2013-2014高中化学第一章原子结构归纳整合课件版选修

1、请分别用一句话表达下列关键词：原子光谱线状光谱连续光谱主量子数角量子数磁量子数自旋磁量子数电子云电子排布式轨道表示式能量最低原则基态激发态电离能电负性提示原子光谱光(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，可以用光谱仪摄取各种元素电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。章 末 归 纳 整 合线状光谱具有特定波长、彼此分离的谱线所组成的光谱。连续光谱由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而不能分辨所得的光谱，如阳光形成的光谱。主量子数n决定轨道能量的高低。角量子数l决定原子轨道或电子云的形状，与电子运动的轨道角动量有关。磁量子数m对于每一个确定的l，

2、m值可取0，1，2l，共(2l1)个值。自旋磁量子数msms决定电子运动的自旋方向。电子自旋只有顺时针和逆时针两个方向。自旋方向： 顺时针 逆时针电子云描述电子在空间出现概率大小的图形称为电子云图。电子排布式用轨道符号前的数字表示该轨道属于第几电子层，用轨道符号右上角的数字表示该轨道中的电子数(通式为：nlx)。轨道表示式能表示出原子核外各轨道中电子排布情况的式子叫做轨道表示式。这种表示方法很形象，用小圆圈(或方框、短线)表示一个给定量子数n、l、m的原子轨道，用箭头表示电子且用“”或“”来区别ms不同的电子。能量最低原则通常情况下，电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当这些轨道占满后，电子才

3、依次进入能量较高的轨道，这就是构造原理。原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原则。泡利不相容原理一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反；或者说，一个原子中不会存在四个量子数完全相同的电子。这就是泡利不相容原理。洪特规则对于基态原子，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方向相同(即自旋方向平行)，这就是核外电子在原子轨道上排布所遵循的第三个原则，即洪特规则。原子的最低能量状态叫做基态；当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，能量高于基态的状态叫激发态；电离能气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小

4、能量叫做电离能。电负性用来表示当两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。鲍林给电负性下的定义是“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。玻尔理论的主要内容有哪些？提示(1)核外电子的运动不是任意的，它只能服从一定的量子化的条件的确定。(2)电子在一定的轨道上运动，有一定的能量。(3)当电子由某轨道(一个定态)跃迁到另一轨道(另一定态)时，就会吸收或放出辐射能。1元素周期表的应用是什么？提示同周期(从左到右)和同主族(从上到下)的递变规律(1)同周期从左到右的递变规律核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)。元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强(因为失电子能力逐

5、渐减弱，得电子能力逐渐增强)。单质(或原子)氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。非金属单质与H2化合由难到易，气态氢化物稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱，其水溶液酸性逐渐增强。2金属单质熔点逐渐升高，非金属单质熔点逐渐降低，熔点最低的是本周期的稀有气体。(2)同主族从上到下的递变规律核电荷数递增，原子半径逐渐增大。(与同周期递变规律相比，并分别加以解释)元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。单质(或原子)还原性逐渐增强，氧化性逐渐减弱。最高价氧化物对应水化物碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱。非金属单质与H2化合由易到难，气态氢化物稳定性逐渐减弱，还原性逐渐

6、增强，其水溶液酸性逐渐增强。金属单质熔点逐渐降低，非金属单质熔点逐渐升高。单质密度逐渐增加。电离能及其变化规律有哪些？提示(1)递变规律(2)第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。同一周期同一族第一电离能从左往右，第一电离能呈增大的趋势从上到下，第一电离能呈减小趋势1(3)Be的价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，(Mg：1s2

7、2s22p63s2、P：1s22s22p63s23p3)相对比较稳定，失电子较难。此观点可以解释N的第一电离能大于氧，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga。(4)Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。电负性及其变化规律是什么？提示(1)金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越

8、小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。(2)同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。一般来说电负性大于2的元素为非金属元素，电2负性最大的元素为氟。电负性最小的为铯，而当元素的电负性在1.8左右时，该元素一般既有金属性又有非金属性。(3)电负性与化合物类型的关系一般认为：如果两个成键元素间的电负

9、性差值大于1.7，他们之间容易形成离子键，相应的化合物为离子化合物，如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，那么他们之间通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物。(4)电负性与元素的化合价的关系在化合物中，电负性数值较小的元素的化合物中吸引键合电子的能力较弱，元素的化合价为正价，电负性数值较大的元素在化合物中吸引键合电子的能力较强。元素的化合价为负值，由于氟是所有元素中电负性数值最大的元素，所以在氟的化合物中，氟一定显示负价，没有正价。(5)在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。Li、Mg在空气中燃烧产物分别为Li2O、MgO，Be(OH)2、A

10、l(OH)3均为两性氢氧化物，硼和硅的含氧酸均为弱酸，由此可以看出对角线规则的合理性。Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2，Be、Al电负性均为1.5，B、Si的电负性分别为2.0、1.8数值相差不大，故性质相似。(6)原子半径、电离能、电负性的周期性变化规律在元素周期表中同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，第一电离能逐渐增大(趋势)，电负性逐渐增大。在元素周期表中同主族从上到下原子半径逐渐增大，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小。 某元素的激发态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p34s1，则该元素基态原子的电子排布式为_；元素符号为_；其最高价氧化物对应的水化物的化学式是_。

11、解析由于激发态是由基态原子获得能量后电子跃迁形成的，因该元素的激发态原子中“3p”并未排满，显然4s上的一个电子是从3p上跃迁的，所以该基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，是S元素，对应的最高价氧化物的水化物为H2SO4。答案1s22s22p63p23p4SH2SO4学科思想培养一【例1】题型一 原子的核外电子排布 下表是元素周期表的一部分。【例2】族周期AAAAAAA123(1)表中元素的氢化物的化学式为_，此氢化物的还原性比元素的氢化物的还原性_(填“强”或“弱”)。(2)某元素原子的核外p电子数比s电子数少1，则该元素的符号是_，其单质的电子式为_。(3)俗称为“矾”的

12、一类化合物通常含有共同的元素是_。(4)已知某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如元素与元素的氢氧化物有相似的化学性质，写出元素的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式_。又如表中与元素的性质相似的不同族元素是_(填元素符号)。解析(1)元素位于第3周期第A族，为氯元素，其氢化物的化学式为HCl，元素为硫元素，根据同周期元素的性质递变规律可知还原性H2SHCl。(2)根据核外电子的排布规律可知，核外p电子比s电子数少1的元素为氮(N)，其单质N2的电子式为NN。(3)矾是指某些含结晶水的金属硫酸盐，故这一类化合物中含有的共同元素为H、O、S三种。(4)元素为铝元素，元素为铍元素，二者性质相似

13、，所以有Be(OH)22NaOH=Na2BeO22H2O。根据Be和Al的位置(对角线)关系，可推知与元素镁元素处于左上右下对角线位置的元素锂元素应有一定的相似性。答案(1)HCl弱(2)NNN(3)H、O、S(4)Be(OH)22NaOH=Na2BeO22H2OLi 下列基态原子中第一电离能排列顺序正确的是 ()。ACNOF BFONCCIBrClF DFClBrI解析C、N、O、F为同周期元素，第一电离能总体依次增大，但由于N的最外层电子排布为2s22p3，2p轨道为半充满状态，结构稳定，所以N的第一电离能较氧原子的大，A、B两项不正确；同主族元素第一电离能从上到下依次减小。答案D【例3】

14、题型二原子结构与元素周期律(表)及元素的性质 在元素周期表前四周期中，有A、B、C、D四种元素，它们的原子序数依次增大，A原子有3个未成对电子；B元素次外层有8个电子，1 mol B单质与足量盐酸反应可生成1 mol H2，B单质不易与冷水反应；C元素的3价离子的d轨道是半充满的；D元素易形成1价离子。(1)填写下表：【例4】元素名称、符号电子排布式轨道表示式属于哪个区ABCD(2)A元素位于第_周期_族，A的最高价氧化物分子式为_，对应水化物分子式为_，A的气态氢化物分子式为_，该氢化物分子空间构型为_，是_(填“极性”或“非极性”)分子。(3)B元素位于第_周期_族，B单质在A单质中燃烧的

15、化学方程式为_，燃烧产物与水反应的化学方程式为_。(4)C元素位于第_周期_族，C2离子的电子排布式为_，在含C2离子的水溶液中，滴入氯水后再滴入数滴KSCN溶液，现象是_，上述反应的离子方程式为_，_。在含C3离子的水溶液中加足量铁粉充分振荡后，滴入KSCN溶液，现象是_，上述反应的离子方程式为_。(5)D元素位于第_周期_族，在C2离子与D离子形成的化合物的水溶液中，滴入足量氯水，反应的化学方程式为_。(6)写出B与D两种元素形成的化合物的电子式：_，此化合物属于_(填“共价”或“离子”)化合物。(7)四种元素中电负性最大的元素是_，第一电离能最小的元素是_。A、B两种元素的原子半径大小是_，单核离子的离子半径大小是_。解析A原子有3个未成对电子，其外围电子排布为2s22p3或3s23p3，1 mol B与盐酸反应产生1 mol H2，B为A族元素Mg或Ca，又由于B比A的原子序数大且不易与冷水反应，则B为镁元素，那么A为氮元素。C元素的3价离子的d轨道是半充满的即3d5，那么它的原子的外围电子排布为3d64s2，C为铁元素；D元素在第四周期(原子序数比C