《物质结构与性质》讲义【课题5】元素性质的递变规律(2)
人教版高中化学选修三课件：物质结构与性质 (共46张PPT)
例题5
（4）请用原子结构的知识解释C燃烧时发出
黄色的原因：
。
燃烧时，电子获得能量从能量低的轨道
跃迁到能量高的轨道上，跃迁到能量高的轨
道的电子处于不稳定状态，随即跃迁回原来
轨道，并向外界释放能量（光能）
2
微
粒 间
化学 键
作
用
与
物
质
的
分子
性
性质
质
共价键
配位键和配位 化合物 金属键
σ键和π键 键参数 杂化轨道理论
例题4
已知周期表中，元素Q、R、W、Y与元素X相邻。Y的最高
化合价氧化物的水
化物是强酸。回答下列问题：
(1)W与Q可以形成一种高温结构陶瓷材料。W的氯化物分
子呈正四面体结构，W的氧化物的晶体类型
是
；
(2)Q的具有相同化合价且可以相互转变的氧化物
是
；
(3)R和Y形成的二元化合物中，R呈现最高化合价的化合物
（子Cu4。2）＋已形往知成硫N配酸F3离铜与子溶N，H液3其的中原空加因间入是构过_型量__都氨_是水__三，__角可__锥生__形成_，_[C_单u。(NNFH32不)2]易2＋与配离 解析：NF3分子中氟原子非金属性强是吸电子的，使得 氮原子上的孤对电子难于与Cu2＋形成配位键。
(5)Cu2O的熔点比Cu2S的_________(填“高”或“低”)，请 解释原因__________。 解析： Cu2O和Cu2S均为离子化合物，离子化合物的熔点 与离子键的强弱有关。 由于氧离子的例子半径小于硫离子的离子半径，所以亚铜 离子与氧离子形成的离 子点键比C强u于2S亚的铜高离。子与硫离子形成的离子键，所以Cu2O的熔
A．共价键的方向性 B．共价键的饱和性 C．共价键原子的大小 D．共价键的稳定性
高中化学解密05 物质结构元素周期律(讲义)-【高频考点解密】2021年高考化学二轮复习讲义+分层
解密05 物质结构元素周期律【考纲导向】1．掌握元素周期律的实质。
了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。
2．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
3．以ⅠA族和ⅠA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
4．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
5．了解元素周期表在科学研究、地质探矿等领域的广泛应用，从多角度、多层面了解元素及其化合物性质的分类与整合。
【命题分析】从近几高考试题看，元素周期律与元素周期表是中学化学的重要理论基础，是无机化学的核心知识，在近几年高考中出现频率达100%。
题型相对稳定，多为选择题。
高考中该类型题主要是通过重大科技成果(化学科学的新发展、新发明等)尤其是放射性元素、放射性同位素、农业、医疗、考古等方面的应用为题材，来考查粒子的个微粒的相互关系；元素“位”“构”“性”三者关系的题型会继续以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，解释现象、定性推断、归纳总结相结合。
可集判断、实验、计算于一体,题型稳定。
要想在高考中化学取得高分，就必须掌握元素同期表命题特点和解题方法。
通过编排元素周期表考查的抽象思维能力和逻辑思维能力；通过对元素原子结构、位置间的关系的推导，培养学生的分析和推理能力。
核心考点一原子结构与核外电子排布1．原子结构(1)原子的构成A ZX ⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧原子核⎩⎨⎧质子：Z 个⎩⎪⎨⎪⎧ 每个质子带一个单位正电荷相对质量约为1中子：A －Z 个⎩⎪⎨⎪⎧ 中子不带电相对质量约为1核外电子：Z 个⎩⎪⎨⎪⎧围绕原子核做高速运动每个电子带一个单位负电荷相对质量为一个质子中子的11 836(2)核素(原子)的表示及其数量关系 ①表示：表示质子数为Z 、质量数为A 、中子数为A－Z的核素原子。
(3)阴、阳离子中的数量关系 ①质量数＝质子数＋中子数。
②阴离子：：核外电子数＝Z ＋n 。
阳离子：：核外电子数＝Z －n 。
人教版高中化学选修3-物质结构与性质--第二节-原子结构与元素的性质(第2课时)省公开课获奖课件说课
选修3 物质构造与性质 第一章 原子构造与性质 第二节 原子构造与元素旳性质 第2课时
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元素周期律
【教学目旳】
能说出元素电离能、电负性旳涵义， 能应用元素旳电离能阐明元素旳某些 性质。
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元素周期律
二、元素周期律
1．定义
元素旳性质随（ 核电荷数 ）旳递增发生周
3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能
× 量，则其第一电离能为650KJ/mol。 × 4、Ge旳电负性为1.8，则其是经典旳非金属
5、气态O原子旳电子排布为：
× 6、 半径：K+>Cl-
×
√ 7、酸性 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
8、第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周
D.钾旳第一电离能比镁旳第一电离能大.
K〈Na〈Mg
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元素周期律
2、在下面旳电子构造中,第一电离能最小旳
原子可能是 ( C )
A.ns2np3
B.ns2np5
C.ns2np4
D.ns2np6
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元素周期律
（三）电负性（阅读课本Ｐ18）
1、基本概念
化学键：元素相互化合，相邻旳原子之间产生旳 强烈旳化学作用力，形象地叫做化学键。
（第ⅡA元素和第ⅤA元素旳反常现象怎样解释？） ⅤA半充斥、 ⅡA全充斥构造
2）同主族旳元素自上而下第一电离能逐渐降低。
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元素周期律
3、电离能旳意义：
元素性质递变
SO3 Cl2O7
H2SO4 HClO4
（二）卤素性质的递变规律
最外层电子数均为___ 7 。
HX 。 氢化物的通式为______
X2O7 。 最高价氧化物的通式为______
最高价氧化物对应的水化物的通式为 HXO4 。 ________ 递增 随着核电荷数增加，电子层数______, 递增 。 原子半径______
（2）单质与水（或酸）反应置换出氢气。
2. 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 Na Mg
Na2O MgO
NaOH Mg(OH)2
同一温度下，该物质饱和溶液中OH-浓度越 大，碱性越强。
（一）碱金属元素的性质递变规律
1 。 最外层电子数均为___ X2O 。 最高价氧化物的通式为______
最高价氧化物对应的水化物的通式为 XOH _________ 。
元素的位置—结构—性质的关系
结构
位置
上
左
下
相似性
递变性
性质
右 递变性
Li Na K Rb
总 体 递 增 趋 势
依 次 降 低
依 次 递 增
依 次 递 增
依 次 递 增
Cs
元素的非金属性 =元素得电子的能力
1. 单质的氧化性强弱
（1）单质与氢气反应。
(i). 单质与氢气化合的难易程度。 (ii). 形成气态氢化物的稳定性。
（2）单质与盐溶液反应置换出新单质的反应。
2. 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 S Cl
1、有关 “对角线原则”
结论： 处于对角线位置的元素具有相似的物理化学性质
2、根据位置推测元素性质
例1、 硒为第四周期ⅥA族元素，根据它在元素周期表中的位 置推测，硒不可能具有的性质是 （ AC ） A 硒单质有很强的氧化性 C －2价是硒的稳定价态 B 其最高价氧化物的水化物显酸性 D 硒化氢的水溶液显弱酸性
2023年高考化学二轮复习教案(全国通用)专题05 物质结构 元素周期律含解析
专题05 物质结构元素周期律考点热度★★★★★【化学素养要求】【考纲导向】1．了解元素、核素和同位素的含义。
2．依据原子构成了解原子序数、核电核数、质子数、核外电子数的彼此关系和质子数、中子数、质量数之间的相互关系。
3．了解原子核外电子排布。
4．了解元素周期表的结构。
5．通过同周期、同主族元素性质的递变规律与原子结构的关系，理解元素周期律的实质。
6．通过金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变规律，理解位、构、性三者之间的关系。
7．通过离子键、共价键的形成过程认识化学键。
【命题分析】对原子结构、化学键的考查主要集中在各微粒数量间的关系，微粒的结构示意图、电子式的表示方法及化学键、化合物类型的判断等方面上，试题难度不大，一般属于了解层次。
元素周期表和元素周期律这一部分内容主要以元素周期表为工具考查“位、构、性”三者的关系，该部分内容既能对原子结构、元素周期表和元素周期律进行单独考查，同时也能将元素及其化合物联系起来进行综合考查，试题的综合度较高，命题的空间大。
题型以选择题为主，难度适中。
该部分内容是过去命题的热点，未来将是一个必考点。
题型依然会以选择题为主，难度变化不大。
核心考点一微粒结构与化学键1．抓住描述对象判断“四同”(1)同位素——原子，如11H、21H、31H。
(2)同素异形体——单质，如O2、O3。
(3)同系物——有机化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3。
(4)同分异构体——有机化合物，如正戊烷、新戊烷。
2．原子结构中易混淆的4个问题(1)同种元素，可以有若干种不同的核素，即核素种类远大于元素种类。
(2)元素有多少种核素，就有多少种原子。
(3)同位素是同一元素不同原子的互相称谓，不指具体原子。
(4)同一元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物的化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。
3．理清化学键与物质类别的关系(1)从图中可以看出，离子化合物一定含有离子键，离子键只能存在于离子化合物中。
物质结构与性质知识点归纳
物质结构与性质知识点总结专题一了解测定物质组成和结构的常用仪器（常识性了解）。
专题二第一单元1.认识卢瑟福和玻尔的原子结构模型。
2.了解原子核外电子的运动状态，了解电子云的概念。
3.了解电子层、原子轨道的概念。
4.知道原子核外电子排布的轨道能级顺序。
知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁。
5.了解能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则，能用电子排布式、轨道表示式表示1-36号元素原子的核外电子排布。
第二单元1.理解元素周期律，了解元素周期律的应用。
2.知道根据原子外围电子排布特征，可把元素周期表分为不同的区。
3.了解元素第一电离能、电负性的概念及其周期性变化规律。
（不要求用电负性差值判断共价键还是离子键）4.了解第一电离能和电负性的简单应用。
专题三第一单元1.了解金属晶体模型和金属键的本质。
2.能用金属键理论解释金属的有关物理性质。
了解金属原子化热的概念。
3.知道影响金属键强弱的主要因素。
认识金属物理性质的共性。
4.认识合金的性质及应用。
注：金属晶体晶胞及三种堆积方式不作要求。
第二单元1.认识氯化钠、氯化铯晶体。
2.知道晶格能的概念，知道离子晶体的熔沸点高低、硬度大小与晶格能大小的关系。
3.知道影响晶格能大小的主要因素。
4.离子晶体中离子的配位数不作要求。
第三单元1.认识共价键的本质，了解共价键的方向性和饱和性。
2.能用电子式表示共价分子及其形成过程。
认识共价键形成时，原子轨道重叠程度与共价键键能的关系。
3.知道σ键和π键的形成条件，了解极性键、非极性键、配位键的概念，能对一些常见简单分子中键的类型作出判断。
注：大π键不作要求4.了解键能的概念，认识影响键能的主要因素，理解键能与化学反应热之间的关系。
5.了解原子晶体的特征，知道金刚石、二氧化硅等常见原子晶体的结构与性质的关系。
第四单元1.知道范德华力和氢键是两种最常见的分子间作用力。
2.了解影响范德华力的主要因素，知道范德华力对物质性质的影响。
人教版高二化学选修三物质结构与性质第一章 第二节 第3课时元素周期律(二)导学案
第3课时元素周期律(二)一、电负性1．有关概念与意义(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
(2)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。
电负性越大，对键合电子的吸引力越大。
(3)电负性大小的标准，以氟的电负性为4.0作为相对标准。
2．递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
3．应用(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
(2)判断元素的化合价①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
(3)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价键形成的共价化合物。
特别提醒电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
例1(2018·北京朝阳区期中)下列说法不正确的是()A．ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强D．NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点【考点】元素的电负性【题点】电负性的含义及变化规律答案A解析同主族自上而下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，电负性逐渐减小，A项不正确；电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，B项正确；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C项正确；NaH中H为－1价，与卤素相似，能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点，D项正确。
高中化学必修2 第1章 《物质结构 元素周期表》核心知识点
第一章物质结构元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数短周期（第 1、2、3 周期）周期：7 个（共七个横行）周期表长周期（第 4、5、6、7 周期）主族 7 个：ⅠA -ⅦA族：16 个（共 18 个纵行）副族 7 个：IB-ⅦB第Ⅷ族 1 个（3 个纵行）过渡元素零族（1 个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为 1 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属） 熔点低、易导热、导电、有展性。
（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常）②熔点、沸点逐渐降低结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 点燃 Li 2O2Na + O 2 点燃 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有 1 个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
元素性质的递变性规律
第二单元元素性质的递变规律【学海导航】元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
一、原子核外电子排布的周期性元素按原子序数递增的顺序依次排列时，原子的最外层上的电子数，由1（s1）到8（s2p6）,呈现出周期性变化。
相应于这种周期性变化，每周期以碱金属开始，以稀有气体结束。
元素的化学性质，主要取决于元素原子的电子结构，特别是最外层电子结构。
所以元素性质的周期性，来源于原子电子层结构的周期性。
根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d 区、ds区、f区。
二、元素第一电离能的周期性变化1、定义：从气态的基态原子中移去一个电子变成＋1价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅰ电离能。
常用符号I1表示。
M（g）→ M+（g）+ e-,＋1价气态阳离子移去一个电子变成＋2价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅱ电离能。
依次类推。
元素的第一电离能越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。
2、影响电离能的因素电离能的大小主要取决于原子的核电荷、原子半径及原子的电子构型。
一般说来，核电荷数越大，原子半径越小，电离能越大。
另外，电子构型越稳定，电离能也越大。
3. 电离能的周期性变化同周期中, 从左向右，核电荷数增大，原子半径减小, 核对电子的吸引增强, 愈来愈不易失去电子, 所以 I 总的趋势是逐渐增大。
但有些元素（如Be、Mg、N、P等）的电离能比相邻元素的电离能高些，这主要是这些元素的最外层电子构型达到了全充满或半充满的稳定构型。
同主族元素自上而下电离能依次减小。
但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度不大，且不甚规则。
4.电离能与价态之间的关系失去电子后, 半径减小, 核对电子引力大, 更不易失去电子, 所以有: I1 < I2 < I3 < I4…., 即电离能逐级加大.三、元素电负性的周期性变化1、定义：电负性: 表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力. 元素的电负性越大，表示原子吸引成键电子的能力越强，该元素的非金属性也就越强；电负性越小，该元素的金属性越强。
物质结构与性质
化学键既可以存在于化合物中，也可以存在于双原子或多原子 的单质分子中，如O2、O3，故B项错误； C项中，含有极性键的分子不一定是极性分子，若分子结构对 称，则为非极性分子，如CO2、CH4等为非极性分子。
答案 A
6.(2014· 上海，4)在“石蜡→液体石蜡→石蜡蒸气→裂化气”的变 化过程中，被破坏的作用力依次是( A.范德华力、范德华力、范德华力
32)、原子数都为5，但三种酸根离子的质子数不相等。
答案 D
题组二 等电子微粒的正确判断与灵活应用 3.(2014· 上海，7)下列各组中两种微粒所含电子数不相等的 是(
D
) B.CO和N2
＋ D. CH＋ 3 和 NH4
A.H3O＋ 和OH－
C.HNO2和NO － 2
解析
＋
本题考查微粒中电子数目的计算。CH ＋ 3 中的电子数为8，
(2)序数差规律
①同周期相邻主族元素原子的“序数差”规律
a.除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。 三周期时相差1，第四、五周期时相差11，第六、七周期时相差
b. 同周期第 ⅡA 族和第 ⅢA 族为相邻元素，其原子序数差为第二、 25。
NH4 中电子数为10，二者不相等。
4.已知A、B、C、D四种物质均是由短周期元素原子组成的，它 们之间有如图所示的转化关系，且 A 是一种含有 18 电子的微粒， C是一种含有10电子的微粒。请完成下列各题：
(1)若A、D均是气态单质分子，写出A与B反应的化学方程式： ______________________。
(2)记住元素周期表的边界
(3)记住元素周期表的一些特点 ①短周期元素只有前三周期； ②主族中只有ⅡA族元素全部为金属元素； ③ⅠA 族元素不等同于碱金属元素， H 元素不属于碱金属元素；
(完整版)同主族元素性质的递变规律
金属性减、非金属性增 金属性增、非金属性减
主要化合价
最高正价+1→+7
最高价氧化物对应的 碱性逐渐减弱
水化物酸碱性
酸性逐渐增强
非金属元素气态氢 形成：难→易
化物的形成与稳定性 稳定性：弱→强
最高正价=族系数 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
形成：易→难 稳定性：强→弱
思考与交流
你能理解“位(位置)—— 构(结构)——性(性质)”三者之 间的关系吗？
例2 ：某元素的气态氢化物化学式为H2R，此元素 最高价氧化物对应水化物的化学式可能为 （ B）
A．H2RO3
B．H2RO4
C．HRO3
D．H3RO4
例题3：周期表前20号元素中，某两种元素的原子序 数相差3，周期数相差1，它们形成化合物时原子 数之比为1∶2。写出这些化合物的化学式是_____
____________________________。
都易失电子， 具强还原性。
Li Cs越来 越容易失电 子，还原性 逐渐增强。
请您小结
同一主族元素的金属性和非金属性变化有何规律？ 自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性
逐渐减弱。 试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：
同一主族元素，最外层电子数相同。自上而下， 电子层数增多，原子半径增大，失电子的能力逐渐 增强，得电子的能力逐渐减弱。
F2 Cl2 Br2 I2
变化 规律
色态
淡黄绿色 气体 黄绿色 气体 深红棕色 液体 紫黑色 固体
依次加深
密度
1.69g\L (15℃) 3.214 g\L (0℃) 3.119 g\cm3 (20℃) 4.93 g\cm3
熔点℃ 沸点℃
-219.6 -188.1
高中化学专题2原子结构与元素的性质第2单元元素性质的递变规律(第2课时)电离能和电负性课件苏教版选修
[核心·突破] 1.电离能的变化规律 (1)第一电离能 ①每个周期的第一种元素(氢元素或碱金属元素)第一电离能最小，稀有气体 元素原子的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋 势，但是ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA。 ②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
第十一页，共32页。
【答案】 A
第二十七页，共32页。
2.(1)Ni是元素周期表中第28号元素，第2周期基态原子未成对电子数与Ni相同 且电负性最小的元素是________。
(2)基态B原子的电子排布式为________；B和N相比，电负性较大的是 ________________，BN中B元素的化合价为________。
知
识
点 一
学 业
(
第2课时 电离能和电负性
x u
é
y
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分
层
测
知
评
识
点二Biblioteka 第一页，共32页。1.了解元素电离能、电负性的概念和电离能、电负性随原子序数递增 的周期性变化的规律。(重点) 2.了解电离能和电负性的简单应用。(重难点)
第二页，共32页。
电离能
[基础·初探] 1.第一电离能 (1)含义 某元素的 气态(qìtà失i)去原一子个电子形成＋1价气态(qìtài)阳所需离的子最低能量，叫 做该元素的第一电离能，用符号I1表示，单位：kJ·mol－1。 (2)意义 第一电离能数值越小，原子越 容易失(r去ón一g个yì电) 子；第一电离能数值越大，原 子越难失去一个电子。
(2)逐级电离能 ①原子的逐级电离能越来越大。 首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子 都是原子轨道较低的电子，所需要的能量较多。 ②当电离能突然变大时说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离 能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。如Al：I1＜I2＜I3≪I4＜I5……
物质结构与性质第一章要点
（2）、角量子数：量子数 l 称为角量子数。对于确定的 n 值，l 共有 n 个值：0、1、2、3……（n-1）， 对应的符号分别为 s , p , d, f 等。若两个电子所取的 n、l 值均相同，就表明这两个电子具有相同的能量。 我们用能级来表示具有相同 n、l 值的电子运动状态，在一个电子层中，l 有多少个取值，就表示该电子层 有多少个能级。
状态。对于确定的 n 值，l 的取值就有 n 个：0、1、2、3…、(n-1)，对应符号为 s、p、d、f…。所以，
当 n＝1(K 电子层)时，l＝0，即为 s 亚层；当 n＝2(L 电子层)时，l＝0，1，即为 s 亚层和 p 亚层；当 n
＝3(M 电子层)时，l＝0，1，2，即为 s 亚层、p 亚层和 d 亚层；当 n＝4(N 电子层)时，l＝0，1，2，3，
图 1-3
高手笔记：电子云是电子在核外空间各处出现概率密度大小的形象化描述。 注意：①电子云是一个形象化描述 ②一个小黑点不代表一个电子
③电子云的疏密代表电子在那里出现的概率密度的大小
例 7、下列有关电子云的叙述中，正确的是（ ）。 A、电子云形象地表示了电子在核外某处单位微体积内出现的概率 B、电子云直观地表示了核外电子的数目 C、1s 电子云界面图是一个球面，表示在这个球面以外，电子出现的概率为零 D、电子云是电子绕核运动形成了一团带负电荷的云雾
电负性和电离能的比较；元素的
金属性和非金属性是元素的性质
周期性变化的体现。
第 1 节 原子结构模型
元素性质的递变规律
f区元素
最后1个电子填充在f轨道上，价电子构 型是：（n－2）f 0～14ns2,或(n – 2)f 0～14 (n－1)d 0～2ns2，它包括镧系和锕系元素 （各有14种元素）。
小结
各区元素特点
包括元素 价电子排布 化学性质 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1、ns2 活泼金属 ns2np1～6 p区 ⅢA～ⅦA族 大多为非金属 d区 ⅢB～Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 过渡元素 ds区 ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 过渡元素 （ f区 镧系和锕系 n－2）f 0～14ns2
2、已知钠元素的I1=496KJ/mol。则Na（g） －e－→Na＋（g）时所需的最小能量为 496KJ
元素第一电离能大小与原子失电 子能力有何关系？
第一电离能越小，原子越 容易 失去 电子，金属性越 强 ；第一电离能越大， 难 原子越 失去电子，金属性越 弱 。
探 究 学 习
课堂练习
1、下列叙述中正确的是 （C ） A、同周期元素中，VIIA 族元素的原子半 径最大 B、VIA族元素的原子，其半径越大，越容 易得到电子 C、室温时，零族元素的单质都是气体 D、同一周期中，碱金属元素的第一电离能 最大
Li＞Na＞ K N＞C＞Be＞B
He＞Ne＞Ar
P＞S＞Al＞Na
课堂练习
根据第一电离能的定义， 你能说出什么是第二电离能、 第三电离能......吗？讨论后 回答
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叫做第 一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离 子中再失去一个电子所需消耗的最低能量叫 做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得 到I3、I4、I5…… 同一种元素的逐级电离能的大小关系
高三化学选修3 物质结构与性质(苏教版)
04
专题4 分子空间结构与物质性质
专题4 分子空间结 构与物质性质
第一单元 分子构型与物质的性质 第二单元 配合物的形成和应用
05
专题5 物质结构的探索无止境
专题5 物质结构的探索无止 境
感谢聆听
02
专题2 原子结构与元素的性质
专题2 原子结构与 元素的性质
第一单元 原子核外电子的运动 第二单元 元素性质的递变规律
03
专题3 微粒间作用力与物质的性质
专题3 微粒间作用力与物质的 性质
第一单元 金属键 金属晶体 第二单元 离子键 离子晶体 第三单元 共价键 原子晶体 第四单元 分子间作用力分子晶体
高三化学选修3 物质结构与性质(苏教 版)
演讲人 202X-06-08
目录
01. 专题1 揭示物质结构的奥秘
02. 专题2 原子结构与元素的性质
03.
专题3 微粒间作用力与物质的性质
04.
专题4 分子空间结构与物质性质
05. 专题5 物质结构的探索无止境
01
专题1 揭示物质结构的奥秘
专题1 揭示物质结 构的奥秘
高中化学选修-物质结构与性质-全册知识点总结
中学化学选修3学问点总结主要学问要点：1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。
2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的依次，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
（3）不同能层的能级有交织现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E （4f）＞E（6s）等。
原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
依据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。
（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。
基态原子的电子汲取能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会汲取（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（汲取光谱和放射光谱）。
利用光谱分析可以发觉新元素或利用特征谱线鉴定元素。
元素性质的递变规律
ⅢＡ－ ⅦＡ
０族 1S2
2S22p1 －5 3S23p1 －5 4S24p1 －5 5S25p1 －5 6S26p1 －5
2S22p6 3S23p6 4S24p6 5S25p6 6S26p6
s d ds
p
f
按照电子排布，可把周期表的元素划分为5 按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个 ds区 区：s区、d区、ds区、p区、f区。
外围电子排布 Ｂ－Ⅱ ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ － － 1S1
－ ２S1－2 － ３S1－2 － ４S1－2 － ５S1－2 － ６S1－2 － ３d1－9 4s2 － 4d1－9 5s2 － 4f1－14 － 5d1－10 － 3d104s1－2 － 4d105s1－2 － 5d106s1－2
【规律总结】 规律总结】
1、周期数=电子层数 、周期数 电子层数 2、主族元素： 、主族元素： 族序数=原子的最外层电子数 原子的最外层电子数=价电子数 族序数 原子的最外层电子数 价电子数 副族元素： 副族元素： 大多数族序数=（ 大多数族序数 （n-1)d+ns的电 子数 价 的电 子数=价 电子数 族序数=原子的最外层电子数 ⅠB、ⅡB族序数 原子的最外层电子数 、 族序数
ⅢＡ－ ⅦＡ
０族 1S2
2S22p1 －5 3S23p1 －5 4S24p1 －5 5S25p1 －5 6S26p1 －5
2S22p6 3S23p6 4S24p6 5S25p6 6S26p6
周 期 １ ２ ３ ４ ５ ６
元 素 数 目 2 8 18 18 32 32
外围电子排布 Ｂ－Ⅱ ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ － － 1S1
～ (n－1)d10ns1～2 － 价层电子构型是 ， 即次外层d 即次外层d轨道是充满的，最外层
物质结构、元素周期律知识总结
物质结构、元素周期律知识总结知识点一原子核外电子的排布一、电子层1. 概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
2. 表示方法：通常吧能量最低、离核最近的电子层叫做第一层。
能量稍高、离核稍远的电子层叫做第二层，由里往外以此类推。
二、原子核外电子的排布规律（一低三不超）1. 能量最低原理：原子核外电子总是尽可能优先排布在能量低的电子层里，然后由里向外，一次排布在能量逐步升高的电子层里，即电子最先排满K层，当K层排满后再排布在L层，依此类推。
2. 原子核外各电子层最多容纳2n2个电子（n为电子层序数）3. 原子核外最外层电子不超过8个（K层作为最外层时，不超过2个）次外层电子不超过18个，倒数第三层电子不超过32个。
四、核外电子排布的表示方法——原子结构示意图1.原子结构示意图：2.离子结构示意图：原子通过得失电子形成离子，因此，原子结构示意图的迁移应用于表示离子的结构。
五、元素周期表中1-20号元素原子的结构特征1.最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be、Ar。
2. 最外层电子数和次外层电子数2倍的原子是C。
3. 最外层电子数和次外层电子数3倍的原子是O。
4. 最外层电子数和次外层电子数4倍的原子是Ne。
5.次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li、Si。
6.内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。
7.电子层数和最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。
8.电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li、Ca。
9.最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。
10.最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。
知识点二元素周期律元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、气态氢化物的稳定性等）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。
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课题5 元素性质的递变规律（2）
学习目标：1、了解电负性的概念及其周期性变化规律；
2、了解电负性的简单应用。
3、了解对角线规则。
学习过程：
三、元素电负性的周期性变化
（一）元素电负性(χ)的概念：元素的原子在化合物中吸引电子的能力
元素电负性最早是由美国科学家鲍林（L.Pauling）提出，发展到现在元素电负性有多种标准，但我们习惯上还是用鲍林的电负性数值鲍林规定氟元素的电负性最大，χ=4.0，再通过一定的计算方法，得出其他元素的电负性数值（见下表）
（二）元素电负性的周期性变化规律
1．同周期：从左到右，元素电负性由小到大（稀有气体除外）
2．同主族：从上到下，元素电负性由大到小
有以上规律得出：元素周期表中，右上角氟元素的电负性最大，左下角铯元素的电负性最小（放射性元素除外）
（三）元素电负性的应用
1．元素的电负性可以用来判断元素
为金属元素还是非金属性元素
电负性(χ)＞1.8 为非金属元素，电负性(χ)＜1.8为金属元素2．元素的电负性可以用来比较元素非金属性的强弱以及原子得电子能力的强弱
元素A和B，若χA＞χB，则非金属性A＞B，得电子能力也是A ＞B
3．元素电负性的差值可以用来判断化学键的类型
χA-χB＞1.7，所形成的化学键为离子键；χA-χB＜1.7，所形成的化学键为共价键；
4．元素的电负性还可以判断化合物中元素化合价的正负若元素A和B形成的化合物中，χA＞χB，则A呈负价，B呈正价
注意：电负性的大小与电离能的大小有一定的一致性，但没有绝对的一致，如镁的电负性比铝小，但镁的电离能比铝大
[科学探究]
对角线规则
元素周期表中某一元素及其化合物的性质和它左上方或右下方的另一元素的性质相似，这种现象称为“对角线规则”。
在2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有3读对：锂与镁、铍与铝、硼和硅。
有人认为是因为这些元素的电负性相近的原因造成的。