素原原子子的的最最外外层层电电子子。如如碱碱金金属属原原子子的的外外围围电电子子排布为排布为ns1。副副族族元元素素外外围围电电子子与与其其最最外外层层电电子子和和内内层层电电子子有有关关。如如铁铁元元素素原原子子的的外外围围电

15、电子排布为子排布为3d64s2。基态原子核外电子的电子排布式可简化为：基态原子核外电子的电子排布式可简化为：第22页/共63页稀有气体元素符号外围电子(即将基态原子的电子排布式中与稀有气体相同的部分用该稀有气体的元素符号表示)。如11Na可表示为Ne3s1、19K可表示为Ar4s1、37Rb可表示为Kr5s1。每种元素的化合价与其外围电子有关。如26Fe的外围电子为3d64s2，铁原子失去4s轨道上的电子生成Fe2，铁原子失去4s轨道上的两个电子和3d轨道上的一个电子时生成Fe3。第23页/共63页【例例1】(2009上海化学，上海化学，2)以以下表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动状态描

16、述最详尽的是()A He B.Cls2 D.解解析析：A、B、C三三个个选选项项只只是是表表达达出出氦氦原原子子核核外外有有2个个电电子子，而而D项项能能详详尽尽地地描描 述出电子的运动状态。述出电子的运动状态。答案：答案：D第24页/共63页到目前为止，我们学过的表示原子结构的化学用语有多种，它们各有不同的侧重。到目前为止，我们学过的表示原子结构的化学用语有多种，它们各有不同的侧重。(1)原原 子子 结结 构构 示示 意意 图图 只只 能能 表表 示示 核核 外外 电电 子子 分分 层层 排排 布布 和和 原原 子子 核核 内内 的的 质质 子子 数数，如如 。(2)核核组组成成式式：如如O

17、，侧侧重重于于表表示示原原子子核核的的结结构构，它它能能告告诉诉我我们们该该原原子子核核内内的的质质子子数数和和电子数，以及所能表示的质量数，还有核外电子数，并不能反映核外电子的排布情况。电子数，以及所能表示的质量数，还有核外电子数，并不能反映核外电子的排布情况。(3)电电子子排排布布式式，如如O原原子子的的电电子子排排布布式式为为1s22s22p4，它它能能告告诉诉我我们们氧氧原原子子核核外外电电子子分分为为2个个电电子子层层，3个个能能级级，但但并并不不知知道道它它的的原原子子核核的的情情况况，也也不不知知道道它它的的各各个个电电子子的的运动状态。运动状态。第25页/共63页(4)轨轨道道

18、表表示示式式，如如 这这个个式式子子，对对氧氧原原子子核核外外电电子子排排布布的情况表达的就更加详细。的情况表达的就更加详细。另另外外，还还需需特特别别关关注注，有有少少数数元元素素的的基基态态原原子子的的电电子子排排布布对对于于构构造造原原理理有有1个个电电子子的的偏偏差差。因因为为能能量量相相同同的的原原子子轨轨道道在在全全充充满满(如如p6和和d10)、半半充充满满(如如p3和和d5)和和全全空空(如如p0和和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如：状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如：第26页/共63页1(2010原创原创)下下列表示式错误的是()ANa的轨道表示式：BNa的结

19、构示意图：CNa的电子排布式：1s22s22p63s1 DNa的简化电子排布式：Ne3s1解解析析：Na是是Na原原子子失失去去了了最最外外层层的的3s电电子子，只只剩剩下下1s、2s和和2p轨轨道道上上的的电电子共子共10个，但个，但A选项违背了泡利不相容原理。选项违背了泡利不相容原理。答案：答案：A第27页/共63页元素周期表中，元素原子的结构(核外电子排布)决定该元素在周期表中的位置(哪一周期哪一族)，由该元素在周期表中的位置可推知该元素的性质。即：1原子结构与周期表原子结构与周期表(1)核外电子层数周期数。核外电子层数周期数。(2)主族元素的最外层电子数主族元素的最外层电子数价电子数价

20、电子数主族序数主族序数最高正价数。最高正价数。(3)质子数质子数原子序数原子序数原子核外电子数原子核外电子数核电荷数。核电荷数。(4)负价绝对值负价绝对值8主族数主族数(限限AA)。第28页/共63页2.同同主主族族从从上上到到下下：电子层数越大原子半径越大原子核对核外电子的吸引力越小失电子能力增强，得电子能力减弱，金属性增强，非金属性减弱。3.同同周周期期从从左左右右：电子层数相同，核电荷数越大原子半径越小原子核对核外电子的吸引力增强失电子能力减弱，得电子能力增强元素的金属性减弱，非金属性增强。第29页/共63页4元素的性质与元素在元素周期表中的位置关系元素的性质与元素在元素周期表中的位置关

21、系(1)同周期的递变规律同周期的递变规律(以第以第3周期为例周期为例)项目项目同周期同周期(从左到右从左到右)最外层电子数最外层电子数由由1逐渐递增到逐渐递增到77711原子半径原子半径逐渐减小逐渐减小(稀有气体元素除外稀有气体元素除外)金属性和非金属性金属性和非金属性金属性减弱非金属性增强金属性减弱非金属性增强最高价氧化物对应水化物的酸碱性最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性减弱，酸性增强碱性减弱，酸性增强非金属的气态氢化物的形成难易和稳非金属的气态氢化物的形成难易和稳定性定性生成由难到易稳定性由弱到强生成由难到易稳定性由弱到强得、失电子能力得、失电子能力失电子能力减弱、得电子能力增强失电子能

22、力减弱、得电子能力增强第30页/共63页(2)同主族的递变规律(A、A为例)项目项目同主族同主族(从上到下从上到下)最外层电子数最外层电子数相同相同主要化合价主要化合价最高正价相同，负价相同最高正价相同，负价相同原子半径原子半径逐渐增大逐渐增大金属性和非金属性金属性和非金属性金属性增强非金属性减弱金属性增强非金属性减弱最高价氧化物对应水化物的酸碱性最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性增强，酸性减弱碱性增强，酸性减弱非金属的气态氢化物的形成难易和稳定性非金属的气态氢化物的形成难易和稳定性生成由易到难稳定性由强到弱生成由易到难稳定性由强到弱得、失电子能力得、失电子能力得电子能力减弱失电子能力增强得电

23、子能力减弱失电子能力增强第31页/共63页【例例2】(2009安安徽徽理理综综，25)W、X、Y、Z是是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数依次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，Z能形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色的ZO两种氧化物。(1)W位于元素周期表第_周期第_族。W的气态氢化物稳定性比H2O(g)_(填“强”或“弱”)。(2)Y的 基 态 原 子 核 外 电 子 排 布 式 是 _，Y的 第 一 电 离 能 比 X的_(填“大”或“小”)。第32页/共63页(3)Y的最高价氧化物对应水化物的浓溶液与Z的单质反应的化学方程式是_

24、。(4)已知下列数据：Fe(s)O2(g)=FeO(s)H272.0 kJmol12X(s)O2(g)=X2O3(s)H1 675.7 kJmol1X的单质和FeO反应的热化学方程式是_。第33页/共63页解解析析：形形成成酸酸雨雨的的主主要要物物质质是是N和和S的的氧氧化化物物，Y的的原原子子序序数数比比W大大，由由此此可可推推出出W为为氮氮元元素素，Y为为硫硫元元素素；根根据据基基态态原原子子核核外外电电子子排排布布所所遵遵循循的的原原则则，可可以以写写出出X的的电电子子排排布布式式为为：1s22s22p63s23p1，X为为铝铝元元素素；Z能能够够形形成成红红色色Z2O和和黑黑色色ZO两

25、两种种氧氧化化物，推知物，推知Z为铜元素。为铜元素。(1)W是氮元素，同周期元素气态氢化物稳定性从左到右逐渐增强。是氮元素，同周期元素气态氢化物稳定性从左到右逐渐增强。(2)S的原子半径比的原子半径比Al的小，更难失电子，第一电离能的小，更难失电子，第一电离能S的大于的大于Al。(4)根根据据盖盖斯斯定定律律，将将第第二二式式减减去去第第一一式式的的三三倍倍得得3FeO(s)2Al(s)=Al2O3(s)3Fe(s)H859.7 kJmol1。第34页/共63页答案：答案：(1)二二VA弱弱(2)1s22s22p63s23p4大(3)Cu2H2SO4(浓)CuSO4SO22H2O(4)3FeO

26、(s)2Al(s)=Al2O3(s)3Fe(s)H859.7 kJmol1原子结构与元素周期表、元素周期律之间的关系，即原子结构与元素周期表、元素周期律之间的关系，即“构构位位性性”的关系，是的关系，是将原子的三方重要因素相融合的关系网，这里的规律知识应用都比较多。将原子的三方重要因素相融合的关系网，这里的规律知识应用都比较多。第35页/共63页2(2010模拟精选，山东枣庄3月)已已知元素周期表中共有18纵行，如下图实线表示元素周期表的边界。按电子排布，可把周期表里的元素划分为几个区：s区、p区、d区、ds区等。除ds区外，其他区的名称来自按构造原理最后填入的电子的能级符号。第36页/共63

27、页(1)请在图中用实线画出s区、p区、d区、ds区的边界线，并分别用阴影 和 表示d区和ds区。(2)有的同学受这种划分的启发，认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在另一区，你认为应排在_区。(3)请在元素周期表中用元素符号标出4s轨道半充满的元素。(4)请利用电子排布的相关知识解释Fe3比Fe2稳定的原因：_。(5)随着科学技术的发展，不断有新的元素被发现。若把第七周期排满，则元素周期表共可以排布_种元素。第37页/共63页解析：解析：本题从深层次上考查了元素周期表的结构。依据构造原理最后填入的电子的能本题从深层次上考查了元素周期表的结构。依据构造原理最后填入的电子的能级符号，将元素周期表划

28、分为几个区，对于级符号，将元素周期表划分为几个区，对于24号元素，其核外价电子排布似乎应该是号元素，其核外价电子排布似乎应该是3d44s2，而实际上是，而实际上是3d54s1，原因是能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能，原因是能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低，而量最低，而29号元素也正是因为这一点而排成号元素也正是因为这一点而排成3d104s1，而不是，而不是3d94s2，故，故29号、号、30号号元素所在纵行归为元素所在纵行归为ds区，所以该同学认为区，所以该同学认为d区内区内6、7纵行的部分元素可以排在纵行的部分元素可以排在ds区是区是有道理的。对于有道理的。对于Fe

29、3比比Fe2稳定的原因也可从铁的核外电子排布特点来解释。稳定的原因也可从铁的核外电子排布特点来解释。第38页/共63页答案：答案：(1)如如图：(2)ds(3)见上表。(4)Fe价电子的排布式为3d64s2，Fe2为3d6，Fe3为3d5，依据“能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低”的原则，3d5处于半充满状态，结构更稳定，故Fe3比Fe2稳定(5)118第39页/共63页 第二课时第40页/共63页在必修模块中元素周期律内容已经学习了元素的金属性、非金属性、原子半径、元素的主要化合价等内容，在选修模块中重点介绍了元素的第一电离能以及元素的电负性的概念。(一一)元素的第一电离能元素

30、的第一电离能1元素的电离能元素的电离能(1)电电离能：气态原子或气态离子失去1个电子所需要的最小能量叫电离能。注意：注意：原子处于基态时，失去电子消耗的能量最低。原子处于基态时，失去电子消耗的能量最低。第41页/共63页(2)电离能的意义：电离能用来表示原子或离子失去电子的难易程度。电离能大，表示原子或离子难失电子；电离能小，表示原子或离子易失电子。(3)电离能符号为I，单位为kJmol1。2元素的第一电离能元素的第一电离能(1)概念：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最低能量，叫做该元素的第一电离能。(2)原子为基态原子，且为气态原子，失去电子后生成气态阳离子；能保证

31、失去电子时所需能量最低。第42页/共63页(3)元素第一电离能符号为I1，单位为kJmol1。(4)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。3元素第一电离能的周期性变化元素第一电离能的周期性变化(1)同同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，原子核对核外电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失电子，因此元素的第一电离能呈增大的趋势。同一周期内，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。第43页/共63页(2)同一主族，从上到下，随着核电荷数的增加，电子

32、层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引越来越弱，元素的原子越来越易失电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。4第一电离能与原子核外电子排布第一电离能与原子核外电子排布(1)第第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的大。第44页/共63页(2)第三周期元素的第一电离能的大小关系为：I1(Ar)I1(Cl)I1(P)I1(

33、S)I1(Si)I1(Mg)I1(Al)I1(Na)。(3)在同周期元素中稀有气体的第一电离能最大。金属越活泼，金属元素的第一电离能越小；非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。(二二)元素的电负性元素的电负性1键合电子和孤电子键合电子和孤电子(1)键键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。(2)孤电子：元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学键的电子称为孤电子。第45页/共63页2电负性电负性用用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。3电负性的意义电负性的意义元元素的电负性可以衡量元素在化合物中吸引电子的能力。元素的电负性大，元素对键合电子的吸引能力强

34、；元素的电负性小，元素对键合电子的吸引能力弱。4电负性大小的标准电负性大小的标准以以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。在元素周期表中氟的电负性数值最大，钫的电负性数值最小，为0.7。第46页/共63页5元素电负性的周期性变化元素电负性的周期性变化(1)同一周期，随着原子序数的增加，原子半径逐渐变小同一周期，随着原子序数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外稀有气体除外)，元素的，元素的电负性逐渐增大，并呈现周期性变化。电负性逐渐增大，并呈现周期性变化。(2)同一主族，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大，元素的电负性逐渐减小。同一主族，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大，元

35、素的电负性逐渐减小。1电离能的应用电离能的应用(1)根根据据电电离离能能数数据据，确确定定元元素素核核外外电电子子的的排排布布。如如Li：I1I2I3，表表明明Li原原子子核外的三个电子排布在两个能层上核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层能层)，且最外层上只有一个电子且最外层上只有一个电子。第47页/共63页(2)根根据据电电离离能能数数据据，确确定定元元素素在在化化合合物物中中的的化化合合价价。如如K元元素素I1I2I3表表明明K原子易失去一个电子形成原子易失去一个电子形成1价阳离子价阳离子。(3)判判断断元元素素的的金金属属性性、非非金金属属性性强强弱弱：I1越越大大，元元素素的的非

36、非金金属属性性越越强强；I1越越小小，元素的金属性越强元素的金属性越强。2电负性的应用电负性的应用(1)判断元素的金属性和非金属性的强弱判断元素的金属性和非金属性的强弱金金属属的的电电负负性性一一般般小小于于1.8，非非金金属属的的电电负负性性一一般般大大于于1.8，而而位位于于非非金金属属三三角角区区边边界界的的“类类金金属属”(如如锗锗、锑锑等等)的的电电负负性性则则在在1.8左左右右，它它们们既既有有金金属属性性，又又有有非金属性。非金属性。第48页/共63页(2)判断化学键的类型判断化学键的类型一一般般认认为为：如如果果两两种种成成键键元元素素原原子子间间的的电电负负性性差差值值大大于

37、于1.7，它它们们之之间间通通常常形形成成离离子子键键；如果两种成键元素原子间的电负性差值小于如果两种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它们之间通常形成共价键。(3)元元素素周周期期表表中中“对对角角线线规规则则”：元元素素周周期期表表中中处处于于对对角角线线位位置置的的元元素素电电负负性性数数值值相相近，性质相似近，性质相似。第49页/共63页【例例3】气气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(I1)，气态正离子继续失去电子所需要的最低能量依次称为第二电离能(I2)，第三电离能(I3)下表是第三周期部分元素的电离能单位：eV(电子伏特

38、)数据。元素元素I1/eVI2/eVI3/eV甲甲5.747.471.8乙乙7.715.180.3丙丙13.023.940.0丁丁15.727.640.7下列说法正确的是()第50页/共63页A甲的金属性比乙强 B乙的化合价为1价C丙不可能为非金属元素 D丁一定为金属元素解解析析：由由表表格格可可知知，甲甲的的第第一一电电离离能能小小于于乙乙，表表明明甲甲比比乙乙易易失失去去第第一一个个电电子子，故故甲甲的的金金属属性性比比乙乙强强，A正正确确；表表格格中中显显示示，乙乙失失去去第第二二个个电电子子也也较较易易，则则乙乙的的化化合合价价可可能能为为2价价，选选项项B不不正正确确；对对丙丙而而言

39、言失失去去电电子子较较难难，所所以以可可能能是是非非金金属属元元素素，C不不正正确确；对对丁丁而而言言，失失电电子子比比丙丙还还难难，而而第第三三周周期期只只有有3种种金金属属元元素素，可可知知丁丁一一定定是是非非金金属元素，所以属元素，所以D不正确。不正确。答案：答案：A第51页/共63页3(2010模拟精选，山东潍坊模拟模拟精选，山东潍坊模拟)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：元素元素AlBBeCClFLi电负性电负性1.52.01.52.53.04.01.0元素元素MgNNaOPSSi电负性电负性1.23.00.93.52.12.51

40、.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。第52页/共63页(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解解析析：元元素素的的电电负负性性是是元元素素的的基基本本性性质质，且且随随着着原原子子序序数数的的递递增增呈呈周周期期性性变变化化。据据已已知知条条件件及及表表中中数数值值：Mg3N2电电负负性性差差值值为为1.8，大大于于1.7形形成成离离子子键键，为为离离子子化化合合物物；BeCl2、AlCl3、SiC电电负负性性差差值值

41、分分别别为为1.5、1.5、0.7，均均小小于于1.7，形形成成共共价价键键，为为共价化合物。共价化合物。答案：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。第53页/共63页【例例1】已已知短周期元素的离子aA2、bB、cC3、dD都具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是()A原子半径：ABDCB原子序数：dcbaC离子半径：CDBAD元素的第一电离能：ABDC第54页/共63页解析：解析：aA2、bB、cC3、dD都是短周期元素，其原子序数不会超过都是短周期元素，其原子序数不会超过18，

42、因而它，因而它们都是主族元素。由于它们离子的电子层结构相同，因而们都是主族元素。由于它们离子的电子层结构相同，因而C、D位于位于A、B的上一周期，的上一周期，为非金属元素，且原子序数为非金属元素，且原子序数dc。A、B为金属元素，原子序数为金属元素，原子序数ab，因而四种元素，因而四种元素的原子序数由大到小的顺序为的原子序数由大到小的顺序为abdc；A、B由于在由于在C、D的下一周期，又是原子的下一周期，又是原子半径较大的金属元素，因而半径较大的金属元素，因而A、B的原子半径肯定比的原子半径肯定比C、D的原子半径大，由同周期元的原子半径大，由同周期元素原子半径的递变规律知：素原子半径的递变规律

43、知：BACD；第55页/共63页电子层结构相同的离子，阴离子半径必大于阳离子半径，且带负电荷越多半径越大，电子层结构相同的离子，阴离子半径必大于阳离子半径，且带负电荷越多半径越大，阳离子带正电荷越多半径越小，故离子半径由大到小的顺序为阳离子带正电荷越多半径越小，故离子半径由大到小的顺序为CDBA。单质。单质中同周期的中同周期的A、B为金属，为金属，A原子序数大于原子序数大于B，故第一电离能，故第一电离能AB。同一周期非金属。同一周期非金属元素元素C、D。C的原子序数小于的原子序数小于D，第一电离能，第一电离能DC，且金属元素的第一电离能比非，且金属元素的第一电离能比非金属元素小，故金属元素小，

44、故DCAB。答案：答案：C 第56页/共63页高分策略高分策略本题考查了元素原子结构与元素周期表、元素周期律的联系即本题考查了元素原子结构与元素周期表、元素周期律的联系即“位位构构性性”三者关系。解答此题的关键是由四种微粒简单离子具有相同电子层结构推导出其相三者关系。解答此题的关键是由四种微粒简单离子具有相同电子层结构推导出其相应元素在周期表中的位置，再依据元素周期律结合元素位置推测各元素原子离子性应元素在周期表中的位置，再依据元素周期律结合元素位置推测各元素原子离子性质。质。第57页/共63页【例例2】(2009宁夏理综，宁夏理综，38)已已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素

45、原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。请回答下列问题：(1)X元素原子基态时的电子排布式为_，该元素的符号是_；(2)Y元素原子的价层电子的轨道表示式为_，该元素的名称是_；第58页/共63页(3)X与Z可形成化合物XZ3，该化合物的空间构型为_；(4)已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为XZ3，产物还有ZnSO4和H2O，该反应的化学方程式是_；(5)比较X的氢化物与同族第二、三周期元素所形成的氢化物稳定性、沸点高低并说明理由_。解析：解析：(1)因为因为X原子原子4p轨道上有轨道上有

46、3个未成对电子，可知其电子排布式为：个未成对电子，可知其电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p3并推出其元素符号为并推出其元素符号为As。第59页/共63页(2)根据根据Y元素的最外层元素的最外层2p轨道上有轨道上有2个未成对电子，个未成对电子，Y和和Z元素的原子序数之和为元素的原子序数之和为42339，Y可能为可能为1s22s22p2或或1s22s22p4，再根据，再根据Z可形成负一价离子，推出可形成负一价离子，推出Y电电子排布为后者，轨道表示子排布为后者，轨道表示 ，元素名称为氧。，元素名称为氧。Z为氢。为氢。(3)X与与Z形成的化合物为形成的化合物为AsH3，其空

47、间构型可类比同主族的氢化物，其空间构型可类比同主族的氢化物NH3，为三角锥形。，为三角锥形。(4)根据电子守恒配平即可。根据电子守恒配平即可。(5)氢化物的稳定性和元素的非金属性有关，或与共价键的键长有关。键长越短，键能越氢化物的稳定性和元素的非金属性有关，或与共价键的键长有关。键长越短，键能越大，氢化物越稳定。所以大，氢化物越稳定。所以NH3 PH3 AsH3。沸点高低和分子间作用力有关。分子间作用力。沸点高低和分子间作用力有关。分子间作用力越大，沸点越高。越大，沸点越高。NH3可以形成分子间氢键，沸点最高，可以形成分子间氢键，沸点最高，AsH3比比PH3的相对分子质量大，的相对分子质量大，

48、所以所以AsH3沸点高于沸点高于PH3。第60页/共63页答案：答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3As(2)氧氧(3)三角锥形三角锥形(4)As2O36Zn6H2SO4=2AsH36ZnSO43H2O(5)稳定性稳定性：NH3 PH3 AsH3，因为键长越短，键能越大，化合物越稳定沸点因为键长越短，键能越大，化合物越稳定沸点：NH3 AsH3 PH3，NH3可以形成分子间氢键，沸点最高可以形成分子间氢键，沸点最高；AsH3相对分子质量比相对分子质量比PH3大，大，分子间作用力大，因而分子间作用力大，因而AsH3的沸点比的沸点比PH3高高。第61页/共63页高分策略高分策略本题考查了常见元素的结构推断，涉及了电子排布式、轨道表示式，还有一些分子本题考查了常见元素的结构推断，涉及了电子排布式、轨道表示式，还有一些分子空间构型和稳定性、沸点比较，整个题有较强的综合性。考生往往对各原子能层轨空间构型和稳定性、沸点比较，整个题有较强的综合性。考生往往对各原子能层轨道上电子排布不详而误断元素种类，造成后续填空失分。可见，熟悉原子结构，正道上电子排布不详而误断元素种类，造成后续填空失分。可见，熟悉原子结构，正确使用化学语言，打好化学基本功才是根本。确使用化学语言，打好化学基本功才是根本。第62页/共63页感谢您的观看！第63页/共63页