資源簡(jiǎn)介

(共30張PPT)
專(zhuān)題復(fù)習(xí)
專(zhuān)題2 原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)
道爾頓原子模型
葡萄干布丁模型
核式模型
玻爾模型
“有核行星”
量子力學(xué)模型
一、人類(lèi)對(duì)原子結(jié)構(gòu)的認(rèn)識(shí)
①原子核外電子在一系列穩(wěn)定的軌道上運(yùn)動(dòng)，既不放出能量，也不吸收能量。
②不同的原子軌道具有不同的能量，原子軌道的能量變化是不連續(xù)的。
③原子核外電子可以在能量不同的軌道上發(fā)生躍遷。
n=1
n=2
n=3
n=4
基態(tài)：能量最低的狀態(tài)，最穩(wěn)定，離核最近
激發(fā)態(tài)：高于基態(tài)的其它能量狀態(tài)
玻爾認(rèn)為，原子軌道的能量變化是不連續(xù)的，即量子化的。
當(dāng)電子吸收了能量（如光能、熱能等）后，就會(huì)從能量較低的軌道躍遷到能量較高的軌道上。處于能量較高軌道的電子不穩(wěn)定，會(huì)回到能量較低的軌道上，當(dāng)電子從能量較高的軌道回到能量較低的軌道時(shí)，就會(huì)發(fā)射出光子，發(fā)出光的波長(zhǎng)取決于兩個(gè)軌道的能量之差。
二、原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特征
根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動(dòng)區(qū)域的不同，認(rèn)為核外電子處于不同的電子層上，用n表示
分層標(biāo)準(zhǔn) 電子離核的遠(yuǎn)近 電子層(n) 1 2 3 4 5 6 7
符號(hào) __ __ __ __ __ __ __
能量 _______ 離核 _______ K
L
M
N
O
P
Q
低→高
近→遠(yuǎn)
電子在原子核外的一個(gè)空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)稱(chēng)為一個(gè)原子軌道。原子軌道是用量子力學(xué)描述電子在原子核外空間運(yùn)動(dòng)的主要區(qū)域。
原子軌道用表示電子層的n和表示原子軌道形狀的s、p、d、f 結(jié)合起來(lái)共同表示。
如1s、2s、2p(2px、2py、2pz)、3d等。
軌道的類(lèi)型不同，能量不同，形狀也不同。
球形對(duì)稱(chēng)，一個(gè)原子軌道；
n越大,原子軌道的半徑越大。
s 軌道：
p 軌道：
p 電子云輪廓圖是紡錘形的。每個(gè)p能級(jí)都有3個(gè)相互垂直的電子云，分別稱(chēng)為px、py,和pz，右下標(biāo)x、y、z分別是p電子云在直角坐標(biāo)系里的取向。
d軌道和f軌道：
d軌道有5個(gè)伸展方向（5個(gè)軌道）
f軌道有7個(gè)伸展方向（7個(gè)軌道）
原子軌道的類(lèi)型
原子軌道 形狀 延伸方向 軌道數(shù) 可容納的
電子數(shù)
s
p
d
f
球形
1
1
2
紡錘形
3
3
6
5
5
10
7
7
14
原子軌道的伸展方向=原子軌道數(shù)
原子軌道能量高低規(guī)律
2.形狀相同的原子軌道能量的高低：1s＜2s＜3s＜4s…
1.處于相同電子層的原子軌道能量的高低：ns＜np＜nd＜nf。
3.電子層和形狀均相同的原子軌道的能量相等，如2px、2py、2pz軌道的能量相等。
電子自旋
原子核外電子的自旋可以有兩種不同的狀態(tài)，通常人們用向上的箭頭“↑”和向下的箭頭“↓”來(lái)表示這兩種不同的自旋狀態(tài)。
“電子自旋”并非真像地球繞軸自轉(zhuǎn)一樣，它只是代表電子的兩種不同狀態(tài)。
三、原子核外電子排布的構(gòu)造原理
①能量最低原理
原子核外電子先占據(jù)能量低的軌道，然后依次進(jìn)入能量較高的軌道，這樣使整個(gè)原子處于能量最低的狀態(tài)，從而滿(mǎn)足能量最低原理。
能量升高
能量升高
②泡利不相容原理
每個(gè)原子軌道最多容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子。
每一種運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的電子只有一個(gè)。
由于每一個(gè)原子軌道包括兩種運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，所以每一個(gè)原子軌道最多只能容納兩個(gè)自旋方向相反的電子。
因?yàn)閟、p、d、f軌道的原子軌道數(shù)分別為1，3，5，7個(gè)，所以s、p、d、f各原子軌道分別最多能容納2，6，10，14個(gè)電子。
1
2
3
He
3p
3s
2p
2s
1s
↑↓
能量
③洪特規(guī)則
原子核外電子在能量相同的各個(gè)軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占在不同的原子軌道上，且自旋狀態(tài)相同，這樣整個(gè)原子的能量最低，這個(gè)規(guī)則稱(chēng)為洪特規(guī)則。
洪特規(guī)則特例
光譜實(shí)驗(yàn)發(fā)現(xiàn)，能量相同的原子軌道在全滿(mǎn)、半滿(mǎn)和全空條件時(shí)，
體系能量較低，原子較穩(wěn)定。
基態(tài)原子核外電子排布的表示方法
原子結(jié)構(gòu)示意圖
電子式
電子排布式
簡(jiǎn)化電子排布式
價(jià)電子排布式
電子排布圖
價(jià)層電子排布圖
S：1s22s22p63s23p4
[Ne]3s23p4
S：3s23p4
四、原子核外電子排布的周期性
除第1周期外，每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的最外層電子數(shù)重復(fù)出現(xiàn)從1逐漸增加到8的周期性變化。
1、最外層電子數(shù)目的變化
2、外圍電子排布的變化
周期
元素?cái)?shù)
1s
2s
2p
3s
3p
4s
3d
4p
5s
4d
5p
4f
5d
6p
6s
5f
6d
7p
7s
……
一
二
三
四
五
六
七
2
8
8
18
18
32
32
五、元素周期表中區(qū)的劃分
原子的電子層數(shù)=能級(jí)中最高電子層序數(shù)=周期序數(shù)
外圍電子排布與周期表的關(guān)系
主族元素原子的外圍電子數(shù)=該元素在周期表中的主族序數(shù)
族序數(shù) ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
外圍電子排布 ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2
np5
金屬與非金屬交界處元素的性質(zhì)特點(diǎn)
在元素周期表中位于金屬和非金屬分界線上的元素兼有金屬和非金屬的性質(zhì)，位于此處的元素(如硼、硅、鍺、砷、銻等)常被稱(chēng)為半金屬或類(lèi)金屬(一般可用作半導(dǎo)體材料) 。
六、元素第一電離能的周期性變化
1.電離能
氣態(tài)基態(tài)原子或氣態(tài)基態(tài)離子失去一個(gè)電子所需要的最小能量。
符號(hào): I 單位: kJ·mol-1
2.意義
可利用電離能數(shù)值判斷金屬元素的原子在氣態(tài)時(shí)失去電子的難易程度。
電離能數(shù)值越大,該氣態(tài)原子越難失去電子。
電離能數(shù)值越小,該氣態(tài)原子越容易失去電子。
規(guī)律1：同主族元素原子的第一電離能從上到下逐漸減小。
規(guī)律2：同周期中從左到右元素的第一電離能呈增大的趨勢(shì)。
規(guī)律3：同一周期中堿金屬的第一電離能最小，稀有氣體的第一電離能最大。
規(guī)律4：具有全充滿(mǎn)、半充滿(mǎn)及全空的電子構(gòu)型的原子穩(wěn)定性較高，其第一電離能數(shù)值較大。
六、元素第一電離能的周期性變化
M(g)==M+(g)+e-　I1(第一電離能)
M+(g) ==M2+(g)+e-　I2(第二電離能)
M2+(g)== M3+ (g)+e-　I3(第三電離能)
3.元素的逐級(jí)電離能
電離能
I1
I3
I2
鈹
原
子
同一原子:I1當(dāng)相鄰逐級(jí)電離能突然變大時(shí)，說(shuō)明失去的電子所在電子層發(fā)生了變化
4.電離能的應(yīng)用
確定元素原子的核外電子排布
Li的逐級(jí)電離能I1 I2判斷主族元素的最高正化合價(jià)或最外層電子數(shù)
如果電離能在In與In+1之間發(fā)生突變，則元素的原子易形成+n價(jià)離子而不易形成+(n+1)價(jià)離。如果是主族元素，則其最外層有n個(gè)電子，最高正化合價(jià)為+n(O、F除外)。
判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱
I1越大，元素的非金屬性越強(qiáng)(稀有氣體元素除外);
I1越小，元素的金屬性越強(qiáng)。
七、元素電負(fù)性的周期性變化
1.電負(fù)性
衡量元素在化合物中吸引電子的能力。
電負(fù)性越大的原子，對(duì)鍵合電子的吸引力越大。
2.電負(fù)性的應(yīng)用
①判斷元素的金屬性與非金屬性的強(qiáng)弱
電負(fù)性越大,元素的非金屬性越強(qiáng),電負(fù)性越小,元素的非金屬性越弱。
電負(fù)性 ＞ 1.8 非金屬元素
電負(fù)性 ＜ 1.8 金屬元素
電負(fù)性 ≈ 1.8 類(lèi)金屬元素
②判斷共價(jià)化合物中元素的化合價(jià)的正負(fù)
在化合物中，電負(fù)性大的顯負(fù)價(jià)，電負(fù)性小的顯正價(jià)。
判斷化學(xué)鍵的類(lèi)型
電負(fù)性相差很大
離子鍵
(相差>1.7)
電負(fù)性相差不大
共價(jià)鍵
(相差<1.7)
但也有特例（如HF）
但也有特例（如NaH）
2.電負(fù)性的應(yīng)用
3、對(duì)角線規(guī)則
“對(duì)角線”規(guī)則又稱(chēng)斜線關(guān)系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性質(zhì)與它左上方或右下方的另一元素的性質(zhì)相類(lèi)似。
在第2、3周期中，具有典型“對(duì)角線”規(guī)則的元素有三對(duì)：鋰與鎂，鈹與鋁，硼與硅。
有人從元素的電負(fù)性值相近解釋“對(duì)角線”規(guī)則：
鋰1.0、鎂1.2；鈹1.5、鋁1.5；硼2.0、硅1.8。

展開(kāi)更多......

收起↑