2015年物质结构与元素性质.doc

原子结构与元素的性质 一.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义. 1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。 2. 了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布. (1) 原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子. 3.原子核外电子排布原理. 构造原理：设想从氢原子开始，随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按能级顺序填充的，填满一个能级再填一个新能级。这种规律称为构造原理。（1s2s2p3s3p4s3d4p...) 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，简称能量最低原理。 泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反。 洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1. 同一原子的能级越高，s电子云半径越大，是由于电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。（s-球形；p-哑铃形） 4.掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式. ①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。 ②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。 5.元素电离能和元素电负性 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。 考点：CONF；NaAlMg 作用：判断主要化合价通过半充满或全充满较稳定解释某些电离能大小的关系 了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。 焰色反应原理：电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将以一定波长（可见光区域）光的形式释放能量。（2010高考新课标）通过原子光谱发现元素。 (1).原子核外电子排布的周期性. 随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化. (2).元素第一电离能的周期性变化. 随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化: ★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势. 说明：①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P ②.元素第一电离能的运用： a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证. b.用来比较元素的金属性的强弱. I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱. (3).元素电负性的周期性变化. 元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。 随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势. 2.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。 描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小；越大的吸引力越大 基准 ：F 4.O Li 1.0 另外：O 3.5 N 3.0 Cl 3.0 判断金属性和非金属性强弱的尺度：金属（1.8) 非金属（1.8) “类金属”（1.8左右） 对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的（如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔），被称为对角线规则。 二.化学键与物质的