化学第六单元 物质结构与性质 第29讲 原子结构与性质（选考） .ppt

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1、第六单元 物质结构与性质(选考)第29讲 原子结构与性质考纲导视考纲定位1.了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理。能正确书写136 号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式。2.了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。3.了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。4.了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。基础反馈正误判断，正确的画“”，错误的画“”。(1)1s 电子云界面图是一个球面，表示在这个球面以外，电子出现的概率为零()。(2)氢光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱之一()。(3)元素的性质呈现周期性变化的根本原因是原子核外电子排布呈现周期性变化()。)。

2、(4)3s2 和3s23p5 能形成 AB2型化合物(5)当碳原子的核外电子排布图由转变为时，碳原子要向外界环境释放能量()。(7)Fe3的最外层电子排布式为3s23p63d5(6)原子核外电子排布式为 1s2 的原子与原子核外电子排布式为 1s22s2 的原子化学性质相似()。)。(8)基态铜原子的最外层的电子排布图：()。(9)P 元素的第一电离能小于 S 元素的第一电离能()。(10)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()。答案：(1)(2)(3)(4)(5)(6)(7)(8)(9)(10)考点一 原子结构【知识梳理】能层(n)能级最多容纳电子数序数符号符

3、号原子轨道数各能级各能层一K1s二L2s2p三M3s3p3d 1能层、能级和最多容纳电子数之间的关系。12122368125631810(续表)236510714能层(n)能级最多容纳电子数序数符号符号原子轨道数各能级各能层四N4s4p4d4fn 1322n22.原子轨道的形状和能量关系。球形纺锤形(1)轨道形状：s 电子的原子轨道呈_；p 电子的原子轨道呈_。(2)能量关系：相同能层上原子轨道能量的高低：nsnpndnf;形状相同的原子轨道能量的高低:1s2s3s4s；同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如 npx、npy、npz轨道的能量相等。3原子核外电子的排布规律。(

4、1)三个原理：最低状态能量最低原理：原子核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于_。构造原理示意图如下图：表示方法以硫原子为例电子排布式简化电子排布式电子排布图(或轨道表示式)价电子排布式 泡利原理：在一个原子轨道里最多只能容纳_个电子，而且自旋状态_。2相反单独占据一个轨道洪特规则：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优先_，而且自旋状态_。(2)基态原子核外电子排布的表示方法：相同1s22s22p63s23p4Ne3s23p43s23p44.电子的跃迁与原子光谱。(1)电子的跃迁：低能级较高能级基态激发态：当基态原子的电子吸收能量后，会从_跃迁到_，变成激发态原子。激

5、发态基态：激发态原子的电子从_ 跃迁到_时会释放出能量。较高能级低能级(2)原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会_或_不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。吸收释放(3)基态、激发态及光谱示意图。【考点集训】例 1下列电子排布图所表示的元素原子中，其能量处于最)。低状态的是(A.C.B.D.解析：电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理、洪特规则等。A 项，2p 能级未排满，违背能量最低原理，错误；B 项，2p 能级的 3 个电子应单独占据 3 个轨道，违背洪特规则，错误；C 项，2p 能级未排满，违背能量最低原理，错误；D 项，符合电子的排布原理，能量处于最低

6、状态，正确。答案：D种元素的原子；D项，最外层电子数是核外电子总数的 的原子解析：A 项，3p 能级有一个空轨道的基态原子，按洪特规则可得其 3p 轨道上只能有两个电子，所以两个原子是同种元素的原子；B 项，2p 能级无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子，它的 2p 能级上只能是 5 个电子，所以两原子是同种元素的原子；C 项，M 层全充满而 N 层为 4s2 的原子，其 M 层应为18 个电子，而后者的 M 层上只有 8 个电子，所以两原子不是同中，最外层电子数要小于或等于 8 个电子，且电子总数为 5 的30、35、40，其中满足最外层电子数是核外电子总数的 且符合倍数，所以可得该原子可

7、能是原子序数为 5、10、15、20、25、核外电子排布规则的只能是 35 号元素，该元素原子的最外层电子排布式为 4s24p5，所以两原子是同种元素的原子。答案：C方法技巧核外电子排布的表示方法1.电子排布式：按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。如 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。2.简化电子排布式：用“稀有气体价层电子”的形式表示。如 Cu：Ar3d104s1。3.电子排布图(轨道表示式)：用方框(或圆圈)表示原子轨道，用“”或“”表示自旋状态不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。如：4

8、.原子结构示意图：如 S 的原子结构示意图为。Mg2：1s22s22p6；C：例 3下列原子或离子的电子排布式或电子排布图正确的是_，违反能量最低原则的是_，违反洪特规则的是_，违反泡利原理的是_。P：；Cr：1s22s22p63s23p63d44s2；Fe：1s22s22p63s23p63d64s2；。Ca2：1s22s22p63s23p6；F：1s22s23p6；解析：根据核外电子排布规律，中错误在于电子排完 2s能级后应排 2p 能级而不是 3p 能级，正确的应为 1s22s22p6。中没有遵循洪特规则电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道并且自旋状态相同，正确的应为。中忽

9、略了能量相同的原子轨道在半充满状态时，体系的能量较低，原子较稳定，正确的应为1s22s22p63s23p63d54s1。和正确。违反泡利原理和洪特规。则，正确的电子排布图应为 答案：方法技巧(1)在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：(违反能量最低原理)(违反泡利原理)(违反洪特规则)(违反洪特规则)(2)当出现 d 轨道时，虽然电子按 ns、(n1)d、np 的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n1)d 放在 ns 前，如 Fe：1s22s22p63s23p63d64s2。(3)注意对比元素电子排布式、价电子排布式(即外围电子排布式)的区别与联系。如Fe 的电子排布式：1s22s2

10、2p63s23p63d64s2或Ar3d64s2，价电子排布式：3d64s2。考点二电离能与电负性的规律及其应用1电离能。气态原子或气态离子(1)定义：_失去一个电子所需要的最M2(g)M3(g)小能量叫做电离能。(2)分类：【知识梳理】同周期_元素的第一电离能最小，_元素的第一电离能最大，从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现_的趋势同主族从上到下第一电离能逐渐_同种元素的原子电离能逐级_(例如，某种元素的第二电离能大于第一电离能)(3)影响因素：电离能数值的大小取决于原子的_、有效核电荷数电子层结构_及原子的半径。(4)电离能的变化规律。碱金属稀有气体由小到大减小增大2.电负性。吸引电子能

11、力越强(1)概念：元素的原子在化合物中_的标度。(2)意义：电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力_。(3)电负性的变化规律。逐渐增大逐渐减小同周期：左右，_；同主族：上下，_。3原子结构与元素性质。(1)元素周期表的结构与性质特点：分区元素分布价电子排布元素性质特点s区除氢外都是活泼金属元素p区最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑)d区(n1)d110ns02(Pd除外)d轨道也不同程度地参与化学键的形成ds区(n1)d10ns12金属元素f区镧系、锕系(n2)f014(n1)d02ns2镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近A族、A族ns12A族A族、0族ns2np16(He除外

12、)B族族B族、B族元素性质同一周期(左右)同一主族(上下)原子半径逐渐_(0 族除外)逐渐_第一电离能有_ 的趋势，0 族元素最_逐渐_电负性逐渐_逐渐_(2)元素周期律：减小增大增大大减小增大减小(3)对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如：【考点集训】例 4(20162017 学年山西重点中学协作体期中)现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：1s22s22p63s23p41s22s22p63s23p31s22s22p31s22s22p5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：由基态原子的电子

13、排布式可知为 S 元素，为 P元素，为 N 元素，为 F 元素。同周期自左而右第一电离能增大，由于 P 为半充满状态，较稳定，所以第一电离能 SP，NF，同主族自上而下第一电离能降低，所以第一电离能 NP，所以第一电离能 SPNF，即，故 A 正确；同周期自左而右原子半径减小，所以原子半径PS，NF，同主族自上而下原子半径增大，所以原子半径 PN，故原子半径 PSNF，即，故 B 错误；同周期自左而右电负性增大，所以电负性 PS，NF，同主族自上而下电负性降低，所以电负性 PN，故电负性 PSNF，即，故 C 错误；最高正化合价等于最外层电子数，但F 元素没有正化合价，所以最高正化合价：，故

14、D错误。答案：A方法技巧电离能的应用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(I1、I2表示各级电离能)：如果某元素的 In1In，则该元素的常见化合价为n。如钠元素I2I1，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。元素符号LiBeBCOFNaAlSiP

15、SCl电负性 0.98 1.57 2.042.553.443.980.931.611.90 2.19 2.58 3.16例 5如表：(1)根据对角线规则，Be、Al 元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有两性，其中 Be(OH)2 显示这种性质的离子方程式是_。(2)通过分析电负性变化规律，确定 Mg 元素电负性的最小范围_。(3)请归纳元素的电负性和金属、非金属的关系是_。答案：(1)Be(OH)22H=Be22H2O，Be(OH)22OH(4)从电负性角度，判断 AlCl3 是离子化合物还是共价化合物？请说出理由，并设计一个实验方案证明上述所得结论。_(2)0.931.57(3)

16、元素的非金属性越强，电负性越大；元素的金属性越强，电负性越小(4)Al 元素和 Cl 元素的电负性差值为 1.551.7，所以形成共价键，为共价化合物。将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物。方法技巧例 6(2015 年河北秦皇岛模拟)下表列出了某短周期元素 R的各级电离能数据(用 I1、I2、表示，单位为 kJmol1)。下列关于元素 R 的判断中一定正确的是()。R 的最高正价为3；R 元素位于元素周期表中第A族；R 元素第一电离能大于同周期相邻元素；R 元素基态原子的电子排布式为 1s22s2。A.B.C.D.电离能I1I2I3I4R7401500770010

17、 500解析：由表中数据可知，R 元素的第三电离能与第二电离能的差距最大，故最外层有 2 个电子，最高正价为2，位于第A 族，可能为 Be 或者 Mg，因此不正确，正确，不确定；短周期第A 族(ns2np0)的元素，因 p 轨道处于全空状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻主族元素，正确。答案：B能为I1738 kJmol1，I21451 kJmol1，I37733 kJmol1，例 7(2017 届河南信阳高级中学调研)A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的六种元素，其中 A、B、C、D、E 为短周期元素，F 为第四周期元素，F 还是前四周期中电负性最小的元素。已知：A 原子的核

18、外电子数与电子层数相等；B 元素原子的核外 p 电子数比 s 电子数少 1 个；C 原子的第一至第四电离I410 540 kJmol1；D原子核外所有 p 轨道为全充满或半充满；E 元素的族序数与周期序数的差为 4。(1)写出 E 元素在周期表中位置：_；D 元素的原子的核外电子排布式：_。(2)某同学根据题目信息和掌握的知识分析 C 的核外电子排布为。该同学所画的轨道式违背了_。(3)已知 BA5 为离子化合物，写出其电子式：_。(4)DE3 中心原子杂化方式为_，其空间构型为_。解析：(1)由题意分析知 F 为 K，A 为 H，B 为 N；由电离能知 C 的常见化合价为2 价，为 Mg，D

19、 为 P，E 为 Cl。(2)原子的核外电子分能级排布，按构造原理先排能量低的能级，再排能量高的能级，遵循能量最低原理时。该同学未排满 3s 能级就排 3p 能级，违背了能量最低原理。(3)NH5 为离子化合物，子对，故分子构型为三角锥形。答案：(1)第三周期A 族 1s22s22p63s23p3(2)能量最低原理(3)(4)sp3 三角锥形例 8下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：(1)元素 p 为 26 号元素，请写出其基态原子的电子排布式_。(2)d 与 a 反应的产物的分子中，中心原子的杂化方式为_。比较两元素的 I2、I3可知，气态o2再失去

20、一个电子比气态p2 再失去一个电子难。对此，你的解释是_(3)h 的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：_。(4)o、p 两元素的部分电离能数据列于下表：_。元素op电离能/(kJmol1)I1717759I215091561I332482957(5)第三周期 8 种元素按单质熔点高低的顺序如图所示，其中电负性最大的是_(填图中的序号)。(6)表中所列的某主族元素的电离能情况如图所示，则该元素是_(填元素符号)。Mn2的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级p2的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d 能

21、级解析：(1)26 号为铁元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。(2)d 为 N 元素，a 为 H 元素，二者形成的 NH3中N原子的杂化形式为sp3。(3)h 为 Mg 元素，Mg 单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，原因是电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量。(4)o 元素为 Mn，其基态原子的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d54s2，为半充满结构，相对比较稳定，再失去一个电子比较困难，而再失去一个电子即为半充满结构，形成相对比较稳定的结构，故再失去一个电子比较容易。(5)第三周期 8 种元素分别为钠、镁、铝、

22、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成原子晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，故 8 种元素按单质熔点由高到低的顺序为硅、铝、镁、硫、磷、钠、氯、氩，其中电负性最大的为氯。(6)由图可知，该元素的电离能 I4 远大于 I3，故为第A 族元素，周期表中所列的第A 族元素 i 属于第三周期，应为 Al。答案：(1)1s22s22p63s23p63d64s2 (2)sp3(3)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量(4)Mn2的 3d 轨道电子排布为半充满状态，比较稳定(5)2 (6)Al项目同周期(从左右)同主族(从上下)原子核外电子排布能层数相同，最外层电子数逐渐增多最外层电子数相同，能层数递增原子半径逐渐减小(0 族除外)逐渐增大元素主要化合价最高正价由1 7(O，F除外)，最低负价由41最高正价主族序数(O，F 除外)，非金属最低负价主族序数8原子得、失电子能力得电子能力逐渐增强；失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱；失电子能力逐渐增强第一电离能增大的趋势逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小元素金属性、非金属性金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强金属性逐渐增强；非金属性逐渐减弱方法技巧原子结构与元素性质的递变规律