高中化学选修3 《物质结构与性质》导学案
第一章原子结构与性质
一、本章学习目标
1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。 2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。
5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。
复习总结 必修中学习的原子核外电子排布规律：
(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。 (2)原子核外各电子层最多容纳2n2 个电子。
(3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子
(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，
最多可排18个电子 一、能层与能级
由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：
第一、二、三、四、五、六、七……能层 符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q…… 能量由低到高
例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下： 能层一二三四五六七…… 符号 K L M N O P Q…… 最多电子数 28 183250…… 即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数) ，但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。 能级的符号和所能容纳的最多电子数如下： 能层K LMN O……
能级 1s 2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f …… 最多电子数2 26 2610 26 10 14 …… 各能层电子数2 8183250……
（1） 每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf…… （2） 任一能层，能级数=能层序数
（3） s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍 二、构造原理
根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。 即电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s…… 元素原子的电子排布：（1—36号） 氢 H 1s1
……
钠 Na 1s22s22p63s1 ……
钾 K1s22s22p63s23p64s1【Ar】4s1 ……
有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如： 铬 24Cr[Ar]3d54s1铜29Cu[Ar]3d104s1 [课堂练习]
1、写出17Cl（氯）、21Sc(钪)、35Br（溴）的电子排布 氯： 钪：溴：
根据构造原理只要我们知道原子序数，就可以写出元素原子的电子排布，这样的电子排布是基态原子的。 三、电子云和原子轨道：
(1)电子运动的特点：①质量极小②运动空间极小③极高速运动。
因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。
概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。
S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。
P的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而
(2) 泡利原理和洪特规则
量子力学告诉我们：ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。
一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。
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，这个规则是洪特规则。
〖练习〗写出5、6、7、8、9号元素核外电子排布轨道式。
〖思考〗写出24号、29号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。它们是否符合构造原理?
洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。
四．能量最低原理、基态、激发态、光谱
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。 处于最低能量的原子叫做基态原子。 当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。
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电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
〖阅读分析〗分析教材p8发射光谱图和吸收光谱图，认识两种光谱的特点。
强化练习
1.A、B、X、Y、Z是元素周期表前四周期中的常见元素，原子序数依次增大。A元素可形成自然界硬度最大的单质;B与A同周期，核外有三个未成对电子；X原子的第一电离能至第四电离能分别是:I1 =578kJ/mol，I2= 1817kJ/mol， I3= 2745kJ/mol，I4 =11575kJ/mol；常温常压下，Y单质是固体，其氧化物是形成酸雨的主要物质；Z的一种同位素的质量数为63，中子数为34。请回答下列问题。
(1)AY2是一种常用的溶剂，是 (填极性分子或非极性分子)，分子中存在_________个σ键。
(2)X与NaOH溶液反应的离子方程式为___________。超高导热绝缘耐高温纳米XB在绝缘材料中应用广泛，晶体与金刚石类似，属于___________晶体.B的最简单氢化物容易液化,理由是___________。
(3)X、氧、B元素的电负性由大到小顺序为___________________(用元素符号作答)。
(4)Z的基态原子核外电子排布式为_____________。元素Z与人体分泌物中的盐酸以及空气反应可生成超氧酸:Z十HCl十O2 = ZCI十HO2， HO2(超氧酸)不仅是一种弱酸而且也是一种自由基，具有极高的活性。下列说法或表示不正确的是_______(填序号)。 ①氧化剂是O2 ②HO2在碱中不能稳定存在 ③氧化产物是HO2, ④1 molZ参加反应有1 mol电子发生转移
(5)已知Z的晶胞结构如下图所示，又知Z的密度为9.00g/cm3，则晶胞边长为______ ；ZYO4常作电镀液，其中YO42-的空间构型是____________ 。Y原子的杂化轨道类型是________。
2.有X、Y、Z三种元素，原子序数依次增大，它们的原子序数之和为43。其中，Y原子的最外层电子数是次外层电子数的三倍。X、Y元素的单质都是构成空气的主要成分。
（1）基态Z原子的价层电子排布式为_________ _；XY离子的空间构型为
－3
__________ 。
（2）ZO（氧化物）、FeO晶体结构类型均与NaCl的相同，Z和Fe离子半径分别为69pm和78pm，则熔点ZO_______FeO（填“<”
2+
2+
或“>” ）；ZO晶体中Z的配位数为___ ___。
2+
（3）化合物A常用于检验Z：在稀氨水介质中，A与Z反应可生成鲜红色沉淀，其结构如图所示：
2+
2+
①0.5mol化合物A 中含σ键数为____ ____；鲜红色沉淀中X与Z离子间形成的是配位键，
2+
在图中标出配位键的电子给予的方向。
②该结构中，Y原子与氢原子除了形成共价键外，还存在_________作用；该结构中，碳原子的杂化轨道类型有__ ______。
3.多元化合物薄膜太阳能电池材料为无机盐，其主要包括砷化铝、硫化镉、硫化锌薄膜电池等。 ①第一电离能：As________Se（填“＞”、“＜”或“＝”）。 ②二氧化硒分子的空间构型为_____________。
③砷化铝晶体结构与硅相似，在砷化铝晶体中，每个Al原子与______个As原子相连。 （2）镧镍合金、铜钙合金及铈钴合金都具有相同类型的晶胞结构XYn，它们有很强的储氢能力，其中铜钙合金的晶胞结构如图所示，试回答下列问题：
①在周期表中Ca处于周期表___________区。
②铜原子的基态核外电子排布式为：_____________________。
③已知镧镍合金LaNin晶胞体积为9.0×1023cm3，储氢后形成LaNinH4.5的合金（氢进入晶胞空隙，体积不变），则LaNin中，n= (填
－
数值)；氢在合金中的密度为：__________________。
（3）中美科学家合作发现钙和锶在C60上吸附很强，可以均匀地覆盖在C60表面上，形成M32C60，非常适于实际应用。Ca32C60上可吸附至少92个氢分子。有关说法正确的是_______________。 A．钙的电负性比锶的小 B．C60中碳原子杂化方式为sp3
C．Ca32C60储氢是与H2发生加成反应 D．吸附相同数目氢分子时, 储氢质量分数Ca32C60 比Sr32C60高 （1）与铜同周期、基态原子最外层电子数相同的过渡元素，其基态原子的电子排布式 。
（2）右图曲线表示部分短周期元素的原子序数（按递增顺序排列）和其常见单质沸点的关系。其中A点表示的单质
是 （填化学式）。
（3）三氟化硼分子的空间构型是 ；三溴化硼、三氯化硼分子结构与三氟
化硼相似，如果把B－X键都当作单键考虑来计算键长，理论值与实测键长结果如右表。硼卤键长实测值比计算值要短得多，可能的原因是 。
（4）海产品添加剂多聚磷酸钠是由Na与多聚磷酸根离子组成的，某种多聚磷酸根的结构如右图。
+
键长/(pm) B—F B—Cl B—Br
①磷原子的杂化类型为 。 ②这种多聚磷酸钠的化学式
实测值 为 。
（5）已知HF与F通过氢键结合成HF。判断HF和HF微粒间能否形成氢键，并说明理由。 。
－
计算值 152 130 187 175 199 187
第二节 原子结构与元素的性质
一．〖归纳〗S区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。 二、元素周期律 (1)原子半径
〖归纳总结〗原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。 (2)电离能概念 第一电离能I1； 态电性基态原子失去个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 。同一元素的第二电离能第一电离能。 〖归纳总结〗1、递变规律
第一电离能 势 周一周期 从左往右，第一电离能呈增大的趋势。 同一族 从上到下，第一电离能呈增大趋2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
3．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：I1 4、Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？ (3)电负性： 〖归纳总结〗 1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。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。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”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有非金属性。 2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 (4)对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。 1. 对角线规则 课时作业： 题目 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 一、选择题 1．居室装修用石材的放射性常用22688Ra作为标准，居里夫人（Marie Curie）因对Ra元素的研究两度获得诺贝尔奖。下列叙述中正确的是
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