高中化学 《物质结构与性质 元素性质的递变规律》 新人教选修3

元素性质的递变规律物质结构与性质专题二第二单元：原子核外电子排布的周期性.道尔顿汤姆生卢瑟福玻尔人类认识原子结构的历史原子核外电子的运动回顾：.电子层电子层原子轨道类型原子轨道数目可容纳电子数11s1222s,2p4833s,3p,3d91844s,4p,4d,4f16325---n22n2.构造原理原子核外电子排步的轨道能量顺序.原子核外电子的排布所遵循的原理：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.

对于能量相同的轨道(同一电子亚层)，当电子排布处于全满（s2、p6、d10、f14）、半满（s1、p3、d5、f7）、全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定，整个体系的能量最低。洪特规则的特例：.练习1:写出下列元素的轨道表示式:

C:N:S:Na:.练习2:写出下列元素的电子排布式:Na:K:24Cr:29Cu:35Br:37Rb:1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或[Kr]5s11s22s22p63s23p63d104s24p5或[Ar]3d104s24p5.练习3:写出下列原子或离子的电子排布式:O2-Na:Cr3+:

Br-:

.回顾:随着原子序数的递增元素原子的核外电子排布元素原子半径元素主要化合价呈现周期性变化.核外电子排布.原子半径.原子的最外层电子排布.元素化合价.非金属性递增非金属性递增金属性最强非金属性最强金属性递增金属性递增.同周期、同主族元素的递变规律依次增大逐渐增多相同逐渐减小周期性变化金属性减弱，非金属性增强还原性减弱，氧化性增强碱性减弱，酸性增强逐渐增强逐渐增大相同依次递增逐渐增大基本相同非金属性减弱，金属性增强氧化性减弱，还原性增强酸性减弱，碱性增强逐渐减弱项目同周期（左－右）同主族（上－下）原子结构核电荷数

最外层电子数电子层数原子半径性质化合价元素的金属性和非金属性单质的氧化性还原性最高价化合物对应水化物的酸碱性气态氢化物的稳定性.金属与非金属分界线附近的元素既表现出一定的金属性也表现出一定的非金属性。周期序数等于主族序数的元素具有两性.Al(OH)3+H+=Al(OH)3+OH-=.Al2O3+H+=Al2O3+OH-=..元素分区图.元素性质的递变规律物质结构与性质专题二第二单元：元素第一电离能的周期性变化.一、电离能：2、意义：电离能反映了原子失去电子倾向的大小，电离能越大，越难失去电子。1、定义：气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示，失去第二个电子所需要的能量叫做第二电离能I2……M（g，基态）→M+（g）+eI1M+（g，基态）→M2+（g）+eI2.交流讨论：根据下图元素第一电离能曲线图，总结电离能的变化规律。NPBeMgZnAs5101520253035原子序数I11—36号元素的第一电离能.3、电离能的变化规律：

（1）同周期：主族元素从左到右，电离能呈逐渐增大的趋势；（2）同主族：主族元素从上到下，电离能逐渐减小；

（3）特殊：Be>B,Mg>Al

N>o,P>S,

Zn>Ga.钠、镁、铝的逐级电离能数据表.4、应用：M（g)–e-=M+(g)△H=I1

（1）电离能是原子核外电子分层排布的实验验证。（2）元素的第一电离能越小表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。（3）第一电离能的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果。.元素性质的递变规律物质结构与性质专题二第二单元：元素电负性的周期性变化.二、元素的电负性：1、鲍林(L.Pauling)首先提出了元素的电负性的概念，并指出：电负性就是表示某元素成键原子在化合物中吸引电子能力大小的相对数值。根据热化学数据建立了元素的定量标度，指定氟的电负性为4.0，然后求出其它元素的电负性。.电负性：利用图、表、数据说明.2、元素电负性的变化规律：（1）同周期，从左到右，电负性增加；（2）同主族，从上到下，电负性下降。.（1）、元素的金属性的判别：一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。（2）、化学键型判别：电负性相差较大（△x≥1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。（3）、判断分子中元素的正负化合价：

X大者，化合价为负；

X小者，化合价为正；

△X=0，化合价为零（单质分子）3、应用：.(09江苏高考)21.（12分）本题包括A、B两小题，分别对应于“物质结构与性质”和“实验化学”两个选修模块的内容。请选择其中一题，并在相应的答题区域内作答。若两题都做，则按A题评分。A．生物质能是一种洁净、可再生的能源。生物质气（主要成分为CO、CO2、H2等）与H2混合，催化合成甲醇是生物质能利用的方法之一。

（1）上述反应的催化剂含有Cu、Zn、Al等元素。写出基态Zn原子的核外电子排布式

。（2）根据等电子原理，写出CO分子结构式

。（3）甲醇催化氧化可得到甲醛，甲醛与新制Cu（OH）2的碱性溶液反应生成Cu2O沉淀。

①甲醇的沸点比甲醛的高，其主要原因是

；甲醛分子中碳原子轨道的杂化类型为

。②甲醛分子的空间构型是

；1mol甲醛分子中σ键的数目为

。③在1个Cu2O晶胞中（结构如图所示），所包含的Cu原子数目为

。.（山东09高考）C和Si元素在化学中占有极其重要的地位。⑴写出Si的基态原子核外电子排布式

。从电负性角度分析，C、Si和O元素的非金属活泼性由强到弱的顺序为

。⑵SiC的晶体结构与晶体硅的相似，其中C原子的杂化方式为

，微粒间存在的作用力是

。⑶氧化物MO的电子总数与SiC的相等，则M为

（填元素符号）。MO是优良的耐高温材料，其晶体结构与NaCl晶体相似。MO的熔点比CaO高，其原因是

。⑷C、Si为同一主族的元素，CO2和SiO2化学式相似，但结构和性质有很大不同。CO2中C与O原子间形成σ键和π键，SiO2中Si与O原子间不形成上述π键。从原子半径大小的角度分析，为何C、O原子间能形成，而Si、O原子间不能形成上述π键。

。.（广东09高考）铜单质及其化合物在很多领域有重要的用途，如金属铜用来制造电线电缆，五水硫酸铜可用作杀菌剂。Cu位于元素周期表第IB族。Cu2＋的核外电子排布式为__________。右图是铜的某种氧化物的晶胞结构示意图，可确定该晶胞中阴离子的个数为_________。胆矾CuSO4·5H2O可写成[Cu(H2O4)]SO4·H2O，其结构示意图如下：…….（江苏08）21．（12分）已知A、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素，它们的核电荷数A＜B＜C＜D＜E。其中A、B、C是同一周期的非金属元素。化合物DC的晶体为离子晶体，D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构。AC2为非极性分子。B、C的氢化物的沸点比它们同族相邻周期元素氢化物的沸点高。E的原子序数为24，ECl3能与B、C的氢化物形成六配位的配合物，且两种配体的物质的量之比为2∶1，三个氯离子位于外界。请根据以上情况，回答下列问题：（答题时，A、B、C、D、E用所对应的元素符号表示）（1）A、B、C的第一电离能由小到大的顺序为

。（2）B的氢化物的分子空间构型是

。其中心原子采取

杂化。（3）写出化合物AC2的电子式

；一种由B、C组成的化合物与AC2互为等电子体，其化学式为

。（4）E的核外电子排布式是

，ECl3形成的配合物的化学式为

。（5）B的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液与D的单质反应时，B被还原到最低价，该反应的化学方程式是

。.（广东08）镁、铜等金属离子是人体内多种酶的辅因子。工业上从海水中提取镁时，先制备无水氯化镁，然后将其熔融电解，得到金属镁。（1）以MgCl2为原料用熔融盐电解法制备镁时，常加入NaCl、KCl或CaCl2等金属氯化物，其主要作用除了降低熔点之外还有

。（2）已知MgO的晶体结构属于N