物质结构与性质ppt课件.ppt

第一章原子结构与性质 1 化学研究的是构成宏观物体的物质 一 研究物质的组成与结构 二 研究物质的性质 变化 合成 二者的关系如何 结构决定性质 性质反映结构 原子结构 分子结构 晶体结构 结构 决定 性质 2 宇宙大爆炸 大量的氢大量的氦极少量的锂 其他元素 1932年勒梅特首次提出了现代宇宙大爆炸理论 1 原子的诞生 一 开天辟地 原子的诞生 3 2 人类认识原子的过程 人类在认识自然的过程中 经历了无数的艰辛 正是因为有了无数的探索者 才使人类对事物的认识一步步地走向深入 也越来越接近事物的本质 随着现代科学技术的发展 我们现在所学习的科学理论 还会随着人类对客观事物的认识而不断地深入和发展 4 1 原子的构成 原子 原子核 核外电子 质子 中子 二 能层与能级 二 能层与能级 5 2 能层与能级 1 能层 在多电子的原子核外电子的能量是不同的 按电子的能量差异 可以将核外电子分成不同的能层 6 依据核外电子的能量不同 离核远近 近远能量高低 低高 核外电子分层排布 7 2 能级 表示方法及各能级所容纳的最多电子数 在多电子原子中 同一能层的电子能量可以不同 还可以把它们分成能级 8 表示方法及各能级所容纳的最多电子数 1 原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数与能层的序数 n 间存在什么关系 3 英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数是否相同 学与问 2 不同的能层分别有多少能级 与能层的序数 n 间存在什么关系 9 1 构造原理 随原子核电荷数递增 绝大多数原子核外电子的排布遵循如右图的排布顺序 这个排布顺序被称为构造原理 三 构造原理与电子排布式 10 核外电子填充顺序图 构造原理 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d 11 构造原理中排布顺序的实质 1 相同能层的不同能级的能量高低顺序 ns np nd nf2 英文字母相同的不同能级的能量高低顺序 1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d3 不同层不同能级可由下面的公式得出 ns n 2 f n 1 d np n为能层序数 4 能层和形状都相同的原子轨道的能量相同 2px 2py 2pz 各能级的能量高低顺序 12 案例练习 1 以下能级符号正确的是A 6sB 2dC 3fD 7p2 下列能级中轨道数为5的是A s能级B p能级C d能级D f能级3 比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低 1 1s 3d 2 3s 3p 3d 3 2p 3p 4p 13 2 电子排布式 如 Na 1s22s22p63s1 Ne 3s1 表示钠的内层电子排布与稀有气体元素Ne的核外电子排布相同 简化为 用数字在能级符号右上角表明该能级上的排布的电子数 原子结构示意图 电子排布式 Li 1s22s1 14 案例练习 4 你能根据构造原理 写出下列基态原子的电子排布式 1 N 2 Ne 3 Ca5 下列各原子或离子的电子排布式错误的是 A Al1s22s22p63s23p1B O2 1s22s22p6C Na 1s22s22p6D Si1s22s22p2 15 思考与交流 1 写出溴和氪的电子排布式 它们的最外层有几个电子 2 电子排布式的书写可以简化 如可以把钠的电子排布式写成 Ne 3s1试问 你能仿照钠原子的简化电子排布式写出第8号元素氧 第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗 16 思考 原子核外电子在排布时 最外层为什么不超过8个电子 17 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 基态原子 处于最低能量的原子 稳定 电子放出能量 电子吸收能量 四 能量最低原理 基态与激发态 光谱 18 基态与激发态的关系 基态原子 激发态原子 吸收能量 释放能量 能量最低 能量较高 吸收光谱 发射光谱 19 光谱 按一定次序排列的彩色光带 20 3 原子光谱 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 在现代化学中 常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素 称为光谱分析 21 化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量等 光谱分析的应用 通过原子光谱发现许多元素 如 铯 1860年 和铷 1861年 其光谱中有特征的篮光和红光 又如 1868年科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦 22 思考 宏观物体的运动特征 可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运行的速度 可以描画它们的运动轨迹 五 电子云与原子轨道 23 核外电子质量小 只有9 11 10 31kg 运动空间小 相对于宏观物体而言 运动速率大 近光速 1 核外电子运动的特征 无确定的轨道 无法描述其运动轨迹 无法计算电子在某一刻所在的位置 只能指出其在核外空间某处出现的机会的多少 概率 测不准原理 海森堡 24 电子云 电子在原子核外出现的概率分布图 1s电子在原子核外出现的概率分布图 2 核外电子运动状态的描述 25 电子云只是形象地表示电子出现在各点的概率高低 而实际上并不存在 小黑点不表示电子 只表示电子在这里出现过一次 小黑点的疏密表示电子在核外空间内出现的机会的多少 26 电子轮廓图的制作 常把电子出现的概率约为90 的空间圈出来 人们把这种电子云轮廓图称为原子轨道 27 各能级包含的原子轨道数 28 3 原子轨道 电子云轮廓图 电子云形状 s电子云呈球形 在半径相同的球面上 电子出现的机会相同 p电子云呈哑铃形 或纺锤形 d电子云是花瓣形 f电子云更为复杂 29 S能级的原子轨道图 S能级的原子轨道是球形对称的 n越大 原子轨道半径越大 30 P能级的原子轨道图 P能级的原子轨道是哑铃形的 每个P能级有3个原子轨道 它们相互垂直 分别以Px Py PZ表示 31 泡利原理 一个原子轨道中最多只能容纳两个电子 且这两个电子的自旋方向必须相反 此时体系最稳定 原子的总能量最低 六 泡利原理和洪特规则 32 泡利不相容原理 电子排布式 1s2s 电子排布图 用一个 表示一个原子轨道 在 中用 或 表示该轨道上排入的电子 Li 1s22s1 33 洪特规则 对于基态原子 电子在能量相同的轨道上排布时 将尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同 C 1s22s22p2 34 泡利原理 洪特规则 当电子排布在同一能级的不同轨道时 总是优先单独占一个轨道 即分占不同的轨道 而且自旋状态相同 一个原子轨道最多容纳2个电子 而且自旋方向相反 洪特规则特例 全空 半充满 全充满时相对稳定 35 洪特规则特例 相对稳定的状态 全充满 p6 d10 f14 全空时 p0 d0 f0 半充满 p3 d5 f7 36 铁原子的电子排布图 洪特规则 泡利原理 能量最低原理 1s 2s 2p 3p 3d 3s 4s 37 注意 能量最低原理表述的是 整个原子处于能量最低状态 而不是说电子填充到能量最低的轨道中去 泡利原理和洪特规则都使 整个原子处于能量最低状态 38 小结 核外电子排布规则 1 能量最低原理 2 泡利不相容原理 3 洪特规则 39 确定原子序数 解答基态原子电子排布问题的一般思路 能级排布 电子排布 小结 40 案例练习 1 有关核外电子运动规律的描述错误的是 A 核外电子质量很小 在原子核外作高速运动B 核外电子的运动规律与普通物体不同 不能用牛顿运动定律来解释C 在电子云示意图中 通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动D 在电子云示意图中 小黑点密表示电子在核外空间单位体积内电子出现的机会多 41 2 基态碳原子的最外能层的各能级中 电子排布的方式正确的是 ABCD 42 3 下面是s能级p能级的原子轨道图 试回答问题 s电子的原子轨道呈形 每个s能级有个原子轨道 p电子的原子轨道呈形 每个p能级有个原子轨道 s电子原子轨道 p电子原子轨道的半径与什么因素有关 是什么关系 43 课后作业 1 根据构造原理 写出1 28号元素基态原子的电子排布式 2 29号元素Cu的电子排布式为 Ar 3d104s1 为什么不是 Ar 3d94s2 44 一 元素周期表的结构 1 知识回顾 45 主族序数 最外层电子数 价电子数 最高正价数 相应元素的族序数排列从左到右依次为 A A B B B B A A 0族 46 3 二 1s22s1或 He 2s1 11 三 1s22s22p63s1或 Ne 3s1 19 四 1s22s22p63s23p64s1或 Ar 4s1 37 五 1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或 Kr 5s1 55 六 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1或 Xe 6s1 碱金属元素基态原子的电子排布 47 2 原子的电子排布与周期的划分 1 结合周期表 我们会发现 每一周期的第一种元素 除第一周期外 是碱金属 最外层电子排布为ns1 每一周期的最后一种元素都是稀有气体 这些元素的最外层电子排布除He为1s2外 其余都是ns2np6 2 观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素的能层数 48 288181832未完 2 8 8 18 18 32 未满 3 可见各周期所含元素的种数等于相应能级组中各轨道中最多容纳的电子数之和 49 由于随着核电荷数的递增 电子在能级里的填充顺序遵循构造原理 元素周期系的周期不是单调的 每一周期里元素的数目不总是一样多 而是随着周期序号的递增渐渐增多 同时 金属元素的数目也逐渐增多 因而 我们可以把元素周期系的周期发展形象的比喻成螺壳上的螺旋 50 3 原子的电子排布与族的划分 周期表上元素的 外围电子排布 简称 价电子层 这是由于这些能级上的电子可在化学反应中发生变化 这些电子称为价电子 在周期中有18个纵列 除零族元素中He 1s2 与其它稀有气体ns2np6不同外 一般说来 其它每个族序数和价电子数是相等的 主族元素 族序数 原子的最外层电子数 价电子数副族元素 大多数族序数 n 1 d ns的电子数 价电子数 51 典型例题 52 二 元素周期表的分区 1 按原子结构分区 按核外电子排布式中最后填入电子的能级的符号可将元素周期表分为s p d f4个区 而IB IIB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了 n 1 d能级而后再填充ns能级而得名ds区 53 A A族 A 零族 B 族 B B族 镧系和锕系 ns1 ns2 ns2np1 6 n 1 d1 8ns2 n 1 d10ns1 2 n 2 f0 14ns2或 n 2 f0 14 n 1 d0 2ns2 各区元素特点 活泼金属 大多为非金属 过渡元素 过渡元素 过渡元素 54 典型例题 2 已知某元素 3价离子的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d5 该元素在周期表中的位置是第周期族 它位于区 四 VIII d 55 2 金属元素和非金属的分区 将周期表中硼 硅 砷 碲 砹与铝 锗 锑 钋之间画一条虚线 虚线的左面是金属元素 右面是非金属元素 硼 砹分界线 处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性 又能表现出一定的金属性 因此 这些元素常被称之为半金属或准金属 56 三 元素周期表的规律 1 相等规律 核电荷数 质子数 原子序数 能层数 周期序数 基态原子的最外层电子数 主族序数 最高正价 8 最低负价 金属元素无负价 氧无最高正价 氟无正价 57 2 奇偶规律 奇数族主族元素的原子序数均为奇数 化合价一般为奇数 N Cl等有偶数价 偶数族主族元素的原子序数均为偶数 化合价一般为偶数 C S等有奇数价 58 3 序差规律 同主族相邻元素的原子序数差与主族序数有关 IA IIA族的元素相差上一种元素所在周期包含的元素种数 IIIA 0族的元素相差下一种元素所在周期包含的元素种数 如Na和K相差8 Cl和Br相差18 同主族不相邻元素的原子序数差也与主族序数有关 IA IIA族的元素原子序数差数可能是2 8 8 18 18 32中连续的一个或几个数之和 如10 16 34等 IIIA 0族的元素原子序数差数可能是8 18 18 32中连续的一个或几个数之和 如26 36 44等 59 典型例题 3 同一主族的两种元素的原子序数之差不可能是 A 16B 26C 36D 46 D 60 4 递变规律和相似规律 同周期 电子层数相同 质子数越多 原子半径越小 原子核对核外电子的吸引力越强 原子失电子能力减弱 得电子能力增强 元素的金属性减弱 非金属性增强 气态氢化物稳定性增强 最高价氧化物的水化物的酸性增强 碱性减弱 同主族 电子层数越多 原子半径越大 原子核对核外电子的吸引力越弱 原子失电子能力增强 得电子能力减弱 元素的金属性增强 非金属性减弱 气态氢化物稳定性减弱 最高价氧化物的水化物的酸性减弱 碱性增强 在元素周期表中 对角线上的元素的化学性质相似 对角线法则 如 Li与Mg Be与Al等 61 典型例题 4 已知X Y Z元素的原子具有相同的电子层数 且原子序数依次增大 其最高价氧化物的水化物酸性依次增强 则下列判断正确的是 A 原子半径按X Y Z顺序增大B 阴离子的还原性按X Y Z顺序增强C 单质的氧化性按X Y Z顺序增强D 氢化物的稳定性按X Y Z顺序增强 C D 62 5 预测规律 1 由第一至第六周期分别有2 8 8 18 18 32 2n2 种元素 可以预测 若第七周期填满 也将有32种元素 87 118 第五电子层最多可排布50个电子 则第八周期可以排布50种元素 119 168 8s25g186f147d108p6 2 预测位置 3 预测类别 第二至第六周期的最后一种金属元素分别出现在IIA族 IIIA族 IVA族 VA族 VIA族 即主族序号与周期序数相同 则第七周期VIIA族 第八周期0族将是它们所在周期的最后一种金属元素 据第二至第六周期分别有6 5 4 3 2种非金属元素 则第七周期只有1种非金属元素 第八周期无非金属元素 则非金属元素共有23种 63 原子结构 表中位置 元素性质 原子序数 核电荷数 周期数 电子层数 主族序数 最外层电子数 同位素 化学性质相同 相似性递变性 从上至下 金属性增强 非金属性减弱 同周期 同主族 递变性 从左到右 金属性减弱 非金属性增强 电子层数 最外层电子数 元素金属性 非金属性强弱 主族 最外层电子数 最高正价 最外层电子数 8 最低负价 6 原子结构 元素性质和位置关系规律 64 典型例题 5 1 下表中的实线是元素周期表部分边界 请在表中用实线补全元素周期表边界 2 元素甲是第三周期 A族元素 请在右边方框中按氦元素 图1 的式样 写出元素甲的原子序数 元素符号 元素名称 相对原子质量和最外电子层排布 65 3 元素乙的3p亚层中只有1个电子 则乙原子半径与甲原子半径比较 甲 乙的最高价氧化物水化物的酸性强弱为 用化学式表示 4 元素周期表体现了元素周期律 元素周期律的本质是原子核外电子排布的 请写出元素在元素周期表中的位置与元素原子结构的关系 AlS H2SO4Al OH 3 周期性变化 元素的周期数即为原子核外电子层数 主族元素的族序数即为原子的最外层电子数 66 四 元素周期律 1 定义 元素的性质随着元素原子序数 核电荷数 的递增而呈现周期性的变化 称为元素周期律 2 实质 元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果 3 核外电子排布的周期性变化 随着核电荷数的增加 原子最外层电子数从1增加到8而呈现周期性的变化 第一周期是从1增加到2 最外层电子 价电子 排布由ns1到ns2np6 第一周期是1s1到1s2 呈现周期性变化 67 五 同周期主族元素主要性质变化规律 元素周期表中 同周期的主族元素从左向右 最高化合价从 1 7 氧 氟元素例外 最低化合价从 4 1 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 1 从化合价角度看 金属元素没有负价 A A A族金属元素的化合价只有 1 2 3 没有可变化合价 A族碳元素主要有 4 2 4等化合价 硅元素主要有 4 4价 A族元素变价较多 如氮元素有 3 2 1 2 3 4 5等化合价 磷元素主要有 3 3 5等化合价 A族氧元素的主要化合价为 2 1 在氟化物中显正价 硫元素有 2 1 4 6等主要化合价 A族氟元素无正价 氯元素有 1 1 4 5 7价等主要化合价 氢元素主要化合价有 1 1 2 除 族 B族及氧 氟外 元素的最高正化合价一般等于它的族序数 非金属元素的最高正价与其最低负价的绝对值之和为8 68 六 主族元素原子半径的变化规律 元素周期表中的同周期主族元素从左到右 原子半径的变化趋势如何 应如何理解这种趋势 周期表中的同主族元素从上到下 原子半径的变化趋势如何 应如何理解这种趋势 69 1 影响因素 2 变化规律 同周期元素 自左到右 原子半径逐渐减小 核电荷数的增加使核对最外层电子的引力增加而带来半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来半径增大的趋势 同主族元素 自上而下 原子半径逐渐增大 由于电子能层增加 电子间的斥力使原子半径增大 70 3 离子半径变化规律 同种元素的离子半径 阴离子 原子 原子 阳离子 低价阳离子 高价阳离子 核外电子层排布相同的离子原子序数越大 其离子半径越小 同主族元素的离子 随着电子层数递增 离子半径逐渐增大 同周期元素的阳离子半径从左至右渐小 同周期元素的阴离子半径从左至右渐小 同周期元素的最小阴离子半径大于同周期元素的最大阳离子半径P3 S2 Cl Na Mg2 Al3 71 典型例题 4 下列说法正确的是 A A族元素的金属性比 A元素的金属性强 B A元素的氢化物中 稳定性最好的其沸点也最高 C 同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强 D 第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小 B 72 七 电离能的变化规律 1 概念气态电中性基态原子失去一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 用符号 1表示 单位 kJ mol 即M g M g e 从 1价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能 符号 2 即M g M2 g e 73 思考与探究 观察下图 总结第一电离能的变化律 74 2 元素第一电离能的变化规律 1 同周期 a 从左到右呈现递增趋势 最小的是 A 最大的是稀有气体的元素 b 第 A元素 A的元素 第 A元素 A元素 第 A元素和第 A元素的反常现象如何解释 A是半充满 A是全充满结构 2 同主族 自上而下第一电离能逐渐减少 75 3 影响电离能大小的因素 原子核电荷数 同一周期 即电子层数相同 核电荷数越多 半径越小 核对外层电子引力越大 越不易失去电子 电离能越大 原子半径 同族元素 原子半径越大 原子核对外层电子的引力越小 越容易失去电子 电离能越小 电子层结构 稳定的8电子结构 同周期末层 电离能最大 A是半充满 A是全充满结构导致第 A元素 A元素 第 A元素 A元素的反常现象 76 4 电离能的意义 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量 元素的电离能越小 表示气态时越容易失去电子 即元素在气态时的金属性越强 77 1 碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系 化合价是元素性质的一种体现 思考 为什么钠元素显 1价 镁元素显 2价 铝元素显 3价 元素化合价与原子结构有什么关系 碱金属元素的第一电离能越小 金属的活泼性就越强 学与问 交流与讨论 78 2 为什么原子逐级电离能越来越大 这些数据跟钠 镁 铝的化合价有何关系 因为首先失去的电子是能量最高的电子 故第一电离能较小 以后再失去电子都是能级较低的电子 所需要的能量多 同时失去电子后 阳离子所带的正电荷对电子的引力更强 从而电离能越来越大 方法 看逐级电离能的突变 学与问 79 5 下列说法正确的是 A 第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小B 铝的第一电离能比镁的第一电离能大C 在所有元素中 氟的第一电离能最大 D 钾的第一电离能比镁的第一电离能大 典型例题 A 80 6 在下面的电子结构中 第一电离能最小的原子可能是 Ans2np3Bns2np5Cns2np4Dns2np6 C 典型例题 81 典型例题 7 不同元素的气态原子 失去最外层一个电子所需要的能量 设其为E 变化如下图所示 试根据元素在元素周期表中的位置 分析图中曲线的变化特点 并回答下列问题 1 同主族内不同元素的E值变化的特点是 各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的 变化规律 随着原子序数的增大 E值变小 周期性 82 2 同周期内 随着原子序数的增大 E值增大 但个别元素的E值出现反常现象 试预测下列关系式中正确的是 E 砷 E 硒 E 砷 E 硒 E 溴 E 硒 3 估计1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围 E 4 10号元素E值较大的原因是 485738 10号元素为Ne 该元素原子的最外层电子排布已达8电子稳定结构 失去最外层一个电子比较困难 83 八 电负性的变化规律 1 基本概念 化学键 元素相互化合 相邻的原子之间产生的强烈的相互作用力 叫做化学键 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 元素的原子在分子中吸引键合电子的能力 电负性越大 对键合电子的吸引力越大 电负性是相对值 没单位 84 2 电负性的标准 为了比较元素的原子吸引电子能力的大小 美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力 经计算确定氟的电负性为4 0 锂的为1 0 并以此为标准确定其它与元素的电负性 鲍林研究电负性的手搞 85 2 电负性的数值和变化规律 86 同一周期 主族元素的电负性从左到