人教版高中化学全册必背章节知识清单及练习第一章原子结构与性质(带详解).pdf

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1、第一章原子结构与性质第一节原子结构一、能层与能级1、能层(1)含义：根据核外电子的 不同，将核外电子分为不同的能层(电子层)。(2)序号及符号：能层序号一、二、三、四、五、六、七分别用K、L、M、N、0、P、Q表示，其中每层所容纳的电子数最多为 个。(3)能量关系：能层越高，电子的能量越高，能 量 的 高 低 顺 序 为 (L)E(N)E(0)2 M g+02 =2 M g 0 oC、锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物 溶于水，附着于金属表面阻碍反应的进行。D、锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物L i3N和M g3N2oE、锂和镁的氢氧化物在加热时，可 分 解 为L i 2。

2、、H 2 O和M g O、H 2 O 0F、在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是 溶于水的，相应的镁盐也_ _ _ _ _ _ _ _ 溶于水。镀和铝的相似性A、被与铝都可与酸、碱反应放出,并且被在浓硝酸中也发生_ _ _ _ _ _ _ 化。B、二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：A 1(O H)3+3 H C 1=,A 1(O H)3+NaOH=；B e(O H)2+2HCl=,B e(O H)2+2 N a O H=C、二 者 的 氧 化 物A L C h和B e O的熔点和硬度都很高。D、B e C b和A lC b都是共价化合物，易。硼和硅的相似性A、自

3、然 界 中B与S i均以化合物的形式存在。B、B与S i的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应：2 B+2 KO H+2H,S i+2 KO H+H20=。C、硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易。D、硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低，易挥发，易水解。解题技巧：根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置泡-2f s区I A：ns1D A：ns2电子排布式啰三价电子排布式1 螃元素的分区1一川人 1 八(外围电子数=族序数)s2 pl6 fp 区一lo族(排满)/I B：（z;Ddws1（n1 ）d10ns12 -ds 区-*（I I B：（M-l）dns2（n i Bw B（外围电一（Z J1 ）

4、cf-9 S-2 f d 区f V 子 数=族 序 数）u二、元素周期律(一)原子半径1、影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的 作用使原子半径_ _ _ _ _ _ _。(2)核电荷数：核电荷数越,核 对 电 子 的 吸 引 作 用 就 越,使原子半径。2、原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越,半径越。(2)同主族：从上到下，核电荷数越,半径越。3、原子或离子半径的比较方法(1)同种元素的离子半径：阴离子 于原子，原子 于阳离子,低价阳离子 于高价阳离子。例如：r(Cr)r(Cl),r(Fe)/-(Fe2+)r(Fe3+)(2)能层结构相同的离子

5、：核电荷数越,半径越。例如：,COZ-ArFAkNa+)r(Mg2+)r(AI3+)o(3)带相同电荷的离子：能层数越,半径越。例如：r(Li*)Vr(Na*)Vr(K)r(Rb+)r(Cs+),N O 2-)4S2一)(Se2-)r(Te2一)。(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K)与 4M g2+),可 选 r(Na+)为参照，r(K+)r(Na+)r(Mg2)解题技巧：粒子半径比较的一般思路(1)“一层”：先看能层数，能层数越，一 般 微 粒 半 径 越。(2)“二核：若能层数相同，则看核电荷数，核 电 荷 数 越,微粒半径越(3)“三电子”：若能层

6、数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数 的半径_ _ _ _ _ _ _。(二)元素的电离能1、元素第一电离能的概念与意义(1)概念 第 一 电 离 能：电中性 原 子 失 去 一 个 电子转化为_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _正离子所需要的叫做第一电离能，符号：。逐级电离能：气态基态 价正离子再 一个电子成为气态基态 价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电 子 会 更 加,因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：/|/2/3(2)意义：可以衡量元素的原子 一个电子的 程度。第 一 电 离

7、能 数 值 越，原子越失去一个电子；第 一 电 离 能 数 值 越，原子越 失去一个电子。2、元素第一电离能变化规律_ _ _ _ _ _ _ 趋势。(2)同一族，从 上 到 下 第 一 电 离 能 逐 渐.3、电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如 Li：h h h，表 明 L i原子核外的个电子排布在两个能层上(K、L 能层)，且最外层上只有一个电子，易失去 形成 阳离子。(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：A 越,元 素 的 非 金 属 性 越；A 越小，元素的金属性越注意：电离能的影响因素及特例(1)电 离 能 数 值 的 大 小 主 要 取

8、决 于 原 子 的、原子半径及原子的电子构型。(2)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _，如稀有气体的 电 离 能 在 同 周 期 元 素 中，N 为半充满、M g为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第一电离能：IIA IIIA,VA VIA。解题技巧：电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价，如 K:表明K 原子易失去一个电子形成+1价阳离子。(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：人越，元 素 的 非 金 属 性 越；八越,元素的金属性越.(三)电负性1、有关概念与意义(1

9、)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成 的电子称为(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子 的大小。电负性越 的原子，对 键 合 电 子 的 吸 引 力 越。(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准。2、递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐,元素的非金属性逐渐、金属性逐渐 o(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐,元素的金属性逐渐、非金属性逐渐。3、应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱金属的电负性一般 1.8,非金属的电负性一般 1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属 (如铭、睇等)的电负性则在_ _ _ _ _ _左右，它们既有金属性

10、，又有非金属性。金 属 元 素 的 电 负 性,金属元素越活泼；非 金 属 元 素 的 电 负 性，非金属元素越活泼。(2)判断元素的化合价 电 负 性 数 值 小 的 元 素 在 化 合 物 中 吸 引 电 子 的 能 力，元 素 的 化 合 价 为。电 负 性 数 值 大 的 元 素 在 化 合 物 中 吸 引 电 子 的 能 力，元素的化合价为 o(3)判断化合物的类型两成键元素间电负性差值大于1.7通常形成离子键,相应的化合物为离子化合物小于1.7通常形成共价键,相应的化合物为共价化合物 如H的电负性为2.1,。的电负性为3.0,C1的电负性与H的电负性之差为3.02.1=0.91.7

11、,故HC1为共价化合物；如A1的电负性为1.5,C1的电负性与A1的电负性之差为3.01.5=1.5niA,VAVIA)电负性非金属性逐渐增强第一电离能、电负性逐渐增大第稀有气体元素非金属性逐渐增强一电离能、电负性增大-幽e一渐T一逐siGe第一电离能、电负性减小金属性逐渐增强四五七金属性逐渐增强注意：第一电离能：IIAIIIA,VAVlAo第一章原子结构与性质第一节原子结构一、能层与能级1、能层(1)含义：根据核外电子的 能量 不同,将核外电子分为不同的能层(电子层)。(2)序号及符号：能层序号一、二、三、四、五、六、七分别用K、L、M、N、0、P、Q表示，其中每层所容纳的电子数最多 为 二

12、 L 个。(3)能量关系：能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)E(L)EM)VE(N)E(0)E(P)f 等。3、能层、能级与最多容纳的电子数能层5)二三四五六七.符:号KLMNoPQ.能级Is2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f5s.最多电22 62 6 102 6 10 142.子数281832.2n2由上表可知：(1)能层序 数 上 J该能层所包含的能级数，如 第 三 能 层 有 3个能级。(2)s、p、d、f 各能级可容纳的最多电子数分别为一_、3、J 、7的 2 倍。(3)原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数是，为能层的序数)。二、基态与激发态原子光谱1

13、、基态原子与激发态原子(1)基态原子：处 于 最 低 能 量 状态的原子。(2)激发态原子：基 态 原 子 吸 收 能量,它的电子会跃迁到 能级，变 成 激 发 态原子。2、光谱(1)光谱的成因及分类I形成发射光谱I (2)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特 征 谱 线 来鉴定 元 素，称为光谱分析。三、构造原理与电子排布式1、构造原理含义以 光谱学 事 实 为 基 础,从 氢 开 始，随核电荷数递增，新增电子填入 能级 的顺序称为构造原理。(2)本意图每一行对应一个能层各圆圈间连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电了填入能级的顺序每个小圈表示一个能级2、电子排布式将能 级 上 所

14、 容 纳 的 电 子 数 标 在 该 能 级 符 号 右 上 角，并按照能层从左到右的顺序排列的式子。如氯原子的电子排布式为:|能 层 昌I s 2 2 s 2 2 P 3能级上容纳-K 、而电子数碱 例：根据构造原理，写 出下列基态原子的核外电子排布式z He：1 婷；8。：1 S2 2 s 2 2 P 4 :(3)i o N e：I s 2 2 s 22a；1 4 Si：I s 2 2 s 2 2 P 6 3 s 2 3 p 2 :i s A r：I s 2 2 s22D6 3 s加6 :1水：1 S2 2 s 2 2 P 6 3 s 2 3 p 6 4 s I:2 1 Sc：I s 2

15、2 s22D6 3 s 2 3 P 6 3 d l 4 s 2 :2 6 Fe：1 S2 2 s 2 2 P 6 3 s 2 3 P 6 3 d 6 4 s 2 。四、电子云与原子轨道1、概率密度1 9 1 3年，玻 尔 提 出 氢 原 子 模 型,电 子 在 线 性 轨 道 上绕核运行。量子力学指出，一定空间运动状态的电子在核外空间各处都可能出现，但出现的 概率 不 同,可 用 概 率 密 度 S)表 示，即=白表示电子在某 处 出 现 的 概 率；v表示该处的体积)。2、电子云(1)定义：处 于 一 定 空 间 运 动 状 态 的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。(2)含义：用

16、单位体积内小黑点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率大小，小 黑 点 越 密，表示概率密 度 越 大。(3)形状H s电子云卜 隹 圄 T 只有二种空间伸展方向L p电 子 云 一 哑铃形一有三种空间伸展方向，分别相对于X、,、Z轴对称3、原子轨道(1)概念：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。形状s 电子的原子轨道 呈 芽 _ 形，能 层 序 数 越 大，原子轨道的半径越3s D电子的原子轨道里一哑 铃 形,能 层 序 数 越 大，原子轨 道 的 半 径 越 大。(3)各能级所含有原子轨道数目能级符号轨道数目4、原子轨道与能层序数的关系(1)不同能层的同种

17、能级的原子轨道形状 相 同，只是半径 不 同。能层序数 越原子轨道的半 径 越 大。如：2s 3s同同一一原原子子的的Ss电电子子的的电电子子云N轮轮廓廓图图(2)s 能级只有1 个原子轨道。p 能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别以p.r、p.v、pz表示。在同一能层中P x、P-v、D z的能量一相 同。(3)原子轨道数与能层序数5)的关系：原子轨道数目=n2 0 五、泡利原理、洪特规则、能量最低原理(-)原子核外电子的排布规则1、泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳个电子，它们的自旋 相 反，常用上下箭头(T 和1)表 示 自 旋 相 反 的 电 子。2、电子排布的轨道表示式(电子

18、排布图)8 0 的轨道表示式如下：-八6sL24fL45dL06P 63232七7sL 25fLi46dK7p 63232(2)元素周期表的形成p2、元素周期表探究(1)元素周期表的结构周 期：7个共7个横行短周期：3个第一、二、三周期长周 期：4个第 四、五、六、七周期元素周期表，族：16个 共 18个纵列 主 族：7个 I A VHA族副 族：7个HIB VI1B族，Ivm族：1个第8、9、族纵列、。族：1个稀有气体元素(2)元素周期表的分区根据核外电子的排布分区按电子排布式中最后填入电子的 能级 符号可将元素周期表分为s、p、d、f 4 个 区，而 I B、H B 族 这 2个纵行的元素

19、的核外电子因先填满了Z匚 皿 能 级 而 后 再 填 充 巡 能 级 而 得 名 上 区。5 个区的位置关系如下图所示。根据元素的金属性和非金属性分区I I I I I I I I I I I I I I I 3、元素的对角线规则(1)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(如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为“对角线规则LiBeB、*、MgAlSi(2)处于“对角线”位置的元素，它 们 的 性 质 具有相似性。实例分析:锂和镁的相似性A、锂与镁的沸点较为接近:元素LiNaBeMg沸点/1

20、341881.42 4671 100B、锂和镁在氧气中 燃烧 时只生成对应的氧化物,并且LizO和 MgO与水反应都十分缓慢。占燃 占燃4Li+O2：2 L i2 O,2Mg+O2=2M gOoC、锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物难溶于水,附着于金属表面阻碍反应的进行.D、锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物Li3N 和 Mg3N2oE、锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为a 0、氏0 和 MgO、H 2O 0F、在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只 有 锂 盐 是 难溶 于 水 的,相 应 的 镁 盐 也 难溶于水。镀和铝的相似性A、被与铝都可与酸、碱反应放出 氢 气，并且

21、镀在浓硝酸中也发生钝化。B、二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：A1(OH)3+3H C 1=AlCb+3H2。,A1(OH)3+N aO H=NaAKh+ZHzO；Be(OH)，+2 H C l=BeCl+ZH?。，Be(OH),+2NaOH=NazBeCh+ZHzO。C、二者的氧化物ALCh和 BeO的熔点和硬度都很高。D、BeCL和 AlCb都是共价化合物，易 升华。硼和硅的相似性A、自然界中B 与 S i均以化合物的形式存在。B、B 与 S i的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应：2B+2KOH+2H?O=2KBeh+3H2T,Si+2KOH+H,O=K2SiCh+2

22、H2T。C、硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且 都 易 水 解。D、硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低，易挥发，易水解。解题技巧：根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置电子排布式啰三价电子排布式1 螃元素的分区i-n iAWA(外围电子数=族序数)s2，?pl 6 f p 区一1 0族(排满)(I B：(-1 )d1 0w s1(n1 )d1 0M S2-*d s 区I 1 B：(n-l)d1 0n s2(ni Bw B(外围电一(.n1 )cP-9f d 区fv 子数=族序数)U二、元素周期律(一)原子半径1、影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电 子 之 间 的 排 斥

23、 作 用 使 原 子 半 径 增 大。(2)核电荷数：核 电 荷 数 越 大，核对电子的吸引作用就越一 工，使 原 子 半 径 减 小。2、原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越.大，半 径 越 小。(2)同主族：从上到下，核 电 荷 数 越 大，半 径 越 大。3、原子或离子半径的比较方法(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。例如：,r(Cl),r(Fe)/-(Fe2+)r(Fe3+)(,(2)能层结构相同的离子：核电荷数越止，半 径 越 小。例如：r(O2-)r(Fr(N a+)r(Mg2+)7Al3

24、+)o(3)带相同电荷的离子：能 层 数 越 多，半 径 越 大。例如：(Li+)*Na+)r(K+)HR越)德+),r(O2)r(S2)(Se2)XNa+)XM&2+)。解题技巧：粒子半径比较的一般思路(1)“一层”：先看能层数，能 层 数 越 多，一 般 微 粒 半 径 越 大。(2)“二核：若能层数相同，则看核电荷数，核 电 荷 数 越 大，微 粒 半 径 越 小。(3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电 子 数 多的 半 径 大.(二)元素的电离能1、元素第一电离能的概念与意义概念第一电离能：气 态 电 中 性 基 态 原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的

25、最低能量叫做第一电离能，符号：/O逐级电离能：气态基态价正离子再失 去 一个电子成为气态基态 二 价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子 会 更 加 困 难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：/,/2 I I I A,VA V lAo解题技巧：电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价，如 K:表明K原子易失去一个电子形成+1价阳离子。(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：(越大，元素的非金属性越强；(越小,元素的金属性越强。(三)电负性1、有关概念与意义(1)键合电子：元素相互化合时，原子

26、中用于形成 化学键 的电子称为 键 合 电 子。(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子1L2L的大小。电负性越 的 原 子，对键合电子的 吸 引 力 越 大。(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4。和锂的电负性为LQ作为相对标准。2、递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐 增 大，元素的非金属性逐渐 增 强、金属性逐渐 减 弱。(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减 小，元素的金属性逐渐3j|、非 金 属 性 逐 渐 减 弱。3、应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱金属的电负性一般 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

27、”(如错、铺等)的电负性则在1.8 左右,它们既有金属性，又有非金属性。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。电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 1,元 素 的 化 合 价 为 负 值。(3)判断化合物的类型大于L 7.通常形成离子键，相应的化合物为两成键元素间 一 离 子 化 合 物电负性差值 1小于1.7通常形成共价键,相应的化合物为共价化合物 如 H的电负性为2.1,C 1 的电负性为3.0,C 1 的电负性与H的电负性之差为3.0 2.1=0.9 1.7,故 H C 1 为共价化合物；如 A 1 的电负性为1.5,C 1 的电负性与A 1的电负性之差为3.0 1.5=1.5 VIA)减小电负性变大变小非金属性逐渐增强第一电离能、电负性逐渐增大第稀有气体元素非金属性逐渐增强一电离能、电负性增大-厘-t：rS-b力A一sfesiGe第-电B-A1第第一电离能、电负性减小金属性逐渐增强四五七金属性逐渐增强注意：第一电离能：IlAniA,VAVlAo