2009届高中毕业班化学总复习的上课课件.ppt

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2009届高中毕业班化学总复习上课课件汇

2009届高中毕业班化学总复习上课课件 物质结构 第一部分 原子结构 (一).原子结构 (1)原子的组成及各微粒间的关系 (3)相对原子质量 ③元素的近似相对原子质量是按各种天然同位素的质量数及原子个数所占的一定百分比算出的平均值。 二、原子核外电子的排布 (二)原子核外电子的排布规律 2、每个电子层最多容纳2n2个电子(n表示第几层)。 最外电子层不能超过8个,次外层不能超过18个,倒数第三层不能超过32个。 3、遵循能量最低原理:电子首先排满能量低的电子层,然后再能量高的电子层;即先排满K层,再排L层,再排M层等。 以上三条规律不是孤立的,而是相互制约,必须同时满足。 原子结构示意图(原子结构简图) 选修内容 描述核外电子运动规律的方法 (一)、电子云—形象描述核外电子运动状态 用统计的方法来形象描述电子在原子核外空间出现的机会的大小。用小黑点代表电子在核外空间区域内出现的机会,小黑点的疏密与电子在该区域内出现机会的大小成正比。用小黑点的疏密来描述电子在核外空间出现的机会的大小所得图形叫电子云。 (二)、原子核外电子的运动特征 1、核外电子依能量不同在不同的电子层上运动。(即核外电子是分层排布的) 2、同一电子层上的电子因能量有较小的差别,在不同的亚层上运动。 3、电子的“自旋”运动,有两种“自旋”方式,相当于“↑”和“↓” 各个电子层上原子轨道的类型、数目、最多能容纳的电子数: 5、各原子轨道能量高低 (1)n相同时:ns<np<nd<nf (2)轨道类型相同时:n大能量高。 1s<2s<3s<4s 2p<3p<4p 3d<4d<5d 4f<5f<6f (3)n和轨道类型相同时:能量也相同。 2px = 2py= 2pz (三)原子核外电子的排布规律 1、能量最低原理:原子核外电子先占据能量较低的轨道,然后依次进入能量较高的轨道能使整个原子的能量处于最低状态 。 基态原子: 处于最低能量的原子 (稳定) 电子进入各个轨道的顺序: 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p 第二部分 元素周期律和元素周期表 2、周期表中几个相等 主族序数=最外层电子数=最高正价数 3.元素的分区和原子的价电子构型 S 区元素:最外层构型是ns1和ns2。包括IA和 IIA族元 素。除H外,其余为活泼金属。 二、元素周期律 元素的性质随着原子原子序数的递增而发生的周期性变化 称为元素周期律。 3.原子半径的周期性变化 同周期主族元素从左到右原子半径呈现由大到小的周期性变化。 同主族元素从上到下原子半径呈现由小到大的周期性变化。 离子半径的变化规律 ①同周期阳离子半径从左至右逐渐减小, 如:Na+Mg2+ 同周期阴离子半径从左至右逐渐减小,如:S2-Cl- 同周期阳离子半径均小于阴离子半径, 如:Cl-Na+ ②同主族阴离子和阳离子半径从上至下均增大; 如:Li+Na+K+Cs+;F-cl-Br-I- 4、元素性质的周期性变化 同周期主族元素从左到右呈现元素金属性由强到弱,元素非金属性由弱到强的周期性变化。 同主族元素从上到下呈现元素金属性由弱到强,元素非金属性由强到弱的周期性变化。 判断元素金属性,非金属性强弱的方法 1.金属性强弱 ①单质与水或非氧化性酸反应难易 ②单质的还原性或离子的氧化性强弱 ③最高价氧化物对应水化物的碱性 ④单质与盐溶液的置换反应 ⑤构成原电池,判断作为正极或负极 ⑥电解时何种阳离子先放电 2.非金属性强弱 ①与H2化合生成气态氢化物的难易及气态氢化物的热稳定性强弱 ②单质的氧化性或阴离子的还原性 ③最高价氧化物对应水化物的酸性 ④单质与盐溶液的置换反应 ⑤电解时何种阴离子先放电 5、元素第一电离能的周期性变化 气态电中性基态原子失去1个电子,转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示,单位为kJ/mol。 同周期元素,从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、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。 同主族元素,从上到下第一电离能逐渐减小。 6.元素电负性的周期性变化 衡量元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性,吸引电子对能力越强,电负性越大,规定F的电负性为4.0。 (1)同周期元素从左到右,电负性逐渐增大; (2)同周期元素从上到下,元素的电负性逐渐减小。 第三部分 化学键 离子键的强弱比较 影响因素:离子半径(反比)、电荷数(正比) 比较离子键强弱:KCl与KBr、 Na2O与MgO 决定:

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