人教版高中化学选修三第一章原子结构与性质复习教案1.docx
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人教版高中化学选修三第一章原子结构与性质复习教案1
第一章 原子结构与性质
第一节 原子结构
一、原子的诞生
二、宇宙的组成与各元素的含量
三、元素的分类
非金属元素:
22种(包括稀有气体)
元素
金属元素:
绝大多数
四、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
原子轨道类型
原子轨道数目
可容纳电子数
1
1s
1
2
2
2s,2p
4
8
3
3s,3p,3d
9
18
4
4s,4p,4d,4f
16
32
n
-
n2
2n2
五、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。
六、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
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。
七、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。
八、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 2.解释 (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。 九、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。 十、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。 比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。 (1)2s______3s (2)2s______3d(3)3p______3s(4)4f______6f (5)3d______4s(6)3px________3pz 解析 本题所考查的是不同原子轨道的能量高低。 相同电子层上不同原子轨道能量的高低顺序: ns 1s<2s<3s<4s……;能层、能级均相同的原子轨道能量相等: 3px=3py=3pz;对于处在不同能层的原子轨道不同的能级,电子排布的先后次序为ns、(n-2)f、(n-1)d、np。 答案 (1)< (2)< (3)> (4)< (5)> (6)= 原子里面电子的轨道分为不同的等级,越靠近原子核的轨道能量越低。 熟记解析中的原子轨道能级的顺序。 并不是高能层的所有能级的能量都比低能层的能级的能量高。 例如: 4s<3d。 下列各原子或离子的电子排布式错误的是( ) A.Na+ 1s22s22p6B.F 1s22s22p5 C.Cl- 1s22s22p63s23p5D.Ar 1s22s22p63s23p6 解析 本题考查的是构造原理及各能级最多容纳的电子数。 s能级最多容纳2个电子,p能级有3个轨道,最多可容纳6个电子,电子总是从能量低的电子层、原子轨道排列,Cl-应是Cl原子得一个电子形式的稳定结构,所以Cl-的电子排布式应为1s22s22p63s23p6。 答案 C 书写电子排布式时,要从左向右,按电子层能量递增的顺序排列。 每个能层中的能级是按s、p、d、f能量递增的顺序排列,各能级上的电子数标在能级符号的右上角。 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) ↓↑ ↓↑ ↑↑ ↓↑ ↓↑ 解析 本题考查的是学生对电子排布的两个原则(泡利原理和洪特规则)的理解。 泡利原理: 在同一个原子轨道内的电子的自旋方向是相反的。 而 (2)中的第三个轨道中的两个电子自旋方向完全相同,所以 (2)排布错误,违反了泡利原理。 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。 而 (1)中的第三个轨道内的电子的自旋方向与前两个轨道的电子自旋方向相反,排布违反了洪特规则。 答案 (1)错误,违反了洪特规则 (2)错误,违反了泡利原理 原子的核外电子排布与电子排布图描述的内容是完全相同的,相对而言,电子排布图不仅能表示出原子的核外电子排布在哪些电子能层上,还能表示出这些电子的自旋状态。 处于稳定状态的原子,核外电子将尽可能地按能量最低原理排布,且要遵守泡利原理、洪特规则。 观察1s轨道电子云示意图,判断下列说法正确的是…( ) A.一个小黑点表示1个自由运动的电子 B.1s轨道的电子云形状为圆形的面 C.电子在1s轨道上运动像地球围绕太阳旋转 D.1s轨道电子云的点的疏密表示电子在某一位置出现机会的多少 解析 尽管人们不能确定某一时刻原子中电子的精确位置,但能够统计出电子在什么地方出现的概率大,在什么地方出现的概率小。 为了形象地表示电子在原子核外空间的分布状况,人们常用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外出现概率的大小。 点密集的地方,表示电子在那里出现的概率大;点稀疏的地方,表示电子在那里出现的概率小。 由图可知,处于1s轨道上的电子在空间出现的概率分布呈球形对称,而且电子在原子核附近出现的概率最大,离核越远。 出现的概率越小。 图中的小黑点不表示电子,而表现电子曾经出现过的位置。 答案 D 电子云图中的黑点绝无具体数目的意义,而有相对多少的意义。 单位体积内黑点数目较多(黑点密度较大),表示电子在该空间的单位体积内出现的机会相对较大;单位体积内黑点数目相对较少(黑点密度较小),表示电子在该空间的单位体积内出现的机会相对较小。 电子的运动无宏观物体那样的运动规律,但有它自身的规律。 1.原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数与能层的序数(n)间存在什么关系? 提示 每个能层最多可容纳的电子数是能层序数平方的两倍,即2n2。 2.不同的能层分别有多少个能级,与能层的序数(n)间存在什么关系? 提示 任一能层的能级数等于该能层序数。 3.不同层中,符号相同的能级中所能容纳的最多电子数是否相同? 提示 相同。 1.从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。 它们是否符合构造原理? 提示 按构造原理画出铜、银、金的外围电子层排布图,按元素周期表中的外围电子排布画出铜、银、金排布图,可以看出铜、银、金不符合构造原理。 其原因主要从电子排布处于全满或半充满时,能量最低考虑。 2.电子排布式可以简化,如可以把钠的电子排布式写成Ne]3s1。 试问: 上式方括号里的符号的意义是什么? 你能仿照原子的简化电子排布式写出第8号元素氧、第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗? 提示 Ne]的意义是指与Ne的电子排布相同。 O: He]2s22p4 Si: Ne]3s23p2 Fe: Ar]3d64s2 第二周期元素基态原子的电子排布如图所示(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几个电子? 提示 2个。 2.当电子排布在同一能级时,有什么规律? 提示 总是优先占据不同轨道,且自旋方向相同。 1.AD 2.D 3.B 4.C 5.C 6.只有C项是基态原子的电子排布 7.9F: 1s22s22p5 核外电子分2层,最外层电子数为7 17Cl: 1s22s22p63s23p5 核外电子分3层,最外层电子数为7 35Br: 1s22s22p63s23p63d104s24p5 核外电子分4层,最外层电子数为7 8.Na: 1s22s22p63s1 最高化合价为+1价 S: 1s22s22p63s23p4 最高化合价为+6价,最低化合价为-2价 第二节 原子结构与元素的性质 一、元素周期表的编排原则 1.将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。 2.把最外层电子数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。 二、周期表的结构 周期: 具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排成一个横行。 主族: 由短周期和长周期元素共同构成的族。 副族: 仅由长周期元素构成的族。 三、各周期元素数目与相应能级组的原子轨道关系 周期 元素数目 相应能级组中原子轨道 电子最大容量 一 2 1s 2 二 8 2s 2p 8 三 8 3s 3p 8 四 18 4s 3d 4p 18 五 18 5s 4d 5p 18 六 32 6s 4f 5d 6p 32 七 26(未完) 7s 5f 6d(未完) 未满 四、原子结构与元素位置的关系 1.核外电子排布与族序数之间的关系 可以按照下列方法进行判断: 按电子填充顺序由最后一个电子进入的情况决定,具体情况如下: (3)进入(n-1)d ①(n-1)d1~5为ⅢB~ⅦB⇒族数=(n-1)d+ns]电子数 ②(n-1)d6~8为Ⅷ ③(n-1)d10为ⅠB、ⅡB⇒族数=ns的电子数 ④进入(n-2)f ⅢB 2.纵列与族的关系 纵列序数 1 2 3 4 5 6 7 8~10 族 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ族 纵列序数 11 12 13 14 15 16 17 18 族 ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0族 3.族序数与价电子数的关系 (1)主族(ⅠA~ⅦA)和副族ⅠB、ⅡB的族序数=原子最外层电子数(ns+np或ns)。 (2)副族ⅢB~ⅦB的族序数=最外层(s)电子数+次外层(d)电子数。 (3)零族: 最外层电子数等于8或2。 (4)Ⅷ族: 最外层(s)电子数+次外层(d)电子数。 若之和分别为8、9、10,则分别是Ⅷ族第1、2、3列。 五、各区元素特点 包括的元素 价电子排布 化学性质 s区 ⅠA、ⅡA ns1~2 除氢、氦外,都是活泼金属元素 p区 ⅢA~ⅦA、零族 ns2np1~6 随着最外层电子数目的增加,非金属性增强,金属性减弱 d区 ⅢB~ⅦB、Ⅷ族 (n-1)d1~9ns1~2 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 ds区 ⅠB、ⅡB (n-1)d10ns1~2 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 f区 镧系、锕系 (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2 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 六、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。 七、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。 八、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。 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: ________________________________________________________________________。 解析 (1)略 (2)因甲位于第三周期、第ⅥA族,则应是硫元素,答案为 (3)因乙元素的3p亚层只有一个电子,即其电子排布式为1s22s22p63s23p1,即乙元素是Al,其原子半径大于硫,甲、乙的最高价氧化物对应水化物分别为H2SO4和Al(OH)3,显然酸性前者强于后者。 (4)元素周期律的本质是核外电子排布的周期性变化。 因此元素周期表不是随意设定的,并且元素在周期表中的位置与原子结构密切相关,元素的周期数即为原子核外电子层数;元素所在主族数即为原子结构的最外层电子数。 答案 (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 本题考查元素周期律及元素周期表的有关知识,综合性较强,解答本题的关键是掌握元素在周期表中位置、结构、性质三者之间的关系以及同一周期元素性质的递变规律。 可根据元素性质的递变规律体会周期表中不同位置的元素具有不同的结构,所以应该具有不同的性质。 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 Li Be B C O F x值 0.98 1.57 2.04 2.53 3.44 3.98 元素 Na Al Si P S Cl x值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 (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 ________________________________________________________________________。 (1)某有机物结构式为: ,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)。 解析 由所给数据分析知: 同周期,从左到右x值逐渐增大;同主族,从上到下,x值逐渐减小,则 (1)同周期中x(Na) 0.93 2.53 (2)x值在周期表中的递变规律与原子半径的恰好相反,即: 同周期(同主族)中,x值越大,其原子半径越小。 (3)对比周期表中对角线位置的x值可知: x(B)>x(Si),x(C)>x(P),x(O)>x(Cl),则可推知: x(N)>x(S),故在S—N中,共用电子对应偏向氮原子。 (4)查表知: AlCl3的Δx=1.55<1.7,又x(Br) (5)根据递变规律,x值最小的应为Cs(Fr为放射性元素)位于第六周期ⅠA族。 答案 (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 归纳总结是学习过程中很重要的一种能力,在做该题时可以先找出x值相差不大的元素,分组比较,x值较大的一组应为非金属元素,x值较小的一组应为金属元素。 然后,再对同一组中的元素的x值进行比较找出变化规律。 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,多选倒扣分)。 ①E(砷)>E(硒) ②E(砷) (3)估计1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围: ________ (4)10号元素E值较大的原因是 ________________________________________________________________________。 解析: 此题考查了元素第一电离能的变化规律和同学们的归纳总结能力。 (1)从H、Li、Na、K等可以看出,同主族元素随元素原子序数的增大,E值变小;H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性。 (2)从第二、三周期可以看出,第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。 由此可以推测E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。 (3)根据同主族、同周期规律可以推: E(K) (4)10号元素是稀有气体元素氖,该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。 答案 (1)随着原子序数的增大,E值变小 周期性 (2)①③ (3)485kJ·mol-1 738kJ·mol-1 (4)10号元素为氖,该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构 要综合考虑图示信息,抓住同一主族(如原子序数为1、3、11、19的碱金属族)的E值的大小,同一周期(如3~10号元素)E值的大小规律,且要注意哪些有反常现象。 下列各组元素,按原子半径依次减小,元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是( ) A.K、Na、LiB.Al、Mg、NaC.N、O、CD.Cl、S、P 解析 本题考查了元素第一电离能的递变规律,由同周期中从左到右,元素的第一电离能逐渐增大知,B、D选项中均逐渐降低;同主族中,从上到下,原子半径增大,第一电离能逐渐减小,故A项正确。 答案 A ①通常情况下,第一电离能大的主族元素电负性大,但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3,为全满和半满结构,这两族元素原子第一电离能反常。 ②金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力,而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力,二者对应条件不同,所以排列顺序不完全一致。 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 ________________________________________________________________________。 解析 由电负性推知D为O;A与D可形成1∶1和2∶1的化合物,可推知A为Na;B为第四周期d区元素且最高正价为+7,可知B为Mn;C与B同周期且最高价为+7,可知C为Br。 答案 钠(Na) 锰(Mn) 溴(Br) 氧(O) O>Br>Mn>Na 并不是所有电负性差大于1.7
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