09年高考化学原子的结构与性质ppt课件

第一课时,第一节原子结构,开天辟地,原子的诞生,德谟克利(古希腊哲学家),原子学说的奠基人：,一.原子结构模型的演变史。,1、公元前5世纪，希腊哲学家德谟克利特等人认为 ：万物是由大量的不可分割的微粒构成的，即原子。,2、1803年，英国科学家道尔顿提出近代原子学说，他认为原子是微小的不可分割的实心球体。,3、汤姆生原子模型（1904年）:原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子,中和了正电荷，从而形成中性原子。,4、卢瑟福原子模型（1911年）：在原子的中心有一个带正电的核，它的质量几乎等于原子的全部质量，电子在它周围沿着不同的轨道运转，就像行星环绕太阳一样运转。 （空心球）,5、波尔原子模型（1913年）:电子在固定的轨道上分层运动。,6.电子云模型： 现代物质结构学说,原子的构成、原子核的构成是怎样的?,原子学说发展史检测,1、原子结构模型是科学家根据自己的认识，对原子结构的形象描述。一种原子模型代表了人类对原子结构认识的一个阶段。描述电子在原子核外空间的一定轨道上绕核做高速圆周运动的原子模型是( ) A.玻尔原子模型 B.电子云模型 C.汤姆生原子模型 D.卢瑟福原子模型,A,2、曾经起了很大作用的道尔顿的原子学说认为：原子是不可再分的粒子；同种元素的原子的性质和质量均相同；原子是微小的实心球体。从现代的观点来看，你认为不确切的是( ) A.只有 B.只有 C.只有 D.有,D,原子学说发展史检测,3、下列对不同时期原子结构模型的提出时间排列正确的是( ) 电子分层排布模型 “葡萄干布丁”模型 量子力学模型 道尔顿原子学说 核式模型 A.B. C.D.,C,原子学说发展史检测,你已学过的原子结构知识回顾,组成原子的微粒_,元素周期律的本质是_,表达原子的方式有_,质子、中子、电子,质子,中子,电子,决定元素种类,决定同位素,决定化学性质,电子的周期性排布,原子结构示意图，,AZX,e-距核由近向远分层排布(能量递增)；,电子层上最多容纳电子2n2；,最外层e-数8(第一层2)；,次外层e-数18；倒数第三层e-数32,理解记忆以下概念,能层,(电子层),代号,能级,代号,(电子亚层),第一层,第二层,第三层,第四层,K,L,M,N,s,s,p,s,p,d,s,p,d,f,1s,2s2p,3s3p3d,4s4p4d4f,能级数=能层序数,1,1+3,1+3+5,1+3+5+7,s1 p3 d5 f7,12,12+32,12+32+52,12+32+52+72,泡利原理,1s2,2s22p6,3s23p63d10,4s24p64d104f14,2n2,请思考下列问题,能级的能量，n层一定大于n-1层吗？依据何在？,同能层、同能级、同轨道的电子完全相同吗？,请写出Na,Si,35Br的电子排布式并画出能级分布图,不一定,依据是“构造原理”,能级交错现象。,不！,自旋方向相反,泡利原理,正因为有能级交错现象，所以才有了前述的核外电子排布规律！,洪特规则,每个原子轨道里最多只能容纳2个自旋方向相反的电子,当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先独占一个轨道，且自旋方向相同。,练习巩固,1.请分别写出11、15、17、19、20、26Fe、29Cu号元素的电子排布式。,2.请分别写出以上元素的价电子的排布式并画出能级图。,洪特规则特例：,在同能级的等价轨道上，电子排布呈全满、全空或半满时具有较低能量。,ns(n-2)f(n-1)dnp,请熟记构造原理,同学们再见！,第二课时,第一节原子结构,(能层),(能层),(能级),(能级),ns(n-2)f(n-1)d r r+,2、每周期元素的数目,=该能级组容纳e-总数,=最高能级组数,同电子构型：,Z越大，r越小,例1、已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。,解：原子序数为25该元素核外有25e-，,其排布式为Ar3d54s2，,属d区过渡元素。,最高能级组数为4，其中有7个价电子，,故该元素是第四周期B族。,例2、已知某元素在周期表中位于第五周期、A族位置上。试写出该元素基态原子的电子排布式、元素名称、元素符号和原子序数。,解：位于第五周期，,价电子是第五能级组，,即5s4d5p，,又是A族，价电子排布为5s25p4，,这时4d必是全充满的，,电子排布式Kr4d105s25p4,碲，Te，原子序数是52。,1.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。,第四周期，B族。,2.试确定32号元素在周期表中的位置。,第四周期，A族,3.判断处于第三周期，A族元素的价层电子结构、原子序数。,Ne3s23p2，第14号元素,练习：,同学们再见！,第二课时,第二节原子结构与元素的性质,什么是电离能？,电离能有何用途？,不同元素的电离能有何递变规律？,电离能有何意义？,6.电离能（I）,(定义见教材P18),M（g）-e- M +（g） I1M +（g）-e- M 2+（g） I2,一般 I3 I2 I1,电离能衡量原子的失电子能力,电离能I 主要决定于Z*、 r、价电子构型。,同主族：价电子构型同，r增大，I 减小；,同周期： Z*增加, r减小,I总体增大(碱金属最小，稀有气体最大)。,全满、半满较稳定， I较大。,电离能是原子核外电子排布的实验佐证。,O NFNe He,价电子构型与电离能I1,Na Al Mg,S P Na K Rb Cs,6.电离能（I）,什么是电负性？,电负性有何用途？,不同元素的电负性有何递变规律？,电负性有何意义？,7.电负性x,在化学键中原子对键合电子吸引能力的大小，称为元素的电负性（electronegativity）。通常以符号X表示。其值是相对的，无单位。,键合电子：,原子用以形成化学键的电子。,电负性：,规定：F =4.0 Li =1.0,比较元素金属性和非金属性相对强弱。,x大，得e-能力强，非金属性强; x小，失e-能力强，金属性强.,同周期：x左右递增;,同族：x上下递减。,反映了原子间的成键能力、成键类型、成键后分子极性的大小.,一般: 金属x1.8;,x1.7, 成离子键;x1.7, 成共价键。,电负性递变规律,电负性的应用,1判断元素的金属性和非金属性 金属性元素的电负性一般在1.8以下，非金属性性元素一般在1.8以上。电负性最大的元素是位于右上方的F，电负性最小的元素是位于左下方的Fr（Fr是放射性元素）,2估计化学键的类型 在化合物中，可以根据电负性的差值大小，估计化学键的类型。电负性差越大，离子性越强，一般说来，电负性差大于1.7时，可认为是离子键，小于1.7时为共价键。,同周期、同主族元素的递变规律,依次增大,逐渐增多,相同,逐渐减小,周期性变化,金属性减弱，非金属性增强,还原性减弱，氧化性增强,碱性减弱，酸性增强,逐渐增强,按周期元素数增加,相同,依次递增,逐渐增大,基本相同,非金属性减弱，金属性增强,氧化性减弱，还原性增强,酸性减弱，碱性增强,逐渐减弱,重点知识梳理,碱金属,ns1,稀有气体,ns2np6,能层数,原子轨道,(见黑板),该周期元素的价电子能级组所容纳的最大e-数,重点知识梳理,二.元素周期律,_性质随_的递增发生周期性变化，称为元素周期律。,1.原子半径. r的大小取决于_、_两个因素.电子的能层越多，则电子间的负电斥力越大，使原子半径_；Z越大，则核对电子的引力越大，使原子半径_。,2.电离能. 概念：气态的原子或离子失去一个电子所需要的_叫做电离能，用符号_表示，单位是_。第一电离能：处于基态的气态原子生成_价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号_表示。,元素的,原子序数,Z,能层数,增大,减小,能量,I,kJ/mol,+1,I1,重点知识梳理,2.电离能. 意义：电离能是原子核外电子排布的实验佐证，是衡量气态原子_电子难易能力的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易_电子，即元素在气态时的_性越强。I变化规律：同周期，左右总体呈_趋势，_元素的I1最小，_的I1最大；同族，上下I1_。,3.电