《物质结构与性质》学案.docx

资源描述

《物质结构与性质》学案.docx

《《物质结构与性质》学案.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《《物质结构与性质》学案.docx（35页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

《物质结构与性质》学案.docx

《物质结构与性质》学案

引言

【知识要点】

组成和性质

化学研究

性质和变化

1、分子的组成不同——结构不同——性质不同

元素种类一样

2、分子组成相同——结构不同——性质不同

化学式

3、分子组成不同，但结构相似——性质相似

4、无机物中，化学组成相同，但晶体结构不同，从而导致性质不同。

第一章原子结构与性质

第一节原子结构

【学习重点】

1、根据构造原理写出1～36号元素原子的电子排布式；

2、核外电子的运动状态，电子云与原子轨道；

3、泡利原理、洪特规则。

【学习难点】

1、电子云和原子轨道；

2、基态、激发态和光谱。

（第1课时）

【知识要点】

一、原子的诞生

1932年勒梅特首次提出了现代宇宙大爆炸理论：

整个宇宙最初聚集在一个“原始原子”中，后来发生了大爆炸，碎片向四面八方散开，形成了我们的宇宙。

大爆炸后两小时，诞生了大量的、少量的及极少量的Li，然后经过长或短的发展过程，以上元素发生原子核的熔合反应，分期分批的合成了其它元素。

元素宇宙中最丰富的元素占88.6%（氦1／8），地球上的元素大多数是金属，非金属元素（包括稀有气体）仅种。

二、原子结构模型（人类对原子结构的认识历史）

古希腊哲学家德谟克利特是原子学说的奠基人，他认为原子是构成物质的粒子。

万物都是由间断的、不可分的粒子即原子构成的，原子的结合和分离是万物变化的根本原因。

1、道尔顿原子模型（1803年）英国科学家道尔顿是近代原子学说的创始人。

他认为原子是组成物质的基本粒子，它们是坚实、不可再分的实心球，同种原子的质量和性质都相同。

2、汤姆生原子模型（1904年）英国科学家汤姆生发现了电子。

他认为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，从而形成了中性原子。

（也称“枣糕”模型或“葡萄干布丁”模型）

3、卢瑟福原子模型（1911年）英国物理学家卢瑟福根据α—粒子散射实验提出：

在原子的中心有一个带正电荷的核，它的质量几乎等于原子的全部质量，电子在它的周围沿着不同的轨道运转，就象行星环绕太阳运转一样。

（电子绕核旋转的原子结构模型）

4、玻尔原子模型（1913年）丹麦物理学家玻尔通过光谱研究提出电子在核外空间的一定轨道内绕核做高速圆周运动的理论。

（核外电子分层排布的原子结构模型）

5、电子云模型（1927年—1935年）又称现代物质结构学说。

奥地利物理学家薛定谔等人以量子力学为基础，根据微观世界的波粒二象性规律，提出用量子力学的方法描述核外电子运动，即用电子云描述核外电子的运动。

随着现代科学技术的发展，科学家已经能利用电子显微镜和扫描隧道显微镜来拍摄表示原子图像的照片，并且能在晶体硅表面上用探针对硅原子进行“搬迁”。

三、能层与能级

1、对于多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的；在同一个原子中，离核越近，电子能量越。

由里向外，分别用字母：

、、、、、、…表示相应的分别第一、二、三、四、五、六、七能层。

各能层最多容纳的电子数为。

能层

一

二

三

四

五

六

七……

符号

Q……

最多电子数

2、对于多电子原子，同一能层的电子能量也可能不同，将其分成不同的。

同一能层里，能级的能量按s、p、d、f、……的次序，即E（s）＜E（p）＜E（d）＜E（f）。

注意：

K层指包含一个能级，即s能级；L层包含两个能级，s和p能级；M层包含三个能级，s、p和d能级；N层包含四个能级，s、p、d、f能级。

每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……

能层（n）

一

二

三

四

五

六

七

符号

能级（l）

…

……

最多

电子数

…

……

2n2

小结：

（1）每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……

（2）任一能层，能级数能层序数（填“＞”“＜”或“＝”）

（3）s、p、d、f……可容纳的电子数依次是、、、……的两倍

（4）同一能级容纳的电子数相同

［练习］：

写出下列原子的电子排布式。

1H2He5B

10Ne11Na19K

［思考］钾原子的电子排布为什么是2、8、8、1而非2、8、9？

三、构造原理——基态原子电子排布式

构造原理：

电子填充的先后顺序（构造原理）为：

1s　2s2p　3s3p　4s3d4p　5s4d5p　6s4f5d6p　7s5f6d7p　……ns（n－2）f（n－1）dnp

构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。

不同能层的能级有交错现象，

如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）等。

构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。

如：

Na：

1s22s22p63s1，能级符号上面数字是该能级上的电子数。

［练习］：

写出下列原子的电子排布式。

13Al19K20Ca

26Fe35Br37Rb

也可以简写：

如7N:

[Ne]2s22p211Na:

[He]3s1

［练习］：

写出下列原子的电子排布式的简写形式。

13Al19K20Ca

26Fe35Br37Rb

注意：

1~36号元素24Cr、29Cu不符合构造原理。

24Cr1s22s22p63s23p63d54s129Cu1s22s22p63s23p63d104s1

四、基态、激发态、光谱

1、基态：

能量状态。

如处于最低能量状态的原子称为基态原子。

2、激发态：

能量状态（相对基态而言）。

如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。

3、基态与激发态相互转化的能量转化的关系

（）能量

基态原子

激发态原子

（）能量

4、光谱：

不同元素的原子发生跃迁时会能量（基态→激发态）和能量（基态→激发态），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。

利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。

如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量。

五、电子云与原子轨道

核外电子运动的特点：

①质量极小②运动空间极小③极高速运动

1、电子云：

电子在原子核外空间一定范围内出现的，象一团带负电的云雾笼罩在原子周围。

电子云是核外电子运动状态的形象化描述。

［思考］：

1s电子云，许多黑点是否代表电子？

2、原子轨道——不同能级上的电子出现概率约为的电子云空间轮廓图

［思考］：

原子轨道与宏观物体运动的轨道是否相同？

s电子的原子轨道呈对称，每个s能级能级各有个原子轨道，能层序数越大，s原子轨道的半径越大。

；

p电子的原子轨道呈形，，每个p能级有个轨道，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。

d能级各有个原子轨道；

f能级各有个原子轨道。

[小结]：

s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍，此处的1、3、5、7……应为s、p、d、f……的轨道数。

据此分析每个轨道最多容纳各电子。

3、轨道表示式：

用“□”表示轨道，用“↑”或“↓”表示容纳的电子。

1s1s

↓↑

↑

如：

1H2He

1s2s1s2s2p

↑

↓↑

↑

↓↑

3Li6C

注意：

、ns能级各有1个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7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。

“↑”“↓”表示自选方向相反。

［练习］：

写出下列原子的轨道表示式。

7N8O

13Al18Ar

26Fe27Co

（1）泡利原理：

每个原子轨道里最多只能容纳个电子，且自旋方向。

也称泡利不相容原理，任何一个原子里绝不会出现运动状态完全相同的电子。

能层

运动状态包含能级

轨道

自旋方向

（2）洪特规则：

电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道且自旋方向相同。

特例：

24Cr1s22s22p63s23p63d54s129Cu1s22s22p63s23p63d104s1

3d3d

半充满全充满

[小结]：

1、电子排布为全充满、半充满或全空是能量最低，此时最稳定。

2、基态原子的核外电子排布要遵循的原则是、、。

3、核外电子的表示方法

（1）电子式

（2）原子结构示意图

（3）核外电子排布式

（4）轨道表示式

【巩固练习】

1、下列有关电子云和原子轨道的说法正确的是（）

A、原子核外的电子象云雾一样笼罩在原子核周围，故称电子云

B、s能级的原子轨道呈球形，处在该轨道上的电子只能在球壳内运动

C、p能级的原子轨道呈纺锤形，随着能层的增加，p能级原子轨道也在增多

D、与s电子原子轨道相同，p电子原子轨道的平均半径随能层的增大而增大

2、当镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，以下认识正确的是（）

A、镁原子由基态转化成激发态，这一过程中吸收能量

B、镁原子由激发态转化成基态，这一过程中释放能量

C、转化后位于p能级上的两个电子处于同一轨道，且自旋方向相同

D、转化后镁原子与硅原子电子层结构相同，化学性质相似

3、一个电子排布为1s22s22p63s23p1的元素最可能的价态是（）

A、+1B、+2C、+3D、—1

4、下列关于稀有气体的叙述不正确的是（）

A、原子的电子排布最外层都是以P6结束

B、其原子与同周期ⅠA、ⅡA族阳离子具有相同电子排布式

C、化学性质非常不活泼

D、一定条件下，也可以形成稀有气体化合物

4、下列基态原子的电子构型中，正确的是（）

A、3d94s2B、3d44s2C、4d105s0D、4d85s2

5、同一原子的基态和激发态相比较（）

A、基态时的能量比激发态时高B、基态时比较稳定

C、基态时的能量比激发态时低D、激发态时比较稳定

6、若某基态原子的外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是（）

A、该元素基态原子中共有3个电子B、该元素原子核外有5个电子层

C、该元素原子最外层共有3个电子D、该元素原子M能层共有8个电子

7、下表列出了核电荷数为21~25的元素的最高正化合价，回答下列问题：

元素名称

钪

钛

钒

铬

锰

元素符号

核电荷数

最高正价

（1）写出下列元素基态原子的核外电子排布式：

Sc_________Ti_______________________________

V____________________________Mn______________________________

（2）对比上述五种元素原子的核外电子排布与元素的最高正化合价，你发现的规律

是____________________________；出现这一现象的原因是_____________________。

8、以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。

试判断，哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规则。

（1）

（2）（3）

（4）（5）

违反泡利不相容原理的有，违反洪特规则的有。

9、某元素的激发态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p34s1，则该元素基态原子的电子排布式为；元素符合为。

第二节原子结构与元素的性质

一、原子结构与元素周期表

在周期表中同一横行的元素原子所含有的相同。

同一纵行相同。

每一个周期总是由（ns1）开始到（ns2np6）结束.如此循环往复，可见元素周期系的形成是由于的排布发生周期性的重复。

随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循原理，不同周期里所含元素种类不一定相同，并且随着周期序号的递增，金属元素的种类也逐渐，非金属的种类也逐渐。

周期

一

二

三

四

五

六

七

合计

元素种类

金属元素种类

未排满

非金属元素种类

未排满

通过上述表格我们发现非金属元素种类+周期序数=

科学探究

1、元素的分区和族

1）s区:

最后的电子填在上,包括,属于活泼金属,为碱金属和碱土金属;

2）p区:

最后的电子填在上,包括族元素,为非金属和少数金属;

3）d区:

最后的电子填在上,包括族元素,为过渡金属;

4）ds区:

（n-1）d全充满,最后的电子填在上,包括,

5）f区:

包括元素

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。

[思考]周期表上的外围电子排布称为“”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中。

小结：

S区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。

ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~8ns1~2；价电子总数等于列序数；

ds区元素特征电子排布为（n-1）d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；

p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。

每个纵行价电子总数是否相等？

练习：

原子序数

电子排布式

在周期表中的位置

是金属还是非金属

最高价氧化物的水化物化学式及酸碱性

气态氢化物的化学式

1s22s22p63s23p4

第二周期VA族

二、元素周期律

（1）原子半径

原子半径的大小取决于和。

能层数越多，电子间的将使原子的半径。

核电核数越大，核对电子的引力也就越，将使原子的半径越

同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐

元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径逐渐

推广：

也可以用于比较离子半径的大小

同种元素离子半径大小比较：

阴离子半径原子半径阳离子半径原子半径

半径大小比较：

NaNa+ClCl-

Fe2+Fe3+

不同种元素的原子和离子半径大小比较

NaMgCF

N3-O2-F-

Na+Mg2+Al3+

F-Na+

小结：

上一周期的阴离子和下一周期阳离子核外电子排布，但核电荷数逐渐增加，所以上一周期阴离子的半径下一周期阳离子的半径。

（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。

2、递变规律

周一周期

同一族

第一电离能

从左往右，第一电离能呈增大的趋势

从上到下，第一电离能呈减小趋势。

（1）、第一电离能越，越易失电子，金属的活泼性就越。

因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越。

（2）．气态电中性原子失去一个电子转化为一价气态基态正离子所需要的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：

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，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越，消耗的能量也越来越。

（3）Be的价电子排布为2s2，是结构，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，原因

磷的第一电离能比硫的大，原因

（4）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，说明核外电子是分排布的。

练习

1、下列各组微粒按半径逐渐增大，还原性逐渐增强的顺序排列的是（）

A．Na、K、RbB．F、Cl、Br

C．Mg2+、Al2+、Zn2+D．Cl-、Br-、I-

2、除去气态原子中的一个电子使之成为气态+1价阳离子时所需外界提供的能量叫做该元素的第一电离能。

右图是周期表中短周期的一部分，其中第一电离能最小的元素是

3、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是（）

A ns2np3

B ns2np5

C ns2np4

D ns2np6

（3）电负性

1、金属性越强，金属元素原子越容易电子，对键合电子的吸引能力越，电负性越；倒过来说也成立。

非金属性越强；非金属元素原子越容易电子，对键合电子的吸引能力越，电负性越；倒过来说也成立。

故可以用电负性来度量金属性与非金属性的相对强弱。

鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为和锂的电负性为作为相对标准，得出各元素的电负性。

金属的电负性小于，非金属的电负性大于，

2、同周期元素从左往右，元素的电负性总体，表明金属性逐渐，非金属性逐渐。

同主族元素从上往下，元素的电负性总体，表明元素的金属性逐渐，非金属性逐渐。

3、对角线规则某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质，被称为对角线原则。

请查阅电负性表给出相应的解释？

练习：

1、电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是（）

A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大

B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大

C．电负性越大，金属性越强

D．电负性越小，非金属性越强

2、元素电负性随原子序数的递增而增强的是（）

A．NaKRbB．NPAs

C．OSClD．SiPCl

3、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是（）

A、硼和硅B、铝和铁C、铍和铝D、铜和金

第二章分子结构与性质

第一节共价键

【教学目标】

1、复习化学键的概念，能用电子式表示常见物质的离子键或共价键的形成过程。

2、知道共价键的主要类型δ键和π键。

3、说出δ键和π键的明显差别和一般规律。

4、认识键能、键长、键角等键参数的概念

5、能用键参数――键能、键长、键角说明简单分子的某些性质

6、知道等电子原理，结合实例说明“等电子原理的应用”

【教学重点、难点】

1、价层电子对互斥模型

2、键参数的概念，等电子原理

【教学过程】

复习引入：

NaCl、HCl的形成过程

离子键：

阴阳离子间的相互作用。

共价键：

原子间通过共用电子对形成的相互作用。

使离子相结合或原子相结合的作用力通称为化学键。

共价键是现代化学键理论的核心。

第一节共价键

一、共价键

1、定义：

原子间通过共用电子对形成的相互作用。

练习：

用电子式表示H2、HCl、Cl2的形成过程

HCl

Cl2

思：

为什么H2、Cl2是双原子分子，而稀有气体是单原子分子？

2、形成共价键的条件：

两原子都有单电子

讨论：

按共价键的共用电子对理论，是否有H3、H2Cl、Cl3的分子存在？

3、共价键的特性一：

饱和性

讲：

对于主族元素而言，内层电子一般都成对，单电子在最外层。

如：

H1s1、Cl1s22s22p63s23p5

H、Cl最外层各缺一个电子，于是两原子各拿一电子形成一对共用电子对共用，由于Cl吸引电子对能力稍强，电子对偏向Cl（并非完全占有），Cl略带部分负电荷，H略带部分正电荷。

讨论：

共用电子对中H、Cl的两单电子自旋方向是相同还是相反？

设问：

前面学习了电子云和轨道理论，对于HCl中H、Cl原子形成共价键时，电子云如何重叠？

例：

H2的形成

1s1相互靠拢1s1电子云相互重叠形成H2分子的共价键（H-H）

由此可见，共价键可看成是电子云重叠的结果。

电子云重叠程度越大，则形成的共价键越牢固。

H2里的共价键称为δ键。

形成δ键的电子称为δ电子。

4、共价键的种类

（1）δ键：

（以“头碰头”重叠形式）

a、特征：

以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键电子云的图形不变，

这种特征称为轴对称。

讲：

H2分子里的δ键是由两个s电子重叠形成的，可称为S-Sδ键。

HCl分子里的δ键是由H的一个s电子和Cl的一个P电子重叠形成的，可称为S-Pδ键。

Cl2分子里的δ键是由Cl的两个P电子重叠形成的，可称为P-Pδ键。

b、种类：

S-Sδ键S-Pδ键P-Pδ键

思考：

N2中两个N电子云如何重叠？

结论：

P电子和P电子除能形成δ键外，还能形成π键,形成π键的电子称为π电子。

（2）π键（以“肩并肩”重叠形式）

两个原子相互接近电子云重叠π键的电子云

a．特征：

每个π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，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为镜像，这种特征称为镜像对称。

由此可见，共价键还具有方向性。

3、共价键的特性二：

方向性（离子键没有饱和性和方向性。

）

小结：

δ键和π键比较

δ键

π键

重叠方式

头碰头

肩并肩

强度

强度较大

不如δ键牢固

成键电子

S-SS-PP-P

P-P

δ键、π键总称价键轨道，是分子结构的价键理论中最基本的组成部分。

分析：

哪些共价键是δ键，哪些共价键是π键？

一般规律是：

共价单键是δ键；共价双键中有一个是δ键，另一个是π键，共价叁键中含一个δ键和两个π键。

练习：

乙烷、乙烯和乙炔分子中的共价键分别由几个δ键和几个π键组成？

【巩固练习】

1、下列关于化学键的说法不正确的是（）

A．化学键是一种作用力B．化学键可以是原子间作用力，也可以是离子间作用力

C．化学键存在于分子内部D．化学键存在于分子之间

2、下列物质中，属于共价化合物的是（）

A．I2B．BaCl2C．H2SO4D．NaOH

3、对δ键的认识不正确的是（）

A．δ键不属于共价键，是另一种化学键B．S-Sδ键与S-Pδ键的对称性相同

展开阅读全文