人教版高中化学选修三《第一章 原子结构与性质》复习课件

人教版高中化学选修三《第一章 原子结构与性质》复习课件

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