原子结构与性质20120222教研课(第5稿).ppt

1、第一章 原子结构与性质,单元复习 (第一课时),2012年2月22日,高中化学选修3,本章知识网络,原子结构,元素周期律,电子层结构,能层与能级,电子云与原子轨道,核外电子排布规律,原子半径 电离能 电负性,对角线规则,各周期元素数目,周期表中元素的分区,电子排布式 简化的及外围电子排布式,能量最低原理,泡利原理,洪特规则,构造原理,基态与激发态 原子光谱,本章知识网络,元素的金属性与非金属性,1对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的电子层(能层)；共划分为 个能层，即:,一、能层与能级,在同一个原子中，离核越近，n越小的电子层能量越 。,在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的

2、电子数为 个；,K L M N O P Q,7,2n2,低,2.对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的能级；能级类型的种类数与能层数的关系是 ； 同一能层里，能级的能量按s，p，d，f的顺序 ，即E(s) E(p) E(d) E(f)。,相等,增大,二. 电子云与轨道： 电子云 -描述电子在原子核外空间运动的主要区域。 不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为 。 s电子的原子轨道都是 形的，每个S能级有 个原子轨道; p电子的原子轨道都是形的；每个p能级有 个原子轨道，相互 (用px、py、pz表示)； nd能级各有 个原子轨道； nf能级各有 个原子轨道 .,球,垂直

3、,哑铃,原子轨道,1,3,5,7,1.能量最低原理: 多电子原子的核外电子排布遵循 原理，使整个原子的能量处于最 状态，简称能量最低原理。 在基态原子里，电子优先排布在能量最 的能级里，然后排布在能量逐渐 的能级里。 不同能层的能级有 现象。,三.核外电子的排布规律,构造,低,低,交错,升高,2.构造原理:,绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循如下图所示的排布顺序，人们把它称为构造原理。 构造原理是书写基态原子电子排布式及及轨道表示式的主要依据之一。 这是本章最重要内容必须记熟!,试一试: 写出35号元素原子核外电子排布的能级顺序.,1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p,【课堂练习】

4、某元素的原子3d能级上有1个电子，它的N能层上的电子数是( ) A0 B2 C3 D5,B,点拨：本题要掌握多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，掌握原子进入轨道的顺序必须符合能量最低原理，先排4s轨道，再排3d轨道。,3.泡利原理： 每个原子轨道里最多只能容纳 个自旋方向相 的电子。 4.洪特规则： (1).电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据 同的轨道，且自旋方向 。(相同/不同) (2). 电子排布在p、d、f等能级时，当其处于 、 或 状态时，整个原子的能量最低，最稳定。,以上使得原子核外电子排布最外层不超过 个电子；次外层不超过 个电子；倒数第三层不超过 个电子。,2,反,不,

5、相同,全满,半满,全空,8,18,32,元素随核电荷数的递增其性质呈现周期性的变化，叫做元素周期律。 在化学中元素周期律主要体现在元素原子核外电子排布、原子半径、化合价、第一电离能、电负性等的周期性变化方面。,四、原子结构与元素周期律,1.原子半径,(2)规律: 同周期元素从左往右逐渐 , (除稀有气体) 同主族元素从上到下,原子半径逐渐 .,(1)影响因素:,电子层数相同时,核电荷数越大，原子半径越 。(除稀有气体),最外层电子数相同时,电子层数越多,原子半径越 。,小,减小,增大,大,3气态原子或离子失去一个电子所需要的最低能量叫电离能，常用符号I表示，单位为kJ/mol，气态原子失去一个

6、电子形成1价气态阳离子所需要的最低能量叫第一电离能。 第一电离能可以表示原子失去电子的难易程度，电离能越小，表示在气态时该原子金属性越强，反之，电离能越大，表示气态时该原子非金属性越强(稀有气体除外)。,2.电离能,(1)定义:,(2)规律： 同一原子的逐级电离能越来越 (即I1 I2 I3) 同一主族从上到下，第一电离能逐渐 。 同一周期从左到右，元素的第一电离能总体上具有 的趋势。,大,减小,增大,(2)规律： 特例: A、A两主族特殊. 如:12Mg的第一电离能比13Al大 解释:Mg(1s22s22p63s23p0)p轨道处于全空状态(或3s轨道处于全满状态)，能量较低，比较稳定，所以

7、不易失去电子。故nS2nS2np1 而轨道处于半充满的状态时,能量也较低, 故nS2np3nS2np4 请列举相应一组实例:,3.电负性,化学键: 元素相互结合,可以理解为原子之间产生化学作用力,形象地叫做化学键.,电负性:用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。,键合电子: 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子,电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。,金 属：1.8 类金属：1.8 非金属：1.8,以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。,4.电负性,(1)规律(除稀有气体) 同一周期,主族元素的电负性从左到右逐渐 ,表明其吸引电

8、子的能力逐渐 。,同一主族,元素的电负性从上到下呈现 趋势,表明其吸引电子的能力逐渐 。,电负性越大,元素的非金属性越 ,电负性越小,元素的非金属性越 ,金属性越 。,增大,增强,减小,减弱,强,弱,强,电负性相差很大( 1.8 以上)的元素化合通常形成 键。 电负性相差不大(1.8 以下)的两种非金属元素化合，通常形成 键。 电负性相差越大的共价键,共用电子对偏向电负性大的原子趋势越 ,键的极性越 。,离子,共价,强,大,【课堂练习】 (2010海安)对Na、Mg、Al的有关性质的叙述不正确的是( ) A第一电离能：NaMgAl D碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3,【解析】第一电离

9、能要注意镁的特殊性,A,4.对角线规则:,锂与,铍与,硼与,(1)含义 (2)实例,1.电子排布式 用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数。能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数。 练习:写出下列元素的电子排布式 (1)钠 (2)氯 (3)铜,五.电子排布式、轨道表示式,(2)简化的电子排布式(原子实)： 电子排布式书写过繁，可以把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”。以稀有气体的元素符号外加方括号表示。 例如:钠Na的核外电子排布为1s22s22p63s1， 可简化为Ne3s1 练习:写出下列元素简化的电子排布式: (1)镁 (2)硫 (3)锌,(3)外围电子布

10、式:(价电子排布式) 在化学反应中，原子的外围电子发生变化而“原子实”不受影响，所以描述原子核外电子排布时，也可以省去“原子实”，仅写出原子的外围电子排布式(对主族元素的原子，外围电子又称价电子) 如：O：2s22p4， 练习: 写出下列元素价电子排布式: (1)Si (2)Fe (3)Al,(4)轨道表示式： 能反映各轨道的能量的高低及各轨道上的电子分布情况，自旋方向。 轨道表示式能较好地体现构造原理、泡利原理、洪特规则。 如Fe原子的轨道表示式如下图。,说明:这是竖式写法,用以体现能量高低.我们一般采用横式写法,并在各轨道上面注明能级符号!,【课堂练习】下列表达式错误的是( ) A甲烷的电

11、子式： B氮原子的L层电子轨道表示式： C硫离子的核外电子排布式：1s22s22p63s23p4 D碳12原子：12C,【解析】 硫离子的核外电子排布式： 1s22s22p63s23p6。,C,六:元素的分区,除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。,按电子排布，可把周期表里的元素划分为 个区.区号分别是,s区、d区和p区分别有几个纵列？,S 区元素：最外层构型是 和 。包括 A和 A族 共 个纵行。除 外，其余为活泼金属。,p区元素：最外层电子构型从 至 的元素。即 A A及 族共 个纵行。除 外，所有非金属元素都在p区。,d区元素： B B及 族共 个纵行。所有元素都是金

12、属元素。,dS区元素： B B及共 个纵行。所有元素都是金属元素。,f区元素：第 、 周期 B 包括 系和 系各种金属元素。（实质为d区中的特区）,S1,S2,I,II,2,H,VII,III,nS2np1,nS2np6,H,III,VIII,8,I,II,2,VII,六,七,III,锕,镧,0,6,【典例1】下列关于价电子构型为3s23p4的粒子描述正确的是() A它的元素符号为O B它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4 C它可与H2生成液态化合物 D其电子排布图（轨道表示式）为：,【解析】 A项该元素为S；C项S与H2生成H2S，常温下为气态化合物；D项3p轨道两个电子分布在不同轨道。,答案：B,电子排布式,【典例2】(2010清江)下列化学用语正确的是() AN2的结构式：NN B2甲基2丙烯：CH3CCH3CH2 C乙烯分子的结构简式：CH2CH2 DS原子的电子排布式：1s22s22p63s23p6,【解析】 本题考查化学用语，属于容易题。B项为2甲基1丙烯；C项碳碳双键不可省略；D项S原子有16个电子，电子排布式为1s22s22p63s23p4。,A,电离能、电负性,【典例3】( (江苏高考命题研究专家原创卷)(1)已知A