苏教版化学选修3物质结构与性质 专题1和2知识点Word文件下载.docx

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质量比

阴极

射线

α粒子

的散射

氢原

子光谱

微观粒子

的波粒二

象性

教材整理2　研究物质结构的意义

1.人类探索物质结构的历史

2.研究物质结构的意义

（1）研究物质结构，能够为设计与合成新物质提供理论基础。

揭示物质的结构与性能的关系，也可以帮助我们预测物质的性能。

（2）寻找性能优异的材料，需要研究物质的结构。

（3）从分子水平探索生命现象的本质离不开对物质结构的研究。

（4）实现社会的可持续发展期待着物质结构研究方面的新成果。

第一单元　原子核外电子的运动

第1课时　原子核外电子的运动特征

人类对原子结构的认识

[基础·

初探]

1.卢瑟福原子结构模型

（1）卢瑟福在α粒子的散射实验基础上，提出了原子结构的有核模型。

（2）卢瑟福认为原子的质量主要集中于原子核上，电子在原子核外空间做高速运动。

（3）卢瑟福被称为“原子之父”。

2.玻尔原子结构模型

（1）玻尔在研究了氢原子光谱后，根据量子力学的观点，提出了新的原子结构模型。

（2）玻尔原子结构模型

①原子核外电子在一系列稳定的轨道上运动，这些轨道称为原子轨道。

核外电子在原子轨道上运动时，既不放出能量，也不吸收能量。

②不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是不连续的。

③原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生跃迁。

3.电子云

（1）概念：

用小点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会的大小所得到的图形叫做电子云图。

（2）含义

①用小点代表电子在核外空间区域出现的机会，用小点的疏密描述电子在原子核外某一区域出现的机会的大小。

②运动区域离核近，电子出现的机会大；

运动区域离核远，电子出现的机会小。

[核心·

突破]

1.量子力学对核外电子运动的描述

（1）建立在量子力学基础上的量子理论认为，核外电子的运动服从统计规律，而没有固定的轨道，我们只能知道它们在核外某处出现的机会大小。

经过研究发现，电子在一些地方出现的机会较大，在另一些地方出现的机会较小。

（2）电子在原子核外空间出现的机会是有规律的。

如氢原子的核外电子，当处于能量最低状态时，电子主要在原子核周围的球形区域内运动。

运动区域距离核近，电子出现的机会大；

运动区域距离核远，电子出现的机会小。

原子核外电子的运动特征

1.电子层

（1）划分依据

划分电子层的依据为电子的能量差异和主要运动区域的不同。

（2）表示

电子层用n表示，原子中由内向外的电子层数n可取1、2、3、4、5等正整数，对应电子层符号分别为K、L、M、N、O等。

2.原子轨道

（1）含义

处于同一电子层的原子核外电子运动的不同区域。

（2）表示符号及形状

不同形状的轨道可用s、p、d、f等表示，s轨道呈球形，p轨道呈纺锤形。

（3）伸展方向

s、p、d、f轨道分别有1、3、5、7个伸展方向，例如p轨道包含px、py、pz3个轨道。

3.自旋

（1）在同一原子轨道上运动的电子有两种不同的自旋状态。

（2）表示方法：

通常用“↑”和“↓”表示。

1.原子轨道

（1）原子轨道的定义

处于同一电子层上的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动。

这个原子轨道指的是量子力学描述电子在原子核外空间运动的主要区域。

（2）原子轨道分类：

s　p　d　f

①分类依据：

在同一电子层中，电子能量差别较小，电子云形状不同。

②原子轨道形状——决定轨道的类型。

s—球形，p—纺锤形，d轨道和f轨道较复杂。

2.不同电子层上原子轨道的数目和可容纳的电子数

3.各原子轨道的能量高低规律

（1）相同电子层上原子轨道能量的高低：

ns<

np<

nd<

nf。

（2）形状相同的原子轨道能量的高低：

1s<

2s<

3s<

4s……

（3）电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。

第2课时　原子核外电子的排布

原子核外电子的排布

教材整理1　原子核外电子的排布

1.遵循的原理

2.原子核外电子排布的轨道能量顺序

3.原子核外电子排布的表示方法

（1）电子排布式

①铝原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1或[Ne]3s23p1。

②溴原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p5或[Ar]3d104s24p5。

（2）轨道表示式

（3）外围电子排布式和轨道表示式

氯原子的外围电子排布式为3s23p5，外围电子轨道表示式

为

。

教材整理2　电子跃迁

1.基态原子是处于能量最低状态的原子。

2.激发态原子：

基态原子吸收能量后，电子从能量较低原子轨道上跃迁到能量较高轨道上成为激发态原子。

3.光谱

不同元素的原子中电子发生跃迁时会吸收（基态→激发态）或放出（激发态→基态）能量，产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱或发射光谱）。

光是电子释放能量的重要形式。

1.泡利原理

（1）电子自旋可以比喻成地球的自转，自旋只有两种状态：

顺时针状态和逆时针状态，用方向相反的箭头“↑”“↓”来表示。

（2）将在同一原子轨道上运动的，自旋状态相反的2个电子称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示；

将在原子轨道上运动的单个电子称为单电子或未成对电子。

（3）原子轨道与原子轨道数和最多容纳的电子数的关系：

原子轨道

s

p

d

f

原子轨道数

1

3

5

7

最多容纳的电子数

2

6

10

14

2.洪特规则

（1）在能量相同的轨道（也称等价轨道，例如3个p轨道，5个d轨道，7个f轨道）上分布的电子，将尽可能分占不同的轨道，而且自旋方向相同。

例如，碳原子中的2个p电子的排布应该是

（2）洪特规则的特例：

在能量相等轨道上的电子排布全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。

相对稳定的状态

如

核外电子排布的表示方法

　原子核外电子排布的表示方法比较

结构

示意图

意义

将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的式子

实例

电子

排布式

用数字在原子轨道符号右上角标明该原子轨道上排布的电子数

K：

1s22s22p63s23p64s1

简化

为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示

[Ar]4s1

外围电

子排布

式

主族元素的外围电子指最外层电子

Al：

3s23p1

轨道表

示式或

排布图

每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子

第二单元　元素性质的递变规律

第1课时　原子核外电子排布的周期性

主族元素的原子核外电子排布与性质的周期性

原子核外电子排布的周期性与周期表的分区

教材整理1　1～6周期元素原子的外围电子排布

说明：

（1）第2、3周期，从左到右外围电子排布（式）呈现从ns1到ns2np6的变化。

（2）第4周期，从左到右外围电子排布（式）呈现从ns1经过3d1～104s1～2逐渐过渡到4s24p6，第5、6周期类似第4周期。

1.核外电子排布与族的划分

族的划分依据是原子的外围电子排布

（1）同主族元素原子的外围电子排布完全相同，外围电子全部排布在ns或nsnp轨道上。

外围电子数与族序数相同。

（2）稀有气体的外围电子排布为1s2或ns2np6。

（3）过渡元素（副族和Ⅷ族）同一纵行原子的外围电子排布基本相同。

外围电子排布为（n－1）d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族的外围电子数与族序数相同，ⅠB、ⅡB族和Ⅷ族的外围电子数与族序数不相同。

2.原子结构与周期表中位置的关系

（1）原子核外电子层数决定所在周期数；

周期数＝最大能层数（钯除外，46Pd：

[Kr]4d10，最大能层数是4，但是在第五周期）。

（2）外围电子总数决定排在哪一族。

如：

29Cu：

3d104s1，10＋1＝11尾数是1且有d轨道，所以是ⅠB族。

（3）每周期起始元素和结束元素的价电子排布为ns1和ns2np6（如第一周期为1s2）。

3.周期表各区的特点

分区

元素分布

外围电子排布式

元素性质特点

s区

ⅠA族、ⅡA族

ns1～2

除氢外都是活泼金属元素

p区

ⅢA族～

ⅦA族、0族

ns2np1～6

最外层电子参与反应（稀有气体除外）

d区

ⅢB族～

ⅦB族、

Ⅷ族

（n－1）d1～9ns1～2

d轨道也不同程度地参与化学键的形成

ds区

ⅠB族、ⅡB族

（n－1）d10ns1～2

金属元素

f区

镧系、锕系

（n－2）f0～14（n－1）d0～2ns2

镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近

第3课时　电离能和电负性

电离能

1.第一电离能

某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示，单位：

kJ·

mol－1。

（2）意义

第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；

第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。

（4）与原子的核外电子排布的关系

通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。

2.第二电离能和第三电离能

（1）第二电离能

＋1价气态离子失去1个电子，形成＋2价气态离子所需要的最低能量，用I2表示。

（2）第三电离能

＋2价气态离子再失去1个电子，形成＋3价气态离子所需的最低能量，用I3表示。

（3）同一元素的逐级电离能I1、I2、I3…In依次增大。

1.电离能的变化规律

（1）第一电离能

①每个周期的第一种元素（氢元素或碱金属元素）第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势，但是ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA。

②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。

（2）逐级电离能

①原子的逐级电离能越来越大。

首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是原子轨道较低的电子，所需要的能量较多。

②当电离能突然变大时说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。

如Al：

I1＜I2＜I3≪I4＜I5……

2.第一电离能与原子核外电子排布

（1）通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半充满（p3、d5、f7）和全充满（p6、d10、f14）的结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。

（2）在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。

金属越活泼，金属元素的第一电离能越小；

非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。

3.电离能的应用

（1）根据电离能数据，确定元素原子的核外电子的排布

如Li：

I1≪I2<

I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上（K、L能层），且最外层上只有一个电子。

（2）根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价

如K：

I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。

（3）判断元素的金属性、非金属性强弱

一般地，除稀有气体外，I1越大，元素的非金属性越强；

I1越小，元素的金属性越强。

电负性

1.含义

电负性是用来衡量元素在化合物中吸引电子能力的物理量。

指定F的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。

2.变化规律

变化规律—

1.电负性的变化规律

电负性是用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。

同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大；

同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。

2.电负性的应用

（1）衡量元素的金属性和非金属性及其强弱

①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，而位于非金属三角区边界的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；

非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

③电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性较小的元素集中在元素周期表的左下角。

（2）衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小

①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。

②电负性数值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）判断化学键的类型

一般认为：

如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；

如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。

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