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  • 2021-08-23 发布

人教版高中化学选修三《第一章 原子结构与性质》复习课件

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原子结构与元素性质 单元复习课 讲师:刘革平 考点透视    1 .了解原子核外电子排布方式,并掌握元素周期表与原子结构的关系。    2 .掌握同周期主族元素从左到右,最高化合价和最低化合价、金属性和 知识梳理 核外电子排布 1 .原子核外电子排布的轨道能量顺序 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: n s< n p< n d< n f 。    ( 2 ) 形状相同的原子轨道能量的高低: 1s<2s<3s<4s……    ( 3 ) 能层和形状均相同的原子轨道能量相等,例如 2p x 、 2p y 、 2p z 轨道的能量相等。    ( 4 ) 能级交错规律: n s<( n -2)f<( n -1)d< n p 。 元素性质的递变规律 ( 重点 ) 方法技巧 1 . 判断金属性强弱的方法    ( 1 ) 单质与水或非氧化性酸反应时生成 H 2 的难易,产生 H 2 越容易,金属性越强。例如 , 钠和镁的比较:钠与冷水就剧烈反应,而镁需要和沸水才反应,则金属性 Na>Mg 。    ( 2 ) 单质的还原性越强,金属性越强。    ( 3 ) 最高价氧化物对应的水化物 [M(OH) m ] 碱性越强,金属性越强。如 Ba(OH) 2 是强碱, Mg(OH) 2 是中强碱,则金属性 Ba>Mg 。    ( 4 ) 置换反应:一种金属元素能把另一种金属元素从它的盐溶液里置换出来,   ( 6 ) 电负性越小,原子越易失电子,元素的金属性越强 。   ( 7 ) 构建原电池正、负极的金属。 2 . 判断非金属性强弱的方法   ( 1 ) 生成气态氢化物的难易,越容易和 H 2 化合,其非金属性越强。例如 F 2 和 H 2 在黑暗处就剧烈反应, Cl 2 和 H 2 需要点燃或光照才能反应,而 Br 2 需要在较高的温度下与 H 2 化合,则对应元素非金属性 F>Cl>Br 。   ( 2 ) 气态氢化物越稳定,元素的非金属性越强。例如 , 稳定性 H 2 O(g)>H 2 S>H 2 Se ,则非金属性 O>S>Se 。       ( 4 ) 非金属性强的可置换非金属性弱的。例如 , 2F 2 +2H 2 O==4HF+O 2 ,则非金属性 F>O 。    ( 5 ) 电离能越大,原子越易得电子,元素的非金属性越强。    ( 6 ) 电负性越大,原子越易得电子,元素的非金属性越强。 上述的判断依据和结果是双向的,如金属性强,其最高价氧化物的水化物的碱性就强,两者互推。    3 . 元素在元素周期表中位置的确定方法 由基态原子的外围电子排布式给元素定位    ( 1 ) 主族元素:该元素的周期数 = 外围电子的能层数;该元素的族序数 = 外围电子总数。例如:外围电子排布为 5s 2 5p 3 ,该元素在周期表中位于第 5 周期 ⅤA 族。    ( 2 ) 零族元素:零族元素外围电子排布为 n s 2 n p 6 ( He 为 1s 2 ) 。零族元素的周期数 = 外围电子的能层数 ( n ) 。    ( 3 ) 副族元素: ⅠB 族:外围电子排布为 ( n -1)d 10 n s 1 ,元素的族序数 =1 ,周期序数 = n ; ⅡB 族:外围电子排布为 ( n -1)d 10 n s 2 ,元素的族序数 =2 周期序数 = n ; ⅢB ~ ⅦB 族:外围电子排布为 ( n -1)d x n s 2 ,元素的族序数 = x +2 ( 个别除外 ) 周期序数 = n 。如 Mn 4 . 原子半径的变化规律    ( 1 ) 同一元素:负离子>原子>正离子。    ( 2 ) 同一周期:随着原子序数的增加,原子半径逐渐减小,但长周期中各元素的原子半径的减小幅度越来越小 ( 稀有气体除外 ) 。    ( 3 ) 同一主族:随着原子序数的增加,原子半径逐渐增大。    ( 4 ) 离子结构相同的离子,其半径随核电荷数增大,半径减小。 5 . “三角”关系 若 A 、 B 、 C 三元素位于周期表中如图所示位置,则有下列性质:    ①原子半径: C > A > B    ②离子半径:若 B 、 C 的离子电子层结构相同,则 C 离子半径小于 B 离子半径    C D A B 相邻 实战演练 例 1    有 A 、 B 、 C 、 D 四种元素,其原子序数依次增大,且质子数均小于 18 。 A 元素原子的最外层只有 1 个电子,该元素阳离子与 N 3- 核外电子排布相同; B 元素原子核外各轨道上均无成单电子; C 元素原子的价电子排布为 n s 2 n p 1 ; D - 的核外电子构型与 Ar 相同。    ( 1 ) 写出 A 、 C 、 D 的元素符号: A________ , C_________ , D________ 。    ( 2 ) 写出 B 元素原子的电子排布式: _____ , D 元素原子的电子排布图 : _____ 。    【 解释 】    A 形成的阳离子 A + 与 N 3- 核外电子排布相同,则 A 是 Na 。 C 的价电子排布为 n s 2 n p 1 ,是 ⅢA 族元素,只能是 Al 。 B 为第三周期元素,且原子核外各轨道上均无成单电子,应为 Mg , D - 的核外电子构型与 Ar 相同, D 为 Cl 。同时注意由于 Mg 的电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 外层电子处于全充满状态,其第一电离能出现反常现象。 【答案】     例 2    现有部分短周期元素的性质或原子结构如下表: 元素编号 元素性质或原子结构 T 能形成双原子分子,原子间存在 3 对共用电子对。 X M 层有 3 个电子。 Y 最外层电子数是最内层电子数 2 倍,其最高氧化物是一种固体,用于生产光导纤维。 Z 最高正价为 +7 价。 ( 3 ) Z 的非金属性比 T 元素强,用化学方程式表示 。    ( 4 ) XT 是一种新型的无机材料,可由 X 的最高价氧化物与 T 的单质及焦炭 元素编号 元素性质或原子结构 T 能形成双原子分子,原子间存在 3 对共用电子对。 X M 层有 3 个电子。 Y 最外层电子数是最内层电子数 2 倍,其最高氧化物是一种固体,用于生产光导纤维。 Z 最高正价为 +7 价。 【 解析 】    据表意可推知, T 为氮元素; X 为铝元素; Y 是硅元素; Z 是氯元素。 ( 1 ) 对于主族元素来说,外围电子排布就是最外层的电子排布式,所以氯原子的外围电子排布式为 3s 2 3p 5 ; Y 的氧化物为 SiO 2 ,每个 Si 与 4 个 O 原子结合,每个 O 原子与 2 个 Si 结合成空间网状结构,则有 n ( Si — O ): n ( Si ) =4 : 1 ; ( 2 ) X 的氧化物为 Al 2 O 3 ,为两性氧化物,与 NaOH 反应的方程式为 Al 2 O 3 +2NaOH==NaAlO 2 +2H 2 O ; ( 3 ) 可利用 Cl 2 置换出 N 2 来证明氯的非金属性比氮强; ( 4 ) XT 为 AlN , SiO 2 、 C 、 N 2 【 答案 】    ( 1 ) 3s 2 3p 5 ; 4 。         ( 2 ) Al 2 O 3 +2OH - = =2AlO 2 - +H 2 O 。 ( 3 ) 3Cl 2 +2NH 3 ==N 2 +6HCl ( 或 3Cl 2 +8NH 3 ==N 2 +6NH 4 Cl ) ; ( 4 ) 【 点拨 】    6e - 例 3    四种元素 X 、 Y 、 Z 、 W 位于元素周期表的前四周期,已知它们的核电荷数依次增加,且核电荷数之和为 51 ; Y 原子的 L 层 p 轨道中有 2 个电子; Z 与 Y 原子的价层电子数相同; W 原子的 L 层电子数与最外层电子数之比为 4:1 ,其 d 轨道中的电子数与最外层电子数之比为 5:1 。     ( 1 ) Y 、 Z 可分别与 X 形成只含一个中心原子的共价化合物 a 、 b ,它们的分子式分别是 ___________ 、 ___________ 。    【 解析 】    Y 原子的 L 层 p 轨道中有 2 个电子,则 Y 的核外电子排布为 1s 2 2s 2 2p 2 , Y 是碳元素; Z 、 Y 均为前四周期元素, Z 与 Y 原子的价层电子数相同,则其价电子排布为 3s 2 3p 2 ,则 Y 是硅元素;据题意可知 W 原子的核外电子排布 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 ,是锌元素; X 的原子序数为 51-6-14-30=1 ,是氢元素。    ( 1 ) 碳、硅与氢形成一个只含一个中心原子的共价化合物分别是 CH 4 、 SiH 4 ;    ( 2 ) 碳和硅是同族元素,碳的非金属性强,则电负性大;    ( 3 ) Zn 2+ 的核外电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 。 【 答案 】   ( 1 ) CH 4 、 SiH 4 ( 2 ) 碳 ( 或 C ) ( 3 ) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 【 点拨 】    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定数值 x 来表示,若 x 越大,其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: 元素符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl x 值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16    ( 1 ) 通过分析 x 值变化规律,确定 N 、 Mg 的 x 值范围:    ( 3 ) 某有机化合物结构式为 ,其中 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的差值 ( Δ x ) ,当 Δ x >1.7 时,一般为离子键,当 Δ x <1.7 时,一般为共价键,试推断 AlBr 3 中化学键类型是 ________________ 。    元素符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl x 值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 【 解 析 】    题中给出第二、第三周期元素的 x 值 ( 其中缺少了氮、镁两种元素的 x 值 ) , x 值与这种原子在分子中吸收电子的能力有关。可根据元素性质的周期性变化来推测镁和氮的 x 值。从表中数值可看出,同周期中元素的 x 值随原子半径的减少而增大, x 值的变化体现了元素性质的周期变化。用 x 值大小可判断共价键中共用电子对偏向哪一方。对于 S—N ,由于 N 的 x 值大于 S 的 x 值,所以其中共用电子对偏向 N 原子。表中查不到溴的 x 值,可根据元素周期律来推测,氯与溴同主族,氯的 x 值必定比溴的 x 值大,而 x (Cl)- x (Al)=3.16-1.61=1.45<1.7 ,而溴与铝的 x 值这差 【 答案 】 ( 1 ) 0.93< x (Mg)<1.61 , 2.55< x (N)<3.44 ( 2 ) 同周期 ( 同主族 ) 中, x 值越大,其原子半径越小;周期性 ( 3 ) 氮原子 ( 4 ) 共价键 ( 5 ) 第六周期 IA 主族。 【 点评 】 掌握电负性的变化规律,主要应用在判断元素的非金性的强弱、化学键的键型和分子中共价键极性的强弱、判断化合物中元素化合价的正负等。因为电 备考指津

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