高考化学二轮复习原子结构与元素的性质.ppt

单击此处编辑母版标题样式,单击此处编辑母版文本样式,第二级,第三级,第四级,第五级,*,1,、,A,、,B,o,、,C,、,D,、,E,代表五种元素。请填空：,（,1,）,A,元素基态原子的最外层有,3,个未成对电子，次外层有,2,个电子，其元素符号,_,。,（,2,）,D,元素的正三价离子的,3d,能级为半充满，,D,的元素符号为,_,，其基态原子的电子排布式为,_,。,（,3,）,E,元素基态原子的,M,层全充满，,N,层没有成对电子，只有一个未成对电子，,E,的元素符号为,_,，其基态原子的电子排布式,_,。,N,Fe,Ar3d,6,4s,2,Cu,Ar3d,10,4s,1,o,2,、某元素原子序数为,24,（,1,）核外电子排布式,（,2,）有,个能层，,个能级，占有,个原子轨道,（,3,）有,个未成对电子，价电子,个,【Ar】3d,5,4s,1,4,7,15,6,6,3,、某元素核电荷数为,33,（,1,）元素符号,，名称,（,2,）该原子的核外电子排布式,外围电子排布式,（,3,）在元素周期表中的位置,（,4)M,层的电子排布式,（,5,）最高能层符号,最高能级符号,（,6),原子结构示意图,As,砷,【Ar】3d,10,4s,2,4p,3,4s,2,4p,3,第四周期,VA,族,3s,2,3p,6,3d,10,N,4p,4,、基态,Si,原子中，电子占据的最高能层符号为,，该能层具有的原子轨道数为,，电子数为,5,、铝原子核外电子云有,种不同的伸展方向，有,种不同运动状态的电子。,6,、,(1),X原子在第二电子层上只有一个空轨道，则X是,；其轨道表示式为,；,(2),R,原子的,3,p轨道上只有一个未成对电子，则R原子可能是,、,_,、,9,4,M,4,13,C,C,Cl,Al,Fe,（,1,）原子结构示意图,（,2,）该原子的核外电子排布式,（,3,）外围电子排布式（价电子排布式）及外围电子排布图,（,4,）最外层电子排布式,（,5,）有,种运动状态不同的电子？,（,6,）电子云有,种伸展方向？,（,7,）该原子有,种能量不同的电子？,（,8,）该原子有,个能层，最高能层符号,，该能层共有,个原子轨道,（,9,）该原子占据,个原子轨道,（,10,）该原子有,个能级，最高能级符号,（,11,）有,个未成对电子,1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,6,4s,2,3d,6,4s,2,4s,2,26,9,7,4,N,16,15,7,3d,4,元素的性质随（）的递增发生周期性的递变，称为,元素的周期律,。,核电荷数,包括：,原子半径、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电负性等的周期性的变化。,二、元素周期律,（一）原子半径,1,、影响因素,:,2,、规律：,（,1,）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。,二、元素周期律,原子半径大小,取决于,(1),电子的能层数,(2),核电荷数,（,3,）电子数,（,2,）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。,（,3,）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，微粒半径越大；反之，越小。,总结,1,、元素周期表中原子半径最小的：,H,最大的是,Cs,2,、短周期原子半径最大的：,Na,3,、前,20,号原子半径最大的是：,K,4,、第三周期离子半径最小的是：,Al,3+,5,、,具有相同电子层结构的三种微粒,A,n+,、B,n-,、C,则,C,为稀有气体元素，,B,，,C,同周期，,A,在,B,，,C,下一周期。,原子半径：,AB,离子半径：A,n+,B,n-,（,1,）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐,，失电子能力逐渐,，得电子能力逐渐,，元素的金属性逐渐,，非金属性逐渐,，对应氢化物的稳定性逐渐,；,最高价,氧化物对应的水化物的酸性逐渐,；碱性逐渐,；,（,2,）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐,，失电子能力逐渐,，得电子能力逐渐,，金属性逐渐,，非金属性逐渐,；对应氢化物的稳定性逐渐,；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐,；碱性逐渐,；,（二）,原子结构和性质周期性变化,减小,减弱,增强,减弱,减弱,增强,增强,增强,增大,增强,增强,增强,减弱,减弱,减弱,减弱,（二）电离能（阅读课本,17,）,1,、概念,气态,电中性,基态原子,失去,一个电子,转化为气态基态正离子所需要的能量叫做,第一电离能,。用符号,1,表示，单位：kJ/mol。,从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号,2,。,思考与探究：,观察下图，总结第一电离能的变化规律。,？,原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？（同周期、同主族）,2,、元素第一电离能的变化规律：,(1),同周期：,a.,从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素；,(2),同主族,：自上而下第一电离能逐渐减少。,第,A,元素和第,A,元素的反常现象如何解释？,b.,第,A,元素,A,的元素；第,A,元素,A,元素,A,是半充满、,A,是全充满结构。,3,、电离能的意义：,电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。,1.,碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？,元素,电离能,Na,Mg,Al,I,1,496,738,577,I,2,4562,1451,1817,I,3,6912,7733,2745,I,4,9540,10540,11578,碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。,学与问,2.,为什么原子逐级,电离能越来越大？,这些数据跟钠、镁、,铝的化合价有何关系？,因为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，阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而电离能越来越大。,方法：看逐级电离能的突变。,当电离能突然变大说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。,课堂练习,1.,下列说法正确的是（）,A.,第,3,周期所含的元素中钠的第一电离能最小,B.,铝的第一电离能比镁的第一电离能大,C.,在所有元素中，氟的第一电离能最大,.,D.,钾的第一电离能比镁的第一电离能大,.,A,反常现象,最大的是稀有气体的元素：,He,从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）,K,Na,Mg,2,、根据下表中五种元素的电离能数据（单位：,kJ,mol,1,），下列说法不正确的是（）,A.T,的氯化物最可能的化学式为,TCl,3,B,氦元素最有可能与,Q,元素位于同一族,C,在同周期表中，最可能处于同一族的是,R,和,U,D,U,元素最有可能为,K,，,R,元素最有可能为,Li,课堂练习,D,课堂练习,3,在下面的电子结构中,第一电离能最小的,原子可能是,(),A ns,2,np,3,B ns,2,np,5,C ns,2,np,4,D ns,2,np,6,C,（三）电负性,（阅读课本,18,）,1,、基本概念,键合电子：,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。,电负性：,用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。电负性越大，对键合电子的吸引力越大。,（电负性是相对值，没单位）,同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强,（,与非金属性变化规律相同,）,。,同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱,（,与非金属性变化规律相同,）,。,电负性的规律,电负性的应用,1,判断元素的金属性和非金属性,金属性元素的电负性一般在,1.8,以下，非金属性性元素一般在,1.8,以上。电负性最大的元素是位于右上方的,F,，电负性最小的元素是位于左下方的,Cs,（,Fr,是放射性元素）,3节,2,估计化学键的类型,在化合物中，可以根据电负性的差值大小，估计化学键的类型。,电负性差越大，离子性越强，一般说来，电负性差大于,1.7,时，可以形成离子键，小于,1.7,时形成共价键。,电负性的应用,电负性的应用,3,、判断化合价：,一般电负性小的为正价，,电负性大的为负价,4,、判断共价键的极性,电负性差值越大，共价键的极性越强,一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于,1.7,，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于,1.7,，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：,NaFAlCl,3,NOMgOBeCl,2,CO,2,共价化合物（）,离子化合物（）,元素,Al,B,Be,C,CI,F,Li,Mg,N,Na,O,P,S,Si,电负性,1.5,2.0,1.5,2.5,3.0,4.0,1.0,1.2,3.0,0.9,3.5,2.1,2.5,1.8,课堂练习：,科学探究,1.,下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作,IA,、,VIIA,元素的电负性变化图。,活动与探究,2.,在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“,对角线规则,”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。,解答：,Li,、,Mg,在空气中燃烧的产物为,Li,2,O,、,MgO,，,Be(OH),2,、,Al(OH),3,都是两性氢氧化物，,H,3,BO,3,、,H,2,SiO,3,都是弱酸。,这些都说明“对角线规则”的正确性。,课堂练习,根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知,AlCl,3,熔沸点较低，易升华，试回答下列问题：,(1),写出,Be,与,NaOH,溶液反应的离子方程式：,(2)Be(OH),2,和,Mg(OH),2,可用试剂 鉴别，其离子方程式为：,(3)BeCl,2,是 化合物,(,填“离子”或“共价”,),，其电子式为 ，,BeCl,2,水溶液显酸性，原因是,(,用离子方程式表示,),：,Be+2OH,-,BeO,2,2-,+H,2,NaOH,溶液,Be(OH),2,+2OH,-,BeO,2,2-,+2H,2,O,共价,Be,2+,+2H,2,O Be(OH),2,+2H,+,Cl Be Cl,元素周期律的实质：,元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。,原子半径、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电负性等的周期性的变化。,元素周期律的内容包括：,小 结,