浙江版高考化学复习专题七原子结构元素周期律教学课件

这是一份浙江版高考化学复习专题七原子结构元素周期律教学课件，共41页。
考点1　原子结构1.原子的构成及各微粒之间的数量关系原子 X) (1)原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数(2)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
 3.电子云与原子轨道(1)概率密度:用P表示电子在某处出现的概率,V表示该处的体积,则P/V表示概率密度, 用ρ表示。
2.元素、核素、同位素的概念及相互关系
(2)电子云:核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾,形象地称为电子云。(3)原子轨道:量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。常 用电子云轮廓图的形状和取向来表示原子轨道的形状和取向。例如:s电子云的轮廓 图是球形的,则s轨道是球形的;p电子云轮廓图是哑铃状的,则p轨道是哑铃状的。注意　电子的运动状态和电子的空间运动状态不同,如Na原子核外电子有11种运动状 态(即电子总数),有6种空间运动状态(即电子占有的原子轨道数)。4.基态原子的核外电子排布(1)电子填入能级的顺序:1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→……
示例　①若硼原子的价电子排布图表示为      ,则违反了能量最低原理,应改为      。②若氧原子的2p轨道电子排布图表示为   ,则违反了泡利原理,应改为   。 ③若氮原子的2p轨道电子排布图表示为   ,则违反了洪特规则,应改为   。
(3)基态原子核外电子排布的表示方法(以硫原子为例)
(4)洪特规则特例在原子轨道上电子排布为全充满、半充满或者全空时,是比较稳定的。例如Cr的简化 电子排布式为[Ar]3d54s1,Cu的简化电子排布式为[Ar]3d104s1。(5)基态、激发态及光谱分类 注意　对于同一种原子来说,能量:基态原子激发态原子。
考点2　元素周期表与元素周期律1.元素周期表 
(1)s区元素:包括ⅠA族、ⅡA族元素,原子的价电子排布为ns1~2。除氢外,这些元素都是活泼金属元素。(2)p区元素:包括ⅢA~ⅦA族和0族元素,价电子排布为ns2np1~6(氦元素除外)。注意　s区元素和p区元素包括所有主族及0族元素,共同的特点是原子的价电子为最 外层电子。这两区的元素原子以最外层电子参与反应。(3)d区元素:包括除镧系、锕系外的ⅢB族到Ⅷ族的元素,价电子排布为(n-1)d1~9ns1~2(钯 元素除外)。d区元素参与反应时,优先失去ns能级的电子,再失去(n-1)d能级的电子。(4)ds区元素:包括ⅠB族、ⅡB族元素,价电子排布为(n-1)d10ns1~2,(n-1)d轨道全充满。(5)f区元素:包括镧系和锕系元素。
2.元素周期律(1)原子半径变化规律①同周期元素(稀有气体元素除外)从左到右:原子半径逐渐减小,元素的金属性逐渐减 弱,非金属性逐渐增强。②同主族从上到下:原子半径逐渐增大,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。(2)电离能变化规律:同周期元素从左到右,第一电离能呈增大趋势;同主族元素从上到 下,第一电离能逐渐减小。
注意　①同一元素的各级电离能逐级增大。②同一周期主族元素的第一电离能从左到右呈增大的趋势,但原子轨道在全充满、半 充满状态时能量较低,元素的第一电离能较大。例如第二周期第ⅡA族Be元素的第一电离能大于同周期第ⅢA族B元素的第一电离能,第二周期第ⅤA族N元素的第一电离 能大于同周期第ⅥA族O元素的第一电离能。(3)电负性变化规律及应用①同周期元素(稀有气体元素除外)从左到右,电负性逐渐增大;同主族元素从上到下,电 负性逐渐减小。总结　电负性最大的元素为位于周期表右上方的氟(F),最小的为位于周期表左下方 的铯(Cs)。
注意　HF中两种元素的电负性差值较大,但其中的化学键为共价键。
3.对角线规则:某些主族元素与右下方的主族元素(锂与镁、铍与铝、硼与硅)的一些 性质具有相似性。如Li和Mg都可以和氮气反应生成对应的氮化物,Be和Al都具有两性,B和Si都可以和氢 氧化钠溶液反应生成氢气和对应的钠盐。
4.微粒半径大小的比较方法(1)一看电子层数。最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大,例如rLi 。(3)三看电子数。核电荷数相同时,电子数越多,半径越大,例如rFe> > 。5.元素金属性、非金属性强弱的判断依据(1)元素金属性强弱的判断依据①一般情况下,金属单质与水或酸反应置换出H2越容易(反应越剧烈),元素金属性越强。②最高价氧化物对应水化物的碱性越强,元素金属性越强。③单质的还原性越强(对应离子的氧化性越弱),元素金属性越强。
(2)元素非金属性强弱的判断依据①与氢气化合越容易,生成的简单气态氢化物越稳定,元素非金属性越强。②最高价氧化物对应水化物的酸性越强,元素非金属性越强。③单质的氧化性越强(对应离子的还原性越弱),元素非金属性越强。注意    只有最高价氧化物对应水化物的酸、碱性才可用于比较元素的非金属性和金属性强弱。例如HNO3的酸性强于H3PO4可推出非金属性:N>P,而HNO2与H3PO4的酸性 强弱关系无法用于判断N和P的非金属性强弱。
1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。(1)H2、D2、T2互为同位素。 (　    )(2)质量数就是元素的相对原子质量。(　    )(3)正三价阳离子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5的元素在周期表中位于第Ⅷ 族。 (　    )(4)最外层电子数是2的元素,都是第ⅡA族元素。 (　    )(5)基态K原子中,核外电子占据能量最高的电子层的符号是N,占据该电子层电子的电 子云轮廓图形状为球形。 (　    )
(6)镍元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2,3d能级上的未成对电子 数为3。 (　    )(7)H2SO3的酸性强于H2CO3,所以非金属性:S>C。 (　    )(8)主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大。     (　    )(9)元素的气态氢化物越稳定,非金属性越强,其氢化物溶液的酸性越强,还原性越弱。  (　    )(10)基态Zn2+核外电子排布式为[Ar]3d10。 (　    )
2.YBa2Cu8Ox(Y为元素钇)是磁悬浮列车中的重要超导材料,下列关于 Y的说法正确的是 (　    )A. Y的质子数与中子数之差为50B Y和 Y互为同位素C Y和 Y的核外电子数不相等D Y和 Y是钇元素的两种不同的核素,化学性质有很大差异
3.现有三种元素的基态原子的电子排布式如下:①1s22s22p63s23p4;②1s22s22p63s23p3;③1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是 (　    )A.最高正化合价:③>②>①B.原子半径:③>②>①C.电负性:③>②>①D.第一电离能:③>②>①
4.下列关于镭元素的说法正确的是 (　    ) A.镭元素属于过渡元素B.镭元素的氢氧化物可能具有两性C.镭元素的碳酸盐可能难溶于水D.镭元素具有放射性是因为其金属性强,容易失电子
5.(1)①Fe2+的核外电子排布式为　　　　　　　　　 　    ;②Fe2+的价层电子的轨道表示式为　　 　　    ;③Fe2+中电子的空间运动状态数为　　    ;④Fe2+的未成对电子数为　   。(2)与铬同周期的所有元素的基态原子中最外层电子数与铬原子相同的元素有　　        (填元素符号)。(3)基态Fe3+的M层电子排布式为　　　　　    ,基态铝原子核外自旋平行的电子最多 有　  个,与铝同主族的第四周期元素原子的价电子排布式为　　　    ,基态磷原子的核外电子运动状态共有　　　    种,其价电子排布式为　　　　　    。(4)基态Ge原子有　　　    个未成对电子。
考法1　文字叙述型元素推断1.元素的“位—构—性”关系
2.元素“位—构—性”关系的应用(1)依据元素在周期表中的特殊位置或性质推断元素(前20号元素)①族序数等于周期数的元素:H、Be、Al。②族序数等于周期数2倍的元素:C、S。③族序数等于周期数3倍的元素:O。④周期数是族序数2倍的元素:Li、Ca。⑤周期数是族序数3倍的元素:Na。⑥最高正价与最低负价代数和为零的元素:H、C、Si。⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的元素:S。⑧除H外,原子半径最小的元素:F。
⑨最外层电子数是次外层的2倍的元素:C。⑩最外层电子数是次外层的一半的元素:Li、Si。(2)电子数相等的微粒的确定方法①10电子微粒:以Ne为核心,推断同周期的非金属元素形成的微粒和下一周期的金属 元素形成的微粒。
②18电子微粒:以Ar为核心,推断同周期的非金属元素形成的微粒和下一周期的主族金属元素形成的微粒等。 注意　SiH4中Si显正价,H显负价,为18电子分子。
(3)“阴上、阳下”规律电子层结构相同的离子,若电性相同,则位于同周期;若电性不同,则阳离子位于阴离子 的下一周期。如O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+电子层结构相同,Na、Mg、Al位于O、F的 下一周期。例(2022福建,4,4分)某非线性光学晶体由钾元素(K)和原子序数依次增大的X、Y、Z、W四种短周期元素组成。X与Y、Z与W均为同周期相邻元素,X的核外电子总数为最外层电子数的2倍。Z为地壳中含量最多的元素。下列说法正确的是 (　    )A.简单氢化物沸点:Z>WB.YW3分子的空间构型为三角锥形C.原子半径:Y戊>乙B.非金属性:戊>丁>丙C.甲的氢化物遇氯化氢一定有白烟产生D.丙的最高价氧化物对应的水化物一定能与强碱反应
  解题导引    本题从“戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸”入手,若该强酸为高氯酸,则戊为Cl,从而可得甲为N、乙为F、丙为P、丁为S;若该强酸为硫酸,则甲为C、 乙为O、丙为Si、丁为P。
  解析    根据同周期元素原子半径从左到右逐渐减小,同主族元素原子半径从上到下逐渐增大,可得原子半径:丁>戊>乙,A正确。根据同周期元素非金属性从左到右逐渐 增大,可得非金属性:戊>丁>丙,B正确。甲的氢化物既可能是NH3,也可能是CH4或者其 他烃类物质,若为NH3,则遇氯化氢有白烟产生,若为CH4,则遇氯化氢无白烟产生,C错 误。丙的最高价氧化物对应的水化物可能是H3PO4,也可能是H2SiO3,均为酸,故一定可 以和强碱反应,D正确。
  答案    C易错警示　本题根据所给信息并不能确定具体每种元素是什么,需要注意多种情况的 问题。尤其要关注题目中带有“一定”的选项,需要确保每种情况都符合才可以认为 是正确选项。同时,碳的氢化物要注意不仅仅是甲烷,乙烷、乙炔、乙烯等均属于碳 的氢化物,在做题的时候一定要考虑周全。
2.结构式型元素推断题通常考查前20号元素,在结构式中形成共价键的元素一般是非金属元素,再根据元素 原子形成共价键的数目确定它所处的主族。一般情况下,在分子的结构式中,形成1个 共价键的是H或第ⅦA族元素;形成2个共价键的是第ⅥA族元素;形成3个共价键的是第ⅤA或第ⅢA族元素;形成4个共价键的是第ⅣA族元素。在离子化合物中,简单阳离 子所带的正电荷数一般等于元素的族序数。注意　多核阴离子或多核阳离子中,得失电子的原子所形成共价键的数目会发生相应 变化,确定元素的族序数时应考虑此变化因素。例如[ ]-中Y原子得到1个电子,形成2个共价键,则Y原子的最外层电子数为8-2-1=5,Y应位于第ⅤA族,而不是 第ⅥA族。
例2有一种化合物是很多表面涂层的重要成分,其结构如图所示。其中W、X、Y、Z 为原子序数依次增大的短周期元素,只有X、Y在同一周期,Z的单质是黄绿色气体。下列有关说法不正确的是 (　    )A.非金属性强弱比较:Y>XB.XW4的沸点高于W2Y的沸点C.X的含氧酸有一元弱酸、二元弱酸等D.Z2Y中所有原子最外层都满足8电子结构
  解题导引    Z的单质为黄绿色气体,故Z为Cl;只有X、Y在同一周期,则W位于第一周期,X、Y位于第二周期;根据结构式,W可形成1个共价键,X可形成4个共价键,Y可形成 2个共价键,结合W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素,可得W为H,X为C,Y 为O。
  解析    同周期元素,从左到右非金属性逐渐增大,故非金属性:O>C,A正确。CH4和H2O相比,由于H2O分子间存在氢键,故H2O沸点更高,B错误。C的含氧酸,如HCOOH为一 元弱酸,H2CO3为二元弱酸,C正确。Cl2O的结构式为 ,所有原子最外层都满足8电子结构,D正确。
3.坐标图像型元素推断题首先观察坐标轴的信息(如原子序数、族序数、原子半径、化合价、第一电离能、 pH等),理解横、纵坐标之间的关系,再根据图中数据结合题目信息推断元素种类。例3短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。W、X、Y、Z的原子半径、常 温下0.1 ml·L-1最高价氧化物对应水化物溶液的pH如图所示。
下列叙述正确的是 (　    )A.简单离子半径大小:Y>ZB.W、Z两种元素的非金属性强弱:Z>WC.Y的氢化物为共价化合物D.X、Z的气态氢化物在水中的溶解性:X>Z
  解题导引    本题的突破口为常温下0.1 ml·L-1最高价氧化物对应水化物溶液的pH,由图可知X、W的最高价氧化物对应的水化物是一元强酸,Z的最高价氧化物对应的 水化物是二元强酸,Y的最高价氧化物对应的水化物是一元强碱,再根据X、Y、Z、W 原子序数依次增大或者原子半径大小关系即可推出元素种类。
解析    常温下0.1 ml·L-1的X、W最高价氧化物对应水化物溶液的pH为1,故X、W的最高价氧化物对应的水化物是一元强酸,在短周期元素中符合此条件的为N和Cl,根据 X的原子序数最小,可知X为N,则W为Cl。常温下0.1 ml·L-1的Z最高价氧化物对应水化物溶液的pH小于1,可知Z的最高价氧化物对应的水化物是二元强酸,则Z应为S。常温下0.1 ml·L-1的Y最高价氧化物对应水化物溶液的pH为13,可知Y的最高价氧化物对应的水化物是一元强碱,且Y的原子半径最大(或Y的原子序数介于X和Z之间),可知Y为Na。Na+和S2-具有相同的最外层电子数、不同的电子层数,最外层电子数相同时,电子层数越多,微粒半径越大,故半径:Na+