安徽省怀远县包集中学高中化学 第一章 本章总结教案 鲁科版选修3VIP免费

安徽省怀远县包集中学高中化学选修3：第一章本章总结知识建构：1原子结构原子结构模型氢原子光谱—线状光谱玻尔的原子结构模型四个量子数原子轨道主量子数n角量子数l磁量子数m自旋磁量子数ms原子轨道示意图电子云原子结构与元素周期表基态原子的核外电子排布能量最低原理泡利不相容原理洪特规则基态原子中电子在原子轨道上的排布顺序鲍林近似能级图1~36号元素的基态原子的核外电子排布核外电子排布与周期的划分核外电子排布与族的划分原子半径的周期性变化原子结构与元素性质型电离能及其变化规律元素的电负性及其变化规律元素周期律的实质专题归纳：一、玻尔理论的主要内容1.核外电子的运动不是任意的，它只能服从一定的量子化的条件的确定。2.电子在一定的规道上运动，有一定的能量。3.当电子由某轨道（一个定态）跃迁到另一轨道（另一定态）时，就会吸收或放出辐射能。说明：（1）量子化条件为：电子轨道运动的角动量p必须等于h/2π的整数倍，电子在这样的轨道上运动，既不吸收能量也不放出能量。（2）要理解什么是基态，什么是激发态。（3）不同轨道的能量是不连续的。（4）ΔE=E2－E1=hv（E2－E1）（5）h为普郎克常数，其值为6、626×10-34J·S。二．元素周期表的应用1、同周期（从左到右）和同主族（从上到下）的递变规律同周期从左到右的递变规律⑴核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）。⑵元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强（因为失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强）。⑶单质（或原子）氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。⑷最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。⑸非金属单质与H2化合由难到易，气态氢化物稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱，其水溶液酸性逐渐增强。⑹金属单质熔点逐渐升高，非金属单质熔点逐渐降低，熔点最低的是本周期的稀有气体。2、同主族从上到下的递变规律⑴核电荷数递增，原子半径逐渐增大。（与同周期递变规律相比，并分别加以解释）⑵元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。⑶单质（或原子）还原性逐渐增强，氧化性逐渐减弱。⑷最高价氧化物对应水化物碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱。⑸非金属单质与H2化合由易到难，气态氢化物稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，其水溶液酸性逐渐增强。⑹金属单质熔点逐渐降低，非金属单质熔点逐渐升高。⑺单质密度逐渐增加。三．电离能及其变化规律1、递变规律周一周期同一族第一电离能从左往右，第一电离能呈增大的趋势从上到下，第一电离能呈增大趋势。2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。3、Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，（Mg：1s22s22p63s2、P:1s22s22p63s23p3）相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga。4、Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。2四、电负性及其变化规律1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。一般来说电负性大于1.8的元素为非金属元素.电负性最大的元素为氟,...