选修3《物质结构与性质》第二节原子结构与元素的性质第2课时元素周期律(导学案)

第2课时元素周期律

▍课标要求▍

1．能说出元素电离能、电负性的含义。

2．掌握元素原子半径、电离能、电负性周期性变化的规律。 3．能应用元素的电离能、电负性说明元素的某些性质。

要点一原子半径 1．原子半径的影响因素

2．原子半径的变化规律

思考1：电子的能层数多的元素，原子半径一定比电子能层数少的元素大吗？

要点二电离能和第一电离能 1．第一电离能的概念

电离能—

气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量，符号I ，单位kJ/mol

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__最低能量__叫做第一电离能

2．第一电离能的意义

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，还原性越强。 3．第一电离能的变化规律

(1)同一周期，从左到右，元素的第一电离能有的趋势。 (2)同一主族，从上到下，元素的第一电离能逐渐。思考2：M(g)――→－2e

－

M 2＋

所需的能量是否是其第一电离能的2倍？

要点三电负性1．化学键

2．电负性

定义数值

用来描述不同元素的原子对

吸引力的大

小，以氟的电负性为

作为相对标准

变化规律

同周期从左到右，元素的电负性逐渐

同主族从上到下，元素的电负性逐渐

应用判断强弱

族

的电负性符合变化规律吗？考点一微粒半径大小的比较

原子半径(1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小(0族元素除外)，例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)

(2)同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大

例：r(Li)

离子半径(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：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)

(2)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小

例：r(O2－)>r(F－)>r(Ne)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)

(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大

例：r(Li＋)

例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：

r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)

的顺序是()

A．C＞D＞B＞A B．A＞B＞C＞D

C．D＞C＞A＞B D．A＞B＞D＞C

【变式1】下列四种粒子，半径按由大到小的排列顺序是________(填序号)。

①基态X的原子结构示意图：

②基态Y的价电子排布式：3s23p5

③基态Z2－的电子排布图：

④W基态原子有2个能层，电子式为

考点二电离能的变化规律及其应用

1．电离能的有关规律

(1)第一电离能变化规律

①同周期从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势(少数有反常如N和O、Mg和Al)。每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大。

②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。

(2)逐级电离能变化规律

①原子的逐级电离能越来越大。

首先失去能量最高的电子，故第一电离能较小，然后再失去能量较低的电子，需要(吸收)的能量较多；而且先失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。

②电离能突然变大是电子的能层发生了变化。

同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。

2．电离能的应用

(1)确定元素核外电子的排布。

如Li：I1?I2

(2)确定元素在化合物中的化合价。

如K元素I1?I2

(3)判断元素的金属性、非金属性强弱：

I1越大，元素的非金属性就越强(稀有气体除外)；

I1越小，元素的金属性就越强。

【例题2】不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。

(1)同主族不同元素的E值的变化特点是________。各主族E值的这种变化特点体现了元素性质的________变化规律。

(2)同周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式正确的是________(填序号)。

①E(砷)>E(硒)②E(砷)E(硒)④E(溴)

(3)估计 1 mol气态钙原子失去最外层一个电子所需最低能量E值的范围：________

(4)10号元素E值较大的原因是________________________________________________。【变式2】元素X的各级电离能数据如表：

I1I2I3I4I5I6

I/(kJ·mol－1)578 1 817 2 74511 57814 83118 378

A．＋1B．＋2

C．＋3D．＋6

考点三电负性的应用

1．判断元素的金属性和非金属性及其强弱

(1)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”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

(2)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(稀有气体除外)。

2．判断元素的化合价

(1)电负性数值小的元素在化合物中吸引键合电子的能力弱，元素的化合价为正值。

(2)电负性数值大的元素在化合物中吸引键合电子的能力强，元素的化合价为负值。3．判断化学键的类型

(1)如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。

(2)如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。

4．解释“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性质相似，被称为“对角线规则”。

(1)电负性：

Li、Mg分别为1.0、1.2；Be、Al分别为1.5、1.5；B和Si分别为2.0、1.8。对角线元素电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。

(2)Li－Mg相似性表现：

锂与钠虽属同一主族，但性质相差较远，而它的化学性质更类似镁。

①在氧气中燃烧，并不生成过氧化物，都生成碱性氧化物。

②都能直接与氮气反应生成氮化物Li3N和Mg3N2。

③氢氧化物、碳酸盐在加热时，可分解为相应的氧化物。

④某些盐类如碳酸盐微溶于水。

(3)Be－Al相似性表现：

①两者都是活泼金属，铍和铝的单质在冷的浓HNO3中都可以钝化。

②两者都是两性元素，其金属单质、氧化物和氢氧化物既能溶于酸又能溶于碱。

③两者的氧化物BeO和Al2O3的熔点和硬度都很高。

④两者都有共价型卤化物，如BeCl2、AlCl3都是共价化合物。

(4)B－Si相似性表现：

①都有晶态和无定形态两大类同素异形体，晶态单质几乎都是原子晶体，硬度大，熔、

沸点高。

②都易与强碱反应，生成含氧酸盐并放出H2。

③都能与氢形成挥发性、活泼的氢化物，且大多数氢化物能自燃。

④两者卤化物的化学性质都较活泼，且极易水解生成相应的含氧酸。

【例题3】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。表格中给

出14种元素的电负性：

元

Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 素

电

1.5

2.0 1.5 2.5

3.0

4.0 1.0 3.00.9 3.5 2.1 2.5 1.8负

性

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)通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围________。

(3)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：

A．Li3N B．BeCl2 C．AlCl3D．SiC

Ⅰ.属于离子化合物的是________；

Ⅱ.属于共价化合物的是________；

【变式3】下列说法不能说明X的电负性比Y的大的是()

A．与氢化合时X单质比Y单质容易

B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强

C．X原子的最外层电子数比Y原子的多

D．X的单质可以把Y从其氢化物中置换出来

▍小结必背▍

1．随着核电荷数的递增，同周期从左向右原子半径逐渐减小，同主族从上到下原子半径逐渐增大。

2．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最低能量叫做第一电离能。同族元素从上到下第一电离能变小，同周期元素从左向右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族与第ⅢA族、第ⅤA族与第ⅥA族之间出现反常。

3．电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)电子层数越多，原子半径一定就越大。()

(2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大。()

(3)第一电离能的周期性递变规律是原子半径、化合价、电子排布周期性变化的结果。()

(4)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小。()

(5)第一电离能小的元素的金属性一定强。()

(6)同周期元素的第一电离能随着原子序数的增加大体上呈现增大的趋势。()

(7)根据“对角线”规则，B和Mg元素的电负性接近。()

2．(不同结构I1大小比较)具有下列能层结构的原子，其第一电离能由大到小排列的顺序正确的是()

①3p轨道上只有一对成对电子的原子②外围电子排布式为3s23p6的原子③3p轨道为半充满的原子④正三价阳离子的能层结构与氖原子相同

A．①②③④B．③①②④

C．②③①④D．②④①③

3．(电离能与元素性质)已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。根据表中所列数据，下列判断错误的是()

元素I1I2I3I4

X500 4 600 6 9009 500

Y580 1 800 2 70011 600

A．元素X

B．元素Y是ⅢA族元素

C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl

D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应

4．(电负性的应用)不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。表格中是某些短周期元素的x值：

元素符号Li Be B C O F

x值0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98

元素符号Na Al Si P S Cl

x值0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16

(1)

(2)推测x值与原子半径的关系是________；根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的________变化规律。

(3)某有机化合物的结构简式为，其C—N键中，你认为共用电子对偏向谁？___________________________(写原子名称)

[基础训练]

1．下列原子的价电子排布中，对应第一电离能最大的是()

A．n s2n p1B．n s2n p2C．n s2n p3D．n s2n p4

2．具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是()

A．1s22s22p3B．1s22s22p1

C．1s22s22p63s23p1D．1s22s22p63s23p4

3．下列有关物质性质的比较不正确的是()

A．热稳定性：H2S>SiH4B．离子半径：Na＋>S2－

C．第一电离能：N>O D．元素电负性：C>H

4．下列是几种基态原子的电子排布，电负性最大的原子是()

A．1s22s22p4B．1s22s22p63s23p3

C．1s22s22p63s23p2D．1s22s22p63s23p64s1

5．下列各组微粒半径的比较正确的是()

①Cl＜Cl－＜Br－②F－＜Mg2＋＜Al3＋③Ca2＋＜Ca＜Ba④S2－＜Se2－＜Br－

A．①和③B．①和②C．③和④D．①和④

6．下列化合物中阴、阳离子半径之比最大的是()

A．LiI B．NaBr C．KCl D．CsF

7．下列事实不能用元素周期律解释的是()

A．气态氢化物的稳定性：HBr＞HI

B．0.1 mol·L－1溶液的pH：NaOH＞LiOH

C．向Na2SO3溶液中加盐酸，有气泡产生

D．形状大小相同的Mg、Al与同浓度盐酸反应，Mg更剧烈

8．下列说法不正确的是()

A．ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度

C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强

D．NaH 的存在能支持将氢元素放在ⅦA族的观点

9．如表所示是第三周期部分元素的电离能(单位：kJ·mol－1)：

A．甲的金属性比乙强B．乙的常见化合价为＋1

C．丙不可能为非金属元素D．丁一定为金属元素

10．几种短周期元素的主要化合价及原子半径数据如表：

A．L、M的单质分别与同浓度的稀盐酸反应时，M的单质反应更剧烈

B．M与T形成的化合物能和强酸、强碱反应

C．Q、T两元素的简单氢化物热稳定性比较：Q的氢化物大于T的氢化物

D．L与R两元素形成的化合物中，含有共价键

11．下列各组元素按电负性大小排列正确的是()

A．F＞N＞O B．O＞Cl＞F

C．As＞P＞H D．Cl＞S＞As

12．(1)某元素的激发态(不稳定状态)原子的电子排布式为1s22s22p63s13p33d2，则该元素基态原子的电子排布式为______________；其最高价氧化物对应水化物的化学式是____________。

(2)用符号“>”“<”或“＝”表示下列各项关系。

①第一电离能：Na______Mg，Mg______Ca。

②电负性：O______F，F______Cl。

③能量高低：n s______(n＋1)s，n s______n p。

④主族序数______价电子数______元素最高正化合价。

[能力提升]

13．下列叙述中肯定金属A比金属B的活泼性强的事实是()

A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少

B．A的氢氧化物为两性化合物，B的氢氧化物为碱

C．1 mol A从酸中置换出H＋生成的H2比1 mol B从酸中置换出H＋生成的H2多

D．A元素的电负性比B元素的电负性小

14．短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，且原子最外层电子数之和为16。Y的原子半径比X的大，X与W同主族，Z是地壳中含量最高的金属元素。下列说法正确的是()

A．原子半径的大小顺序：r(W)>r(Z)>r(Y)

B．元素X、Y只能形成一种化合物

C．元素W的简单气态氢化物的热稳定性比X的强

D．Y、W最高价氧化物所对应的水化物均能溶解Z的氢氧化物

15．现有四种元素基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3④1s22s22p5，则下列有关比较正确的是()

A．第一电离能：④>③>②>①B．原子半径：④>③>②>①

C．电负性：④>③>②>①D．最高正化合价：④>③＝②>①

16．A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述：①原子半径A＜B；②离子半径A＞B；③原子序数A＞B；④原子最外层电子数A＜B；⑤A 的正价与B的负价绝对值一定相等；⑥A的电负性小于B的电负性；⑦A的第一电离能大于B的第一电离能。其中正确的组合是()

A．①②⑦B．③④⑥

C．③⑤D．③④⑤⑥⑦

17．根据周期表对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔、沸点较低，易升华，试回答下列问题：

(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式(生成Na2BeO2)：________________________________________________________________________。

(2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂________鉴别，其离子方程式为___________________。

(3)BeCl2是________________________。(填“离子化合物”或“共价化合物”)

18．有A、B、C、D、E五种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20，其中C、E是金属元素，其他均为非金属元素。A和E属于同一族，它们原子的最外层电子排布为n s1。B和D也属于同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性为2.5、3.5、0.8、2.1、1.5中之一。请回答下列问题：

(1)A是__________，B是__________，C是__________，D是__________，E是__________。

(填元素符号)

(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是__________，非金属性最强的是__________。

(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显________价，其他元素显________价。(填“正”或“负”)

(4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是__________________，有共价键的是__________________。(填化学式)

(完整word版)人教版高中化学选修3物质结构与性质教案

物质结构与性质第一章原子结构与性质第一节原子结构第二节原子结构与元素的性质归纳与整理复习题第二章分子结构与性质第一节共价键第二节分子的立体结构第三节分子的性质归纳与整理复习题第三章晶体结构与性质第一节晶体的常识第二节分子晶体与原子晶体第三节金属晶体第四节离子晶体归纳与整理复习题（人教版）高中化学选修3 《物质结构与性质》全部教学案第一章原子结构与性质教材分析：一、本章教学目标 1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。 2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。本章知识分析：本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。注意本章不能挖得很深，属于略微展开。

新课标高中化学选修教材《物质结构与性质》—三种版本的

新课标高中化学选修教材《物质结构与性质》—三种版本的比较研究作者：蔡文联文章来源：：《化学教学》2007年01期点击数：31 更新时间：2008-3-24 新课标高中化学选修教材《物质结构与性质》—三种版本的比较研究蔡文联饶志明余靖知摘要：根据2003年出版的《普通高中化学课程标准(实验》)编定的高中化学教材已通过审定的有三种版本，分别由人民教育出版社、江苏教育出版社、山东科技出版社出版。高中化学课程8个模块中选修3“物质结构与性质”是属于化学基本理论知识的模块。本文将对新版三种教材(选修3“物质结构与性质”)的设计思路、体系结构、栏目设置等方面进行比较研究，以期有助于教师理解新课标、选择教材、教法以及把握教学尺度。为了适应我国21世纪初化学课程发展的趋势，化学课程标准研制组经过深入的调查研究，多次讨论修改，于2003年出版了《普通高中化学课程标准（实验）》。他们将高中化学课程采用模块的方式分为必修和选修两部分，共8个模块，其中必修模块2个，选修模块6个。新课程“在保证基础的前提下为学生提供多样的、可供选择的课程模块”，兼顾“学生个性发展的多样化需要”，适应不同地区和学校的条件。目前以高中化学课程标准和基础教育课程改革纲要为指导编写的新版高中化学教材经全国中小学教材审定委员会初审通过的共有3种，分别是由人民教育出版社出版（宋心琦主编，以下简称人教版），江苏教育出版社出版（王祖浩主编，以下简称苏教版），山东科技出版社出版（王磊主编，以下简称山东科技版）。在6个选修模块中，选修3“物质结构与性质”模块突出化学学科的核心观念、基本概念原理和基本思想方法。在以“提高学生的科学素养”为主旨的高中化学课程改革中，如何将新课程理念很好地融合进化学基本概念和基础理论的教学中，转变学生的学习方式，培养学生的逻辑思维能力，提高学生学习本课程的意义，是值得广大化学教师研究、推敲的。因此，针对上述三种版本的教材（选修3物质结构与性质）进行具体的分析、比较、评价，对教师在选择教材、教法以及把握教学尺度方面都具有十分重要的意义。 1.“物质结构与性质”模块教材的简介

原子结构与元素周期表试卷及答案

原子结构与元素周期表试卷及答案一、选择题(本题只有一个正确选项) 1、（奉贤二模，2）下列化学用语正确的是 A ．硫的原子结构示意图： B ．2-丁烯的结构式： C ．乙酸的化学式：C 2H 4O 2 D ．原子核内有8个中子的氧原子：188O 2、（奉贤二模，3）3He 可以作为核聚变材料，以下关于3He 的说法正确的是 A ．比4He 少一个电子 B ．比4He 少一个质子 C ．与4He 的同分异构体 D ．是4He 的同位素 3．（静安二模，1）在日本核电站附近检测到放射性原子131I 。关于131I 原子和127I 原子的叙述错误的是 C A.它们互称为同位素 B.它们的化学性质几乎完全相同 C.它们相差4个质子 D.它们的电子数相同 4．（静安二模，2）下列氮原子结构的表述中，对电子运动状态描述正确且能表明同一电子层电子能量有差异的是 C A ． B. C.1s 22s 22p 3 D. 5．（静安二模，15）氯元素的相对原子质量为35.5，由23Na 、35Cl 、37Cl 构成的11.7g 氯化钠中，37Cl 的质量为 B A. 1.75g B. 1.85 g C.5.25 g D. 5.85g 6．（卢湾二模，2）下列化学用语正确的是 C A ．聚丙烯的结构简式： B ．丙烷分子的比例模型： C ．磷原子最外层电子排布式：3s 23P 3 D ．羟基的电子式为： 7. （卢湾二模，3）下列各项说法或比较中正确的是 C A ．氧化性：Ag + >Cu 2+ >Fe 3+ B ．热稳定性：HF ＞H 2Se ＞H 2O C ．酸性：CH 3COOH>H 2CO 3 >H 2SiO 3 D ．离子半径：Cl －＞S 2－＞Mg 2+ 8 （卢湾二模，6）右表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关X 、W 、Y 、R 、Z 五种元素的叙述中，正确的是 B A ．常温常压下，五种元素的单质中只有一种是气态 B ．Y 的阴离子的还原性大于Z 的阴离子的还原性 C ．W 的氢化物比X 的氢化物稳定 D ．Y 与W 元素的最高价氧化物对应水化物的酸性比较，前者弱于后者 9. （卢湾二模，8）下列各选项所述的两个量，前者一定大于后者的是 B A ．F 2和Br 2的沸点 B ．纯水在25℃和80℃时的pH X W Y R Z

选修三物质结构和性质带答案

1.已知A. B. C. D. E都是周期表中的前四周期的元素,它们的核电荷数 A

解答： A. B. C. D. E都是周期表中的前四周期的元素,它们的核电荷数AC>Si，故答案为：N>C>Si； (3)B元素为N2,结构式为N≡N,分子中有2个π键,与其互为等电子体的物质的化学式可能为CO或CN?，故答案为：2;CO或CN?； (4)上述A的氧化物为CO2，为直线形结构，分子中C原子采取sp杂化，属于分子晶体，其晶胞中微粒间的作用力为分子间作用力，故答案为：sp；分子间作用力；

原子结构与元素周期律知识点

第一章:原子结构与元素周期律教案编写日期:2012-2-16 课程授课日期: 应到人数: 实到人数: 教学目标: 过程与方法：通过亲自编排元素周期表培养学生的抽象思维能力和逻辑思维能力；通过对元素原子结构、位置间的关系的推导，培养学生的分析和推理能力。通过对元素周期律和元素周期表的关系的认识，渗透运用辩证唯物主义观点分析现象和本质的关系。情感态度价值观：通过学生亲自编排元素周期表培养学生的求实、严谨和创新的优良品质；提高学生的学习兴趣教学方法：通过元素周期表是元素周期律的具体表现形式的教学，进行“抽象和具体”这一科学方法的指导。教学重难点：同周期、同主族性质的递变规律；元素原子的结构、性质、位置之间的关系。教学过程: 中子N （核素）原子核质子Z → 元素符号原子结构：决定原子呈电中性电子数（Z 个）：化学性质及最高正价和族序数体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子运动特征电子云（比喻）小黑点的意义、小黑点密度的意义。排布规律 → 电子层数周期序数及原子半径表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期）周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期）周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） A ～ⅦA 共7个）元素周期表族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径决定编排依据具体表现形式 X) (A Z 七主七副零和八三长三短一不全

原子结构与元素性质

第二节原子结构与元素的性质一、元素周期表的编排原则 1.将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。 2.把最外层电子数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。二、周期表的结构周期：具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排成一个横行。主族：由短周期和长周期元素共同构成的族。副族：仅由长周期元素构成的族。 1.核外电子排布与族序数之间的关系可以按照下列方法进行判断：按电子填充顺序由最后一个电子进入的情况决定，具体情况如下：

(3)进入(n －1)d ①(n －1)d 1～5为ⅢB～ⅦB ?族数＝[(n －1)d ＋n s]电子数 ②(n －1)d 6～8为Ⅷ ③(n －1)d 10为ⅠB、ⅡB ?族数＝n s 的电子数 ④进入(n －2)f ? ?????????4f ——La 系元素5f ——Ac 系元素ⅢB 2. 3.(1)主族(ⅠA～ⅦA)和副族ⅠB、ⅡB 的族序数＝原子最外层电子数(n s ＋n p 或n s)。 (2)副族ⅢB～ⅦB 的族序数＝最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。 (3)零族：最外层电子数等于8或2。 (4)Ⅷ族：最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。若之和分别为8、9、10，则分别是Ⅷ族第1、2、3列。 1.同周期，从左到右，原子半径依次减小。 2.同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 3.阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r (Na ＋)

4.电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 5.不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。特别提醒在中学要求的畴可按“三看”规律来比较微粒半径的大小 “一看”能层数：当能层数不同时，能层越多，半径越大。 “二看”核电荷数：当能层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三看”核外电子数：当能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。七、电离能 1.第一电离能 (1)每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势。 (2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。 2.逐级电离能 (1)原子的逐级电离能越来越大首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。 (2)金属元素原子的电离能与其化合价的关系一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见价态。如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为＋1，而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为＋2、＋3。八、元素电负性的应用 1.元素的金属性和非金属性及其强弱的判断 (1)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”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 (2)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。 (3)同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。 (4)电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角。 2.化学键的类型的判断一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差小于1.7，它们之间通常形成共价键。

(完整版)苏教版化学选修3物质结构与性质专题3知识点

第一单元金属键金属晶体金属键与金属特性 [基础·初探] 1.金属键 (1)概念：金属离子与自由电子之间强烈的相互作用称为金属键。 (2)特征：无饱和性也无方向性。 (3)金属键的强弱 ①主要影响因素：金属元素的原子半径、单位体积内自由电子的数目等。 ②与金属键强弱有关的性质：金属的硬度、熔点、沸点等(至少列举三种物理性质)。 2.金属特性特性解释导电性在外电场作用下，自由电子在金属内部发生定向移动，形成电流导热性通过自由电子的运动把能量从温度高的区域传到温度低的区域，从而使整块金属达到同样的温度延展性由于金属键无方向性，在外力作用下，金属原子之间发生相对滑动时，各层金属原子之间仍保持金属键的作用 [核心·突破] 1.金属键????? 成键粒子：金属离子和自由电子成键本质：金属离子和自由电子间的静电作用成键特征：没有饱和性和方向性存在于：金属和合金中

2.金属晶体的性质 3.金属键的强弱对金属物理性质的影响 (1)金属键的强弱比较：金属键的强度主要取决于金属元素的原子半径和外围电子数，原子半径越大，外围电子数越少，金属键越弱。 (2)金属键对金属性质的影响 ①金属键越强，金属熔、沸点越高。 ②金属键越强，金属硬度越大。 ③金属键越强，金属越难失电子。如Na的金属键强于K，则Na比K难失电子，金属性Na比K弱。【温馨提醒】 1.并非所有金属的熔点都较高，如汞在常温下为液体，熔点很低，为－38.9 ℃；碱金属元素的熔点都较低，K-Na合金在常温下为液态。 2.合金的熔点低于其成分金属。 3.金属晶体中有阳离子，无阴离子。 4.主族金属元素原子单位体积内自由电子数多少，可通过价电子数的多少进行比较。

(完整版)高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结(最新整理)

高中化学选修3知识点总结主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质（一）原子结构 1、能层和能级（1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。

2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np （4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。（5）基态和激发态 ①基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。 ②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。 ③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 3、电子云与原子轨道（1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。

选修3第一章《原子结构与性质》全章教案

第一节原子结构第一课时知识与技能： 1、进一步认识原子核外电子的分层排布 2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系 3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系 4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义 5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布 6、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布教学内容：一、原子结构理论发展从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。〖复习〗必修中学习的原子核外电子排布规律：核外电子排布的一般规律 (1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。 (2)原子核外各电子层最多容纳个电子。 (3)原于最外层电子数目不能超过个(K层为最外层时不能超过个电子)。 (4)次外层电子数目不能超过个(K层为次外层时不能超过个)，倒数第三层电子数目不能超过个。说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层时，最多可排个电子；当M层不是最外层时，最多可排个电子练习: 1、画出下列原子的结构示意图：Be、N、Na、Ne、Mg 在这些元素的原子中，最外层电子数大于次外层电子数的有，最外层电子数与次外层电子数相等的有，最外层电子数与电子层数相等的有； L层电子数达到最多的有，K层与M层电子数相等的有。 2、A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。B元素原子核外L层电子数比最外层多7个电子。（1）A元素的元素符号是，B元素的原子结构示意图为________________；（2）A、B两元素形成化合物的化学式及名称分别是__ _____ _。二、能层与能级能层：多电子原子的核外电子的________是不同的，按电子的______差异，可将核外电子分成不同的能层由内而外可以分为：第一、二、三、四、五、六、七……能层

高中化学选修3：物质结构与性质-知识点总结

选修三物质结构与性质总结一.原子结构与性质. 1、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义. 电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用 s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f 轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7. 2.(构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布. (1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述 .在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子. (2).原子核外电子排布原理. ①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. ②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. ③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s1. (3).掌握能级交错1-36号元素的核外电子排布式. ns<(n-2)f<(n-1)d

(完整版)物质结构与性质知识点总结

高中化学物质结构与性质知识点总结一.原子结构与性质. 一.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义. 1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7. 2.(构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布. (1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子. (2).原子核外电子排布原理. ①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. ②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. ③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1. (3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式. ①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。 ②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。 3.元素电离能和元素电负性第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。

高二化学选修3物质结构与性质全册综合练习

高二化学选修3物质结构与性质全册综合练习1．1919年，科学家第一次实现了人类多年的梦想——人工转变元素。这个核反应如下：N＋He→O＋H下列叙述正确的是（） A．O原子核内有9个质子 B．H原子核内有1个中子 C．O 2和O 3 互为同位素 D．通常情况下，He和N 2 化学性质都很稳定 2．最近，意大利科学家使用普通氧分子和带正电荷的氧离子制造出了由4个氧原子构成的氧分子，并用质谱仪探测到了它存在的证据。若该氧分子具有空间对称结构，下列关于该氧分子的说法正确的是（） A．是一种新的氧化物B．不可能含有极性键 C．是氧元素的一种同位素D．是臭氧的同分异构体 3．下列化合物中，既有离子键，又有共价键的是 ( ) A．CaO B．SiO 2C．H 2 O D．Na 2 O 2 4．下列物质的电子式书写正确的是( ) A．NaCl B．H 2 S C．－CH 3 D．NH 4 I 5．已知A、B、C、D、E是核电荷数依次增大的五种短周期主族元素，原子半径按D、E、B、C、A的顺序依次减小，B和E同主族，下列推断不正确的是( ) A． A、B、D不可能在同周期 B．D一定在第二周期 C．A、D可能在同一主族 D．C和D的单质可能化合为离子化合物 6． X、Y、Z均为短周期元素。已知X元素的某种原子核内无中子，Y元素的原子核外最外层电子数是其次外层电子数的2倍，Z元素是地壳中含量最丰富的元素。有下列含该三种元素的化学式：①X 2Y 2 Z 2 ②X 2 YZ 3 ③X 2 YZ 2 ④X 2 Y 2 Z 4 ⑤X 3YZ 4 ⑥XYZ 3 ，其中可能存在对应分子的是 ( )

原子结构和元素周期律(精)

第九章
首页基本要求
原子结构和元素周期律
重点难点讲授学时内容提要
1
基本要求
[TOP]
1.1 了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型；电子的波粒二象性、测不准原理；了解了解元素和健康的关系。 1.2 熟悉原子轨道和概率密度的观念；熟悉原子轨道的角度分布图、径向分布函数图的意义和特征；熟悉电子组态与元素周期表的关系，有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 1.3 掌握 n、l、m、s 4 个量子数的意义、取值规律及其与电子运动状态的关系；掌握基态原子电子组态书写的三条原则，正确书写基态原子电子组态和价层电子组态。
2
重点难点
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2.1 重点 2.1.1 原子轨道、概率密度的观念；n、l、m、s 4 个量子数；电子组态和价层电子组态。熟悉的意义和特征；熟悉电子组态与元素周期表的关系，有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 2.1.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图；了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型；了解了解元素和健康的关系。 2.1.3 电子组态的书写、与元素周期表的关系；元素性质的变化规律。 2.2 难点 2.2.1 电子的波粒二象性、测不准原理；波函数和原子轨道。 2.2.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图。 2.2.3 熟悉电子组态与元素周期表的关系。
3
讲授学时
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建议 4～6 学时
1

4
内容提要
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第一节
第二节
第三节
第四节
第五节
4.1 第一节氢原子的结构 4.1.1 氢光谱和氢原子的玻尔模型 α 粒子散射实验提供了原子结构的有核模型，但卢瑟福模型没有解决原子核外的空间如何被电子所占有问题。量子力学基于两点认识原子结构：一是量子化现象，二是测不准原理。普朗克提出，热物体吸收或释放能量不连续，称量子化的。氢原子的线状光谱也表现了原子辐射能量的量子化。玻尔假定：电子沿着固定轨道绕核旋转；当电子在这些轨道上跃迁时就吸收或辐射一定能量的光子。轨道能量为
E??
4.1.2 电子的波粒二象性
RH ， n=1,2,3,4,… n2
波粒二象性是指物质既有波动性又有粒子性的特性。光子的波粒二象性关系式 λ=h/mc= h/p 德布罗意的微观粒子波粒二象性关系式
??
h h ? p mv
微观粒子的波动性和粒子性通过普朗克常量 h 联系和统一起来。微观粒子的波动性被电子衍射实验证实。电子束的衍射现象必须用统计性来理解。衍射中电子穿越晶体投射到照相底片上，图像上亮斑强度大的地方电子出现的概率大；电子出现少的地方亮斑强度就弱。所以，电子波是概率波，反映电子在空间某区域出现的概率。 4.1.3 测不准原理海森堡指出，无法同时确定微观粒子的位置和动量，它的位置越准确，动量（或速度）就越不准确；反之，它的动量越准确，位置就越不准确： △x· △px≥h/4π 式中△x 为坐标上粒子在 x 方向的位置误差，△px 为动量在 x 方向的误差。测不准原理表明微观粒子不存在确定的运动轨迹，可以用量子力学来描述它在空间出现的概率及其它全部特征。
2

物质结构与性质汇总(精华版)

物质结构与性质补充练习 1．（1）中国古代四大发明之一——黑火药，它的爆炸反应为： 2KNO3 + 3C + S == A + N2↑+ 3CO2↑ (已配平) ①除S外，上列元素的电负性从大到小依次为； ②在生成物中，A的晶体类型为，含极性共价键的分子的中心原子轨道杂化类型为； ③已知CN-与N2结构相似，推算HCN分子中σ键与π键数目之比为；（2）原子序数小于36的元素Q和T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q 多2。T的基态原子外围电子（价电子）排布为，Q2+的未成对电子数是（3）在CrCl3的水溶液中，一定条件下存在组成为[CrCl n(H2O)6-n]x+（n和x均为正整数）的配离子，将其通过氢离子交换树脂（R-H），可发生离子交换反应：交换出来的H+经中和滴定，即可求出x和n,确定配离子的组成。将含0．0015 mol [CrCl n(H2O)6-n]x+的溶液，与R-H完全交换后，中和生成的H+需浓度为0．1200 mol·L-1 NaOH溶液25．00 mL，该配离子的化学式为。 2．（2010省质检）X元素在第3周期中电负性最大，Y、Z元素同主族且位置相邻，Y原子的最外层电子排布为ns n np n+2。请填写下列空白。（1）第一电离能：Y Z（填“>”、“<”或“=”）；（2）XY2是一种高效安全的消毒剂，熔点-59.5℃，沸点10℃，构成该晶体的微粒之间的作用力是；（3）ZX2常用于有机合成。已知极性分子ZX2中Z原子采用np3杂化，则该分子的空间构型是，分子中X、Z原子之间形成键（填“σ”或“π”）；（4）胆矾晶体（CuSO4·5H2O）中4个水分子与铜离子形成配位键，另一个水分子只以氢键与相邻微粒结合。某兴趣小组称取2.500g胆矾晶体，逐渐升温使其失水，并准确测定不同温度下剩余固体的质量，得到如右图所示的实验结果示意图。以下说法正确的是（填标号）； A．晶体从常温升至105℃的过程中只有氢键断裂 B．胆矾晶体中形成配位键的4个水分子同时失去 C．120℃时，剩余固体的化学式是CuSO4·H2O D．按胆矾晶体失水时所克服的作用力大小不同，晶体中的水分子可以分为3种（5）右图中四条曲线分别表示H2、Cl2、Br2、I2分子的形成过程中能量随原子核间距的变化关系，其中表示v的是曲线（填“a”、“b”或“c”），理由是。 3．（2010年厦门质检卷）A、B、C、D、E、F、G七种前四周期元素，其原子序数依次增大。A的原子中没有成对电子；B的基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道，

原子结构与元素周期律(精)

第10章原子结构与元素周期律思考题 1．量子力学原子模型是如何描述核外电子运动状态的？解：用四个量子数：主量子数——描述原子轨道的能级；角量子数——描述原子轨道的形状, 并与主量子数共同决定原子轨道的能级；磁量子数——描述原子轨道的伸展方向；自旋量子数——描述电子的自旋方向。 2．区别下列概念：（1）Ψ与∣Ψ∣2，（2）电子云和原子轨道，（3）几率和几率密度。解：（1）Ψ是量子力学中用来描述原子中电子运动状态的波函数，是薛定谔方程的解； ∣Ψ∣2反映了电子在核外空间出现的几率密度。（2）∣Ψ∣2 在空间分布的形象化描述叫电子云，而原子轨道与波函数Ψ为同义词。（3）∣Ψ∣2表示原子核外空间某点附近单位体积内电子出现的几率，即称几率密度，而某一微小体积dV内电子出现的几率为∣Ψ∣2·dV。 3．比较波函数角度分布图与电子云角度分布图，它们有哪些不同之处？解：不同之处为（1）原子轨道的角度分布一般都有正负号之分，而电子云角度分布图均为正值，因为Y 平方后便无正负号了。（2）除s轨道的电子云以外，电子云角度分布图比原子轨道的角度分布图要稍“瘦”一些，这是因为︱Y︱≤ 1，除1不变外，其平方后Y2的其他值更小。 4．科顿原子轨道能级图与鲍林近似能级图的主要区别是什么？解：Pauling近似能级图是按能级高低顺序排列的，把能量相近的能级组成能级组，依1、2、3…能级组的顺序，能量依次增高。按照科顿能级图中各轨道能量高低的顺序来填充电子，所得结果与光谱实验得到的各元素原子中电子排布情况大致相符合。科顿的原子轨道能级图指出了原子轨道能量与原子序数的关系，定性地表明了原子序数改变时，原子轨道能量的相对变化。从科顿原子轨道能级图中可看出：原子轨道的能量随原子序数的增大而降低，不同原子轨道能量下降的幅度不同，因而产生能级交错现象。但氢原子轨道是简并的，即氢原子轨道的能量只与主量子数n有关，与角量子数l无关。 5．判断题：（1）当原子中电子从高能级跃迁至低能级时，两能级间的能量相差越大，则辐射出的电磁波波长越大。

原子结构与性质

原子结构与性质重点知识梳理 1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。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种性质。 3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。 4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。一.原子结构 1.能级与能层 2.原子轨道 3.原子核外电子排布规律 (1)遵守能量最低原理、泡利原理、洪特规则。 (2)能级交错现象：核外电子的能量并不是完全按能层序数的增加而升高，不同能层的能级之间的能量高低有交错现象，如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、 E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。 (3)当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0) 状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为：1s22s22p63s23p63d54s1，而不是：1s22s22p63s23p63d44s2。 4. 基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式例如K：1s22s22p63s23p64s1 或 [Ar]4s1。 (2)电子排布图(轨道表示式) 用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，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。二.原子结构与元素周期表 1.原子的电子构型与周期的关系 (1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为_________。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为_________外，其余为_________。He核外只有_________个电子，只有1个_________轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。 (2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。 (3)周期表中，周期序数=该周期元素基态原子的__________________。 2.元素周期表的分区若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。三.元素周期律

高考专题复习《物质结构与性质》知识考点

《物质结构与性质》精华知识点课本：1、熟记1-36号元素电子排布 1、核电荷数从1到18的元素的原子结构示意图 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si p S Cl Ar 2、原子的核外电子排布式和外围电子（价电子）排布式（原子核外电子排布时，先排4s 后排3d，形成离子时先失去最外层电子）核外电子排布式外围电子排布式核外电子排布式外围电子排布式 26Fe：[Ar]3d64s2 3d64s2 26 Fe2+：[Ar]3d6 3d6 26Fe3+：[Ar]3d5 3d5 29 Cu：[Ar]3d104s1 3d104s1 29Cu +：[Ar]3d10 3d10 29 Cu 2+：[Ar]3d9 3d9 24Cr： [Ar]3d54s1 3d54s1 24 Cr3＋[Ar] 3d3 3d3 30Zn : [Ar]3d104s2 3d104s2 30 Zn2+ [Ar]3d10 3d10 22Ti2+ [Ar]3d2 3d2 25 Mn [Ar]3d54s2 3d5 4s2 31Ga[Ar]3d104s24P1 4s24P1 32 Ge[Ar]3d104s24P2 4s24P2

33 As: [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 3 24Se : [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 3 3、元素周期表（对应选择第11题）（1）同周期，原子半径减小，同主族原子半径增加；对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径越小：Al 3+＜Mg 2+＜Na +＜F －＜O 2- Ca 2+＜K +＜Cl －＜S 2- （2）p 轨道有2个未成对电子，有P 2和P 4。C:2S 22P 2 、Si:3S 23P 2、O ：2S 22P 4、S ：3S 23P 4 （3）（3S 23P 6 3d 10）第三周期内层电子全充满，Cu 和Zn （4）Cr ：3d 54s 1， 6个未成对电子数，第四周期未成对电子数最多（5）氟元素的非金属性最强，因此：①F 无正价②气态氢化物中最稳定的是HF 。（6）最高价含氧酸酸性最强的是：高氯酸（HClO 4）（7）Al 元素：原子有三个电子层，简单离子在本周期中半径最小（8）某元素的最高价氧化物对应的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，则该元素是：氮（氨气和硝酸反应生成硝酸铵）。（9）气态氢化物的稳定性：（同周期增强，同主族减弱）CH 4< NH 3< H 2O

选修3《物质结构与性质》第二节 原子结构与元素的性质第2课时 元素周期律(导学案)