化学(选修3)第一章复习小结.ppt
人教版高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质
第一章 原子结构与性质课标要求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的（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种性质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.了解电负性的概念,知道元素的性质与电负性的关系。
要点精讲一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理:随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理.能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道,后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高)，而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说,整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，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。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
(3）泡利(不相容）原理：基态多电子原子中,不可能同时存在4个量子数完全相同的电子.换言之,一个轨道里最多只能容纳两个电子,且电旋方向相反（用“↑↓"表示）,这个原理称为泡利(Pauli)原理。
(4）洪特规则:当电子排布在同一能级的不同轨道(能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则.比如，p3的轨道式为或,而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时,原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时,是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
高中化学 第一章 原子结构与性质 章末归纳整合课件 新人教版选修3
单质氧化性、还原 氧化性逐渐增强还 氧化性逐渐减弱还
性
原性逐渐减弱
原性逐渐增强
最高价氧化物对应 碱性逐渐减弱酸性 碱性逐渐增强酸性
水化物的酸碱性 逐渐增强
逐渐减弱
非金属气态氢化物 生成由难到易，稳 生成由易到难，稳
的稳定性
定性逐渐增强
定性逐渐减弱
p性强弱的方法 提示 元素金属性强弱的实验标志 (1)与水或酸反应置换出氢气的难易：金属单质与水或酸 (非氧化性酸)置换出氢气的速率越快(反应越剧烈)，表明 元素金属性越强。 (2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，表 明元素金属性越强。 (3)置换反应：一种金属元素能把另一种金属元素从它的 盐溶液里置换出来，表明前一种金属元素金属性较强，被 置换出来的金属元素的金属性较弱。
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(3)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，表 明元素非金属性越强。 (4)置换反应：对于特定的置换反应，一种非金属单质能 把另一种非金属单质从它的盐溶液或酸溶液里置换出来， 表明前一种元素非金属性较强，被置换出的非金属元素非 金属性较弱。 (5)电离能越大，原子越易得电子，元素的非金属性越强 (稀有气体元素除外)。 (6)电负性越大，原子越易得电子，元素的非金属性越强。
章末归纳整合
请分别用一句话表达下列关键词： 电子云 能量最低原理 泡利原理 洪特规则 电离能 电负性 提示 电子云：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机会多少的一种图像。 能量最低原理：原子核外电子先占有能量低的轨道，然后 依次进入能量较高的轨道。轨道能量由低到高的顺序为：
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(7)能导电的非金属单质有石墨(C)和晶体硅(Si)。
(8)能与强碱溶液作用的单质有Al、Cl2、Si、S。 2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑； Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O； Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑； 3S＋6NaOH(浓)===2Na2S＋Na2SO3＋3H2O。 (9)既能在 CO2 中燃烧又能在 N2 中燃烧的金属单质是 Mg(CO2＋2Mg=点==燃==C＋2MgO，N2＋3Mg=点==燃==Mg3N2)。
苏教版化学选修3专题1课件 .ppt
6、1911年英国物理学家卢瑟福（汤姆生的 学生）提出了带核的原子结构模型
7、1913年丹麦物理学家波尔（卢瑟福的学生） 引入量子论观点，提出新的原子壳层结构模 型,他发现了氢原子光谱。
启示
人类对原子结构认识的逐渐深入，都是 建立在实验研究基础上的，实验是揭示 原子结构的重要手段。 汤姆生、卢瑟福、玻尔、海森伯四代师 生都是诺贝尔科学奖获得者，他们勇于 怀疑科学上的“定论”，不迷信权威， 向自己的恩师挑战，为科学的发展作出 了重要贡献。在他们的身上闪烁着科学 探索精神的光辉！
4、1869年，已有63 种元素为科学家所认 识，俄国化学家门捷 列夫将各元素按原子 量的变化联系起来， 揭示了自然界的一条 基本规律---元素周期 律。
1897年,英国科学家汤姆生利用阴极 射线在电场和磁场中的偏转,得出了 阴极射线是带负电的粒子流,并测定 了这种粒子流的荷质比,然后他做了 各种气体的阴极射线,发现现象相同, 于是得出结论:这种粒子必定是所有 物质的共同组成部分,这就是人们后 来所说的电子.
5.1897年，英国科学家汤姆生发现了电子。 1904年提出“葡萄干面包式”的原子结构模 型: 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,这些电子带负电荷,中和了 正电荷从而形成中性原生的物理学家 卢瑟福把一束变动的α粒子射向一 片极薄的金箔,他惊奇地发现,过去 一直认为原子是实心球,而这种由实 心球紧密排列的金箔,竟让大多数α 粒子畅通无阻地通过,就象金箔不在 那而似的,但也有极少数α粒子发生 偏转,或被笔直弹回。 由此可得出什么结论?
例:1811年,人们发现在同温同压 下,气体反应中各气体的体积互 成简单的整数比.例如1体积氯气 和1体积氢气反应生成2体积氯 化氢,根据道耳顿的原子论,如果 物质是由氯气、氢气原子组成, 讨论氯化氢又是由什么组成,分 析道耳顿的原子论的缺陷并交 流.
人教版高中化学选修3 物质结构与性质 第一章 第一节 原子结构(第1课时)精品PPT课件
开天辟地—原子的诞生
质子（正电） 原子核 原子 （正电） 中子（不带电） 不显 电性 核外电子 分层排布 （负电） 与物质化学性质密切相关
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能层与能级
二、能层与能级
（1）能层
在多电子的原子核外电子的能量是不同的， 按电子的能量差异，可以将核外电子分成不 同的能层。
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开天辟地—原子的诞生
问题：宇宙大爆炸是怎么回事？物质是由原子构成的，那 么原子是怎样诞生的呢？ P4
1932年勒梅特首次提出了现代大爆炸宇宙理论
宇宙大爆炸
2h后 诞生
大量的氢 大量的氦 极少量的锂
原子核的 熔合反应
合成
其他元素
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开天辟地—原子的诞生
一、开天辟地—原子的诞生
思考与交流 阅读课本P4
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开天辟地—原子的诞生
人类认识原子的过程
人类在认识自然的过 程中，经历了无数的艰 辛，正是因为有了无数 的探索者，才使人类对 事物的认识一步步地走 向深入，也越来越接近 事物的本质。随着现代 科学技术的发展，我们 现在所学习的科学理论， 还会随着人类对客观事 物的认识而不断地深入 和发展。
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能层与能级
核外电子分层排布
依据核外电子的能量不同：
离核远近：近
远
能量高低：低
高
1
2
3
4
5
6
7
K
L
M
N
O
P
Q
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能层与能级
原子核外电子分层排布规律：
（1）各能层最多能容纳2n2个电子。
人教版高中化学选修三课件：第一章 第二节 第二课时 元素周期律(29张PPT)
电负性
1．电负性 (1)概念 ①键合电子：原子中用于形成 化学键 的电子。 ②电负性：用来描述不同元素的原子对 键合电子 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)衡量标准 电负性是由美国化学家 鲍林 提出的，他以氟的电负性为 4.0 作为相对标准，得出了各元素的电负性。
5．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给
出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
1．离子半径大小比较的规律 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离 子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋) >r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如 r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋) <r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 ( √ )
(2)元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小( √ )
(3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
(√ )
(4)同一周期电负性最大为稀有气体元素
化学选修三知识点总结
高中化学选修3知识点全部归纳物质的结构与性质第一章与性质.一、认识外电子运动状态,了解电子云、电子层能层、原子轨道能级的含义.1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近,电子出现的机会大,电子云密度越大；离核越远,电子出现的机会小,电子云密度越小.电子层能层：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同,核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.原子轨道能级即亚层：处于同一电子层的原子核外电子,也可以在不同类型的原子轨道上运动,分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道,s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形,d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.构造原理了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.1.原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道亚层和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中,不存在运动状态完全相同的两个电子.2.原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道,再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时,电子尽可能分占不同的轨道,且自旋状态相同.洪特规则的特例:在等价轨道的全充满p6、d10、f14、半充满p3、d5、f7、全空时p0、d0、f0的状态,具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr Ar3d54s1、29Cu Ar3d104s1.3.掌握能级交错图和1-36号元素的式.①根据构造原理,基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序;②根据构造原理,可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示,由下而上表示七个能级组,其能量依次升高；在同一能级组内,从左到右能量依次升高;基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布;3.元素电离能和元素电负性第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子,转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能;常用符号I1表示,单位为kJ/mol;1.原子核外电子排布的周期性.随着的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素,元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.2.元素第一电离能的周期性变化.随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化:★同周期从左到右,第一电离能有逐渐增大的趋势,的第一电离能最大,的第一电离能最小；★同主族从上到下,第一电离能有逐渐减小的趋势.说明：①同周期元素,从左往右第一电离能呈增大趋势;电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA 族、第ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素;Be、N、Mg、P②.元素第一电离能的运用：a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.b.用来比较元素的金属性的强弱. I1越小,金属性越强,表征原子失电子能力强弱.3.元素电负性的周期性变化.元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性;随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右,主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下,元素电负性呈现减小的趋势.电负性的运用:a.确定元素类型一般>,非；<,金属元素.b.确定类型两元素电负性差值>,；<,.c.判断元素价态正负电负性大的为负价,小的为正价.d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数表征原子得电子能力强弱.例8.下列各组元素,按依次减小,元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是A．K、Na、Li B．N、O、C C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na例9.已知X、Y元素同周期,且电负性X＞Y,下列说法错误的是A．X与Y形成化合物时,X显负价,Y显正价B．第一电离能可能Y小于XC．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX二.化学键与物质的性质.内容：离子键――离子晶体1.理解离子键的含义,能说明离子键的形成.了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征,能用晶格能解释离子化合物的.1.化学键：相邻原子之间强烈的.化学键包括离子键、共价键和金属键.2.离子键：阴、通过静电作用形成的化学键.离子键强弱的判断:离子半径越小,离子所带电荷越多,离子键越强,离子晶体的熔沸点越高. 离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量,晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态和阳离子所吸收的能量.晶格能越大,离子晶体的熔点越高、硬度越大.离子晶体:通过离子键作用形成的晶体.典型的离子：NaCl型和CsCl型.晶体中,每个钠离子周围有6个氯离子,每个氯离子周围有6个钠离子,每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子；氯化铯晶体中,每个铯离子周围有8个氯离子,每个氯离子周围有8个铯离子,每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.3.晶胞中粒子数的--均摊法.2.了解共价键的主要类型σ键和π键,能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求.1.共价键的分类和判断：σ键“头碰头”重叠和π键“肩碰肩”重叠、和非极性键,还有一类特殊的共价键-配位键.2.共价键三参数.共价键的键能与热的关系:= 所有反应物键能总和－所有生成物键能总和.3.了解极性键和非极性键,了解和及其性质的差异.1共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键.2键的极性：极性键：不同种原子之间形成的共价键,成键原子吸引电子的能力不同,共用电子对发生偏移. 非极性键：同种原子之间形成的共价键,成键原子吸引电子的能力相同,共用电子对不发生偏移.3分子的极性：①极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.②分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定.非极性分子和极性分子的比较4.分子的空间立体结构记住常见分子的类型与形状比较5.了解的特征,能描述金刚石、等原子晶体的结构与性质的关系.1.原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体.2.典型的原子晶体有金刚石C、晶体硅Si、二氧化硅SiO２.金刚石是正四面体的空间网状结构,最小的碳环中有6个碳原子,每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键；晶体硅的结构与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状结构,最小的环中有6个硅原子和6个氧原子,每个硅原子与4个氧原子成键,每个氧原子与2个硅原子成键.3.共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小,形成共价键的键长越短,共价键的键能越大,其晶体熔沸点越高.如熔点：金刚石>>晶体硅.6.理解金属键的含义,能用金属键的自由电子理论解释金属的一些物理性质.知道金属晶体的基本堆积方式,了解常见金属晶体的晶胞结构晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求.1.金属键:金属离子和自由电子之间强烈的相互作用.请运用自由电子理论解释金属晶体的导电性、导热性和延展性.2①金属晶体:通过金属键作用形成的晶体.②金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小,金属键越强,熔沸点越高.如熔点：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs．金属键的强弱可以用金属的原子7.了解简单配合物的成键情况配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求.1配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键.即成键的两个原子一方提供孤对电子,一方提供空轨道而形成的共价键.2①.配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子或离子以配位键形成的化合物称配合物,又称.②形成条件：a.中心原子或离子必须存在空轨道. b.配位体具有提供孤电子对的原子.③配合物的组成.④配合物的性质：配合物具有一定的稳定性.配合物中配位键越强,配合物越稳定.当作为中心原子的金属离子相同时,配合物的稳定性与配体的性质有关.三.分子间作用力与物质的性质.1.知道分子间作用力的含义,了解化学键和分子间作用力的区别.分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用,比化学键弱得多,包括范德华力和氢键.范德华力一般没有饱和性和方向性,而氢键则有饱和性和方向性.2.知道的含义,了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.1.分子晶体:分子间以分子间作用力范德华力、氢键相结合的晶体.典型的有冰、干冰.2.分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量,熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高.3.了解氢键的存在对物质性质的影响对氢键相对强弱的比较不作要求.NH3、H2O、HF中由于存在氢键,使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高. 影响物质的性质方面：增大溶沸点,增大溶解性表示方法：X—H……YN O F 一般都是氢化物中存在.4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别.四、几种比较1、离子键、共价键和金属键的比较2、非极性键和极性键的比较3．物质溶沸点的比较重点1不同类晶体：一般情况下,原子晶体>离子晶体>分子晶体2同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大,则熔沸点高,反之则小;①离子晶体：离子所带的电荷数越高,离子半径越小,则其熔沸点就越高;②分子晶体：对于同类分子晶体,式量越大,则熔沸点越高;③原子晶体：键长越小、键能越大,则熔沸点越高;3常温常压下状态①熔点：固态物质>液态物质②沸点：液态物质>气态物质。
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质
第一章原子结构与性质课标要求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的（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种性质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.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
要点精讲一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，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。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。
比如，p3的轨道式为或，而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
化学选修三第一章归纳总结带配套练习题
化学选修三第一章归纳总结带配套练习题选修三第一章知识点小结一.核外电子排布：1、能层：原子核外电子按______大小______排布，从内到外分为____、____、____、____、____、____、____七层，能量依次_____。
各能层所能容纳的电子个数为______。
2、能级：各能层电子的能量_______（填“相同”或“不相同”），不同能量的电子分别排布在____、____、____、____能级上，各能层的能级个数与__________相等，各能级上所能容纳的电子数分别为_____、____、____、____。
3、原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。
电子云轮廓图给出了电子在的区域，这种电子云轮廓图也就是原子轨道的形象化描述。
原子轨道轨道形状轨道个数spdf4.能层、能级、原子轨道及其最多容纳电子数的关系能层n一二三四五…n 符号K……能级1s………原子轨道1………最多容纳电子数2 2•能级数=能层序数•S、p、d、f能级分别有1、3、5、7个原子轨道，最多容纳电子数分别是2、6、10、••基态：处于____________的原子叫做基态原子，基态原子的排布符合______________。
（1）激发态：基态原子的电子______能量跃迁到高能层或者高能级，成为激发态原子。
（2）基态原子的电子跃迁到高能层或者高能级时，_____能量，得到______光谱；当电子跃迁回基态时_____能量，得到______光谱。
（3）3.基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式：用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式A．电子排布遵循构造原理。
B．能层低的能级要写在左边，不能按填充顺序写。
如钪(Sc)的电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2，而不能写成1s22s22p63s23p64s23d1。
练习。
写出下列元素的原子核外电子排布式：AlCuCr（2）简化电子排布式如Na的简化电子排布式为[Ne]3s1练习。
化学选修三《原子结构与元素的性质》PPT课件(原文)
能说明元素的某些性质
❖ 7、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认 识物质的结构与性质之间的关系
❖ 8、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的 关系
❖ 9、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素 周期系的应用价值
（G）碱 酸 s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属。
最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐
；
（横行） 第6周期：32 种元素 查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这
些元素的电负性解释对角线规则。
元素(除第一周期外)是 __碱_金__属___, 1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系
试确定32号元素在周期表中的位置。 d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。
最外层电
子排布为_n_s____,每一周期的最后一种元素都 1 每个纵行的价电子层的电子总数是否相等？主族元素的价电子数和族序数有何关系？
样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。
元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋
一、原子结构与元素周期表
1. 为什么副族元素又称为过渡元素？
副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的 区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。
2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角 三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被 称为半金属或准金属。为什么？
镧 La – 镥 Lu 共15 种元素称镧系元素 已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。
电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键；
人教版高中化学选修三第一章第一节 原子结构 课件(共54张PPT)
二、10电子微粒和18电子微粒 1．10电子微粒
【典例3】 已知A、B、C、D四种物质分别是由短周 期元素组成的微粒，它们之间有如图所示的转化关系，且A 是一种含有18电子的微粒，C是一种含有10电子的微粒。请 完成下列各题：
(1)若A、D分别是两种气态单质分子，写出A与B反应的 化学方程式：________________；
是O2置换H2S中的S。问题(4)中H、O形成的原子个数为1:1 的化合物是H2O2，N、H形成的化合物分子中电子数也为18 的分子只能是N2H4。
[答案] (1) (2)X(或氧) 2H2S＋O2===2H2O＋2S↓ (3)NH4HSO4
点燃 (4)N2H4＋2H2O2=====N2＋4H2O
2．(2012·长沙模考)下列有关化学用语使用正确的是 ()
A．硫原子的结构示意图： B.11H2、12H2、31H2是氢的三种同位素 C．原子核内有10个中子的氧原子：188O D．金刚石和石墨、甲烷和乙烷都属于同素异形体
解析 硫原子的结构示意图应为
A项错误。同位
素的研究对象是原子，但B选项中三种粒子是氢的单质，故
(4)若D是一种含有22个电子的分子，则符合如图关系的 A的物质有________(写化学式，如果是有机物则写相应的结 构简式)。
[解析] 本题把指定电子数目的有关微粒作为命题素 材，着重考查考生的有序思维能力。寻找10电子、18电子、 22电子微粒，必须从元素周期表出发，遵循由原子到分子， 再到离子的思考途径，列出相应的微粒。关于18电子微粒的 推断，对有序思维的要求更高，技巧性更强，我们可以以推 断10电子微粒的思路来进行分析，对数字18作一拆分，把18 拆成9＋9，找出F2后会使18电子微粒的推断打开一个大“空
高中化学人教版选修三：1.1原子结构(共44张PPT)
核外电子分成不同的能层。 电子层 (2)能层的表示方法及各能层最多容纳的电子数如下：
能层 一 二 三 M 四 五 六 P 七 …… Q ……
K ___ L 符号 ___ 最多 电子 数
N ___ O ___
பைடு நூலகம்
各能层最多容纳的电子数为 2n2 ______
2.能级 能量 的不同， (1)根据多电子原子中同一能层电子_________ 将它们分成不同的能级。 (2)能级的表示方法及各能级最多容纳的电子数如下：
四、能量最低原理、基态与激发态、光谱
1.能量最低原理 现代物质结构理论证实，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 。 2.基态与激发态: 基态原子: 处于最低能量的原子 (稳定)
发射光谱
电子放 出能量
激发态原子:基态原子的电子吸收能量后电子会跃迁到 较高的能级,变为激发态原子。 (不稳定)
电子云
知识回顾
原子：是化学变化中最小的粒子 化学反应的实质：是原子的重新组合。 质子(+) 原子结构： 原子核 中子(不带电） 原子 核外电子(-) 核电荷数（z）= 核内质子数= 核外电子数
{
{
质量数（A） = 质子数（Z） + 中子数（N） 原子核外电子排布： (1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层； (2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。 (3)原子最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个 电子)。 (4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)， 倒数第三层电子数目不能超过32个。
A．ClB． C． D．1s22s22p63s23p6
3、构造原理揭示的电子排布能级顺序，实质是各能级能量高低。 若以E(nl)表示某能级的能量，以下各式中正确的是（ ）AB A．E(4s)＞E(3s)＞E(2s)＞E(1s) B．E(3d)＞E(4s)＞E(3p)＞E(3s) C．E(5s)＞E(4f)＞E(4s)＞E(3d) D．E(5s)＞E(4s)＞E(4f)＞E(3d) 4、某元素原子的价电子构型为3s23p4, 则此元素在周期表的位置是 第3周期，第VIA族 ____________
化学选修3第一章第二节(3课时)PPT课件
思考: 如何理解同周期同主族原
总结
子半径的变化趋势?
同周期主族元素
原子半径的大小取决于两个相 从左到右，原子半径逐渐减小。
反的因素：
其主要原因:
一是电子的能层数，另一个是核 是由于核电荷数的增加使核对
22
第二节 原子结构与元素的性质
第2课时
2021
23
学与问
元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最 高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化 规律是什么？
同周期主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化
合价逐渐升高.金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 .
2021
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二.元素周期律
元素的性质随（核电荷数）的递增发生周期性的递变，
2021
12
归纳：1、s区中除氢元素外都为金属元素 2、d、ds、f区都为金属元素。 3、p区既有金属元素又有非金属元素。
应用： 已知铜的外围电子排布为3d104s1,根据结构分析， 铜位于 第四周期， ⅠB 族， ds 区。
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13
门捷列夫
元素周期表手稿
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14
2021
15
2021
2021
10
ⅠB
ⅡB
Ⅷ
外围电子总数
11
12
8，9，10
外围电子总数与列 序数的关系
外围电子总数＝列序数
归纳：3、如果在外围电子排布中的只有d能级和s能级， 且这两个能级上的电子数之和为8到10，则可以确定该 元素属于Ⅷ，且根据上述等式确定列数。 4、如果在外围电子排布中的只有d能级和s能级，且这 两个能级上的电子数之和为11和12，则可以确定该元素 属于副族，且根据外围电子总数的尾数确定族序数。
第一章 原子结构总结[选修3]鲁科版
![第一章 原子结构总结[选修3]鲁科版](https://img.taocdn.com/s3/m/dc376972f46527d3240ce0e6.png)
第1章原子结构总结专题归纳：一、玻尔理论的主要内容1.核外电子的运动不是任意的，它只能服从一定的量子化的条件的确定。
2.电子在一定的规道上运动，有一定的能量。
3.当电子由某轨道（一个定态）跃迁到另一轨道（另一定态）时，就会吸收或放出辐射能。
说明：（1）量子化条件为：电子轨道运动的角动量p必须等于h/2π的整数倍，电子在这样的轨道上运动，既不吸收能量也不放出能量。
（2）要理解什么是基态，什么是激发态。
（3）不同轨道的能量是不连续的。
（4）ΔE=E2－E1=hv（E2－E1）（5）h为普郎克常数，其值为6、626×10-34J· S。
二、元素周期表的应用1、同周期从左到右的递变规律（1）核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）。
（2）元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强（因为失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强）。
（3）单质（或原子）氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。
（4）最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。
（5）非金属单质与H2化合由难到易，气态氢化物稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱，其水溶液酸性逐渐增强。
（6）金属单质熔点逐渐升高，非金属单质熔点逐渐降低，熔点最低的是本周期的稀有气体。
2、同主族从上到下的递变规律（1）核电荷数递增，原子半径逐渐增大。
（与同周期递变规律相比，并分别加以解释）（2）元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
（3）单质（或原子）还原性逐渐增强，氧化性逐渐减弱。
（4）最高价氧化物对应水化物碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱。
（5）非金属单质与H2化合由易到难，气态氢化物稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，其水溶液酸性逐渐增强。
（6）金属单质熔点逐渐降低，非金属单质熔点逐渐升高。
（7）单质密度逐渐增加。
三、电离能及其变化规律1、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，第一电离能呈增大趋势。
2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。
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4
3，原子轨道
能级： s p d f 轨道数： 1 3 5 7 轨道形状：球形 哑铃形…… 4,电子的自旋 顺时针 逆时针
g… 9…
5
三、构造原理与电子排布式
1、构造原理
随原子核电荷 数递增，绝大多 数原子核外电子 的排布遵循如右 图的排布顺序， 这个排布顺序被 称为构造原理。
强 强
金属
非金属
29
六、对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与__右_下__方____的 主族元素的电负性接近，有些性质相似，被称为“ 对角线规则”。 如：
6
2.电子排布式
能层序数 能级符号
该能级上排布 的电子数
Na： 1s22sK22按能p层L6次序3书s写1 M
7
3.简化电子排布式
练习
写出第26号元素铁的电子排布式。
Ar： 1s22s22p63s23p6 Fe： 1s22s22p63s23p63d64s2
简化为
[Ar]3d64s2
8
四，核外电子排布遵循的原理和规则
1，能量最低原理 核外电子排布时，总是尽先占有能量最低 的轨道。
（处于最低能量的原子为基态原子，当基 态原子的电子吸收能量会变成激发态原子。 由于不同原子的电子发生跃迁会吸收或释 放不同的光，所以可以用光谱仪产生的光 谱线来鉴定元素）。
9
2、泡利原理
在一个原子轨道里，最多能容纳2个电子，而且它 们的自旋状态相反。 3、洪特规则 基态原子中的电子进入并肩轨道后，总是优先单 独占据一个轨道而且自旋方向相同。
五
1s22_s_22_p_6_3_s_2_3_p_6_3_d_10_4_s_2_4_p_65s1 或[Kr]5s1
1s22s22p63s23p63d104s 六 24p64d105s25p66s1或
[_X_e_]_6_s_1___
17
2．元素周期系的形成 (1)周期系的形成 随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现 __碱_金__属_____，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__稀__有_气__体______；这样形成一个周__期_____， 循环往复形成周期系。
碱
原周
金属 子序数 期
锂
3
二
钠
11 三
基态原子的电子 排布式
1s22s1或[He]2s1 1s22s22p63s1或
[N_e_]_3_s_1___
16
碱 金属
原 子序
数
钾 19
铷 37
铯 55
周 期
基态原子的电子排布式
四
_1_s_22_s_2_2_p_6_3_s_23_p_6_4_s_1_或 [Ar]4s1
（洪特规则的特例：当能级较高的电子处于半满、 全满状态时原子处于稳定态）。 如：Cr 3d44S2 ---3d54S1 Cu 3d94S2--3d104S1
10
小结
一、能层与能级 二、构造原理 三、电子排布式
遵循能量由低到 高的原理。
11
1．以下能级符号正确的是（ A ）
A．6s B．2d
C．3f
25
3．元素第一电离能的变化规律 (1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一 电离能呈现__增__大____的趋势。 (2)同族元素从上到下第一电离能逐渐_减__小____。
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五、电负性 1．键合电子和电负性的含义 (1)键合电子 元素相互化合时，原子中用于形成__化__学__键_____ 的电子。 (2)电负性 用来描述不同元素的原子对__键__合__电__子_____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______。
18
(2)原因：_原__子__核__外_电__子__排__布_____的周期性 重复。
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二、元素周期表 1．周期表的结构
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2．周期与族 (1)周期：具有相同的__电__子_层__数_____的元素按照 原子序数__递_增____的顺序排列成的一个横行。 (2)族：周期表中，有_1_8__个纵列，除 __8、__9_、__1_0____三个纵列叫第Ⅷ族外，其余15个 纵列每一个纵列标作一族。
21
三、元素周期律和原子半径 1．元素周期律 元素的性质随__核_电__荷__数_____的递增发生周期性 递变的规律。 2．原子半径 (1)决定因素
增大
越大
越小
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(2)变化规律 电子
能层数
增大
增大 减小
不变
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思考感悟 3．是否电子的能层数多的元素的原子半径一定 大于电子的能层数小的元素的原子半径？ 【提示】 不一定，原子半径的大小由核电荷数 与电子的能层数两个因素综合决定，如碱金属元 素的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。
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2．衡量标准 以氟的电负性为_4_._0_和锂的电负性为_1_._0__作为 相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。 3．递变规律 (1)同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐 __变__大______。 (2)同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐 __变__小______。
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4．应用：判断金属性、非金属性强弱
D．1p
12
2．下列各能层中不包含p能级的是（ D ） A．N B．M C．L D．K
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3．按能量由低到高的顺序排列，正确 的一组是（ C）
A．1s、2p、3d、4s B．1s、2s、3s、2p C．2s、2p、3s、3p D．4p、3d、4s、3p
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第二节 原子结构与元素的性 质
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一、元素周期系 1．碱金属元素基态原子的电子排布
第一章 原子结构与性质的 复习和小结
第一节 原子结构
1
一，原子的组成
原子的构成
பைடு நூலகம்
原子
原子核 核外电子
质子 中子
核外电子是如排布的？
2
二、描述核外电子运动状态的四因素
（电子按能量由低到高进行排布）。
1、能层
一二三四 五六七 K LMN O P Q 2 8 18 32 ……2n2
3
2、能级
在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可 能不同，还可以把它们分成能级，按能量由低到 高排布。
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四、电离能 1．概念 __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最的低__能__量__________叫 做第一电离能。 2．元素第一电离能的意义 衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一 电离能数值_越__小___，原子越容易失去一个电子。