归纳与整理ppt配套的教学设计及说课稿

第一章

原子结构与性质归纳与整理

宁夏银川市第九中学

马会林

一.原子结构与性质的核心考点透析

1.能层、能级、原子轨道及可容纳的电子数的关系：

能层

1 2 3 4 n

能级类型

1s 2s,2p 3s,3p,3d 4s,4p,4d,4f －

原子轨道数目

1=12

1+3=4=22

1+3+5=9=32

1+3+5+7=16 n2

可容纳电子数

2=2×12

8=2×22

18=2×32

32=2×42

2n2

（1）能级数=能层序数=n（即：K能层只有1能级；L能层有2s、2p两个能级；M能层有3s、3p、3d三个能级）

（2）原子轨道数=能层序数的平方= n2 （3）各能层最多容纳的电子数=2n2

2.核外电子排布规律（遵循构造原理）

按照构造原理，电子进入轨道的顺序为：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p……。构造原理中的排布顺序，各能级的能量高低顺序，可由公式得出ns<(n－2)f<(n－1)d

3.核外电子排布的原理及规则

（1）能量最低原理：在多电子原子中，核外电子总是尽先占据能量最低的轨道，然后再依次进入能量较高的原子轨道，以使整个原子的能量最低，这就是能量最低原理

（2）泡利不相容原理：在一个原子轨道里最多容纳自旋方向相反的两个电子。即在一个原子中不存在运动状态完全相等的两个电子。

（3）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。另外，当电子在各轨道上排布时，处于全充满(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。

4.核外电子排布的表示方法

（1）原子结构示意图：如8O：

（2）电子式：如O2-：

1

（3）电子排布式：如24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1或

3d54s1

（4）电子排布图：如7N：（5）家电子排布式：如24Cr：

3d54s1

（6）价电子排布图：如24Cr：

5.元素分区及原子结构与性质的特点

s区

p区

包括的元素

ⅠA、ⅡA ns12

～

价电子排布

化学性质

除氢、氦外，都是活泼金属元素

ⅢA～ⅦA、零族

nsnp21～6

随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱

均为金属。由于d轨道都未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成

均为金属。d轨道充满电子，因此d轨道一般不再参与化学键的形成

0～2d区

ⅢB～ⅦB、Ⅷ族

(n－1)d13ns2、(n－1)d5ns1 ～(n－1)d5～8ns

2ds区

ⅠB、ⅡB (n－1)dns101～2f区

镧系、锕系

(n－2)f0～14(n－1)dns

2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

6.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)

－＋(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)。

特别提醒

在中学要求的范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小

“一看”能层数：当能层数不同时，能层越多，半径越大。

“二看”核电荷数：当能层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

“三看”核外电子数：当能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

7.电离能及应用

(1)每个周期的第一个元素(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，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势。但二三主族，五六主族有反常。如：

2

IBe>IB、IMg>IAl；IN>IO、IP>IS。

(2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。

(3)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，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。

(4)金属元素原子的电离能与其化合价的关系

一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见价态。如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为＋1，而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为＋2、＋3。

8.元素电负性及应用

a.元素的金属性和非金属性及其强弱的判断

(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)同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。

(4)电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角。

b.化学键的类型的判断

一般认为：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；如果两个成键元素原子间的电负性差小于1.7，它们之间通常形成共价键。

二、元素周期表的结构分析

1．元素周期表共七个周期，其中一、二、三周期为短周期，四、五、六周期为长周期，第七周期未排满，称为不完全周期。其各周期所容纳的元素种数分别为2、8、8、18、18、(n1)232、32种。可归纳为：当周期序数n为奇数时，此周期所容纳的元素种数是；当2(n2)2周期序数n为偶数时，此周期所容纳的元素种数是。因此第八周期所容纳的元素种2(82)250种。

数是22．元素周期表共18纵行，分为16个族，其中第1、第2、第13~17纵行为第ⅠA~Ⅶ

3

A7个主族，第11、第12、第3~7纵行为第ⅠB~ⅦB7个副族，第8、9、10三纵行为Ⅷ族，第18纵行为零族。

（1）同周期相邻主族元素的原子序数相差1或11（第四、第五周期的ⅡA和ⅢA元素）或25（第六周期的ⅡA和ⅢA元素）。

（2）同主族相邻周期主族元素原子序数相差可能为2、

8、

18或32。其中ⅠA、ⅡA族，同主族、相邻周期元素原子序数之差为上一周期元素所在周期中容纳的元素种数；ⅢA~ⅦA族，同主族、相邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期中容纳的元素种数。3.元素周期表中元素的“外围电子排布”又

称价电子，按其差异可将周期表分为s区（ns1~2）、p区（ns2np1~8）、d区((n-1)d1~9ns2)和((n-1)d5ns1)、ds区((n-1)d10ns1~2)、f区五个区，

d((n-1)d1~9ns2)区、ds区、f 区的元素统称为过渡元素。

三、试题题眼分析归纳如下：

1．周期表的结构与电子层结构的关系方面的“题眼”

重要关系：主族元素的周期序数=核外电子层数；主族序数=最外层电子数=最高正价数；│主族元素的负化合价│=8-主族序数=8-最高正价数。

（1）主族序数等于周期数的元素是H、Be、Al、Ge等。

（2）族序数等于周期数2倍的元素是C、S。

（3）族序数等于周期数3倍的元素是O。

（4）周期数是族序数2倍的元素是Li、Ca 。

（5）周期数是族序数3倍的元素是Na、Ba。

（6）短周期中最高正价与负价代数和为零的元素是H、C、Si。

（7）最正价不等于族序数的元素是O、F。

（8）不易表现正价的元素是O、F。

（9）最高正价是最低负价绝对值3倍的元素是S。

（10）除H外，所有元素中原子半径最小的元素是F，短周期中Na的原子半径最大。

2．核外电子排布规律方面的“题眼”

（1）最外层电子数等于或大于3（小于8）的一定是主族元素。

（2）最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素又可能是副族、Ⅷ族或0族元素。

（3）最外层电子数比此外层电子数多的元素一定位于第二周期。

（4）某元素阴离子的最外层电子数与此外层电子数相等，该元素位于第三周期，可能是

4

S或Cl；若为阳离子，则位于第四周期，可能是k或Ca。

（5）短周期元素中核外电子排布达到半满的元素有H、Li、N、P。

（6）短周期元素中，价电子排布为ns2np2的元素其第n电子层上的成对电子数等于未成对电子数，即C和Si ；价电子排布为ns2np1和ns2np4的元素其第n电子层上的成对电子数是未成对电子数的2倍，即B、Al和O 、S。

（7）与Ne原子电子层结构相同的阴离子有：N、O、F（对应元素与Ne元素位于同周期）；阳离子有：Na、Mg、Al（对应元素在Ne元素的下一周期）。

（8）与Ar原子电子层相同的阴离子有： S、Cl（对应元素与Ar元素位于同周期）；阳离子有：K、Ca（对应元素在Ar元素的下一周期）。

（9）常见的10电子微粒：阴离子有N、O、F、OH、NH2；阳离子有Na、Mg、Al、NH4、H3O；中性分子有Ne、HF、H2O、NH3、CH4。

（10）常见的18电子微粒：阴离子有S、Cl、O2、HS；阳离子有K、Ca；中性分子有Ar、HCl、H2S、PH3、SH4、H2O2、C2H6、N2H4、CH3OH、CH3F、CH3NH2。

（11）前四周期元素中，未成对电子数是1的元素有H、Li、F、Na、Al、Cl、K、Sc、 Cu Ga、Br；未成对电子数是2的元素有C、O、Si、S、Ti、Ni、Ge、Se；未成对电子数是3的元素有N、P、V、Co、As；未成对电子数是4的元素是Fe；未成对电子数是5的元素是Mn；未成对电子数是6的元素是Cr 3．元素的存在、性质方面的“题眼”

（1）形成化合物种类最多的元素、单质是自然界硬度最大的元素、形成的氢化物中含氢质量分数最大的元素是C。

（2）地壳中含量最多的元素，或氢化物的沸点最高的元素，或氢化物在通常情况下呈液态的元素是O。

（3）气态氢化物的水溶液呈碱性的元素、空气中含量最多的元素、单质常作保护气且对环境无污染的元素是N。

（4）地壳中含量最多的金属元素是Al。

（5）最活泼的非金属元素，或气态氢化物最稳定的元素、或电负性最大的元素是F。

（6）最活泼的金属元素，或最高价氧化物对应的水化物碱性最强的元素，或阳离子氧化性最弱的是Cs，在短周期中，最活泼的金属元素，或最高价氧化物对应的水化物碱性最强的元素，或阳离子氧化性最弱的是Na。

（7）单质在常温下呈液态的金属是Hg，非金属是Br。

5 2--2--+2+++3-2-2--2-+2+3++2+2-2-+2+3+3-2-2-

（8）最高价含氧酸酸性最强的元素是Cl。

（9）短周期第一电离能最小的金属元素是Na；所有元素中电负性最大的元素是F。

（10）最高价氧化物及其水化物既能溶与强酸，又能溶于强碱的元素是B、Al。

（11）元素的气态氢化物和其最高价氧化物对应的水化物发生化合反应的元素是N。

（12）元素的气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是N。

（13）两种元素的气态氢化物反应有白烟现象产生的是N和Cl。

（14）短周期元素中在常温下能与水反应放出气体的元素是Li、Na、F。

（15）短周期元素中常见能形成同素异形体的元素有C（金刚石和石墨）、P（红磷和白磷）、O（氧气和臭氧）、S（S2、S4、S6、S8等多种）。

（16）通常单质呈红色的金属元素Cu；单质呈黄绿色气体的元素是Cl；单质呈红棕色液体的元素是Br；单质为紫黑色固体的是I。

（17）常温下在冷的浓硫酸和冷的浓硝酸中产生钝化现象的金属元素是Al、Fe。

（18）短周期元素构成的物质具有漂白性的是Cl2、SO2、ClO2、HClO、NaClO、Na2O2、HNO3。

4．其他方面的“题眼”

（1）不含有化学键的单质是稀有气体元素的原子。

（2）短周期中两种元素既能按1:1能按2:1 形成化合物的元素是H和O或Na和O。

（3）通常短周期同主族的两种元素能形成化合物的元素是H和Li（或Na）；C和Si；O和S。

（4）短周期中，三种元素形成的常见离子化合物中既含有离子键又含有极性共价键的元素是Na、O、H（NaOH）；两种元素形成的常见离子化合物中既含有离子键又含有非极性共价键的元素是Na、O（Na2O2）；两种元素形成的常见共价化合物中既含有极性共价键又含有非极性共价键的元素是H、O（H2O2）

；元素形成的离子化合物中同时含有离子键、极性共价键、非极性共价键和配位键的元素是N、H、F（或S、Cl）（如NH4Cl）。

（5）由于形成氢键使分子的沸点升高的元素是 N、O、F。

（6）常温下，单质是原子晶体的是C（金刚石）、Si、B。

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