高三化学第二轮化学专题复习全套教案

专题一 原子结构

【考试说明】

1、认识原子核外电子的运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义。 2、了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布。 【知识要点】

考点一：原子核外电子的运动的特征 1．电子层（能层）

（1）在含有多个电子的原子里，由于电子的 各不相同，因此，它们运动的区域也不同，通常能量低的电子在离核 区域运动，而能量高电子在离核较远的区域运动。

（2）电子层的表示符号

电子层（n） 一 二 三 四 五 六 七 对应表示符号

2．电子云：电子在核外空间出现机会(概率)多少的形象化描述。 电子运动的特点：①质量极小 ②运动空间极小 ③极高速运动。

电子云的描述：电子在原子核外空间一定范围内出现，可以想象为 笼罩在

原子核周围，所以，人们形象地把它叫做“ ”。

电子云中的一个小黑点代表 ；电子云密度大的地方，表

明 ；

例1.下列关于氢原子电子云图的说法正确的是

A.通常用小黑点来表示电子的多少，黑点密度大，电子数目大 B.黑点密度大，单位体积内电子出现的机会大 C.通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动 D.电子云图是对运动无规律性的描述

3．原子轨道：电子出现概率约为90％的空间所形成的电子云轮廓图。

处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，原子轨道用小写的英文字母 、 、 、 表示不同轨道，可容纳的电子数依次是 、 、 、

其中 轨道呈球形；能层序数越大，原子轨道的半径越大。 轨道呈纺锤形，每个p能级有3个原子轨道，他们相互垂直，分别以Px、Py、Pz表示。 4．能层与能级

能级的符号和所能容纳的最多电子数如下： 能 层(n) 一 二 三 四 五 六 七 符 号 K L M N O P Q 能 级(l) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s ? ?? 2 ? ?? 最 多 2电 子 数 ?? 2n 例2.下列有关认识正确的是 A.各能级的原子轨道数按s、p、d、f的顺序分别为1、3、5、7 B.各能层含有的电子数2

为2n

C.各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束 D.各能层含有的能级数为n -1 5．构造原理：基态原子电子排布式

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电子能级顺序：1s 2s2p 3s3p 4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p?ns (n－2)f(n－1)d np

构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。不同能层的能级有交错现象，

如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)等。 ［练习］：写出下列原子的电子排布式。

3+

19K 24Cr 26Fe

2+

35Br 29Cu 25Mn 考点二：基态原子核外电子排布遵循的原则 1．能量最低原理:电子先占据 的轨道，再依次进入能量 的轨道. 2．泡利不相容原理:每个轨道最多容纳 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 的轨道，且自旋状态 。

610143570

洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p、d、f）、半充满（p、d、f）、全空时(p、0051 d、f)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性。 如24Cr [Ar]3d4s、 29Cu

101

[Ar]3d4s.

24

例3.下列关于价电子构型为3s3p的粒子描述正确的是

22624

A.它的元素符号为O B.它的核外电子排布式为1s2s2p3s3p C.它可与H2生成液态化合物 D.其轨道表示式为： 1s 2s 2p 3s 3p ［练习］：写出下列原子的轨道表示式。

6C 13Al 考点三：基态 激发态 光谱 1．基态： 能量状态。如处于最低能量状态的原子称为基态原子。 2．激发态： 能量状态（相对基态而言）。如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。

3．基态与激发态相互转化的能量转化的关系

基态原子 激发态原子

4．光谱：

例4.下列电子排布中，原子处于激发状态的是

225224222626422262632

A.1s2s2p B. 1s2s2p3s C. 1s2s2p3s3p3d4s D. 1s2s2p3s3p3d4s 【考题在线】

1、当碳原子的核外电子排布由 转变为 时，下列说法正确的是 A．碳原子由基态变为激发态 B．碳原子由激发态变为基态 C．碳原子要从外界环境中吸收能量 D．碳原子要向外界环境释放能量 2、（09年海南）在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是 ．．A．最易失去的电子能量最高 B．电离能最小的电子能量最高

C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量 D．在离核最近区域内运动的电子能量

最低

3、现有x、y、z三种元素的原子，电子最后排布在相同的能级组上，而且y的核电荷比x大12个单位，z的质子数比y多4个。1摩尔的x同酸反应能置换出1克氢气，这时x转化为具有氩原子型电子层结构的离子。

（1）判断x、y、z各为何种元素？ （2）写出x原子、y的阳离子、z的阴离子的电子排布式。

【教学反思】

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专题二 原子结构与性质

【考试说明】

1、了解元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，了解元素电离能与原子核外电子排布的关系，能根据元素电负性说明周期表中元素金属性和非金属性的周期性变化规律。 2、认识元素周期律的本质。掌握同一周期、同一主族元素的原子结构与元素性质递变规律的关系。了解元素（主族和零族）原子结构、在周期表中的位置及其性质递变的规律。 【知识要点】

考点一：原子结构与元素周期表

1、在周期表中同一横行的元素原子所含有的 相同。同一纵行

1 26

相同。每一个周期总是由 （ns ）开始到 （nsnp）结束.如此循环往复，可见元素周期系的形成是由于 的排布发生周期性的重复。 2、随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循 原理，不同周期里所含元素种类不一定相同，并且随着周期序号的递增，金属元素的种类也逐渐 ，非金属的种类也逐渐 。 3、元素的分区和族 （1）s 区: , 最后的电子填在 上, 包括 , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属; （2）p区:和少数金属;

, 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为非金属

（3）d区: , 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为过渡金属;

（4） ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在 上, 包括 , （5） f区: , 包括 元素

区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。 考点二：元素周期律 1、核外电子排布的周期性变化， 2、元素主要化合价的周期性变化， 3、金属性与非金属性， 4、原子半径的周期性变化 ①电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。 ②核电荷数: 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

③核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多，半径越大。 例题：下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是 （ ）

A、 NaF B、MgI2 C、BaI2 D、KBr 考点三：元素电离能和元素电负性 1、电离能变化规律 （1） 分类：

（2） 定义：_______________________--转化为___________所需要的___________ （3） 元素的第一电离能变化规律

同周期：左→右____________________同主族：上→下___________________

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思考：图中哪些元素的第一电离能出现异常？为什么？

（4） 应用： 电 Na Mg Al 思考：为什么原子的逐级电离能离 一 496 738 578 越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化能 二 4562 1451 1817 合价有什么联系？ 三 6912 7733 2745

四 9543 10540 11575

2、电负性的变化规律 （1） 提出：

（2） 定义：电负性是用来描述不同元素原子___________________________物理量 （3） 电负性的变化规律

同一周期，主族元素的电负性_______________，表明_______________增强

同一主族，元素的电负性___________________，表明其______________逐渐减弱（非金属性、氧化性）

电负性最大的元素是位于周期表______的______，电负性最小的元素是位于周期表______

（4） 电负性的应用

a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素). b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键). c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.

d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）. 3、对角线法则：位于左上角和右下角性质相似。如：Li与Mg，Be与Al，B与Si 【考题在线】

1、下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是 A．K、Na、Li B．N、O、C C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na

2、（09年安徽）W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数依次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，Z能形成红色（或砖红色）的Z2O和黑色的ZO两种氧化物。 （1）W位于元素周期表第 周期第 族。W的气态氢化物稳定性比H2O(g) （填“强”或“弱”）。

（2）Y的基态原子核外电子排布式是 ，Y的第一电离能比X的 （填“大”或“小”）。

【教学反思】

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