高中化學 第一章 原子結構與性質 章末歸納整合課件 新人教版選修3.ppt
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請分別用一句話表達下列關鍵詞: 電子云 能量最低原理 泡利原理 洪特規(guī)則 電離能 電負性 提示 電子云:電子云是指用小黑點的疏密來表示電子在核外空間單位體積內出現機會多少的一種圖像。 能量最低原理:原子核外電子先占有能量低的軌道,然后依次進入能量較高的軌道。軌道能量由低到高的順序為:,章 末 歸 納 整 合,1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s、5f、6d 泡利原理:每個原子軌道上最多只能容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子。 洪特規(guī)則:原子核外電子在能量相同的各個軌道上排布時,電子盡可能分占不同的原子軌道,且自旋狀態(tài)相同。 電離能:氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量叫做電離能。常用符號I表示,單位為kJmol1。 電負性:衡量原子在分子中吸引成鍵電子的能力,并指定氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標度,再應用鍵能數據,對比求出其他元素的電負性,因此電負性是相對比值。,元素“位構性”的關系。 提示 元素“位、構、性”的關系圖解如下所示,1,元素周期表中元素及其物質性質的遞變規(guī)律如何? 提示,2,判斷元素金屬性或非金屬性強弱的方法 提示 元素金屬性強弱的實驗標志 (1)與水或酸反應置換出氫氣的難易:金屬單質與水或酸(非氧化性酸)置換出氫氣的速率越快(反應越劇烈),表明元素金屬性越強。 (2)最高價氧化物對應水化物的堿性強弱:堿性越強,表明元素金屬性越強。 (3)置換反應:一種金屬元素能把另一種金屬元素從它的鹽溶液里置換出來,表明前一種金屬元素金屬性較強,被置換出來的金屬元素的金屬性較弱。,(4)電離能越小,原子越易失去電子,元素的金屬性越強。 (5)電負性越小,原子越易失去電子,元素的金屬性越強。 元素非金屬性強弱的實驗標志 (1)單質與氫氣化合及生成的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性:非金屬單質與氫氣化合越容易,形成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定,表明元素非金屬性越強。 (2)氣態(tài)氫化物的還原性:元素氣態(tài)氫化物的還原性越強,元素非金屬性越弱;氣態(tài)氫化物的還原性越弱,元素非金屬性越強。,(3)最高價氧化物對應水化物的酸性強弱:酸性越強,表明元素非金屬性越強。 (4)置換反應:對于特定的置換反應,一種非金屬單質能把另一種非金屬單質從它的鹽溶液或酸溶液里置換出來,表明前一種元素非金屬性較強,被置換出的非金屬元素非金屬性較弱。 (5)電離能越大,原子越易得電子,元素的非金屬性越強(稀有氣體元素除外)。 (6)電負性越大,原子越易得電子,元素的非金屬性越強。,位置與結構 (1)周期序數等于族序數兩倍的元素是Li。 (2)最高正化合價等于最低負化合價絕對值三倍的是S。 (3)次外層電子數等于最外層電子數四倍的元素是Mg。 (4)次外層電子數等于最外層電子數八倍的元素是Na。 (5)族序數與周期數相同的元素是H、Be、Al。族序數是周期數二倍的元素是C、S;族序數是周期數三倍的元素為O。 (6)只由質子和電子構成的原子是H(11H)。,學科思想培養(yǎng)一 元素推斷題的常見題眼,1.,含量與物理性質 (1)地殼中質量分數最大的元素是O,其次是Si。 (2)地殼中質量分數最大的金屬元素是Al。 (3)其單質是人工制得純度最高的元素是Si。 (4)其單質為天然物質中硬度最大的元素是C。 (5)其氣態(tài)氫化物最易溶于水的元素是N,常溫、常壓下,1體積水能溶解700體積NH3。 (6)其氫化物沸點最高的非金屬元素是O。 (7)常溫下,其單質是有色氣體的元素是F、Cl。,2,(8)形成化合物種類最多的元素是C。 (9)在空氣中,其最高價氧化物的含量增加會導致“溫室效應”的元素是C。 (10)其單質是最易液化的氣體的元素是Cl。在壓強為101 kPa、溫度為34.6 時,氯氣液化成液氯。 (11)其單質是最輕的金屬元素的是Li。 (12)其最高價氧化物的水化物酸性最強的元素是Cl。 (13)電負性最大的元素是F。 (14)同周期中,堿金屬的第一電離能最小,稀有氣體的第一電離能最大。,化學性質與用途 (1)單質與水反應最劇烈的非金屬元素是F。 (2)其氣態(tài)氫化物與其最高價氧化物對應水化物能起化合反應的元素是N(NH3HNO3=NH4NO3)。 (3)其氣態(tài)氫化物與其低價氧化物能反應生成該元素的單質的元素是S(2H2SSO2=3S2H2O)。 (4)其一種同素異形體易在空氣中自燃的元素是P。 (5)其氣態(tài)氫化物的水溶液可雕刻玻璃的元素是F。 (6)其兩種同素異形體對人類生存都非常重要的元素是O,臭氧(O3)層被稱為地球生物的保護傘。,3,(7)能導電的非金屬單質有石墨(C)和晶體硅(Si)。 (8)能與強堿溶液作用的單質有Al、Cl2、Si、S。 2Al2NaOH2H2O=2NaAlO23H2; Cl22NaOH=NaClNaClOH2O; Si2NaOHH2O=Na2SiO32H2; 3S6NaOH(濃)=2Na2SNa2SO33H2O。,根據原子序數推斷元素在周期表中的位置 記住稀有氣體元素的原子序數:2,10,18,36,54,86。用原子序數減去比它小且相近的稀有氣體元素的原子序數,即得該元素所在的縱行數(短周期元素除外)。第1、2縱行為A、A族;第37縱行為BB族;第810縱行為第族;第11、12縱行為B、B族;第1317縱行為AA族,第18縱行為0族,這種元素的周期數比與其相近的原子序數小的稀有氣體元素的周期數大1。,4,元素的成酸、成堿趨勢 元素氧化物對應的水化物,有堿性氫氧化物、兩性氫氧化物和含氧酸三類。成堿元素形成堿性氫氧化物,其成堿元素的價態(tài)一般較低,如1,2,3價;成酸元素形成含氧酸,其成酸元素的價態(tài)一般較高,常見4價到7價,只有少數價態(tài)較低,如HClO、HBrO中成酸元素僅為1價。兩性元素多是元素周期表里金屬元素與非金屬元素交界線附近的元素,常見價態(tài)有2,3,4價等。兩性氫氧化物皆難溶于水,它們既是弱酸又是弱堿,但酸性和堿性不一定均等。以短周期(第三周期)元素為例:自左至右先出現的是成堿元素(Na、Mg),繼而出現的是兩性元素(Al),隨后出現的是成酸元素(Si、P、S、Cl),最后出現的是稀有氣體(Ar)。,5,A、B、C、D、E、F為原子序數依次增大的短周期元素。已知A、C、F三種原子的最外層共有11個電子,且這三種元素的最高價氧化物的水化物兩兩之間皆能反應,均生成鹽和水;D元素原子的次外層p電子數比最外層p電子數多3;E元素原子最外層有兩個未成對電子。 (1)寫出下列元素的名稱:A:_,D:_,E:_。 (2)寫出實驗室制備C的氫氧化物的離子方程式:_,該氫氧化物能否用氫氧化鈉與相應的物質反應來制備?_(填“能”或“不能”),理由是_(用相應的化學反應和簡潔的語言來表述)。,【例1】,(3)比較D、E的第一電離能的大小:D_E(填“”“”或“”)。 (4)六種元素的電負性從大至小的順序為_。 解析 (1)根據各種元素均為短周期的主族元素和A、C、F三種元素的最高價氧化物的水化物兩兩之間皆能反應生成鹽和水,可推知其中有一種元素為鋁。又因A、C、F的原子序數依次增大,故只能C為鋁元素,A為鈉元素,B為鎂元素。再根據A、C、F三種元素的最外層共有11個電子,可求得F的最外層電子數為7,F為氯元素。D和E的原子序數應介于13和17之間,根據D元素原子的次外層p電子數比最外層p電子數多3,E元素原子的最外層有兩個未,成對電子,故可推知D為磷元素,E為硫元素。(2)氫氧化鋁是用可溶性鋁鹽和氨水反應制得的,不能用氫氧化鈉和可溶性鋁鹽來制備,因為過量的氫氧化鈉會和生成的氫氧化鋁繼續(xù)反應,繼而使生成的氫氧化鋁溶解,即氫氧化鈉的用量不好控制。(3)由于磷原子的最外層的p電子處于半充滿狀態(tài),根據洪特規(guī)則可知其能量較低,比較穩(wěn)定,所以其第一電離能比硫原子的大。(4)這六種元素處于同一周期,其電負性自左至右逐漸增大。,答案 (1)鈉 磷 硫 (2)Al33NH3H2O=Al(OH)33NH4 不能 因為過量的氫氧化鈉會與生成的氫氧化鋁發(fā)生反應 NaOHAl(OH)3=NaAlO22H2O,氫氧化鈉的用量不好控制 (3) (4)ClSPAlMgNa,電離能是元素性質的一個重要參數。電離能的大小表示元素的原子失去電子的難易,說明元素通常呈現的化合價狀態(tài)。學好元素電離能的有關知識,可以幫助我們更好地了解元素的性質,理解元素原子核外電子的運動狀態(tài)。為了幫助同學們更好地學習元素的第一電離能知識,特設計如下問答:,學科思想培養(yǎng)二 元素第一電離能學習指導,什么叫電離能?同一元素的各級電離能大小關系是怎樣的? 提示 使一個基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個電子生成1價氣態(tài)陽離子所需的能量叫元素的第一電離能。常用I1表示,單位為kJmol1。 從氣態(tài)1價離子再失去一個電子生成2價氣態(tài)陽離子所需的能量叫該元素的第二電離能,用I2表示,以此類推。 M(g)M(g)e I1 M(g)M2(g)e I2 M2(g)M3(g)e I3 I1I2I3,1,影響電離能大小的因素有哪些? 提示 電離能的大小主要取決于原子的有效核電荷、原子半徑以及原子的電子構型。一般說來,有效核電荷越大,原子半徑越小,電離能越大;電子構型越穩(wěn)定,電離能越大。 元素的第一電離能大小的變化規(guī)律有哪些? 提示 同周期元素從左到右,元素的第一電離能總的趨勢是逐漸增大的;同一主族自上而下元素的第一電離能依次減小。但在同一副族中,自上而下元素的第一電離能變化幅度不大,且不規(guī)則。,2,3,元素的第一電離能大小與元素性質的關系? 提示 元素的第一電離能越大,元素的原子越難失去電子,元素的金屬性越弱;元素的第一電離能越小,元素的原子越易失去電子,元素的金屬性越強。,4,為什么第一電離能是Be比B大,Mg比Al大,N比O大? 提示 Be和B的電子排布式分別為1s22s2、1s22s22p1,Be的2s亞層有2個電子,為全充滿的穩(wěn)定結構,失去其中一個電子需要較高的能量,而B的2p亞層只有一個電子,結構不穩(wěn)定,失去這個電子需要的能量較低,所以第一電離能是Be比B大。同理可以解釋“Mg比Al大”。 N和O的電子排布式分別為1s22s22p3、1s22s22p4,N的2p亞層有3個電子,為半充滿的較穩(wěn)定結構,失去其中一個電子需要較高的能量,而O的2p亞層有4個電子,結構不穩(wěn)定,失去這個電子需要的能量較低,所以第一電離能是N比O大。,5,稀有氣體的第一電離能如下表所示: 試說明其變化的規(guī)律性。 提示 稀有氣體的第一電離能是隨原子序數的增加而遞減的。因為稀有元素的原子的電子構型相似,隨著原子序數的增加,原子核的核電荷增加,內層電子的屏蔽作用也增大,削弱了原子核對外層電子的引力,同時原子半徑的遞增也使原子核對外層電子的引力減弱。所以稀有氣體元素的第一電離能是隨原子序數(或原子半徑)的增加而減小。 點撥 第一電離能的大小取決于原子核對外層電子的引力,引力小則電離能小。,6,下表是第二周期元素的第一電離能數據: (1)將上表數據,分別以原子序數和電離能為橫、縱坐標畫一草圖。 (2)討論Li Ne電離能變化的總趨勢。,7,提示 (1)從Li 到 Ne電離能變化的總趨勢草圖如下:,(2)從電離能數據和圖像都可以看出,Li Ne電離能變化的總趨勢為逐漸增大。因為同一周期從左到右(Li F),核電荷依次增大,原子半徑逐漸減小,原子核對最外層電子的引力逐漸增大,失去電子的能力逐漸減弱,所以元素的第一電離能逐漸增大。Ne的外層電子構型為全滿的穩(wěn)定結構,所以氖元素的第一電離能最大。 點撥 電子構型中,全滿(ns2、np6、nd10)、全空(ns0、np0、nd0)或半滿(ns1、np3、nd5)是較穩(wěn)定的結構。,不同元素的氣態(tài)原子失去最外層一個電子所需的能量叫第一電離能(設其為E),如下圖所示。是根據元素在周期表中的位置,分析圖中曲線的變化特點,并回答下列問題。,【例1】,(1)同主族內不同元素的E值變化的特點是:_ 各主族中的E值的這種變化特點體現了元素性質的_變化規(guī)律。 (2)同周期內,隨原子序數增大,E值增大。但個別元素的E值出現反?,F試預測下列關系式中正確的是_(填寫編號,多選倒扣) E(砷)E(硒) E(砷)E(硒) E(溴)E(硒) E(溴)E(硒) (3)估計1 mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個電子所需能量E值的范圍:_E_。 (4)10號元素E值較大的原因是_。,解析 此題考查了元素第一電離能的變化規(guī)律和學生的歸納總結能力。 從H、Li、Na、K等可以看出,同主族元素隨元素原子序數的增大,E值變?。籋到He、Li到Ne、Na到Ar呈現明顯的周期性。 從第二、三周期可以看出,第A、第A族元素比同周期相鄰兩種元素的E值都低。由此可以推測:E(砷)E(硒),E(溴)E(硒) 根據同主族、同周期元素的性質遞變規(guī)律可知:同周期從左到右E依次增大,同主族自上而下E依次減小。則有:E(鉀)E(鈣)E(鎂) 10號元素是稀有氣體元素氖,達到穩(wěn)定結構。此時失去一個電子就需要很高的能量。,答案 (1)隨著原子序數增大,E值變小 周期性 (2) (3)485 738 (4)10號元素是氖,該元素的原子最外層電子排布已達到8電子穩(wěn)定結構,下表是元素周期表的一部分,回答下列有關問題。,【例2】,(1)寫出下列元素符號: _ (2)在這些元素中,最活潑的金屬元素是_,最活潑的非金屬元素是_,最不活潑的元素是_,電負性最大的是_。 (3)在這些元素的最高價氧化物對應水化合物中,酸性最強的是_,堿性最強的是_,呈兩性的氫氧化物是_(只寫一種),寫出三者之間相互反應的化學方程式_。,答案 (1)N Si P K (2)K O He O (3)HClO4 KOH Al(OH)3 Al(OH)33HClO4=Al(ClO4)33H2O Al(OH)3KOH=KAlO22H2O KOHHClO4=KClO4H2O,短周期元素A、B、C的原子序數逐漸增大,它們形成的離子具有相同的電子層結構,B和C的單質都能跟水劇烈反應,B為電負性數值最大的元素。B單質與H2O反應產生A單質,0.5 mol C單質跟水反應時,在標準狀況下放出5.6 L H2,此時C轉化成具有氖原子核外電子層結構的離子。問: (1)A、B、C各是什么元素? (2)寫出CB與C2A2的電子式。 答案 (1)O、F、Na,【例3】,電負性的概念 原子在分子中吸引成鍵電子能力相對大小的量度。 知識規(guī)律: 元素電負性的值是個相對的量,它沒有單位。電負性大的元素吸引電子能力強,反之就弱。同周期主族元素電負性從左到右逐漸增大,同主族元素的電負性從上到下逐漸減小。 根據元素電負性大小可以判別化合物分子中鍵的性質。兩種元素的電負性差值(XAXB)越大,形成鍵的極性越強。鮑林曾對AB鍵的離子性大小提出如下經驗方程式。,學科思想培養(yǎng)三 元素的電負性學習指導,一、,二、,1,2,當鍵的離子性為50%時,相當于兩元素電負性差值XAXB1.665。因此,習慣上就以電負性差值X大于或小于1.7作為判斷該AB鍵的離子性或共價性的依據。當X1.7時,多數屬于離子鍵;當X1.7時,多數屬于共價鍵。離子鍵和共價鍵沒有嚴格的界限。 典例解析,三、,不同元素的原子在分子內吸引電子的能力大小可用一定的數值X來表示。若X值越大。其原子吸引電子的能力越強,在分子中形成負電荷的一方,下面是某些短周期元素的X值:,【例1】,(1)通過分析X值變化規(guī)律,確定N、Mg的X值范圍:_X(Mg)_,_ X(N)_。 (2)推測X值與原子半徑關系是_。根據短周期元素的X值變化特點,體現了元素性質的_變化規(guī)律。 (3)某有機化合物結構式為:SC6H5ONH2其中SN中,你認為共用電子對偏向誰?_ (寫原子名稱)。 (4)經驗規(guī)律告訴我們:當成鍵的兩原子相應元素的X差值(X)即X1.7時,一般為離子鍵,X1.7,一般為共價鍵,試推斷:AlBr3中化學鍵類型是_。 (5)預測元素周期表中,X值最小的元素的位置:_(放射性元素除外)。,解析 題中給出第二、第三周期元素的X值(其中缺少了氮、鎂兩種元素的X值),X值與這種原子在分子中吸收電子的能力有關。 可根據元素性質的周期性變化來推測鎂和氮的X值。從表中數值可看出,同周期中元素的X值隨原子半徑的減少而增大,X值的變化體現了元素性質的周期變化。 用X值大小可判斷共價鍵中共用電子對偏向哪一方。對于SN,由于N的X值大于S的X值,所以其中共用電子對偏向N原子。,表中查不到溴的X值,可根據元素周期律來推測,氯與溴同主族,氯的X值必定比溴的X值大,而:X(Cl)X(Al)3.161.611.451.7,而溴與鋁的X值之差必定小于1.45,所以溴化鋁肯定屬于共價化合物。 X值越小,元素的金屬性越強,X值最小的元素應位于第六周期的IA主族。 答案 (1)0.93X(Mg)1.61,2.55X(N)3.44 (2)同周期(同主族)中,X值大,其原子半徑越小 周期性 (3)氮原子 (4)共價鍵 (5)第六周期A主族,1932年美國化學家鮑林(L.Pauling)首先提出了電負性的概念。電負性(用X表示)也是元素的一種重要性質,下表給出的是原子序數小于20的16種元素的電負性數值:,【例2】,請仔細分析,回答下列有關問題: (1)預測周期表中電負性最大的元素應為_;估計鈣元素的電負性的取值范圍:_X_。 (2)根據表中的所給數據分析,同主族內的不同元素X的值變化的規(guī)律是_;簡述元素電負性X的大小與元素金屬性、非金屬性之間的關系_。 (3)經驗規(guī)律告訴我們:當形成化學鍵的兩原子相應元素的電負性差值大于1.7時,所形成的一般為離子鍵;當小于1.7時,一般為共價鍵。試推斷AlBr3中形成的化學鍵的類型為_,其理由是_。,答案 (1)F 0.8X1.2 (2)從上向下X值減小 元素電負性越大,非金屬性越強,金屬越弱;反之亦然 (3)共價鍵 因為AlCl3中Cl和Al的電負性差值為1.5,而Br的電負性小于Cl,所以AlBr3中兩元素的電負性差值小于1.5,元素的原子在分子中吸引電子的能力可以用電負性X表示。下表是某些短周期元素的X值:,【例3】,(1)根據表中數據歸納元素的電負性與原子吸引電子的能力的關系_。 (2)試推測,周期表所列元素中除放射性元素外,電負性最小的元素與電負性最大的元素形成的化合物的電子式為 _。 (3)若NCl3最初水解產物是NH3和HClO,則X(Cl)的最小范圍:_X(Cl)_(填表中數值);若已知X(P)X(Cl),則PCl3水解的化學反應方程式是_ _。,答案 (1)元素的電負性越大,原子吸引電子的能力越強,1932年,美國化學大師Linus Pauling提出電負性(用希臘字母表示)的概念,用來確定化合物中原子某種能力的相對大小。Linus Pauling假定F的電負性為4,并通過熱化學方法建立了其他元素的電負性。Linus Pauling建立的主族元素的電負性如下:,【例4】,回答下列問題: (1)縱觀各周期主族元素電負性變化,談談你對元素性質呈現周期性變化的理解:_; (2)預測Te元素的值_; (3)你認為Linus Pauling提出電負性的概念是確定化合物中原子哪種能力的相對大???_。 答案 (1)每隔一定數目的元素,后面元素的變化重復前面元素變化的規(guī)律 (2)2.02.4 (3)吸引電子的能力,- 配套講稿:
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