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1、专题二 原子结构与元素的性质复习,选修3物质的结构与性质,一、原子核外电子的运动,1.原子核外电子的运动特征,2.原子核外电子的排布规律,(1)能量最低原理,(2)泡利不相容原理,(3)洪特规则,电子层,电子自旋,伸展方向,原子轨道,1.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。,第四周期,B族。,2.写出32号元素的电子排布式并确定其在周期表中的位置。,第四周期,A族,练习：,Ge:1s22s22p63s23p63d104s24p2 或Ar3d104s24p2,二：元素第一电离能概念,原子失去一个电子形成+1价 阳离子所需 能量。符号 单位 。,气态,气态,最低,I1
2、,kJmol-1,概念应用：,1、已知M(g)-e- M +(g)时所需最低能量为502KJ，则M元素的I1= .,2、已知Na元素的I1=496 KJmol-1,则2Na (g) - 2e- 2Na +(g) 时所需最低能量为 .,502 kJmol-1,992 kJ,第一电离能越小，越易失去电子，金属性越强 第一电离能越大，越难失去电子，金属性越弱,3、元素电离能与元素性质的关系,金属性与非金属性,元素化合价,2、图中哪些元素的第一电离能出现异常？试用 全充满和半充满状态的结构解释。,1、同周期从左到右第一电离能有逐渐_ 的趋势 同主族从上到下第一电离能逐渐_。,增大,减小,4、观察分析下
3、表电离能数据回答： 为什么钠易失去一个电子，镁易失去两个电子,从表中数据可知钠元素的第二电离能远大于第一电离能，因此钠容易失去第一个电子而不易失去第二个电子；即Na易形成Na +而不易形成Na 2+ 。而Mg的第一第二电离能相差不大，第三电离能远大于第二电离能，因此镁易形成+2价镁离子。,三、电负性,1）电负性：用来描述不同元素的原子吸引电子能力的大小。电负性越大的原子，对电子的吸引力越大,2）电负性大小的标准：,3）电负性的变化规律：,F：4.0,增 大,4）电负性的应用：,判断元素的金属性和非金属性的强弱,一般：非金属1.8 金属1.8,判断化学键的类型,一般：成键元素原子的电负性差1.7
4、，离子键 成键元素原子的电负性差1.7，共价键,例：Al：1.5，Cl：3.0 3.0-1.5=1.5 AlCl3为共价化合物,判断化合物中元素化合价的正负 电负性大的显负价，电负性小的显正价,例：NaH中，Na：0.9 H：2.1 Na显正价，H显负价,例：NaBH4中，Na：0.9 H：2.1 B：2.0 试判断各元素的化合价,按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，如下图所示。S区、 d区和p区分别有几个纵列？,资料:除ds区外,区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。,四、周期表的划分,五个区：s、p、d、ds、f,s区,d 区,ds区,p区,ns2np1-6,(n-1)d
5、10 ns1-2,(n-1)d1-9ns2 (有例外),B B,A A,A,ns1,ns2,BB ,f 区镧系、锕系 (n-2)f1-14ns2（有例外）,镧 锕,A,0,C,巩固练习,1.按电子的排布，可把周期表里的元素划分成5个区，以下元素属于p区的 （ ） A.Fe B.Mg C.P D.La,2.价电子满足4s和3d为半满的元素是（ ） A. Ca B. V C. Cr D.Cu,C,3.在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 （ ） A.ns2np3 B.ns2np5 C.ns2np4 D.ns2np6,C,4.甲元素是第3周期p区元素，其最低化合价为-1价；乙元素是第4周期d区元素，其最高化合价为+4价，填写下表：,3s23p5,3,A,非金属,3d24s2,4,B,金属,
