化学选修3《 第一章 原子结构与性质》PPT课件下载

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选修3物质结构与性质第一章原子结构与性质基础知识：能层与能级：（全国卷）能层：多电子原子中的核外电子，按电子能量的差异，可以将核外电子分成不同的能层。并用符号K,L,M,N,OPQ.....表示相应的第一，二，三....能层能级：多电子原子中，同一能层的电子，能量可能不同，把它们分为能级。能级的符号顺序ns、np、nd、nf......任一一个能级都是从S开始能级的符号和最多所能容纳的电子数能层KLMN........能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f......最多电子数2262610261014......各能层电子数2818322n2能层与能级相关规律(1):每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf.......(2):任一能层，能级数=能层序数(3):s、p、d、f.......可容纳的电子数依次是1、3、5、7.......的2倍(4):能层数=电子层数。构造原理与电子排布式（必考点）（1）构造原理：随着原子序数的递增，绝大多数元素的原子核外电子将遵循以下顺序填充到各能级中，电子排布的能级顺序：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s.....电子排布式（掌握）电子排布式：按能量由低到高依次写出能级符号，用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数的式子。如如碳、氧、钠、钙原子的电子排布式分别是1s22s22p2、1s22s22p4、1s22s22p63s1、1s22s22p63s23p64s2，其简化的电子排布式可以分别表示为[He]2s22p2、[He]2s22p4、[Ne]3s1、[Ar]4s2。能量最低原理、基态与激发态、光谱与光谱分析（常考点）(1)能量最低原理：原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。(2)基态与激发态：处于最低能量的原子叫做基态原子，当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到高能级，变成激发态原子。(3)电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时将释放能量。(4)基态原子吸收能量变成激发态原子，激发态原子释放能量变成基态原子。光谱与光谱分析光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。光谱分析：现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。电子云和原子轨道电子云：核外电子运动的概率分布图的形象表示。密度代表电子的概率。原子轨道：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道形状：s电子的原子轨道是球形，能层序数越大，原子轨道半径越大。p电子的原子轨道是哑铃形，每个p能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz为符号。p原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。s电子原子轨道形状p电子原子轨道形状泡利原理（1）不能有两个或两个以上的电子具有完全相同的四个量子数，或者说在轨道量子数m,l,n确定的一个原子轨道上最多可容纳两个电子，而这两个电子的自旋方向必须相反（2）在基态原子中，每个电子层含有n2个原子轨道，每个原子轨道最多能容纳2个电子，则每个电子层中最多能容纳2n2个电子洪特规则（1):电子在能量相同的轨道（即等价轨道）上排布时，总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向同向，因为这样的排布方式总能量最低，称为洪特规则.（2）电子排布式图：用方框表示原子轨道，用箭头表示电子。洪特规则特列洪特规则的例外很多例如“原子轨道中，每一层半满或全满时能量最低”，也就是说s1、2，p3、6，d5、10，f7、14的时候能量最低也最稳定，是原子存在的一般形式，但是只要看元素周期表就会发现，排在下面几行的几类元素，尤其是镧系和锕系元素没有几个符合洪特规则，这也是现在的理论所无法解释的。周期表中各区、周期，族元素的原子结构和位置关系（1）每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1，每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2，其余为ns2np6。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。（2）一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。（3）能层数=周期序数（4）主族元素原子的价层电子数=该元素的主族序数电离能电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指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最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去电子，金属性越强。第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。第一电离能周期变化表电离能变化规律1.随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈现周期性变化。2.总体上金属元素第一电离能较小，非金属元素第一电离能较大。3.同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势。所以同一周期第一电离能最小的是碱金属元素,最大的是稀有气体元素。4.同一周期内元素的第一电离能在总体增大的趋势中有些曲折。当外围电子在能量相等的轨道上形成全空(p0,d0,f0)、半满(p3,d5,f7)或全满(p6,d10,f14)结构时，原子的能量较低，元素的第一电离能较大。特例是第二主族的第一电离能大于第三主族，第五主族的第一电离能大于第六主族。5.同一主族元素从上到下，原子半径增加，有效核电荷增加不多，则原子半径增大的影响起主要作用，第一电离能由大变小，元素的金属性逐渐增强。6.同一副族第一电离能变化不规则电负性电负性：是元素的原子在化合物中吸引电子的能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强。电负性综合考虑了电离能和电子亲合能，首先由莱纳斯·卡尔·鲍林于1932年引入电负性的概念，用来表示两个不同原子间形成化学键时吸引电子能力的相对强弱，是元素的原子在分子中吸引共用电子的能力。电负性意义（1）电负性越强的原子，对键合电子的吸引力越大（2）电负性越小的原子，对键合电子的吸引力越小（3）电负性的大小的标准：以氟的电负性4.0作为相对标准键合电子：原子中用于形成化学键的电子电负性的变化规律1.随着原子序号的递增，元素的电负性呈现2.同一周期，从左到右元素电负性递增3.同一主族，自上而下元素电负性递减4电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在左下角。电负性应用（1）判断元素的金属性和非金属性。一般认为，电负性大于1.8的是非金属元素，小于1.8的是金属元素，在1.8左右的元素既有金属性又有非金属性。（2）判断化合物中元素化合价的正负。电负性数值小的元素在化合物吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。（3）判断分子的极性和键型。电负性相同的非金属元素化合形成化合物时，形成非极性共价键，其分子都是非极性分子；通常认为，电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间形成极性共价键，相应的化合物是共价化合物；电负性差值大于1.7的两种元素化合时，形成离子键，相应的化合物为离子化合物。（4）元素周期表中的“对角线规则”。元素周期表中某些主族元素与右下方的主族元素电负性相近，性质相似。（5）解释核磁共振谱分析中的化学位移。电负性较大的原子的吸电子诱导效应会使化学位移移向低场。对角线规则相应的两元素及其化合物的性质有许多相似之处，例如：元素的电负性。这种相似性称为对角线规则THANKYOU