新高考化学二轮复习课件 第1部分 专题突破 专题9　原子结构、分子结构与性质的基础考查.pptVIP

专题9

原子结构、分子结构

与性质的基础考查

复习目标

1.掌握原子结构与元素的性质。

2.理解化学键的概念，掌握化学键与分子结构的关系。

3.掌握分子间作用力与物质性质的关系。

考点一原子结构与性质

考点二分子结构与性质

专题强化练

原子结构与性质

(一)基态原子的核外电子排布

1.排布规律

(1)能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的

原子轨道，使整个原子的能量最低，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。

(2)泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋相反的电子。

(3)洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自

旋平行。

2.表示方法

表示方法举例

电子排布式Cr：1s22s22p63s23p63d54s1

简化电子排布式Cu：[Ar]3d104s1

价电子排布式Fe：3d64s2

轨道表示式

(电子排布图)

3.特殊原子的核外电子排布式

(1)Cr的核外电子排布

先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5为半充满状态，比

较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得到

1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一能层的排到一起，得到该原子的电子排

布式：1s22s22p63s23p63d54s1。

(2)Cu的核外电子排布

先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10为全充满状态，比

较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得到

1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一能层的排到一起，得到该原子的电子排

布式：1s22s22p63s23p63d104s1。

易错提醒(1)在写基态原子的电子排布式时，常出现以下错误：

①3d、4s书写顺序混乱

②违背洪特规则特例

(2)在写基态原子的轨道表示式时，常出现以下错误：

①(违反能量最低原理)

②(违反泡利原理)

③(违反洪特规则)

④(违反洪特规则)

(3)注意元素原子电子排布式、简化电子排布式、价电子排布式的区别与

联系。如Fe的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2；简化电子排布式：

[Ar]3d64s2；价电子排布式：3d64s2。

4.原子核外电子排布的周期性

随着原子序数的增加，主族元素原子的最外层电子排布呈现周期性的变

化：每隔一定数目的元素，主族元素原子的最外层电子排布重复出现从

ns1到ns2np6的周期性变化(第一周期除外)。

(二)元素的第一电离能和电负性的递变性及应用

1.元素的电离能

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

－1

所需要的最低能量。常用符号I1表示，单位为kJ·mol。

(1)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：同周期元素从左

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

，氢和碱

金属的第一电离能最

小。同族元素从

上到下，第一电离能逐渐减小

。

说明同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道

为全充满、半充满时，元素的第一电离能较相邻元素要大，即第ⅡA

族、第ⅤA族元素的第一电离能均大于同周期相邻元素。例如，Be、N、

Mg、P。

(2)元素电离能的应用

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，则越弱。

②判断元素的化合价

如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n价，如钠元素I2≫I1，

所以钠元素的化合价为＋1价。

2.元素的电负性

(1)元素电负性的周期性变化

元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。

随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期元素从左到右，

元素的电负性逐渐

增大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小

。

(2)元素电负性的