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氯

钪：

溴：

根据构造原理只要我们知道原子序数，就可以写出元素原子的电子排布，这样的电子排布是基态原子的。

2、写出1—36号元素的核外电子排布式。

3、写出1—36号元素的简化核外电子排布式。

4、画出下列原子的结构示意图：

Be、N、Na、Ne、Mg

回答下列问题：

在这些元素的原子中，最外层电子数大于次外层电子数的有，最外层电子数与次外层电子数相等的有，最外层电子数与电子层数相等的有；

L层电子数达到最多的有，K层与M层电子数相等的有。

5、下列符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的顺序排列：

（1）EKENELEM，

（2）E3SE2SE4SE1S，

（3）E3SE3dE2PE4f。

6、A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。

B元素原子核外L层电子数比最外层多7个电子。

（1）A元素的元素符号是，B元素的原子结构示意图为________________；

（2）A、B两元素形成化合物的化学式及名称分别是________。

四、电子云和原子轨道：

（1）电子运动的特点：

①质量极小②运动空间极小③极高速运动。

电子云：

称作电子云。

常成为原子轨道。

S的原子轨道是的，能层序数越大，原子轨道的半径。

P的原子轨道是的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。

P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。

五、泡利原理和洪特规则

量子力学告诉我们：

ns能级各轨道，np能级各有个轨道，nd能级各有轨道，nf能级各有个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。

一个原子轨道里最多只能容纳电子，而且自旋方向，这个原理成为泡利原理。

当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是而且，这个规则是洪特规则。

洪特规则的特例：

对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。

六、能量最低原理、基态、激发态、光谱

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，简称能量最低原理。

处于最低能量的原子叫做基态原子。

当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。

电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。

光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。

第二节、原子结构与元素的性质

写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。

一、原子结构与周期表

1、周期系：

随着元素原子的核电荷数递增，每到出现，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现。

然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。

可见，元素周期系的形成是

2、周期表

在周期表中，把元素，按原子序数的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有个；

在把不同横行中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有个纵行，个族。

16个族又可分为主族、副族、0族、。

〖思考〗元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？

什么叫外围电子排布？

什么叫价电子层？

什么叫价电子？

要求学生记住这些术语。

元素在周期表中排在哪个列由什么决定？

〖总结〗元素在周期表中的位置由原子结构决定：

原子核外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。

〖分析探索〗每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?

按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自。

s区、d区和p区分别有几个纵列?

为什么s区、d区和ds区的元素都是金属?

元素周期表可分为哪些族?

为什么副族元素又称为过渡元素？

各区元素的价电子层结构特征是什么？

[基础要点]分析图1-16

s区

p区

d区

ds区

f区

分区原则

纵列数

是否都是金属

区全是金属元素，非金属元素主要集中区。

主族主要含区，副族主要含区，过渡元素主要含区。

〖归纳〗S区元素价电子特征排布为价电子数等于族序数。

ｄ区元素价电子排布特征为；

价电子总数等于副族序数；

ds区元素特征电子排布为，价电子总数等于所在的列序数；

p区元素特征电子排布为；

价电子总数等于主族序数。

原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。

（1）原子核外电子总数决定所在周期数

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：

29Cu3d104s1

10+1=11尾数是1所以，是IB。

元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。

二、元素周期律

（1）原子半径

元素周期表中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？

元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？

〖归纳总结〗原子半径的大小取决于两个相反的因素：

，另一个是。

显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐。

而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐。

（2）电离能

1、第一电离能I1；

态电性基态原子失去个电子，转化为气态基态正离子所需要的叫做第一电离能。

第一电离能越大，金属活动性越。

同一元素的第二电离能第一电离能。

〖科学探究〗1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？

碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？

为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？

第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？

碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？

2、阅读分析表格数据：

Na

Mg

Al

各级电离能（KJ/mol）

496

738

578

4562

1415

1817

6912

7733

2745

9543

10540

11575

13353

13630

14830

16610

17995

18376

20114

21703

23293

为什么原子的逐级电离能越来越大？

这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？

数据的突跃变化说明了什么？

〖归纳总结〗

1、递变规律

周一周期

同一族

第一电离能

从左往右，

从上到下，

2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。

因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。

3．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最低能量叫做第一电离能（用I1表示），从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能（用I2表示），依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：

I1<

I2<

I3<

I4<

I5……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。

这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。

4、Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。

镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？

Mg：

1s22s22p63s2

P:

1s22s22p63s23p3

那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。

如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga。

5、Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；

Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；

Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。

而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

（3）电负性：

〖思考与交流〗1、什么是电负性？

电负性的大小体现了什么性质？

同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？

如何理解这些规律？

根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？

〖归纳与总结〗

1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力，电负性，其金属性；

非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力，电负性，其非金属性；

故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。

电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。

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”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有非金属性。

2、同周期元素从左往右，电负性逐渐，表明金属性逐渐，非金属性逐渐。

同主族元素从上往下，电负性逐渐，表明元素的金属性逐渐，非金属性逐渐。

选修3第二章分子的结构与性质知识归纳

第一节共价键

一、共价键

1．共价键的形成及其本质

定义：

原子间通过共用电子对形成的化学键

本质：

高概率地出现在两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电性作用。

形成条件：

电负性相同或差值小的非金属元素原子易形成共价键

电子配对理论：

如果两个原子之间共用两个电子，一般情况下，这两个电子必须配对才能形成化学键

2.共价键的类型

（1）σ键

σ键是两原子在成键时，电子云采取“头碰头”的方式重叠形成的共价键，这种重叠方式符合能量最低，最稳定；

σ键是轴对称的，可以围绕成键的两原子核的连线旋转。

（2）π键：

π键是电子云采取“肩并肩”的方式重叠，成键的电子云由两块组成，分别位于由两原子核构成平面的两侧，互为镜像，不可以围绕成键的两原子核的连线旋转。

σ键和π键的比较

σ键

π键

电子云的重叠方式

存在

对称性

强度

例：

下列说法不正确的是（）

A．σ键比π键重叠程度大，形成的共价键强

B．两个原子之间形成共价键时，只能形成一个σ键

C．气体单质中，一定有σ键，可能有π键D．N2分子中一个σ键，两个π键

E．π键电子云形状的特征为镜像对称，σ键的电子云形状特征为轴对称

下列物质的分子中，π键最多的是（）

A．N2B．Cl2C．CO2D．SO3

总结：

在分子结构中，共价单键是σ键。

而双键中有一个是σ键，另一个是π键；

共价三键是由一个σ键和两个π键组成的。

3．共价键的特征：

（1）饱和性：

共价键饱和性是指每个原子形成共价键的数目是确定的。

（2）方向性：

根据电学原理，成键电子云越密集，共价键越强。

要使成键的原子轨道最大程度的重叠。

二、键参数——键能、键长与键角

1．键能

（1）概念：

气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。

（断开1molAB（g）中的化学键，使其分别生成气态A原子和气态B原子所吸收的能量，叫A--B键的键能）。

（2）表示方式为EA-B，单位是kJ/mol

（3）意义：

表示共价键强弱的强度，键能越大，键越牢固

2．键长：

（1）概念：

两个成键原子之间的核间距叫键长。

（2）意义：

键长越短，化学键越强，键越牢固。

3．键角：

多原子分子中，两个化学键之间的夹角叫键角。

（2）写出下列分子的键角：

CO2：

H20：

NH3：

（3）键角、键长、决定着分子的空间构型。

三、等电子原理

等电子原理是指原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。

价电子总数的计算方法：

==各个原子的价电子数之和减去电荷数

例.下列不互不等电子体的是（）

A．N2O和CO2B．O3和NO2-C．CH4和NH4+D．OH-和NH2

第二节分子的立体结构

一些分子的立体结构

类型

实例

两个键之间的夹角

空间构型

X2

H2、N2

—

直线形

XY

HCl、NO

XY2（X2Y）

CO2、CS2

180°

SO2

120°

V形

H2O、H2S

水分子105°

XY3

BF3

平面三角形

NH3

107°

三角锥形

XY4

CH4、CCl4

109.5°

28ˊ

正四面体形

一、价层电子对互斥模型

1．基本概念

对于一个ABn型的共价型分子，中心原子A周围电子对排布的几何形状，主要取决于中心原子A的价电子层中的电子对数（成键电子对数+孤对电子数），这些电子对的位置倾向于分离得尽可能远，使它们之间的斥力最小。

2．判断步骤

（1）确定中心原子价电子层中的电子总数和电子对数

方法1：

一般价电子对数==（中心原子的价电子数+配体原子提供的电子数-电荷数）÷

2

方法2：

一般价电子对数==σ键的数目+孤对电子数

（2）根据价层电子对数和孤对电子对数综合判断几何构型

价层电子对数

孤对电子对数

几何构型

键角

AB2

BeCl2

CO2

H2O

AB3

AB4

CH4

CCl4

二、杂化轨道理论

同一原子的能量相近的某些原子轨道重新组合成一系列能量相等的新轨道，这一过程叫“杂化”。

注意点：

①经杂化后，轨道数目不变。

②杂化轨道只用于形成σ键或用于容纳未参与成键的孤对电子

③杂化轨道通常用来解释立体结构，不用于判断立体结构

杂化类型

参与杂化的轨道

形成轨道的数目

例

立体结构

sp杂化

sp2杂化

sp3杂化

判断下列物质的立体结构和杂化类型

BCl3NH4+H3O+HCHO

HCNSO2SO3NO2

PCl3C2H4C2H2C6H6

二、配合物理论

1．定义：

通常把与以结合形成的化合物称为配合物。

中心原子（离子）：

配体：

配位原子：

配位数：

2．命名：

配体-合-中心离子如：

[Cu（NH3）4]2+四氨合铜离子

3．性质：

①部分配位化合物有特殊的颜色

[Cu（H2O）4]2+色[Cu（NH3）4]2+色[CuCl4]2-色

②部分配位化合物非常稳定

向CuSO4（aq）中加氨水，反应现象及方程式

向AgNO3（aq）中加氨水，反应现象及方程式

4.存在：

中心离子：

多为过渡金属离子

常见配体：

NH3、H2O、CO、CN-、SCN-、CO、Cl-、F-等有孤对电子的原子或原子团

第三节分子的性质

一、共价键的分类

1．极性键和非极性键

分类依据：

共用电子对是否偏移；

发生偏移为极性键，不发生偏移为非极性键

判断技巧：

形成共价键的两原子是否为同种原子，如相同，为非极性键。

极性大小比较：

原子电负性（元素非金属性）差值大的，共用电子对偏移多，极性大。

给下列分子中的共价键的极性强弱排序：

①H2②HF③CH4④H2O⑤NH3：

。

二、分子的极性

（1）非极性分子：

正负电荷中心重合的分子称为非极性分子。

例如X2型双原子分子（如H2、Cl2、Br2等）、XYn型多原子分子中键的极性互相抵消的分子（如CO2、CCl4等）都属非极性分子。

（2）极性分子：

正负电荷中心不重合的分子称为极性分子。

例如XY型双原子分子（如HF、HCl、CO、NO等）,XYn型多原子分子中键的极性不能互相抵消的分子（如SO2、H2O、NH3等）都属极性分子。

注意：

极性键与极性分子，非极性键与非极性分子不存在对应关系。

三、分子间作用力

1．范德华力

分子间存在着的相互间的作用力。

大小：

比化学键。

影响因素：

相对分子质量越，范德华力越；

（主要因素）

分子的极性越，范德华力越。

对物质性质的影响：

对于的物质来说，相对分子质量越，分子间作用力越，物质的熔点、沸点也越。

2．氢键

由已经与形成共价键的与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力。

比化学键，比范德华力。

分类：

分子间氢键例：

分子内氢键例：

四、影响物质溶解的因素

（1）内因：

相似相溶原理

（2）外因：

影响固体溶解度的主要因素是温度；

影响气体溶解度的主要因素是温度和压强。

（3）其他因素：

A．如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大，且氢键越强，溶解性越好。

NH3。

B．溶质与水发生反应时可增大其溶解度，如：

SO2。

四、手性

相同，不能，互称为手性异构体。

2．手性碳原子的判断

同一个C原子连接4个不同的原子或原子团，为手性碳原子

3．手性分子的判断

一般来说，分子中有手性碳原子即为手性分子；

五、无机酸的酸性

1．无机含氧酸的酸性

经验规律：

将酸改写成（HO）mROn的形式，n值越大，酸性越强

规律:

同主族,从上向下，非金属性减弱，最高价氧化物对应水化物酸性减弱；

同周期,从左至右，非金属性增强，最高价氧化物对应水化物酸性增强；

同一元素，不同价态的元素含氧酸酸性高价大于低价。

2．无氧酸的变化规律

同主族,从上向下，非金属性减弱，氢化物酸性增强；

同周期,从左至右，非金属性增强，氢化物酸性增强。

第三章课件