复习题ppt课件教学实录

课题

原子结构与性质

章节复习

【学法指导】

仔细阅读课本，独立完成；带☆的可以组内讨论完成；

【学习目标】

1、掌握电子排布式的书写；

2、掌握元素周期律的应用

【学习重点】

元素周期律

【学习难点】

元素周期律的应用

【自主学习】

一、能级与能层

1．能级表示方法及各能级所能容纳的最多电子数

2．各能层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数

电子层

1 2 3 4 n

二、核外电子进入轨道的顺序

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……

因此，特别要注意的是，核外电子排布并非全是按照能层的顺序逐层排布的，排满K层后再排到L层，排满了L层再排到M层，但并非排满M层后再排到N层，根据构造原理中电子进入轨道的顺序，电子是排满4s后再进入3d。例如：21号元素钪核外的21个电子依次填充轨道的顺序为1s22s22p63s23p64s23d1，但钪元素原子的电子排布式应写作：1s22s22p63s23p63d14s2或[Ar]3d14s2。

三、能量最低原理的简述

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

原子轨道类型

1s 2s,2p 3s,3p,3d 4s,4p,4d,4f －

原子轨道数目

1 4 9 16 n2

可容纳电子数

2 8 18 32 2n2

1

能量最低原理是自然界中一切物质共同遵守的普遍法则。

绝大多数元素原子的核外电子排布，都是按照构造原理中的能级顺序依次进入原子轨道，而使整个原子处于能量最低状态，称之为基态。

四、少数元素的基态原子的电子排布

它们对于构造原理有1个电子的偏差。因为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。

五、原子最外层、次外层及倒数第三层最多容纳电子数的解释

1．依据

构造原理中的排布顺序，其实质是各能级的能量高低顺序，可由公式得出ns<(n－2)f<(n－1)d

(1)最外层由ns、np组成，电子数不大于2＋6＝8。

(2)次外层由(n－1)s(n－1)p(n－1)d组成，所容纳的电子数不大于2＋6＋10＝18。

(3)倒数第三层由(n－2)s(n－2)p(n－2)d(n－2)f组成，电子数不大于2＋6＋10＋14＝32。

六、多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律：

1．相同能层上原子轨道能量的高低：

ns

2．形状相同的原子轨道能量的高低：

1s<2s<3s<4s……

3．能层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。

七、第二周期元素基态原子的电子排布

如下图所示(图中每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子)：

第二周期元素基态原子的电子排布图

由上图总结：

1．每个原子轨道里最多只能容纳2个电子。

2．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。

八、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＋)。

2

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。

九、电离能

1.第一电离能

(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。

(2)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

(1)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。

(2)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。

十、元素电负性的应用

1.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。

2.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。

【例题分析】

例1：下列各原子或离子的电子排布式错误的是(

) A．Na

1s22s22p6

B．F

1s22s22p5

＋C．Cl

1s22s22p63s23p5

D．Ar

1s22s22p63s23p6

－

3

例2：以下是两个原子的2p能级或3d能级的电子排布情况，试分析有无错误，若有，违反了什么原则？

(1) ↑

(2) ↓↑

例3：

↓↑

↑↑

↓↑

↓↑

↑

↓

图1 (1)上表中的实线是元素周期表的部分边界，请在表中用实线补全元素周期表的边界。

(2)元素甲是第三周期、第ⅥA族元素，请在下边方框中按氦元素(图1)的式样，写出元素甲的原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量和最外层电子排布。

(3)元素乙的3p亚层中只有1个电子，则乙原子半径与甲原子半径比较：______>______；甲、乙的最高价氧化物水化物的酸性强弱为：______>______(用化学式表示)。

(4)元素周期表体现了元素周期律，元素周期律的本质是原子核外电子排布的________，请写出元素在元素周期表中的位置与元素原子结构的关系：

________________________________________________________________________。

例4：不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一数值x来表示，若x越大，则原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。下面是某些短周期元素的x值：

元素

x值

元素

x值

(1)通过分析x值的变化规律，确定N、Mg的x值范围：

______

(2)推测x值与原子半径的关系是_________________________________________。

(3)某有机物结构式为：

Li 0.98

Na 0.93 Be 1.57

Al 1.61 B 2.04

Si 1.90 C 2.53

P 2.19 O 3.44

S 2.58 F 3.98

Cl 3.16

4

，在S—N中，你认为共用电子对偏向谁？__________(写原子名称)。

(4)经验规律告诉我们当成键的两原子相应元素电负性的差值Δx>1.7时，一般为离子键，当Δx<1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键的类型是____________。

(5)预测元素周期表中，x值最小的元素位置____________(放射性元素除外)。

例5：有A、B、C、D四种元素。其中A为第三周期元素，与D可形成1∶1和2∶1原子比的化合物。B为第四周期d区元素，最高化合价为7。C和B是同周期的元素，具有相同的最高化合价。D为元素周期表所有元素中电负性第二大的元素。试写出四种元素的元素符号和名称，并按电负性由大到小排列顺序。A________，B__________，C__________________，

D________，电负性由大到小的顺序为______________。

5

参考答案：

例1：

C 例2：

(1)错误，违反了洪特规则

(2)错误，违反了泡利原理

例3：

(1)

(2)

(3)Al

S

H2SO4

Al(OH)3

(4)周期性变化

元素的周期数即为原子核外电子层数，元素的主族序数即为原子结构的最外层电子数

例4：

(1)0.93

1.57

2.53

3.44

(2)x值越小，半径越大

(3)氮

(4)共价键

(5)第六周期ⅠA族

例5 钠(Na)

锰(Mn)

溴(Br)

氧(O)

O>Br>Mn>Na

6