化学：高考一轮复习《物质结构与性质·第一单元》课件(苏教版选修3).ppt

专题十一 选修三物质结构与性质,考 纲 要 求 1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136号)原 子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。 2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。 3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。 4.了解元素的电负性及其应用。,5.了解共价键的主要类型键和键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。 6.了解简单配位化合物的成键情况。 7.了解离子键、金属键的定义和形成。 8.了解分子间作用力和氢键的区别与联系。 9.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒及微粒间作用力的区别。,10.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。 11.理解金属键理论，解释金属的物理性质。,热 点 透 视 1. 原子核外电子排布式与原子核外电子排布的关系。 2. 元素性质周期性变化的规律，包括原子半径、电离能、电负性等。 3. 通过共价键的形成过程，了解共价键的本质，能用键参数(键角、键能、 键长)解释分子的空间结构和性质。 4. 了解配位化合物的形成过程，熟悉常见配位化合物的结构和性质。,5. 晶胞的概念及晶胞中微粒数的求算。 6. 晶体结构的确定及晶体物理性质的比较，晶体中微粒间的相互作用，晶体 的空间结构。 7. 以NaCl、CsCl、金刚石、二氧化硅、二氧化碳、石墨为代表物质的晶体结 构特点。,高 考 预 测 1.电子排布式的写法。 2.元素的原子结构和元素性质的关系。 3.化学键与物质性质、氢键的形成以及对物质性质的影响。 4.晶体结构与物质性质的关系。 5.各部分整合在一起考查。,1氢原子光谱 (1)人们常常利用仪器将物质吸收光或发射光的 和 分别记录下来，就得到所谓的光谱。 (2)氢气在高压分解为原子后得到的光谱特点是有特定波长、彼此分立的，这种光谱是 ，原子光谱即为线状光谱；而阳光形成的光谱为 ，这种光谱的特点是相近的波长差别极小，不能分辨。,波长,强度,线状光谱,连续光谱,第一单元 原子结构与元素的性质,2玻尔的原子结构模型 (1)原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动，并且不辐 射能量。 (2)在不同轨道上运动的电子具有不同的能量(E)，而且能量是 的。 (3)只有当电子从一个轨道(Ei) 到另一个轨道(Ej)才会辐射或吸收能量。 h|EjEi|。,量子化,跃迁,3原子状态 原子在正常或稳定状态时，电子尽可能处于能量最低的轨道，这种状态称为 ；电子受激发处于能量高于基态的状态称为激发态。原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，跃迁过程中伴随着能量的变化。如果辐射或吸收的能量以光的形式表现并被记录下来，就形成了光谱。 基态原子 激发态原子,基态,4四个量子数 (1)主量子数n 取值为整数：1,2,3,4,5,6，符号为K，L，M，N，O，P，将n值所表示的电子运动状态称为 。 (2)角量子数l 对于确定的n值，l共有n个值：0,1,2,3，(n1)，对应的符号分别为s，p，d，f等，在一个电子层中l有多少个取值，就表示该电子层有多少个不同的 。,电子层,能级,(3)磁量子数m 一个确定的l，m值可取0， 1，2，l，共(2l1)个值，一旦确定了 n、l和m，就确定了原子核外电子的空间原子轨道。 (4)自旋磁量子数ms 描述电子的 。处于同一原子轨道上的电子自旋运动状态有两种 ms 和ms 。,自旋运动,5原子轨道的图形描述 原子轨道图形是描述原子核外电子在空间的运动状态的图形。s轨道在三维空间分布图形为球形。p轨道在空间的分布特点是分别相对于x、y、z轴对称，呈纺锤形。电子的运动状态决定了电子的能量，电子在原子轨道上的特点决定了它的反应性能。,6核外电子的运动特征 (1)在原子核外很小的空间做高速运动， (填“有”或“没有”)确定的轨道。 (2)不能准确测定其所处的位置和速度，也不能描画它的运动轨迹。 (3)只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少。,没有,7电子云 电子云是一定时间间隔内电子在原子核外出现概率的统计，电子每出现一次，在图中就增加一个小点，由此得到的 图看起来像一团云雾，因而被形象地称作电子云。点密集的地方，表示 ；点稀疏的地方，表示 。,概率分布,电子在那里出现的概,率大,电子在那里出现的概率小,【想一想】 电子云图中的每一个点都表示电子吗？ 答：不是，电子云图中的小黑点只是表示电子出现概率的多少。,1原子核外电子排布原理 (1)泡利不相容原理 1个原子轨道里最多只能容纳 ，而且自旋方向相反，即同一个原子中，不可能有两个电子处于完全相同的状态。 (2)洪特规则 当电子排布在 时，总是 ，并且自旋方向相同。 (3)能量最低原则 在不违反 原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布 方式应使整个原子体系的 。,2个电子,尽可能分占不同的轨道,同一能级不同轨道,泡利不相容,能量最低,2基态原子中电子的排布顺序 (1)基态原子中电子的排布顺序 随着原子序数的递增，基态原子的核外电子依次填入1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s，这是从实验得到的一般规律，适用于大多数基态原子的电子排布。 (2)洪特规则特例 能量相同的原子轨道在 、 和 状态时，体系的能量较 低，原子较稳定。,全充满,半充满,全空,(3)电子排布式的书写,1元素周期表结构,2从电子排布式认识元素周期表,3.元素周期表的分区 按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5个区，分别为s区、d区、ds区、p区、f区，各区分别包括A、A族元素、B族元素、B、B族元素、AA族和0族元素、 元素，其中s区(H除外)d区、ds区和f区的元素都为金属。,镧系和锕系,1原子半径 (1)影响因素 (2)变化规律 元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐 。,增大,2电离能 (1)第一电离能：气态电中性基态原子失去 电子转化为气态基态一价阳离子所需要的最低能量。第一电离能越小，越易失去电子，金属的活泼性就越强。,一个,(2)规律 同周期：第一个元素的第一电离能 ，最后一个元素的第一电离能最大，同周期中第A族元素比A族元素，A族元素比A族元素的第一电离能大。 同族元素：从上到下第一电离能变 。 同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再失去电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越大，逐级电离能越来越 。,最小,小,大,3.电负性 (1)含义：用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 (2)标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为标准，得出了各元素的电负性。,键合电子,(3)变化规律：在元素周期表中， 从左到右元素的电负性逐渐增大，同主族中从上到下元素的电负性逐渐 。 (4)应用：判断元素金属性、非金属性的强弱。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，位于非金属三角区边界的元素的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。,同周期中,减小,4对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与 的主族元素的某些性质相似，如Li和Mg，Be和Al。,右下方,5元素周期律 (1)概念 元素的性质随核电荷数递增呈现 变化。 (2)实质 元素周期律的实质是 。,周期性,元素原子核外电子排布的周期性变化必然引起元素,性质的周期性变化,“四同”概念的区分,【例1】 关于离子键、共价键的各种叙述，下列说法中正确的是( ) A在离子化合物里，只存在离子键，没有共价键 B非极性键只存在于双原子的单质分子(如Cl2)中 C在共价化合物分子内，一定不存在离子键 D由多种元素组成的多原子分子里，一定只存在极性键,解析：A项，如NH4Cl有共价键；B项，如H2O2中氧原子间为非极性键；C项，若有离子键，则属于离子化合物；D项，如H2O2、C2H2中，都存在非极性键。 答案：C,1核外电子运动状态的特征 (1)小：运动空间范围小(在直径1010 m的空间内)。 (2)快：运动速率快(接近光速3108 ms1)。 (3)轻：电子质量轻(电子质量9.1101031 kg)。 (4)电：一个电子带一个单位的负电荷。,2. 核外电子运动状态的描述电子云 (1)利用统计学的方法，以每一个电子在原子核外空间某处出现概率的多少来描述原子核外电子的运动状态。 (2)对“电子云”图的认识 电子云是指用小黑点的疏密来表示电子在核外空间单位体积内出现概率大小的一种图形。,电子在核外空间一定范围内出现，好像带负电荷的云雾笼罩在原子核周 围，人们形象地称为“电子云”。 在离核越近处单位体积内电子出现的概率越大，“电子云”(用小黑点 表示)密度越大；相反离核越远的单位体积内电子出现的概率越小，“电 子云”密度越小。,3核外电子运动状态的量子力学描述 根据量子力学理论，原子中的单个电子的运动状态可以用原子轨道来描述，而每个原子轨道由三个只能取整数的量子数n、l、m共同描述。 (1)主量子数n 一般而言，n越大，电子离核的平均距离越远，能量越高，所以n值决定电子层数。,(2)角量子数l (3)磁量子数m m的取值0，1，2，l。 (4)自旋量子数ms ms用来描述电子的自旋运动，处于同一原子轨道上的电子自旋状态只能有两种，分别用ms (用符号“”表示)和ms (用符号“”表示)来描述。,1原子核外电子排布的规则 (1)泡利不相容原理 1925年泡利(Pauli)提出：在同一原子中不可能有4个量子数n、l、m、ms 完全相同的电子存在，或者说由4个量子数n、l、m、ms确定的运动状态 只能存在一个电子。,(2)能量最低原理 能量最低原理：原子核外电子排布，在不违背泡利不相容原理的前提下， 应尽可能使原子体系的能量最低。因此，核外电子排布时，总是尽可能 排布在能量低的轨道，这就决定了原子中的电子按原子轨道能级图中能 级的高低顺序由低到高填充。,(3)洪特规则 1925年洪特(Hund)根据原子光谱实验数据总结而提出：电子在角量子数l相同的轨道上排布时，应尽可能分占磁量子数m不同的轨道，且自旋方向平行。洪特规则实际上是泡利原理的推论，也是能量最低原理的要求。 (4)洪特规则的特例 当等价轨道为全空、半充满或全充满时，这些状态下总的电子云的分布是对称的，原子体系的能量低，原子的电子排布是最稳定的。,2基态原子的核外电子在原子轨道上的排布顺序,3.核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 如：Na原子：1s22s22p63s1或Ne3s1 铁原子：1s22s22p63s23p63d64s2或Ar3d64s2 铜原子：1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1,(2)轨道表示式 例如：Na原子核外电子排布的轨道表示式为：Ne 铁原子核外电子排布的轨道表示式为： Ar 铜原子核外电子排布的轨道表示式为： Ar,1结构与位置互推问题是解题的基础 (1)掌握四个关系式 电子层数周期序数 质子数原子序数 最外层电子数主族序数 主族元素的最高正价族序数(氧、氟除外)，负价主族序数8,(2)熟悉四个规律 熟悉每一周期元素的种类，从第一周期到第七周期，元素种类分别为2、8、8、18、18、32、26(目前只发现26种)。 熟悉原子最外层电子数与次外层电子数的关系。 熟悉一些常见离子的电子层结构,a第二周期A、A族元素原子能形成稳定的2电子结构的离子； b除第二周期A、A、A族元素外的其他主族元素原子能形成稳定的8电子结构； c本周期的非金属阴离子与下一周期的金属阳离子具有相同的电子层结构。 熟悉由原子序数确定元素位置的规律,2性质与位置互推问题是解题的关键 熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括： (1)元素的金属性、非金属性。 (2)气态氢化物的稳定性。 (3)最高价氧化物对应水化物的酸、碱性。,3结构和性质的互推问题是解题的要素 (1)最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性。 (2)原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成的化合物的性质。 (3)同主族元素最外层电子数相同，性质相似。 (4)判断元素金属性和非金属性强弱的方法。,4. 在“位、构、性”的规律中一些例外必须引起我们足够的注意，否则在解题时，可能导致失误： (1)一般原子的原子核是由质子和中子构成的，但核素氕(H)无中子。 (2)元素周期表中一般都是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始。 (3)大多数元素在自然界中有稳定的同位素，但Na、F、P、Al等20种元素却未发现稳定的同位素。,(4)在所有元素中，碳元素形成的化合物种类最多，在A族中出现常见的原子晶体，如金刚石、晶体硅、二氧化硅、金刚砂(碳化硅)等。 (5)元素的原子序数大，相对原子质量不一定大，如18Ar的相对原子质量为 39.95，大于19K的39.10。 (6)AA族中，只有A族中无同素异形体，且其单质不能与氧气直接化合。 (7)活泼金属和活泼非金属一般形成离子键，但AlCl3是由共价键形成的共价化合物。,(8)一般元素性质越活泼，其单质性质也越活泼，但N与P却相反，N的非金属性强于P，但N2比白磷、红磷稳定得多。 (9)非金属元素之间一般形成共价化合物，但铵盐却是离子化合物 (如NH4Cl、NH4NO3等)。 (10)离子化合物在一般条件下不存在单个分子，但在气态时有单个分子存在。 (11)含有非极性共价键的化合物，也可能是离子化合物(如Na2O2、FeS2等)；含有极性键的化