选修3_物质结构与性质_第一节_原子结构与性质1,2课时

选修3

物资结构与性质

物质结构与性质是选修教材选修3的内容，系统地分析研究了物质结构与性质的 基础内容，在高考中有较重的份量。 原子结构与性质部分常考查原子结构的构造原理、电子能级分布、电子的电子 排布式、轨道表示式以及电离能、电负性的含义

分子结构与性质常考查共价键中δ键和π键、有关理论判断简单分子或离子的构型，

晶体结构与性质常考查晶体类型对物质性质的影响以及同种晶体、粒子间作用 力的区别，从近几年新课标地区及其他地区的高考试题来看，物质结构和性质

在内容上除考查核外电子排布、电离能、晶体结构、分子极性等知识外，还可能会综合原子结构、元素周期律、元素周期表等知识进行命题，突出对分析问 题和解决问题能力的考查。

第一节

原子结构与性质

1. 了解原子结构的构造原理，了解原子的核外电子能级分布，能用电子排 布式表示常见元素(1~36号)原子的核外电子排布。了解原子核外电子的 运动状态。 2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。了解元素电负 性的含义。

1.电子运动的特点：①质量极小；②运动空间极小；③极高速运动。 2.电子云 电子云是电子在核外空间各处出现概率 大 子出现的概率 的形象化描述。黑点密的地方表示电 。

小 ，黑点疏的地方表示电子出现的概率

3.能层与能级 (1)能层 多电子原子的核外电子 能量是不同的。按电子的 能量 差异，可将核外电子分成不 同的能层。原子核外电子的每一个能层(序数为n)最多可容纳的电子数为 2n2个 。 (2)能级 多电子原子中，同一能层的电子， 能量 也不同，因此还可以把同一能层分成 不同的能级 。能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能 量按 s、p、d、f 的顺序升高。

4.原子轨道 电子云轮廓图给出了电子在 核外经常出现 的区域。这种电子云轮廓图称为原 子轨道。

原了轨道s P

轨道形状球形 纺锤形

轨道个数1 3

第1电子层：只有 s 轨道。 第2电子层：有 s、p 两种轨道。 第3电子层：有 s、p、d 三种轨道。

s的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 p的原子轨道是纺锤形的，每个p能级有3个轨道，它们在三维空间内互相垂直，分别以px、 py、pz为符号。p原子轨道的平均半径也随能层序数的增大而增大。 5.构造原理 构造原理：多电子原子的核外电子排布遵循 构造原理，根据构造原理可以写出元素基态 原子的电子排布式。随着 原子核电荷数 的

递增，基态原子的核外电子按照右图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p, 5s,4d,5p 该原理适

用于绝大多数基态原子的核外电子排布。

6.基态原子的核外电子在原子轨道上排列要遵循三个原则： 能量最低原理 、 泡利原理 、 洪特规则 。

(1)能量最低原理、基态与激发态、光谱 ①能量最低原理 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。

②基态与激发态原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，跃迁过程中伴随着能量的变化。 基态原子 ③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，用光谱仪摄取得到的各种元素电子的吸收光谱或发射光谱，总称 为原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。 激发态原子

(2)泡利原理 条件：当电子 在同一个轨道中 排布时；

结论：1个轨道里最多容纳 2个电子 ，且 自旋方向 相反。

(3)洪特规则条件：当电子排布在 同一能级的不同轨道 时；

结论：总是优先 单独占据一个轨道 ，而且 自旋方向 相同。 写出下列原子的电子排布式与简化电子排布式:

N Cl

Ca

Fe

原子 N Cl Ca Fe

电子排布式 1s22s22p3 1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s23p64s2 1s22s22p63s23p63d64s2

简化电子排布式 [He]2s22p3 [Ne]3s23p5 [Ar]4s2 [Ar]3d64s2

思考：请用核外电子排布的相关规则解释Fe3+较Fe2+更稳定的原因？ 提示：26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2,Fe3+价层电子的电子排布式为3d5,Fe2+ 价层电子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量 最低”的原则，3d5处于半满状态，结构更为稳定，所以Fe3+较Fe2+更为稳定。

1.元素周期表结构

2.从电子排布式认识元素周期表

周 期

原子序 数起

基态原子的 电子排布式

原子序 数止

基态原子的电子排布式

二三 四 五 六

311 19 37 55

[He]2s1[Ne]3s1 [Ar]4s1 [Kr]5s1 [Xe]6s1

1018 36 54 86

1s22s22p61s22s22p63s23p6 1s22s22p63s23p63d104s24p6 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6

3.元素周期表的分区 按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5个区，分别 为 s区 、 d区 、 ds区 、 p区 、 f区 ，各区分别包括 ⅠA、ⅡA族 元素、

ⅠB、ⅡB族 元素、 ⅢA~ⅦA族和0族 元素、 镧系和锕系 素， ⅢB~Ⅷ族元素、

其中

s 区(H除外) d

区、 ds 区和

f

区的元素都为金属。

注意：根据元素原子最后一个电子填充的原子轨道所属的能级不同，将元素周期表中的元素分为5个区，并以此电子所处能级的符号作为该区的符号。 元素的化学性质主要决定于价电子，而周期表的分区主要基于元素的价电子构型， 处于同一区内的元素价电子排布是相似的，具体情况如下

表所示。

分区

价层电子的电子排布式

s区p区 d区 ds区 f区

ns1~2ns2np1~6 (n-1)d1~9ns1~2 (n-1)d10ns1~2 (n-2)f1~14(n-1)d0~2ns2

4. 元素周期律

(1)原子半径

②变化规律元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐 减小 ；同主族元 素从上到下，原子半径逐渐 增大 。

(2)电离能 ①第一电离能：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。第一电离能越 小 ，越易失去电子，金属的活泼性就越强。

②规律同周期元素：从左到右第一电离能变 大 。 同族元素：从上到下第一电离能变 小 。 同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越 大 ， 大 再失去电子需克服的电性引力越来越 大 ，消耗的能量越来越 大 来越 。 ,逐级电离能越

(3)电负性 ①含义：用来描述不同元素的原子对 键合电子 吸引力的大小。电负性越大的原子， 对键合电子的吸引力 越大 。

②标准：以氟的电负性为 4.0和锂的电负性为 1.0 作为标准，得出了各元素的电负性。③变化规律：在元素周期表中，从左到右元素的电负性逐渐 增大 ，

从上到下元素的电负性逐渐

减小 。

④应用：判断元素金属性、非金属性的强弱。金属的电负性一般 小于 1.8,非金属的 电负性一般 大于 既有 金属 1.8,位于非金属三角区边界的元素的电负性则在1.8左右，它们

性，又有 非金属 性。

(4)对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与其 右下方 相邻的主族元素的某些性质相似，如Li 和 Mg ,Be和 (5)元素周期律 ①概念 元素的性质随 核电荷数递增 呈现 周期性 变化。 ②实质 元素周期律的实质是 元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化 。 Al 。

升华：在同周期元素第一电离能的递变过程中，ⅡA族和ⅤA族作为特例出现，

第一电离能分别比同周期相邻的元素都高，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，p轨道处于全空状态，ⅤA族的元素原子 最外层3个能量相同的p轨道处于半充满状态，均属于相对稳定的状态，故 这两个主族的元素原子相对难失去第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，如I(Al)<I(Mg)、I(S)<I(P)。

化学用语是高考考查的重点之一，其中包括表示原子结构和化学变化的内容。表 示原子结构的常见化学用语有：原子结构示意图，如硫 号，如S,电子排布式，如1s22s22p63s23p4,轨道表示式，如 它们的侧重面各不相同。虽然这些内容难 度不大，但必须认真把握。 原子核组成符

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