必背知识清单02 物质在水溶液中的行为 原子结构与元素性质（期末复习知识清单）高二化学上学期鲁科版

该高中化学知识清单系统梳理了“物质在水溶液中的行为”专题内容，涵盖水的电离与离子积、溶液酸碱性与pH、弱电解质电离平衡、盐类水解、沉淀溶解平衡及离子反应等核心范畴，搭建了从基础概念到平衡原理再到实验应用的递进式学习支架。 清单通过“考点-表格对比-易错点剖析”三级架构呈现知识体系，如“外界条件对水的电离平衡影响表”“酸碱中和滴定误差分析表”等设计，强化科学思维中的证据推理与模型建构。特别标注“弱电解质判断方法”“盐类水解应用实例”等重难点，配套“离子检验现象记忆口诀”，助力不同学生高效掌握，教师可直接用于教学设计，提升教学针对性与学生自主学习能力。

专题03 物质在水溶液中的行为 考点01 水的电离与水的离子积常数 1．水的电离和水的离子积常数 2．外界条件对水的电离平衡的具体影响 改变条件 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) HCl NaOH Na2CO3 NaHSO4 加热 考点02 溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 (1)pH计算公式：pH＝－lg c(H＋)。 (2)溶液呈酸碱性的本质：溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小 溶液的酸碱性 c(H＋)与c(OH－)比较 常温下溶液pH 酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) 碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－) 2.pH的测定 (1)酸碱指示剂法 该法只能测其pH的大致范围，常见指示剂变色范围如下表： 指示剂 变色范围的pH 石蕊 ＜5.0红色 5.0～8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙 ＜3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 ＜8.2无色 8.2～10.0浅红色 >10.0红色 (2)pH试纸法 用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照。 (3)pH计测定 考点03 弱电解质的电离平衡及影响因素 1．弱电解质的电离平衡概念 (1)电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。 (2)电离平衡的建立与特征 2．影响电离平衡的因素 以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水稀释 加入少量冰醋酸 通入HCl(g) 加NaOH(s) 加CH3COONa(s) 升高温度 考点04电离平衡常数及应用 1．电离平衡的概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 2．电离平衡的表达式 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－ 电离常数表达式 Ka＝ Kb＝ 3.电离平衡的特点 (1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。 (2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 (3)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1>Ka2>Ka3……，当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 4．电离度 (1)概念 弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的和未电离的)的百分率。 (2)表示方法 α＝×100%，也可表示为α＝×100%。 (3)影响因素 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。 考点05 盐类水解原理及规律 1．盐类水解的定义 在溶液中由盐电离产生的弱酸酸根离子或弱碱阳离子与水中的H＋或OH－结合生成弱电解质的过程。 使溶液中水的电离平衡向正反应方向移动，使溶液中c(H＋)和c(OH－)发生变化，促进了水的电离。 2．盐类水解的特点 (1)可逆：盐类的水解是 。 (2)吸热：盐类的水解可看作是 反应的逆反应。 (3)微弱：盐类的水解程度很 。 3．盐类水解的规律 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 强酸强碱盐 NaCl、NaNO3 否 中性 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 NH、Cu2＋ 酸性 强碱弱酸盐 CH3COONa、Na2CO3 是 CH3COO－、CO 碱性 4．水解离子方程式的书写 (1)盐类水解的离子方程式一般用“”连接，且一般不标“↑”“↓”等状态符号。 (2)多元弱酸盐：分步书写，以第一步为主。 (3)多元弱碱盐：水解反应的离子方程式一步完成。 (4)阴、阳离子相互促进的水解 ①若水解程度不大，用“”表示。 ②相互促进的水解程度较大的，书写时用“===”“↑”“↓”。 考点06 盐类水解的影响因素及应用 1．影响盐类水解的因素 (1)内因：形成盐的弱酸或弱碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。如水解程度：Na2CO3>Na2SO3，Na2CO3>NaHCO3。 (2)外因：盐类水解平衡同电离平衡一样，当温度、浓度等条件改变时，会引起水解平衡的移动，从而影响盐类水解的程度。其中浓度的影响通常包括：加水稀释、加入适量的酸或碱及能与酸或碱反应的盐等。 2．盐类水解在生产生活中的应用 (1)水解产物性质的应用 ①纯碱溶液不能保存在玻璃塞的试剂瓶中的原因：溶液中碳酸根离子水解：CO＋H2OHCO＋OH－，使溶液显碱性，会与玻璃中成分SiO2反应。 ②明矾净水的原理：明矾溶液中的铝离子水解：Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体能吸附水中的悬浮物，起到净水作用。 ③ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂的原因：Zn2＋水解使溶液显酸性，能溶解铁锈。 (2)促进盐类水解的应用举例 ①热的纯碱溶液去油污效果好，原因是碳酸钠的水解为吸热反应，升高温度水解平衡向右移动，溶液的碱性增强，去污效果增强。 ②铵态氮肥与草木灰不得混用的理由：铵态氮肥中的NH水解显酸性，草木灰中的CO水解显碱性，相互促进，使氨气逸出降低肥效。 ③加MgO除去MgCl2溶液中的Fe3＋杂质的原理：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O，使Fe3＋水解平衡向右移动，从而转化为Fe(OH)3沉淀除去，且不引入新的杂质。 ④泡沫灭火器反应原理：NaHCO3与Al2(SO4)3饱和溶液发生相互促进的水解反应：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 (3)抑制盐类水解的应用举例 ①在配制FeCl3、AlCl3、SnCl2等溶液时为抑制水解，常先将盐溶于少量浓盐酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。 ②用MgCl2·6H2O晶体得到纯的无水MgCl2操作方法及理由是在干燥的HCl气流中加热MgCl2·6H2O，可以得到无水MgCl2，HCl气流能抑制MgCl2的水解，且带走MgCl2·6H2O因受热产生的水蒸气。 考点07 沉淀溶解平衡及其影响因素 1．溶解平衡状态 （1）定义：在一定温度下的水溶液里，沉淀 和离子生成 相等，固体的量和溶液中各离子浓度不再改变时的状态。 （2）表示方法：如PbI2的沉淀溶解平衡可表示为PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)。 （3）特点：沉淀溶解平衡符合化学平衡的特点。 “动”——动态平衡。 “等”——离子生成沉淀速率和沉淀溶解速率相等。 “定”——沉淀的量及溶液中离子浓度 。 “变”——条件改变，平衡 。 2．沉淀溶解平衡的影响因素 影响因素 平衡移动方向 Ksp变化 温 度 升高温度 向 移动，多数为溶解方向 多数增大 降低温度 向 移动，多数为沉淀方向 多数减小 浓 度 加水 向 移动 加入相同离子 向生成 移动 加入与体系中离子发生反应的离子 向 移动 考点08 溶度积及其应用 1．溶度积 （1）定义：沉淀溶解平衡的平衡常数叫溶度积常数或溶度积，通常用符号Ksp来表示。 （2）表达式：当难溶强电解质AmBn溶于水形成饱和溶液时，建立沉淀溶解平衡：AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，其溶度积的表达式为Ksp＝c(An＋)·c(Bm－)。 （3）影响因素：Ksp只与难溶电解质的 和 有关，而与 无关。 （4）意义：Ksp反映了难溶电解质在水中的 。通常，对于相同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr和AgI)，Ksp越大，难溶电解质在水中的溶解程度就 。 【特别提醒】(1)溶液中离子浓度的变化只能使平衡发生移动，并不改变溶度积。 (2)Ksp与溶解度(S)都可用来表示物质的溶解程度，但是Ksp小的物质溶解度不一定也小。 2．溶度积(Ksp)的应用 （1）利用Ksp比较难溶电解质的溶解度的大小：相同温度下，同种类型的难溶电解质，Ksp越大，溶解程度就越高。 （2）利用Ksp判断沉淀的溶解与生成：定义难溶电解质溶液中有关离子浓度幂的乘积(浓度商)为Q。通过比较Ksp和Q的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下能否溶解。 Q与Ksp关系 溶液性质 有无沉淀析出 Q＞Ksp Q＝Ksp Q＜Ksp （3）由Ksp计算溶液中某离子的浓度：Ksp是难溶电解质在水溶液中达到饱和后各离子浓度的关系，在某难溶电解质的溶液中，若已知其中一种离子的浓度，就可以根据Ksp计算另一种离子的浓度。 （4）溶度积与沉淀溶解能力的关系 溶度积(Ksp)反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 对于阴、阳离子个数比相同的电解质，Ksp的数值越大，难溶电解质在水中的溶解度越大。 对于阴、阳离子个数不同的电解质，Ksp小的电解质的溶解度不一定比Ksp大的溶解度小，如Ksp(Ag2CrO4)<Ksp(AgCl)，但Ag2CrO4的溶解度大于AgCl的溶解度。因此，不能通过比较Ksp数值的大小来确定溶解度的大小。 考点09 沉淀溶解平衡的应用 1.沉淀的生成 (1)沉淀生成的应用 在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用 来达到分离或除去某些离子的目的。 (2)沉淀的方法 ①调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH，使Q[Fe(OH)3]＞Ksp[Fe(OH)3]可使Fe3＋转变为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。 ②加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，即离子积Q＞Ksp时，生成沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。 a．通入H2S除去Cu2＋的离子方程式：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。 b．加入Na2S除去Hg2＋的离子方程式：Hg2＋＋S2－===HgS↓。 2.沉淀的溶解 (1)沉淀溶解的原理 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，Q<Ksp使平衡向 的方向移动，就可以使沉淀溶解。 (2)沉淀溶解的方法 ①酸溶解法：用强酸溶解的难溶电解质有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。 如CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡为CaCO3(s) Ca2＋(aq)＋CO(aq)，当加入盐酸后发生反应：CO＋2H＋===H2O＋CO2↑，c(CO)降低，溶液中CO与Ca2＋的离子积Q(CaCO3)＜Ksp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 ②盐溶液溶解法：Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。 3．沉淀的转化 （1）实质：是 的移动。 （2）特点 ①通常，一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀。 ②两种难溶物的 差别越大，越容易转化。 （3）沉淀转化的应用 ①锅炉除水垢。 水垢[含CaSO4(s)]CaCO3(s)Ca2＋(aq) ②除去硫酸铜溶液中的铁离子。 ③矿物转化： CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为 Cu2＋(aq)＋ZnS(s)===CuS(s)＋Zn2＋(aq)。 【特别提醒】沉淀转化虽然是利用的沉淀溶解平衡的移动，但是因为沉淀能够完全转化，所以反应方程式用“===”，不用“”。 考点10 离子反应及其发生的条件 1．离子反应 （1）定义：离子反应是溶液中 以及 与 之间发生的反应。 （2）离子反应的实质溶液中某种或某些离子 。 【特别提醒】 (1)某些物质在熔融状态时也可以发生离子反应。 (2)离子反应的实质是溶液中某种或某些离子的浓度降低，并不是所有的离子浓度都降低。 2．复分解型离子反应发生的条件 (1)生成沉淀 ①Na2SO4溶液与Ba(OH)2溶液混合的离子反应： 。 ②向MgCO3悬浊液中加入NaOH溶液的离子反应： 。 (2)生成弱电解质 ①NaOH与盐酸混合的离子反应： 。 ②盐酸与CH3COONa混合的离子反应： 。 ③向稀NH4NO3溶液中加入NaOH溶液的离子反应： 。 (3)生成气体(或挥发性物质) ①Na2CO3溶液与稀硫酸混合的离子反应： 。 ②浓NH4NO3溶液中加入浓NaOH溶液的离子反应： 。 3．氧化还原型离子反应 (1)非原电池、电解池的反应 在溶液中，具有氧化性和还原性的离子相遇时，二者能发生氧化还原反应而使离子浓度降低，例如： ①向FeCl2溶液中加入酸性KMnO4溶液，离子方程式为 。 ②向CuSO4溶液中加入锌片，离子方程式为 。 ③FeCl3溶液腐蚀印刷电路铜板，离子方程式为 。 (2)原电池、电解池反应 ①原电池：Cu­Zn­H2SO4。 电极反应式：负极：Zn－2e－===Zn2＋，正极：2H＋＋2e－===H2↑，总反应离子方程式： 。 ②电解池：电解饱和食盐水。 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑。 阴极：2H＋＋2e－===H2↑。 总反应离子方程式： 。 【特别提醒】 (1)微溶物在产物中写成化学式，在反应物中若是澄清溶液写成离子形式，若是悬浊液写成化学式，不能拆。 (2)弱酸的酸式酸根不能拆写成H＋和弱酸酸根离子形式。 4．离子反应方向的判断 (1)ΔH－TΔS判据 室温时， 的离子反应能正向自发进行。 (2)平衡常数判据 当反应物的浓度很小时，就可以满足 的条件，因此正反应很容易进行。 考点11 离子的检验与推断 1.物质检验与含量测定 (1)离子检验 利用Fe3＋与SCN－反应检验Fe3＋：Fe3＋＋3SCN－FeSCN3 利用I－与Ag＋反应检验I－：Ag＋＋I－===AgI (2)测定溶液中某些离子的浓度 ① ：如溶液中SO的浓度，用Ba2＋将其转化为BaSO4沉淀，再称量 求得。 ② ：强酸溶液中H＋的浓度可以用已知准确浓度的强碱溶液滴定的方法获得。 ③ ：如溶液中MnO的浓度可以用已知准确浓度的Fe2＋溶液滴定的方法来获得。 2.离子检验的类型 (1)生成沉淀； (2)生成气体； (3)显示特殊颜色。 3.离子检验方法 方法 离子 试剂 现象 注意 沉淀 法 Cl－、Br－、I－ AgNO3溶液和稀硝酸 AgCl(白色)、AgBr(淡黄色)、AgI(黄色) — SO 稀盐酸和BaCl2溶液 白色沉淀 先用稀盐酸酸化 Fe2＋ NaOH溶液 白色沉淀→灰绿色沉淀→红褐色沉淀 — Fe3＋ NaOH溶液 红褐色沉淀 — Al3＋ NaOH溶液 白色沉淀→溶解 — 气体 法 NH 浓NaOH溶液和湿润的红色石蕊试纸 产生有刺激性气味的气体，且气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝 要加热 CO 稀盐酸和澄清石灰水 澄清石灰水变浑浊 SO、HCO、 HSO有干扰 SO 稀硫酸和品红溶液 产生有刺激性气味的气体，且气体能使品红溶液褪色 — 显色 法 I－ 氯水(少量)，CCl4 下层为紫色 — Fe2＋ KSCN溶液和氯水 先是无变化，滴加氯水后变红色 先加KSCN溶液，无变化，再加氯水 Fe3＋ KSCN溶液 红色 — 焰色 实验 Na＋、K＋ Pt(Fe)丝和稀盐酸 火焰分别呈黄色、紫色 K＋要透过蓝色钴玻璃片观察焰色 考点12 酸碱中和滴定 1．原理 利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准HCl溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。 2．实验操作与仪器的选择 (1)主要仪器 (2)滴定前准备 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→→记录。 锥形瓶：洗涤→装待测液→加指示剂。 (3)滴定操作 (4)滴定终点 滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，停止滴定，并记录标准溶液的体积。 (5)数据处理 按上述操作重复2～3次，根据每次所用标准液的体积计算待测液的物质的量浓度，最后求出待测液的物质的量浓度的平均值。 3．关键 (1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。 (2)选取适当的指示剂，准确判断滴定终点。 熟记：常见酸碱指示剂的变色范围 指示剂 变色范围和pH 石蕊 甲基橙 酚酞 4．误差分析 以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例： 步骤 操作 V标准 c待测 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 碱式滴定管未用标准溶液润洗 锥形瓶用待测溶液润洗 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 振荡锥形瓶时部分液体溅出 部分酸液滴出锥形瓶外 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 易错点01 判断弱电解质的两种方法 1.弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH=1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后，1<pH<2。 2.弱电解质形成的盐能水解，如用玻璃棒蘸取一定浓度的CH3COONa溶液滴在pH试纸上，pH>7，说明CH3COONa为强碱弱酸盐，即CH3COOH为弱酸。 易错点02 加水稀释粒子浓度比值变化分析 1.同一溶液、浓度比等于物质的量比。如HF溶液：。(由浓度比较变成物质的量比较) 2.将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：。(由两变量转变为一变量) 易错点03 酸、碱混合后溶液酸碱的判断 1.等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。 2.室温下c酸(H+)=c碱(OH-)，即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。 3.室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合酸碱性分析(两强混合) ①若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH=7。 ②若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。 ③若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。 易错点04 酸碱滴定中溶液pH曲线 1.强酸与强碱滴定过程中pH曲线 如以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸的滴定曲线如下： 2.强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 3.滴定曲线分析步骤 首先看横、纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱；再次找滴定终点和pH=7的中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(pH=7)的位置；最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。但要注意中性点与恰好反应点的区别。 易错点05 中和滴定曲线 1.巧抓“5点”，突破滴定曲线中粒子浓度关系 (1)抓反应的“起始”点：判断酸、碱的相对强弱。 (2)抓反应“一半”点：判断是什么溶质的等量混合。 (3)抓“恰好”反应点：生成的溶质是什么，判断溶液的酸碱性。 (4)抓溶液的“中性”点：生成什么溶质，哪种物质过量或不足。 (5)抓反应的“过量”点：溶液中的溶质是什么，判断哪种物质过量。 2.抓住滴定曲线中的5个关键点——模型构建 以室温时用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液为例。如图所示： 关键点 离子浓度关系 反应起始点(与pH轴的交点) 起始点为HA的单一溶液，0.1 mol·L-1 HA溶液pH>1说明HA是弱酸，c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-) 反应一半点(点①) 溶液中含等物质的量的NaA和HA，此时溶液pH<7，说明HA的电离程度大于A-的水解程度，c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-) 中性点(点②) 溶液pH=7，溶液呈中性，酸没有完全被中和，c(Na+)=c(A-)>c(HA)>c(H+)=c(OH-) 恰好完全反应点(点③) 此时二者恰好完全反应生成NaA，为强碱弱酸盐，溶液显碱性，c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>(H+) 过量点(点④) 此时，NaOH溶液过量，得到NaA与NaOH等物质的量的混合液，溶液显碱性，c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+) 易错点6 分布系数曲线 1.认识分布曲线 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) δ0为CH3COOH分布系数，δ1为CH3COO-分布系数 δ0为H2C2O4分布系数，δ1为HC2分布系数 随着pH增大，溶质分子浓度不断减小，离子浓度逐渐增大，酸根离子增多。根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式 同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布系数和酸的分布浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度。 2.读图解题要领 (1)读“曲线”——每条曲线所代表的粒子及变化趋势(以上图中H2C2O4为例)随pH增大，δ只减不增的为H2C2O4曲线，δ先增后减的为HC2曲线，δ只增不减的为C2曲线。 (2)“用交点”——交点是某两种粒子浓度相等的点，可计算电离常数K： ①图中①点：c(HC2)=c(H2C2O4)，其pH为pH1，(H2C2O4)=。 ②同理图中②点：c(HC2)=c(C2)，对应pH为pH2，。 ③图中③点，c(H2C2O4)=c(C2)，此时c(HC2)最大，其溶液pH为pH3，则pH3=。 推理过程如下： H2C2O4H++HC2，HC2，，由于交点③时，c(H2C2O4)=c(C2)，c2(H+)=，两边取负对数，即可得，pH3=。 易错点7 对数图像 1.图像含义 将溶液中某一微粒的浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取常用对数，即lg c(A)或lg 得到的粒子浓度对数图像。 2.破解对数图像的数据 (1)运算法则：lg ab=lg a+lg b、lg =lg a-lg b、lg 1=0。 (2)运算突破点：如lg =0的点有c(A)=c(B)；lg c(D)=0的点有c(D)=1 mol·L-1。 3.破解对数图像的步骤 (1)识图像：观察横坐标、纵坐标的含义，看清每条曲线代表的粒子种类以及曲线的变化趋势，计算电离常数时应利用两种粒子浓度相等的点，如lg =0。 (2)找联系：根据图像中的坐标含义和曲线的交点，分析所给电解质的电离平衡常数或pH与纵、横坐标之间的联系。 (3)想原理：涉及电离平衡常数，写出平衡常数表达式，在识图像、想原理的基础上，将图像与原理结合起来思考。 (4)用公式：运用对数计算公式分析。 易错点8 离子积曲线 1.阴、阳离子浓度单曲线 以BaSO4在不同条件下沉淀溶解平衡为例。 提取曲线信息： a→c 曲线上变化，增大c(S) b→c 加入1×10-5 mol·L-1 Na2SO4溶液(加水不行) d→c 加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化) c→a 曲线上变化，增大c(Ba2+) 曲线上方的点表示有沉淀生成；曲线下方的点表示不饱和溶液 2.阴、阳离子浓度-温度双曲线图 以BaSO4沉淀溶解平衡为例。 提取曲线信息： ①曲线上各点的意义：每条曲线上任一点都表示饱和溶液；曲线上方的任一点均表示过饱和溶液，此时有沉淀析出；曲线下方的任一点均表示不饱和溶液。 T1曲线：a、b点都表示饱和溶液，c点表示过饱和溶液。 T2曲线：a、b、c点都表示不饱和溶液。 ②计算Ksp：由a或b点可以计算出T1温度下的Ksp。 ③比较T1和T2大小：因BaSO4沉淀溶解平衡吸热，可知：T1<T2。 易错点9 对数曲线 1.正对数[lg c(M+)~lg c(R-)]曲线 提取曲线信息： ①曲线上各点的意义：每条曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点均表示过饱和溶液(Q>Ksp)，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点均表示不饱和溶液(Q<Ksp)。 ZnS曲线：a点表示饱和溶液，c点表示不饱和溶液[Q(ZnS)<Ksp(ZnS)]。 CuS曲线：b点表示饱和溶液，c点表示过饱和溶液[Q(CuS)>Ksp(CuS)]。 ②计算Ksp：由曲线上面给定数据可以计算CuS、ZnS的Ksp。 ③比较Ksp大小：Ksp(ZnS)>Ksp(CuS)。 2.负对数[-lg c(M+)~-lg c(R-)]曲线 提取曲线信息 (1)MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次减小。 (2)a点可表示MnCO3的饱和溶液，c(Mn2+)等于c(C)。 (3)b点可表示CaCO3的饱和溶液，且c(Ca2+)大于c(C)。 (4)c点可表示MgCO3的不饱和溶液，且c(Mg2+)小于c(C)。 易错点10 沉淀滴定曲线 1.沉淀滴定曲线的特点 沉淀溶解平衡滴定曲线，一般横坐标为滴加溶液的体积，纵坐标为随溶液体积增加，相应离子浓度的变化。突跃点表示恰好完全反应，曲线上的点都处于沉淀溶解平衡状态。利用突跃点对应的数据可计算对应沉淀的Ksp。 2.沉淀滴定曲线图像突破方法 第一步，识图像。认识图像横坐标、纵坐标表示什么，如表示离子浓度、pM等。 第二步，想原理。涉及的原理主要有溶度积表达式书写、影响沉淀溶解平衡的因素以及溶度积常数的影响因素。如浓度不会改变溶度积，溶度积只与温度有关，多数情况下，温度越高，溶度积越大。 第三步，找联系。将图像与溶度积原理联系起来，分析题目设置的问题，如求离子浓度、判断沉淀溶解平衡状态等。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题03 物质在水溶液中的行为 考点01 水的电离与水的离子积常数 1．水的电离和水的离子积常数 2．外界条件对水的电离平衡的具体影响 改变条件 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小 NaHSO4 逆 不变 减小 减小 增大 加热 正 增大 增大 增大 增大 考点02 溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 (1)pH计算公式：pH＝－lg c(H＋)。 (2)溶液呈酸碱性的本质：溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小 溶液的酸碱性 c(H＋)与c(OH－)比较 常温下溶液pH 酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) ＜7 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) ＝7 碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－) ＞7 2.pH的测定 (1)酸碱指示剂法 该法只能测其pH的大致范围，常见指示剂变色范围如下表： 指示剂 变色范围的pH 石蕊 ＜5.0红色 5.0～8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙 ＜3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 ＜8.2无色 8.2～10.0浅红色 >10.0红色 (2)pH试纸法 用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照。 (3)pH计测定 考点03 弱电解质的电离平衡及影响因素 1．弱电解质的电离平衡概念 (1)电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。 (2)电离平衡的建立与特征 2．影响电离平衡的因素 以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 升高温度 向右 增大 增大 增强 考点04电离平衡常数及应用 1．电离平衡的概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 2．电离平衡的表达式 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－ 电离常数表达式 Ka＝ Kb＝ 3.电离平衡的特点 (1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。 (2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 (3)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1>Ka2>Ka3……，当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 4．电离度 (1)概念 弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的和未电离的)的百分率。 (2)表示方法 α＝×100%，也可表示为α＝×100%。 (3)影响因素 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。 考点05 盐类水解原理及规律 1．盐类水解的定义 在溶液中由盐电离产生的弱酸酸根离子或弱碱阳离子与水中的H＋或OH－结合生成弱电解质的过程。 使溶液中水的电离平衡向正反应方向移动，使溶液中c(H＋)和c(OH－)发生变化，促进了水的电离。 2．盐类水解的特点 (1)可逆：盐类的水解是可逆反应。 (2)吸热：盐类的水解可看作是酸碱中和反应的逆反应。 (3)微弱：盐类的水解程度很微弱。 3．盐类水解的规律 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 强酸强碱盐 NaCl、NaNO3 否 中性 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 NH、Cu2＋ 酸性 强碱弱酸盐 CH3COONa、Na2CO3 是 CH3COO－、CO 碱性 4．水解离子方程式的书写 (1)盐类水解的离子方程式一般用“”连接，且一般不标“↑”“↓”等状态符号。 (2)多元弱酸盐：分步书写，以第一步为主。 (3)多元弱碱盐：水解反应的离子方程式一步完成。 (4)阴、阳离子相互促进的水解 ①若水解程度不大，用“”表示。 ②相互促进的水解程度较大的，书写时用“===”“↑”“↓”。 考点06 盐类水解的影响因素及应用 1．影响盐类水解的因素 (1)内因：形成盐的弱酸或弱碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。如水解程度：Na2CO3>Na2SO3，Na2CO3>NaHCO3。 (2)外因：盐类水解平衡同电离平衡一样，当温度、浓度等条件改变时，会引起水解平衡的移动，从而影响盐类水解的程度。其中浓度的影响通常包括：加水稀释、加入适量的酸或碱及能与酸或碱反应的盐等。 2．盐类水解在生产生活中的应用 (1)水解产物性质的应用 ①纯碱溶液不能保存在玻璃塞的试剂瓶中的原因：溶液中碳酸根离子水解：CO＋H2OHCO＋OH－，使溶液显碱性，会与玻璃中成分SiO2反应。 ②明矾净水的原理：明矾溶液中的铝离子水解：Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体能吸附水中的悬浮物，起到净水作用。 ③ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂的原因：Zn2＋水解使溶液显酸性，能溶解铁锈。 (2)促进盐类水解的应用举例 ①热的纯碱溶液去油污效果好，原因是碳酸钠的水解为吸热反应，升高温度水解平衡向右移动，溶液的碱性增强，去污效果增强。 ②铵态氮肥与草木灰不得混用的理由：铵态氮肥中的NH水解显酸性，草木灰中的CO水解显碱性，相互促进，使氨气逸出降低肥效。 ③加MgO除去MgCl2溶液中的Fe3＋杂质的原理：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O，使Fe3＋水解平衡向右移动，从而转化为Fe(OH)3沉淀除去，且不引入新的杂质。 ④泡沫灭火器反应原理：NaHCO3与Al2(SO4)3饱和溶液发生相互促进的水解反应：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 (3)抑制盐类水解的应用举例 ①在配制FeCl3、AlCl3、SnCl2等溶液时为抑制水解，常先将盐溶于少量浓盐酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。 ②用MgCl2·6H2O晶体得到纯的无水MgCl2操作方法及理由是在干燥的HCl气流中加热MgCl2·6H2O，可以得到无水MgCl2，HCl气流能抑制MgCl2的水解，且带走MgCl2·6H2O因受热产生的水蒸气。 考点07 沉淀溶解平衡及其影响因素 1．溶解平衡状态 （1）定义：在一定温度下的水溶液里，沉淀溶解速率和离子生成沉淀速率相等，固体的量和溶液中各离子浓度不再改变时的状态。 （2）表示方法：如PbI2的沉淀溶解平衡可表示为PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)。 （3）特点：沉淀溶解平衡符合化学平衡的特点。 “动”——动态平衡。 “等”——离子生成沉淀速率和沉淀溶解速率相等。 “定”——沉淀的量及溶液中离子浓度保持不变。 “变”——条件改变，平衡发生移动。 2．沉淀溶解平衡的影响因素 影响因素 平衡移动方向 Ksp变化 温 度 升高温度 向吸热方向移动，多数为溶解方向 多数增大 降低温度 向放热方向移动，多数为沉淀方向 多数减小 浓 度 加水 向溶解方向移动 不变 加入相同离子 向生成沉淀方向移动 不变 加入与体系中离子发生反应的离子 向溶解方向移动 不变 考点08 溶度积及其应用 1．溶度积 （1）定义：沉淀溶解平衡的平衡常数叫溶度积常数或溶度积，通常用符号Ksp来表示。 （2）表达式：当难溶强电解质AmBn溶于水形成饱和溶液时，建立沉淀溶解平衡：AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，其溶度积的表达式为Ksp＝c(An＋)·c(Bm－)。 （3）影响因素：Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量无关。 （4）意义：Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解程度。通常，对于相同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr和AgI)，Ksp越大，难溶电解质在水中的溶解程度就越高。 【特别提醒】(1)溶液中离子浓度的变化只能使平衡发生移动，并不改变溶度积。 (2)Ksp与溶解度(S)都可用来表示物质的溶解程度，但是Ksp小的物质溶解度不一定也小。 2．溶度积(Ksp)的应用 （1）利用Ksp比较难溶电解质的溶解度的大小：相同温度下，同种类型的难溶电解质，Ksp越大，溶解程度就越高。 （2）利用Ksp判断沉淀的溶解与生成：定义难溶电解质溶液中有关离子浓度幂的乘积(浓度商)为Q。通过比较Ksp和Q的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下能否溶解。 Q与Ksp关系 溶液性质 有无沉淀析出 Q＞Ksp 过饱和 有沉淀析出 Q＝Ksp 饱和 沉淀溶解平衡 Q＜Ksp 不饱和 无沉淀析出 （3）由Ksp计算溶液中某离子的浓度：Ksp是难溶电解质在水溶液中达到饱和后各离子浓度的关系，在某难溶电解质的溶液中，若已知其中一种离子的浓度，就可以根据Ksp计算另一种离子的浓度。 （4）溶度积与沉淀溶解能力的关系 溶度积(Ksp)反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 对于阴、阳离子个数比相同的电解质，Ksp的数值越大，难溶电解质在水中的溶解度越大。 对于阴、阳离子个数不同的电解质，Ksp小的电解质的溶解度不一定比Ksp大的溶解度小，如Ksp(Ag2CrO4)<Ksp(AgCl)，但Ag2CrO4的溶解度大于AgCl的溶解度。因此，不能通过比较Ksp数值的大小来确定溶解度的大小。 考点09 沉淀溶解平衡的应用 1.沉淀的生成 (1)沉淀生成的应用 在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。 (2)沉淀的方法 ①调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH，使Q[Fe(OH)3]＞Ksp[Fe(OH)3]可使Fe3＋转变为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。 ②加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，即离子积Q＞Ksp时，生成沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。 a．通入H2S除去Cu2＋的离子方程式：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。 b．加入Na2S除去Hg2＋的离子方程式：Hg2＋＋S2－===HgS↓。 2.沉淀的溶解 (1)沉淀溶解的原理 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，Q<Ksp使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。 (2)沉淀溶解的方法 ①酸溶解法：用强酸溶解的难溶电解质有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。 如CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡为CaCO3(s) Ca2＋(aq)＋CO(aq)，当加入盐酸后发生反应：CO＋2H＋===H2O＋CO2↑，c(CO)降低，溶液中CO与Ca2＋的离子积Q(CaCO3)＜Ksp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 ②盐溶液溶解法：Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。 3．沉淀的转化 （1）实质：是沉淀溶解平衡的移动。 （2）特点 ①通常，一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀。 ②两种难溶物的溶解能力差别越大，越容易转化。 （3）沉淀转化的应用 ①锅炉除水垢。 水垢[含CaSO4(s)]CaCO3(s)Ca2＋(aq) ②除去硫酸铜溶液中的铁离子。 ③矿物转化： CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为 Cu2＋(aq)＋ZnS(s)===CuS(s)＋Zn2＋(aq)。 【特别提醒】沉淀转化虽然是利用的沉淀溶解平衡的移动，但是因为沉淀能够完全转化，所以反应方程式用“===”，不用“”。 考点10 离子反应及其发生的条件 1．离子反应 （1）定义：离子反应是溶液中离子之间以及离子与原子或分子之间发生的反应。 （2）离子反应的实质溶液中某种或某些离子浓度降低。 【特别提醒】 (1)某些物质在熔融状态时也可以发生离子反应。 (2)离子反应的实质是溶液中某种或某些离子的浓度降低，并不是所有的离子浓度都降低。 2．复分解型离子反应发生的条件 (1)生成沉淀 ①Na2SO4溶液与Ba(OH)2溶液混合的离子反应：Ba2＋＋SO===BaSO4↓。 ②向MgCO3悬浊液中加入NaOH溶液的离子反应：MgCO3＋2OH－===Mg(OH)2＋CO。 (2)生成弱电解质 ①NaOH与盐酸混合的离子反应：H＋＋OH－===H2O。 ②盐酸与CH3COONa混合的离子反应：H＋＋CH3COO－===CH3COOH。 ③向稀NH4NO3溶液中加入NaOH溶液的离子反应：NH＋OH－===NH3·H2O。 (3)生成气体(或挥发性物质) ①Na2CO3溶液与稀硫酸混合的离子反应：CO＋2H＋===H2O＋CO2↑。 ②浓NH4NO3溶液中加入浓NaOH溶液的离子反应：NH＋OH－===NH3↑＋H2O。 3．氧化还原型离子反应 (1)非原电池、电解池的反应 在溶液中，具有氧化性和还原性的离子相遇时，二者能发生氧化还原反应而使离子浓度降低，例如： ①向FeCl2溶液中加入酸性KMnO4溶液，离子方程式为5Fe2＋＋MnO＋8H＋===5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O。 ②向CuSO4溶液中加入锌片，离子方程式为Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu。 ③FeCl3溶液腐蚀印刷电路铜板，离子方程式为2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋。 (2)原电池、电解池反应 ①原电池：Cu­Zn­H2SO4。 电极反应式：负极：Zn－2e－===Zn2＋，正极：2H＋＋2e－===H2↑，总反应离子方程式：Zn＋2H＋===Zn2＋＋H2↑。 ②电解池：电解饱和食盐水。 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑。 阴极：2H＋＋2e－===H2↑。 总反应离子方程式：2Cl－＋2H2O2OH－＋H2↑＋Cl2↑。 【特别提醒】 (1)微溶物在产物中写成化学式，在反应物中若是澄清溶液写成离子形式，若是悬浊液写成化学式，不能拆。 (2)弱酸的酸式酸根不能拆写成H＋和弱酸酸根离子形式。 4．离子反应方向的判断 (1)ΔH－TΔS判据 室温时，ΔH－TΔS<0的离子反应能正向自发进行。 (2)平衡常数判据 当反应物的浓度很小时，就可以满足Q<K的条件，因此正反应很容易进行。 考点11 离子的检验与推断 1.物质检验与含量测定 (1)离子检验 利用Fe3＋与SCN－反应检验Fe3＋：Fe3＋＋3SCN－FeSCN3 利用I－与Ag＋反应检验I－：Ag＋＋I－===AgI (2)测定溶液中某些离子的浓度 ①沉淀法：如溶液中SO的浓度，用Ba2＋将其转化为BaSO4沉淀，再称量沉淀的质量求得。 ②酸碱中和滴定法：强酸溶液中H＋的浓度可以用已知准确浓度的强碱溶液滴定的方法获得。 ③氧化还原滴定法：如溶液中MnO的浓度可以用已知准确浓度的Fe2＋溶液滴定的方法来获得。 2.离子检验的类型 (1)生成沉淀； (2)生成气体； (3)显示特殊颜色。 3.离子检验方法 方法 离子 试剂 现象 注意 沉淀 法 Cl－、Br－、I－ AgNO3溶液和稀硝酸 AgCl(白色)、AgBr(淡黄色)、AgI(黄色) — SO 稀盐酸和BaCl2溶液 白色沉淀 先用稀盐酸酸化 Fe2＋ NaOH溶液 白色沉淀→灰绿色沉淀→红褐色沉淀 — Fe3＋ NaOH溶液 红褐色沉淀 — Al3＋ NaOH溶液 白色沉淀→溶解 — 气体 法 NH 浓NaOH溶液和湿润的红色石蕊试纸 产生有刺激性气味的气体，且气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝 要加热 CO 稀盐酸和澄清石灰水 澄清石灰水变浑浊 SO、HCO、 HSO有干扰 SO 稀硫酸和品红溶液 产生有刺激性气味的气体，且气体能使品红溶液褪色 — 显色 法 I－ 氯水(少量)，CCl4 下层为紫色 — Fe2＋ KSCN溶液和氯水 先是无变化，滴加氯水后变红色 先加KSCN溶液，无变化，再加氯水 Fe3＋ KSCN溶液 红色 — 焰色 实验 Na＋、K＋ Pt(Fe)丝和稀盐酸 火焰分别呈黄色、紫色 K＋要透过蓝色钴玻璃片观察焰色 考点12 酸碱中和滴定 1．原理 利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准HCl溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。 2．实验操作与仪器的选择 (1)主要仪器 (2)滴定前准备 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→→记录。 锥形瓶：洗涤→装待测液→加指示剂。 (3)滴定操作 (4)滴定终点 滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，停止滴定，并记录标准溶液的体积。 (5)数据处理 按上述操作重复2～3次，根据每次所用标准液的体积计算待测液的物质的量浓度，最后求出待测液的物质的量浓度的平均值。 3．关键 (1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。 (2)选取适当的指示剂，准确判断滴定终点。 熟记：常见酸碱指示剂的变色范围 指示剂 变色范围和pH 石蕊 甲基橙 酚酞 4．误差分析 以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例： 步骤 操作 V标准 c待测 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用标准溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 变小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 偏低 滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高 易错点01 判断弱电解质的两种方法 1.弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH=1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后，1<pH<2。 2.弱电解质形成的盐能水解，如用玻璃棒蘸取一定浓度的CH3COONa溶液滴在pH试纸上，pH>7，说明CH3COONa为强碱弱酸盐，即CH3COOH为弱酸。 易错点02 加水稀释粒子浓度比值变化分析 1.同一溶液、浓度比等于物质的量比。如HF溶液：。(由浓度比较变成物质的量比较) 2.将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：。(由两变量转变为一变量) 易错点03 酸、碱混合后溶液酸碱的判断 1.等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。 2.室温下c酸(H+)=c碱(OH-)，即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。 3.室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合酸碱性分析(两强混合) ①若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH=7。 ②若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。 ③若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。 易错点04 酸碱滴定中溶液pH曲线 1.强酸与强碱滴定过程中pH曲线 如以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸的滴定曲线如下： 2.强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 3.滴定曲线分析步骤 首先看横、纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱；再次找滴定终点和pH=7的中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(pH=7)的位置；最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。但要注意中性点与恰好反应点的区别。 易错点05 中和滴定曲线 1.巧抓“5点”，突破滴定曲线中粒子浓度关系 (1)抓反应的“起始”点：判断酸、碱的相对强弱。 (2)抓反应“一半”点：判断是什么溶质的等量混合。 (3)抓“恰好”反应点：生成的溶质是什么，判断溶液的酸碱性。 (4)抓溶液的“中性”点：生成什么溶质，哪种物质过量或不足。 (5)抓反应的“过量”点：溶液中的溶质是什么，判断哪种物质过量。 2.抓住滴定曲线中的5个关键点——模型构建 以室温时用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液为例。如图所示： 关键点 离子浓度关系 反应起始点(与pH轴的交点) 起始点为HA的单一溶液，0.1 mol·L-1 HA溶液pH>1说明HA是弱酸，c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-) 反应一半点(点①) 溶液中含等物质的量的NaA和HA，此时溶液pH<7，说明HA的电离程度大于A-的水解程度，c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-) 中性点(点②) 溶液pH=7，溶液呈中性，酸没有完全被中和，c(Na+)=c(A-)>c(HA)>c(H+)=c(OH-) 恰好完全反应点(点③) 此时二者恰好完全反应生成NaA，为强碱弱酸盐，溶液显碱性，c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>(H+) 过量点(点④) 此时，NaOH溶液过量，得到NaA与NaOH等物质的量的混合液，溶液显碱性，c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+) 易错点6 分布系数曲线 1.认识分布曲线 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) δ0为CH3COOH分布系数，δ1为CH3COO-分布系数 δ0为H2C2O4分布系数，δ1为HC2分布系数 随着pH增大，溶质分子浓度不断减小，离子浓度逐渐增大，酸根离子增多。根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式 同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布系数和酸的分布浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度。 2.读图解题要领 (1)读“曲线”——每条曲线所代表的粒子及变化趋势(以上图中H2C2O4为例)随pH增大，δ只减不增的为H2C2O4曲线，δ先增后减的为HC2曲线，δ只增不减的为C2曲线。 (2)“用交点”——交点是某两种粒子浓度相等的点，可计算电离常数K： ①图中①点：c(HC2)=c(H2C2O4)，其pH为pH1，(H2C2O4)=。 ②同理图中②点：c(HC2)=c(C2)，对应pH为pH2，。 ③图中③点，c(H2C2O4)=c(C2)，此时c(HC2)最大，其溶液pH为pH3，则pH3=。 推理过程如下： H2C2O4H++HC2，HC2，，由于交点③时，c(H2C2O4)=c(C2)，c2(H+)=，两边取负对数，即可得，pH3=。 易错点7 对数图像 1.图像含义 将溶液中某一微粒的浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取常用对数，即lg c(A)或lg 得到的粒子浓度对数图像。 2.破解对数图像的数据 (1)运算法则：lg ab=lg a+lg b、lg =lg a-lg b、lg 1=0。 (2)运算突破点：如lg =0的点有c(A)=c(B)；lg c(D)=0的点有c(D)=1 mol·L-1。 3.破解对数图像的步骤 (1)识图像：观察横坐标、纵坐标的含义，看清每条曲线代表的粒子种类以及曲线的变化趋势，计算电离常数时应利用两种粒子浓度相等的点，如lg =0。 (2)找联系：根据图像中的坐标含义和曲线的交点，分析所给电解质的电离平衡常数或pH与纵、横坐标之间的联系。 (3)想原理：涉及电离平衡常数，写出平衡常数表达式，在识图像、想原理的基础上，将图像与原理结合起来思考。 (4)用公式：运用对数计算公式分析。 易错点8 离子积曲线 1.阴、阳离子浓度单曲线 以BaSO4在不同条件下沉淀溶解平衡为例。 提取曲线信息： a→c 曲线上变化，增大c(S) b→c 加入1×10-5 mol·L-1 Na2SO4溶液(加水不行) d→c 加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化) c→a 曲线上变化，增大c(Ba2+) 曲线上方的点表示有沉淀生成；曲线下方的点表示不饱和溶液 2.阴、阳离子浓度-温度双曲线图 以BaSO4沉淀溶解平衡为例。 提取曲线信息： ①曲线上各点的意义：每条曲线上任一点都表示饱和溶液；曲线上方的任一点均表示过饱和溶液，此时有沉淀析出；曲线下方的任一点均表示不饱和溶液。 T1曲线：a、b点都表示饱和溶液，c点表示过饱和溶液。 T2曲线：a、b、c点都表示不饱和溶液。 ②计算Ksp：由a或b点可以计算出T1温度下的Ksp。 ③比较T1和T2大小：因BaSO4沉淀溶解平衡吸热，可知：T1<T2。 易错点9 对数曲线 1.正对数[lg c(M+)~lg c(R-)]曲线 提取曲线信息： ①曲线上各点的意义：每条曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点均表示过饱和溶液(Q>Ksp)，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点均表示不饱和溶液(Q<Ksp)。 ZnS曲线：a点表示饱和溶液，c点表示不饱和溶液[Q(ZnS)<Ksp(ZnS)]。 CuS曲线：b点表示饱和溶液，c点表示过饱和溶液[Q(CuS)>Ksp(CuS)]。 ②计算Ksp：由曲线上面给定数据可以计算CuS、ZnS的Ksp。 ③比较Ksp大小：Ksp(ZnS)>Ksp(CuS)。 2.负对数[-lg c(M+)~-lg c(R-)]曲线 提取曲线信息 (1)MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次减小。 (2)a点可表示MnCO3的饱和溶液，c(Mn2+)等于c(C)。 (3)b点可表示CaCO3的饱和溶液，且c(Ca2+)大于c(C)。 (4)c点可表示MgCO3的不饱和溶液，且c(Mg2+)小于c(C)。 易错点10 沉淀滴定曲线 1.沉淀滴定曲线的特点 沉淀溶解平衡滴定曲线，一般横坐标为滴加溶液的体积，纵坐标为随溶液体积增加，相应离子浓度的变化。突跃点表示恰好完全反应，曲线上的点都处于沉淀溶解平衡状态。利用突跃点对应的数据可计算对应沉淀的Ksp。 2.沉淀滴定曲线图像突破方法 第一步，识图像。认识图像横坐标、纵坐标表示什么，如表示离子浓度、pM等。 第二步，想原理。涉及的原理主要有溶度积表达式书写、影响沉淀溶解平衡的因素以及溶度积常数的影响因素。如浓度不会改变溶度积，溶度积只与温度有关，多数情况下，温度越高，溶度积越大。 第三步，找联系。将图像与溶度积原理联系起来，分析题目设置的问题，如求离子浓度、判断沉淀溶解平衡状态等。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题04 原子结构与元素性质 考点01 氢原子光谱 1．原子结构模型的发展历程 时间或年代 1803年 1903年 1911年 1913年 20世纪20年代中期 原子结 构模型 模型名称 实心球体模型 葡萄干布丁模型 核式模型 电子分层排布模型 量子力学模型 相关科学家 道尔顿 汤姆逊 卢瑟福 玻尔 薛定谔 2．基态原子与激发态原子 (1)基态原子：处于最低能量状态的原子。 (2)激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。 (3)基态、激发态原子相互间转化的能量变化 基态原子激发态原子 3．光谱 (1)光谱的含义：利用仪器将物质吸收的光或发射的光的波长和强度分布记录下来，就得到所谓的光谱。 (2)光谱的类型 ①连续光谱：若光谱是由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而不能分辨，则这种光谱为连续光谱。例如，阳光形成的光谱即为连续光谱。 ②线状光谱：若光谱是由具有特定波长的、彼此分立的谱线组成，则所得光谱为线状光谱。 4．光谱与光谱分析 光谱：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原子的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。 光谱分析：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。 考点02 玻尔的原子结构模型 1．基本观点 运动轨迹 原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动，并且不辐射能量 能量分布 在不同轨道上运动的电子具有不同的能量(E)，而且能量是量子化的。轨道能量随量子数n(1，2，3，……)的增大而升高。 对氢原子而言，电子处于n＝1的轨道时能量最低，这种状态称为基态；能量高于基态的状态，称为激发态。 电子跃迁 只有当电子从一个轨道(Ei)跃迁到另一个轨道(Ej)才会辐射或吸收能量。如果辐射或吸收的能量以光的形式表现出来并被记录下来，就形成光谱。 2．贡献 (1)成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。 (2)阐明了原子光谱源自核外电子在能量不同的轨道之间的跃迁，而电子所处的轨道的能量是量子化的。 3．玻尔的原子结构模型意义 玻尔的核外电子分层排布的原子结构模型成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。 考点03 原子轨道 1．电子层 将量子数n所描述的电子运动状态称为电子层。 分层标准 电子离核的远近 取值 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 能量 逐渐升高 离核 越来越远 2．能级 在同一电子层中，电子所具有的能量可能不同，所以同一电子层可分成不同的能级，用s、p、d、f等来表示。 ①描述同一电子层中能量不同的能级，也称为(电子云)原子轨道的形状、电子亚层。 ②第1电子层(n=1，K 层)有1个能级：1s； 第2电子层(n=2，L 层)有2个能级：2s、2p； 第3电子层(n=3，M层)有3个能级：3s、3p、3d； 第4电子层(n=4，N层)有4个能级：4s、4p、4d、4f …… 3．原子轨道 (1)描述磁场中原子轨道的不同能量状态，也称为电子云或原子轨道的不同伸展方向。 (2)同一能级的不同伸展方向，在没有外加磁场时，能量相同 (3)s能级有1个原子轨道，p能级有3个能量相同的原子轨道，px、py、 pz；d能级有5个能量相同的原子轨道，；f能级有7个能量相同的原子轨道…… 概念 单个电子在原子核外的空间运动状态 各能级上对应的原子轨道数 ns np nd nf 1 3 5 7 4．核外电子的自旋量子化状态 (1)描述在能量完全相同时运动的特殊状态，简称为电子自旋状态。 (2)处于同一原子轨道上的电子的自旋状态只有两种。 (3)通常用符号↑和↓表示。 5.能层与能级的有关规律 （1）能级的个数=所在能层的能层序数。 （2）能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1，3，5，7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子。 （3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。 （4）每一能层最多容纳电子数为2n2(n为能层序数)。 （5）各能级所在能层的取值：ns(n≥1)；np(n≥2)；nd(n≥3)；nf(n≥4)。 （6）能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)<E(nd)< E(nf) ……。 （7）不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高。例如：E(1s)< E(2s)<E(3s) 。 （8）不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同。例如：Ar的1s能级的能量≠S的1s能级的能量。 6．能层、能级与最多容纳的电子数 能层(n) 一 二 三 四 五 六 七 …… 符号 K L M N O P Q …… 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s …… …… …… …… 最多容纳的电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 …… …… …… …… 2 8 18 32 …… …… …… 2n2 考点04 原子轨道的图形描述 1．原子轨道的图形描述 2．s电子的原子轨道 s能级电子的原子轨道呈球形，即该原子轨道具有球对称性，电子层(能层)序数越大，原子轨道的半径越大。 3．p电子的原子轨道 P电子的原子轨道是纺锤形(哑铃形)形的，每个P原子轨道有3个轨道(伸展方向)，它们互相垂直，P轨道在空间的分布特点是分别相对于x、y、z轴对称， P原子轨道在空间的分布分别沿x、y、z方向。P原子轨道的平均半径也随电子层序数增大而增大。 考点05 电子在核外的空间分布 1．原子核外电子的运动特点 (1)电子的质量很小(9.109 5×10－31 kg)，带负电荷。 (2)相对于原子和电子的体积而言，电子运动的空间很大。 (3)电子运动的速度很快，接近光速(3.0×108 m·s－1)。 2．电子云 (1)电子云：是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。 (2)电子云轮廓图的形状：s能级的电子云轮廓图是球形，p能级的电子云轮廓图是哑铃形。 3．电子在核外的空间分布 (1)电子云图：描述电子在核外空间某处单位体积内的概率分布的图形。 (2)意义：点密集的地方，表示电子在此处单位体积内出现的概率大；点稀疏的地方，表示电子在此处单位体积内出现的概率小。 考点06 基态原子核外电子排布原则 1．能量最低原则 (1)能量最低原理 基态原子的核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量最低。 (2) 基态原子按能量顺序1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s……即按ns、(n－2)f、(n－1)d、np顺序排布。 能量高低：ns<np<nd<nf，1s<2s<3s，2p<3p<4p。 2．泡利不相容原理 一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反，或者说一个原子中不会存在四个量子数完全相同的电子。如2s2的电子排布为，不能为。 3．洪特规则 原子核外电子在能量相同的各个原子轨道上排布时，将尽可能分占不同原子轨道 ，且自旋方向相同，这样整个原子的能量最低。如2p3轨道上的电子排布为，不能为或。 4．基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 可简单写为nlx，其中n为主量子数，x为电子数，角量子数l用其所对应的符号表示。如Li原子的电子排布式为1s22s1，Al原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1。 (2)轨道表示式 用小圆圈(或方框、短线)表示一个给定量子数n、l、m的原子轨道，并用“↑”或“↓”区别自旋状态不同的电子。如基态O原子的轨道表示式为或。 考点07 19～36号元素的基态原子的核外电子排布 1．洪特规则特例 (1)内容：能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。 (2)举例：写出下列基态原子的电子排布式。 Cr： 1s22s22p63s23p63d54s1。 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。 2．价电子和价电子排布式 (1)价电子：一般化学反应涉及原子外层轨道上的电子。 (2)价电子排布式：只表示出原子的价电子排布的式子，如基态铁原子价电子排布式为3d64s2。 (3)主族元素原子的价电子数一般等于该元素的最高正化合价。 3．复杂原子的核外电子排布式 对于复杂原子的核外电子排布式，应先按能量最低原理从低到高排列，然后将同一电子层的排在一起。例如：26Fe，先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一电子层的电子排在一起，即该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。 4．特殊原子的核外电子排布式 例如：24Cr，先将电子按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5是半充满状态稳定，因此需要将4s轨道上的一个电子调整到3d轨道上，得1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一电子层的排在一起，得该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。再如：29Cu，先将电子按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10是全充满状态稳定，因此需要将4s轨道上的一个电子调整到3d轨道上，得1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一电子层的排在一起，得该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。 5．前四周期元素核外电子排布的特殊性 (1)最外层只有1个未成对电子的元素 ⅠA族(ns1：H、Li、Na、K)； ⅢA族(ns2np1：B、Al、Ga)； ⅦA族(ns2np5：F、Cl、Br)； Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)。 (2)最外层有2个未成对电子的元素 ⅣA族(ns2np2：C、Si、Ge)； ⅥA族(ns2np4：O、S、Se)。 (3)最外层有3个未成对电子的元素 ⅤA族(ns2np3：N、P、As) (4)核外电子排布中，未成对电子数最多的元素 Cr(3d54s1，共有6个未成对电子) 6．核外电子排布的表示方法 原子结构示意图 意义 将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 意义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子排布式 意义 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结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子排布式 意义 主族元素的价电子指最外层电子，价电子排布式即外围电子排布式 实例 Al：3s23p1 轨道表示式 意义 每个圆圈(或方框)代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 或 7．多电子的基态原子核外电子排布遵循的排布顺序 8．基态原子电子排布原则 核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则，对三条原则不能孤立地理解，要综合应用。其中，能量最低原则又可叙述为：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量最低。 考点08 核外电子排布与元素周期表 1．原子核外电子排布与周期的划分 (1)鲍林近似能级图 ①能量相近的原子轨道属于同一能级组； ②相邻能级组之间的能量差较大，同一能级组内能级之间的能量差较小。 (2)周期与能级组的关系 周期数 能级组序号 能级组内原子轨道 能级组内最多容纳电子数 元素种类数 1 1 1s 2 2 2 2 2s、2p 8 8 3 3 3s、3p 8 8 4 4 4s、3d、4p 18 18 5 5 5s、4d、5p 18 18 6 6 6s、4f、5d、6p 32 32 7 7 7s、5f、6d、7p 32 32 (3)周期与核外电子排布的本质联系 ①元素周期表的七个周期分别对应7个能级组。 ②周期数＝电子层数。 ③一个周期所包含的元素种类数＝对应能级组最多容纳的电子数。 2．原子核外电子排布与族的划分 (1)族的划分依据：族的划分与原子的价电子数和价电子排布密切相关。 (2)特点：一般来说，同族元素的价电子数目相同。 (3)规律： 稀有气体元素→价电子排布：ns2np6(He除外)。 3．元素周期表的分区与外围电子排布的关系 (1)元素周期表的分区 (2)各区外围电子排布特点 分区 外围电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除Pd外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 4.各区元素化学性质及原子价电子排布特点 包括的元素 价电子排布 化学性质 s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2(最后的电子填充在ns上) 除氢外，都是活泼金属元素(碱金属和碱土金属) p区 ⅢA～ⅦA族、0族 ns2np1～6(氦除外，最后的电子填充在np上) 最外层电子参与反应，随着最外层电子数目的增加，元素非金属性增强，金属性减弱(0族除外) d区 ⅢB～ⅦB族(镧系、锕系除外)、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2[Pd除外，最后的电子填充在(n－1)d上] 均为过渡金属元素，由于(n－1)d轨道都未充满电子，因此(n－1)d轨道上的电子可以不同程度地参与化学键的形成(Pd除外) ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10 ns1～2[(n－1)d全充满] 均为过渡金属元素，(n－1)d轨道已充满电子，因此(n－1)d轨道上的电子一般不再参与化学键的形成 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2 ns2 镧系元素的化学性质非常相近；锕系元素的化学性质也非常相近 5．原子结构与周期表的关系 周期 电子层数 每周期第一种元素 每周期最后一种元素 原子序数 基态原子的电子排布式 原子序数 基态原子的简化电子排布式 2 2 3 [He]2s1 10 1s22s22p6 3 3 11 [Ne]3s1 18 1s22s22p63s23p6 4 4 19 [Ar]4s1 36 1s22s22p63s23p63d104s24p6 5 5 37 [Kr]5s1 54 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 6 6 55 [Xe]6s1 86 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6 6．第4周期部分过渡元素的价电子排布为 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB 价电子排布 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 7．原子核外电子排布与元素周期表的分区 s区包含He和ⅠA、ⅡA两族元素；除氢、氦外，其余都是活泼的金属元素； p区包含ⅢA～ⅦA和0族(He除外)元素；除氢、氦外，所有的非金属元素都在p区； d区包含ⅢB～ⅦB和Ⅷ族(镧系和锕系除外)全是金属元素； ds区包含ⅠB和ⅡB族，全是金属元素； f区包含镧系和锕系，全是金属元素。 s区、d区、ds区的元素，它们的原子最外层电子数均不超过2个，只有p区的元素原子最外层电子数可为3～8个。 考点09 原子半径及其比较 1．原子半径 依据量子力学理论，人们假定原子是一个球体，并用统计的方法来测定它的半径。 2．原子半径的周期性变化 3．原子半径的变化规律 规律 原因 同主族元素(自上而下) 原子半径逐渐增大 核电荷数增加对外层电子的吸引作用小于增加电子间的排斥作用 同周期元素(从左到右) 原子半径逐渐减小(除稀有气体元素外) 增加电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用 同周期过渡元素(从左到右) 原子半径逐渐减小，但变化幅度不大 增加的电子都分布在(n－1)d轨道上，它对外层电子的排斥作用与核电荷增加带来的核对电子的有效吸引作用大致相当 4．判断微粒半径大小的规律 (1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。 (2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 (3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)<r(Na)，r(S)<r(S2－)。 (4)电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 (5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。 5．有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析 “一层”：先比较电子层数，一般电子层越多，半径越大。 “二核”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三电子”：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 考点10 电离能及其分类 1．电离能的概念 气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能，常用符号I表示，单位是kJ·mol－1。 判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该原子越难失去电子。 2．电离能的分类 (1)第一电离能是处于基态的气态原子失去1个电子，生成＋1价气态阳离子所需要的能量，符号为I1；表示为M(g)===M＋(g)＋e－ I1 (2)第二电离能是由＋1价气态阳离子再失去一个电子形成＋2价气态阳离子所需要的能量，符号为I2；表示为M＋(g)===M2＋(g)＋e－ I2 (3)依次还有第三电离能I3，第四电离能I4等。可以表示为： M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能) M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能) M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能) 3．电离能的意义 (1)电离能越小，该气态原子越容易失去电子。 (2)电离能越大，该气态原子越难失去电子。 (3)运用电离能可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。 考点11 电离能变化规律及其影响因素 1．元素逐级电离能的变化规律 同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级增大。 2．元素第一电离能的变化规律 元素第一电离能呈现周期性变化，变化趋势图如下： (1)同周期从左到右，元素的第一电离能总体上呈现增大的趋势。 (2)同主族自上而下，元素的第一电离能逐渐减小。 (3)同周期从左到右，过渡元素的第一电离能变化不太规则，第一电离能略有增加。 3．影响因素 (1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子排布。 (2)具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素原子稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素的大。一般情况下，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 4．电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≤I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。 (2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≤I2<I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 考点12 电负性及其变化规律 1．电负性的意义 (1)定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。 (2)意义：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；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。 (3)标准：以氟的电负性为4.0作为标准，得出各元素的电负性。 2．电负性周期性变化规律 (1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。 (2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小。 (3)电负性大的元素集中在周期表的右上角，电负性小的元素集中在周期表的左下角。 (4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐减小的趋势。 考点13 电负性的应用 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。 (3)元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。 2．判断元素化合价的正负 (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．判断化学键的类型 (1)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。 (2)如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。 (3)离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。 4．对角线规则 元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。例如， 处于对角线的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质相似。 5．电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系 （1）电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价。 （2）金属元素一般都在元素周期表的左下方，同一周期的左边，同一族的下面，电负性值较小，在形成化合物时，容易失去电子从而形成正价。非金属元素一般都在元素周期表的右上方，同一周期的右边，同一族的上面，电负性值较大，在形成化合物时，容易得到电子从而形成负价。对于大部分非金属元素，在形成化合物时，既可以在与比它电负性小的元素形成化合物时显负价，也可以在与比它电负性大的元素形成化合物时显正价。 易错点01 同主族、相邻周期元素原子序数差的关系 ①第 ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。 ②第 ⅡA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。 ③第 ⅢA~ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、32。 ④0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32、32。 易错点02 电子层结构相同的微粒半径大小规律 电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增大而减小，如O2->F->Na+>Mg2+>Al3+。可归纳为电子层排布相同的离子，(表中位置)阴离子在阳离子前一周期，原子序数大的半径小，概括为“阴上阳下，序大径小”。 易错点03 判断元素金属性、非金属性强弱的常用方法 金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强 ②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 非金属性 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 易错点04 依据成键特征和结构式推断元素 1.化学键信息：如能形成4个共价键的元素为C、Si等，能形成2个共价键的元素为O、S等，能形成1个共价键的元素为H或卤族元素。 2.根据形成的简单阴、阳离子可确定原子的最外层电子数，如X2＋和Y2－，即X、Y原子最外层电子数分别为2和6。 3.化合价信息：化合物中各元素化合价代数和为0，结合某些常见元素的化合价或化学键等，可确定未知元素的化合价，间接确定最外层电子数目。 易错点05 依据物质性质和转化关系推断元素 1.常见物质的性质及特征反应 (1)与CO2、H2O反应生成O2的固体为Na2O2。 (2)相遇能形成白烟的两气体常为HCl、NH3。 (3)与强碱、强酸均能反应的氧化物和氢氧化物分别为Al2O3、Al(OH)3。 (4)元素的最高价氧化物对应的水化物与其氢化物反应生成盐的元素为N。 (5)能腐蚀玻璃的酸为HF。 (6)在空气中变红棕色的无色气体是NO。 2.常见短周期元素的单质及其化合物的转化关系(反应条件略) 3.熟悉常见的“10e－”“18e－”微粒 (1)“10e－”微粒 (2)“18e－”微粒 易错点06 依据原子结构、周期表中的位置推断元素 1.最外层电子规律 最外层电子数(N) 元素在周期表中的位置 3≤N<8 第ⅢA族~第ⅦA族 N=1或2 第ⅠA族、第ⅡA族、 副族、0族元素(氦) N>次外层电子数 第二周期(Li、Be除外) 2.第四周期元素价层电子排布特点 未成对电子数 价层电子排布 元素 1 4s1、3d14s2、3d104s1、4s24p1、4s24p5 K、Sc、Cu、Ga、Br 2 3d24s2、3d84s2、4s24p2、4s24p4 Ti、Ni、Ge、Se 3 3d34s2、3d74s2、4s24p3 V、Co、As 4 3d64s2 Fe 5 3d54s2 Mn 6 3d54s1 Cr 3.熟悉主族元素原子结构及周期表中的特殊位置 原子结构特点 周期表中位置特点 元素 最外层电子数和电子层数相等 主族序数等于周期数 H、Be、Al等 最外层电子数是电子层数的2倍 主族序数等于周期数2倍 C、S 最外层电子数是电子层数的3倍 主族序数等于周期数3倍 O 电子层数是最外层电子数的2倍 周期数是主族序数2倍 Li、Ca、Tl 电子层数是最外层电子数的3倍 周期数是主族序数3倍 Na、Ba 未成对电子数是3的主族元素 第ⅤA族 N、P、As s轨道电子总数与p轨道电子总数相等的短周期元素 — O、Mg 易错点07 元素推断与元素周期律的综合应用 1．元素推断的一般思路 2．推断元素的常用方法 (1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。 (2)利用常见元素及化合物的特征性质。 3．由基态原子的价层电子排布确定元素在元素周期表中的位置 (1)周期序数＝电子层数＝最高能层序数 (2)主族元素的族序数＝价层电子数 (3)第ⅢB族～第ⅦB族的价层电子排布为(n－1)d1～5ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝价层电子数。如锰的价层电子排布为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。 (4)第ⅠB族和第ⅡB族的价层电子排布为(n－1)d10ns1～2，族序数＝ns能级上的电子数。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题04 原子结构与元素性质 考点01 氢原子光谱 1．原子结构模型的发展历程 时间或年代 1803年 1903年 1911年 1913年 20世纪20年代中期 原子结 构模型 模型名称 实心球体模型 葡萄干布丁模型 核式模型 电子分层排布模型 量子力学模型 相关科学家 道尔顿 汤姆逊 卢瑟福 玻尔 薛定谔 2．基态原子与激发态原子 (1)基态原子：处于 状态的原子。 (2)激发态原子：基态原子 能量，它的电子会跃迁到 能级，变为激发态原子。 (3)基态、激发态原子相互间转化的能量变化 基态原子激发态原子 3．光谱 (1)光谱的含义：利用仪器将物质吸收的光或发射的光的 和 分布记录下来，就得到所谓的光谱。 (2)光谱的类型 ①连续光谱：若光谱是由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而 ，则这种光谱为连续光谱。例如，阳光形成的光谱即为连续光谱。 ②线状光谱：若光谱是由具有 的、彼此分立的谱线组成，则所得光谱为线状光谱。 4．光谱与光谱分析 光谱：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原子的电子的 光谱或 光谱，总称原子光谱。 光谱分析：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。 考点02 玻尔的原子结构模型 1．基本观点 运动轨迹 原子中的电子在具有确定半径的 轨道上绕 运动，并且不辐射能量 能量分布 在不同轨道上运动的电子具有 的能量(E)，而且能量是 的。轨道能量随量子数n(1，2，3，……)的增大而 。 对氢原子而言，电子处于n＝1的轨道时能量最低，这种状态称为基态；能量高于基态的状态，称为 态。 电子跃迁 只有当电子从一个轨道(Ei)跃迁到另一个轨道(Ej)才会辐射或吸收能量。如果辐射或吸收的能量以光的形式表现出来并被记录下来，就形成 。 2．贡献 (1)成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。 (2)阐明了原子光谱源自核外电子在能量不同的 之间的跃迁，而电子所处的轨道的能量是 的。 3．玻尔的原子结构模型意义 玻尔的核外电子分层排布的原子结构模型成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。 考点03 原子轨道 1．电子层 将量子数n所描述的 称为电子层。 分层标准 电子离核的远近 取值 1 2 3 4 5 6 7 符号 能量 离核 2．能级 在同一电子层中，电子所具有的能量可能 ，所以同一电子层可分成不同的 ，用 等来表示。 ①描述同一电子层中能量不同的能级，也称为(电子云)原子轨道的形状、电子亚层。 ②第1电子层(n=1，K 层)有1个能级： ； 第2电子层(n=2，L 层)有2个能级： ； 第3电子层(n=3，M层)有3个能级：3s、3p、3d； 第4电子层(n=4，N层)有4个能级：4s、4p、4d、4f …… 3．原子轨道 (1)描述磁场中原子轨道的不同能量状态，也称为电子云或原子轨道的 方向。 (2)同一能级的不同伸展方向，在没有外加磁场时，能量相同 (3)s能级有1个原子轨道，p能级有3个能量相同的原子轨道，px、py、 pz；d能级有5个能量相同的原子轨道，；f能级有7个能量相同的原子轨道…… 概念 单个电子在原子核外的空间运动状态 各能级上对应的原子轨道数 ns np nd nf 4．核外电子的自旋量子化状态 (1)描述在能量完全相同时运动的特殊状态，简称为 。 (2)处于同一原子轨道上的电子的自旋状态只有 种。 (3)通常用符号↑和↓表示。 5.能层与能级的有关规律 （1）能级的个数=所在能层的 。 （2）能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1，3，5，7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子。 （3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。 （4）每一能层最多容纳电子数为2n2(n为能层序数)。 （5）各能级所在能层的取值：ns(n≥1)；np(n≥2)；nd(n≥3)；nf(n≥4)。 （6）能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)<E(nd)< E(nf) ……。 （7）不同能层中同一能级，能层序数越大， 。例如：E(1s)< E(2s)<E(3s) 。 （8）不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同。例如：Ar的1s能级的能量≠S的1s能级的能量。 6．能层、能级与最多容纳的电子数 能层(n) 一 二 三 四 五 六 七 …… 符号 K L M N O P Q …… 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s …… …… …… …… 最多容纳的电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 …… …… …… …… 2 8 18 32 …… …… …… 2n2 考点04 原子轨道的图形描述 1．原子轨道的图形描述 2．s电子的原子轨道 s能级电子的原子轨道呈 形，即该原子轨道具有球对称性，电子层(能层)序数越大，原子轨道的半径 。 3．p电子的原子轨道 P电子的原子轨道是 形(哑铃形)形的，每个P原子轨道有 个轨道(伸展方向)，它们互相 ，P轨道在空间的分布特点是分别相对于x、y、z轴对称， P原子轨道在空间的分布分别沿x、y、z方向。P原子轨道的平均半径也随电子层序数增大而 。 考点05 电子在核外的空间分布 1．原子核外电子的运动特点 (1)电子的质量很小(9.109 5×10－31 kg)，带 电荷。 (2)相对于原子和电子的体积而言，电子运动的空间 。 (3)电子运动的速度很快，接近 (3.0×108 m·s－1)。 2．电子云 (1)电子云：是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的 分布的形象化描述。 (2)电子云轮廓图的形状：s能级的电子云轮廓图是 形，p能级的电子云轮廓图是 形。 3．电子在核外的空间分布 (1)电子云图：描述电子在核外空间某处单位体积内的 的图形。 (2)意义：点密集的地方，表示电子在此处单位体积内出现的 ；点稀疏的地方，表示电子在此处单位体积内出现的 。 考点06 基态原子核外电子排布原则 1．能量最低原则 (1)能量最低原理 基态原子的核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量 。 (2) 基态原子按能量顺序1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s……即按ns、(n－2)f、(n－1)d、np顺序排布。 能量高低：ns<np<nd<nf，1s<2s<3s，2p<3p<4p。 2．泡利不相容原理 一个原子轨道中最多只能容纳 个电子，并且这两个电子的自旋方向必须 ，或者说一个原子中不会存在 个量子数完全相同的电子。如2s2的电子排布为，不能为。 3．洪特规则 原子核外电子在能量相同的各个原子轨道上排布时，将尽可能分占 ，且自旋方向 ，这样整个原子的能量最低。如2p3轨道上的电子排布为，不能为或。 4．基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 可简单写为nlx，其中n为主量子数，x为电子数，角量子数l用其所对应的符号表示。如Li原子的电子排布式为1s22s1，Al原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1。 (2)轨道表示式 用小圆圈(或方框、短线)表示一个给定量子数n、l、m的原子轨道，并用“↑”或“↓”区别自旋状态不同的电子。如基态O原子的轨道表示式为或。 考点07 19～36号元素的基态原子的核外电子排布 1．洪特规则特例 (1)内容：能量相同的原子轨道在 (如p6和d10)、 (如p3和d5)和 (如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。 (2)举例：写出下列基态原子的电子排布式。 Cr： 1s22s22p63s23p63d54s1。 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。 2．价电子和价电子排布式 (1)价电子：一般化学反应涉及原子 上的电子。 (2)价电子排布式：只表示出原子的价电子排布的式子，如基态铁原子价电子排布式为3d64s2。 (3)主族元素原子的价电子数一般等于该元素的 。 3．复杂原子的核外电子排布式 对于复杂原子的核外电子排布式，应先按能量最低原理从低到高排列，然后将同一电子层的排在一起。例如：26Fe，先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一电子层的电子排在一起，即该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。 4．特殊原子的核外电子排布式 例如：24Cr，先将电子按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5是半充满状态稳定，因此需要将4s轨道上的一个电子调整到3d轨道上，得1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一电子层的排在一起，得该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。再如：29Cu，先将电子按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10是全充满状态稳定，因此需要将4s轨道上的一个电子调整到3d轨道上，得1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一电子层的排在一起，得该原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。 5．前四周期元素核外电子排布的特殊性 (1)最外层只有1个未成对电子的元素 ⅠA族(ns1：H、Li、Na、K)； ⅢA族(ns2np1：B、Al、Ga)； ⅦA族(ns2np5：F、Cl、Br)； Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)。 (2)最外层有2个未成对电子的元素 ⅣA族(ns2np2：C、Si、Ge)； ⅥA族(ns2np4：O、S、Se)。 (3)最外层有3个未成对电子的元素 ⅤA族(ns2np3：N、P、As) (4)核外电子排布中，未成对电子数最多的元素 Cr(3d54s1，共有6个未成对电子) 6．核外电子排布的表示方法 原子结构示意图 意义 将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 意义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子排布式 意义 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结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子排布式 意义 主族元素的价电子指最外层电子，价电子排布式即外围电子排布式 实例 Al：3s23p1 轨道表示式 意义 每个圆圈(或方框)代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 或 7．多电子的基态原子核外电子排布遵循的排布顺序 8．基态原子电子排布原则 核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则，对三条原则不能孤立地理解，要综合应用。其中，能量最低原则又可叙述为：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量最低。 考点08 核外电子排布与元素周期表 1．原子核外电子排布与周期的划分 (1)鲍林近似能级图 ①能量相近的原子轨道属于 组； ②相邻能级组之间的能量差较 ，同一能级组内能级之间的能量差较 。 (2)周期与能级组的关系 周期数 能级组序号 能级组内原子轨道 能级组内最多容纳电子数 元素种类数 1 1 1s 2 2 2s、2p 3 3 3s、3p 4 4 4s、3d、4p 5 5 5s、4d、5p 6 6 6s、4f、5d、6p 7 7 7s、5f、6d、7p 32 32 (3)周期与核外电子排布的本质联系 ①元素周期表的七个周期分别对应 个能级组。 ②周期数＝ 。 ③一个周期所包含的元素种类数 对应能级组最多容纳的电子数。 2．原子核外电子排布与族的划分 (1)族的划分依据：族的划分与原子的 和 密切相关。 (2)特点：一般来说，同族元素的价电子数目 。 (3)规律： 稀有气体元素→价电子排布： (He除外)。 3．元素周期表的分区与外围电子排布的关系 (1)元素周期表的分区 (2)各区外围电子排布特点 分区 外围电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除Pd外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 4.各区元素化学性质及原子价电子排布特点 包括的元素 价电子排布 化学性质 s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2(最后的电子填充在ns上) 除氢外，都是活泼金属元素(碱金属和碱土金属) p区 ⅢA～ⅦA族、0族 ns2np1～6(氦除外，最后的电子填充在np上) 最外层电子参与反应，随着最外层电子数目的增加，元素非金属性增强，金属性减弱(0族除外) d区 ⅢB～ⅦB族(镧系、锕系除外)、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2[Pd除外，最后的电子填充在(n－1)d上] 均为过渡金属元素，由于(n－1)d轨道都未充满电子，因此(n－1)d轨道上的电子可以不同程度地参与化学键的形成(Pd除外) ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10 ns1～2[(n－1)d全充满] 均为过渡金属元素，(n－1)d轨道已充满电子，因此(n－1)d轨道上的电子一般不再参与化学键的形成 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2 ns2 镧系元素的化学性质非常相近；锕系元素的化学性质也非常相近 5．原子结构与周期表的关系 周期 电子层数 每周期第一种元素 每周期最后一种元素 原子序数 基态原子的电子排布式 原子序数 基态原子的简化电子排布式 2 2 3 [He]2s1 10 1s22s22p6 3 3 11 [Ne]3s1 18 1s22s22p63s23p6 4 4 19 [Ar]4s1 36 1s22s22p63s23p63d104s24p6 5 5 37 [Kr]5s1 54 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 6 6 55 [Xe]6s1 86 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6 6．第4周期部分过渡元素的价电子排布为 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB 价电子排布 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 7．原子核外电子排布与元素周期表的分区 s区包含He和ⅠA、ⅡA两族元素；除氢、氦外，其余都是活泼的金属元素； p区包含ⅢA～ⅦA和0族(He除外)元素；除氢、氦外，所有的非金属元素都在p区； d区包含ⅢB～ⅦB和Ⅷ族(镧系和锕系除外)全是金属元素； ds区包含ⅠB和ⅡB族，全是金属元素； f区包含镧系和锕系，全是金属元素。 s区、d区、ds区的元素，它们的原子最外层电子数均不超过2个，只有p区的元素原子最外层电子数可为3～8个。 考点09 原子半径及其比较 1．原子半径 依据量子力学理论，人们假定原子是一个 ，并用统计的方法来测定它的半径。 2．原子半径的周期性变化 3．原子半径的变化规律 规律 原因 同主族元素(自上而下) 原子半径逐渐 核电荷数增加对外层电子的吸引作用 增加电子间的排斥作用 同周期元素(从左到右) 原子半径逐渐 (除稀有气体元素外) 增加电子产生的电子间的排斥作用 核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用 同周期过渡元素(从左到右) 原子半径逐渐 ，但变化幅度不大 增加的电子都分布在 轨道上，它对外层电子的排斥作用与核电荷增加带来的核对电子的有效吸引作用大致 4．判断微粒半径大小的规律 (1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。 (2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 (3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)<r(Na)，r(S)<r(S2－)。 (4)电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 (5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。 5．有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析 “一层”：先比较电子层数，一般电子层越多，半径越大。 “二核”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三电子”：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 考点10 电离能及其分类 1．电离能的概念 气态原子或气态离子失去 所需要的最小能量叫做电离能，常用符号 表示，单位是 。 判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。电离能越小，表示在气态时该原子 失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该原子越 电子。 2．电离能的分类 (1)第一电离能是处于基态的气态原子失去1个电子，生成＋1价气态阳离子所需要的能量，符号为I1；表示为M(g)===M＋(g)＋e－ I1 (2)第二电离能是由＋1价气态阳离子再失去一个电子形成＋2价气态阳离子所需要的能量，符号为I2；表示为M＋(g)===M2＋(g)＋e－ I2 (3)依次还有第三电离能I3，第四电离能I4等。可以表示为： M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能) M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能) M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能) 3．电离能的意义 (1)电离能越小，该气态原子越 失去电子。 (2)电离能越大，该气态原子越 失去电子。 (3)运用电离能可以判断 原子在气态时 电子的难易程度。 考点11 电离能变化规律及其影响因素 1．元素逐级电离能的变化规律 同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级 。 2．元素第一电离能的变化规律 元素第一电离能呈现 性变化，变化趋势图如下： (1)同周期从左到右，元素的第一电离能总体上呈现 的趋势。 (2)同主族自上而下，元素的第一电离能逐渐 。 (3)同周期从左到右，过渡元素的第一电离能变化不太规则，第一电离能略有 。 3．影响因素 (1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子排布。 (2)具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素原子稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素的大。一般情况下，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 4．电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≤I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在 电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有 电子。 (2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≤I2<I3，表明K原子易失去 电子形成 价阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性 ；I1越小，元素的金属性 。 考点12 电负性及其变化规律 1．电负性的意义 (1)定义：元素的原子在化合物中 能力的标度。 (2)意义：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 ；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力 。 (3)标准：以氟的电负性为 作为标准，得出各元素的电负性。 2．电负性周期性变化规律 (1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐 。 (2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐 。 (3)电负性大的元素集中在周期表的 ，电负性小的元素集中在周期表的 。 (4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐 的趋势。 考点13 电负性的应用 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 ，非金属的电负性一般大于 ，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 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 ；非金属元素的电负性越大，非金属元素越 。 (3)元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。 2．判断元素化合价的正负 (1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值； (2)电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值。 3．判断化学键的类型 (1)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成 。 (2)如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成 。 (3)离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。 4．对角线规则 元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。例如， 处于对角线的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质 。 5．电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系 （1）电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中 能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价。 （2）金属元素一般都在元素周期表的 ，同一周期的左边，同一族的下面，电负性值较小，在形成化合物时，容易失去电子从而形成正价。非金属元素一般都在元素周期表的 ，同一周期的右边，同一族的上面，电负性值较大，在形成化合物时，容易得到电子从而形成负价。对于大部分非金属元素，在形成化合物时，既可以在与比它电负性小的元素形成化合物时显负价，也可以在与比它电负性大的元素形成化合物时显正价。 易错点01 同主族、相邻周期元素原子序数差的关系 ①第 ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。 ②第 ⅡA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。 ③第 ⅢA~ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、32。 ④0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32、32。 易错点02 电子层结构相同的微粒半径大小规律 电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增大而减小，如O2->F->Na+>Mg2+>Al3+。可归纳为电子层排布相同的离子，(表中位置)阴离子在阳离子前一周期，原子序数大的半径小，概括为“阴上阳下，序大径小”。 易错点03 判断元素金属性、非金属性强弱的常用方法 金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强 ②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 非金属性 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 易错点04 依据成键特征和结构式推断元素 1.化学键信息：如能形成4个共价键的元素为C、Si等，能形成2个共价键的元素为O、S等，能形成1个共价键的元素为H或卤族元素。 2.根据形成的简单阴、阳离子可确定原子的最外层电子数，如X2＋和Y2－，即X、Y原子最外层电子数分别为2和6。 3.化合价信息：化合物中各元素化合价代数和为0，结合某些常见元素的化合价或化学键等，可确定未知元素的化合价，间接确定最外层电子数目。 易错点05 依据物质性质和转化关系推断元素 1.常见物质的性质及特征反应 (1)与CO2、H2O反应生成O2的固体为Na2O2。 (2)相遇能形成白烟的两气体常为HCl、NH3。 (3)与强碱、强酸均能反应的氧化物和氢氧化物分别为Al2O3、Al(OH)3。 (4)元素的最高价氧化物对应的水化物与其氢化物反应生成盐的元素为N。 (5)能腐蚀玻璃的酸为HF。 (6)在空气中变红棕色的无色气体是NO。 2.常见短周期元素的单质及其化合物的转化关系(反应条件略) 3.熟悉常见的“10e－”“18e－”微粒 (1)“10e－”微粒 (2)“18e－”微粒 易错点06 依据原子结构、周期表中的位置推断元素 1.最外层电子规律 最外层电子数(N) 元素在周期表中的位置 3≤N<8 第ⅢA族~第ⅦA族 N=1或2 第ⅠA族、第ⅡA族、 副族、0族元素(氦) N>次外层电子数 第二周期(Li、Be除外) 2.第四周期元素价层电子排布特点 未成对电子数 价层电子排布 元素 1 4s1、3d14s2、3d104s1、4s24p1、4s24p5 K、Sc、Cu、Ga、Br 2 3d24s2、3d84s2、4s24p2、4s24p4 Ti、Ni、Ge、Se 3 3d34s2、3d74s2、4s24p3 V、Co、As 4 3d64s2 Fe 5 3d54s2 Mn 6 3d54s1 Cr 3.熟悉主族元素原子结构及周期表中的特殊位置 原子结构特点 周期表中位置特点 元素 最外层电子数和电子层数相等 主族序数等于周期数 H、Be、Al等 最外层电子数是电子层数的2倍 主族序数等于周期数2倍 C、S 最外层电子数是电子层数的3倍 主族序数等于周期数3倍 O 电子层数是最外层电子数的2倍 周期数是主族序数2倍 Li、Ca、Tl 电子层数是最外层电子数的3倍 周期数是主族序数3倍 Na、Ba 未成对电子数是3的主族元素 第ⅤA族 N、P、As s轨道电子总数与p轨道电子总数相等的短周期元素 — O、Mg 易错点07 元素推断与元素周期律的综合应用 1．元素推断的一般思路 2．推断元素的常用方法 (1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。 (2)利用常见元素及化合物的特征性质。 3．由基态原子的价层电子排布确定元素在元素周期表中的位置 (1)周期序数＝电子层数＝最高能层序数 (2)主族元素的族序数＝价层电子数 (3)第ⅢB族～第ⅦB族的价层电子排布为(n－1)d1～5ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝价层电子数。如锰的价层电子排布为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。 (4)第ⅠB族和第ⅡB族的价层电子排布为(n－1)d10ns1～2，族序数＝ns能级上的电子数。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $