蘇教版化學選修3物質結構與性質專題1和2知識點

1、教材整理1探索物質的微觀結構1.學習物質結構知識的意義決定(1)物質的組成、結構-物質的性質與變化。(2)學習有關物質結構的知識,可以幫助我們更好地解釋和預測物質的性質 與變化。2.研究物質結構的一般方法(2)分析原子、分子結構的理論基礎：量子力學。(3)現(xiàn)代研究物質結構的實驗方法：光譜和衍射實驗。(4)幾種測定物質組成和結構的儀器紅外光譜儀電子顯微鏡原子吸收光譜儀X射線衍射儀等3.原子結構模型的演變模型名稱道爾頓(1803)湯姆生(1904)盧瑟福(1911)玻爾(1913)量子力學(1926)模型圖示實驗事實元素化合時的質量比陰極射線a粒子的散射 實驗氫原 子光譜微觀粒子 的波粒二 象性教

2、材整理2研究物質結構的意義1 .人類探索物質結構的歷史2 .研究物質結構的意義(1)研究物質結構，能夠為設計與合成新物質提供理論基礎。揭示物質的結 構與性能的關系，也可以幫助我們預測物質的性能。(2)尋找性能優(yōu)異的材料、需要研究物質的結構。(3)從分壬水平探索生命現(xiàn)象的本質離不開對物質結構的研究。(4)實現(xiàn)社會的可持續(xù)發(fā)展期待著物質結構研究方面的新成果。第一單元原子核外電子的運動第1課時原子核外電子的運動特征人類對原子結構的認識基礎初探1 .盧瑟福原子結構模型(1)盧瑟福在a粒子的散射實驗基礎上,提出了原子結構的有核模型。(2)盧瑟福認為原子的質量主要集中于原子核上,電子在原子核外空間做高 速

3、運動。(3)盧瑟福被稱為“原子之父”。2 .玻爾原子結構模型(1)玻爾在研究了氫原子光譜后、根據(jù)量子力學的觀點、提出了新的原子結 構模型。(2)玻爾原子結構模型原子核外電子在一系列穩(wěn)定的軌道上運動,這些軌道稱為原子軌道。核外 電子在原子軌道上運動時，既不放出能量，也不吸收能量。不同的原子軌道具有不同的能量,原子軌道的能量變化是不連續(xù)的。原子核外電子可以在能量不同的軌道上發(fā)生躍遷。3 .電子云(1)概念：用小點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機會也小所得 到的圖形叫做電子云圖。(2)含義用小點代表電子在核外空間區(qū)域出現(xiàn)的機會，用小點的疏密描述電子在原 子核外某一區(qū)域出現(xiàn)的機會的大小。運動區(qū)域

4、離核近，電子出現(xiàn)的機會大£運動區(qū)域離核遠，電子出現(xiàn)的機會 小。核心突破1 .量子力學對核外電子運動的描述(1)建立在量子力學基礎上的量子理論認為， 核外電子的運動服從統(tǒng)計規(guī)律， 而沒有固定的軌道，我們只能知道它們在核外某處出現(xiàn)的機會大小。經(jīng)過研究發(fā) 現(xiàn)，電子在一些地方出現(xiàn)的機會較大，在另一些地方出現(xiàn)的機會較小。(2)電子在原子核外空間出現(xiàn)的機會是有規(guī)律的。如氫原子的核外電子，當處于能量最低狀態(tài)時，電子主要在原子核周圍的球形區(qū)域內運動。運動區(qū)域距離核近，電子出現(xiàn)的機會大；運動區(qū)域距離核遠，電子出現(xiàn)的機會小。原子核外電子的運動特征基礎初探1 .電子層(1)劃分依據(jù)劃分電子層的依據(jù)為電子的

5、能量差異和主要運動區(qū)域的不同。(2)表示電子層用n表示，原子中由內向外的電子層數(shù) n可取1、2、3、4、5等正整 數(shù)，對應電子層符號分別為 K、L、M N、O等。2 .原子軌道含義處于同一電子層的原子核外電子運動的不同區(qū)域(2)表示符號及形狀不同形狀的軌道可用s、p、d、f等表示，s軌道呈球形,p軌道呈紡錘形。(3)伸展方向s、p、d、f軌道分別有1、3、5、7個伸展方向，例如p軌道包含px、py、 Pz3個軌道。3 .自旋(1)在同一原子軌道上運動的電子有兩種不同的自皿態(tài)。(2)表示方法：通常用二和表示。核心突破4 .原子軌道(1)原子軌道的定義處于同一電子層上的原子核外電子，也可以在不同類

6、型的原子軌道上運動。這個原子軌道指的是量子力學描述電子在原子核外空間運動的主要區(qū)域。(2)原子軌道分類：s p d f分類依據(jù)：在同一電子層中，電子能量差別較小，電子云形狀不同。原子軌道形狀一一決定軌道的類型。s球形，p紡錘形，d軌道和f軌道較復雜。5 .不同電子層上原子軌道的數(shù)目和可容納的電子數(shù)6 .各原子軌道的能量高低規(guī)律(1)相同電子層上原子軌道能量的高低：ns<np<nd<nf。(2)形狀相同的原子軌道能量的高低：1s<2s<3s<4s(3)電子層和形狀相同的原子軌道的能量相等，如 2px、2py、2Pz軌道的能量 相等。第2課時原子核外電子的排布原

7、子核外電子的排布基礎初探教材整理1原子核外電子的排布1 .遵循的原理2 .原子核外電子排布的軌道能量順序3.原子核外電子排布的表示方法(1)電子排布式鋁原子的電子排布式為 1s22s22p63s23p1或Ne3s 23p1。澳原子的電子排布式為 1s22s22p63s23p63d104s24p5 或Ar3d 104s24p5(2)軌道表小式(3)外圍電子排布式和軌道表示式氯原子的外圍電子排布式為3s23/外圍電子軌道表示式為。教材整理2電子躍遷1 .基態(tài)原子是處于能量最低狀態(tài)的原子。2 .激發(fā)態(tài)原子：基態(tài)原子吸收能量后,電子從能量較低原子軌道上躍遷到能 量較高軌道上成為激發(fā)態(tài)原子。3 .光譜不

8、同元素的原子中電子發(fā)生躍遷時會吸收(基態(tài)一激發(fā)態(tài))或放出(激發(fā)態(tài)一 基態(tài))能量，產(chǎn)生不同的光譜一一原子光譜(吸收光譜或發(fā)射光譜)0光是電子釋 放能量的重要形式。核心突破1.泡利原理(1)電子自旋可以比喻成地球的自轉，自旋只有兩種狀態(tài)：順時針狀態(tài)和逆 時針狀態(tài)，用方向相反的箭頭“T” 來表示。(2)將在同一原子軌道上運動的，自旋狀態(tài)相反的 2個電子稱為電子對，用 方向相反的箭頭“T來表示；將在原子軌道上運動的單個電子稱為單電子或未成對電子。(3)原子軌道與原子軌道數(shù)和最多容納的電子數(shù)的關系:原子軌道spdf原子軌道數(shù)1357最多容納的電子數(shù)2610142.洪特規(guī)則(1)在能量相同的軌道(也稱等價

9、軌道，例如3個p軌道，5個d軌道，7個 f軌道)上分布的電子，將盡可能分占不同的軌道，而且自旋方向相同。例如，碳原子中的2個p電子的排布應該是(2)洪特規(guī)則的特例：在能量相等軌道上的電子排布全充滿、半充滿和全空狀態(tài)時，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性。全充滿：p6、d10、f14相對穩(wěn)定的狀態(tài) 全空：p0、d0、f0半充滿：p3、d5、f7Cr： 1s22s22p63s23p63d44s2 x如 Cr： 1s22s22p63s23p63d54s1 VCu: 1s22s22p63s23p63d94s2 xCu: 1s22s22p63s23p63d104s1 V核外電子排布的表示方法核心突破原子核外電

10、子排布的表示方法比較結構示意圖意義將每個電子層上的電子總數(shù)表示在原子核外的式子實例電子排布式意義用數(shù)字在原子軌道符號右上角標明該原子軌道上排布的電子數(shù)實例K: 1s22s22p63s23p64s1簡化電子排布式意義為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內層電子 達到稀有氣體結構的部分以相應稀有氣體的元素 符號外加方括號表示實例K: Ar4s 1外圍電子排布式意義士族元素的外圍電子指最外層電子實例Al : 3s23p1軌道表小式或電子排布圖意義每個方框代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子實例第二單元元素性質的遞變規(guī)律第1課時原子核外電子排布的周期性主族元素的原子核外電子排布與性質的周期性基礎初探原

11、子核外電子排布的周期性與周期表的分區(qū)基礎初探教材整理1 16周期元素原子的外圍電子排布說明：(1)第2、3周期，從左到右外圍電子排布(式)呈現(xiàn)從ns1到ns2np6的變化。(2)第4周期，從左到右外圍電子排布(式)呈現(xiàn)從ns1經(jīng)過3d1104s1-2逐漸過 渡到4s24p6,第5、6周期類似第4周期。核心突破1 .核外電子排布與族的劃分族的劃分依據(jù)是原子的外圍電子排布(1)同主族元素原子的外圍電子排布完全相同，外圍電子全部排布在ns或nsnp軌道上。外圍電子數(shù)與族序數(shù)相同。(2)稀有氣體的外圍電子排布為1s2或ns2np6。(3)過渡元素(副族和皿族)同一縱行原子的外圍電子排布基本相同。外圍電

12、 子排布為(n1)d1T0ns12, IHBVHB族的外圍電子數(shù)與族序數(shù)相同，IB、H B族和Vffl族的外圍電子數(shù)與族序數(shù)不相同。2 .原子結構與周期表中位置的關系(1)原子核外電子層數(shù)決定所在周期數(shù)；周期數(shù)=最大能層數(shù)(鉗除外，46Pd：Kr4d 10,最大能層數(shù)是4,但是在第五周期)。(2)外圍電子總數(shù)決定排在哪一族。如：29CU： 3d104s1, 10+ 1=11尾數(shù)是1 且有d軌道，所以是IB族。(3)每周期起始元素和結束元素的價電子排布為ns1和ns2np6(如第一周期為1s2)。3 .周期表各區(qū)的特點分區(qū)元素分布外圍電子排布式元素性質特點s區(qū)IA族、HA族12 ns除氫外都是活

13、潑金屬兒系p區(qū)mA族VHA族、0族216ns np最外層電子參與反應 (稀有氣體除外)d區(qū)me族vhb 族、Vffl族(n 1)d1 9ns1 2d軌道也/、同程度地參與化學鍵的形成ds區(qū)IB族、HB族z,、.1012(n-1)d ns金屬元素f區(qū)錮系、銅系(n 2)f °14(n1)d°22ns錮系元素化學性質相 近，銅系元素化學性質 相近第3課時電離能和電負性電離能基礎初探4 .第一電離能含義某元素的氣態(tài)原子失去一個電子形成+1價氣態(tài)陽離子所需的最低能量,叫做該元素的第一電離能，用符號1A表示，單位：kJ mol 1o(2)意義第一電離能數(shù)值越小,原子越容易失去一個電子

14、；第一電離能數(shù)值越大,原 子越難失去一個電子。(4)與原子的核外電子排布的關系通常情況下，當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空(p0、d0、f0)、半滿(p3、d5、f7)和全滿(p6、d10、f 14)結構時，原子的能量較低，該元素具有較大 的第一電離能。5 .第二電離能和第三電離能(1)第二電離能+ 1價氣態(tài)離子失去1個電子，形成+ 2價氣態(tài)離子所需要的最低能量，用I 2表小0(2)第三電離能+ 2價氣態(tài)離子再失去1個電子，形成+ 3價氣態(tài)離子所需的最低能量，用1 3表示。(3)同一元素的逐級電離能11、12、I3-In依次增大。核心突破1 .電離能的變化規(guī)律(1)第一電離能每個周

15、期的第一種元素(氫元素或堿金屬元素)第一電離能最小，稀有氣體 元素原子的第一電離能最大，同周期中自左至右元素的第一電離能呈增大的趨 勢，但是 H A> mA、VA> VIA。同主族元素原子的第一電離能從上到下逐漸減小。(2)逐級電離能原子的逐級電離能越來越大。首先失去的電子是能量最高的電子， 故第一電離能較小，以后再失去的電子 都是原子軌道較低的電子，所需要的能量較多。當電離能突然變大時說明電子的電子層發(fā)生了變化， 即同一電子層中電離 能相近，不同電子層中電離能有很大的差距。如 Al： Il<l2< I 3? I4<I52 .第一電離能與原子核外電子排布(1)通常

16、情況下，當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空 (p0、d0、 f0)、半充滿(p3、d5、f7)和全充滿(p6、d10、f 14)的結構時，原子的能量較低，該 元素具有較大的第一電離能。(2)在同周期元素中，稀有氣體的第一電離能最大。金屬越活潑，金屬元素 的第一電離能越??；非金屬越活潑，非金屬元素的第一電離能越大。3 .電離能的應用(1)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素原子的核外電子的排布如Li: Ii? I2V3,表明Li原子核外的三個電子排布在兩個能層上(K、L能 層)，且最外層上只有一個電子。(2)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價如K: Il? I2V3,表明K原子易失去一個電

17、子形成+ 1價陽離子。(3)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱一般地，除稀有氣體外，I1越大，元素的非金屬性越強；I1越小，元素的金 屬性越強。電負性基礎初探1 .含義電負件是用來衡量元素在化合物中吸引電子能力的物理量。 指定F的電負性 為，并以此為標準確定其他元素的電負性。2 .變化規(guī)律閂國甘日 主族元素的電負性從左到右I> 逐漸增大,表明其吸引電子的能力逐漸增強變化規(guī)律一閂士法元素的電負性從上到下呈現(xiàn)向王力矢> 減小趨勢,表明其吸引電子 的能力逐漸減弱核心突破1 .電負性的變化規(guī)律電負性是用來衡量元素在化合物中吸引電子的能力。同周期從左到右，元素的電負性逐漸變大；同主族從上到下，元素的電負性逐漸變小。2 .電負性的應用(1)衡量元素的金屬性和非金屬性及其強弱金屬的電負性一般小于，非金屬的電負性一般大于，而位于非金屬三角區(qū) 邊界的“類金屬”(如錯、睇等)的電負性則在左右，它們既有