化学选修3必考知识点1

单击此处编辑母版文本样式,走向高考 配人教版 化学,选修3 第一节,首页,上页,下页,末页,复习目标,自主复习,备选习题,复习建议,课堂师生互动,自主评估,单击此处编辑母版标题样式,单击此处编辑母版文本样式,第二级,第三级,第四级,第五级,*,*,单击此处编辑母版标题样式,单击此处编辑母版文本样式,第二级,第三级,第四级,第五级,*,*,化学选修3必考知识点,化学选修3必考知识点化学选修3必考知识点,1理解原子的组成，理解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们的相互关系。,2了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136号)原子核外电子的排布。,3了解原子核外电子的运动状态。,4了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。,5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。,1理解原子的组成，理解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们的相互关系。,2了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136号)原子核外电子的排布。,3了解原子核外电子的运动状态。,4了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。,5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。,1电子在排布时必须遵循能量最低原理、泡利原理及洪特规则。可以通过练习一些元素(如N、O、Mg、Si等)原子的电子排布图，加深对泡利原理和洪特规则的理解。,2熟记元素的第一电离能与元素的金属性、非金属性的关系：一般，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强，非金属性越弱。但也要注意例外，如：第一电离能BeB；MgAl。,一、原子核外电子的运动特征及其分层排布,1,对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的_；各能层最多容纳的电子数为_。对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的_；能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按_的顺序升高，即,E,(s),E,(p),E,(d),E,(f)。,2,在同一个原子中，离核越近，,n,越小的电子层能量_。同一电子层中，各能级的能量按s、p、d、f的次序_。,3电子云指电子在原子核外出现的_。电子云是核外电子运动状态的形象化描述。,4,原子轨道指不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图。s电子的原子轨道都是_形的，p电子的原子轨道都是_形的，每个p能级有3个原子轨道，他们相互垂直，分别以_表示。,5,当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则被称为_。,二、基态原子与电子排布原理,1,现在物质结构理论原理证实，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，处于最低状态能量的原子叫做_原子。,2,基态原子的核外电子排布要遵循的原则是_、_。,3,不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的原子的_，总称原子光谱。,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_的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个个横行；元素周期表中的族是指把不同横行中_相同的元素按电子层数递增的顺序由上而下排成的纵行。,2,元素的性质随核电核数递增发生_的递变，叫做元素周期律，在化学(必修2)中元素周期律主要体现在_、_、_、_、_等的周期性变化。,四、电离能,1,气态原子或离子_叫电离能，常用符号_表示，单位为_。,2,根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子_，反之，电离能越大，表示在气态时该原子_，同一周期从左到右，元素的第一电离能总体上具有_的趋势，同一主族从上到下，第一电离能_。,五、电负性,1,_叫键合电子；我们用电负性描述_。,2,电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。_的电负性一般小于1.8，_的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，他们既有_性又有_性。,答案：,一、1.能层2,n,2,能级s、p、d、f2.越低逐渐增大3.概率密度4.球纺锤p,x,、p,y,、p,z,三、1.电子层数最外层电子数2.周期性原子半径元素的金属性非金属性元素的电离能元素的电负性,四、1.失去一个电子所需要的最低能量I kJmol,1,2.越容易失去电子越难失去电子增大逐渐减小,五、1.原子中用于形成化学键的电子不同元素的原子对键合电子吸引力的大小2.金属非金属金属非金属,1下列各能层中，不包含d能级的是(),AM能层BL能层,CQ能层 DN能层,答案：,B,2下列电子排布图中，能正确表示某元素原子的最低能量状态的是 (),答案：,D,3主族元素原子失去最外层电子形成阳离子，主族元素的原子得到电子填充在最外层形成阴离子。下列各原子或离子的电子排布式错误的是(),ACa,2,1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,BO,2,：1s,2,2s,2,2p,4,CCl,： Ne3s,2,3p,6,DAr：2s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,答案：,B,4下列各组元素性质的递变情况错误的是 (),ALi、Be、B原子的最外层电子数依次增多,BP、S、Cl元素的最高化合价依次升高,CN、O、F电负性依次增大,DNa、K、Rb第一电离能逐渐增大,答案：,D,5一种价电子构型为2s,2,2p,5,的元素，下列有关它的描述正确的是(),A原子序数为7 B第一电离能最大,C原子半径最大 D电负性最大,答案：,D,6当碳原子的核外电子排布图由转变为时，下列说法中正确的是(),A碳原子由基态变为激发态,B碳原子由激发态变为基态,C碳元素种类发生了变化,D碳原子要向外界环境释放能量,答案：,A,7下面是s能级和p能级的原子轨道图，试回答下列问题：,(1)s电子的原子轨道呈_形，每个s能级有_个原子轨道；p电子的原子轨道呈_形，每个p能级有_个原子轨道。,(2)s,电子的原子轨道、,p,电子的原子轨道的半径与,_,有关，二者之间的关系为,_,解析：,s电子原子轨道是球形的，随着能层序数的增大，其半径也逐渐增大。p电子原子轨道是纺锤形的，每个p能级有3个相互垂直的原子轨道，p电子原子轨道的平均半径也随着能层序数的增大而增大。,答案：,(1)球1纺缍3,(2)能层序数,n,能层序数,n,越大，原子轨道的半径越大,8,有,A,、,B,、,C,、,D,、,E,五种元素，其中,A,、,B,、,C,、属于同一周期，,A,原子最外层,p,能级的电子数等于次外层的电子总数，,B,原子最外层中有两个未成对的电子，,D,、,E,原子核内各自的质子数与中子数相等，,B,元素可分别与,A,、,C,、,D,、,E,生成,RB,2,型化合物，并知在,DB,2,和,EB,2,中，,D,与,B,的质量比为 ，,E,与,B,的质量比为,根据以上条件，回答下列问题：,(1)推断五种元素分别是：A_，B_，C_，D_，E_。,(2)写出D原子的电子排布式_。,(3)指出E元素在元素周期表中的位置_。,(4)比较A、B、C三种元素的第一电离能的大小顺序_(由大到小的顺序排列)。,解析：,A原子最外层p能级电子数等于次外层的电子总数，说明次外层为K层，故A的电子排布式为1s,2,2s,2,2p,2,，即A为碳元素；B原子最外层中有两个未成对的电子，说明B为第,A或第,A族元素，又B与A同周期，说明B为氧元素；C元素可以与B形成CB,2,型化合物且C与A、B同周期，说明C为氮元素；在DB,2,中，D与B质量比为,即D的相对原子量为28，在EB,2,中，E与B的质量比为， 即E的相对原子质量为32，由D、E核内质子数与中子数相等可以知道D为硅元素，E为硫元素。比较A(碳)、B(氧)、C(氮)三种元素的第一电离能，须注意到氮元素原子的2p原子轨道处于半充满状态，体系的能量较低，原子最稳定，第一电离能最大。故第一电离能的大小顺序为CBA或氮氧碳。,答案：,(1)CONSiS,(2)1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,2,(3)第三周期第 A族,(4)CBA(或氮氧碳),(1)能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。,(2)泡利原理：每个原子轨道最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反(自旋只有两种方向，用、表示)。,(3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。,(4)特例,有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满(如p,6,和d,10,)、半充满(如p,3,和d,5,)和全空(如p,0,和d,0,)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。,规律总结,多电子原子中，原子轨道能量的高低存在以下规律：,相同能层上原子轨道能量的高低：,n,s,n,p,n,d,n,f。,形状相同的原子轨道能量的高低：1s2s3s4s,同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如2p,x,、2p,y,、2p,z,轨道的能量相等。,2,基态原子中电子在原子轨道上的排布顺序：,基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序如图所示。它表示随着原子序数的递增，基态原子的核外电子按照箭头的方向依次排布在各原子轨道上：1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s这是从实验得到的一般规律，适用于大多数基态原子的核外电子排布。,3基态原子核外电子排布的表示方法,(1)原子结构示意图(或称原子结构简图),可表示核外电子分层排布和核内质子数，如O：。,(2)电子式,在元素符号周围用“,”或“”表示原子最外层电子数目的式子，如,(3)电子排布式,用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数，如K：1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,4s,1,。,为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，如K：Ar4s,1,。,(4)电子排布图(轨道表示式),每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如氧元素基态原子的电子排布如图所示：,误区警示,在书写基态原子的电子排布图时，常出现以下几种错误：,当出现d轨道时，虽然电子按,n,s、(,n,1)d、,n,p顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(,n,1)d放在,n,s前。例如：Fe：1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,6,4s,2,，正确；,Fe：1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,4s,2,3d,6,，错误。,案例精析,【例1】(2007海南高考)A、B、C、D、E代表5种元素。请填空：,(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为_；,(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为_，C的元素符号为_；,(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为_，其基态原子的电子排布式为_；,(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为_，其基态原子的电子排布式为_。,解析,(1)A元素基态原子的电子排布图由题意可写成：,可见该元素核外有7个电子，为氮元素，其元素符号为N。,(2)B,，C,的电子层结构都与Ar相同，即核外都有18个电子，则B为17号元素Cl，C为19号元素K。,(3)D元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成3价离子，其原子的核外电子排布式为1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3d,6,4s,2,即26号元素铁。,(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：,1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,10,4s,1,，该元素为29号Cu。,答案,(1)N(2)ClK,(3)Fe1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,6,4s,2,或Ar3d,6,4s,2,(4)Cu1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,10,3d,6,4s,1,或Ar3d,10,4s,1,下列表达方式错误的是(),解析：,Na,的轨道表示式中电子违反了泡利原理。,答案：,A,(1)判断元素的金属性与非金属性强弱：一般元素的第一电离能越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；元素的第一电离能越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。,(2)化学键类型的判断：当两个电离能相差较大的元素原子成键时，一般为离子键；当两个电离能相差较小的元素原子成键时，一般为共价键。,2电负性的应用,(1)元素的电负性越大，其金属性越弱，非金属性越强；元素的电负性越小，其金属性越强，非金属性越弱。一般情况下，非金属元素的电负性在1.8以上，金属元素的电负性在1.8以下。,(2)在不同元素形成的化合物中，电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。,(3)两种不同元素原子形成化学键时，一般其电负性差值大于1.7者形成离子键，小于1.7者形成共价键。,(4),元素周期表中“对角线规则”：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。,特别提醒,金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。,不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。,共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。,案例精析,【例2】已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性,元素,Al,B,Be,C,Cl,F,Li,Mg,N,Na,O,P,S,Si,电负性,1.5,2.0,1.5,2.5,2.8,4.0,1.0,1.2,3.0,0.9,3.5,2.1,2.5,1.7,已知：两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。,(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_。,(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物。,Mg,3,N,2,BeCl,2,AlCl,3,SiC,解析,元素的电负性是元素的重要性质，且随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值知，Mg,3,N,2,电负性差值为1.8，大于1.7形成离子键，为离子化合物；BeCl,2,、AlCl,3,、SiC电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。,答案,(1)随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化；同一周期内，随着原子序数递增，元素电负性增大,(2)Mg,3,N,2,为离子化合物；BeCl,2,、AlCl,3,、SiC均为共价化合物。,下表为元素周期表前三周期的一部分：,(1)X的氢化物的沸点与W的氢化物沸点比较_(填化学式)，原因是_。,(2)选出X的基态原子的电子排布图_，另一电子排布图不能作为基态原子的电子排布图是因为它不符合_(填序号)。,A能量最低原理B泡利原理C洪特规则,(3)以上五种元素中，_(填元素符号)元素第一电离能最大。,(4)由以上某种元素与氢元素组成的三角锥形分子E和由以上某种元素组成的直线形分子G反应，生成两种直线形分子L和M(组成E、G、L、M分子的元素原子序数均小于10)，反应如下图所示，则下列判断错误的是_。,AG是最活泼的非金属单质,BL是极性分子,CE的中心原子杂化轨道类型为sp,2,杂化,DM的化学性质比同主族相邻元素单质的化学性质活泼,EM分子中有1个键，2个键,解析：,根据元素周期表的结构可知X为N，Z为F，R为Ne，W为P，Y为S。,(1)X、W的氢化物为NH,3,和PH,3,，因NH,3,可以形成氢键，故NH,3,的沸点、熔点显著升高，故沸点NH,3,PH,3,。,(2)当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同，因此N元素的基态原子的电子排布图为：,(3)原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关；还与形成稳定结构的倾向有关。结构越稳定，失去电子所需能量越高，在所给五种元素中，Ne元素最外层已达8e,的稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多，即第一电离能最大。,(4)根据题给图示可知E为NH,3,，G为F,2,，L为HF，M为N,2,，NH,3,中N原子的杂化轨道类型为sp,3,杂化，在N,2,中N原子间以1个键和2个键形成三键，故键能高，化学性质不活泼，故C、D错误。,答案：,(1)NH,3,PH,3,NH,3,可形成氢键，使NH,3,熔点、沸点明显升高(2)C(3)Ne(4)C、D,【例1】,不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为,E,)如下图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。,(1)同主族内不同元素的,E,值的变化的特点是：_。各主族中,E,值的这种变化特点体现了元素性质的_变化规律。,(2)同周期内，随原子序数增大，,E,值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系中正确的是_(填写编号，多选倒扣)。,E,(砷),E,(硒) ,E,(砷),E,(硒),E,(溴),E,(硒) ,E,(溴),E,(硒),估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量,E,值的范围：_,E,_。,(4)10号元素,E,值较大的原因是_。,解析,(1)同主族元素最外层电子数相同，从上到下原子核电荷数逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，因此失去最外层电子所需能量逐渐小。这充分体现了元素性质周期性变化的规律。,(2)根据图象可知，同周期元素,E,(氮),E,(氧)，,E,(磷),E,(硫)。,E,值出现反常现象。故可推知第4周期,E,(砷),E,(硒)。但A族元素与A族元素的,E,值并未出反常，所以,E,(溴),E,(硒)。应填、。,(3) 1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子比同周期元素钾要难，比同主族元素Mg要容易，故其,E,值应在419 kJmol738 kJmol,1,。,(4)10号元素是Ne，它的原子最外层已经成为8电子稳定结构，故其,E,值较大。,答案,(1)随着原子序数增大，,E,值变小周期性(2)(4)419 kJmol,1,738 kJmol,1,或填,E,(钾),E,(镁)(4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构,(2008上海高考题)元素AD是元素周期表中短周期的四种元素，请根据表中信息回答下列问题。,元素,A,B,C,D,性质或结构信息,单质制成的高压灯，发出的黄光透雾力强、射程远,工业上通过分离液态空气获得其单质。原子的最外层未达到稳定结构,单质常温、常压下是气体，原子的L层有一个未成对的p电子,2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同,(1)上表中与A属于同一周期的元素是_，写出D离子的电子排布式_。,(2)D和C形成的化合物属于_晶体。写出C单质与水反应的化学方程式_。,(3)对元素B的单质或化合物描述正确的是_。,aB元素的最高正价为6,b常温、常压下单质难溶于水,c单质分子中含有18个电子,d在一定条件下镁条能与单质B反应,(4)A和D两元素金属性较强的是(写元素符号)_。写出能证明该结论的一个实验事实_。,解析：,由题可推出A、B、C、D元素分别为：Na、O或N、F、Mg，关键要注意B元素的推断，B的单质可能是氧气，也可能是氮气，因此(3)中有b、d项正确。(4)问中元素金属性的比较方法一般有：比较最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，与酸反应的剧烈程度等。,答案：,(1)Mg1s,2,2s,2,2p,6,(2)离子2F,2,2H,2,O=4HFO,2,(3)b、d(B是氧气或氮气),(4)Na钠与水反应比镁与水反应激烈或氢氧化钠的碱性比氢氧化镁强,(2006上海，),(1)上表中的实线是元素周期表部分边界，请在表中用实线补全元素周期表边界。,(2)元素甲是第3周期A族元素，请在下边方框中按氦元素(图1)的式样，写出元素甲的原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量和最外电子层排布。,(3)元素乙的3p亚层中只有1个电子，则乙原子半径与甲原子半径比较：_，甲、乙的最高价氧化物水化物的酸性强弱为：_(用化学式表示)。,(4)元素周期表体现了元素周期律，元素周期律的本质是原子核外电子排布的_，请写出元素在元素周期表中的位置与元素原子结构的关系：_。,解析：,(1)元素周期表包括7个周期，第7周期为不完全周期，由所给表格的最下边一行向上数7行为第1周期，又由于第1周期只有两种元素分别在A族(最左侧)和零族，第2、3周期各有8种元素，分布在A、A族周期表的最左侧的两个纵行，AA族和零族(从最右侧向左依次为零族、A、A、A,A)，第4至6周期全部为长周期。由此可得周期表边界。,(2)因甲位于第2周期，第,A族，则应是硫元素，答案为,(3)因乙元素的3p亚层只有一个电子，即其电子排布式为1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,1,，即乙元素是Al，其原子半径大于硫，甲、乙的最高价氧化物对应水化物分别为H,2,SO,4,和Al(OH),3,，显然酸性前者强于后者。,(4)元素周期律的本质是核外电子排布的周期性变化。因此元素周期表不是随意设定的，并且元素在周期表中的位置与原子结构密切相关，元素的周期数即为原子核外电子层数；元素所在主族数即为原子结构的最外层电子数。,答案：,(1)(见下图),(3)AlS(或乙甲或铝硫),H,2,SO,4,Al(OH),3,(或H,3,AlO,3,),(4)周期性元素所在的周期数等于该元素原子的电子层数(其他合理答案也给分),请同学们认真完成课后强化作业,谢谢！,