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1、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键和键、有关理论判断简单分子或离子的构型，,选修3 物资结构与性质,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
2、考查。,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(136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。,第一节 原子结构与性质,1电子运动的特点：质量极小；运动空间极小；极高速运动。2电子云电子云是电子在核外空间各处 的形象化描述。黑点密的地方表示电子出现的概率，黑点疏的地方表示电子出现的概率。,出现概率,大,小,3能层与能级(1)能层多电子原子的核外电子 是不同的。按电子的 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。(2)
3、能级多电子原子中，同一能层的电子，也不同，因此还可以把同一能层分成。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 的顺序升高。,能量,能量,2n2个,能量,不同的能级,s、p、d、f,4原子轨道电子云轮廓图给出了电子在 的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。,第1电子层：只有 轨道。第2电子层：有 两种轨道。第3电子层：有 三种轨道。,核外经常出现,s,s、p,s、p、d,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
4、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 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,5s,4d,5p该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。,原子核电荷数,3s,3p,4s,3d,4p,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：、。(1)能量最低原理、基态与激发态、光谱能量最低原理原子的电子排布遵循 能使整个原子的 处于 状态。,能量最低原理,泡利原理,洪特规则,构造原理,能量,最低,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 激发态原子光谱光
5、(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。,(2)泡利原理条件：当电子 排布时；结论：1个轨道里最多容纳，且 相反。(3)洪特规则条件：当电子排布在 时；结论：总是优先，而且 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,在同一个轨道中,2个电子,自旋方向,同一能级的不同轨道,单独占据一个轨道,自旋方向,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3d64s
6、2，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,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、，各区分别包括 元素、B族元素、元素、元素、素，其中 区(H除外)区、区和 区的元素都为金属。,s区,d区,ds区,p区,f区,A、A族,B、B族,AA族和0族,镧系和锕系,s,d,ds,f,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
7、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。,4.元素周期律(1)原子半径,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；同主族元素从上到下，原子半径逐渐。,减小,增大,(2)电离能第一电离能：气态电中性基态原子失去 电子转化为 正离子所需要的最低能量。第一电离能越，越易失去电子，金属的活泼性就越强。规律同周期元素：从左到右第一电离能变。同族元素：从上到下第一电离能变。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，再失
8、去电子需克服的电性引力越来越，消耗的能量越来越，逐级电离能越来越。,一个,气态基态,小,大,小,大,大,大,大,(3)电负性含义：用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力。标准：以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为标准，得出了各元素的电负性。变化规律：在元素周期表中，从左到右元素的电负性逐渐，从上到下元素的电负性逐渐。应用：判断元素金属性、非金属性的强弱。金属的电负性一般 1.8，非金属的电负性一般 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，它们既有 性，又有 性。,键合电子,越大,4.0,1.0,增大,减小,小于,大于,非金属,金属,(4)
9、对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与其 相邻的主族元素的某些性质相似，如Li和，Be和。(5)元素周期律概念元素的性质随 呈现 变化。实质元素周期律的实质是。,右下方,Mg,Al,核电荷数递增,周期性,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,升华：在同周期元素第一电离能的递变过程中，A族和A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A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，A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
10、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 原子核组成符号，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。,1各主族元素的价电子排布式：A：ns1A：ns2A：ns2np1A：ns2np2A：ns2np3A：ns2np4A：ns2np52第二周期元素基态原子的轨道表示式：,3外围电子(价电子)主族元素的外围电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属原子的外围电子排布为ns1。副族元素外围
11、电子与其最外层电子和内层电子有关。如铁元素原子的外围电子排布为3d64s2。基态原子核外电子的电子排布式可简化为：,稀有气体元素符号外围电子(即将基态原子的电子排布式中与稀有气体相同的部分用该稀有气体的元素符号表示)。如11Na可表示为Ne3s1、19K可表示为Ar4s1、37Rb可表示为Kr5s1。每种元素的化合价与其外围电子有关。如26Fe的外围电子为3d64s2，铁原子失去4s轨道上的电子生成Fe2，铁原子失去4s轨道上的两个电子和3d轨道上的一个电子时生成Fe3。,【例1】(2009上海化学，2)以下表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动状态描 述最详尽的是()AHe B.Cls2 D
12、.解析：A、B、C三个选项只是表达出氦原子核外有2个电子，而D项能详尽地描 述出电子的运动状态。答案：D,到目前为止，我们学过的表示原子结构的化学用语有多种，它们各有不同的侧重。(1)原子结构示意图只能表示核外电子分层排布和原子核内的质子数，如。(2)核组成式：如O，侧重于表示原子核的结构，它能告诉我们该原子核内的质子数和电子数，以及所能表示的质量数，还有核外电子数，并不能反映核外电子的排布情况。(3)电子排布式，如O原子的电子排布式为1s22s22p4，它能告诉我们氧原子核外电子分为2个电子层，3个能级，但并不知道它的原子核的情况，也不知道它的各个电子的运动状态。,(4)轨道表示式，如 这个
13、式子，对氧原子核外电子排布的情况表达的就更加详细。另外，还需特别关注，有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如：,1(2010原创)下列表示式错误的是()ANa的轨道表示式：BNa的结构示意图：CNa的电子排布式：1s22s22p63s1 DNa的简化电子排布式：Ne3s1解析：Na是Na原子失去了最外层的3s电子，只剩下1s、2s和2p轨道上的电子共10个，但A选项违背了泡利不相容原理。答案：A,元素周期表中，元素原子的结构(核外电子排布)决
14、定该元素在周期表中的位置(哪一周期哪一族)，由该元素在周期表中的位置可推知该元素的性质。即：,1原子结构与周期表(1)核外电子层数周期数。(2)主族元素的最外层电子数价电子数主族序数最高正价数。(3)质子数原子序数原子核外电子数核电荷数。(4)负价绝对值8主族数(限AA)。,2.同主族从上到下：电子层数越大原子半径越大原子核对核外电子的吸引力越小失电子能力增强，得电子能力减弱，金属性增强，非金属性减弱。3.同周期从左右：电子层数相同，核电荷数越大原子半径越小原子核对核外电子的吸引力增强失电子能力减弱，得电子能力增强元素的金属性减弱，非金属性增强。,4元素的性质与元素在元素周期表中的位置关系(1
15、)同周期的递变规律(以第3周期为例),(2)同主族的递变规律(A、A为例),【例2】(2009安徽理综，25)W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数依次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，Z能形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色的ZO两种氧化物。(1)W位于元素周期表第_周期第_族。W的气态氢化物稳定性比H2O(g)_(填“强”或“弱”)。(2)Y的基态原子核外电子排布式是_，Y的第一电离能比X的_(填“大”或“小”)。,(3)Y的最高价氧化物对应水化物的浓溶液与Z的单质反应的化学方程式是_。(4)已知下列数据：Fe(s)O
16、2(g)=FeO(s)H272.0 kJmol12X(s)O2(g)=X2O3(s)H1 675.7 kJmol1X的单质和FeO反应的热化学方程式是_。,解析：形成酸雨的主要物质是N和S的氧化物，Y的原子序数比W大，由此可推出W为氮元素，Y为硫元素；根据基态原子核外电子排布所遵循的原则，可以写出X的电子排布式为：1s22s22p63s23p1，X为铝元素；Z能够形成红色Z2O和黑色ZO两种氧化物，推知Z为铜元素。(1)W是氮元素，同周期元素气态氢化物稳定性从左到右逐渐增强。(2)S的原子半径比Al的小，更难失电子，第一电离能S的大于Al。(4)根据盖斯定律，将第二式减去第一式的三倍得3FeO
17、(s)2Al(s)=Al2O3(s)3Fe(s)H859.7 kJmol1。,答案：(1)二VA弱(2)1s22s22p63s23p4大(3)Cu2H2SO4(浓)CuSO4SO22H2O(4)3FeO(s)2Al(s)=Al2O3(s)3Fe(s)H859.7 kJmol1,原子结构与元素周期表、元素周期律之间的关系，即“构位性”的关系，是将原子的三方重要因素相融合的关系网，这里的规律知识应用都比较多。,2(2010模拟精选，山东枣庄3月)已知元素周期表中共有18纵行，如下图实线表示元素周期表的边界。按电子排布，可把周期表里的元素划分为几个区：s区、p区、d区、ds区等。除ds区外，其他区的
18、名称来自按构造原理最后填入的电子的能级符号。,(1)请在图中用实线画出s区、p区、d区、ds区的边界线，并分别用阴影 和 表示d区和ds区。(2)有的同学受这种划分的启发，认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在另一区，你认为应排在_区。(3)请在元素周期表中用元素符号标出4s轨道半充满的元素。(4)请利用电子排布的相关知识解释Fe3比Fe2稳定的原因：_。(5)随着科学技术的发展，不断有新的元素被发现。若把第七周期排满，则元素周期表共可以排布_种元素。,解析：本题从深层次上考查了元素周期表的结构。依据构造原理最后填入的电子的能级符号，将元素周期表划分为几个区，对于24号元素，其核外价电子排布似
19、乎应该是3d44s2，而实际上是3d54s1，原因是能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低，而29号元素也正是因为这一点而排成3d104s1，而不是3d94s2，故29号、30号元素所在纵行归为ds区，所以该同学认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在ds区是有道理的。对于Fe3比Fe2稳定的原因也可从铁的核外电子排布特点来解释。,答案：(1)如图：(2)ds(3)见上表。(4)Fe价电子的排布式为3d64s2，Fe2为3d6，Fe3为3d5，依据“能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低”的原则，3d5处于半充满状态，结构更稳定，故Fe3比Fe2稳定(5)118,第二课时,在
20、必修模块中元素周期律内容已经学习了元素的金属性、非金属性、原子半径、元素的主要化合价等内容，在选修模块中重点介绍了元素的第一电离能以及元素的电负性的概念。(一)元素的第一电离能1元素的电离能(1)电离能：气态原子或气态离子失去1个电子所需要的最小能量叫电离能。注意：原子处于基态时，失去电子消耗的能量最低。,(2)电离能的意义：电离能用来表示原子或离子失去电子的难易程度。电离能大，表示原子或离子难失电子；电离能小，表示原子或离子易失电子。(3)电离能符号为I，单位为kJmol1。2元素的第一电离能(1)概念：处于基态的气态原子失去1个电子，生成1价气态阳离子所需要的最低能量，叫做该元素的第一电离
21、能。(2)原子为基态原子，且为气态原子，失去电子后生成气态阳离子；能保证失去电子时所需能量最低。,(3)元素第一电离能符号为I1，单位为kJmol1。(4)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。3元素第一电离能的周期性变化(1)同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，原子核对核外电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失电子，因此元素的第一电离能呈增大的趋势。同一周期内，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。,(2)同一主族，从上到下，随着核电荷数
22、的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引越来越弱，元素的原子越来越易失电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。4第一电离能与原子核外电子排布(1)第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的大。,(2)第三周期元素的第一电离能的大小关系为：I1(Ar)I1(Cl)I1(P)I1(S)I1(Si)I1(Mg)I1(
23、Al)I1(Na)。(3)在同周期元素中稀有气体的第一电离能最大。金属越活泼，金属元素的第一电离能越小；非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。(二)元素的电负性1键合电子和孤电子(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。(2)孤电子：元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学键的电子称为孤电子。,2电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。3电负性的意义元素的电负性可以衡量元素在化合物中吸引电子的能力。元素的电负性大，元素对键合电子的吸引能力强；元素的电负性小，元素对键合电子的吸引能力弱。4电负性大小的标准以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0
24、作为相对标准。在元素周期表中氟的电负性数值最大，钫的电负性数值最小，为0.7。,5元素电负性的周期性变化(1)同一周期，随着原子序数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外)，元素的电负性逐渐增大，并呈现周期性变化。(2)同一主族，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大，元素的电负性逐渐减小。,1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：I1I2I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，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元素I1I2I3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
25、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。2电负性的应用(1)判断元素的金属性和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1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。,(2)判断化学键的类型一般认为：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。(3)元素周期表中“对角线规则”：元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。,【例3】气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子所需要的
26、最低能量叫做第一电离能(I1)，气态正离子继续失去电子所需要的最低能量依次称为第二电离能(I2)，第三电离能(I3)下表是第三周期部分元素的电离能单位：eV(电子伏特)数据。,下列说法正确的是(),A甲的金属性比乙强 B乙的化合价为1价C丙不可能为非金属元素 D丁一定为金属元素解析：由表格可知，甲的第一电离能小于乙，表明甲比乙易失去第一个电子，故甲的金属性比乙强，A正确；表格中显示，乙失去第二个电子也较易，则乙的化合价可能为2价，选项B不正确；对丙而言失去电子较难，所以可能是非金属元素，C不正确；对丁而言，失电子比丙还难，而第三周期只有3种金属元素，可知丁一定是非金属元素，所以D不正确。答案：
27、A,3(2010模拟精选，山东潍坊模拟)已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：,已知：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？Mg3N2BeCl2AlCl3SiC解析：元素的电负性是元素的基本性质，且随着原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值：Mg3N2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电负性差值分别为1.5、1.5、
28、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。答案：(1)随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化(2)Mg3N2为离子化合物；SiC、BeCl2、AlCl3均为共价化合物。,【例1】已知短周期元素的离子aA2、bB、cC3、dD都具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是()A原子半径：ABDCB原子序数：dcbaC离子半径：CDBAD元素的第一电离能：ABDC,解析：aA2、bB、cC3、dD都是短周期元素，其原子序数不会超过18，因而它们都是主族元素。由于它们离子的电子层结构相同，因而C、D位于A、B的上一周期，为非金属元素，且原子序数dc。A、B为金属元素，原子序数
29、ab，因而四种元素的原子序数由大到小的顺序为abdc；A、B由于在C、D的下一周期，又是原子半径较大的金属元素，因而A、B的原子半径肯定比C、D的原子半径大，由同周期元素原子半径的递变规律知：BACD；,电子层结构相同的离子，阴离子半径必大于阳离子半径，且带负电荷越多半径越大，阳离子带正电荷越多半径越小，故离子半径由大到小的顺序为CDBA。单质中同周期的A、B为金属，A原子序数大于B，故第一电离能AB。同一周期非金属元素C、D。C的原子序数小于D，第一电离能DC，且金属元素的第一电离能比非金属元素小，故DCAB。答案：C,高分策略本题考查了元素原子结构与元素周期表、元素周期律的联系即“位构性”
30、三者关系。解答此题的关键是由四种微粒简单离子具有相同电子层结构推导出其相应元素在周期表中的位置，再依据元素周期律结合元素位置推测各元素原子离子性质。,【例2】(2009宁夏理综，38)已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。请回答下列问题：(1)X元素原子基态时的电子排布式为_，该元素的符号是_；(2)Y元素原子的价层电子的轨道表示式为_，该元素的名称是_；,(3)X与Z可形成化合物XZ3，该化合物的空间构型为_；(4)已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液
31、中可被金属锌还原为XZ3，产物还有ZnSO4和H2O，该反应的化学方程式是_；(5)比较X的氢化物与同族第二、三周期元素所形成的氢化物稳定性、沸点高低并说明理由_。解析：(1)因为X原子4p轨道上有3个未成对电子，可知其电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p3并推出其元素符号为As。,(2)根据Y元素的最外层2p轨道上有2个未成对电子，Y和Z元素的原子序数之和为42339，Y可能为1s22s22p2或1s22s22p4，再根据Z可形成负一价离子，推出Y电子排布为后者，轨道表示，元素名称为氧。Z为氢。(3)X与Z形成的化合物为AsH3，其空间构型可类比同主族的氢化物NH3
32、，为三角锥形。(4)根据电子守恒配平即可。(5)氢化物的稳定性和元素的非金属性有关，或与共价键的键长有关。键长越短，键能越大，氢化物越稳定。所以NH3PH3AsH3。沸点高低和分子间作用力有关。分子间作用力越大，沸点越高。NH3可以形成分子间氢键，沸点最高，AsH3比PH3的相对分子质量大，所以AsH3沸点高于PH3。,答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3As(2)氧(3)三角锥形(4)As2O36Zn6H2SO4=2AsH36ZnSO43H2O(5)稳定性：NH3PH3AsH3，因为键长越短，键能越大，化合物越稳定沸点：NH3AsH3PH3，NH3可以形成分子间氢键，沸点最高；AsH3相对分子质量比PH3大，分子间作用力大，因而AsH3的沸点比PH3高。,高分策略本题考查了常见元素的结构推断，涉及了电子排布式、轨道表示式，还有一些分子空间构型和稳定性、沸点比较，整个题有较强的综合性。考生往往对各原子能层轨道上电子排布不详而误断元素种类，造成后续填空失分。可见，熟悉原子结构，正确使用化学语言，打好化学基本功才是根本。,
