物质结构与性质选修Word文档格式.docx

1、）3原子核外电子排布表示方法原子电子排布式轨道表示式碳（C）1s22s22p2或He2s22p2钠（Na）1s22s22p63s1或Ne3s1二、元素性质的递变规律1电离能（1）含义：第一电离能：某元素的气态原子失去一个电子形成1价气态阳离子所需要吸收的最低能量，符号I1，单位kJmol1。（2）意义：元素的第一电离能可以衡量元素的气态原子失去1个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的金属性越强；反之第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子，该元素的非金属性就越强。（3）规律同周期：从左向右碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，总体呈现从左到右逐

2、渐增大的变化趋势。注意A族与A族、A族与A族的反常，即同周期从左往右第一电离能大小的关系为：AAAAAAA。由于第A族的原子外围电子排布与第A族的原子相比，第A族s轨道处于全充满状态，原子能量较低，具有较大的第一电离能。如Be的第一电离能大于B、Mg的第一电离能大于Al。与此相类似的还有同周期相邻的A族、A族的元素，A族的元素原子外围电子排布的p轨道处于半充满状态，原子能量较低属稳定结构，第一电离能数值较大。如N的第一电离能大于O的、P的大于S的。同族元素：从上至下第一电离能越来越小。同种原子：逐级电离能越来越大 （即I1I2I3）。不同级电离能有突跃性的变化，又是核外电子分层排布的有力证明。

3、如I1（Na）I2（Na）I3（Na），钠易形成1价阳离子，最外层电子数为1。2.电负性衡量元素在化合物中吸引电子能力的标度。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。（2）标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性（稀有气体未计）。金属元素的电负性一般1.8，非金属元素的电负性一般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。在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增强，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减弱。（4）应用元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。电负性数值小的元素在化

4、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强，元素的化合价为负值。利用两种元素间的电负性差值可以判断它们的原子间形成化合键的类型。一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。必考点1 核外电子排布式的书写：如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。注意对比原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；

5、简化电子排布式：Ar3d104s1；外围电子排布式（即价电子排布式）：3d104s1。原子结构的常用化学用语：（1）原子结构示意图：如（2）核组成式：如 168O（3）电子排布式：如O： 1s22s22p4 （4）轨道表示式：如C： （5）外围电子排布式：如Fe原子的外围电子排布式为3d64s2。外围电子排布式能反映基态原子的电子层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。必考点2原子结构与元素性质项目同周期（从左右）同主族（从上下）原子核外电子排布电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，17（第一周期12）最外层电子数相同，电子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17

6、（O、F无最高正价），最低负价由41最高正价主族序数，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元素的第一电离能增大的趋势（注意反常）逐渐减小元素的电负性元素金属性、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最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱非金属气态氢化物稳定性生成由难到易稳定性逐渐增强生成由易到难稳定性逐渐减弱必考点3元素周期表的分区【典例1】（2013盐城摸底）下表为元素周期表中第四周期的部分元素（从左到右按原子序数递增排列），根据要求回答下列

7、各小题：KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGe（1）在以上元素的基态原子的电子排布中4s轨道上只有1个电子的元素有_（填名称）。（2）写出Cr3的电子排布式_。（3） Fe3的化学性质比Fe2稳定，其原因是_。（4） 前四周期元素中，基态原子中未成对电子数与其所在周期数相同的元素有_种。（5）试比较：第一电离能I1（Cr）_I1（Co）（填“”、“”或“”）。答案（1）钾、铬、铜（2）1s22s22p63s23p63d3或Ar3d3（3）Fe3的3d轨道填充了5个电子，为半充满状态 （4）5（5）【典例2】（18分）有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所述：元素结构、性

8、质等信息A是短周期中（除稀有气体外）原子半径最大的元素，该元素某合金是原子反应堆的导热剂BB与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性C元素的气态氢化物极易溶于水，可用作制冷剂D是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来水生产过程中常用的消毒杀菌剂请根据表中信息填写：（1）A原子的核外电子排布式_。（2）B元素在周期表中的位置_；离子半径：B_A（填“大于”或“小于”）。（3）C原子的轨道表示式是_，其原子核外有_个未成对电子，能量最高的电子为_轨道上的电子。（4）D原子的电子排布式为_，D的结构示意图是_。（5）B的最高价氧化物对应的水化物与A的最高价氧化物对应的水化物反应的

9、化学方程式为_。与D的氢化物的水溶液反应的化学方程式为_。答案（1）1s22s22p63s1（2）第三周期第A族小于3p （4）1s22s22p63s23p5或Ne3s23p5（5）NaOHAl（OH）3=NaAlO22H2O 3HClAl（OH）2=AlCl33H2O第二单元微粒间作用力与物质性质一、四种晶体的比较 类型比较分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体构成粒子分子金属阳离子、自由电子阴、阳离子粒子间的相互作用力分子间作用力共价键金属键离子键硬度较小很大有的很大，有的很小较大熔、沸点较低很高有的很高，有的很低较高溶解性相似相溶难溶于任何溶剂难溶于常见溶剂大多易溶于水等极性溶剂导电、传热性一

10、般不导电，溶于水后有的导电一般不具有导电性，个别为半导体电和热的良导体晶体不导电，水溶液或熔融态导电物质类别及举例大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物（SiO2除外）、绝大多数有机物（有机盐除外）部分非金属单质（如金刚石、硅、晶体硼），部分非金属化合物（如SiC、SiO2）金属单质与合金（如Na、Al、Fe、青铜）金属氧化物（如K2O、Na2O）、强碱（如KOH、NaOH）、绝大部分盐（如NaCl）1.离子晶体的晶格能（1）定义：指拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子时所吸收的能量，通常取正值，单位：kJmol1，符号为U。例如：NaCl（s）Na（g）Cl（g），U

11、786 kJmol1（2）影响因素：离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。（3）与离子晶体性质的关系：晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越大。2.晶体类型的判定方法（1）据各类晶体的特征性质判断：如低熔沸点的化合物形成分子晶体；熔沸点较高，且在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物形成离子晶体；熔沸点很高，不导电，不溶于一般溶剂的物质形成原子晶体；能导电、传热、具有延展性的物质是金属晶体。（2）据物质的分类判断：金属氧化物（如K2O、Na2O2等）、强碱（如NaOH、KOH等）和绝大多数的盐类是离子晶体；大多数非金属单质（除金刚石、

12、石墨、晶体硅、晶体硼外）、气态氢化物、非金属氧化物（除SiO2外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。金属单质（注：汞在常温为液体）与合金是金属晶体。【思考】CO2和SiO2在物理性质上有较大差异，而在化学性质上却有较多相似，你知道原因吗？提示物理性质看晶体类型：CO2是分子晶体，其微弱的分子间作用力是其决定因素，SiO2是原子晶体，其牢固的共价键是其决定因素。为什么石墨的熔、沸点高于金刚石？提示石墨属于混合型晶体，但因层内原子之间碳碳共价键的键长，比金刚石中碳碳共价键的键长短，所以熔、沸点高于金刚石。必考点1 晶体熔、沸点比较规律对于物质熔、沸点的判断，首先看物质的状态，一般情况下固体液体气体；二是看物质所属类型，一般是原子晶体离子晶体分子晶体