专题一原子结构【考试说明】1、认识原子核外电子的运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义。

2、了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，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。

【知识要点】考点一：原子核外电子的运动的特征1．电子层（能层）（1）在含有多个电子的原子里，由于电子的各不相同，因此，它们运动的区域也不同，通常能量低的电子在离核区域运动，而能量高电子在离核较远的区域运动。

（2）电子层的表示符号电子层（n）一二三四五六七对应表示符号2．电子云：电子在核外空间出现机会(概率)多少的形象化描述。

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。

电子云的描述：电子在原子核外空间一定范围内出现，可以想象为笼罩在原子核周围，所以，人们形象地把它叫做“”。

电子云中的一个小黑点代表；电子云密度大的地方，表明；例1.下列关于氢原子电子云图的说法正确的是A.通常用小黑点来表示电子的多少，黑点密度大，电子数目大B.黑点密度大，单位体积内电子出现的机会大C.通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动D.电子云图是对运动无规律性的描述3．原子轨道：电子出现概率约为90％的空间所形成的电子云轮廓图。

处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，原子轨道用小写的英文字母、、、表示不同轨道，可容纳的电子数依次是、、、其中轨道呈球形；能层序数越大，原子轨道的半径越大。

轨道呈纺锤形，每个p能级有3个原子轨道，他们相互垂直，分别以P x、P y、P z表示。

4．能层与能级为2n2C.各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束D.各能层含有的能级数为n -1 5．构造原理：基态原子电子排布式电子能级顺序：1s 2s2p 3s3p 4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p…ns (n－2)f(n－1)dnp构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。

不同能层的能级有交错现象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)等。

［练习］：写出下列原子的电子排布式。

19K24Cr 26Fe3+35Br29Cu 25Mn2+考点二：基态原子核外电子排布遵循的原则1．能量最低原理:电子先占据的轨道，再依次进入能量的轨道.2．泡利不相容原理:每个轨道最多容纳自旋状态不同的电子.3．洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占的轨道，且自旋状态。

洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性。

如24Cr [Ar]3d54s1 、29Cu [Ar]3d104s1.例3.下列关于价电子构型为3s23p4的粒子描述正确的是A.它的元素符号为OB.它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4C.它可与H2生成液态化合物D.其轨道表示式为：1s 2s 2p 3s 3p ［练习］：写出下列原子的轨道表示式。

6C 13Al 考点三：基态激发态光谱1．基态：能量状态。

如处于最低能量状态的原子称为基态原子。

2．激发态：能量状态（相对基态而言）。

如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。

3．基态与激发态相互转化的能量转化的关系基态原子激发态原子4．光谱：例4.下列电子排布中，原子处于激发状态的是A.1s22s22p5B. 1s22s22p43s2C. 1s22s22p63s23p63d44s2D. 1s22s22p63s23p63d34s2【考题在线】1、当碳原子的核外电子排布由转变为时，下列说法正确的是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．碳原子要从外界环境中吸收能量 D．碳原子要向外界环境释放能量2、（09年海南）在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误．．的是A．最易失去的电子能量最高 B．电离能最小的电子能量最高C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量 D．在离核最近区域内运动的电子能量最低3、现有x、y、z三种元素的原子，电子最后排布在相同的能级组上，而且y的核电荷比x 大12个单位，z的质子数比y多4个。

1摩尔的x同酸反应能置换出1克氢气，这时x转化为具有氩原子型电子层结构的离子。

（1）判断x、y、z各为何种元素？（2）写出x原子、y的阳离子、z的阴离子的电子排布式。

【教学反思】专题二原子结构与性质【考试说明】1、了解元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，了解元素电离能与原子核外电子排布的关系，能根据元素电负性说明周期表中元素金属性和非金属性的周期性变化规律。

2、认识元素周期律的本质。

掌握同一周期、同一主族元素的原子结构与元素性质递变规律的关系。

了解元素（主族和零族）原子结构、在周期表中的位置及其性质递变的规律。

【知识要点】考点一：原子结构与元素周期表1、在周期表中同一横行的元素原子所含有的相同。

同一纵行相同。

每一个周期总是由（ns1 ）开始到（ns2np6）结束.如此循环往复，可见元素周期系的形成是由于的排布发生周期性的重复。

2、随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循原理，不同周期里所含元素种类不一定相同，并且随着周期序号的递增，金属元素的种类也逐渐，非金属的种类也逐渐。

3、元素的分区和族（1）s 区: , 最后的电子填在上, 包括 , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属;（2）p区:, 最后的电子填在上, 包括族元素, 为非金属和少数金属;（3）d区: , 最后的电子填在上, 包括族元素, 为过渡金属;（4）ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在上, 包括 ,（5） f区: , 包括元素区全是金属元素，非金属元素主要集中区。

主族主要含区，副族主要含区，过渡元素主要含区。

考点二：元素周期律1、核外电子排布的周期性变化，2、元素主要化合价的周期性变化，3、金属性与非金属性，4、原子半径的周期性变化①电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。

②核电荷数: 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

③核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多，半径越大。

例题：下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是（）A、NaFB、MgI2C、BaI2D、KBr考点三：元素电离能和元素电负性1、电离能变化规律（1）分类：（2）定义：_______________________--转化为___________所需要的___________ （3）元素的第一电离能变化规律同周期：左→右____________________同主族：上→下___________________思考：图中哪些元素的第一电离能出现异常？为什么？（4） 应用： 思考：为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？2、电负性的变化规律（1） 提出：（2） 定义：电负性是用来描述不同元素原子___________________________物理量（3） 电负性的变化规律同一周期，主族元素的电负性_______________，表明_______________增强同一主族，元素的电负性___________________，表明其______________逐渐减弱（非金属性、氧化性）电负性最大的元素是位于周期表______的______，电负性最小的元素是位于周期表______（4） 电负性的应用a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素).b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键).c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）.3、对角线法则：位于左上角和右下角性质相似。

如：Li 与Mg ，Be 与Al ，B 与Si【考题在线】1、下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是A ．K 、Na 、LiB ．N 、O 、C C ．Cl 、S 、PD ．Al 、Mg 、Na2、（09年安徽）W 、X 、Y 、Z 是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数依次增大。

W 、Y 的氧化物是导致酸雨的主要物质，X 的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，Z 能形成红色（或砖红色）的Z 2O 和黑色的ZO 两种氧化物。

（1）W 位于元素周期表第 周期第 族。

W 的气态氢化物稳定性比H 2O(g) （填“强”或“弱”）。

（2）Y 的基态原子核外电子排布式是 ，Y 的第一电离能比X 的 （填“大”或“小”）。

【教学反思】专题三 分子结构和性质（1） 电 离 能 Na Mg Al一 496 738 578二 4562 1451 1817 三 6912 7733 2745 四 9543 10540 11575【考试说明】1、了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求）。

2、了解键的极性和分子的极性。

3、知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别。

4、了解氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求）。

5、了解“等电子原理”的含义，能结合实例说明“等电子原理”的应用。

【教学设计】一、化学键1、定义：离子键共价键金属键形成过程阴阳离子间的静电作用原子间通过共用电子对所形成的相互作用金属阳离子与自由电子间的相互作用构成元素典型金属（含NH4+）和典型非金属、含氧酸根非金属金属实例离子化合物，如典型金属氧化物、强碱、大多数盐多原子非金属单质、气态氢化物、非金属氧化物、酸等金属1、定义：原子间通过共用电子对形成的化学键σ键π键成键方向沿轴方向“头碰头”平行或“肩并肩”电子云形状轴对称镜像对称牢固程度键强度大，不易断裂键强度较小，容易断裂成键判断规律共价单键全是σ键，共价双键中一个是σ键，另一个是π键；共价叁键中一个σ键，另两个为π键极性键非极性键共用电子对偏移程度偏移不偏移构成元素不同种非金属元素同种非金属元素实例HCl、H2O、CO2、H2SO4H2、N2、Cl2例题1：下列说法正确的是（）C．乙烷分子中的键全为σ键而乙烯分子中含σ键和π键D．H2分子中含σ键而Cl2分子中还含π键．3、共价键参数键能：键长：键角：例题2：三氯化磷分子的空间构型是三角锥形而不是平面正三角形，下列关于三氯化磷分子空间构型理由的叙述，不正确的是（）A．PCl3分子中三个共价键的键长，键角都相等B．PCl3分子中的P-Cl键属于极性共价键C．PCl3分子中三个共价键键能，键角均相等D．PCl3是非极性分子三、分子间作用力1、概念：2、强弱：3、对物质性质的影响：4、氢键：（1）氢键不属于化学键，氢键是在形成，可以表示为：，形成氢键的连结氢元素的非金属元素必须具备的条件是：①，②。