高考化學一輪復(fù)習 第二部分 選考部分(選修3)物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 第1節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課件 新人教版.ppt_第1頁
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文檔簡介

走向高考 化學 路漫漫其修遠兮吾將上下而求索 人教版 高考總復(fù)習 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 選修三 第二部分選考部分 第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 選修三 考綱要求 1 了解原子核外電子的能級分布 能用電子排布式表示常見元素 1 36號 原子核外電子排布 了解原子核外電子的運動狀態(tài) 2 了解元素電離能的含義 并能用以說明元素的某些性質(zhì) 3 了解核外電子在一定條件下會發(fā)生躍遷 了解其簡單應(yīng)用 4 了解電負性的概念 知道元素的性質(zhì)與電負性的關(guān)系 命題趨勢 預(yù)計2016年高考試題題型還會穩(wěn)中求變 命題內(nèi)容還會涉及原子核外電子排布及表示方法 以元素周期表知識為載體 與元素化合物知識相結(jié)合 考查元素性質(zhì) 如元素的金屬性 非金屬性 元素的第一電離能 元素的電負性等 考查方式將向多方位 多角度 多層次方向發(fā)展 1 能層 能級與原子軌道 1 能層 根據(jù)多電子原子的核外電子的 不同 將核外電子分成不同的能層 用n表示 n 1 2 3 4 n越大 該能層中的電子能量越高 原子核外的每一能層 序號為n 最多可容納的電子數(shù)為 原子核外電子排布及表示方法 知識梳理 能量 2n2 2 能級 多電子原子中 同一能層的電子 能量也不同 還可以把它們分成 同一能層里 能級的能量按s p d f 的順序升高 能級 3 原子軌道的形狀和能量高低 球形 啞鈴 3 相等 2 原子核外電子排布規(guī)律 1 能量最低原理 原子的電子排布遵循構(gòu)造原理 能使整個原子的能量處于 狀態(tài) 構(gòu)造原理即基態(tài)原子核外電子進入原子軌道的順序 示意圖如下 最低 2 泡利原理 1個原子軌道里最多容納 個電子 且它們的自旋狀態(tài) 3 洪特規(guī)則 電子排布在同一能級的不同軌道時 基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道 且自旋狀態(tài) 洪特規(guī)則特例 當能量相同的原子軌道在全滿 p6 d10 f14 半滿 p3 d5 f7 和全空 p0 d0 f0 狀態(tài)時 體系的能量最低 如24cr的基態(tài)原子電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1 而不是1s22s22p63s23p63d44s2 2 相反 相同 4 原子狀態(tài)與原子光譜 原子的狀態(tài) 基態(tài)原子 處于 能量的原子 激發(fā)態(tài)原子 當基態(tài)原子的電子吸收能量后 電子會躍遷到較高能級 變成激發(fā)態(tài)原子 電子的躍遷 基態(tài) 激發(fā)態(tài) 當基態(tài)原子的電子吸收能量后 會從 躍遷到 變成激發(fā)態(tài)原子 最低 基態(tài) 激發(fā)態(tài) 激發(fā)態(tài) 基態(tài) 激發(fā)態(tài)的原子從 躍遷到 時會釋放出能量 原子光譜 不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時會 或 不同的光 用光譜儀記錄下來便得到原子光譜 利用原子光譜的特征譜線可以鑒定元素 稱為光譜分析 激發(fā)態(tài) 基態(tài) 吸收 釋放 1 當出現(xiàn)d軌道時 雖然電子按ns n 1 d np的順序填充 但在書寫電子排布式時 仍把 n 1 d放在ns前 如fe 1s22s22p63s23p63d64s2正確 fe 1s22s22p63s23p64s23d6錯誤 2 由于能級交錯 3d軌道的能量比4s軌道的能量高 排電子時先排4s軌道再排3d軌道 而失電子時 卻先失4s軌道上的電子 易錯警示 互動思考 4 同一原子中 2p 3p 4p能級的軌道數(shù)依次增多 5 電子排布式 22ti 1s22s22p63s23p10違反了能量最低原則 6 2p和3p軌道形狀均為啞鈴形 能量也相等 7 1s22s12p1表示的是激發(fā)態(tài)原子的電子排布 8 原子光譜是因為電子的躍遷引起的 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 典例透析 解析 主族元素的原子最外層為s能級或s能級和p能級 所以主族元素的原子核外電子最后填入的能級是s能級或p能級 如na元素的最外層為3s1 最后填入的能級是s能級 o元素的最外層為2s22p4 最后填入的能級是p能級 b正確 答案選b 答案 b 4 e元素基態(tài)原子的m層全充滿 n層沒有成對電子 只有一個未成對電子 e的元素符號為 其基態(tài)原子的電子排布式為 5 f元素的基態(tài)原子的外圍電子排布式為3d54s2 其原子結(jié)構(gòu)示意圖為 其最高正價為 位于元素周期表中第 周期 族 方法技巧 基態(tài)原子電子排布式的書寫方法 1 知道原于序數(shù)書寫核外電子排布式的方法 常規(guī)方法 常根據(jù)構(gòu)造原理 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 各能級最多容納的電子數(shù)及能量最低原理 依次由低能級向高能級排列 如31號元素鎵 首先排滿1s2 依次2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10最后4p1 原子序數(shù)大于18的方法 如31號元素 我們也可以用31 18 13 然后在 ar 的基礎(chǔ)上再填充13個電子 如 ar 3d104s24p1 2 知道元素名稱書寫核外電子排布式的方法 前三周期主族元素可以根據(jù)最外層電子數(shù)書寫 如s的最外層電子數(shù)為6 其排布式為 ne 3s23p4 第四周期的元素 要熟記元素名稱 然后從k開始數(shù) 數(shù)到幾 就可以寫成 ar 幾個電子 如fe 從鉀開始數(shù)到鐵為8 其排布式為 ar 3d64s2 se 從鉀開始數(shù)到se為16 其排布式為 ar 3d104s24p4 3 注意事項 能量相同的原子軌道在全充滿 p6 d10 半充滿 p3 d5 全空 p0 d0 時的狀態(tài) 具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性 如24cr ar 3d54s1 29cu ar 3d104s1 出現(xiàn)d軌道時 雖然電子排布按ns n 1 d np的順序填充 但書寫核外電子排布式時 仍把 n 1 d放在ns前 如ti 1s22s22p63s23p63d24s2正確 ti 1s22s22p63s23p64s23d2錯誤 基態(tài)原子失電子生成金屬陽離子時 應(yīng)先失去最外層上的電子 如fe原子核外電子排布式為 ar 3d64s2 失電子變?yōu)閒e2 失去的不是能量高的3d軌道上的電子 而是能量低的4s軌道上的電子 所以fe2 的基態(tài)核外電子排布式正確的為 ar 3d6 其他 ar 3d44s2 ar 3d54s1均錯誤 跟蹤演練 解析 a 該元素原子處于能量最低狀態(tài)時 原子中共有1個未成對電子 a錯誤 b 該元素原子核外共有5個電子層 b正確 c 該元素原子的m能層共有18個電子 錯誤 d 該元素原子最外層共有2個電子 d錯誤 答案選b 答案 b 解析 考查核外電子排布 根據(jù)核外電子排布規(guī)律可知 a 鈉離子的核外電子數(shù)是10個 其排布式是1s22s22p6 a正確 b 氟離子的核外電子數(shù)是10個 則核外電子排布是1s22s22p6 b正確 c n3 的核外電子數(shù)是4 則核外電子排布是1s22s2 c錯誤 d 氧離子的核外電子數(shù)是10個 則核外電子排布是1s22s22p6 d正確 答案選c 答案 c 解析 考查核外電子的運動狀態(tài) 微粒核外電子的運動狀態(tài)互不相同 氧離子核外有10個電子 運動狀態(tài)有10種 選c 答案 c 兩原理 一規(guī)則 的正確理解 1 原子核外電子排布符合能量最低原理 洪特規(guī)則 泡利原理 若違背其一 則電子能量不處于最低狀態(tài) 易誤警示 在寫基態(tài)原子的電子排布圖時 常出現(xiàn)以下錯誤 2 半充滿 全充滿狀態(tài)的原子結(jié)構(gòu)穩(wěn)定 如ns2 np3 np6cr 3d54s1mn 3d54s2cu 3d104s1zn 3d104s2 總結(jié)提升 1 原子結(jié)構(gòu)與周期表的關(guān)系 1 原子結(jié)構(gòu)與周期的關(guān)系 原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì) 知識梳理 每周期第一種元素的最外層電子的排布式為 每周期結(jié)尾元素的最外層電子 排布式除he為1s2外 其余為 氦原子核外只有2個電子 只有1個s軌道 還未出現(xiàn)p軌道 所以第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同 一個能級組最多容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類 但一個能級組不一定全部是能量相同的能級 而是能量相近的能級 ns1 ns2np6 2 每族元素的價電子排布特點 主族 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 3 元素周期表的分區(qū)與價電子排布的關(guān)系 周期表的分區(qū) 各區(qū)外圍電子排布特點 ns1 2 ns2np1 6 根據(jù)元素金屬性與非金屬性可將元素周期表分為金屬元素區(qū)和非金屬元素區(qū) 如下圖 處于金屬與非金屬交界線 又稱梯形線 附近的非金屬元素具有一定的金屬性 又稱為半金屬或準金屬 但不能叫兩性非金屬 2 元素周期律 1 電離能 第一電離能 氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的 符號 單位 最低能量 i1 kj mol 1 規(guī)律a 同周期 第一種元素的第一電離能 最后一種元素的第一電離能 總體呈現(xiàn) 的變化趨勢 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軌道處于全空或半充滿狀態(tài) 比較穩(wěn)定 所以其第一電離能大于同周期相鄰的 a和 a族元素 如第一電離能mg al p s 最小 最大 從左到右逐漸增大 逐漸減小 多 大 大 大 容易 越強 弱 n 鍵合電子 越大 4 0 1 0 增大 減小 應(yīng)用 1 8 1 8 負價 正價 右下方 1 金屬活動性順序與元素相應(yīng)的電離能大小順序不完全一致 故不能根據(jù)金屬活動性順序表判斷電離能的大小 2 不能將電負性1 8作為劃分金屬和非金屬的絕對標準 3 共價化合物中 兩種元素電負性差值越大 它們形成共價鍵的極性就越強 4 同周期元素 從左到右 非金屬性越來越強 電負性越來越大 第一電離能總體呈增大趨勢 易錯警示 互動思考 5 價電子排布為5s25p1的元素位于第五周期第 a族 是s區(qū)元素 6 電負性差值大于1 7時 一般形成離子鍵 小于1 7時 一般形成共價鍵 7 根據(jù)元素周期律 氮與氧 鎂與鋁相比 都是后者的第一電離能大 8 同一周期第一電離能越大 電負性越強 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 典例透析 方法技巧 依據(jù)化合價及物質(zhì)類別判斷電負性大小的方法元素電負性越大 原子吸引電子的能力越強 此原子在反應(yīng)中得電子形成陰離子或電子對偏向它顯負價 所以兩種元素化合時顯負價的元素電負性大 如果一種元素與另外兩種元素結(jié)合形成兩種化合物 一種為離子化合物 一種為共價化合物 則可判斷電負性大小 如 由mcl是離子化合物 ncl是共價化合物 可知m的電負性小于n的電負性 由al2o3是離子化合物 alcl3是共價化合物 可知o的電負性大于cl的電負性 跟蹤演練 解析 考查電離能的有關(guān)判斷 a 鉀元素的第一電離能小于鈉元素的第一電離能 說明鉀失電子能力比鈉強 所以鉀的活潑性強于鈉 a正確 b 對于同一元素來說 原子失去電子個數(shù)越多 其失電子能力越弱 所以原子的電離能隨著原子失去電子個數(shù)的增多而增大 b正確 c 最外層電子排布為ns2np6 若只有k層時為1s2 的原子達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu) 再失去電子較難 所以其第一電離能較大 c正確 d 同一周期元素原子半徑

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