鲁科版化学选修3(全册)知识点附讲解练习汇总

（共17套120页）鲁科版化学选修3（全册）知识点附讲解练习汇总第1节原子结构模型1．了解玻尔原子结构模型的基本观点及如何用其解释氢原子光谱的特点。2．能应用量子力学对原子核外电子的运动状态进行描述。(重点)3．了解原子轨道和电子云的含义。(难点)氢原子光谱和玻尔的原子结构模型[基础·初探]1．不同时期的原子结构模型2．光谱和氢原子光谱(1)光谱①概念：利用仪器将物质吸收的光或发射的光的波长和强度分布记录下来的谱线。②形成原因：电子在不同轨道间跃迁时，会辐射或吸收能量。(2)氢原子光谱：属于线状光谱。氢原子外围只有1个电子，故氢原子光谱只有一条谱线，对吗？【提示】不对。3．玻尔原子结构模型(1)基本观点运动轨迹原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动，并且不辐射能量能量分布在不同轨道上运动的电子具有不同的能量，而且能量是量子化的。轨道能量依n(量子数)值(1，2，3…)的增大而升高电子跃迁对氢原子而言，电子处于n＝1的轨道时能量最低，称为基态，能量高于基态的状态称为激发态。电子在能量不同的轨道之间跃迁时，辐射或吸收的能量以光的形式表现出来并被记录下来，就形成了光谱(2)贡献①成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。②阐明了原子光谱源自核外电子在能量不同的轨道之间的跃迁，而电子所处的轨道的能量是量子化的。(1)道尔顿原子学说涉及到原子内部结构。(×)(2)氢原子光谱属于线状光谱。(√)(3)基态氢原子转变成激发态氢原子时释放能量。(×)(4)焰色反应与电子跃迁有关，属于化学变化。(×)[核心·突破]1．光谱(1)基态原子eq\o(,\s\up7(吸收能量),\s\do10(释放能量))激发态原子。(2)同一原子不同状态的能量激发态大于基态；不同原子的能量不一定存在激发态大于基态。(3)基态原子和激发态原子相互转化时吸收或释放能量，形成光谱。(4)光谱分析：利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。如焰色反应产生的原因是原子中的电子在能量不同轨道上跃迁。2．玻尔原子结构模型(1)基本观点：①电子在确定的轨道上运动②轨道能量是量子化的③电子跃迁产生能量变化(2)意义：①成功解释了氢原子的线状光谱②说明核外电子是分层排布的(3)不足：无法解释复杂光谱问题[题组·冲关]1．下列有关化学史知识错误的是()A．原子分子学说的建立是近代化学发展的里程碑B．俄国科学家门捷列夫发现了元素周期律，编制了元素周期表C．意大利科学家阿伏加德罗在总结气体反应体积比的基础上提出了分子的概念D．英国科学家道尔顿首先发现了电子【解析】英国科学家汤姆逊首先发现了电子。【答案】D2．下列说法正确的是()【导学号：66240000】A．氢原子光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱之一B．“量子化”就是不连续的意思，微观粒子运动均有此特点C．玻尔理论不但成功地解释了氢原子光谱，而且还能推广到其他原子光谱D．原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上像火车一样高速运转着【解析】A项中氢原子光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱；B项正确；C项中玻尔理论成功地解释了氢原子光谱，但对于解释多电子原子的光谱却遇到了困难；D项中电子运动没有确定的轨道，电子的运动特点决定了只能用统计的方法来描述电子在空间出现的概率，不能同时准确测定电子的位置和速度，D项错误。【答案】B3．原子光谱是线状光谱，是由不连续的谱线组成的，这表明()A．在原子中只有某些电子能够跃迁产生光谱B．原子中的电子可以处于某些特定的能量状态，即电子的能量是量子化的C．原子发射的光是单色光D．白光可以由多种单色光组成【解析】原子光谱是线状光谱，也就是由具有特定频率的光形成的谱线，原子光谱之所以产生这种特定的谱线，是由于电子的能量是量子化的，电子跃迁的始态和终态的能级差也是量子化的。【答案】B4．对充有氖气的霓虹灯管通电，灯管发出红色光，产生这一现象的主要原因是()A．电子跃迁时发光B．氖气发光，发出红光C．氖原子获得电子后转变成发出红光的物质D．在电流的作用下，氖原子与构成灯管的物质发生反应【解析】原子发光的根本原因是由于电子跃迁释放或者吸收能量。【答案】A【规律方法】激发态原子不稳定，电子从能量较高的激发态跃迁到能量较低的激发态乃至基态时，将释放能量。光辐射是电子释放能量的重要形式之一。灯光、霓虹灯光、激光、焰火等可见光都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。激发态的电子从能量较高的轨道跃迁至能量较低的轨道时，以一定波长(可见光区域)光的形式释放能量是大多数金属发生焰色反应的原因。电子的跃迁是物理变化，金属(元素)的焰色反应是物理变化。量子力学对原子核外电子运动状态的描述[基础·初探]教材整理1原子轨道1．电子层分层标准电子离核的远近n的取值1234567符号KLMNOPQ能量eq\o(→,\s\up7(由低到高))离核eq\o(→,\s\up7(由近到远))2.能级在同一电子层中，电子所具有的能量可能不同，所以同一电子层可分成不同的能级，用s、p、d、f表示。3．原子轨道(1)概念：原子中的单个电子的空间运动状态。(2)n值所对应的能级和原子轨道的情况n(电子层)能级原子轨道取值符号符号符号数目1Ks2Lsp3Mspd4Nspdf【答案】1s12s12px、2py、2pz33s13px、3py、3pz33d54s14px、4py、4pz34d54f74．自旋运动状态处于同一原子轨道上的电子自旋运动状态只有两种，分别用符号“↑”和“↓”表示。(1)离核越近的电子，能量越低。(√)(2)第n电子层共有n个能级，n2个原子轨道。(√)(3)每个轨道容纳的2个电子自旋方向不固定。(×)(4)n＝2时，有2s、2px、2py、2pz四个原子轨道。(√)教材整理2原子轨道的图形描述和电子云1．原子轨道的图形描述(1)对象：原子中单个电子的空间运动状态即原子轨道。(2)方法：用直角坐标系标注。(3)意义：表示原子轨道的空间分布。(4)形状：s轨道球形；p轨道在空间的分布特点是分别相对于x、y、z轴对称，呈哑铃形(∞)。2．电子云(1)概念：描述电子在空间单位体积内出现概率大小的图形。(2)含义：用单位体积内小点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率的大小。电子云中的每一个小点就是一个电子，对吗？【提示】不对。[合作·探究]原子核外电子运动状态的探究[探究背景]多电子原子如氧原子，电子的运动区域不同，其能量不同，而且电子的运动轨迹也不同。[探究问题]1．多电子原子中，电子的运动区域与其能量的高低之间有何关系？【提示】多电子原子中，通常能量较低的电子在离核较近的区域运动，而能量较高的电子在离核较远的区域运动。2．不同电子层的同种能级的原子轨道形状是否完全相同？【提示】不同能层的同种能级的原子轨道形状相似，但不完全相同。只是原子轨道的半径不同，能级序数n越大，电子的能量越大，原子轨道的半径越大。例如1s、2s、3s轨道均为球形，原子轨道半径：r(1s)＜r(2s)＜r(3s)。[核心·突破]1．电子层数(n)、能级数、原子轨道数、容纳电子数的关系：n取值1234n能级数1234n原子轨道数14916n2最多容纳电子数2818322n22.不同原子轨道能量大小的关系：3．s轨道为球形，p轨道为“∞”形，并不是说s能级电子绕核做圆周运动，p能级电子绕核做“∞”形运动。4．电子云图中的一个小黑点，不代表一个电子。5．离核越近，电子在单位体积内出现的概率越大。[题组·冲关]1．下列有关认识正确的是()A．各能级的原子轨道数按s、p、d、f顺序依次为1、3、5、7B．各电子层的能级都是从s能级开始至f能级结束C．各电子层含有的能级数为n－1D．各电子层含有的电子数为2n2个【解析】各电子层的能级数等于其所处的电子层数，即当n＝1时，它只有一个s能级，当n＝2时，它有两个能级：s能级和p能级，所以B、C均错误；而每个电子层最多容纳的电子数为2n2个。【答案】A2．某元素原子的核外有三个电子层，最外电子层有4个电子，该原子核内的质子数为()A．14B．15C．16D．17【解析】原子核外共有三个电子层，最内层只有1s能级，可容纳2个电子，第二层有2s、2p两个能级，可容纳1×2＋3×2＝8个电子，最外层有4个电子，所以该原子核外有14个电子，又因在原子中，核外电子数等于核内质子数，故选A项。【答案】A3．如图是2pz轨道电子云的示意图，请观察图，并判断下列说法中不正确的是()A．2pz轨道上的电子在空间出现的概率分布是z轴对称B．s电子的电子云形状是球形对称的C．电子先沿z轴正半轴运动，然后再沿负半轴运动D．2pz轨道形状哑铃形【解析】电子云是电子在一定区域内出现概率大小的图形，它并不是电子运动的实际轨迹(或轨道)，故C错；s轨道是球形对称的，s电子的电子云是球形对称的，故B对；观察该图可知A对；该p轨道为哑铃状，D对。【答案】C4．比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。【导学号：66240001】(1)2s________3s(2)2s________3d(3)3p________3s(4)4f________5d(5)3d________4s(6)3px________3pz【解析】相同电子层上不同原子轨道能量的高低顺序：ns<np<nd<nf；不同电子层上形状相同的原子轨道能量的高低顺序：1s<2s<3s<4s…；电子层、能级均相同的原子轨道能量相等：3px＝3py＝3pz；对于处在不同电子层的不同能级，电子排布的先后顺序为ns、(n－2)f、(n－1)d、np。【答案】(1)<(2)<(3)>(4)<(5)>(6)＝【温馨提示】(1)一个原子轨道上最多只能容纳两个电子，且运动状态不同。(2)同一电子层上的电子能量不一定相同，但同一能级上的电子能量一定相同。(3)不同电子层的能级上的电子能量一定不同。第2节原子结构与元素周期表第1课时基态原子的核外电子排布1．了解基态原子的核外电子在原子轨道上的排布顺序。2．掌握基态原子的核外电子排布规律，会书写常见元素(1～36号)原子的核外电子排布。(重点)3．学会利用电子排布式、轨道表示式正确表示核外电子排布。(难点)基态原子的核外电子排布原则[基础·初探]1．能量最低原则(1)基态原子的核外电子排布使整个原子体系的能量最低。(2)基态原子的核外电子在原子轨道上的排列顺序：1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s……2．泡利不相容原理(1)一个原子轨道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，一个原子中不存在两个完全相同的电子。(2)在原子中，每个电子层最多能容纳2n2个电子。3．洪特规则(1)对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同轨道并且自旋方向相同。(2)能量相同的原子轨道在全充满(如d10)、半充满(如d5)和全空(如d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如基态铬原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，基态铜原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。4．电子数与电子层和能级的关系在原子中，每个电子层最多容纳2n2个电子，每个能级最多能容纳的电子数为其所包含的原子轨道数的2倍。(1)原子轨道能量的相对大小为：E4s＞E3d＞E3p＞E3s。(×)(2)基态O原子电子排布式为：1s22s22p4。(√)(3)Al原子核外有1个未成对电子。(√)(4)2p能级上有2个未成对电子的元素只有碳。(×)(5)基态铜原子：①1s22s22p63s23p63d94s2(×)②1s22s22p63s23p63d104s1(√)[合作·探究]原子核外电子排布规律[探究背景]根据基态原子核外电子排布原则可知每一层上的电子排布有一定的数值或数值范围。[探究问题]1．为什么每个电子层最多容纳2n2个电子？【提示】各电子层上的能级数目＝电子层序数n，根据泡利不相容原理，每个原子轨道最多只能容纳2个电子，所以每个电子层最多容纳2n2个电子。2．为什么原子核外最外层的电子不超过8个？次外层不超过18个电子？【提示】由于E(nd)＞E[(n＋1)s]，当ns和np轨道电子排满时，多余的电子不是填入nd轨道，而是首先填入(n＋1)s轨道，因此最外层电子数不可能超过2＋6＝8。同理次外层由(n－1)s(n－1)p(n－1)d组成，所容纳的电子数不大于2＋6＋10＝18。[核心·突破]1．多电子的基态原子核外电子排布遵循的排布顺序可表示为2．基态原子电子排布原则核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则，对三条原则不能孤立地理解，要综合应用。其中，能量最低原则又可叙述为：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量最低。[题组·冲关]eq\a\vs4\al(题组基态原子的核外电子排布)1．基态原子的核外电子排布的原则不包括()A．能量守恒原理 B．能量最低原则C．泡利不相容原理 D．洪特规则【解析】基态原子的核外电子排布必须遵守三个原则：泡利不相容原理、能量最低原则和洪特规则。能量守恒原理与此无关。【答案】A2．在2p能级上最多只能排布6个电子，其依据的规律是()A．能量最低原则B．泡利不相容原理C．洪特规则D．能量最低原则和泡利不相容原理【解析】A中能量最低原则主要是电子排布先后顺序，洪特规则指的是相同能级电子尽量占据不同轨道，只有B选项泡利不相容原理说明一个轨道上最多容纳2个电子且自旋方向相反，2p能级共有3个轨道，最多容纳6个电子。【答案】B3．价电子排布满足4s半充满而3d为全充满的元素是() 【导学号：66240003】A．CaB．VC．CrD．Cu【解析】由题意可知其价电子排布为3d104s1为Cu。【答案】D4．下列原子或离子的电子排布式(或轨道表示式)正确的是________，违反能量最低原理的是________，违反洪特规则的是________，违反泡利原理的是________。①Ca2＋：1s22s22p63s23p6②F－：1s22s23p6③P：④Cr：1s22s22p63s23p63d44s2⑤Fe：1s22s22p63s23p63d64s2⑥Mg2＋：1s22s22p6⑦C：。【解析】根据核外电子排布规律，②中错误在于电子排完2s轨道后应排2p轨道而不是3p轨道，正确的应为1s22s22p6；③中没有遵循洪特规则——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，正确的应为：；④中忽略了能量相同的原子轨道在半充满状态时，体系的能量较低，原子较稳定，正确的应为：【答案】①⑤⑥②③④⑦【温馨提示】在写基态原子的轨道表示式时，防止出现以下几种错误：①（违反泡利不相容原理）②（违反洪特规则）③(违反洪特规则)基态原子中核外电子排布的表示方法[基础·初探]1．电子排布式按照能量最低原则对能级进行排序，进而在ns、np、nd等能级符号的右上角用数字表示出电子的数目。如基态氧原子的电子排布式可表示为1s22s22p4。2．轨道表示式一般用小圆圈(或方框)表示一个原子轨道。用“↑”或“↓”来区别自旋状态不同的电子。如基态氧原子的轨道表示式可表示为。3．价电子(1)与化学性质密切相关的外层原子轨道上的电子，称为价电子。(2)为了便于研究元素化学性质与核外电子间的关系，人们常常只表示出原子的价电子排布。如基态铁原子的价电子排布式为3d64s2。(1)基态铁原子失去4s、3d轨道上各1个电子变为Fe2＋。(×)(2)24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1。(√)(3)K的价电子排布式：4s1。(√)(4)氮原子的轨道表示式：。(√)(5)原子的价电子决定了其物理性质和化学性质。(×)(6)基态N原子电子排布式为：[He]。(×)[合作·探究]价电子及价电子排布[探究背景]原子的价电子影响元素的化学性质，主族元素和过渡元素价电子排布各不相同。[探究问题]1.价电子就是最外层电子吗？【提示】不一定。价电子是指决定元素化学性质的电子。主族元素的最外层电子是价电子，但过渡元素的次外层甚至倒数第三层电子也是价电子。2.铁原子的价电子排布式为3d64s2，铁原子可以失去2或3个电子形成离子Fe2＋或Fe3＋，且离子稳定性大小顺序是Fe3＋＞Fe2＋。[核心·突破]核外电子排布的表示方法原子结构示意图意义将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的式子实例电子排布式意义用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式实例K：1s22s22p63s23p64s1简化电子排布式意义为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示实例K：[Ar]4s1价电子排布式意义主族元素的价电子指最外层电子，价电子排布式即外围电子排布式实例Al：3s23p1轨道表示式意义每个圆圈（或方框）代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子实例[题组·冲关]题组基态原子中核外电子排布的表示方法1.下列轨道表示式能表示氮原子的最低能量状态的是（）【解析】基态原子的电子在能量相同的轨道上分布时，将尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同。【答案】A2．下列关于价电子构型为3s23p4的粒子描述正确的是()A．它的元素符号为OB．它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4C．它可与H2生成液态化合物D．其轨道表示式为【解析】A项，据价电子构型可知该粒子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，故该元素为硫元素；C项，S与H2化合生成气态氢化物H2S；D项，S原子核外电子轨道表示式应为【答案】B3.下列原子中，单电子数最多的是（）A.16SB.35BrC.24CrD.15P【解析】写出各项原子的价电子轨道表示式进行判断。【答案】C4．按要求填空：(1)Cu的原子结构示意图为____________________________________。(2)P的价电子排布式为____________________________________。(3)Fe的电子排布式为____________________________________。(4)N的轨道表示式为____________________________________。(5)X元素的价电子排布式是4s24p5，X元素的符号是________。【解析】Cu的电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s1，所以其原子结构示意图是；P的价电子排布式为3s23p3；Fe的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2；N的电子排布式为1s22s22p3，所以其轨道表示式是。X元素出现了4p能级，说明3d能级已经排满，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p5，原子序数是35，为溴元素。【答案】(1)(2)3s23p3(3)1s22s22p63s23p63d64s2(4)(5)Br第2课时核外电子排布与元素周期表、原子半径1.了解核外电子的排布规律与元素周期表中周期、族划分的关系，并能解释它们之间的变化规律。（重点）2.了解原子半径的具体意义及其测定方法，并能够解释原子半径的周期性变化规律。（难点）3.了解元素周期表的应用价值。核外电子排布与元素周期表[基础·初探]教材整理1核外电子排布与周期的划分1.周期与能级组、原子轨道的对应关系2.原子核外电子排布与元素周期表中周期划分的本质联系eq\x(7个能级组)eq\o(→,\s\up14(分别对应))eq\x(7个周期)eq\x(能级组最多容纳电子数)eq\o(→,\s\up14(等于))eq\x(本周期所包含元素的种数)3．周期数与电子层数的关系周期数＝最外层电子所在轨道的主量子数。(1)周期序数＝电子层数＝对应能级组数。(√)(2)同一能级组内能级之间的能量差较小，而相邻能级组之间的能量差较大。(√)(3)原子的最外层电子排布为3d14s2，该元素位于第四周期。(√)教材整理2核外电子排布与族的划分1．划分依据取决于原子的价电子数目和价电子排布。2．特点同族元素的价电子数目和价电子排布相同。3．规律(1)(2)(3)稀有气体→价电子排布：ns2np6(He除外)。(1)主族元素的价电子数全部排布在最外层的ns轨道上。(×)(2)主族序数＝该元素原子价电子数。(√)(3)同一副族不同元素原子价电子排布完全相同。(×)(4)0族元素很稳定，化合价常为0，故其价电子也为0。(×)[合作·探究][探究背景]不同元素在周期表中有固定的位置，而且每一周期所包含元素种类可能不同。[探究问题]1．如何确定主族元素在周期表中的位置？【提示】首先由元素的原子序数，写出该元素原子结构的电子排布式或价电子排布式，再依据下列方法确定周期序数和族序数。(1)元素原子的电子层数＝周期数。(2)主族元素原子的价电子数＝该元素在周期表中的族序数。2．同属长周期的4、5、6周期所包含的元素种类数分别为18、18、32，并解释其原因。【提示】18、18、32。据鲍林近似能级图，第4、5周期元素包含的能级为ns、np、(n－1)d，共有9个原子轨道，最多容纳18个电子，对应两周期中各18种元素；而第6周期元素能级除ns、np和(n－1)d外，还有(n－2)f，故多出7个原子轨道即14个电子，对应多出14种元素。[核心·突破]1．核外电子排布与周期的划分(1)每一周期元素原子的价电子排布和元素种数的关系价电子排布对应能级组元素种数周期ⅠA族0族最外层最多容纳电子数11s11s221s222s12s22p682s、2p833s13s23p683s、3p844s14s24p684s、3d、4p1855s15s25p685s、4d、5p1866s16s26p686s、4f、5d、6p3277s187s、5f、6d(未完)26(未完)(2)核外电子排布与周期划分的关系①将能量相近的能级分为一组，按能量由低到高可分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。②每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的电子层数等于元素的周期序数。2．核外电子排布与族的划分(1)价电子排布与族序数之间的关系价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，由最后一个电子所进入轨道的情况确定，具体情况如下：①进入ns(ns1～2，1s除外)为ⅠA族、ⅡA族。②进入npeq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(a.np1～5为ⅢA族～ⅦA族,b.np6为0族元素))③进入(n－1)deq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(a.（n－1）d1～5为ⅢB族～ⅦB族⇒,族数＝[（n－1）d＋ns]电子数,b.（n－1）d6～8（Pd、Pt除外）为Ⅷ族,c.（n－1）d10为ⅠB族、ⅡB族⇒族数＝ns的电子数))④进入(n－2)feq\b\lc\{\rc\}(\a\vs4\al\co1(a.4f——镧系元素,b.5f——锕系元素))ⅢB族(2)有关规律由上可知：①主族元素的最外层电子数，即价电子数，为其族序数；②副族元素中ⅢB～ⅦB族元素价电子数为其族序数；③稀有气体单独列为0族。[题组·冲关]eq\a\vs4\al(题组核外电子排布与周期和族的划分)1．下列说法中，正确的是()A．周期表中的主族元素都是非金属元素B．周期表中的主族元素都是金属元素C．周期表中的非金属元素都位于短周期D．周期表中的过渡元素都是金属元素【解析】第ⅡA族都是金属元素，A错；第ⅦA族元素都是非金属元素，B错；ⅤA、ⅥA、ⅦA族的非金属元素，长、短周期都有，C错；D符合题意。【答案】D2．在元素周期表中，原子最外电子层只有2个电子的元素是()A．一定是金属元素 B．一定是稀有气体元素C．一定是过渡元素 D．无法判断是哪一类元素【解析】原子最外电子层只有2个电子的元素如He、Mg、Fe等，看来无法判断是哪一类元素。【答案】D3．价电子排布为5s25p1的元素，在周期表中的位置是()A．第4周期第ⅤA族 B．第5周期第ⅢA族C．第5周期第ⅠA族 D．第4周期第ⅢA族【解析】n＝5，故应位于第5周期；价电子中有p电子，该元素属于主族元素；价电子数是3，属于第ⅢA族。【答案】B4．(1)砷原子的最外层电子排布式是4s24p3，在元素周期表中，砷元素位于第________周期________族；最高价氧化物的化学式为________，砷酸钠的化学式是________。(2)已知下列元素在周期表中的位置，写出它们价电子排布式和元素符号：①第4周期ⅣB族______________________________________________；②第5周期ⅦA族_____________________________________________。【解析】(1)砷原子最外层电子排布式是4s24p3，可知砷原子有4个电子层，价电子数为5，由电子层数＝周期序数可知，砷元素在第4周期，由主族序数＝价电子数＝最高正价可知，砷元素位于ⅤA族，最高价氧化物为As2O5，砷酸钠的化学式为Na3AsO4。(2)根据元素在周期表中的位置与核外电子排布的关系分析。【答案】(1)4ⅤAAs2O5Na3AsO4(2)①3d24s2Ti②5s25p5I【规律方法】(1)由元素价电子排布式可推知其在周期表中的位置及化合价。即：①周期序数＝电子层数；②主族序数＝价电子数(最外层电子数)＝最高化合价；③主族序数－8＝最低化合价。(2)由元素在周期表中的位置可推知其价电子排布式。核外电子排布与原子半径[基础·初探]教材整理原子半径大小的影响因素和变化规律1．影响因素2．变化规律(1)主族元素(2)过渡元素：同一周期自左到右原子半径逐渐减小，但变化幅度不大。(1)原子半径就是最外层电子到原子核的实际距离。(×)(2)同周期从左到右，原子半径逐渐增大。(×)(3)同主族元素从上而下，原子半径递增的主要因素是随核外电子增多，其排斥作用增大。(√)(4)同周期的过渡元素，自左至右原子半径一定减小。(×)[合作·探究]不同周期主族元素原子半径的探究[探究问题]1．电子层数越多，原子半径越大，对吗？【提示】不对。如r(Li)＞r(Cl)。2．如何比较相邻周期不同主族的两种元素原子的半径？【提示】找出其中一种元素的同主族元素作为参照物进行比较，如比较A、B的原子半径，可引入C元素eq\f(B,AC)，可得出原子半径大小顺序为A>C>B。[核心·突破]判断微粒半径大小的规律(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＋)＜r(Na)，r(S)＜r(S2－)。(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(N3－)＞r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)，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＋)。[题组·冲关]eq\a\vs4\al(题组核外电子排布与原子半径)1．下列微粒半径大小比较正确的是()A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋C．Na＜Mg＜Al＜SiD．Cs＜Rb＜K＜Na【解析】A中四种离子核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小；B中S2－与Cl－，Na＋与Al3＋的核外电子排布分别相同，S2－和Cl－比Na＋和Al3＋多一个电子层，微粒半径大；C中微粒电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，应为Na＞Mg＞Al＞Si；D中微粒为同一主族，电子层数越多，原子半径越大，应为Cs＞Rb＞K＞Na。【答案】B2．下列微粒半径依次增大的是()A．同一主族元素随着原子序数的递增B．同一周期的元素随着原子序数的递增C．Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－D．P、S、S2－、Cl－【解析】依据比较微粒半径大小的规律进行分析，同一主族，随着原子序数的递增，原子的电子层数依次增加，原子半径依次增大，A项正确；同一周期，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，B项错误；C项中各微粒的电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小，故半径F－最大，Al3＋最小，C项错误；D项中的微粒半径P＞S，S2－＞Cl－，D项错误。【答案】A3．已知1～18号元素的离子aW3＋、bX＋、cY2－、dZ－都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是()A．质子数：c>dB．离子的还原性：Y2－<Z－C．氢化物的稳定性：H2Y>HZD．原子半径：X>W【解析】因四种离子的电子层结构相同，所以质子数a、b、c、d的大小关系应为a>b>d>c，所以氢化物稳定性应为HZ>H2Y，离子的还原性Y2－>Z－。【答案】D4．下列原子和离子：Ca2＋、Br－、Mg2＋，其半径由小到大的顺序是________；在同一周期中，元素的原子半径一般随原子序数的增大而________，这是因为___________________________________________________________________________________________________________________________。【解析】可找参照离子Sr2＋，Br－与Sr2＋电子层结构相同，原子序数Br<Sr，根据径大序小的规律判定Br－半径大于Sr2＋半径；Mg2＋、Ca2＋、Sr2＋是同族元素的同类离子，从上至下离子半径增大，可得半径由小到大的顺序是r(Mg2＋)<r(Ca2＋)<r(Br－)。【答案】r(Mg2＋)<r(Ca2＋)<r(Br－)减小原子的电子层数相同，作用在外层电子的有效核电荷数随原子序数的增大而增大，电子与正电荷之间的吸引作用大于电子之间的排斥作用【规律总结】有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析“一层”：先比较电子层数，一般电子层越多，半径越大。“二核”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。“三电子”：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。第3节原子结构与元素性质第1课时电离能及其变化规律1．理解电离能的概念及第一电离能的周期性变化规律。(重点)2．能运用电离能解释元素的性质及第一电离能与原子半径、核外电子排布周期性变化的关系。(难点)电离能[基础·初探]教材整理1电离能及其分类1．电离能(1)概念：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量。(2)符号：I，单位：kJ·mol－1。2．电离能的分类M(g)eq\o(→,\s\up7(第一电离能（I1）),\s\do10(失去1个e－))M＋(g)eq\o(→,\s\up7(第二电离能（I2）),\s\do10(失去1个e－))M2＋(g)eq\o(→,\s\up7(第三电离能（I3）),\s\do10(失去1个e－))M3＋(g)…且I1＜I2＜I3。(1)氮原子的原子半径及第一电离能都比氧原子的大。(√)(2)M(g)→M2＋(g)＋2e－所需能量不是第二电离能。(√)(3)Na原子在不同状态失去1个电子所需能量相同。(×)(4)原子的电离能大小I1＞I2＞I3。(×)教材整理2电离能的意义1．电离能越小，该气态原子越容易失去电子。2．电离能越大，该气态原子越难失去电子。3．运用电离能可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。“第一电离能大的元素的金属性一定比第一电离能小的元素的金属性弱。”这种说法对吗？【提示】不对。[核心·突破]1．理解电离能的定义时要把握两点：一是气态(原子或离子)；二是最小能量。2．对于同一元素：I3＞I2＞I1。3．运用电离能的数值可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。[题组·冲关]1．下列有关电离能的说法中，正确的是()A．第一电离能越大的原子失电子的能力越强B．第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量C．同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大D．可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价【解析】元素原子的第一电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子，A不正确；电离能是气态原子或离子失去核外一个电子需要的最低能量，B不正确；从总的变化趋势上看，同一周期中第一电离能从左到右逐渐增大，但有反常，如N＞O，C不正确。【答案】D2．具有下列电子构型的原子中，第一电离能最大的是()A．1s22s22p5 B．1s22s22p6C．1s22s22p63s1 D．1s22s22p63s2【解析】A、B、C、D四项对应元素分别是F、Ne、Na、Mg，稀有气体最不易失电子。【答案】B3．元素原子得失电子的能力与元素在元素周期表中的位置存在着一定的联系。在元素周期表中，最容易失电子的元素的位置在()A．右下角 B．左上角C．右上角 D．左下角【解析】同周期主族元素，从左向右原子失电子能力逐渐减弱；同主族元素，从上到下原子失电子能力逐渐增强。【答案】D4．从元素原子的第一电离能数据的大小可以判断出()【导学号：66240007】A．元素原子得电子的难易B．元素的主要化合价C．元素原子失电子的难易D．核外电子是分层排布的【解析】第一电离能仅表示失去一个电子时的能量，所以看不出化合价、核外电子的排布情况。【答案】C电离能变化规律及其影响因素[基础·初探]1．递变规律(1)(2)同种元素的原子，电离能逐级增大。2．影响因素(1)同周期元素，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大。(√)(2)同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，金属性逐渐增强。(√)(3)钠的电离能I2≫I1，说明钠元素常显＋1价，镁的电离能I3≫I2，则镁常显＋1和＋2价。(×)(4)因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大。(×)[合作·探究][探究背景]电离能数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。[探究问题]1．同周期主族元素自左而右，第一电离能渐变情况如何？【提示】逐渐增大的趋势。2．Mg与Na、Al，P与Si、S第一电离能大小关系如何？【提示】I1(Mg)＞I1(Na)，I1(Mg)＞I1(Al)，I1(P)＞I1(Si)，I1(P)＞I1(S)。3．ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能高的原因是什么？【提示】在同一周期元素第一电离能的递变过程中，ⅡA族和ⅤA族元素作为特例出现，第一电离能分别比同周期相邻元素的第一电离能都高，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，ⅤA族元素原子最外电子层的p轨道处于半充满状态，根据洪特规则均属于相对稳定的状态，故这两个主族的元素原子相对较难失去第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，例如：I1(Na)＜I1(Mg)、I1(Mg)＞I1(Al)；I1(Si)＜I1(P)、I1(P)＞I1(S)。[核心·突破]1．元素第一电离能的变化趋势图元素的第一电离能的周期性变化2．变化规律(1)同族元素随着原子序数的增加，第一电离能减小，自上而下原子越来越容易失去电子。(2)同周期元素随着原子序数的增加，第一电离能总体增大，自左到右元素原子越来越难失去电子。(3)过渡元素第一电离能的变化不太规则，随着原子序数的增加从左到右略有增加。3．影响电离能的因素(1)核电荷数、原子半径对电离能的影响①同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大，即同周期元素从左到右，元素的第一电离能总体有增大的趋势。②同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，因此原子半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。(2)核外电子排布对电离能的影响各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子(He为2电子)最外层构型。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族元素原子最外电子层的p轨道处于半充满状态，故这两个主族的元素原子的第一电离能分别比同周期相邻元素的第一电离能都高，属于电离能周期性变化的特例。例如I1(Na)＜I1(Mg)、I1(Mg)＞I1(Al)；I1(Si)＜I1(P)、I1(P)＞I1(S)。4．电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≤I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≤I2<I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。(3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。[题组·冲关]eq\a\vs4\al(题组1电离能的变化规律)1．下列元素第一电离能大小顺序中，正确的是()A．Be>B>Mg B．B>Mg>BeC．B>Al>Mg D．Al<Be<Mg【解析】第一电离能呈周期性变化，特别是主族元素规律性相当强。同周期主族元素从左到右第一电离能增大，同主族元素从上而下第一电离能减小。但ⅡA族与ⅢA族、ⅤA族与ⅥA族的第一电离能大小呈现特殊情况，同周期中第一电离能关系ⅡA族>ⅢA族、ⅤA族>ⅥA族。【答案】A2．某主族元素原子的第一、二、三、四各级电离能依次为：899kJ·mol－1、1757kJ·mol－1、14840kJ·mol－1、18025kJ·mol－1，试分析该元素所在的族序数为()A．ⅠA族 B．ⅡA族C．ⅢA族 D．ⅣA族【解析】由元素原子各级电离能递增数据分析：I3≫I2，所以这种元素最外层应有2个电子，族序数为ⅡA族。【答案】B3．下列说法中正确的是()A．第3周期所含元素中钠的第一电离能最小B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大C．在所有的元素中，F的第一电离能最大D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大【解析】B项，I1(Mg)>I1(Al)；C项，在所有元素中，He的第一电离能最大；D项，I1(Na)>I1(K)，I1(Mg)>I1(Na)，故I1(Mg)>I1(K)。【答案】A4．原子的第一电离能是指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，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为________。【解析】在周期表中，同主族元素从上到下失电子能力增强，第一电离能依次减小。【答案】O>S>Seeq\a\vs4\al(题组2电离能的影响因素及应用)5．已知某原子的各级电离能数值如下：I1＝577kJ·mol－1，I2＝1817kJ·mol－1，I3＝2745kJ·mol－1，I4＝11578kJ·mol－1，则该元素的化合价为()A．＋1价 B．＋2价C．＋3价 D．＋4价【解析】第三电离能到第四电离能发生突跃，所以元素呈现＋3价。【答案】C6．具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是()①3p轨道上只有一对成对电子的原子②外围电子排布为3s23p6的原子③其3p轨道为半充满的原子④正三价的阳离子的电子层结构与氖原子结构相同A．①②③④ B．③①②④C．②③①④ D．②④①③【解析】本题考查同周期元素第一电离能的递变规律，题中所述结构的原子都是第三周期元素。②是稀有气体Ar，其第一电离能最大。①是硫原子，③是磷原子，④是铝原子。根据规律I1(Al)最小，S虽然在P的右边，但磷原子3p轨道是3p3半充满结构，较稳定，故I1(P)>I1(S)。【答案】C7．现有核电荷数小于18的元素A，其电离能数据如表所示(I1表示失去第1个电子的电离能，In表示失去第n个电子的电离能，单位为eV)序号I1I2I3I4I5I6电离能7.64415.0380.12109.3141.2186.5序号I7I8I9I10I11…电离能224.9266.0327.9367.41761…(1)电子离核越远，能量越高，电离能越________(填“大”或“小”)；阳离子核电荷数越高，再失去电子时，电离能越_______________________(填“大”或“小”)。(2)上述11个电子分属________个电子层。(3)去掉11个电子后，该元素还有________个电子。(4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是________。(5)该元素的最高价氧化物对应水化物的碱性比核外电子排布式为1s22s22p63s1的元素的最高价氧化物对应水化物的碱性________(填“强”、“弱”)。【解析】(1)电子离核越远，能量越高，受原子核的引力越小，失去电子越容易，则电离能越小。阳离子核电荷数越高，离子半径越小，原子核对核外电子的引力越大，失电子越难，则电离能越大。(2)据题目数据，I1、I2较小，I3突然增大，说明最外层有2个电子，I3到I10变化较小，但I11突然增大，说明次外层有8个电子，又由于核电荷数小于18，所以A为Mg。(3)Mg原子去掉11个电子后，还有1个电子。(4)Mg元素的最高价氧化物对应水化物的化学式为Mg(OH)2。(5)电子排布为1s22s22p63s1的元素为钠，与Mg同周期且在Mg的左边，所以碱性NaOH＞Mg(OH)2。【答案】(1)小大(2)3(3)1(4)Mg(OH)2(5)弱【规律方法】通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。电离能也是原子核外电子排布的实验佐证，根据电离能的数值可以判断核外电子的分层排布，层与层之间电离能相差较大，电离能数值呈突跃性变化，同层内电离能差别较小。还可以利用电离能来判断金属元素的化合价。第2课时元素的电负性及其变化规律1．了解电负性的概念，掌握电负性的变化规律及应用。(重点)2．了解原子结构与元素性质的周期性。(难点)元素的电负性、变化规律和应用[基础·初探]1．电负性(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。(2)标准：指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。2．电负性的变化规律观察课本P25图1－3－7，总结元素电负性的变化规律。(1)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。(2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。3．电负性的应用(1)判断金属性和非金属性的强弱通常，电负性小于2的元素为金属元素(大部分)；电负性大于2的元素为非金属元素(大部分)。(2)判断化合物中元素化合价的正负化合物中，电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。(3)判断化学键的类型电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键；电负性差值小的元素原子之间主要形成共价键。(1)同周期元素中，稀有气体的电负性数值最大。(×)(2)非金属性越活泼的元素，电负性越小。(×)(3)在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小。(×)(4)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价。(√)(5)形成离子键的两元素电负性差值一般较大。(√)[合作·探究][探究背景]同周期或同主族元素随原子序数的递增，其电负性呈一定的变化规律。[探究问题]1．电负性最大和最小的元素分别位于周期表什么位置？【提示】电负性最大的元素位于周期表的右上方(F)，最小的位于周期表左下方(Cs)。2．主族元素的电负性约为2的元素在周期表中什么位置？【提示】电负性约为2的元素在周期表中金属与非金属的分界线附近。3．Be的电负性与Al的相同都为1.5，则Be能否与强碱溶液反应？【提示】Be与Al处于对角线位置，由于Al能与强碱溶液反应，所以Be也能与强碱溶液反应。[核心·突破]1．决定元素电负性大小的因素：质子数、原子半径、核外电子排布。2．同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。3．同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，因而电负性递减。4．在周期表中，右上方氟的电负性最大(稀有气体除外)，左下方铯的电负性最小(放射元素除外)；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的电负性最大。5．非金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强。6．电负性差值大的元素之间形成的化学键不一定是离子键，若判断化学键类型须看其化合物在熔融状态下是否导电。[题组·冲关]eq\a\vs4\al(题组1电负性大小的比较)1．下列价电子排布式表示的四种元素中，电负性最大的是()A．4s1 B．2s22p3C．3s23p4 D．3d64s2【解析】由价电子排布式可知A是钾、B是氮、C是硫、D是铁，根据元素的性质及元素周期律可知氮的电负性最大。【答案】B2．不能说明X的电负性比Y的电负性大的是()A．X单质比Y单质容易与H2化合B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来【解析】A、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强。而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力。【答案】C【规律方法】判断元素电负性大小的方法(1)非金属电负性>金属电负性；(2)运用同周期、同主族电负性变化规律；(3)利用气态氢化物的稳定性；(4)利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱；(5)利用单质与H2化合的难易；(6)利用单质与水或酸反应置换氢的难易；(7)利用化合物中所呈现的化合价；(8)利用置换反应。eq\a\vs4\al(题组2电负性的应用)3．下列元素的原子间最容易形成离子键的是()A．Na和Cl B．S和OC．Al和Br D．Mg和S【解析】元素的电负性差值越大，越易形成离子键。S和O只形成共价键；Cl、Br、S中，Cl的电负性最大，Na、Mg、Al中Na的电负性最小。【答案】A4．下列不是元素电负性的应用的是()A．判断一种元素是金属还是非金属B．判断化合物中元素化合价的正负C．判断化合物的类型D．判断化合物溶解度的大小【解析】化合物的溶解度是其物理性质，不能用电负性来描述。【答案】D5．下面给出15种元素的电负性元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSiH电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.82.1已知：一般来说，两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于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)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：Mg3N2________，BeCl2________，AlCl3________，SiC________。【解析】(1)把表中元素按原子序数递增的顺序排序，然后对应写出它们的电负性数值，从Li→F电负性增大，到Na时电负性又突然变小，从Na→Cl又逐渐增大，所以随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。(2)根据已知条件及表中数值，Mg3N2中两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两元素电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。【答案】(1)随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化(2)离子化合物共价化合物共价化合物共价化合物【温馨提示】(1)元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。(2)离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种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；如果两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。元素周期律的实质及元素化合价规律[基础·初探]1．元素周期律的实质(1)实质：元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。(2)具体表现①②主族元素是金属元素还是非金属元素eq\o(→,\s\up7(取决于))原子中价电子的多少。2．元素化合价变化规律(1)元素化合价的决定因素元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是价电子排布有着密切的关系。(2)化合价规律①除Ⅷ族的某些元素和0族外，元素的最高化合价等于它所在族的序数。②非金属元素的最高化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8(氢元素除外)。③稀有气体元素的化合价在通常情况下为0。④金属元素在化合物中只表现正价，非金属元素既可显正价，也可显负价。⑤氟无正价，氧无最高正价。⑥过渡元素的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态，如锰元素的化合价为＋2～＋7。(1)价电子数大于4的主族元素是非金属元素。(×)(2)同主族元素化合价一定相同。(×)(3)元素原子的核外电子排布的周期性变化决定了元素性质的周期性变化。(√)(4)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大，非金属性越强。(√)[核心·突破][题组·冲关]1．具有下列特征的元素，一定是非金属元素的是()A．对应的氢氧化物是两性氢氧化物B．具有负化合价C．最高价氧化物对应的水化物是酸D．具有可变化合价【解析】金属元素和非金属元素的最高价氧化物对应的水化物都有可能是酸，二者均可具有可变化合价，对应的氢氧化物是两性化合物的元素是金属元素，只有非金属元素才有负化合价，金属元素只有正化合价。【答案】B2．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是()A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价B．第一电离能Y一定小于XC．最高价含氧酸的酸性：X对应酸的酸性强于Y对应酸的酸性D．气态氢化物的稳定性：HmY<HnX【解析】X、Y同周期，且电负性：X>Y，说明得电子能力：X>Y，但第一电离能不一定存在X>Y。如电负性：O>N，但第一电离能：N>O。【答案】B3．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：【导学号：66240009】①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是()A．第一电离能：④>③>②>①B．原子半径：④>③>②>①C．电负性：④>③>②>①D．最高正化合价：④>③＝②>①【解析】由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。第一电离能为④>③>②>①，A项正确；原子半径应是②最大，④最小，B项不正确；电负性应是④最大，②最小，C项不正确；F无正价，最高正价①>②＝③，D项不正确。【答案】A4．四种元素X、Y、Z、W位于元素周期表的前四周期，已知它们的核电荷数依次增加，且核电荷数之和为51；Y原子的L层p轨道中有2个电子；Z与Y原子的价电子数相同；W原子的L层电子数与最外层电子数之比为4∶1，其d轨道中的电子数与最外层电子数之比为5∶1。(1)Y与Z比较，电负性较大的是________(填相应元素符号)。(2)W的元素符号是________，其＋2价离子的核外电子排布式是________。【解析】由于C和Si同主族，电负性与原子半径有关且同主族中随核电荷数的增大电负性减小，因此电负性较大的是C。【答案】(1)C(2)Zn1s22s22p63s23p63d10章末知识网络构建1．原子结构eq\a\vs4\al(原,子,结,构)eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(\a\vs4\al(电子层结构)\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(电子层①,能级②,原子轨道\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(形状\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(s—③,p—④)),个数\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(s—⑤,p—⑥,d—⑦,f—⑧)))))),核外电子排布\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(原则\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(⑨原则,⑩原理,⑪)),描述\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(电子排布式,价电子排布式,轨道表示式))))))2．元素周期律eq\a\vs4\al(元,素,性,质,的,递,变,规,律)eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(\a\vs4\al(元素周期表)\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(族\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(18个纵行，⑫族,主族序数＝⑬数)),周期\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(7个横行，⑭周期,周期序数＝⑮)))),\a\vs4\al(元素周期律)\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(原子半径\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(同周期从左往右⑯,同主族从上到下⑰)),主要化合价\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(同周期从左往右：逐渐升高,同主族相同)),电离能\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(同周期从左到右⑱,同主族从上到下⑲)),电负性\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(同周期从左到右⑳,同主族从上到下\o(○,\s\up1(21))))))))【答案】1．①K、L、M、N、O、P、Q②spdf③球形④哑铃形⑤1⑥3⑦5⑧7⑨能量最低⑩泡利不相容⑪洪特规则2．⑫16个⑬价电子⑭7个⑮电子层数⑯减小⑰增大⑱呈增大趋势⑲减小⑳增大eq\o(○,\s\up2(21))减小第1节共价键模型1．了解共价键的形成、本质、特征和分类。2．了解σ键和π键的区别，会判断共价键的极性。(重点)3．认识键能、键长、键角等键参数的概念，并能应用其说明简单分子的某些性质。(难点)共价键[基础·初探]教材整理1共价键的形成及本质1．概念原子间通过共用电子形成的化学键。2．本质高概率地出现在两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电性作用。3．形成元素通常是电负性相同或差值小的非金属元素原子。4．表示方法(1)用一条短线表示由一对共用电子所形成的共价键，如H—H、H—Cl；(2)“”表示原子间共用两对电子所形成的共价键(共价双键)；(3)“≡”表示原子间共用三对电子所形成的共价键(共价叁键)。(1)电负性相同或差值小的非金属原子形成的化学键是共价键。(√)(2)金属元素与非金属元素之间不能形成共价键。(×)(3)共价键是一种电性吸引。(×)(4)CO2分子结构式为O＝C＝O。(√)教材整理2共价键的分类1．分类eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(σ键：原子轨道以“头碰头”方式相互重叠导致,电子在核间出现的概率增大而形成的共价键,π键：原子轨道以“肩并肩”方式相互重叠导致,电子在核间出现的概率增大而形成的共价键))2．极性键和非极性键：按两原子核间的共用电子对是否偏移可将共价键分为极性键和非极性键形成元素电子对偏移原子电性非极性键同种元素因两原子电负性相同，共用电子对不偏移两原子均不显电性极性键不同种元素电子对偏向电负性大的原子电负性较大的原子显负电性从电负性角度分析H—F键和H—Cl键的极性大小。【提示】电负性F＞Cl。分别与H原子形成共价键时，共用电子对更偏向F原子，故极性H—F＞H—Cl。教材整理3共价键的特征1．共价键的饱和性每个原子所能形成的共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的，这称为共价键的饱和性。共价键的饱和性决定了各种原子形成分子时相互结合的数量关系。2．共价键的方向性在形成共价键时，原子轨道重叠得越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键越牢固，因此，共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成。共价键的方向性决定着分子的空间构型。(1)共价键都具有饱和性。(√)(2)共价键都具有方向性。(×)(3)原子轨道重叠越多，共价键越牢固。(√)(4)氨分子中，NN∶NH＝1∶3，体现了共价键饱和性。(√)[合作·探究][探究背景]各物质的分子式，氢气：H2氮气：N2氨气：NH3[探究问题]1．只含σ键的分子________；既含σ键，又含π键的分子________。【提示】H2、NH3N22．试解释NH3分子中N原子为1个，氢原子只能为3个的原因。【提示】两原子电子式分别为：和，N原子最外层有3个未成对电子。H原子有1个未成对电子，形成共价键时每个N原子只需3个H原子分别形成3对共用电子对，达到共价键的饱和性，从而决定了分子中的原子个数。[核心·突破]1．共价键的分类分类标准类型共用电子对数单键、双键、叁键共用电子对的偏移程度极性键、非极性键原子轨道重叠方式σ键、π键2.σ键与π键的比较键类型σ键π键原子轨道重叠方式沿键轴方向“头碰头”重叠沿键轴方向“肩并肩”重叠原子轨道重叠部位两原子核之间，在键轴处键轴上方和下方，键轴处为零原子轨道重叠程度大小键的强度较大较小分类s—s，s—p，p—pp—p化学活泼性不活泼活泼稳定性一般来说σ键比π键稳定，但不是绝对的3.单键、双键、叁键σ键、π键的关系单键是σ键，双键含1个σ键1个π键，叁键含1个σ键2个π键。[题组·冲关]eq\a\vs4\al(题组1共价键的形成及本质)1．下列关于共价键的说法正确的是()A．共价键只存在于共价化合物中B．只含有共价键的物质一定是共价化合物C．非极性键只存在于单质分子中D．离子化合物中既可能含有极性键也可能含有非极性键【解析】共价键可能存在于共价化合物中也可能存在于离子化合物中，可能是极性共价键也可能是非极性共价键；单质中形成的共价键为非极性共价键；离子化合物中可能含有极性共价键也可能含有非极性共价键。【答案】D2．下列物质只含共价键的是()A．Na2O2 B．H2OC．NH4Cl D．NaOH【解析】Na2O2、NH4Cl、NaOH既含离子键又含共价键，H2O中只含共价键。【答案】B3．用“—”表示物质分子中的共价键：【导学号：66240012】Cl2、CH4、O2、H2O2、C2H2【答案】Cl—Cl、，O=O，H—O—O—H，H—C≡C—H【温馨提示】活泼的金属元素与活泼的非金属元素之间可形成共价键，如AlCl3中只存在共价键。eq\a\vs4\al(题组2共价键的分类)4．下列分子中，只有σ键没有π键的是()A．CH4 B．N2C．CH2=CH2 D．CH≡CH【解析】两原子间形成共价键，先形成σ键，然后再形成π键，即共价单键全部为σ键，共价双键、共价叁键中一定含有一个σ键，其余为π键。【答案】A5．下列说法中不正确的是()A．一般σ键比π键重叠程度大，形成的共价键强B．两个原子之间形成共价键时，最多有一个σ键C．气体单质中，一定有σ键，可能有π键D．N2分子中有一个σ键，2个π键【解析】气体单质中不一定含σ键，如稀有气体分子均为单原子分子，分子内无化学键。【答案】C6．下列物质的分子中既含有极性键，又含有非极性键的是()A．CO2 B．H2OC．H2O2 D．H2【解析】判断极性键和非极性键的标准是成键原子是否为同种元素的原子。CO2(O=C=O)、H2O(H—O—H)分子中只有极性键；H2分子中只有非极性键；而H2O2分子的结构式为H—O—O—H，既有极性键，又有非极性键。【答案】C7．①CH4②NH3③N2④H2O2⑤C2H4⑥C2H2⑦HCl(1)分子中只含σ键的是(填序号下同)。①②④⑦，含2个π键的是③⑥，既含σ键，又含π键的是③⑤⑥；只含极性键的是①②⑦，只含非极性键的是③，既含极性键又含非极性键的是④⑤⑥。【规律总结】(1)s轨道与s轨道(或p轨道)只能形成σ键，不能形成π键。(2)两个原子间可以只形成σ键，但不可以只形成π键。(3)在同一个分子中，σ键一般比π键强度大。eq\a\vs4\al(题组3共价键的特征)8．共价键是有饱和性和方向性的，下列关于共价键这两个特征的叙述中不正确的是()A．共价键的饱和性是由成键原子的未成对电子数决定的B．共价键的方向性是由成键原子的轨道的方向性决定的C．共价键的方向性决定了分子的空间构型D．共价键的方向性与原子轨道的重叠程度有关【解析】共价键的方向性与原子轨道的伸展方向有关。【答案】D9．下列说法正确的是()A．若把H2S分子写成H3S分子，违背了共价键的饱和性B．H3O＋的存在说明共价键不具有饱和性C．所有共价键都有方向性D．两个原子轨道发生重叠后，电子仅存在于两核之间【解析】S原子有两个未成对电子，根据共价键的饱和性，形成的氢化物为H2S，A项对；H2O能结合1个H＋形成H3O＋，并不能说明共价键不具有饱和性，B项错；H2分子中，H原子的s轨道成键时，因为s轨道为球形，所以H2分子中的H—H键没有方向性，C项错；两个原子轨道发生重叠后，电子只是在两核之间出现的概率大，D项错。故选A。【答案】A10．H2S分子中两个共价键的夹角接近90°，其原因是()A．共价键的饱和性B．硫原子的电子排布C．共价键的方向性D．硫原子中p轨道的形状【解析】共价键的方向性决定了分子的空间构型。【答案】C键参数[基础·初探]教材整理1三个重要的键参数1．键能(1)概念：在101.3kPa，298K的条件下，断开1_molAB(g)分子中的化学键，使其分别生成气态A原子和气态B原子所吸收的能量，叫A—B键的键能。(2)表示方式和单位表示方式：EA－B，单位：kJ·mol－1。(3)意义表示共价键的强弱，键能越大，键越牢固。2．键长(1)概念：两个成键原子的原子核间的距离叫做该化学键的键长。(2)意义：键长越短，化学键越强，键越牢固。3．键角(1)概念：在多原子分子中，两个化学键的夹角叫键角；(2)意义：可以判断多原子分子的空间构型。(1)断开化学键需吸收能量。(√)(2)键能EH—Cl＞EH—Br。(√)(3)键长越长，分子越稳定。(×)(4)键角可以决定分子空间构型。(√)教材整理2常见物质的键角及分子构型分子键角空间构型CO2180°直线形H2O104.5°V形NH3107.3°三角锥形三个键参数中，有哪几种决定化学键稳定性？【提示】键能和键长。[核心·突破]1．键参数(1)键能：①键能单位为kJ·mol－1；②形成化学键时通常放出能量，键能通常取正值；③键能越大，即形成化学键时放出的能量越多，意味着这个化学键越稳定，越不容易断开。(2)键长：键长越短，往往键能越大，共价键越稳定。(3)键角：键角常用于描述多原子分子的空间构型。如三原子分子CO2的结构式为O=C=O，键角为180°，为直线形分子；三原子分子H2O中的键角为104.5°，是一种V形(角形)分子；四原子分子NH3中的键角是107.3°，分子呈三角锥形。2．键参数与分子性质的关系[题组·冲关]eq\a\vs4\al(题组1三个重要的键参数)1．关于键长、键能和键角，下列说法不正确的是()A．键角是描述分子立体结构的重要参数B．键长的大小与成键原子的半径和成键数目有关C．键能越大，键长越长，共价化合物越稳定D．键角的大小与键长、键能的大小无关【解析】键长越长，共价化合物越不稳定。【答案】C2．三氯化磷分子的空间构型是三角锥形而不是平面正三角形，下列关于三氯化磷分子空间构型理由的叙述，正确的是()A．PCl3分子中P—Cl三个共价键的键长、键角都相等B．PCl3分子中P—Cl三个共价键键能、键角均相等C．PCl3分子中的P—Cl键属于极性共价键D．PCl3分子中P—Cl键的三个键角都是100.1°，键长相等【解析】PCl3分子是由P—Cl极性键构成的极性分子，其结构类似于NH3。【答案】D3．碳和硅的有关化学键键能如下表所示，简要分析和解释下列有关事实：化学键C—CC—HC—OSi—SiSi—HSi—O键能/(kJ·mol－1)356413336226318452(1)硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在