高中化学 专题二 《原子结构与元素的性质》复习课件 苏教版选修3.pptVIP

专题二复习 一核外电子的排布 电子层 klmnopq离核远近 近远能量高低 低高 分层排布 2 各层最多容纳2n2个电子 3 最外层不超过8个 k层2个 4 次外层不超过18个 倒数第三层不超过32个 相互制约 相互联系 排布规律 一低四不超 1 能量最低原理 核电荷数为1 18的元素的原子结构示意图 金属元素 非金属元素 稀有气体元素 最外层电子数一般少于4个 最外层电子数一般多于4个 最外层电子数已达到最多 2个或8个 二 原子轨道 量子力学研究表明 处于同一电子层的原子核外电子 也可以在不同类型的原子轨道上运动 轨道的类型不同 轨道的形状也不同 用s p d f分别表示不同形状的轨道 形状相同的原子轨道在原子核外空间还有不同的伸展方向 1 原子轨道的特点 s原子轨道是球形的 p原子轨道是纺锤形的 s轨道是球形对称的 所以只有1个轨道 p轨道在空间上有x y z三个伸展方向 所以p轨道包括px py pz3个轨道 d轨道有5个伸展方向 5个轨道 f轨道有7个伸展方向 7个轨道 2 各原子轨道的能量高低 电子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 相同电子层上原子轨道能量的高低 ns np nd nf 形状相同的原子轨道能量的高低 1s 2s 3s 4s 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 2px 2py 2pz 三 原子核外电子的排布 描述原子核外电子的运动状态涉及电子层 原子轨道和电子自旋 科学家经过研究发现 原子核外电子的排布遵循能量最低原理 泡利不相容原理和洪特规则 1 原子核外电子排布原理 1 能量最低原理 原子核外电子先占有能量低的轨道 然后依次进入能量较高的轨道 2 泡利不相容原理 每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子 3 洪特规则 原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时 电子尽可能分占不同的原子轨道 自旋状态相同 全充或半充满时能量最低 练习 写出下列原子的电子排布式 轨道表示式 原子结构示意图 原子实表示式 原子外围电子排布式 主族元素的电子式 h he c n ne na cl k sc cr fe cu br 回顾随着原子序数的递增元素原子的核外电子排布元素原子半径元素主要化合价 呈现周期性变化 还有 元素的第一电离能 电负性等均呈现周期性变化 四 元素周期律 金属性最强 周期表结构 7个周期 三短 三长 一不全 7个副族 仅由长周期构成的族 b b 族 3个纵行 fe co ni等9种元素 零族 稀有气体元素 随着原子序数的增加 元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化 每隔一定数目的元素 元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化 8 18 18 32 6s1 6s26p6 8 8 8 8 8 8 最后1个电子填充在ns轨道上 价电子的构型是ns1或ns2 位于周期表的左侧 包括 a和 a族 它们都是活泼金属 容易失去电子形成 1或 2价离子 s区元素 s区和p区的共同特点是 最后1个电子都排布在最外层 最外层电子的总数等于该元素的族序数 s区和p区就是按族划分的周期表中的主族 最后1个电子填充在np轨道上 价层电子构型是ns2np1 6 位于周期表右侧 包括 a a族元素 大部分为非金属 0族稀有气体也属于p区 p区元素 它们的价层电子构型是 n 1 d1 9ns1 2 最后1个电子基本都是填充在倒数第二层 n 1 d轨道上的元素 位于长周期的中部 这些元素都是金属 常有可变化合价 称为过渡元素 它包括 b 族元素 d区元素 价层电子构型是 n 1 d10ns1 2 即次外层d轨道是充满的 最外层轨道上有1 2个电子 它们既不同于s区 也不同于d区 故称为ds区 它包括 b和 b族 处于周期表d区和p区之间 它们都是金属 也属过渡元素 ds区元素 最后1个电子填充在f轨道上 价电子构型是 n 2 f0 14ns2 或 n 2 f0 14 n 1 d0 2ns2 它包括镧系和锕系元素 各有14种元素 f区元素 a a族 a a族 b 族 b b族 镧系和锕系 ns1 ns2 ns2np1 6 n 1 d1 9ns1 2 n 1 d10ns1 2 n 2 f0 14ns2 各区元素特点 活泼金属 大多为非金属 过渡元素 过渡元素 小结 五 元素第一电离能的周期性变化 1电离能 气态原子失去一个电子形成 1价气态阳离子所需的最低能量 叫做该元素的第一电离能 用符号i1表示 失去第二个电子所需要的能量叫做第二电离能用i2表示 m g 基态 m g e i1m g 基态 m2 g e i2 电离能反映了原子失去电子倾向的大小 电离能越大 越难失去电子 2 第一电离能的变化规律 同周期 主族元素从左到右 电离能呈逐渐增大的趋势 同主族 主族元素从上到下 电离能逐渐减小 特殊 i be i b i mg i al i n i o i p i s i zn i ga 六 元素电负性的周期性变化 1 电负性的概念 x 为了比较元素的原子吸引电子能力的大小 美国化学家鲍林 l pauling 于1932年首先提出了用电负性 electronegativity 来衡量元素在化合物中吸引电子的能力 他指定氟的电负性为4 0 并以此为标准确定其他元素的电负性 增大 减小 反映了原子间的成键能力和成键类型 一般认为 电负性1 8的元素为非金属元素 电负性1 8的元素为金属元素 小于 大于 3 电负性的意义 一般认为 如果两个成键元素间的电负性差值大于1 7 他们之间通常形成键 如果两个成键元素间的电负性差值小于1 7 他们之间通常形成键 规律与总结 离子 共价 1 元素非金属性的判别一般来说金属元素的电负性在1 8以下 非金属元素的电负性在1 8以上 利用电负性这一概念 结合其它键参数可以判断不同元素的原子 或离子 之间相互结合形成化合键的类型 2 化学键型判别电负性相差较大 x 1 7 的两种元素的原子结合形成化合物 通常形成离子键 电负性相差较小 x 1 7 的两种元素的原子结合形成化合物 通常形成共价键 且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健 3 判断分子中元素的正负化合价 x大者 化合价为负 x小者 化合价为正 x 0 化合价为零 3 电负性的应用 位 构 性三者关系 练习 写出下列元素的原子实表示式 na s ca br 练习 写出下列原子的电子排布式 轨道表示式 原子结构示意图 原子实表示式 原子外围电子排布式 主族元素的电子式 h he c n ne na cl k sc cr fe cu br 概念应用 请查阅下列化合物中元素的电负性