物质结构16.docx
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物质结构16
高考选3物质结构
模块1(A).原子结构与性质
1、能层与能级
1能层:
能层就是电子层,用符合:
K、L、M、N、O、P、Q分别表示第一、二、三、四、五、六、七能层。
由K→Q能层,电子离核的距离由近→远,电子能量由低→高。
2能级:
按能量差异将能层分成不同的能级,如s、p、d、f等能级。
同一能层上的电子,由ns→np→nd→nf能级,电子能量由低→高。
同一能层上能级相同的电子的能量相同。
3能层与能级的关系:
任一能层的能级总是从s能级开始,且第一能层(K能层)只有1个能级,第二能层(L能层)有2个能级(2s和2p),第三能层(M能层)有3个能级(3s、3p和3d),第四能层(N能层)有4个能级(4s、4p、4d、4f)。
4每一能层的能级种类数=能层的序数(n)。
每个能层最多容纳2n2个电子。
5各能层、各能级所能容纳的最多电子数:
能层
K
L
M
N
O
...
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
...
...
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
...
...
2
8
18
32
2n2
考题1:
基态Si原子,电子占据的最高能层符号为,该能层上有个能级,电子数为。
考题2:
以下能级符号书写正确的是()
A.5sB.2dC.3fD.1p
考题3下列能层中,不包含d能级的是()
A.N能层B.M能层C.L能层D.O能层
2、原子构造原理,电子的填充顺序
1绝大多数元素的核外电子排布遵循排布顺序,此排布顺序成为构造原理,核外电子并不是按照能层由低到高的顺序逐渐填入的,而是按能级的能量由低到高的顺序依次填入的,这就是电子的填充顺序。
:
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
注:
一般来说,比较电子能量先看能层,能层越高,能量越高;能层相同时再看能级,按ns→np→nd→nf能级,电子能量由低→高。
如:
1s<2s<2p<3s<3p,1s<2s<3s<4s<4p<5f等。
但,能层高的能级的能量有可能比能层低的能级的能量低,这种现象叫能级交错,如:
4s<3d<4p;其中4s<3d<4p和6s<4f<5d<6p是两组重要的能级交错顺序。
考题1构造原理揭示的电子排布能级顺序,实质是各能级能量的高低排序,若E表示能量,以下正确的是()
A.E(5s)>E(4f)>E(4s)>E(3d)B.E(3d)>E(4s)>E(3p)>E(3s)
C.E(4s)
考题2某元素的基态原子3d能级上有2个电子,则它的N能层上有()个电子。
A.0B.2C.5D.8
3、电子排布式
1电子排布式:
用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子。
依据构造原理可写出大多数元素原子的电子排布式。
如铝原子的电子排布式是1s22s22p63s23p1,钙原子的电子排布式是1s22s22p63s23p64s2。
以铝原子为例,电子排布式中各符号、数字的意义为:
能级上的电子数
Al:
1s22s22p63s23p1
能层
能级
简化的电子排布式:
将电子排布式中的内层电子排布用相应的稀有气体元素符号加[]来表示而得到的式子。
如,碳、钠、钙原子的简化电子排布式分别为[He]2s22p2、[Ne]3s1、[Ar]4s2.
注意:
虽然电子填充是遵循构造原理的,但书写电子排布式应按照能层的顺序书写,将能层低的能级写在左边,而不能按填充顺序书写。
如,21Sc原子的电子排布式中最后两个能级表示为3d14s2,而不能写作4s23d1,;锰原子电子排布式应写作1s22s22p63s23p63d54s2,而不能写成1s22s22p63s23p64s23d5。
2.外围电子排布(又称价电子层排布):
这是由于这些能级上的电子可在化学反应中发生变化(与化合价有关)
主族元素的最外层电子就是外围电子(价电子),最外层电子排布式=价电子排布式,如K为4s1,Br为4s24p5。
过渡元素的外围电子(价电子)一般包括最外层的s电子和次外层的d电子。
最外层电子排布与外围电子层排布是不同的,如Mn、Fe的最外层电子排布式均为4s2,而外围电子排布式分别是3d54s2、3d64s2。
以Fe和As为例,列表比较几种电子排布式:
元素
26Fe
33As
电子排布式
1s22s22p63s23p63d64s2
1s22s22p63s23p63d104s24p3
简化的电子排布式
[Ar]3d64s2
[Ar]3d104s24p3
外围电子排布式
3d64s2
4s24p3
最外层电子排布式
4s2
4s24p3
注:
21~30号过渡金属元素虽然3d能级能量比4s能级高,但原子失去电子时先失去4s电子后失去3d电子。
如Mn原子的价电子排布为3d54s2,则Mn2+的价电子排布为3d5,,而不是3d34s2。
几种常见过渡金属原子和离子的价电子排布式如下表:
原子
Mn
Fe
Ni
Cu
Zn
价电子排布
3d54s2
3d64s2
3d84s2
3d104s1
3d104s2
离子
Mn2+
Fe2+
Ni2+
Cu2+
Zn2+
价电子排布
3d5
3d6
3d8
3d9
3d10
考题1
(1)基态硼原子的电子排布式为。
(2)W有多种化合价,其白色氢氧化物在空气中会迅速变成灰绿色,最后变成红褐色。
W位于元素周期表第周期族,其基态原子最外层有个电子。
(3)基态铜原子的核外电子排布式为。
(4)X、Y、Z、R为前四周期元素且原子序数依次增大。
已知XY2是红棕色气体,则Y的基态原子的电子排布式是。
4、基态与激发态
1基态原子:
处于最低能量的原子叫基态原子。
2激发态原子:
基态原子的电子吸收能量后,电子会跃迁到较高能级,成为激发态原子:
吸收能量
基态原子激发态原子
释放能量
如:
C原子的基态原子电子排布式为1s22s22p2,激发态原子的电子排布式为1s22s12p3(1个2s能级上的电子跃迁到了2p能级上)
电子的跃迁过程都伴随能量变化,高能级向低能级跃迁会有释放光谱,低能级向高能级跃迁会有吸收光谱,如焰色反应,通过原子光谱可鉴别、分析元素。
考题1下列叙述正确的是()
A.能量高的电子在离核近的区域运动,能量低的电子在离核远的区域运动。
B.处于最低能量的原子叫激发态原子。
C.电子仅在激发态跃迁至基态时才产生原子光谱。
D.利用光谱的特征谱线,可以鉴定元素,也可以发现元素。
考题2下列叙述正确的是()
A.因为p轨道是“8”字形,所以p电子的运动轨迹也是“8”字形
B.M能层有3s、3p、3d三个原子轨道
C.同一原子中,1s、2s、3s电子的能量逐渐升高
D.同一原子中,2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。
5、核外电子排布原理电子排布图
1.核外电子排布的三个原理
(1)能量最低原理:
原子的电子优先排布在能量最低的能级里。
(2)泡利不相容原理:
在一个原子轨道里,最多只容纳2个电子,且自旋方向相反(换句话说,在任何一个原子中,不可能存在运动状态完全相同的两个单子)
(3)洪特规则:
当电子排布在同一能级的不同轨道时,基态原子的电子总是优先单独占据一个轨道,且自旋方向相同。
洪特规则的特例:
当同一能级上的电子排布为全充满(p6、d10)、半充满(p3、d5)和全空状态(p0、d0)时,具有较低的能量和较高的稳定性。
说明,洪特规则的特例适用于IB族、VIB族元素原子的核外电子排布(如Cu、Cr等):
铬(24Cr)的外围电子排布式是3d54s1(3d、4s能级均为半充满)而不是3d44s2,铜(29Cu)的外围电子排布式是3d104s1(3d全充满、4s半充满)而不是3d94s2。
2.电子排布图
用一个方框表示一个原子轨道,用一个箭头表示一个电子,以此来表示原子核外电子排布的式子叫电子排布图。
以铝原子为例,电子排布图中各符号、数字的意义为:
1s2s2p3s3p
Al:
书写电子排布图注意:
虽然电子填充遵循构造原理,但书写时还是按能层和能级顺序来写。
例如书写基态26Fe的电子排布图为:
。
6、电子云
1电子在原子核外空间一定范围内出现,可以想象为一团带负电荷的云雾笼罩在原子核周围,所以人们形象的把它叫做电子云,它反映电子在核周围出现的概率大小。
2原子轨道:
s电子的原子轨道是球形的,每个s能级都只有1个原子轨道,原子轨道的半径随能层序数n的增大而增大;p电子的原子轨道是纺锤形的,每个p能级有3个相互垂直的原子轨道,可以分别标记为npx、npy、npz。
考题1A、B、C、D、E代表5种元素。
请填空:
(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子,次外层有2个电子,其元素符号,其电子排布图为,其原子核外有种不同运动状态的电子。
(2)B元素的-1价离子和C元素的+1价离子的电子层结构都与氩原子相同,B的元素符号为,C的元素符号为,B、C所形成的化合物的电子式是。
(3)D元素的正三价离子的3d亚层为半充满,D的元素符号为,其基态原子的电子排布式为。
(4)E元素基态原子的M层全充满,N层没有成对电子,只有一个未成对电子,E的元素符号为,其基态原子的电子排布式为,E+的外围电子排布图为
。
考题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处于同一族,且原子序数T比Q多2。
T的基态原子外围电子排布式为,Q2+的未成对电子数为。
考题3A、B、C、D四种短周期元素,E是过渡元素。
A、B、C同周期,C、D同主族,A是地壳中含量第二的非金属元素,B是同周期除稀有气体外原子半径最大的元素,C的最外层有三个未成对电子,E的外围电子排布式为3d64s2。
回答问题:
(1)A为(填元素符号,下同),电子排布式是A的原子结构示意图为:
,。
(2)B为,简化的电子排布式为。
(3)C为,价电子排布式是。
(4)D为,电子排布图是。
(5)E为,原子结构示意图为:
。
考题4Y是前四周期元素,其单质是一种黄色晶体,Y的基态原子的核外电子排布式是
。
考题5Se的原子序数为,其核外M层电子的排布式是。
考题6铝原子核外电子云有种不同的伸展方向,有种不同运动状态的电子,有种不同能级的电子。
模块1(B).原子结构与性质
7、元素的金属性和非金属性的递变规律
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
外围电子排布
ns1→ns2np6
外围电子排布相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
得失电子能力
得(失)电子能力增强(减弱)
得(失)电子能力减弱(增强)
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
气态氢化物稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸性
酸性增强
碱性增强
最高价氧化物对应水化物的碱性
碱性减弱
酸性减弱
8、元素周期表的分区(s区、p区、ds区、d区、f区)
由电子排布式来推断元素时有这样的规律:
最外层np能级上有电子的一定是主族(或0族)元素,n为周期序数,位于p区。
考题1在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时,人们发现价电子排布相似的元素集中在一起,据此,人们以最后填入电子的轨道符号将周期表分为五个区,其符号为s、p、d、ds、f。
回答下列问题:
(1)在S区中,族序数最大、原子序数最小的元素,其原子的价电子的电子云现状是
。
(2)d区,族序数最大、原子序数最小的元素,它常见离子的电子排布式为。
考题2短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。
X原子的最外层电子数是其内层电子数的2倍,Y是地壳中含量最高的元素,Z2+与Y2-具有相同的电子层结构,W与X同主族。
下列说法正确的是()
A.原子半径大小顺序:
r(W)>r(Z)>r(Y)>r(X)
B.Y分别与Z、W形成的化合物中化学键类型相同
C.X最高价氧化物对应水化物的酸性比W的弱
D.Y的气态简单氢化物的热稳定性比W的强
9、原子半径和离子半径的变化规律
1比较离子半径:
(1)同种元素,电子数多的离子半径大;
(2)同主族元素,从上到下离子半径逐渐增大,如:
r(Na+) 电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小,如: r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)。 1考题已知33As和35Br位于同一周期。 下列关系中正确的是() A.原子半径: As>Cl>PB.热稳定性: HCl>AsH3>HBr C.还原性: As3->S2->Cl-D.酸性: H3AsO4>H2SO4>H3PO4 2考题,下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是() A.NaFB.MgI2C.BaI2D.KBr 3考题A、B、C、D、E是同周期的五种元素,A和B的最高价氧化物对应的水化物呈碱性,且碱性B>A,C和D的气态氢化物的稳定性C>D,五种元素所形成的简单离子中,E的离子半径最小,则它们的原子序数由小到大的顺序是() A.C、D、E、A、BB.E、C、D、A、BC.B、A、E、D、CD.B、A、D、C、E 10、电离能及其变化规律 1电离能定义: 气态基态原子失去一个e-转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫第一电力能,即M(g)=M+(g)+e-,I1(第一电离能)。 原子的+1价气态基态正离子再失去1个电子所需要的能量叫第二电离能,即M+(g)=M2+(g)+e-,I2(第二电离能),依次类推I3、I4等。 单位: kJ/mol。 2影响因素: 主要取决于原子的电子层结构、核电荷数以及原子半径的大小。 如: 同周期元素中碱金属元素的原子半径最大,最易失去电子,所以第一电离能最小,同主族从上到下,原子半径的增大,使得外层电子逐渐离核越来越远,失电子能力增强,元素第一电离能逐渐减小。 3必记: 同周期IIA族元素的第一电离能>IIIA族元素,VA族元素的第一电离能>VIA族。 同种元素逐级电离能逐渐增大,是由于原子失去电子变成+1价阳离子后,半径变小,核对电子的吸引作用增强,因而失去第二个电子比失去第一个电子需要更多能量。 考题1.Z的基态原子的M层与K层电子数相等,Z所在周期中第一电离能最大的主族元素是。 考题2.四种元素(F、K、Fe、Ni)中第一电离能最小的是。 考题3.O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为。 考题4.C、N、O第一电离能由大到小的顺序为。 考题5.某主族元素A的各级电离能数据如下: I1 I2 I3 I4 I5 I6 I/kJ.mol-1 578 1817 2745 11578 14831 18378 则A元素常见的化合价为() A.+1B.+2C.+3D.+4 11、元素电负性及其变化规律 1电负性: 元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。 元素电负性越大,吸引电子的能力越强。 (了解性知识: 以最活泼的非金属元素F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准) 2变化规律: 同周期,自左到右,元素的电负性增大;同主族,从上到下,元素的电负性减小。 3应用(了解性知识): 一般地,电负性<1.8被认为是金属元素,电负性>1.8被认为是非金属元素;电负性差值<1.7的两种元素的化合通常形成共价键,所形成的化合物为共价化合物,电负性差值越大,键的极性越强,如极性: H-F>H-Cl>H-Br。 电负性差大于1.7的两元素化合通常形成离子键,形成的化合物为离子化合物。 考题1: Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。 已知: (1)Z的原子序数是29,其余均是短周期主族元素; (2)Y原子价电子(外围电子)排布式为: msnmpn;(3)R原子核外L层电子数为奇数;(4)Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4.回答: (1)Z2+的核外电子排布式是。 (2)Q、R、Y三种元素第一电离能数值由小到大的顺序为(填元素符号) (3)五种元素中,非金属元素的电负性由小到大的顺序为,电负性最大与最小的两种非金属元素形成的化合物是(填化学式)。 考题2.已知X、Y元素同周期,且电负性X>Y。 下列说法错误的是() A.原子半径: X HmY>HnX C.最高价含氧酸的酸性: X对应的酸的酸性>Y的对应的酸的酸性 D.X和Y形成化合物时,X显负价。 考题3.下列各组元素各项性质比较正确的是() A.第一电离能: B>Al>GaB.电负性: F>N>O C.最高正价: F>S>SiD.原子半径: P>N>C 考题4.已知X、Y是主族元素,I是电离能,单位是kJ/mol。 请根据下表所列数据判断,下列错误的是() 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4600 6900 9500 Y 580 1800 2700 11600 A.元素X的常见化合价是+1B.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。 考题5.X、Y、Z、W是元素周期表中原子序数依次增大的四种短周期元素,相关信息如下表: 元素 相关信息 X X的最高价氧化物对应水化物的化学式为H2XO3 Y Y是地壳中含量最高的元素 Z Z的基态原子最外层电子排布式为3s23p1 W W的一种核素的质量数为28,中子数为14 (1)W位于周期表第周期第族,属于区;W的原子半径比X的。 (2)Z的第一电离能比W的(填“大”或“小”) (3)4种元素电负性最大的是。 (4)工业上制取4种元素中电负性最小的元素的单质的化学方程式是。 模块2(A).共价键 1、共价键 1.概念: 原子间通过共用电子对形成的相互作用。 2.成键的粒子: 非金属原子间或少数金属原子与非金属原子。 3.形成条件: 非金属原子间形成共价键,大多数电负性之差小于1.7的金属与非金属原子之间形成共价键。 4.键的形成: 成键原子相互接近时,原子轨道发生重叠,自旋状态相反的未成对电子形成共用电子对。 高概率地出现在两个原子核之间,电子与原子核之间的电性作用是共价键的本质。 5.存在: 共价键存在于非金属单质、共价化合物和某些离子化合物中。 如H2、Cl2、O2、S8、N2、P4、金刚石、晶体硅等非金属单质,CO2、H2O、CH3COOH、AlCl3、C2H4等共价化合物及Na2O2、NaOH、NH4Cl等离子化合物中均存在共价键。 注意: a.所有共价化合物都存在共价键(包括非金属氧化物、非金属氢化物、酸、少数盐、大多数有机物等) b.离子化合物若阴阳离子都是单核离子,则只有离子键,如(NaCl、K2S、CaH2);离子化合物只要有多核离子,则多核离子内的原子间一定存在共价键,如NaOH中存在O-H键、Na2O2中存在O-O键,NH4Cl中存在N-H键,(NH4)2SO4中存在N-H键、S-O键等。 c.稀有气体单质中不含有任何化学键。 除稀有气体外,其他非金属单质均存在共价键。 判断: 含有共价键的化合物一定是共价化合物() 含有离子键的化合物一定是离子化合物() 考题1.下列说法正确的是() A.1molCnH2n+2分子中含有(3n+1)mol共价键 B.Na2O2和Na2O晶体中阳离子与阴离子的数目比相同,化学键类型也相同。 C.只含有非金属元素的化合物中只有共价键。 D.电负性之差小于1.7的两种元素的原子间一定形成共价键。 考题2.下列说法中正确的是() A.含有共价键的化合物一定是共价化合物 B.由共价键形成的分子一定是共价化合物 C.分子中只有共价键的化合物一定是共价化合物 D.只有非金属原子间才能形成共价键 2、共价键的形成过程和表示方法 1.形成过程: 成键原子相互靠近时,原子轨道发生重叠,自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对,两核间的电子密度增加,体系的能量降低。 若原子进一步靠近使核间距进一步减小,则原子间斥力使体系能量迅速上升,这种斥力作用会将原子又推到平衡位置。 若两个成键电子的自旋状态相同,则原子间总是斥力作用占主导地位,不可能形成稳定的分子。 2表示方法: (1)能量变化曲线图 (2)原子轨道重叠图(从略)(3)电子式 用电子式表示H2的形成: Hˑ+Hˑ→H..H等。 书写电子式一定要注意下列错误: (1)漏写未成键的电子对或将成对电子写成单电子。 如N2写错成NH3写错成 (2)电荷符号写成化合价符号,如Na2O2写错成(3)将相同离子合并,如MgBr2写错成(4)将共价化合物写成离子化合物,如H2O2写错成(5)原子间的共用电子对数写错,如CO2写错成(6)原子结合方式写错,如HClO写错成 (7)将多核阳离子或阴离子混同于单核阳离子或阴离子,如NH4Cl写错成 书写用电子式表示离子化合物或共价分子的形成过程的通式: 原子+原子→离子化合物或共价分子。 常犯错误有 (1)错用等号 (2)等号右边物质电子式写错(3)等号左边错写成分子 例如,Na2S用电子式表示形成过程的正确写法为: Cl2用电子式表示形成过程的正确写法为: NH3用电子式表示形成过程的正确写法为: 考题1.下列粒子的电子式正确的是() A.羟基(-OH): B.HCN: C.NH4Cl: D.CS2: 考题2.某主族元素原子最外层只有1个电子,它跟卤素相结合时,下列说法中正确的是() A.只能形成共价键B.只能形成离子键 C.既可能形成共价键,又可能形成离子键 D.能形成既含离子键也含共价键的化合物 3、共价键的饱和性和方向性 1饱和性: 一个原子有几个未成对电子,便可和几个自旋相反的电子配对成键。 它决定了各种原子形成分子时原子的数量关系。 如,氢原子、氯原子都只有一个未成对电子,因而只能形成H2、HCl、Cl2分子,不能形成H2Cl、Cl3等分子,水分子是H2O而不是HO、H3O或HO2等。 一般,氢、卤素原子只形成1个键: -H、-X;氧原子通常形成两个键: =O或-O-,如O=O、O=C=O、H-O-H、H-O-O-H;氮原子与C、H等电负性比氮小的元素的原子成键时总是形成3个键,如H-CN,NC-CN等;在有机化合物中,碳原子总是满足4个键(1个2s电子跃迁至2p能级,形成4个未成对电子),如。 2方向性: 根据原子轨道最大重叠原理,在形成共价键时,原子总是尽可能沿着电子出现机会最大的方向重叠成键。 轨道重叠越多,电子在两核间出现的机会越大,体系能量越低,形成的共价键就越牢固。 由于原子轨道在空间有一定取向,除了s轨道呈球形对称外,p、d、f轨道
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