高中化學(xué) 專題二 《原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)》復(fù)習(xí)課件 蘇教版選修3.ppt

專題二復(fù)習(xí) 一核外電子的排布 電子層 klmnopq離核遠(yuǎn)近 近遠(yuǎn)能量高低 低高 分層排布 2 各層最多容納2n2個(gè)電子 3 最外層不超過(guò)8個(gè) k層2個(gè) 4 次外層不超過(guò)18個(gè) 倒數(shù)第三層不超過(guò)32個(gè) 相互制約 相互聯(lián)系 排布規(guī)律 一低四不超 1 能量最低原理 核電荷數(shù)為1 18的元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖 金屬元素 非金屬元素 稀有氣體元素 最外層電子數(shù)一般少于4個(gè) 最外層電子數(shù)一般多于4個(gè) 最外層電子數(shù)已達(dá)到最多 2個(gè)或8個(gè) 二 原子軌道 量子力學(xué)研究表明 處于同一電子層的原子核外電子 也可以在不同類型的原子軌道上運(yùn)動(dòng) 軌道的類型不同 軌道的形狀也不同 用s p d f分別表示不同形狀的軌道 形狀相同的原子軌道在原子核外空間還有不同的伸展方向 1 原子軌道的特點(diǎn) s原子軌道是球形的 p原子軌道是紡錘形的 s軌道是球形對(duì)稱的 所以只有1個(gè)軌道 p軌道在空間上有x y z三個(gè)伸展方向 所以p軌道包括px py pz3個(gè)軌道 d軌道有5個(gè)伸展方向 5個(gè)軌道 f軌道有7個(gè)伸展方向 7個(gè)軌道 2 各原子軌道的能量高低 電子層和形狀相同的原子軌道的能量相等 如2px 2py 2pz軌道的能量相等 相同電子層上原子軌道能量的高低 ns np nd nf 形狀相同的原子軌道能量的高低 1s 2s 3s 4s 多電子原子中 電子填充原子軌道時(shí) 原子軌道能量的高低存在如下規(guī)律 2px 2py 2pz 三 原子核外電子的排布 描述原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)涉及電子層 原子軌道和電子自旋 科學(xué)家經(jīng)過(guò)研究發(fā)現(xiàn) 原子核外電子的排布遵循能量最低原理 泡利不相容原理和洪特規(guī)則 1 原子核外電子排布原理 1 能量最低原理 原子核外電子先占有能量低的軌道 然后依次進(jìn)入能量較高的軌道 2 泡利不相容原理 每個(gè)原子軌道上最多只能容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子 3 洪特規(guī)則 原子核外電子在能量相同的各個(gè)軌道上排布時(shí) 電子盡可能分占不同的原子軌道 自旋狀態(tài)相同 全充或半充滿時(shí)能量最低 練習(xí) 寫出下列原子的電子排布式 軌道表示式 原子結(jié)構(gòu)示意圖 原子實(shí)表示式 原子外圍電子排布式 主族元素的電子式 h he c n ne na cl k sc cr fe cu br 回顧隨著原子序數(shù)的遞增元素原子的核外電子排布元素原子半徑元素主要化合價(jià) 呈現(xiàn)周期性變化 還有 元素的第一電離能 電負(fù)性等均呈現(xiàn)周期性變化 四 元素周期律 金屬性最強(qiáng) 周期表結(jié)構(gòu) 7個(gè)周期 三短 三長(zhǎng) 一不全 7個(gè)副族 僅由長(zhǎng)周期構(gòu)成的族 b b 族 3個(gè)縱行 fe co ni等9種元素 零族 稀有氣體元素 隨著原子序數(shù)的增加 元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化 每隔一定數(shù)目的元素 元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化 8 18 18 32 6s1 6s26p6 8 8 8 8 8 8 最后1個(gè)電子填充在ns軌道上 價(jià)電子的構(gòu)型是ns1或ns2 位于周期表的左側(cè) 包括 a和 a族 它們都是活潑金屬 容易失去電子形成 1或 2價(jià)離子 s區(qū)元素 s區(qū)和p區(qū)的共同特點(diǎn)是 最后1個(gè)電子都排布在最外層 最外層電子的總數(shù)等于該元素的族序數(shù) s區(qū)和p區(qū)就是按族劃分的周期表中的主族 最后1個(gè)電子填充在np軌道上 價(jià)層電子構(gòu)型是ns2np1 6 位于周期表右側(cè) 包括 a a族元素 大部分為非金屬 0族稀有氣體也屬于p區(qū) p區(qū)元素 它們的價(jià)層電子構(gòu)型是 n 1 d1 9ns1 2 最后1個(gè)電子基本都是填充在倒數(shù)第二層 n 1 d軌道上的元素 位于長(zhǎng)周期的中部 這些元素都是金屬 常有可變化合價(jià) 稱為過(guò)渡元素 它包括 b 族元素 d區(qū)元素 價(jià)層電子構(gòu)型是 n 1 d10ns1 2 即次外層d軌道是充滿的 最外層軌道上有1 2個(gè)電子 它們既不同于s區(qū) 也不同于d區(qū) 故稱為ds區(qū) 它包括 b和 b族 處于周期表d區(qū)和p區(qū)之間 它們都是金屬 也屬過(guò)渡元素 ds區(qū)元素 最后1個(gè)電子填充在f軌道上 價(jià)電子構(gòu)型是 n 2 f0 14ns2 或 n 2 f0 14 n 1 d0 2ns2 它包括鑭系和錒系元素 各有14種元素 f區(qū)元素 a a族 a a族 b 族 b b族 鑭系和錒系 ns1 ns2 ns2np1 6 n 1 d1 9ns1 2 n 1 d10ns1 2 n 2 f0 14ns2 各區(qū)元素特點(diǎn) 活潑金屬 大多為非金屬 過(guò)渡元素 過(guò)渡元素 小結(jié) 五 元素第一電離能的周期性變化 1電離能 氣態(tài)原子失去一個(gè)電子形成 1價(jià)氣態(tài)陽(yáng)離子所需的最低能量 叫做該元素的第一電離能 用符號(hào)i1表示 失去第二個(gè)電子所需要的能量叫做第二電離能用i2表示 m g 基態(tài) m g e i1m g 基態(tài) m2 g e i2 電離能反映了原子失去電子傾向的大小 電離能越大 越難失去電子 2 第一電離能的變化規(guī)律 同周期 主族元素從左到右 電離能呈逐漸增大的趨勢(shì) 同主族 主族元素從上到下 電離能逐漸減小 特殊 i be i b i mg i al i n i o i p i s i zn i ga 六 元素電負(fù)性的周期性變化 1 電負(fù)性的概念 x 為了比較元素的原子吸引電子能力的大小 美國(guó)化學(xué)家鮑林 l pauling 于1932年首先提出了用電負(fù)性 electronegativity 來(lái)衡量元素在化合物中吸引電子的能力 他指定氟的電負(fù)性為4 0 并以此為標(biāo)準(zhǔn)確定其他元素的電負(fù)性 增大 減小 反映了原子間的成鍵能力和成鍵類型 一般認(rèn)為 電負(fù)性1 8的元素為非金屬元素 電負(fù)性1 8的元素為金屬元素 小于 大于 3 電負(fù)性的意義 一般認(rèn)為 如果兩個(gè)成鍵元素間的電負(fù)性差值大于1 7 他們之間通常形成鍵 如果兩個(gè)成鍵元素間的電負(fù)性差值小于1 7 他們之間通常形成鍵 規(guī)律與總結(jié) 離子 共價(jià) 1 元素非金屬性的判別一般來(lái)說(shuō)金屬元素的電負(fù)性在1 8以下 非金屬元素的電負(fù)性在1 8以上 利用電負(fù)性這一概念 結(jié)合其它鍵參數(shù)可以判斷不同元素的原子 或離子 之間相互結(jié)合形成化合鍵的類型 2 化學(xué)鍵型判別電負(fù)性相差較大 x 1 7 的兩種元素的原子結(jié)合形成化合物 通常形成離子鍵 電負(fù)性相差較小 x 1 7 的兩種元素的原子結(jié)合形成化合物 通常形成共價(jià)鍵 且電負(fù)性不相等的元素原子間一般形成極性共價(jià)健 3 判斷分子中元素的正負(fù)化合價(jià) x大者 化合價(jià)為負(fù) x小者 化合價(jià)為正 x 0 化合價(jià)為零 3 電負(fù)性的應(yīng)用 位 構(gòu) 性三者關(guān)系 練習(xí) 寫出下列元素的原子實(shí)表示式 na s ca br 練習(xí) 寫出下列原子的電子排布式 軌道表示式 原子結(jié)構(gòu)示意圖 原子實(shí)表示式 原子外圍電子排布式 主族元素的電子式 h he c n ne na cl k sc cr fe cu br 概念應(yīng)用 請(qǐng)查閱下列化合物中元素的電負(fù)性