(共28张PPT)
1、下列原子或离子核外电子排布不属于基态排布的是
Na
:
1s22s22p53s2
S2-
:
1s22s22p63s23p6
C.
N
:
1s22s22p3
D.
Si
:
1s22s22p63s23p2
A
2、钡的核外电子排布式为[Xe]6s2，下列关于钡的说法不正确的是
其电负性比Cs小
第一电离能比Cs大
C.
能与冷水反应生成氢气
D.
位于第六周期第ⅡA族
A
3、下列说法正确的是
在基态多电子原子中，p轨道电子的
能量一定高于s轨道电子的能量
B.
硒的电负性比砷大，故硒元素的第
一电离能比砷元素的第一电离能大
C.
锗原子的外围电子排布式为
3d104s24p2
D.
Ni原子的价电子排布图为：
D
4、周期表中有如图所示的元素，下列叙述正确的是
A.
钛元素原子的M层上共有10个电子
B.
钛元素是ds区的过渡元素
C.
钛元素原子最外层上有4个电子
D.
47.87是钛原子的近似相对原子质量
A
5、下列说法不正确的是
A.Si原子和O原子的价电子排布式不同，未成对电子数都为2
B.第四周期IIB族的＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d9
C.
原子的6p能级中，6px、6py、6pz轨道上各有一个电子
D.最外层电子数是核外电子总数的
的原子和价电子排布式为4s24p5的原子是同种原子
B
6、化学与生活联系紧密，下列说法不
正确的是
流感疫苗需要冷冻保存的目的是防止蛋白质变性
甘油具有吸水性，所以常用作护肤保湿剂
C.
地沟油进过加工处理后可用来制造
生物柴油和肥皂
D.
纯碱去油污和肥皂去油污的原理相同
D
7、化学与生产和生活密切相关。下列有关说法正确的是
A．古代记载文字的器物—甲骨，其主要成分是蛋白质
B．工艺装饰材料—天然水晶，属硅酸盐产品
C．第五形态的碳单质—“碳纳米泡沫”，与石墨烯互为同分异构体
D．秸秆经加工处理成吸水性的材料—植物纤维，可用作食品干燥剂
D
8、下列有关说法中不正确的是
A.高吸水性树脂属于功能高分子材料
B.绿色荧光蛋白质（GFP)是高分子化合物，不可降解，其水溶液有丁达尔效应
C.我国首艘航母“辽宁舰”上用于舰载机降落的拦阻索是钢缆，属于金属材料
D.页岩气是从页岩层中开采出来的天然气，由于产气的页法分布广、厚度大，且普遍含气，故可以成为新的化石燃料来富
B
9、下列说法正确的是
A.乙醇发生消去反应得到的气态产物可直接通入酸性高锰酸钾溶液中检验产物中的乙烯
B.苯、苯酚与溴水在一定条件下均可发生取代反应
C.往溴乙烷水解后的溶液中滴加AgNO3溶液可检验溴离子的存在
D.可以用饱和碳酸钠溶液除去实验室制取乙酸乙酯中的乙醇、乙酸杂质
D
10、豪猪烯形状宛如伏地伸刺的动物，其键线式如右图。下列有关豪猪烯的说法正确的是?
A.与乙烯互为同系物?，与6molH2完全加成??
B.所有原子不可能都处于同一平面?，最多8个原子共平面
C.分子式为C14H14，可以
形成芳香烃类同分异构体
D.
能使酸性高锰酸钾溶液
褪色，其二氯代物有8种
C
11、有机物R的结构简式如图所示，下列说法正确的是
A.
分子式是C10H10O3Br
B.
核磁共振氢谱有3组峰，
含有4种官能团
C.
1
mol
R催化加氢，需4mol
H2
D.
1
mol
R完全燃烧消耗10
mol
O2
C
12、塑化剂是一种对人体有害的物质。增塑剂DCHP可由邻苯二甲酸酐与环己醇反应制得。下列说法正确的是
A.
DCHP的分子式为C20H24O4
B.
环己醇分子的核磁共振氢谱有4组吸收峰
C.
DCHP能发生加成反应和取代反应，不能发生酯化反应
D.
1
mol
DCHP
可与4
mol
NaOH完全反应
C
13、有机物X、Y、Z在一定条件下可实现如下转化，下列说法正确的是
A．Z的分子式为C7H8O
B．化合物Z环上的一氯代物共有3种(不考虑立体异构)
C．
X、Y、Z都可以使酸性高锰酸钾褪色
D．X、Y、Z分子中所有碳原子均处于同一平面
C
14、将中药狼把草的全草浸剂给动物注射，有镇静、降压及轻度增大心跳振幅的作用。有机物M是中药狼把草的成分之一，其结构如图所示。下列叙述不正确的是
M是芳香族化合物，
它的分子式为C9H6O4
B.
1
mol
M最多能与3
mol
Br2发生反应
C.
1
mol
M最多能与3
mol
NaOH发生反应
D.
M在一定条件下能发生取代、加成、水解、
氧化等反应
C
15、环之间共用一个碳原子的化合物称为螺环化合物，螺[2，2]戊烷（
）是最简单的一种。下列关相关说法正确的是
名称为螺[2，3]戊烷
与
属于同系物
C.
等质量的
与
完全燃烧，耗氧量前者大于后者
D.
螺[2，2]戊烷分子中所有碳原子有可能处于同一平面
B
16、有机物X的蒸气相对氢气的密度为51，X中氧元素的质量分数为31.7%，则能在碱性溶液中发生反应的X的同分异构体有（不考虑立体异构）
A.15种
B.14种
C.13种
D.12种
C
17、已知有机物X的质谱图如图甲，其红外光谱图如图乙，其核磁共振氢谱图上有2组吸收峰，峰面积之比是1:1。下列关于X的说法正确的是
A.
X的相对分子质量是75
B.
X所含官能团的名称是醚键
C.
X有多种同分异构体，其中能与新制Cu(OH)2悬浊液共热产生红色沉淀的有2种
D.
X与NaOH溶液共热一段时间后，油层会减少或消失
D
18、实验室制备溴苯的反应装置如下图所示，关于实验操作或叙述错误的是
A.
向圆底烧瓶中滴加苯和溴的混合液前需先打开K
B.
实验中装置b中的液体逐渐变为浅红色
C.
装置c中的碳酸钠溶液的作用是吸收溴化氢
D.
反应后的混合液
经稀碱溶液洗涤、
结晶，得到溴苯
D
19.有X、Y、Z、Q、E、M、G原子序数依次递增的七种元素，除G元素外其余均为短周期主族元素。X的原子中没有成对电子，Y元素基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道且每种轨道中的电子数相同，Z元素原子的外围电子排布式为nsnnpn+1，Q的基态原子核外成对电子数是成单电子数的3倍，E与Q同周期，M元素的第一电离能在同周期主族元素中从大到小排第三位，G原子最外电子层只有未成对电子，其内层所有轨道全部充满，但并不是第IA族元素。
回答下列问题：
①基态G原子的价电子排布式为__________
②第三周期基态原子未成对电子数与G相同且电负性最大的元素是_____，该原子核外电子占据的最高能层符号是____，电子云有___种不同的伸展方向，有___种不同能量的电子，该原子的电子所占原子轨道数目为_____。
③GQ受热分解生成G2Q和Q2，请从原子结构角度来说明GQ受热易分解的原因________________
④Z、Q、M三种元素的第一电离能从大到小的顺序为________（用元素符号表示）。
⑤X、Y、Z、Q的电负性由大到小的顺序为____________（用元素符号表示）。
⑥Z、M、E所形成的简单离子的半径由大到小的顺序为__________（用离子符号表示）。
3d104s1
Cl
M
5
4
9
Cu2+的价电子排布为3d9，Cu+的价电子排布为3d10，因3d能级电子排布达到全满稳定，所以固态Cu2O稳定性强于CuO
N>O>S
O>N>C>H
S2->N3->F-
20、石油裂解气主要含有丙烯、1,3—丁二烯等不饱和烃，以它们为原料可合成CR橡胶和医药中间体G，合成路线如下：
已知：①B、C、D就能发生银镜反应
（1）A的顺式异构体的结构简式为___________。
（2）C中含氧官能团的名称是_____________，反应①的反应类型为___________。
（3）写出去E→F反应的化学方程式_______。
羟基、醛基
取代反应
（4）写出同时满足下列条件的医药中间体G的所有同分异构体的结构简式：________
①与D互为同系物
②核磁共振氢谱有3组峰
（5）用简要语言表述检验B中所含官能团的实验方法_______________。
（6）写出以A为原料合成CR橡胶的路线（其他试剂任选）
OHC(CH2)4CHO、OHCCH(CH3)CH(CH3)CHO
取少量B于洁净试管中，加入足量银氨溶液，水浴加热有银镜生成证明B分子中含有醛基；再加酸酸化，滴入少量溴的四氯化碳溶液，溶液褪色，证明B分子中含有碳碳双键。
+49.44
21、甲醇与水蒸气重整制氢可直接用于燃料电池。回答下列问题：
（1）已知甲醇分解反应：
CH3OH(g)
CO(g)+2H2(g)
ΔH1=+90.64
kJ·mol-1
水蒸气变换反应：CO(g)+H2O(g)
CO2(g)+H2(g)
ΔH2=
-41.20
kJ·mol-1
则CH3OH(g)+H2O(g)
CO2(g)+3H2(g)
ΔH3=_________kJ·mol-1
（2）科学家通过密度泛函理论研究甲醇与水蒸气重整制氢反应机理时，得到甲醇在Pd(II)表面发生解离时四个路径与相对能量关系如图所示，其中附在Pd(II)表面的物种用
标注。此历程中活化能最小的反应方程式为______________
CH2O
+2H
=CHO
+3H
(或CH2O
=CHO
+H
)
（3）在0.1
MPa下，将总进料量1mol且n(CH3OH):n(H2O)=1:1.3的混合气体充入一刚性密闭容器中反应，加入催化剂。
①实验测得水蒸气变换反应的速率随温度的升高明显下降，原因是_______________
②平衡时，测得CH3OH的含量在给定温度范围内极小，H2、H2O(g)、CO、CO2四种组分含量与反应温度关系如图所示，a、c曲线对应物质的化学式分别为____、____
随着温度升高，催化剂活性降低
H2
H2O(g)
（4）573.2K时，向一刚性密闭容器中充人5.00
MPa
CH3OH使其分解，t
h后达平衡时H2的物质的量分数为60%，则t
h内v(CH3OH)=_______MPa/h，其平衡常数分压Kp=______
168.75
MPa2
（5）甲醇与水蒸气重整制氢得到的副产物CO2，可以在酸性水溶液中采用特殊的电极电解生成多种有机物，写出b电极生成乙烯的电极反应式是____________________
2CO2+12e-+12H+
=C2H4+4H2O(共16张PPT)
第二节
原子结构与元素的性质
【科学探究】
1、元素周期表共有几个周期？每个周期各有多少种元素？写出每个周期开头第一个元素和结尾元素的最外层电子的排布通式。为什么第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同？
7个周期；
2、8、8、18、18、32、32；
开头：ns1，结尾：ns2np6(He为1s2)；
第一周期元素只有1s能级，1s2
一、原子结构与元素周期表
1、原子核外电子排布与周期的划分
周
期
外围电子排布
各周期增加的能级
元素
种数
ⅠA族
0族
最外层最多容纳电子数
一
二
三
四
五
六
七
1s1
1s2
2s1
2s22p6
3s1
3s23p6
4s1
4s24p6
5s1
5s25p6
6s1
6s26p6
7s1
7s27p6
2
8
8
8
8
8
8
1s
2s、2p
3s、3p
4s、3d、4p
5s、4d、5p
6s、4f、5d、6p
7s、5f、6d、7p
2
8
8
18
18
32
32
元素周期系形成原因：原子核外电子排布的周期性变化
元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋
周期的划分：原子核外电子层数决定
1s1
1s2
2s1
2s22p6
3s1
3s23p6
4s1
4s24p6
5s1
5s25p6
6s1
6s26p6
7s1
7s27p6
外围电子数：1
8个
（1）除第一周期外，各周期均以填充
s
轨道的元素开始,
并以填充满
p
轨道的元素告终。
（2）周期数=能层数
（3）各周期元素数目=相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数
【科学探究】
2、元素周期表共有多少个纵列？周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。每个纵列的价电子层的电子总数是否相等？
18个纵列；
相等
2、原子核外电子排布与族的划分
族数
价电子排布式
列数
价电子数
ⅠA
1
ⅡA
2
ⅢA
13
ⅣA
14
ⅤA
15
ⅥA
16
ⅦA
17
0
18
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
1s2或ns2np6
1
2
3
4
5
6
7
元素
价电子排布式
族数
列数
价电子数
21Sc
3
22Ti
4
23V
5
24Cr
6
25Mn
7
26Fe
8
27Co
9
28Ni
10
29Cu
11
30Zn
12
3d14s2
3
4
5
6
7
3d24s2
3d34s2
3d54s1
3d54s2
3d64s2
3d74s2
3d84s2
3d104s1
3d104s2
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
ⅠB
ⅡB
Ⅷ
①主族元素：外围电子排布完全相同：
ns或nsnp
②副族元素：以外围(n-1)d+ns的电子总数判断
电子总数为3~7，ⅢB~ⅦB族
电子总数为8~10，Ⅷ族
电子总数为11~12，ⅠB和ⅡB族
主族序数=外围电子数=最外层电子数=最高正价（O、F除外）
族的划分：外围电子总数决定
族序数=(n-1)d+ns的电子数=价电子数
3、元素周期表的分区：
除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
镧系
f
锕系
s区：ns1～2，ⅠA、ⅡA，除H外均为活泼
金属
d区：(n-1)d1～9ns1～2，ⅢB～ⅦB、
Ⅷ，3～10共8列，均为金属，
性质相似
ds区：ⅠB、ⅡB，11、12两列，均为金属，
ⅠB：(n-1)d10ns1，ⅡB：(n-1)d10ns2
p区：ns2np1～6，ⅢA～ⅦA、0族，13
～18列，除H外所有非金属都在p区
f区：镧系、锕系，均为金属
【科学探究】
3、为什么s区、d区、ds区的元素都是金属（H除外）？
发生化学反应时易失去最外层及次外层d电子，呈现金属性
七主、七副、Ⅷ和0
4、元素周期表可分为哪些族？为什么副族元素又称为过渡元素？
副族元素处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此又称为过渡元素。
【科学探究】
5、为什么元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内？
由元素的价电子层结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的
6、处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？
元素的金属性和非金属性没有严格的界线，这些元素既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。
1.已知某一元素的价层电子排布为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。
第四周期，ⅦB族
2.试确定32号元素在周期表中的位置。
第四周期，ⅣA族
3.判断处于第四周期，ⅠB族元素的价层
电子结构、原子序数。
3d104s1，第29号元素
【练习】
4、已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？
价电子排布式：5s25p4
电子排布式：[Kr]4d105s25p4
属于p区(共32张PPT)
元素周期律：元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。
元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、电离能、电负性等的周期性变化。
二、元素周期律
（1）同周期：从左到右原子半径逐渐
，失电子能力逐渐
，得电子能力逐渐
，元素的金属性逐渐
，非金属性逐渐
，气态氢化物的稳定性逐渐
；最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐
；碱性逐渐
；
（2）同主族：从上到下原子半径逐渐
，失电子能力逐渐
，得电子能力逐渐
，金属性逐渐
，非金属性逐渐
；对应氢化物的稳定性逐渐
；最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐
；碱性逐渐
。
减小
减弱
增强
减弱
减弱
增强
增强
增强
增大
增强
增强
增强
减弱
减弱
减弱
减弱
【学与问1】
元素周期表中，同周期主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化有什么规律？
最高化合价和最低化合价逐渐升高，
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
最高正价：+1→+7(氟、氧例外)
负价：－4→－1
最高正价+|最低负价|=8
1、原子半径
①一般：电子能层越多，原子半径越大。
②能层相同，核电荷数越大，原子半径
越小。
③电子层、核电荷数都相同时，电子数
越多，原子半径越大。
决定因素：核电荷数，电子层数
（1）原子半径的比较：
同周期，从左到右原子半径逐渐减小，
同主族，从上到下原子半径逐渐增大。
（2）离子半径的比较：
①同种元素不同微粒，核外电子数越多，半径越大。阴离子>原子>阳离子：
r(Cl－)>
r(Cl)
r(Na)>r(Na+)
r(H+)
<
r(H)
<
r(H－)
r(Fe)
>
r(Fe2+)
>
r(Fe3+)
②电子层结构相同的离子，核电荷数越小，离子半径越大：
2e-:
r(H-)
>
r(Li+)
>
r(Be2+)
10e-:
r(N3-)>r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)
18e-:
r(P3-)
>r(S2-)
>r(
Cl-)
>r(
K+)
>r(
Ca2+)
③同一主族元素，核电荷数越大，离子半径越大。
r(Li+)r(F－)思考：第三周期元素的简单离子的半径
r(P3-)>
r(S2-)
>r(
Cl-)>r(
Na+)
>r(
Mg2+)
>r(Al3+)
2、电离能
（1）概念
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的最低能量叫第一电离能。用Ｉ1表示，单位：kJ/mol。
依次有Ｉ2、Ｉ3、Ｉ4…
同一元素：I1<Ｉ2<Ｉ3…
（2）电离能的意义
衡量气态原子(或离子)失电子的难易程度。I
越小，表示气态时越易失电子，即元素在气态时的金属性越强。
(3)元素第一电离能的变化规律：
电离能大小取决于原子的核电荷数、原子半径、电子构型
①同周期：
a、从左到右呈现递增趋势(碱金属最小，
稀有气体最大)；
②同主族：自上而下第一电离能逐渐减小。
b、反常：第ⅡA元素>ⅢA的元素；
第ⅤA元素>ⅥA元素；
原因：ⅡA
最外层s能级全充满，
ⅤA
最外层p能级半充满
Ne>F>N>O>C>Be>B>Li
Ar>Cl>P>S>Si>Mg>Al>Na
Kr>Br>As>Se>Ge>Ca>Ga>K
金属的活动性顺序与金属元素电离能的大小顺序为什么不一致？
金属活动性顺序为K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、（H)、Cu、Hg、Ag、Pt、Au。该顺序表示从K到Au,在水溶液中金属单质中的原子失去电子越来越困难。金属元素的电离能是指金属元素原子（或离子）在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属元素原子（或离子）在气态时活泼性的量度。因为金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。例如，钠元素的第一电离能为496kJ·mol-1，钙素的第一电离能和第二电离能分别为590kJ·mol-1、1
145kJ·mol-1,表明气态钠原子比气态钙原子更容易失去电子，更加活泼。但是，因为Ca2+成水合离子时放出的能量（1653
kJ·mol-1)远比Na+形成水合离子时放出的能量（405kJ·mol-1)多，所以在水溶液里钙原子比钠原子更容易失去电子，即在金属活动性顺序中钙排在钠的前面。由此可以看出，我们用某种规律分析问题时一定要注意具体条件。
学与问：
1.碱金属的电离能与活泼性存在什么关系？
第一电离能越小，碱金属的活泼性越强。
2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何联系？
首先失去能量最高的电子，故第一电离能较小，之后再失去能级较低的电子，所需能量多；且失电子后，阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，电离能越来越大。
看逐级电离能的突变。
Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价阳离子，化合价为+1价
Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成+2价离子，化合价为+2价
Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成+3价离子，化合价为+3价
①判断元素的金属性、非金属性强弱；
(4)电离能的应用：
一般：I1越大，非金属性越强；
Ｉ1越小，金属性越强
②确定元素核外电子排布
③确定元素在化合物中的化合价
看逐级电离能的突变
【练习】某元素的第一电离能至第七电离能(kJ/mol)如下，该元素最有可能位于元素周期表
A．ⅠA
B．ⅡA
C．ⅢA
D．ⅣA
C
3、电负性
（1）概念
键合电子：原子中用于形成化学键的电子
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。
(电负性是相对值，没有单位)
衡量原子吸引电子的难易程度。电负性越大，越易得电子，吸引电子的能力越强，非金属性越强；反之，电负性越小，金属性越强。
（2）意义：
鲍林L.Pauling
1901-1994
鲍林研究电负性的手搞
（3）标准：以氟为4.0和Li为1.0作为相对标准，理论计算得出了各元素的电负性
F最大为4.0，Cs最小为0.7
（4）变化规律
①同周期:
从左到右，主族元素的电负
性逐渐增大
②同主族:从上到下，主族元素的电负
性逐渐减小。
（5）电负性的应用
①判断元素金属性和非金属性强弱
>1.8为非金属
<1.8为金属
1.8左右为“类金属”，位于金属与非金属交界处
一般：
电负性
电负性大的元素，第一电离能不一定大；金属元素电负性不一定小于非金属元素
②判断化学键的类型
一般：
成键元素原子的电负性差＞1.7，离子键
成键元素原子的电负性差＜1.7，共价键
例：H：2.1，Cl：3.0
3.0-2.1=0.9
HCl为共价化合物
电负性相差越大的共价键,共用电子对越偏向电负性大的原子,共价键的极性越强。
③判断化合物中元素化合价
电负性小的为正价，大的为负价
例：NaH、SiH4
+1
-1
+4
-1
例：NaBH4中，
Na：0.9
H：2.1
B：2.0
+1+3
-1
电负性：
Li(1.0)、Mg(1.2)，
Be(1.5)、Al(1.5)，
B(2.0)、Si(1.8)，
（6）对角线规则
元素周期表中某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质相似，被称为“对角线规则”
电负性接近，对键合电子的吸引力相当，性质相似
①Li和Mg的相似性：
在空气中燃烧：
（Li不生成过氧化物）
3Mg
+N2
==
Mg3N2
点燃
2Mg
+O2
==
2MgO
点燃
2Mg+CO2
==
2MgO+C
点燃
6Li
+N2
==2Li3N
点燃
4Li
+
O2
==
2Li2O
点燃
4Li+CO2
==
2Li2O+C
点燃
②Be(OH)2、Al(OH)3都是难溶于水的两性氢氧化物；
③H3BO3、H2SiO3都是弱酸。
Be(OH)2
+
2H+
=
Be2+
+
2H2O
Be(OH)2+2OH－=BeO22－+2H2O
五种元素的原子电子层结构如下：A．1s22s1
B．1s22s22p4
；C．1s22s22p6
D．1s22s22p63s23p2
E．[Ar]3d104s1
（1）元素的第一电离能最大的是
；
（2）属于过渡元素的是
；
（3）元素的电负性最大的是
；
（4）上述元素之间能形成X2Y型化合物
的化学式是
。
C
E
B
Li2O
Cu2O
第一电离能介于B、N之间的第二周期元素共有_____种
3
Zn、Ge、O电负性由大到小的顺序是_____________
O>Ge>Zn
NH3、CO2所含的四种元素的电负性从大到小的顺序是___________
O>N>C>H
NF3、CO2所含的四种元素的第一电离能从小到大的顺序是__________
C元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu=1959kJ/mol，INi=1753kJ/mol，ICu>INi的原因是________。
金属铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子
根据元素周期律，原子半径Ga____As，第一电离能Ga____As。（填“大于”或“小于”）
大于
小于
元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能（E1）。第二周期部分元素的E1变化趋势如图（a）所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是___；氮元素的E1呈现异常的原因是____。
同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大。
N原子的2p轨道为半充满状态，具有额外稳定性，故不易结合一个电子。
电子亲和能
电子亲和能反映的是气态原子结合电子的难易程度。元素的气态原子（或离子）获得一个电子所放出的能量称为电子亲和能（electronaffinity),单位为kJ·mol-1，习惯上规定，体系放出能量时电子亲和能为正，体系吸收能量时电子亲和能为负。电子亲和能的大小反映了气态原子获得电子成为气态阴离子的难易程度。无论在同一周期中还是在同一族中，电子亲和能没有表现出简单的变化规律。此外，电子亲和能的数据不易测定，准确性较差，来自不同文献的数据往往不同，因此电子亲和能的应用远不如电离能广泛。(共35张PPT)
四、能量最低原理、基态与激发态、光谱
1、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。
2、基态与激发态：
原子
处于最低能量
基态原子
处于较高能量
(电子跃迁到较高能级)
激发态原子
吸收能量
放出能量
3、光谱：
（1）原子光谱：不同元素原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
吸收光谱：明亮背景的暗色谱线，电子吸收能量跃迁时产生
发射光谱：暗色背景的明亮谱线，电子释放能量跃迁时产生
锂、氦、汞的吸收光谱
锂、氦、汞的发射光谱
原子发射光谱：给样品以能量，原子外层电子由基态到激发态，处于激发态电子不稳定，会以光辐射的形式是放出能量，而回到基态或较低的能级。得到线状光谱。
原子吸收光谱：用一定波长的光照射样品，样品会吸收一部分光，照射前后就有光强度的变化，记录这种变化得到的是吸收光谱。
区别：发射光谱是指样品本身产生的光谱被检测器接收。样品本身被激发，然后回到基态，发射出特征光谱。发射光谱一般没有光源。
吸收光谱是光源发射的光谱被样品吸收了一部分，检测器则接收剩余的那部分。吸收光谱都有光源，测定时光源始终工作，并且光源、样品、检测器在一直线（中间反射镜不算）。
（2）光谱分析：
应用：
①通过原子光谱发现元素；
②利用光谱分析鉴别物质和确定其化学
组成。
不同元素的原子光谱是特定的，可利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。
电子跃迁伴随有能量变化，是物理变化。
光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。
如灯光、霓虹灯光、激光、焰火、焰色反应等都与电子跃迁释放能量有关。
⑴电子的质量极微小
（9.109?10-31kg）
⑵电子绕核运动是在原子的极其微小的空间（原子的直径约10-10m）中进行
⑶电子绕核作高速运动（运动的速度为2.17
×
107m/s，约为光速的7%）
核外电子的运动特征
1、电子具有波粒二象性，不遵循经典的力学理论，遵循量子力学规律。
2、没有固定的运动轨迹，也无法测出某一时刻具体位置，也不能描绘出其运动轨迹，遵循概率密度统计规律。
五、电子云与原子轨道
1、电子云：处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。
小点：概率密度(单位体积内出现的概率
)
小点越密概率密度越大
氢原子的电子云
2、电子云轮廓图
电子在原子核外空间出现概率约为
P
=
90%的空间圈出来
s能级：球形
p能级：哑铃状
同类电子云能层序数n越大，电子能量越大，活动范围越大，电子云越向外扩散
下列有关电子云的说法正确的是
概率密度的大小体现了电子数目的多少
概率密度的大小体现了空间某处电子出现概率的大小
基态C原子的1s的电子云和2s的电子云完全相同
基态Li原子的1s的电子云和2s的电子云形状不同
B
3、原子轨道
量子力学把电子在原子核外的一个空间
运动状态称为一个原子轨道。
各能级的一个伸展方向的电子云轮廓图
即表示一个原子轨道。
1s
2s
3s
s电子云为球形，有一个原子轨道
p电子云为哑铃形（或纺锤形）有三个原子轨道px、py、pz，相互垂直。三个轨道等价，即能量相同。
px
py
pz
P能级的原子轨道
P能级的3个原子轨道P
x、Py、PZ合在一起的情形.
d
能级有5个原子轨道
f
能级有7个原子轨道
d能级的原子轨道图
d
能级的原子轨道图
f能级的原子轨道图
f
能级的原子轨道图
能层、能级、原子轨道的数量关系
能层(n)
能级
原子轨道
n=1
n=2
n=3
n=4
n
4s、4p、4d、4f
3s、3p、3d
2s、2p
1s
1+3+5+7=16
1+3+5=9
1+3=4
1
n2
12
22
42
32
六、泡利原理和洪特规则
1、泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。
原子核外电子的排布要遵循：能量最低原理、泡利原理、洪特规则
自旋有顺时针和逆时针两种方向，用“↑↓”表示。
2、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，且自旋状态相同。
洪特规则的特例：在等价轨道上（同一能级）的电子处于全充满、半充满、或全空的状态时，一般比较稳定。
全充满：p6、d10、f14
半充满：p3、d5、f7
全
空：p0、d0、f0
判断下列基态原子的电子排布式是否正确；如不正确，说明它违反了什么原理？
（1）Al：1s22s22p63s13p2
（2）Cl：1s22s22p63s23p5
（3）S：1s22s22p63s33p3
（4）K：1s22s22p63s23p63d1
(5)24Cr：1s22s22p63s23p63d44s2
练习
×
√
×
×
×
3、电子排布图（也称轨道表示式）
练习：
1．写出Si、P、S、Cl
原子的核外电子排布图。
2．Cr、Mn、Fe、Ni、Cu、Zn的价电子排布图。
每个轨道中2个自旋相反的电子称为电子对；只有一个电子的称为未成对电子；没有电子的轨道称为空轨道。
1s
2s
2p
C
1s
2s
2p
N
1s
2s
2p
O
Cr和Cu的价层电子排布图为：
↑
↑
↑
↑
↑
Cr
3d
4s
↑
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
Cu
3d
4s
↑
写出26号元素铁的电子排布式，并解释铁的常见化合价为+2、+3价，且+3价更常见。
3d
4s
其外围电子排布为
失去最外层电子后
再失去一个电子变为
1s22s22p63s23p63d64s2
原子核外有几个电子，就有几种不同的运动状态；有几种不同的运动状态，就有几个电子。
从能层、能级、原子轨道、自旋状态4个方面来说，一个原子中不可能有2个运动状态完全相同的电子。
原子核外电子排布的表示方法
原子结构示意图
电子排布式
O：1s2
2s2
2p4
电子排布图
1s
2s
2p
O：
1-36号元素中，原子核外电子排布中的未成对电子数与电子排布之间的关系：
（1）有1个未成对电子的：
ns1、ns2np1、ns2np5
、3d14s2、3d104s1
（2）有2个未成对电子的：
ns2np2、ns2np4、3d24s2、3d84s2
（3）有3个未成对电子的：
ns2np3、3d34s2
、3d74s2
（4）有4个未成对电子的：3d64s2
（5）有5个未成对电子的：3d54s2
（6）有6个未成对电子的：3d54s1
基态碳原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是
C
基态原子的4s能级中只有1个电子的元素共有
A．1种
B．2种
C．3种
D．8种
在前四周期元素中，基态原子核外未成对电子数与其所在的周期数相同的元素有
A．4种
B．5种
C．6种
D．7种
C
B
以Fe为例
Fe原子核外有____种不同运动状态的电子，有___种不同能级（或能量）的电子，电子云有___种不同的伸展方向。
核外电子占据的最高能层符号是___，占据该能层电子的电子云轮廓图为______，该能层有具有的原子原子轨道数目为___。Fe原子失电子时首先失去___能级上的电子
26
7
9
N
球形
16
4s
Fe原子的电子排布式：
Fe原子的简化电子排布式：
Fe原子的外围电子排布式(价电子排布式)：
Fe原子的外围电子排布图(外围电子轨道式、价电子排布图或价电子轨道式)：
Fe原子的最外层电子排布式：
1s22s22p63s23p63d64s2
[Ar]3d64s2
3d64s2
4s2
Fe原子的电子排布图(轨道表示式)：
Fe2+的外围电子排布式：
3d6
Fe2+的外围电子排布图(轨道表示式)
【2017全国Ⅰ
】（1）元素K的焰色反应呈
紫红色，其中紫色对应的辐射波长为
___nm
A．404.4
B．553.5
C．589.2
D．670.8
E．766.5
（2）基态K原子中，核外电子占据最高能
层的符号是____，占据该能层电子的电子
云轮廓图形状为______。
A
N
球形
【2017全国Ⅱ
】
（1）氮原子价层电子的
轨道表达式（电子排布图）为_______
【2017全国Ⅲ
】
（1）Co基态原子核
外电子排布式为_________________
元素Mn与O中，基态原子核外未成
对电子数较多的是_____
1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2
Mn
【2016全国Ⅰ
】基态Ge原子的核外电
子排布为____________
[Ar]3d104s24p2
Cr3+基态核外电子排布式为_______________________
1s22s22p63s23p63d3或[Ar]3d3
元素金（Au）处于周期表中的第6周期，与Cu同族，Au原子最外层电子排布式为____
6s1
镍元素基态原子的3d能级上的未成对电子数为___
2
基态Si原子中，电子占据的最高能层符号
，该能层具有的原子轨道数为
、电子数为
。
9
4
M
铝原子核外电子云有___种不同的伸展方向，有____种不同运动状态的电子，有___种不同能级的电子。
4
13
5(共23张PPT)
引言
分子结构
原子结构
晶体结构
结构
性质
决定
化学研究的是构成宏观物体的物质
一、研究物质的组成与结构
二、研究物质的性质与变化
第一节
原子结构
《选修3》
第一章
原子结构与性质
大爆炸
2h后
诞生
大量的氢
少量的氦
极少量的锂
原子核的融合反应
合成
其他元素
（已知）
一、开天辟地—原子的诞生
现代大爆炸宇宙学理论：
宇宙中：H(88.6%)
He(H的1/8)
99.7%
地球：大多是金属元素
非金属：24种(包括稀有气体)
人类认识原子的历史进程
近代原子论
发现电子
带核原子结构模型
轨道原子结构模型
电子云模型
1、能层(也称电子层)：按电子的能量差异，将核外电子分成不同的能层。
二、能层与能级
能层(n)
1
2
3
4
5
6
7
……
符
号
K
L
M
N
O
P
Q
……
最多电子数
2
8
18
32
50
……
离核距离
近→远
能量
低→高
每一个能层最多容纳的电子数为2n2个
2、能级：多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级。
能
层
K
L
M
N
O…
能
级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p…
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
…
能级名称：s、p、d、f
…
能级符号：ns、np、nd、nf
…(n代表能层)
注：
①能层序数（周期序数）等于各能层含有的能级数。
②符号相同的能级中所容纳的最多电子数相同。以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的2倍，即2、6、10、14。
1、以下能级符号正确的是
A.
6s
B.
2d
C.
3f
D.
7p
2、原子核外P能层和p能级可容纳的最多
电子数分别为
A.
32和2
B.
50和6
C.
72和6
D.
86和10
AD
C
3、下列各组微粒中，各能层电子数均达到
2n2个的是
A．Ne和
Ar
B．H
－和Na+
C．Ne和Cl－
D．F－和S2－
B
三、构造原理与电子排布式
1、构造原理：
多电子原子中，电子在能级上的排布顺序是电子最先排布在能量最低的能级上，填满一个能级再填一个新能级，这种规律称为构造原理。
构造原理中的能级交错
4s
3d
4p
5s
4d
5p
6s
4f
5d
6p
“能级交错”现象：第三能层开始各能级不完全遵循能层顺序，产生能级交错排列。
各能级的能量高低顺序
（1）相同能层：ns根据构造原理，电子所排的能级顺序为：
1s
2s
2p
3s
3p
4s
3d
4p
5s
4d
5p
6s
4f
5d
6p…
（4）相同原子中能层和能级都相同时电子
的能量相同
（3）能级交错：ns
<(n-2)f<(n-1)d（2）同类能级：1s<2s<3s<4s
…
2p<3p<4p
…
3d<4d<5d…
2、电子排布式
按能量由低到高的顺序写出各能级符号并用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。
1s22s22p63s1
钠
Na
【例】
能级
能级上的电子数
能层
电子排布式：
氮
N
氟
F
硅
Si
硫
S
钾
K
1s22s22p3
1s22s22p5
1s22s22p63s23p2
1s22s22p63s23p4
1s22s22p63s23p64s1
1.下列各原子或离子的电子排布式错误的是
A.
Al
1s22s22p63s23p1
B.
O2-
1s22s22p6
C.
Na+
1s22s22p6
D.
Si
1s22s22p2
练习
D
2、某种元素的电子排布式是
1s22s22p63s23p63d104s24p5
能否画出其原子结构示意图。
Br
写出21号元素钪的电子排布式
1s22s22p63s23p64s23d1
但书写时要将同一电子层的写在一块
写为：
1s22s22p63s23p63d14s2
电子排布遵循构造原理，但书写电子排布式时应先写能层低的能级，即将同一能层的能级写在一块。
写出下列元素原子的电子排布式：
（1）22Ti
?
?????????????????
????
（2）25Mn
?????????????????
?????
（3）28Ni
???????????????????
?
??
（5）32Ge
???????????????
??
?????
（6）36Kr
????????????????
?
1s22s22p63s23p63d24s2
1s22s22p63s23p63d54s2
1s22s22p63s23p63d84s2
1s22s22p63s23p63d104s24p2
1s22s22p63s23p63d104s24p6
（4）30Zn_________________
1s22s22p63s23p63d104s2
观察24号元素铬与29号元素铜的电子
排布：
24Cr
29Cu
并不是
24Cr
29Cu
1s22s22p63s23p63d54s1
1s22s22p63s23p63d104s1
1s22s22p63s23p63d44s2
1s22s22p63s23p63d94s2
核外电子排布的特例：
24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1
或
[Ar]3d54s1
29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1
或
[Ar]3d104s1
3、简化电子排布式：将内层电子排布用相应稀有气体的元素符号外加“[
]”来表示的式子。
[Ne]3s1
例：钠
Na的简化电子排布：
原子实
表示Na的内层电子排布与稀有气体元素Ne的核外电子排布相同
4、外围电子排布式：也叫价电子排布式。
例如：Cl和Cu外围电子排布式分别为：
3s23p5、3d104s1
主族元素最外层电子就是外围电子，又称价电子。过渡元素外围电子一般包括最外层的s电子和次外层的d电子，有的还包括倒数第三层的f电子。
【P7：思考与交流】
1．写出溴和氪的电子排布式，它们的
最外层有几个电子？
2．写出氧、硅、铁、溴的简化电子排布式。
溴：1s22s22p63s23p63d104s24p5
或[Ar]
3d104s24p5
7
氪：1s22s22p63s23p63d104s24p6
8
O：[He]2s22p4
Si：[Ne]3s23p2
Fe：[Ar]3d64s2
Br：[Ar]3d104s24p5
Fe：1s22s22p63s23p63d64s2
Fe2+：1s22s22p63s23p63d6
Fe3+：1s22s22p63s23p63d5
原子失电子总是先失去最外层电子，然后失去次外层电子，之后是倒数第三层。
主族元素一般只失去最外层电子，过渡元素还可能进一步失去内层电子。
核外电子排布规律
①最外层最多容纳
8个电子（He是2个）
②次外层最多容纳18个电子
③倒数第三层最多容纳32个电子
