2011届高考化学一轮复习课件：选修3 物质结构与性质 第一节 原子结构与性质

物质结构与性质是选修教材选修3的内容，系统地分析研究了物质结构与性质的基础内容，在高考中有较重的份量。原子结构与性质部分常考查原子结构的构造原理、电子能级分布、电子的电子排布式、轨道表示式以及电离能、电负性的含义，如2009上海化学2、2009安徽理综25、2009福建理综30等。分子结构与性质常考查共价键中δ键和π键、有关理论判断简单分子或离子的构型，如2009重庆理综29、2009宁夏理综38、2009山东理综32等。选修3物资结构与性质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，如2009山东理综32、2009广东化学27、2009江苏化学21等。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2011年高考中仍将以选择题、填空题的形式考查，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。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(1～36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。第一节原子结构与性质1．电子运动的特点：①质量极小；②运动空间极小；③极高速运动。2．电子云电子云是电子在核外空间各处的形象化描述。黑点密的地方表示电子出现的概率，黑点疏的地方表示电子出现的概率。出现概率大小3．能层与能级(1)能层多电子原子的核外电子是不同的。按电子的差异，可将核外电子分成不同的能层。原子核外电子的每一个能层(序数为n)最多可容纳的电子数为。(2)能级多电子原子中，同一能层的电子，也不同，因此还可以把同一能层分成。能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按的顺序升高。能量能量2n2个能量不同的能级s、p、d、f4．原子轨道电子云轮廓图给出了电子在的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。原了轨道轨道形状轨道个数s球形1P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、ds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序数的增大而增大。5．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原子核电荷数方向依次排布，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。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①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。3s,3p,4s,3d,4p,能量最低原理泡利不相容原理洪特规则构造原理能量最低②基态与激发态原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，跃迁过程中伴随着能量的变化。基态原子激发态原子③光谱光(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。(2)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在同一个轨道中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原子电子排布式简化电子排布式N1s22s22p3[He]2s22p3Cl1s22s22p63s23p5[Ne]3s23p5Ca1s22s22p63s23p64s2[Ar]4s2Fe1s22s22p63s23p63d64s2[Ar]3d64s2思考：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：26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3＋价层电子的电子排布式为3d5，Fe2＋价层电子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则，3d5处于半满状态，结构更为稳定，所以Fe3＋较Fe2＋更为稳定。1．元素周期表结构2．从电子排布式认识元素周期表周期原子序数起基态原子的电子排布式原子序数止基态原子的电子排布式二3[He]2s1101s22s22p6三11[Ne]3s1181s22s22p63s23p6四19[Ar]4s1361s22s22p63s23p63d104s24p6五37[Kr]5s1541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6六55[Xe]6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p63.元素周期表的分区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、ⅢB～Ⅷ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ⅠA、ⅡA族ⅠB、ⅡB族ⅢA～ⅦA族和0族镧系和锕系sddsf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，将元素周期表中的元素分为5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。分区价层电子的电子排布式s区ns1～2p区ns2np1～6d区(n－1)d1～9ns1～2ds区(n－1)d10ns1～2f区(n－2)f1～14(n－1)d0～2ns24.元素周期律(1)原子半径②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(2)电离能①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。②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(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。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力。②标准：以氟的电负性为作为标准，得出了各元素的电负性。③变化规律：在元素周期表中，从左到右元素的电负性逐渐，从上到下元素的电负性逐渐。④应用：判断元素金属性、非金属性的强弱。金属的电负性一般2.0，非金属的电负性一般2.0，位于非金属三角区边界的元素的电负性则在2.0左右，它们既有性，又有性。键合电子越大4.0增大减小小于大于非金属金属④应用：a.判断元素金属性、非金属性的强弱：金属的电负性一般2.0，非金属的电负性一般2.0，位于非金属三角区边界的元素的电负性则在2.0左右，它们既有性，又有性。b.判断化合物中元素化合价的正负：电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。c.判断化学键的性质：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，电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的主要是共价键。(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①概念元素的性质随呈现变化。②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升华：在同周期元素第一电离能的递变过程中，ⅡA族和ⅤA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ⅡA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，ⅤA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)。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。虽然这些内容难度不大，但必须认真把握。1．各主族元素的价电子排布式：ⅠA：ns1ⅡA：ns2ⅢA：ns2np1ⅣA：ns2np2ⅤA：ns2np3ⅥA：ns2np4ⅦA：ns2np52．第二周期元素基态原子的轨道表示式：3．外围电子(价电子)①主族元素的外围电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属原子的外围电子排布为ns1。②副族元素外围电子与其最外层电子和内层电子有关。如铁元素原子的外围电子排布为3d64s2。③基态原子核外电子的电子排布式可简化为：[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[Ne]3s1、19K可表示为[Ar]4s1、37Rb可表示为[Kr]5s1。④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＋。【例1】(2009·上海化学，2)以下表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动状态描述最详尽的是()A．∶HeB.C．ls2D.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：D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)原子结构示意图只能表示核外电子分层排布和原子核内的质子数，如。(2)核组成式：如O，侧重于表示原子核的结构，它能告诉我们该原子核内的质子数和电子数，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。(3)电子排布式，如O原子的电子排布式为1s22s22p4，它能告诉我们氧原子核外电子分为2个电子层，3个能级，但并不知道它的原子核的情况，也不知道它的各个电子的运动状态。(4)轨道表示式，如这个式子，对氧原子核外电子排布的情况表达的就更加详细。另外，还需特别关注，有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如：1．(2010·原创)下列表示式错误的是()A．Na＋的轨道表示式：B．Na＋的结构示意图：C．Na的电子排布式：1s22s22p63s1D．Na的简化电子排布式：[Ne]3s1解析：Na＋是Na原子失去了最外层的3s电子，只剩下1s、2s和2p轨道上的电子共10个，但A选项违背了泡利不相容原理。答案：A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(1)核外电子层数＝周期数。(2)主族元素的最外层电子数＝价电子数＝主族序数＝最高正价数。(3)质子数＝原子序数＝原子核外电子数＝核电荷数。(4)负价绝对值＝8－主族数(限ⅣA～ⅦA)。2.同主族从上到下：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.同周期从左→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。4．元素的性质与元素在元素周期表中的位置关系(1)同周期的递变规律(以第3周期为例)项目同周期(从左到右)最外层电子数由1逐渐递增到7＋7→＋7－1→－1原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)