化學選修3必考知識點.ppt

選考部分 1 理解原子的組成 理解原子序數 核電荷數 質子數 中子數 核外電子數以及它們的相互關系 2 了解原子核外電子的能級分布 能用電子排布式表示常見元素 1 36號 原子核外電子的排布 3 了解原子核外電子的運動狀態(tài) 4 了解元素電離能的含義 并能用以說明元素的某些性質 5 了解原子核外電子在一定條件下會發(fā)生躍遷 了解其簡單應用 1 電子在排布時必須遵循能量最低原理 泡利原理及洪特規(guī)則 可以通過練習一些元素 如N O Mg Si等 原子的電子排布圖 加深對泡利原理和洪特規(guī)則的理解 2 熟記元素的第一電離能與元素的金屬性 非金屬性的關系 一般 元素的第一電離能越小 元素的金屬性越強 非金屬性越弱 但也要注意例外 如 第一電離能Be B Mg Al 一 原子核外電子的運動特征及其分層排布1 對多電子原子的核外電子 按能量的差異將其分成不同的 各能層最多容納的電子數為 對于同一能層里能量不同的電子 將其分成不同的 能級類型的種類數與能層數相對應 同一能層里 能級的能量按 的順序升高 即E s E p E d E f 2 在同一個原子中 離核越近 n越小的電子層能量 同一電子層中 各能級的能量按s p d f 的次序 3 電子云指電子在原子核外出現的 電子云是核外電子運動狀態(tài)的形象化描述 4 原子軌道指不同能級上的電子出現概率約為90 的電子云空間輪廓圖 s電子的原子軌道都是 形的 p電子的原子軌道都是 形的 每個p能級有3個原子軌道 他們相互垂直 分別以 表示 5 當電子排布在同一能級的不同軌道時 總是優(yōu)先單獨占據一個軌道 而且自旋方向相同 這個規(guī)則被稱為 二 基態(tài)原子與電子排布原理1 現在物質結構理論原理證實 原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài) 處于最低狀態(tài)能量的原子叫做 原子 2 基態(tài)原子的核外電子排布要遵循的原則是 3 不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光 可以用光譜儀攝取各種元素的原子的 總稱原子光譜 三 元素周期表元素周期律1 元素周期表中的周期是指具有相同的 的元素按照原子序數遞增的順序排列的一個個橫行 元素周期表中的族是指把不同橫行中 相同的元素按電子層數遞增的順序由上而下排成的縱行 2 元素的性質隨核電核數遞增發(fā)生 的遞變 叫做元素周期律 在化學 必修2 中元素周期律主要體現在 等的周期性變化 四 電離能1 氣態(tài)原子或離子 叫電離能 常用符號 表示 單位為 2 根據電離能的定義可知 電離能越小 表示在氣態(tài)時該原子 反之 電離能越大 表示在氣態(tài)時該原子 同一周期從左到右 元素的第一電離能總體上具有 的趨勢 同一主族從上到下 第一電離能 五 電負性1 叫鍵合電子 我們用電負性描述 2 電負性的大小可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度 的電負性一般小于1 8 的電負性一般大于1 8 而位于非金屬三角區(qū)邊界的 類金屬 的電負性則在1 8左右 他們既有 性又有 性 答案 一 1 能層2n2能級s p d f2 越低逐漸增大3 概率密度4 球紡錘px py pz5 洪特規(guī)則二 1 基態(tài)2 能量最低原理泡利不相容原理洪特規(guī)則3 吸收光或發(fā)射光的波長和頻率三 1 電子層數最外層電子數2 周期性原子半徑元素的金屬性非金屬性元素的電離能元素的電負性 四 1 失去一個電子所需要的最低能量IkJ mol 12 越容易失去電子越難失去電子增大逐漸減小五 1 原子中用于形成化學鍵的電子不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小2 金屬非金屬金屬非金屬 1 下列各能層中 不包含d能級的是 A M能層B L能層C Q能層D N能層答案 B 2 下列電子排布圖中 能正確表示某元素原子的最低能量狀態(tài)的是 答案 D 3 主族元素原子失去最外層電子形成陽離子 主族元素的原子得到電子填充在最外層形成陰離子 下列各原子或離子的電子排布式錯誤的是 A Ca2 1s22s22p63s23p6B O2 1s22s22p4C Cl Ne 3s23p6D Ar 2s22s22p63s23p6答案 B 4 下列各組元素性質的遞變情況錯誤的是 A Li Be B原子的最外層電子數依次增多B P S Cl元素的最高化合價依次升高C N O F電負性依次增大D Na K Rb第一電離能逐漸增大答案 D 5 一種價電子構型為2s22p5的元素 下列有關它的描述正確的是 A 原子序數為7B 第一電離能最大C 原子半徑最大D 電負性最大答案 D 6 當碳原子的核外電子排布圖由轉變?yōu)闀r 下列說法中正確的是 A 碳原子由基態(tài)變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)B 碳原子由激發(fā)態(tài)變?yōu)榛鶓B(tài)C 碳元素種類發(fā)生了變化D 碳原子要向外界環(huán)境釋放能量答案 A 7 下面是s能級和p能級的原子軌道圖 試回答下列問題 1 s電子的原子軌道呈 形 每個s能級有 個原子軌道 p電子的原子軌道呈 形 每個p能級有 個原子軌道 2 s電子的原子軌道 p電子的原子軌道的半徑與 有關 二者之間的關系為 解析 s電子原子軌道是球形的 隨著能層序數的增大 其半徑也逐漸增大 p電子原子軌道是紡錘形的 每個p能級有3個相互垂直的原子軌道 p電子原子軌道的平均半徑也隨著能層序數的增大而增大 答案 1 球1紡綞3 2 能層序數n能層序數n越大 原子軌道的半徑越大 8 有A B C D E五種元素 其中A B C 屬于同一周期 A原子最外層p能級的電子數等于次外層的電子總數 B原子最外層中有兩個未成對的電子 D E原子核內各自的質子數與中子數相等 B元素可分別與A C D E生成RB2型化合物 并知在DB2和EB2中 D與B的質量比為 E與B的質量比為根據以上條件 回答下列問題 1 推斷五種元素分別是 A B C D E 2 寫出D原子的電子排布式 3 指出E元素在元素周期表中的位置 4 比較A B C三種元素的第一電離能的大小順序 由大到小的順序排列 解析 A原子最外層p能級電子數等于次外層的電子總數 說明次外層為K層 故A的電子排布式為1s22s22p2 即A為碳元素 B原子最外層中有兩個未成對的電子 說明B為第 A或第 A族元素 又B與A同周期 說明B為氧元素 C元素可以與B形成CB2型化合物且C與A B同周期 說明C為氮元素 在DB2中 D與B質量比為 即D的相對原子量為28 在EB2中 E與B的質量比為 即E的相對原子質量為32 由D E核內質子數與中子數相等可以知道D為硅元素 E為硫元素 比較A 碳 B 氧 C 氮 三種元素的第一電離能 須注意到氮元素原子的2p原子軌道處于半充滿狀態(tài) 體系的能量較低 原子最穩(wěn)定 第一電離能最大 故第一電離能的大小順序為C B A或氮 氧 碳 答案 1 CONSiS 2 1s22s22p63s23p2 3 第三周期第 A族 4 C B A 或氮 氧 碳 1 原子核外電子排布原理 1 能量最低原理 原子的核外電子排布遵循構造原理 使整個原子的能量處于最低狀態(tài) 2 泡利原理 每個原子軌道最多只能容納2個電子 而且自旋方向相反 自旋只有兩種方向 用 表示 3 洪特規(guī)則 當電子排布在同一能級的不同軌道時 總是優(yōu)先單獨占據一個軌道 而且自旋方向相同 4 特例有少數元素的基態(tài)原子的電子排布對于構造原理有1個電子的偏差 因為能量相同的原子軌道在全充滿 如p6和d10 半充滿 如p3和d5 和全空 如p0和d0 狀態(tài)時 體系的能量較低 原子較穩(wěn)定 規(guī)律總結多電子原子中 原子軌道能量的高低存在以下規(guī)律 相同能層上原子軌道能量的高低 ns np nd nf 形狀相同的原子軌道能量的高低 1s 2s 3s 4s 同一能層內形狀相同而伸展方向不同的原子軌道的能量相等 如2px 2py 2pz軌道的能量相等 2 基態(tài)原子中電子在原子軌道上的排布順序 基態(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序如圖所示 它表示隨著原子序數的遞增 基態(tài)原子的核外電子按照箭頭的方向依次排布在各原子軌道上 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 這是從實驗得到的一般規(guī)律 適用于大多數基態(tài)原子的核外電子排布 3 基態(tài)原子核外電子排布的表示方法 1 原子結構示意圖 或稱原子結構簡圖 可表示核外電子分層排布和核內質子數 如O 2 電子式在元素符號周圍用 或 表示原子最外層電子數目的式子 如 3 電子排布式 用數字在能級符號右上角表明該能級上排布的電子數 如K 1s22s22p63s23p64s1 為了避免電子排布式書寫過于繁瑣 把內層電子達到稀有氣體元素原子結構的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括號表示 如K Ar 4s1 4 電子排布圖 軌道表示式 每個方框代表一個原子軌道 每個箭頭代表一個電子 如氧元素基態(tài)原子的電子排布如圖所示 誤區(qū)警示 在書寫基態(tài)原子的電子排布圖時 常出現以下幾種錯誤 當出現d軌道時 雖然電子按ns n 1 d np順序填充 但在書寫電子排布式時 仍把 n 1 d放在ns前 例如 Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 正確 Fe 1s22s22p63s23p64s23d6 錯誤 案例精析 例1 2007 海南高考 A B C D E代表5種元素 請?zhí)羁?1 A元素基態(tài)原子的最外層有3個未成對電子 次外層有2個電子 其元素符號為 2 B元素的負一價離子和C元素的正一價離子的電子層結構都與氬相同 B的元素符號為 C的元素符號為 3 D元素的正三價離子的3d能級為半充滿 D的元素符號為 其基態(tài)原子的電子排布式為 4 E元素基態(tài)原子的M層全充滿 N層沒有成對電子 只有一個未成對電子 E的元素符號為 其基態(tài)原子的電子排布式為 解析 1 A元素基態(tài)原子的電子排布圖由題意可寫成 可見該元素核外有7個電子 為氮元素 其元素符號為N 2 B C 的電子層結構都與Ar相同 即核外都有18個電子 則B為17號元素Cl C為19號元素K 3 D元素原子失去2個4s電子和1個3d電子后變成 3價離子 其原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23d64s2即26號元素鐵 4 根據題意要求 首先寫出電子排布式 1s22s22p63s23p63d104s1 該元素為29號Cu 答案 1 N 2 ClK 3 Fe1s22s22p63s23p63d64s2或 Ar 3d64s2 4 Cu1s22s22p63s23p103d64s1或 Ar 3d104s1 下列表達方式錯誤的是 解析 Na 的軌道表示式中電子違反了泡利原理 答案 A 1 電離能的應用 1 判斷元素的金屬性與非金屬性強弱 一般元素的第一電離能越大 元素的非金屬性越強 金屬性越弱 元素的第一電離能越小 元素的非金屬性越弱 金屬性越強 2 化學鍵類型的判斷 當兩個電離能相差較大的元素原子成鍵時 一般為離子鍵 當兩個電離能相差較小的元素原子成鍵時 一般為共價鍵 2 電負性的應用 1 元素的電負性越大 其金屬性越弱 非金屬性越強 元素的電負性越小 其金屬性越強 非金屬性越弱 一般情況下 非金屬元素的電負性在1 8以上 金屬元素的電負性在1 8以下 2 在不同元素形成的化合物中 電負性大的元素顯負價 電負性小的元素顯正價 3 兩種不同元素原子形成化學鍵時 一般其電負性差值大于1 7者形成離子鍵 小于1 7者形成共價鍵 4 元素周期表中 對角線規(guī)則 元素周期表中 某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的 特別提醒 金屬活動性順序與元素相應的電離能大小順序不完全一致 故不能根據金屬活動性順序表判斷電離能的大小 不能將電負性1 8作為劃分金屬和非金屬的絕對標準 共價化合物中 兩種元素電負性差值越大 它們形成共價鍵的極性就越強 案例精析 例2 已知元素的電負性和元素的化合價一樣 也是元素的一種基本性質 下面給出14種元素的電負性 已知 兩成鍵元素間電負性差值小于1 7時 形成離子鍵 兩成鍵元素間電負性差值小于1 7時 形成共價鍵 1 根據表中給出的數據 可推知元素的電負性具有的變化規(guī)律是 2 判斷下列物質是離子化合物還是共價化合物 Mg3N2BeCl2AlCl3SiC 解析 元素的電負性是元素的重要性質 且隨原子序數的遞增呈周期性變化 據已知條件及表中數值知 Mg3N2電負性差值為1 8 大于1 7形成離子鍵 為離子化合物 BeCl2 AlCl3 SiC電負性差值分別為1 3 1 3 0 8 均小于1 7 形成共價鍵 為共價化合物 答案 1 隨著原子序數的遞增 元素的電負性呈周期性變化 同一周期內 隨著原子序數遞增 元素電負性增大 2 Mg3N2為離子化合物 BeCl2 AlCl3 SiC均為共價化合物 下表為元素周期表前三周期的一部分 1 X的氫化物的沸點與W的氫化物沸點比較 填化學式 原因是 2 選出X的基態(tài)原子的電子排布圖 另一電子排布圖不能作為基態(tài)原子的電子排布圖是因為它不符合 填序號 A 能量最低原理B 泡利原理C 洪特規(guī)則 3 以上五種元素中 填元素符號 元素第一電離能最大 4 由以上某種元素與氫元素組成的三角錐形分子E和由以上某種元素組成的直線形分子G反應 生成兩種直線形分子L和M 組成E G L M分子的元素原子序數均小于10 反應如下圖所示 則下列判斷錯誤的是 A G是最活潑的非金屬單質B L是極性分子C E的中心原子雜化軌道類型為sp2雜化D M的化學性質比同主族相鄰元素單質的化學性質活潑E M分子中有1個 鍵 2個 鍵解析 根據元素周期表的結構可知X為N Z為F R為Ne W為P Y為S 1 X W的氫化物為NH3和PH3 因NH3可以形成氫鍵 故NH3的沸點 熔點顯著升高 故沸點NH3 PH3 2 當電子排布在同一能級的不同軌道時 總是優(yōu)先單獨占據一個軌道 且自旋方向相同 因此N元素的基態(tài)原子的電子排布圖為 3 原子失電子所需能量不僅與原子核對核外電子的吸引力有關 還與形成穩(wěn)定結構的傾向有關 結構越穩(wěn)定 失去電子所需能量越高 在所給五種元素中 Ne元素最外層已達8e 的穩(wěn)定結構 因此失去核外第一個電子需要的能量最多 即第一電離能最大 4 根據題給圖示可知E為NH3 G為F2 L為HF M為N2 NH3中N原子的雜化軌道類型為sp3雜化 在N2中N原子間以1個 鍵和2個 鍵形成三鍵 故鍵能高 化學性質不活潑 故C D錯誤 答案 1 NH3PH3NH3可形成氫鍵 使NH3熔點 沸點明顯升高 2 C 3 Ne 4 C D 例1 不同元素的氣態(tài)原子失去最外層一個電子所需要的能量 設其為E 如下圖所示 試根據元素在周期表中的位置 分析圖中曲線的變化特點 并回答下列問題 1 同主族內不同元素的E值的變化的特點是 各主族中E值的這種變化特點體現了元素性質的 變化規(guī)律 2 同周期內 隨原子序數增大 E值增大 但個別元素的E值出現反?，F象 試預測下列關系中正確的是 填寫編號 多選倒扣 E 砷 E 硒 E 砷 E 硒 E 溴 E 硒 E 溴 E 硒 估計1mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個電子所需能量E值的范圍 E 4 10號元素E值較大的原因是 解析 1 同主族元素最外層電子數相同 從上到下原子核電荷數逐漸增大 原子核對最外層電子的吸引力逐漸減小 因此失去最外層電子所需能量逐漸小 這充分體現了元素性質周期性變化的規(guī)律 2 根據圖象可知 同周期元素E 氮 E 氧 E 磷 E 硫 E值出現反?，F象 故可推知第4周期E 砷 E 硒 但 A族元素與 A族元素的E值并未出反常 所以E 溴 E 硒 應填 3 1mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個電子比同周期元素鉀要難 比同主族元素Mg要容易 故其E值應在419kJ mol 738kJ mol 1 4 10號元素是Ne 它的原子最外層已經成為8電子穩(wěn)定結構 故其E值較大 答案 1 隨著原子序數增大 E值變小周期性 2 4 419kJ mol 1738kJ mol 1 或填E 鉀 E 鎂 4 10號元素為氖 該元素原子的最外層電子排布已達到8電子穩(wěn)定結構 2008 上海高考題 元素A D是元素周期表中短周期的四種元素 請根據表中信息回答下列問題 1 上表中與A屬于同一周期的元素是 寫出D離子的電子排布式 2 D和C形成的化合物屬于 晶體 寫出C單質與水反應的化學方程式 3 對元素B的單質或化合物描述正確的是 a B元素的最高正價為 6b 常溫 常壓下單質難溶于水c 單質分子中含有18個電子d 在一定條件下鎂條能與單質B反應 4 A和D兩元素金屬性較強的是 寫元素符號 寫出能證明該結論的一個實驗事實 解析 由題可推出A B C D元素分別為 Na O或N F Mg 關鍵要注意B元素的推斷 B的單質可能是氧氣 也可能是氮氣 因此 3 中有b d項正確 4 問中元素金屬性的比較方法一般有 比較最高價氧化物對應水化物的堿性強弱 與酸反應的劇烈程度等 答案 1 Mg1s22s22p6 2 離子2F2 2H2O 4H