高中化学第一节原子结构优质复习课件ppt

展开

这是一份高中化学第一节原子结构优质复习课件ppt，共44页。PPT课件主要包含了原子结构与性质，原子结构，一能层与能级，原子光谱的分类，原子光谱的应用，三构造原理，简化电子排布式，价层电子排布式，六原子轨道，对应训练等内容，欢迎下载使用。

能量最低原理（构造原理）
能层：K、L、M、N、O、P、Q
构造原理：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s
基态与激发态、原子光谱
电子排布式（简化的电子排布式、价层电子排布式）
S区（IA、IIA族）
p区（IIIA-VIIA族、0族）
d区（IIIB-VIIB族、VIII族）
ds区（IB、IIB族）
原子核外电子排布的周期性
原子半径、电离能、电负性
1.能层与能级关系表格：
2、能层与能级的有关规律
（1）能级的个数=所在能层的能层序数
（2）s能级最多容纳2个电子，p能级最多容纳6个电子，d能级最多容纳10个电子，f能级最多容纳14个电子，即1,3,5,7…的2倍
（3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同
（4）f能级的最小能层为4，d能级的最小能层为3
（5）能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)（6）不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高
（7）不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同
（二）基态与激发态原子光谱
1、基态与激发态的关系：
2、电子的跃迁是物理变化
3、光（辐射）是电子跃迁释放能量的重要形式
4、原子光谱形成原因：
吸收光谱：明亮背景的暗色谱线
发射光谱：暗色背景的明亮谱线
光谱分析——常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素
1、电子填充的常见一般规律： 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s
2、能级交错：构造原理告诉我们，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。这种现象被称为能级交错。
（四）电子排布式与电子排布的轨道表示式
电子排布式的表示方法：
电子排布的轨道表示式的表示方法：
将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。
①对于主族元素和零族元素来说，价电子就是最外层电子。表示方法：nsx或nsxnpy
②对于第四周期副族元素来说，价电子除最外层电子外，还可能包括次外层电子。表示方法：(n-1)dxnsy
（五）电子云与电子云轮廓图
1、电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对大小。电子云图中小点越密，表示电子出现的概率越大。
2、电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子实际出现的次数。
3、s电子的电子云轮廓图都是球形，只是球的半径不同。同一原子的能层越高，s电子云的半径越大。
4、p电子云轮廓图是哑铃状的。每个p能级都有3个相互垂直的电子云，分别称为px、py,和pz，p电子云轮廓图的平均半径随能层序数的增大而增大。
1、不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图
2、人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为简并轨道
3、各能级所含原子轨道的数目
（七）泡利原理、洪特规则、能量最低原理
1、泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反，这个原理被称为泡利原理（也称为泡利不相容原理）
（1）能层、能级、原子轨道和自旋状态四个方面共同决定电子的运动状态
（2）电子能量与能层、能级有关，电子运动的空间范围与原子轨道有关
（3）一个原子中不可能存在运动状态完全相同的 2个电子
2、洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行，称为洪特规则。
(1)洪特规则只针对电子填入简并轨道而言，并不适用于电子填入能量不同的轨道。
(2)当电子填入简并轨道时，先以自旋平行依次分占不同轨道，剩余的电子再以自旋相反依次填入各轨道。
（3）特例：简并轨道上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较高的稳定性。
3、能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，这就是能量最低原理。
（2）基态原子的核外电子排布遵循泡利原理、洪特规则和能量最低原理。
（1）整个原子的能量由核电荷数、电子数和电子状态三个因素共同决定。
【典例1】（双选）W、X、Y、Z均为短周期主族元素，原子序数依次增大，且原子核外L层的电子数分别为0、5、8、8，它们的最外层电子数之和为18。下列说法正确的是（）A.X和Y元素原子核外排有电子的能级均有3个B.W元素原子核外只有1个能级C.Z元素原子的M层有3个能级、7个电子D.X、Y、Z元素形成的简单离子具有相同的电子层结构
【解析】答案：BC。由题给信息可知，W、X、Y、Z元素分别为H、N、 P、Cl。X(N)元素原子核外排有电子的能级有1s、2s、2p (3个)，Y(P)元素原子核外排有电子的能级有1s、2s、2p、 3s、3p(5个)，A项错误；W(H)元素原子核外只有1s能级，B项正确；Z(C1)元素原子的M层有3s、3p、3d3个能级，其中3s能级有2个电子，3p能级有5个电子，C项正确；X(N)、Y(P)、Z(C1)元素形成的简单离子分别为N3-、P3-和C1-,其中P3-和C1-具有相同的电子层结构， D项错误。
【典例3】下列各组表示的两个微粒一定不是同种元素原子的是（） A.3p能级有一个空轨道的基态原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p2的原子B.M层处于全充满状态而N层的电子排布式为4s2的原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2的原子C.最外层电子数是核外电了总数的五分之一的原子和价层电子排布式为4s24p5的原子D.2p能级有5个运动状态不同的电子的基态原子和价层电子排布式为2s22p5的原子
【解析】答案：B。3p能级有一个空轨道的基态原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p2的原子都是Si原子，A项不符合题意；M层处于全充满状态而N层的电子排布式为4s2的原子是Zn原子，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2的原子是Fe原子，B项符合题意：最外层电子数是核外电子总数的五分之一的原子和价层电子排布式为4s24p5的原子都是Br原子，C项不符合题意；2p能级有5个运动状态不同的电子的基态原子是F,价层电子排布式为2s22p5的原子是F,D项不符合题意。
【典例3】（双选）一个原子轨道上只有1个电子时，该电子叫未成对电子。以下有关主族元素原子的未成对电子的说法错误的是（）A.核外电子数为奇数的基态原子，其原子轨道中一定含有未成对电子B.核外电子数为偶数的基态原子，其原子轨道中一定不含有未成对电子C.核外电子数为偶数的基态原子，其原子轨道中可能含有未成对电子D.核外电子数为奇数的基态原子，其原子轨道中可能不含有未成对电子
【解析】答案：BD。D每个原子轨道最多能容纳2个电子，则核外电子数为奇数的基态原子，其原子轨道中一定含有未成对电子，A项正确、D项错误；核外电子数为偶数的基态原子，其原子轨道中可能含有未成对电子，如基态碳原子(1s22s22p2),含有2个未成对电子，B项错误、C项正确。
原子结构与元素的性质
（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表
元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律
元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系
元素周期表是呈现元素周期系的表格
4、元素周期系与元素周期表的关系：
（二）构造原理与元素周期表
原子核外电子排布与族的关系：
（三）元素周期表的分区
1.按电子排布分区：各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别
2.按金属元素与非金属元素分区
（1）金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置
沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外),线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图)。
（2）金属与非金属交界处元素的性质特点
在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为半金属或类金属(一般可用作半导体材料) 。
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为对角线规则，如图所示。
1、影响原子半径大小的因素：
电子的能层数和核电荷数
1、意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子
第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子
同周期：随原子序数的递增而增大
同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有气体元素；
第一电离能最大的元素是氦
同主族：随原子序数的递增而减小
具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高，其电离能数值较大。
例如：第IIA族>第IIIA族；第VA族>第VIA族
（3）过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。
3、逐级电离能的变化规律
（1）同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
（2）当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化
（1）推断元素原子的核外电子排布
（2）判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数
（3）判断元素的金属性、非金属性强弱
一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。
金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
电负性最大的是氟，最小的是铯。
（1）判断元素的金属性或非金属性强弱
①金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大1.8
②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼
（2）判断化学键的类型
①如果两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。
②如果两种成键元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。
（3）判断元素的化合价
①电负性小的元素易呈现正价
②电负性大的元素易呈现负价
3、电负性与第一电离能的关系
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大
【典例1】短周期元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，Z的基态原子2p轨道处于半充满状态，M的最高正化合价与最低负化合价的绝对值之差为4,四种元素组成的一种分子的结构如图所示。下列说法正确的是（）A.电负性：X>Y>Z B.原子半径：Y>Z>X ZC.Y、Z的简单气态氢化物的稳定性：Y>Z D.Y、Z、M的最高价氧化物对应的水化物均为强酸
【解析】答案：B。已知X、Y、Z、M为原子序数依次增大的短周期元素，Z的基态原子2p轨道处于半充满状态，则Z为N元素，M的最高正化合价与最低负化合价的绝对值之差为4，则M为S元素，根据题给分子结构中的共价键数目可推知，X为H元素，Y为C元素。一般来说，同周期主族元素从左向右，电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，则电负性：N> C>H,A项错误；H原子核外有1个电子层，而C、N原子核外均有2个电子层，一般来说，电子层数越多，半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小，则原子半径：C>N>H,B项正确；非金属性：N>C,则稳定性： NH3>CH4,C项错误；C元素的最高价氧化物对应的水化物为H2CO3,H2CO3为弱酸，D项错误。
【典例2】几种短周期元素的原子半径及主要化合价如图所示，下列叙述不正确的是（）A.第一电离能：X>Y>MB.Z的电负性小于WC.Y元素原子核外共有13种不同运动状态的电子D.X的单质可分别与Z、W的单质发生氧化还原反应
【解析】答案：A。根据短周期元素的主要化合价与元素的原子半径大小关系可知：X是Mg,Y是Al,M是P,Z是N,W是O。同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA、第VA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素的第一电离能，所以第一电离能：P>Mg>A1,A项错误；一般来说，同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，电负性：N【典例3】部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系如图所示。若用原子序数代表所对应的元素，则下列说法正确的是（）A.31d和33d属于同种核素B.第一电离能：d>e,电负性：dd>e D.a和b形成的化合物中不可能含共价键
【解析】答案：B。短周期元素中，a有-2价，e有+6价，故其均处于第VIA族，可推知a为O元素，e为S元素，b有+1价，原子序数大于O，则b为Na元素，由原子序数可知d处于第三周期，有+5价，则d为P元素。31P和33P的质子数相同，中子数不同，是不同的核素，互为同位素，A项错误；同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但是P原子3p能级为半充满稳定状态，第一电离能较大，则第一电离能：P>S,电负性：PH2S>PH3,C项错误；O和Na形成的化合物Na2O2中含有共价键，D项错误。