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)

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(1～36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σ键和π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。•hν＝|Ej－Ei|。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，…，(n－1)，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(2l＋1)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)电子排布式的书写原子电子排布式Cl1s22s22p63s23p5Fe1s22s22p63s23p63d64s2•1．元素周期表结构•2．从电子排布式认识元素周期表周期原子序数基态原子的电子排布式原子序数基态原子的电子排布式二3[He]2s1101s22s22p6三11[Ne]3s1181s22s22p63s23p6四19[Ar]4s1361s22s22p63s23p63d104s24p6五37[Kr]5s1541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6六55[Xe]6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6•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ⅠA、ⅡA族元素、ⅢB～Ⅷ族元素、ⅠB、ⅡB族元素、ⅢA～ⅦA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ⅡA族元素比ⅢA族元素，ⅤA族元素比ⅥA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”概念的区分同分异构体同系物同素异形体同位素概念分子式相同、结构不同的化合物之间互为同分异构体通式相同，结构相似，分子组成相差一个或几个CH2原子团的有机物之间互为同系物同种元素组成的结构不同的单质之间互为同素异形体质子数相同，中子数不同，同一元素的不同原子间互为同位素存在范围(对象)一般为有机化合物之间一般为有机化合物之间单质之间原子之间化学性质可能相似也可能不同相似相似，一定条件下可以相互转化几乎完全相同实例CH3COOH与HCOOCH3CH3OH与C2H5OH金刚石与石墨、C60；红磷与白磷；O2与O3•【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10－10m的空间内)。•(2)快：运动速率快(接近光速3×108m·s－1)。•(3)轻：电子质量轻(电子质量9.110×10－31kg)。•(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•①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。•②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”。•③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。n的取值123456…对应电子层符号KLMNOP…•(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。l的取值0123…n－1对应能级符号spdf…•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[Ne]3s1•铁原子：1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2•铜原子：1s22s2