化学(选修3)第一章复习小结.ppt

第一章 原子结构与性质的复习和小结,第一节 原子结构,一，原子的组成,原子的构成,原子,核外电子是如排布的？,二、描述核外电子运动状态的四因素,1、能层,（电子按能量由低到高进行排布）。,2、能级,在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，按能量由低到高排布。,规律：（1）任意一个能层，其能级数=能层序数。（2）s、p、d、f可容纳的电子数依次是1、3、5、7的两倍。,3，原子轨道,能级：s p d f g 轨道数：1 3 5 7 9 轨道形状：球形 哑铃形4,电子的自旋 顺时针 逆时针,1、构造原理 随原子核电荷数递增，绝大多数原子核外电子的排布遵循如右图的排布顺序，这个排布顺序被称为构造原理。,三、构造原理与电子排布式,2.电子排布式,Na：1s22s22p63s1,能层序数,该能级上排布的电子数,能级符号,K,L,M,按能层次序书写,Fe：1s22s22p63s23p63d64s2,练习,写出第26号元素铁的电子排布式。,简化为,Ar3d64s2,3.简化电子排布式,Ar：1s22s22p63s23p6,四，核外电子排布遵循的原理和规则,1，能量最低原理核外电子排布时，总是尽先占有能量最低的轨道。（处于最低能量的原子为基态原子，当基态原子的电子吸收能量会变成激发态原子。由于不同原子的电子发生跃迁会吸收或释放不同的光，所以可以用光谱仪产生的光谱线来鉴定元素）。,2、泡利原理,在一个原子轨道里，最多能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反。3、洪特规则基态原子中的电子进入并肩轨道后，总是优先单独占据一个轨道而且自旋方向相同。（洪特规则的特例：当能级较高的电子处于半满、全满状态时原子处于稳定态）。如：Cr 3d44S2-3d54S1 Cu 3d94S2-3d104S1,小结,一、能层与能级二、构造原理三、电子排布式,遵循能量由低到高的原理。,1以下能级符号正确的是（）A6s B2d C3f D1p,A,2下列各能层中不包含p能级的是（）AN BM CL DK,D,3按能量由低到高的顺序排列，正确的一组是（）A1s、2p、3d、4s B1s、2s、3s、2p C2s、2p、3s、3p D4p、3d、4s、3p,C,第二节原子结构与元素的性质,一、元素周期系1碱金属元素基态原子的电子排布,Ne3s1,1s22s22p63s23p64s1,1s22s22p63s23p63d104s24p65s1,Xe6s1,2元素周期系的形成(1)周期系的形成随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现_，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现_；这样形成一个_，循环往复形成周期系。,碱金属,稀有气体,周期,(2)原因：_的周期性重复。,原子核外电子排布,二、元素周期表1周期表的结构,2周期与族(1)周期：具有相同的_的元素按照原子序数_的顺序排列成的一个横行。(2)族：周期表中，有_个纵列，除_三个纵列叫第族外，其余15个纵列每一个纵列标作一族。,电子层数,递增,18,8、9、10,三、元素周期律和原子半径1元素周期律元素的性质随_的递增发生周期性递变的规律。2原子半径(1)决定因素,核电荷数,增大,越大,越小,(2)变化规律,电子能层数,增大,不变,增大,减小,思考感悟3是否电子的能层数多的元素的原子半径一定大于电子的能层数小的元素的原子半径？【提示】不一定，原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。,四、电离能1概念_原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的_叫做第一电离能。2元素第一电离能的意义衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值_，原子越容易失去一个电子。,气态电中性基态,最低能量,越小,3元素第一电离能的变化规律(1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现_的趋势。(2)同族元素从上到下第一电离能逐渐_。,增大,减小,五、电负性1键合电子和电负性的含义(1)键合电子元素相互化合时，原子中用于形成_的电子。(2)电负性用来描述不同元素的原子对_吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力_。,化学键,键合电子,越大,2衡量标准以氟的电负性为_和锂的电负性为_作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。3递变规律(1)同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐_。(2)同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐_。,4.0,1.0,变大,变小,4应用：判断金属性、非金属性强弱,强,强,金属,非金属,六、对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与_的主族元素的电负性接近，有些性质相似，被称为“对角线规则”。如：,右下方,写出13Al、24Cr、26Fe、33As等元素原子的电子排布式，并判断它们在元素周期表中的位置。13Al：_24Cr：_26Fe：_33As：_,变式训练1X、Y、Z是AA族的三种非金属元素，它们在周期表中的位置如图所示，试回答：(1)X元素单质的化学式是_。(2)Y元素的原子结构示意图是_。Y与Na所形成化合物的电子式为_。,(3)Z元素的名称是_，从元素原子得失电子的角度看，Z元素具有_性，若从Z元素在周期表中所处位置看，它具有这种性质的原因是_，其价电子排布式为_。,1根据核外电子排布(1)分区,(2)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点,2.根据元素金属性与非金属性,特别提醒：(1)过渡元素均为金属元素，但金属元素却不都是过渡元素，如碱金属、碱土金属等。(2)处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，被称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。,在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起，据此，人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号，如图所示。,(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子的电子云形状为_。(2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，它常见离子的电子排布式为_。(3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子排布式为_。(4)在p区中，第二周期A族元素原子的价电子的电子排布图为_。(5)当今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们处在元素周期表的_区中。,【解析】(1)s区包括A族和A族，族序数最大、原子序数最小的元素应是第二周期A族的Be，其电子排布式为1s22s2，价电子排布式为2s2，其电子云形状为球形。(2)d区包括BB族和族，其中族序数最大、原子序数最小的元素应该是第四周期族的Fe。Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。Fe的常见离子为Fe2和Fe3。,(3)ds区包括B族和B族，族序数最大、原子序数最小的元素是Zn，B族价电子的电子排布结构特征是(n1)d10ns2，故Zn的价电子排布式为3d104s2。(4)在p区中，位于第二周期A族的元素是N，其最外层电子排布式为2s22p3，则电子排布图为：,变式训练2下列说法中正确的是()A所有金属元素都分布在d区和ds区B最外层电子数为2的元素都分布在s区C元素周期表中B族到B族10个纵行的元素都是金属元素Ds区均为金属元素,特别提醒：可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小：“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。“三看”核外电子数：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。,具有相同电子层结构的三种微粒An、Bn和C，下列分析正确的是()A原子序数关系：CBAB微粒半径关系：r(Bn)r(An)C微粒C是稀有气体元素的原子D原子半径关系是：r(A)r(B)r(C)【思路点拨】解答本题要注意以下两点：(1)据电子层结构相同推测三种元素在周期表中的位置关系，进而进行原子序数和原子特点的推断。(2)分析微粒特点，选择合理的方法比较半径大小。,1电离能的有关规律(1)第一电离能每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。,(2)逐级电离能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能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。,当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。如表所示钠、镁、铝的电离能(kJmol1),(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致。金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一,致。例如，碱金属元素Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能分别为520 kJmol1、496 kJmol1、419 kJmol1、403 kJmol1、376 kJmol1，由此可知，气态锂原子最不易失去电子。但在溶液中锂原子的金属活动性却最强，其主要原因是锂原子形成水合离子时放出的能量最多。,2电离能的应用(1)判断元素原子核外电子的分层排布，这是由于层与层之间电离能相差很大，电离能数值在层与层电子之间呈突跃性变化，而同层内电离能数值差别相对较小，如Na的第一到第七级电离能分别为(单位 kJmol1)：496、4562、6912、9543、13353、16610、20114。从中明显看出在第一、第二电离能之间有突跃，故可判断Na最外层只有1个电子。(2)判断金属原子在气态时失去电子的难易。(3)判断主族元素在元素周期表中的族序数、价电子数，进而确定其最高化合价。,特别提醒：由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但A族的Be、Mg、Ca的第一电离能较同周期A族的B、Al、Ga的第一电离能要大；A族的N、P、As的第一电离能较同周期A族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于A族元素的最外层电子排布为ns2，为全充满较稳定状态，而A族元素的最外层电子排布为np3，为半充满状态，比A族的np4状态稳定。,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。试预测下列关系式中正确的是_(填写编号)。E(砷)E(硒)E(砷)E(硒)E(溴)E(硒),(3)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_。,变式训练4有A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的核外四个电子的电离能数据如下：,由表中数据可知，元素符号依次为A_，B_，C_，D_，E_。,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判断化学键的类型一般认为：(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。,4元素“对角线”规则在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当。表现出的性质相似。,有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性为2.5,3.5,0.8,2.1,1.5，请回答下列问题：(1)A是_，B是_，C是_，D是_，E是_(用化学符号填空，下同),(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是_，非金属性最强的是_。(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显_价，其他元素显_价。(4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是_，有共价键的是_。,互动探究(1)Be的电负性也为1.5，则Be能否与强碱溶液反应？(2)比较B与Cl元素的非金属性强弱。【提示】(1)Be与Al处于对角线位置，由于Al能与强碱溶液反应，所以Be也能与强碱溶液反应。(2)O的电负性为3.5，Cl的电负性为3.0，所以非金属性：OCl。,【误区警示】并不是所有电负性差大于1.7的元素都形成离子化合物，如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物，应注意这些特殊情况。,变式训练5已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：,已知：两成键元素间电负性差值大于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？Mg3N2_；BeCl2_；AlCl3_；SiC_；,