高考化学一轮复习 第一节 原子结构与性质备考课件.ppt

选修3物质结构与性质 第一节原子结构与性质 考纲展示 1 了解原子核外电子的排布原理及能级分布 能用电子排布式表示常见元素 1 36号 原子核外电子 价电子的排布 了解原子核外电子的运动状态 2 了解元素电离能的含义 并能用以说明元素的某些性质 3 了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁 了解其简单应用 4 了解电负性的概念 知道元素的性质与电负性的关系 本节目录 考点串讲深度剖析 知能演练高分跨栏 教材回顾夯实双基 一 能级 能层与原子轨道1 能层与能级 1 能层根据多电子原子的核外电子的 不同 将核外电子分成不同的能层 用n表示 n 1 2 3 4 n越大 该能层中的电子能量越高 原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数为 2 能级多电子原子中 同一能层的电子 能量也不同 还可以把它们分成 同一能层里 能级的能量按s p d f 的顺序升高 能量 2n2 能级 2 原子轨道 球形 哑铃 3 7 相等 二 原子核外电子排布规律1 能量最低原理 原子的核外电子排布遵循构造原理 使整个原子的能量处于 状态 构造原理示意图 最低 2 泡利原理 1个原子轨道里最多只能容纳 个电子 且它们的自旋状态 3 洪特规则 电子排布在同一能级的不同轨道时 基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道 且自旋状态 4 原子状态与原子光谱 1 基态原子 处于 能量的原子叫基态原子 2 激发态原子 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 3 原子光谱 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的电子的吸收光谱或发射光谱 总称原子光谱 利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素 称为光谱分析 2 相反 相同 最低 三 原子结构与元素的性质1 元素的分区 a a a 零族 b b 2 元素周期律 1 原子半径原子半径的大小取决于电子的能层数和核电荷数 电子的能层越多 电子之间负电排斥将使原子的半径 而核电荷数越大 核对电子的引力也就越大 将使原子的半径缩小 原子半径的变化规律是同一周期元素 稀有气体元素除外 从左到右逐渐 同一主族元素从上到下逐渐 短周期元素中原子半径最小的是 原子半径最大的是 增大 减小 增大 氢 钠 2 电离能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的最低能量叫做 常用符号i1表示 单位为kj mol 1 3 电负性元素相互化合 可理解为原子之间产生化学作用力 形象地称为 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子 电负性用来描述不同元素的原子对键合电子 的大小 电负性越大的原子 对键合电子的吸引力越大 表示该元素的原子越容易 电子 氧化性越强 第一电离能 化学键 吸引力 得到 1 核外电子排布规律 1 遵守能量最低原理 泡利原理 洪特规则 2 能级交错现象 核外电子的能量并不是完全按能层序数的增加而升高 不同能层的能级之间的能量高低有交错现象 如e 3d e 4s e 4d e 5s e 5d e 6s e 6d e 7s e 4f e 5p e 4f e 6s 等 3 当能量相同的原子轨道在全满 p6 d10 f14 半满 p3 d5 f7 和全空 p0 d0 f0 状态时 体系的能量最低 如24cr的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1 而不是1s22s22p63s23p63d44s2 2 表示方法 1 电子排布式按电子排入各电子层中各能级的先后顺序 用能级符号依次写出各能级中的电子数 同时注意特例 如 cu 1s22s22p63s23p63d104s1 2 简化电子排布式 稀有气体 价层电子 的形式表示 如 cu ar 3d104s1 3 电子排布图用方框表示原子轨道 用 或 表示自旋方向不同的电子 按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写 如 s 2012 高考安徽卷 x y z w是元素周期表前四周期中的常见元素 其相关信息如下表 1 w位于元素周期表第 周期第 族 其基态原子最外层有 个电子 2 x的电负性比y的 填 大 或 小 x和y的气态氢化物中 较稳定的是 写化学式 3 写出z2y2与xy2反应的化学方程式 并标出电子转移的方向和数目 4 在x的原子与氢原子形成的多种分子中 有些分子的核磁共振氢谱显示有两种氢 写出其中一种分子的名称 氢元素 x y的原子也可共同形成多种分子和某种常见无机阴离子 写出其中一种分子与该无机阴离子反应的离子方程式 即时应用 1 已知x y z w q r e七种元素中 原子序数x y z w q r e 其结构或性质信息如下表 请根据信息回答有关问题 1 元素x的原子核外共有 种不同运动状态的电子 有 种不同能级的电子 2 元素y原子中能量最高的是 电子 其原子轨道呈 状 3 q的基态电子排布式为 r的元素符号为 e元素原子的外围电子排布式为 4 含有元素w的盐的焰色反应为 色 许多金属盐都可以发生焰色反应 其原因是 解析 1 x原子的l层上s电子数等于p电子数 即其电子排布式为1s22s22p2 故x为碳元素 其原子核外共有6种不同运动状态的电子 有3种不同能级的电子 2 因y元素s轨道最多容纳2个电子 所以n 2 其原子最外层电子排布式为2s22p2 1 其能量最高的电子是2p电子 原子轨道呈哑铃状 3 原子的m层上有一个未成对的p电子 可能为al或cl 单质常温 常压下是气体的只有氯元素 故z为氯元素 q为铬元素 基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1 r元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成 3价离子且3d能级半充满 其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2即26号元素fe 根据题意要求 e元素的电子排布式 1s22s22p63s23p63d104s1 该元素为29号元素cu 外围电子排布式为3d104s1 4 钾元素的焰色为紫色 激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时 以一定波长 可见光区域 光的形式释放能量 形成不同的颜色 答案 1 63 2 2p哑铃 3 1s22s22p63s23p63d54s1fe3d104s1 4 紫激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时 以一定波长 可见光区域 光的形式释放能量 形成不同的颜色 1 电离能 1 判断元素金属性的强弱电离能越小 金属越容易失去电子 金属性越强 反之越弱 2 判断元素的化合价如果某元素的in 1 in 则该元素的常见化合价为 n 如钠元素i2 i1 所以钠元素的化合价为 1 3 判断核外电子的分层排布情况多电子原子中 元素的各级电离能逐级增大 有一定的规律性 当电离能的变化出现突变时 电子层数就可能发生变化 4 反映元素原子的核外电子排布特点同周期元素从左向右 元素的第一电离能并不是逐渐增大的 当元素的核外电子排布是全空 半充满和全充满状态时 第一电离能就会反常的大 2 电负性 特别提醒 1 第二 三 四周期的同周期主族元素 第 a族 ns2np0 和第 a族 ns2np3 因p轨道处于全空和半充满状态 比较稳定 所以其第一电离能大于同周期相邻的 a和 a族元素 如第一电离能mg al p s 2 利用 电负性与1 8的关系 判断金属性与非金属性只是一般规律 不是绝对的 如第 族元素 利用电负性的差值判断化学键类型也不是绝对的 根据信息回答下列问题 1 如图是部分元素原子的第一电离能i1随原子序数变化的曲线图 其中12号至17号元素的有关数据缺失 认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律 推断na ar元素中 al的第一电离能的大小范围为 al 填元素符号 图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第 周期第 族 2 已知元素的电负性和元素的化合价一样 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 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 通过分析电负性值变化规律 确定mg元素电负性值的最小范围 判断下列物质是离子化合物还是共价化合物 a li3nb becl2c alcl3d sic 属于离子化合物的是 属于共价化合物的是 请设计一个实验方案证明上述所得到的结论 解析 1 由信息所给的图可以看出 同周期的第 a族元素的第一电离能最小 而第 a族元素的第一电离能小于第 a族元素的第一电离能 故namg ca 最小范围应为0 9 1 5 根据已知条件及表中数值 li3n电负性差值为2 0 大于1 7形成离子键 为离子化合物 becl2 alcl3 sic电负性差值分别为1 5 1 5 0 7 均小于1 7 形成共价键 为共价化合物 共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电 离子化合物在熔融状态下以离子形式存在 可以导电 但共价化合物却不能 答案 1 namg 五 a 2 随着原子序数的递增 元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化 0 9 1 5 a b c d测定各物质在熔融状态下能否导电 若导电则为离子化合物 反之则为共价化合物 即时应用 2 1 元素c n o k的电负性从大到小依次为 2 ch4中共用电子对偏向c sih4中共用电子对偏向h 则c si h的电负性由大到小的顺序为 3 右图是周期表中短周期的一部分 a的单质是空气中含量最多的物质 其