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2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》
一、原子结构
1.会画出1到18号的元素的原子结构示意图,注意格式:如Na原子
对于钠原子而言,原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数=11。
对于钠离子Na+,核外电子数已发生改变,电子数=质子数-所带电荷数=10 ;对O2-,电子数=8+2=10
对于化合物H2O,原子序数总和=核电荷数总和=质子数总和=核外电子数总和=2+8=10
2.熟记1-36号元素的元素符号、原子序数、在元素周期表的位置、电子排布式、轨道式、所属分区。
注意:(1) 书写原子核外电子排布时,按照能量最低原则排列1s2s2p3s3p4s3d4p5s…,但书写时,相同电子层的要写在一起,即先写3d后写4s,即1s2s2p3s3p3d4s4p5s…此外,还可以把满足稀有气体结构部分 写成“原子实”形式:
如Zn的电子排布式为 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 或写成 [Ar] 3d10 4s2。
(2)主族元素和0族的外围电子(价电子)为其最外层电子;而过渡元素的外围电子为:简化电子式去掉原子实剩余的部分,如P的外围电子为:3s23p3; Ne的外围电子式为:2s22p6; Zn的外围电子为3d10 4s2
(3)注意24Cr 、29Cu这两个原子的电子排布的特殊性(原子无3d4、3d9排布,不稳定):
24Cr : [Ar]3d5 4s1 ; 29Cu : [Ar]3d10 4s1(半满、全满状态能量较低,较稳定)
(4)若形成离子,则考虑先失去最外层电子。如Cu+的电子排布式为1s22s22p6 3s23p63d10;
3.会表示电子的轨道表示式。
方法:先写出电子排布式。如Na的电子排布式: 1s2 2s2 2p6 3s1 ,轨道式:
电子排布依据:(1)能量最低原则;(2)“泡利不相容”原则:每个轨道最多只能容纳两个自旋状态不同的电子;(3)洪特规则:电子在相同能量的轨道上排布时,尽可能分占不同的轨道,且自旋状态相同。
4.元素周期表分区(5个区):如右图
经典考题:
写出铁原子的电子排布式:_________________________
围电子排布式:_______,铁原子共有____个未成对电子。
外围电子轨道表示式:_______________________;
铁原子核外共有_____种能量不同的原子轨道,能量最高的
原子轨道是_______。最高能层有 个轨道,其最外层
电子所在的原子轨道的形状为_______;核外电子有 种运动方式,处于 区。
3.Fe2+的电子排布式:____________________;Fe3+的电子排布式:___________________
二、元素性质的递变规律
1.第一电离能I1 :(原子越难失去一个电子,则I1越大;原子越容易失去一个电子,则I1越小)
(1) 递变规律:同主族,上 下,I1逐渐减小;同周期,左 右,元素的I1呈增大的趋势,
反常:ⅡA族元素的I1大于ⅢA族的;ⅤA族元素的I1大于ⅥA族的;
反常原因:ⅡA族、ⅤA族的元素,外围电子分别为ns2(全满)、ns2np3(半满),较稳定。
结果:I1最大的为He,最小的为Cs。
(2)应用: = 1 \* GB3 ①判断元素金属性的强弱。电离能越小,金属越容易失去电子,金属性越强;反之越弱。
= 2 \* GB3 ②元素的各级电离能I1< I2< I3<...应用:如某元素In+1突跃增大,则表明该元素常见化合价为+n价。
I(kJ/mol)
I1
12
I3
I4
I5
I6
I7
Na
496
4562
6912
9543
13353
16610
20114
Mg
738
1451
7733
10540
13630
17995
21703
Al
578
1817
2745
11575
14830
18376
23293
2.元素电负性:衡量元素在化合物中吸引电子的能力。
(1)递变规律:同周期,从左到右,电负性增大(稀有气体除外);同主族,从上到下,电负性减小。
电负性最大的为F(为4.0),最小的为Cs
(2)应用:
①确定元素类型(电负性>1.8,非金属元素;电负性<1.8,金属元素);
②确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7,离子键;两元素电负性差值<1.7,共价键);
③判断元素价态正负(电负性大的为负价,小的为正价);
④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。
三、化学键及分子间作用力
金属键
离子键
共价键
分子间作用力
极性键
非极性键
配位键
范德华力
氢键
本质
金属阳离子与自由电子之间
阴、阳离子之间的静电作用
相邻原子之间原子轨道发生
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