2012-2013化学苏教版选修3学习方略课件：专题1、2 阶段复习课

课件63张PPT。专题1、2 阶段复习课 及时回顾基础有助于提升学科综合素养。本栏目精心梳理单元主干基础知识，系统全面、层次清晰，便于快速回顾、高效理解，以达事半功倍之目的。一、原子结构
1.能层、原子轨道和原子轨道
(1)能层：用符号K、L、M、N、O、P、Q……表示。
(2)原子轨道。原
子
轨
道 原子轨道形状 s轨道呈球形 p轨道呈纺锤形 原子轨道数目 ns：1个 np：3个nd：5个 nf：7个……能量关系 ①相同电子层上原子轨道能量的
高低：ns高低：1s<2s<3s<4s…… ③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 (3)二者之间的联系。电子层一二三四……n符号KLMN……………………………………………………原子轨
道符号原子轨
道个数该电子层的
轨道个数 各原子轨道
的电子个数该电子层
的电子数1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f113135135714916n221010142626262n23218822.原子核外电子排布遵循的原理
(1)原子核外电子排布轨道能量顺序。
多电子原子中，电子总是先排布在能量最低的轨道上，然后依次排布在能量升高的轨道上。 (2)原子核外电子排布遵循的三原理。
①能量最低原理：原子核外电子先占据能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子能量最低。
②泡利不相容原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反。
③洪特规则：当电子排布在能量相同的各轨道时，电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同。 特例：同一轨道上的电子排布为全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如24号元素Cr和29号元素Cu：
Cr：1s22s22p63s23p63d44s2(×)
Cr：1s22s22p63s23p63d54s1(√)
Cu：1s22s22p63s23p63d94s2(×)
Cu：1s22s22p63s23p63d104s1(√)3.原子核外电子排布的表示方法 原子
结构
示意图将每个电子层上的电子总数
表示在原子核外的式子，如电子
排布式用数字在原子轨道符号右上角标明
该原子轨道上排布的电子数，如Al 简 化
电 子
排布式为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电
子达到稀有气体结构的部分以相应稀有气体的
元素符号外加方括号表示，如K：［Ar］4s1价电子
排布式主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子
排布式即外围电子排布式，如Al：3s23p1轨 道
表示式每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个
电子，如4.1号～36号元素核外电子排布的常见规律
(1)最外层只有1个电子的元素：H、Li、Na、K、Cr、Cu。
(2)基态原子中未成对电子的快速判断方法：
①主族元素原子中未成对电子数
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
未成对电子数 1 0 1 2 3 2 1
②副族和第Ⅷ族元素可以通过书写电子排布式的办法来进行判断。需要特别注意的是铬和铜两种元素，铬的基态原子中存在6个未成对电子，而不是4个，铜的基态原子中存在1个未成对的s电子而不是d电子。 二、原子结构与元素的性质
1.原子结构与元素周期表
(1)周期和族的划分。周期(横) 族(纵) 短周期 长周期 第1周期：2种元素 第2周期：8种元素 第3周期：8种元素 第4周期：18种元素 第5周期：18种元素 第6周期：32种元素第7周期：26种元素 最多可容纳32种元素 主族(A)：7个主族，由长周期和短周期组成 副族(B)：7个副族，完全由长周期组成第Ⅷ族：共3个纵行0族：为稀有气体元素(2)原子结构与元素周期表 周期
序数电子
层数对应原子
轨 道 组元素原子的
电子排布式该周期的
元素种类111s1s1～22222s2p2s1～22p0～683383s3p3s1～23p0～6444s3d4p4s1～23d0～104p0～618555s4d5p5s1～24d0～105p0～618666s4f5d6p6s1～24f0～145d0～106p0～63232777s5f6d7p7s1～25f0～146d0～107p0～6(3)周期表的分区与原子的价电子排布的关系。2.元素周期表与元素周期律的应用
(1)原子结构、元素在周期表中的位置及元素性质之间的关系。(2)电负性的应用。
①判断元素的金属性和非金属性及其强弱
a.金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，电负性在1.8左右的元素，它们既有金属性，又有非金属性。
b.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。
c.电负性数值大的元素集中在元素周期表的右上角。d.电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
②判断化学键的类型
一般的，a.如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；
b.如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键，且电负性差值越大，共价键的极性越强。③元素“对角线”规则
在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当,表现出的性质相似。 3.根据原子结构推断元素在元素周期表中的位置
(1)序差关系。
①同主族、邻周期元素的原子序数差
a.位于过渡元素左侧的主族元素，即第ⅠA、ⅡA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为上一周期元素所在周期所含元素种数；b.位于过渡元素右侧的主族元素，即第ⅢA～ⅦA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素种数。例如，氯和溴的原子序数之差为：35－17＝18(溴所在第4周期所含元素的种数)。
②同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差
第2、3周期元素，原子序数差为1；
第4、5周期元素，原子序数差为11；
第6周期元素，原子序数差为25。(2)推断方法。
①最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。
②最外层有1个或2个电子，则可能是第ⅠA、第ⅡA族元素,也可能是副族、Ⅷ族或0族元素氦。
③最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第2周期。
④某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第3周期；若为阳离子，则位于第4周期。(3)0族元素原子序数定位法。
首先熟记各周期0族元素原子序数，然后拿已知元素原子序数去比较。
①若元素A的原子序数比0族元素B的原子序数大1或2，则A元素位于B元素的下周期第ⅠA或第ⅡA 族，如38号元素的原子序数比第4周期氪的原子序数(36)多2，故该元素处在第5周期第ⅡA族。
②若元素A的原子序数比0族元素B的原子序数小5～1，则A元素位于B元素所在周期的第ⅢA～第ⅦA族，如49号元素比第5周期的氙(54号)原子序数少5，因此该元素处在第5周期第ⅢA族。 4.判断微粒半径大小的方法 对所学知识及时总结，将其构建成知识网络，既有助于整体把握知识结构，又利于加深对知识间内在联系的理解。下面是本阶段的知识结构图，请要求学生从后面的备选答案中选择准确内容，填在框图中的相应位置。【热点一】原子核外电子排布及表示方法
1.原子核外电子排布原理
(1)能量最低原理：电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道。
(2)泡利不相容原理：每个轨道最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。
(3)洪特规则：在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。洪特规则的特例：在等价轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性。如24Cr：[Ar]3d54s1、
29Cu：[Ar]3d104s1。
2.表示原子结构和组成的常见化学用语
(1)原子结构示意图。
可表示核外电子的分层排布和核内质子数,如 。
(2)电子式。
可表示原子最外层电子数目，如 。 (3)原子符号。
侧重表示原子核的组成，它告诉人们该原子核内的质子数和
质量数,并推及中子数和核外电子数，如 。
(4)电子排布式。
①用数字在原子轨道符号右上角标明该原子轨道上排布的电
子数，这就是电子排布式。
例如：K：1s22s22p63s23p64s1。②简化电子排布式：为了避免电子排布式书写过于繁琐，把
内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体
的元素符号外加方括号表示。
例如：K：［Ar］4s1。
③外围电子排布式
仅将外围电子排布式表示出来的式子，如29Cu：3d104s1
(5)轨道表示式。
用方框表示一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如氮原
子的轨道表示式为： 。 说明：到目前为止，我们学过的表示原子结构的化学用语有
多种，它们各有不同的侧重。
①原子结构示意图只能表示核外电子的分层排布和原子核内
的质子数，如 。
②核组成式：如 ，侧重于表示原子核的结构，它能告诉
我们该原子核内的质子数和核外电子数以及质量数，并不能
反映核外电子的排布情况。③电子排布式：如氧原子的电子排布式为1s22s22p4,它能告诉
我们氧原子核外的电子分为2个电子层，3种不同的原子轨
道，并不能告诉我们原子核的情况，也不能告诉我们它的各
个电子的运动状态。
④轨道表示式，如 。这个式子，对氮原
子核外电子排布的情况表达得就更加详细。【典例1】各电子层排布的总数遵循三条规律：原子的最外层电子数≤8；原子的次外层电子数≤18；原子的倒数第三层电子数≤32。决定这三条规律的电子排布规则是( )
A.能量最低原理
B.泡利不相容原理
C.洪特规则
D.能量最低原理和泡利不相容原理【解析】选D。这三条规律的电子排布规则是由能量最低原理
和泡利不相容原理决定的。在多电子的原子中，由于电子间
的相互影响，出现了能量交错现象，在填充电子时，由于能
量交错的原因，End＞E(n+1)s。当ns和np充满时(共4个轨道，最
多容纳8个电子)，多余电子不是填入nd，而是首先形成新电
子层，填入(n+1)s轨道中，因此最外层电子数不可能超过8
个。若最外层是第n层，次外层就是第(n-1)层。由于E(n-1)f＞
E(n+1)s＞Enp，在第(n+1)层出现前，次外层只有(n-1)s、 (n-1)p、(n-1)d上有电子，这三个亚层共有9个轨道，最多可容纳18个电子，因此次外层电子数不超过18个。例如，原子最外层是第5层，次外层就是第4层，由于E4f＞E6s＞E5p，当第6层出现之前，次外层(第4层)只有在4s、4p和4d轨道上有电子，共有9个轨道，最多可容纳18个电子，也就是次外层不超过18个电子。同理可以解释为什么原子的倒数第3层电子数不超过32个电子。【典例2】下列关于硅原子的核外电子排布表示式中，错误的是( )
A.电子排布式：1s22s22p63s23p2
B.外围电子排布式：3s23p2
C.轨道表示式：
D.原子结构示意图：
【解析】选C。A和B两个选项都是电子排布式，C为轨道表示式，违背了洪特规则；D为原子结构示意图。【热点二】元素的电离能和元素的电负性
1.原子核外电子排布的周期性
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。2.元素第一电离能
(1)变化规律。
同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；同周期元素中，当元素原子的原子轨道为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。如Be、N、Mg、P等。
同主族从上到下，第一电离能逐渐减小。(2)应用。
①电离能是原子核外电子分层排布的实验验证
②用来比较元素的金属性的强弱
I1越小，金属性越强，表示原子失电子能力越强。3.元素电负性的周期性变化
(1)递变规律。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。(2)应用。
①判断元素类别
一般大于1.8时为非金属元素；小于1.8时为金属元素。
②确定化学键类型
两元素电负性差值大于1.7时一般形成离子键；小于1.7时一般形成共价键。
③判断元素价态正负
在形成的化合物中电负性大的为负价，小的为正价。【典例3】电离能是指气态原子或气态离子失去电子所需要的能量。从中性原子中移去第一个电子所需要的能量为第一电离能(I1)，移去第二个电子所需要的能量为第二电离能(I2)，依此类推。现有5种元素A、B、C、D、E，其中有三种金属元素，一种稀有气体元素，其I1～I3分别如表。
根据表中数据判断其中的金属元素有________________，
稀有气体元素有______________，最活泼的金属元素是______________，
显+2价的金属元素是_______________。【解析】第一电离能越小，说明该元素原子越易失去电子，金属性越强；第一电离能越大，说明该元素原子越不易失去电子，非金属性越强。表中B、C、D三种元素的第一电离能相对比较小，应该属于金属元素；E元素的第一电离能最大，应该属于稀有气体元素；B元素的第一电离能最小，应该是所列的元素中最活泼的金属元素；D元素的第二电离能最小，且第三电离能最大，说明D元素的原子很容易失去2个电子，应该是显+2价的金属元素。
答案：B、C、D E B D【典例4】下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是
( )
A.OC.P【解析】选A。A选项元素属于同一主族,电负性从上到下依次减小；B选项元素属于同一周期，电负性从左到右依次增大；C、D两个选项元素的相对位置如图所示：
在周期表中，右上角元素(惰性元素除外)的电负性最大，左下角元素的电负性最小。【热点三】元素位、构、性关系的互推
1.“位—构—性”的关系 2.原子结构和性质的递变规律 同周期(从左→右)同主族(从上→下)原子核外
电子排布电子层数相同，最外
层电子数逐渐增多，
1→7(第1周期1→2)最外层电子数相
同，电子层数递增原子半径逐渐减小(0族除外)逐渐增大元素主要
化 合 价 最高正价由+1→+7
(O、F除外)，最低
负价由－4→－1最高正价＝主族序数，
非金属最低负价＝
主族序数－8同周期(从左→右)同主族(从上→下)原子得、失
电子能力得电子能力逐渐增强，
失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱
失电子能力逐渐增强元素的第
一电离能增大的趋势逐渐减小元素的
电负性逐渐增大逐渐减小元素金属性、
非金属性金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱【典例5】某元素原子的外围电子排布式为3d104s24p1，根据原子核外电子排布与元素在元素周期表中的位置关系，完成下列各题：
(1)该元素处于元素周期表的第_____周期，该周期的元素种数是________；
(2)该元素处于元素周期表的第_____族，该族的非金属元素有_______种。【解析】根据元素原子有4个电子层容纳了电子，知该元素处于第4周期，该周期元素原子的电子排布式为4s1～23d0～104p0～6,故共有18种元素；根据轨道能量顺序和族的相对顺序可以确定该元素位于第ⅢA族，本族元素只有一种非金属元素——硼。
答案：(1)4 18
(2)ⅢA 1【典例6】(1)下表中的实线是元素周期表的部分边界，请在表中用实线补全元素周期表的边界。 (2)元素甲是第3周期、第ⅥA族元素，请在下边方框中按氦元素(如图)的式样写出元素甲的原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量和外围电子排布式。(3)元素乙的3p轨道中只有1个电子，则乙原子半径与甲原子半径比较： ______>_______(用化学式表示)。
(4)元素周期表体现了元素周期律，元素周期律的本质是原子核外电子排布的______________，请写出元素在元素周期表中的位置与元素原子结构的关系：_______________________
_______________________________________________。【解析】(2)因甲位于第3周期、第ⅥA族，则应是硫元素，答
案为
(3)因乙元素的3p轨道只有1个电子，即其电子排布式为1s22s22p63s23p1，即乙元素是Al，其原子半径大于硫。
(4)元素周期律的本质是核外电子排布的周期性变化。因此元素周期表不是随意设定的，并且元素在周期表中的位置与原子结构密切相关，元素的周期数等于原子核外电子层数；元素所在主族序数等于原子结构的最外层电子数。答案：(1)
(2) (3)Al S
(4)周期性变化 元素的周期数等于原子核外电子层数，元素所在主族序数等于原子结构的最外层电子数 【典例7】有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所述，请根据表中信息填写： (1)A原子的核外电子排布式______________。
(2)B元素在周期表中的位置______；离子半径：B______A(填“大于”或“小于”)。
(3)C原子的轨道表示式是_______，其原子核外有____个未成对电子，能量最高的电子为______轨道上的电子，其轨道呈_____形。
(4)D原子的电子排布式为____，D- 的结构示意图是_____。
(5)B的最高价氧化物对应的水化物与D的氢化物的水化物反应的化学方程式为_____________________。 【解析】根据题中信息可推出：A为Na，B为Al，C为N，D
为Cl。
(1)A为Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1。
(2)B为Al，其在元素周期表中的位置为第3周期第ⅢA族，
Na+与Al3+核外电子排布相同，核电荷数Al3+大于Na+，故r(Al3+)(3)N的轨道表示式为： ，核外有3个未成
对的电子，能量最高的为2p电子，轨道呈纺锤形。(4)氯原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p5，Cl-的结构示意
图为 。
(5)Al(OH)3与盐酸反应的化学方程式为Al(OH)3+3HCl====AlCl3+3H2O。
答案：(1)1s22s22p63s1
(2)第3周期第ⅢA族 小于
(3) 3 2p 纺锤
(4)1s22s22p63s23p5
(5)Al(OH)3+3HCl====AlCl3+3H2O