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章末復(fù)習(xí)
1.能說明微觀粒子的運(yùn)動狀態(tài)與宏觀物體運(yùn)動特點的差異。
2.能結(jié)合能量最低原理、泡利不相容原理、洪特規(guī)則書寫1-36號元素基態(tài)原子的核外電子排布式和軌道表示式。
3.能說出元素電離能、電負(fù)性的含義，能描述主族元素第一電離能、電負(fù)性變化的一般規(guī)律，能從電子排布的角度對這一規(guī)律進(jìn)行解釋。能說明電離能大小與原子在化合物中吸引電子能力的關(guān)系，能利用電負(fù)性判斷元素的金屬性與非金屬性的強(qiáng)弱，推測化學(xué)鍵的極性。
4.能從原子的價電子數(shù)目和價電子排布的角度解釋元素周期表的分區(qū)、周期和族的劃分。能例舉元素周期律（表）的應(yīng)用。
1.氫原子光譜和玻爾的原子結(jié)構(gòu)模型
知識點一：原子結(jié)構(gòu)模型
(1)光譜
a.定義：利用儀器將物質(zhì) 的頻率或波長和強(qiáng)度分布記錄下來，得到光譜。
b.分類：
連續(xù)光譜：各種波長的光組成，且波長差別極小不能分辨,如太陽光
線狀光譜：
特定波長、且彼此分離，如氫原子光譜
吸收的光或發(fā)射的光
(2)玻爾原子結(jié)構(gòu)模型
a.原子中的電子在具有確定半徑的圓周軌道上繞原子核運(yùn)動，并且不輻射能量；
b.不同軌道上運(yùn)動的電子具有不同能量（E），而且能量是 ，稱為能量“量子化”。軌道能量依 n 值(1,2,3,…)的增大而升高，n稱為 (即電子層數(shù))。電子處在n=1的軌道時能量最低，這種狀態(tài)稱為 ，高于基態(tài)能量的狀態(tài)，稱為 。
c.只有當(dāng)電子從一個軌道（能量為Ei）躍遷到另一個軌道（能量為Ej）時，才會輻射或吸收能量。如果輻射或吸收的能量以光的形式表現(xiàn)并被記錄下來，就形成了光譜。
不連續(xù)的
量子數(shù)
基態(tài)
激發(fā)態(tài)
2.量子力學(xué)對原子核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述
(1)原子軌道
a.量子數(shù) n——電子層
b.能級——當(dāng)n=x時，有x個能級用s、p、d、f等表示。
c.原子軌道數(shù)
各能級上對應(yīng)的原子軌道數(shù) s p d f ......
__ __ __ __ ......
1
3
5
7
d.電子自旋運(yùn)動——同一原子軌道上，最多能容納2個自旋方向相反的電子。
(2)原子軌道的圖形描述
s軌道：
p軌道：
球形
啞鈴型
電子云：
通常用單位體積內(nèi)小點的 來表示電子在原子核外某處單位體積內(nèi)出現(xiàn) 的大小。
疏密程度
概率
1.基態(tài)原子的核外電子排布原則
知識點二：基態(tài)原子的核外電子排布
(1)能量最低原理
原子核外的電子應(yīng)優(yōu)先排布在能量最低的能級里，然后有里到外，依次排布在能量逐漸升高的能級里。
(2)泡利不相容原理
一個原子軌道中最多只能容納兩個電子，且這兩個電子的自旋相反。
(3)洪特規(guī)則
對于基態(tài)原子，電子在能量相同的軌道上排布時，將盡可能分占不同的軌道并且自旋方向相同。
第一步:
第二步:
第三步:
洪特規(guī)則的特例
能量相同的原子軌道處于全充滿(如p6、d10、f14)、半充滿(如p3、d5、f7)和全空(如p0、d0、f0)狀態(tài)時,體系的能量較低，原子較穩(wěn)定。
按照構(gòu)造原理寫出電子填入能級的順序:1s→2s→2p→3s→3p→……
根據(jù)各能級容納的電子數(shù)填充電子。
去掉空能級,并按照電子層順序排列即可得到電子排布式。
2.基態(tài)原子電子排布式的書寫方法
3.核外電子排布與元素周期表
(1)核外電子排布與周期的劃分
周期序數(shù)=電子層數(shù)
(2)核外電子排布與族的劃分
①主族元素
族序數(shù)=_________
價電子排布：ns1~2或________
價電子數(shù)
ns2np1~5
②稀有氣體元素原子的價電子排布為1s2或________
ns2np6
ⅠB、ⅡB：根據(jù)ns軌道電子數(shù)劃分
③過渡元素
價電子排布：_____________
(n-1)d1~10ns1~2
族序數(shù)
族序數(shù)=_________
價電子數(shù)
ⅢB~ⅦB：
(3)元素周期表的分區(qū)
ⅠA 0
ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB
s 區(qū)
p 區(qū)
ds 區(qū)
d 區(qū)
f 區(qū)
知識點三：原子半徑及其變化規(guī)律
1.原子半徑變化規(guī)律
(1)主族元素
同一周期從左到右,原子半徑逐漸減小
同一主族從上到下,原子半徑逐漸增大
(2)過渡元素
同一周期過渡元素從左到右原子半徑的變化幅度不大。因為同一周期過渡元素增加的電子一般分布在 ,電子間的排斥作用與核對電子的吸引作用大致相當(dāng)。
內(nèi)層d軌道或f軌道上
(1)同一周期主族元素從左到右,元素原子失去電子的能力越來越弱,獲得電子的能力越來越強(qiáng)。
(2)同主族元素自上而下,金屬元素原子失去電子的能力越來越強(qiáng),非金屬元素原子獲得電子的能力越來越弱。
同周期元素和同主族元素原子結(jié)構(gòu)遞變的綜合結(jié)果是:位于元素周期表中金屬元素與非金屬元素分界線周圍元素的原子獲得或失去電子的能力都不強(qiáng)。
2.元素原子得失電子的能力
知識點四：元素的電離能及其變化規(guī)律
1.電離能
(1)定義：氣態(tài)基態(tài)原子或氣態(tài)基態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量。
符號: I 單位: kJ·mol-1
可利用電離能數(shù)值判斷金屬元素的原子在氣態(tài)時失去電子的難易程度。
2.影響電離能的因素
電離能數(shù)值大小主要取決于原子的核電荷數(shù)、原子半徑及其電子構(gòu)型。
3.電離能的變化規(guī)律
同一周期，堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大；
從左到右，元素的第一電離能總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢；
同主族元素自上而下第一電離能逐漸減小。
4.電離能的應(yīng)用
(1)根據(jù)電離能數(shù)據(jù),確定元素核外電子的排布
(2)根據(jù)電離能數(shù)據(jù),確定元素在化合物中的化合價
(3)判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱
知識點五：元素的電負(fù)性及其變化規(guī)律
1.電負(fù)性
(1)定義：用來描述兩個不同原子在形成化學(xué)鍵時吸引電子能力的相對強(qiáng)弱。
a.對主族元素,同一周期從左到右,元素電負(fù)性逐漸增大；同一主族從上到下,元素的電負(fù)性逐漸減小；
b.對副族而言,同族元素的電負(fù)性也大體呈現(xiàn)同主族元素的變化趨勢。
電負(fù)性標(biāo)度——
氟的電負(fù)性為4.0
2.電負(fù)性的變化規(guī)律
3.電負(fù)性的應(yīng)用
(1)判斷元素類型
金屬的電負(fù)性一般小于2，且電負(fù)性越小，金屬元素越活潑。
非金屬的電負(fù)性一般大于2，且電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。
(2)判斷元素的化合價
①電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱,元素的化合價為正值。
②電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸收電子的能力強(qiáng),元素的化合價為負(fù)值。
(3)判斷化學(xué)鍵的類型
一般地,如果兩種成鍵元素的電負(fù)性差值較大時易形成離子鍵;如果兩種成鍵元素的電負(fù)性差值較小時易形成共價鍵。
【例1】下列關(guān)于原子核外電子排布與元素在周期表中位置關(guān)系的表述中,正確的是(　　)
A.基態(tài)原子的N層上只有一個電子的元素,一定是ⅠA族元素
B.原子的價電子排布為(n-1)d6~8ns2的元素一定是副族元素
C.基態(tài)原子的p能級上半充滿的元素一定位于p區(qū)
D.基態(tài)原子的價電子排布為(n-1)dxnsy的元素的族序數(shù)一定為x+y
【考點一】核外電子排布與元素周期表
C
分區(qū) 價電子排布 元素分布
s區(qū) ns1~2 ⅠA、ⅡA族
p區(qū) ns2np1~6 ⅢA族~ⅦA族、0族
d區(qū) (n-1)d1~9ns1~2(Pd除外) ⅢB族~ⅦB族、
Ⅷ族(鑭系、錒系除外)
ds區(qū) (n-1)d10ns1~2 ⅠB族、ⅡB族
f區(qū) (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2 鑭系、錒系
各區(qū)元素的原子最外層電子排布特點
1.已知某些元素在周期表中的位置如圖所示:
下列說法正確的是(　　)
A.表中五種元素位于5個不同的區(qū)
B.元素4的基態(tài)原子的價電子排布式為3d104s2,與它具有相同最外層電子數(shù)的元素只可能處于ds區(qū)
C.元素1、2、3的基態(tài)原子中,未成對電子數(shù)之比為1∶3∶5
D.元素5的原子結(jié)構(gòu)示意圖為
【練一練】
D
【例1】(雙選)下列各項敘述中,正確的是(　　)
A.Na、Mg、Al的未成對電子數(shù)依次增多
B.價電子排布式為4s24p3的元素位于第4周期ⅤA族,是p區(qū)元素
C.2p和3p軌道電子云圖空間取向相同,能量不相等
D.氮原子的最外層軌道表示式為:
【考點二】元素在周期表中位置的判斷方法
BC
由基態(tài)原子的價電子排布式給元素定位
元素的周期序數(shù)=價電子排布中最高電子層序數(shù)
(1)主族元素:元素的族序數(shù)=價電子總數(shù)。
(2)0族元素:價電子排布式為ns2np6(He為1s2)。
(3)副族元素:
①ⅠB族:價電子排布為(n-1)d10ns1。
②ⅡB族:價電子排布為(n-1)d10ns2。
③ⅢB~ⅦB族:價電子排布為(n-1)dxns2,元素的族序數(shù)為x+2(個別例外)。如Mn原子的價電子排布式為3d54s2,它在周期表中位于第4周期ⅦB族。
④Ⅷ族:價電子排布為(n-1)dxns0~2,價電子總數(shù)為8、9或10。
1.某元素原子價電子排布式為3d54s2,其應(yīng)在(　　)
A.第4周期ⅡA族 B.第4周期ⅡB族
C.第4周期ⅦA族 D.第4周期ⅦB族
【練一練】
D
B
【考點三】元素推斷題的解題思路和方法
【例1】已知元素周期表中1~18號元素中的四種元素的簡單離子W3+、X+、Y2-、Z-都具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，下列判斷正確的是（ ）
A.元素的第一電離能：X>W
B.離子的還原性：Y2->Z-
C.氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：H2Y>HZ
D.原子半徑：X元素推斷步驟
【練一練】
已知A、B、C、D、E、F、G都是元素周期表中短周期主族元素，它們的原子序數(shù)依次增大。A是元素周期表中原子半徑最小的元素，D3B中陰、陽離子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，B、C均可與A形成10電子分子，B、C位于同一周期，二者可以形成多種共價化合物，C、F位于同一主族，B元素原子最外電子層的p能級上的電子處于半滿狀態(tài)，C元素原子的最外層電子數(shù)是內(nèi)層電子總數(shù)的3倍，E元素原子最外層電子數(shù)比最內(nèi)層電子數(shù)多1。請回答下列問題：
（1）E元素基態(tài)原子的電子排布式為 。
（2）F元素原子的價電子軌道表示式為 。
3s 3p
↓↑
↑
↑
1s22s22p63s23p1
已知A、B、C、D、E、F、G都是元素周期表中短周期主族元素，它們的原子序數(shù)依次增大。A是元素周期表中原子半徑最小的元素，D3B中陰、陽離子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，B、C均可與A形成10電子分子，B、C位于同一周期，二者可以形成多種共價化合物，C、F位于同一主族，B元素原子最外電子層的p能級上的電子處于半滿狀態(tài)，C元素原子的最外層電子數(shù)是內(nèi)層電子總數(shù)的3倍，E元素原子最外層電子數(shù)比最內(nèi)層電子數(shù)多1。請回答下列問題：
（3）F、G元素對應(yīng)的最高價含氧酸中酸性較強(qiáng)的酸的化學(xué)式為 。
（4）離子半徑：D+ （填“＞”、“＜”或“=”，下同）B3-，
第一電離能：B C，電負(fù)性：C F。
HClO4
＜
＞
＞
【例1】A+、B2+、C-、D2-4種離子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)。現(xiàn)有以下排列順序:
①B2+>A+>C->D2-　②C->D2->A+>B2+
③B2+>A+>D2->C-　④D2->C->A+>B2+
4種離子的半徑由大到小以及4種元素原子序數(shù)由大到小的順序分別是(　　)
A.①④ B.④① C.②③ D.③②
【考點四】粒子半徑的比較
B
(1)“一層”:先看電子層數(shù),電子層數(shù)越多,微粒半徑一般越大。
(2)“二核”:若電子層數(shù)相同,則看核電荷數(shù),核電荷數(shù)越大,微粒半徑越小。
(3)“三電子”:若電子層數(shù)、核電荷數(shù)均相同,則看核外電子數(shù),電子數(shù)多的半徑大。
粒子半徑比較的一般思路
1.具有下列電子排布式的原子中,半徑最大的是(　　)
A.1s22s22p63s23p1 B.1s22s22p3
C.1s22s22p2 D.1s22s22p63s23p4
【練一練】
A
2.下列四種粒子的半徑按由大到小順序排列正確的是(　　)
①基態(tài)X原子的結(jié)構(gòu)示意圖:
②基態(tài)Y原子的價電子排布式:3s23p5
③基態(tài)Z2-的軌道表示式:
④基態(tài)W原子有2個電子層,電子式為
A.①>②>③>④
B.③>④>①>②
C.③>①>②>④
D.①>②>④>③
C
【例1】不能說明X的電負(fù)性比Y的大的是(　　)
A.與H2化合時X單質(zhì)比Y單質(zhì)容易
B.X的最高價氧化物的水化物的酸性比Y的最高價氧化物的水化物的酸性強(qiáng)
C.X原子的最外層電子數(shù)比Y原子的最外層電子數(shù)多
D.X單質(zhì)可以與Y的氫化物反應(yīng)置換出Y單質(zhì)
【考點五】元素的電負(fù)性大小
C
(1)同一周期從左到右,原子電子層數(shù)相同,核電荷數(shù)增大,原子半徑減小,原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸增強(qiáng),電負(fù)性逐漸增大。
(2)同一主族從上到下,原子核電荷數(shù)增大,電子層數(shù)增大,原子半徑增大,原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸減弱,電負(fù)性逐漸減小。
(3)對副族而言,同族元素的電負(fù)性也大體呈現(xiàn)主族元素的變化趨勢。因此,電負(fù)性大的元素位于元素周期表的右上角,電負(fù)性小的元素位于元素周期表的左下角。
(4)非金屬元素的電負(fù)性一般比金屬元素的電負(fù)性大。
(5)二元化合物中,顯負(fù)價的元素的電負(fù)性更大。
(6)不同周期、不同主族兩種元素電負(fù)性的比較可找第三種元素(與其中一種位于同主族或同周期)作為參照物。
比較元素電負(fù)性大小的方法
1.(雙選)已知X、Y兩種元素同周期,且電負(fù)性X>Y,下列說法錯誤的是(　　)
A.第一電離能:Y一定小于X
B.氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性:HmY大于HnX
C.最高價含氧酸的酸性:X對應(yīng)的酸性強(qiáng)于Y對應(yīng)的酸性
D.X和Y形成化合物時,X顯負(fù)價,Y顯正價
【練一練】
AB
【考點六】元素的位置、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)之間的關(guān)系
【例1】下表為元素周期表前四周期的一部分,下列有關(guān)R、W、X、Y、Z五種元素的敘述中,正確的是(　　)
A.W元素的第一電離能小于Y元素的第一電離能
B.Y、Z的陰離子電子層結(jié)構(gòu)都與R原子的相同
C.p能級未成對電子最多的是Z元素的原子
D.X元素是電負(fù)性最大的元素
D
規(guī)律方法
最外層電子數(shù)=主族序數(shù)
電子層數(shù)=周期序數(shù)
①最外層電子數(shù)越少,電子層數(shù)越多,越易失電子,還原性越強(qiáng)。
②最外層電子數(shù)越多,電子層數(shù)越少,越易得電子,氧化性越強(qiáng)(稀有氣體除外)。
非金屬性逐漸增強(qiáng)
金屬性逐漸增強(qiáng)
非
金
屬
性
逐
漸
增
強(qiáng)
金
屬
性
逐
漸
增
強(qiáng)
【練一練】
1.X、Y、Z、W均為短周期主族元素,它們在元素周期表中的相對位置如圖所示。下列說法不正確的是(　　)
A.W的含氧酸的酸性比Z的強(qiáng)
B.Y的價層電子排布式可能是ns2np4
C.X、Z、W的最高價氧化物所對應(yīng)的水化物可能都是強(qiáng)酸
D.四種元素所形成的氫化物中,沸點最高的可能是Y的氫化物
A
2.X、Y、Z三種短周期元素,原子半徑的大小關(guān)系為:r(Y)>r(X)>r(Z),原子序數(shù)之和為16。X、Y、Z三種元素的常見單質(zhì)在適當(dāng)條件下可發(fā)生如圖所示變化,其中B和C均為10電子分子。下列說法不正確的是(　　)
A.元素的非金屬性:X>Y>Z
B.B和C中化學(xué)鍵類型相同
C.A和C不可能發(fā)生氧化還原反應(yīng)
D.B的沸點高于C的沸點
C
能量最低原理
泡利不相容原理
洪特規(guī)則及特例
原子結(jié)構(gòu)
原子結(jié)構(gòu)
原子核外運(yùn)動狀態(tài)
元素周期表
元素性質(zhì)
原子半徑
電離能
電負(fù)性
排布原則
鮑林近似能級圖
基態(tài)原子核外電子排布原則
電子層
能級
原子軌道
電子云

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