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人教版高中化学选修三课件：物质结构与性质 (共46张PPT)
例题5
（4）请用原子结构的知识解释C燃烧时发出
黄色的原因：
。
燃烧时，电子获得能量从能量低的轨道
跃迁到能量高的轨道上，跃迁到能量高的轨
道的电子处于不稳定状态，随即跃迁回原来
轨道，并向外界释放能量（光能）
2
微
粒 间
化学 键
作
用
与
物
质
的
分子
性
性质
质
共价键
配位键和配位 化合物 金属键
σ键和π键 键参数 杂化轨道理论
例题4
已知周期表中，元素Q、R、W、Y与元素X相邻。Y的最高
化合价氧化物的水
化物是强酸。回答下列问题：
(1)W与Q可以形成一种高温结构陶瓷材料。W的氯化物分
子呈正四面体结构，W的氧化物的晶体类型
是
；
(2)Q的具有相同化合价且可以相互转变的氧化物
是
；
(3)R和Y形成的二元化合物中，R呈现最高化合价的化合物
（子Cu4。2）＋已形往知成硫N配酸F3离铜与子溶N，H液3其的中原空加因间入是构过_型量__都氨_是水__三，__角可__锥生__形成_，_[C_单u。(NNFH32不)2]易2＋与配离 解析：NF3分子中氟原子非金属性强是吸电子的，使得 氮原子上的孤对电子难于与Cu2＋形成配位键。
(5)Cu2O的熔点比Cu2S的_________(填“高”或“低”)，请 解释原因__________。 解析： Cu2O和Cu2S均为离子化合物，离子化合物的熔点 与离子键的强弱有关。 由于氧离子的例子半径小于硫离子的离子半径，所以亚铜 离子与氧离子形成的离 子点键比C强u于2S亚的铜高离。子与硫离子形成的离子键，所以Cu2O的熔
A．共价键的方向性 B．共价键的饱和性 C．共价键原子的大小 D．共价键的稳定性
23离子键、配位键与金属键-安徽省太和第一中学高中化学选修三教学课件(共45张PPT)
离子键、配位键与金属键
3、离子键的特征 （1）无方向性
Na+Cl-CNl- aN+ CaN+lNa- +Ca+l- Na+ CNla- +CNal-CNC+ NlalC--+alN-+ CaCN+lla--+CNlaC-+l-Na+
氯化钠晶体的结构
离子键、配位键与金属键
（2）无饱和性
氯化钠晶体的结构
2、配合物
配体有 孤电子对
配位键的存在是配合物与其它物质最本质的区别。
离子键、配位键与金属键
（1）概念：由提供孤电子对的配体与接受孤电子对的中心原子 以配位键结合形成的化合物称为配合物。
离子键、配位键与金属键
内界（配离子）
Cu(NH3)4 2 + SO42-
中 配配 心 位位 原 原体 子子
配 位 数
（3）结构表示式 A→B
其中，A表示能够提供孤对电子的原子，B表示具有能够接受孤对电 子的空轨道的原子。
H
例： [H N H]+
H 练习：写出水合氢离子的电子式和结构式。
（4）配位键是一种特殊的共价键。
离子键、配位键与金属键
（5）配位键与共价键的区别与联系 ①配位键一定是共价键，但共价键不一定是配位键。 ②配位键与共价键只是在形成过程上有所不同：但形成后与其他
离子键、配位键与金属键
由于离子键没有方向性和饱和性，因此以离子键相结合的化合物 倾向于形成晶体，使每个离子周围排列尽可能多的带异性电荷的 离子，达到降低体系能量的目的。
注意:阳离子与阴离子半径比值越大，离子周围所能容纳带异性电 荷离子的数目就越多。
人教版高中化学选修三《物质结构与性质》优质课件【全套】
1926年，奥地利物理学家薛定谔等 以量子力学为基础提出电子云模型
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
学与问
核外电子是怎样排布的？
二、能层与能级
1、能层
电子层
能层名称 一 二 三 四 五 六 七 能层符号 K L M N O P Q
N
能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
能级 电子 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14
数
能层 2 8 电子
18
32
数 2n2 2n2
2n2
2n2
三、构造原理与电子排布式
1、构造原理
多电子基态原子的电子按能级交错的形式排布
电子排布顺序 1s
→ 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → → 5s → 4d → 5p → → 6s → 4f → 5d → 6p……
一、开天辟地——原子的诞生
1、原子的诞生
宇宙大爆炸2小时：大量氢原子、少量氦原子 极少量锂原子
140亿年后的今天： 氢原子占88.6% 氦原子为氢原子数1/8 其他原球中的元素
绝大多数为金属元素 包括稀有气体在内的非金属仅22种 地壳中含量在前五位：O、Si、Al、Fe、Ca
22 钛 Ti 1s2 2s22p6 3s23p63d2 4s2
序数 名称 符号 K
L
M
N
1 氢 H 1s1
2 氦 He 1s2
3 锂 Li 1s2 2s1
4 铍 Be 1s2 2s2
5
硼
B 1s2 2s22p1
6
人教版高中化学选修3课件-原子结构与元素周期表
知识点二 元素周期表的分区
1．根据原子的外层电子结构特征分区 (1)周期表中的元素可根据原子的外层电子结构特征划分为 如下图所示的 5 个区。
①s 区元素：最外层只有 1～2 个 s 电子，价电子分布在 s 轨道上，价电子构型为 ns1～2，包括ⅠA 族、ⅡA 族的所有元素。
②p 区元素：最外层除有两个 s 电子外，还有 1～6 个 p 电 子(He 无 p 电子)，价电子构型为 ns2np1～6，包括ⅢA→ⅦA 族和 零族的所有元素。
a.元素的分区规律：按照元素的原子核外电子最后排布的能 级分区，如 s 区元素的原子的核外电子最后排布在 ns 能级上，d 区、ds 区元素的原子核外电子最后排布在n－1d 能级上。
b.s 区、p 区均为主族元素包括稀有气体，且除 H 外，非 金属元素均位于 p 区。
c.应根据外围电子排布判断元素的分区，不能根据最外层电 子排布判断元素的分区。p 区中，He 的外围电子排布1s2较特 殊。
第一章
原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第一课时 原子结构与元素周期表
[学习目标] 1.通过碱金属和稀有气体的元素核外电子排布 对比进一步认识电子排布和价电子层的含义。
2．通过元素周期表认识周期表中各区、各周期、各族元素 原子核外电子的排布规律。
3．通过“螺壳上的螺旋”体会周期表中各区、各周期、各 族元素的原子结构和位置间的关系。
①原子序数－稀有气体原子序数(相近且小)＝元素所在的 纵行数。第 1、2 纵行为ⅠA、ⅡA 族，第 3～7 纵行为ⅢB～ⅦB 族，第 8～10 纵行为Ⅷ族，第 11、12 纵行为ⅠB、ⅡB 族，第 13～17 纵行为ⅢA～ⅦA 族，第 18 纵行为 0 族。而该元素的周 期数＝稀有气体元素的周期数＋1。
高中化学鲁科版选修三课件：第2章 第1节 共价键模型(32张PPT)
方向性。
( ×)
2．下列物质的分子中既含有 σ 键，又含有 π 键的是 ( )
①CH4 ②NH3 ③N2 ④H2O2 ⑤C2H4 ⑥C2H2
A．①②③ B．③④⑤⑥
C．①③⑥ D．③⑤⑥
解析：
答案：
3．下列物质中，只有极性键的是_②__③__⑤__⑥___，只有非极性键的是 _①___，既含有极性键，又含有非极性键的是_④__⑦____。 ①H2 ②HCl ③NH3 ④H2O2 ⑤CO2 ⑥CCl4 ⑦C2H6 解析：同种元素的原子间形成非极性键，不同种元素的原子间形 成极性键，H2O2 的 2 个氧原子间存在非极性键，C2H6 分子中碳 原子间存在非极性键。
2． N≡N 的键能 为 945 kJ·mol－1， N—N 单键 的键能为 160 kJ·mol－1，计算说明 N2 中的___π___键比___σ___键稳定 (填“σ”或“π”)。 解析：N≡N 中有一个 σ 键和两个 π 键，其中 σ 键的键能是 160 kJ·mol － 1， 则 π 键 键 能 ＝945－2 160 kJ·mol－ 1＝392.5 kJ·mol－1，键能越大，共价键越稳定，故 π 键比 σ 键稳定。
•8、教育技巧的全部诀窍就在于抓住儿童的这种上进心，这种道德上的自勉。要是儿童自己不求上进，不知自勉，任何教育者就都不 能在他的身上培养出好的品质。可是只有在集体和教师首先看到儿童优点的那些地方，儿童才会产生上进心。 2021/11/192021/11/192021/11/192021/11/19
1．σ 键和 π 键的区别是什么？ 提示：σ 键是原子轨道“头碰头”重叠成键，π 键是原子轨道 “肩并肩”重叠成键。 2．σ 键是否一定比 π 键强度大？ 提示：否。
3．极性键和非极性键的区别是什么？ 提示：前者成键的共用电子对发生偏移，后者成键的共用 电子对不发生偏移。
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
人教版高中化学选修三课件：第三章 第一节 晶体的常识(26张PPT)
谢谢观赏
You made my day!
我们，还在路上……
解析：甲中X位于立方体体心，有1个，Y位于立方体的
顶点，实际有
1 8
×4＝
1 2
个，N(X)∶N(Y)＝1∶
1 2
＝2∶1，
故甲的化学式为X2Y；乙中A有
1 8
×8＝1个，B有
1 2
×6
＝3个，C在体心，有1个，故N(A)∶N(B)∶N(C)＝
1∶3∶1；丙中D点被8个同样的晶胞共用，故结合E的个
解析
解析：晶胞中的粒子分为4种：①体心上的粒
子完全属于该晶胞；②面心上的粒子
1 2
属于该
晶胞；③棱上的粒子
1 4
属于该晶胞；④顶点上
的粒子
1 8
属于该晶胞。本题粒子Y位于体心，粒子X位于顶
点，所以该晶体的化学式为Y2X(或XY2)。观察图，4个X和1
个Y构成了一个正四面体，故∠XYX＝109°28′。
D．粉末状固体一定不是晶体 解析：晶体的特点有：内部粒子排列得高度有序性、
有自范性和各向异性。当晶体的晶粒较小时，即为粉
末状，故D不正确。
答案：D
3.某物质的晶体内部一截面上原子的排布情况
如右图所示，则该晶体的化学式可表示为
()
A．A2B
B．AB
C．AB2
D．A3B
解析：由该晶体一截面上原子的排布情况可知，每一个A
数是8个。
返回
“课时跟踪检测”见“课时跟踪检测(九)” (单击进入电子文档)
•不习惯读书进修的人，常会自满于现状，觉得没有什么事情需要学习，于是他们不进则退2022年4月13日星期三2022/4/132022/4/132022/4/13 •读书，永远不恨其晚。晚比永远不读强。2022年4月2022/4/132022/4/132022/4/134/13/2022 •正确的略读可使人用很少的时间接触大量的文献，并挑选出有意义的部分。2022/4/132022/4/13April 13, 2022 •书籍是屹立在时间的汪洋大海中的灯塔。
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解析：甲中X位于立方体体心，有1个，Y位于立方体的
顶点，实际有
1 8
×4＝
1 2
个，N(X)∶N(Y)＝1∶
1 2
＝2∶1，
故甲的化学式为X2Y；乙中A有
1 8
×8＝1个，B有
1 2
×6
＝3个，C在体心，有1个，故N(A)∶N(B)∶N(C)＝
1∶3∶1；丙中D点被8个同样的晶胞共用，故结合E的个
解析
解析：晶胞中的粒子分为4种：①体心上的粒
子完全属于该晶胞；②面心上的粒子
1 2
属于该
晶胞；③棱上的粒子
1 4
属于该晶胞；④顶点上
的粒子
1 8
属于该晶胞。本题粒子Y位于体心，粒子X位于顶
点，所以该晶体的化学式为Y2X(或XY2)。观察图，4个X和1
个Y构成了一个正四面体，故∠XYX＝109°28′。
D．粉末状固体一定不是晶体 解析：晶体的特点有：内部粒子排列得高度有序性、
有自范性和各向异性。当晶体的晶粒较小时，即为粉
末状，故D不正确。
答案：D
3.某物质的晶体内部一截面上原子的排布情况
如右图所示，则该晶体的化学式可表示为
()
A．A2B
B．AB
C．AB2
D．A3B
解析：由该晶体一截面上原子的排布情况可知，每一个A
数是8个。
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•不习惯读书进修的人，常会自满于现状，觉得没有什么事情需要学习，于是他们不进则退2022年4月13日星期三2022/4/132022/4/132022/4/13 •读书，永远不恨其晚。晚比永远不读强。2022年4月2022/4/132022/4/132022/4/134/13/2022 •正确的略读可使人用很少的时间接触大量的文献，并挑选出有意义的部分。2022/4/132022/4/13April 13, 2022 •书籍是屹立在时间的汪洋大海中的灯塔。
高中化学选修三全套课件共201张PPT)
气态氢化物的稳定性
越稳定，非金属性越强 最高价氧化物对应水化物——最高价含氧酸
酸性强弱
酸性越强，非金属性越强
5、化合价
主族元素族序数＝最高正价＝价电子数 F、O
非金属最低负化合价＝主族元素族序数—8
同周期的主族元素从左至右 化合价由＋1→＋7， －4 →0递增 巩固练习见资料
第二章 分子的结构与性质
b.电子云扩展程度 同类电子云能层序数n越大，电子能量越 大，活动范围越大电子云越向外扩张
2、原子轨道
①定义
电子在原子核外的一个空间运动状态 ②原子轨道与能级 ndz2轨道 ns轨道 ns能级 ndx2 y2轨道 npx轨道 简 并 nd 能级 np 轨道 ndxy轨道 y np能级 轨 ndxz轨道 npz轨道 道 ndyz轨道
复习 元素：具有相同核电荷数的一类原子的总称 核素：含有一定数目质子和中子的一种原子 同位素：质子数相同中子数不同的 同一种元素的不同原子 核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数
质量数A= 质子数Z+ 中子数N
一、原子结构与元素周期表 （一课时）
1、周期 元素周期表的横行
①特点 同周期元素电子层数相同 同周期元素从左至右原子依次序数递增
—
同一能级中的轨道能量相等，称为简并轨道
③原子轨道的电子云轮廓图
s轨道的电子云轮廓图 npx轨道电 子云轮廓图 npy轨道电 子云轮廓图 npz轨道电 子云轮廓图
nd轨道电子云轮廓图
五、泡利原理和洪特规则
核外电子的基本特征 主量子数 角量子数 磁量子数
量 子 化 描 述
能层
能级 轨道 自旋
大范围 小范围
3、原子的认识过程
古希腊哲学家留基伯和德谟克立特
化学选修三《原子结构与元素的性质》PPT课件(原文)
❖ 5、掌握原子半径的变化规律 ❖ 6、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离
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；
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；
2020高中化学人教版选修三教学课件：1-1-1 能层与能级 构造原理与电子排布式(共49张)
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。
(说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。)
(2)能级交错现象
由构造原理可知，从第三层开始各能级不完全遵循能层顺
序，产生能级交错排列，即产生“能级交错现象”。
如 ： E3d ＞
E4s ， E5d ＞
课堂互动探究 K
师生互动 合作探究
知识点一 能层与能级
1．能层 多电子原子中，原子核外电子是分层排布的。请完成下表：
2.能级
(1)任一能层的能级都是从 s 能级开始，能级数目等于
该 能层序数 。N 能层有
4 个能级，能级符号依次为
4s、4p、4d、4f 4d、4f 能层最多容纳的电子数为： 10 、
(2)电子排布式：
①电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子
数 表 示 电 子 排 布 的 式 子 。 如 Al 原 子 的 电 子 排 布 式 是
1s22s22p63s23p1，Ca 原子的电子排布式是 1s22s22p63s23p64s2。
②简化电子排布式：将电子排布式中的内层电子排布用相应 的稀有气体元素符号加方括号来表示，而得到的式子称为简化电 子排布式。如碳、镁、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p2、 [Ne]3s2、[Ar]4s2。
[答案] C
2．(1)写出下列原子的电子排布式和简化的电子排布式。 简化的电子
元素原子 电子排布式 排布式
N Mg S Ti (2)X 元素的＋1 价阳离子的核外电子排布与氩原子相同，则 X 元素的原子核外电子排布式为________。
[解析] (1)根据原子核外电子排布遵循的规律书写原子核 外电子排布式，注意从 3d 能级开始出现能级交错现象。
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
人教版高中化学选修3课件-价层电子对互斥理论
应用价层电子对互斥模型如何将分子分类？
【点拨】 应用价层电子对互斥模型将分子分成两大类：一 类是中心原子上的价电子都用于形成共价键，如 CO2、CH2O、 CH4 等分子中的 C 原子，它们的立体构型可应用中心原子周围 的原子数来预测；一类是中心原子上有孤电子对(未用于形成共 价键的电子对)的分子，如 H2O 和 NH3 中心原子上的孤电子对也 要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥，因而 H2O 分子 呈 V 形，NH3 分子呈三角锥形。
( C) A．CH4、CS2、BF3 B．CO2、H2O、NH3 C．C2H4、C2H2、C6H6 D．CCl4、BeCl2、PH3
解析：题中的 CH4 和 CCl4 为正四面体形分子，NH3 和 PH3 为三角锥形分子，这几种分子的所有原子不可能都在同一平面 上，CS2、CO2、C2H2 和 BeCl2 为直线形分子，C2H4 为平面形分 子，C6H6 为平面正六边形分子，这些分子都是平面形结构，故 选 C。
6．下列说法中正确的是( D ) A．NO2、SO2、BF3、NCl3 分子中没有一个分子中原子的 最外层电子都满足了 8 电子稳定结构 B．P4 和 CH4 都是正四面体形分子，且键角都为 109°28′
2.四原子分子(AB3 型)
3.五原子分子(AB4 型) 最常见的为 正四面体 109°28′ 。
形，如
CH4、CCl4 等，键角为
二、价层电子对互斥理论
1．内容
价层电子对互斥理论认为，分子的立体结构是 “价层电子对”相互排斥的结果。价层电子对是指分子中的
中心原子 上的电子对，包括 中心原子上的孤电子对 。
第三步：分子或离子的立体构型的确定 确定分子或离子的中心原子上的价层电子对数后，再依据 上表，即可确定分子或离子的立体构型。 (2)用价层电子对互斥理论判断共价分子结构的实例
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 ____________
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同一能级中的轨道能量相等，称为简并轨道
③原子轨道的电子云轮廓图
s轨道的电子云轮廓图 npx轨道电 子云轮廓图 npy轨道电 子云轮廓图 npz轨道电 子云轮廓图
nd轨道电子云轮廓图
五、泡利原理和洪特规则
核外电子的基本特征 主量子数 角量子数 磁量子数
量 子 化 描 述
能层
能级 轨道 自旋
大范围 小范围
质量数A= 质子数Z+ 中子数N
一、原子结构与元素周期表
1、周期 元素周期表的横行
①特点 同周期元素电子层数相同 同周期元素从左至右原子依次序数递增
②周期的组成
短 周 期 长 周 期 周期序数 起始原子序数 终止原子序数 元素种类 1 2 2 一 3 10 8 二 11 18 8 三 19 36 18 四 37 54 18 五 55 86 32 六 87 118/112 32/26 七
键型 项目
成键方向 牢固程度 成键判断规 律
σ键
π键
沿轴方向“头碰头” 电子云形状 轴对称 强度大，不易断
平行方向“肩并肩”
镜像对称 强度较小，易断
单键是σ键，双键中一个 σ键，另 一个是π键，共价三键中一个是σ键， 另两个为π键。
饱和性 共价键特征 方向性
σ键 共价键类型 （按电子云 重叠方式分）
观察表2-1 某些共价键的键能
同种元素形成的共价键的键能： ④结论： 单键<双键<叁键 σ键键能> π键键能
2、键长
①定义： 形成共价键的两个原子间的核间距
共价半径：同种原子的共价键键长的一半 稀有气体为单原子分子，无共价半径
②意义： 键长越短，键能越大，分子越稳定
观察表2-2 某些共价键的键能
同周期的主族元素从左至右
化合价由＋1→＋7， －4 →0递增
第二章
分子的结构与性质
第一节 共价键
一、共价键
1、化学键及其分类
相邻原子或离子之间强烈的相互作用 金属键 金属晶体 分子晶体
按成键方式分为： 共价键
离子键
离子晶体
2、共价键
共价键：分子内原子间通过共用 电子对形成的相互作用 作用 共用电子对 本质： （两单个电子形成一对电子）
同周期主族元素：从左至右原子半径递减 同主族元素：从上至下原子半径递增 电子层结构相同的离子原子序数小的半径大！
2、电离能
①第一电离能 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最低能量 同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高
ⅡA、ⅤA反常！比下一主族的高
②逐级电离能 利用逐级电离能判断化合价
3、电负性
键合电子：参与化学键形成
原子的价电子 孤对电子：未参与化学键形成 ①电负性 不同元素的原子对键合电子吸引能力 电负性越大，对键合电子吸引能力越大 同周期主族元素从左至右电负性逐渐变大 同主族元素从上至下电负性逐渐变小
②电负性应用 一般而言 金属<1.8，非金属>1.8 1.8左右的既有金属性，又有非金属性 对角线规则：元素周期表中的某些主族元素 其某些性质与右下角元素相似
①电子云 处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间 的概率密度分布的形象化描述 小黑点：概率密度 单位体积内出现的概率
小黑点越密概率密度越大
小黑点不是电子！
②电子云轮廓图
电子出现的概率约为90%的空间 即精简版电子云 ③电子云轮廓图特点 a.形状 ns能级的电子云轮廓图：球形 np能级的电子云轮廓图：双纺锤形 nd能级的电子云轮廓图：多纺锤形
2、电子排布式
①电子排布式
例：写出Zn的电子排布式 Zn为30号元素，电子共30个 依据构造原理 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
书写时：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 写出K Ca Ti Co Ga Kr Br的电子排布式
Zn：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2
4、金属性与非金属性
金属性：金属单质的还原性 非金属性：非金属单质的氧化性 同主族元素从上至下 金属性增强，非金属性减弱 同周期的主族元素从左至右 金属性减弱，非金属性增强
金属性强弱的判断依据
跟水（酸）反应置换出氢的难易程度
越容易发生，金属性越强 最高价氧化物对应水化物——最高价氢氧化物 碱性强弱 最高价氢氧化物碱性越强，金属性越强
发生：分子内原子之间 于绝大多数物质中 存在： 酸、碱、盐、非金属氧化物 氢化物、有机物、非金属单质
3、共价键分类
按共用电子对的偏移 极性共价键 不同原子 成键 非极性共 同种原子 价键 成键
σ键
按成键方式 按电子云 重叠方式 π键
4、σ键
定义： 两个原子轨道沿键轴方向 以“头碰头”的方式重叠
H
第七周期也称为不完全周期
镧系：57～71 锕系：89～103
2、族 元素周期表的纵行
A结尾 ，ⅠA～ⅦA 7 主族：
族 16
B结尾 ， ⅢB～ⅦB，ⅠB，ⅡB 7 副族： 1 Ⅷ族：
1 0族：
副族、Ⅷ族通称过渡元素，过渡金属 特点： 主族元素族序数＝原子最外层电子数 一些族的别名
3、分区 按最后填入电子所属能级符号
能层:
一 K
二 L
三 M
四…… N ……
能级： 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
3、注意问题
①能层与能级的关系
每一能层的能级从s开始，s,p,d,f…… 能层中能级的数量不超过能层的序数 ②能量关系 EK﹤EL ﹤ EM ﹤ EN Ens﹤Enp ﹤ End ﹤ Enf Ens﹤E(n+1) s ﹤ E(n+2) s ﹤ E(n+3) s Enp﹤E(n+1)p ﹤ E(n+2)p ﹤ E(n+3)p
①平面三角型： 3、HCHO SO ②三角锥型： 3 NH
3、五原子分子的空间结构
①四面体：CCl4、 CH4 ②其它等
二、价层电子对互斥（VSEPR）理论
ds区除外
s区 ⅠA、ⅡA 1、2 两列 d区 ⅢB～ⅦB、 Ⅷ 3 ～ 7、8 ～ 10 八列 ds区 ⅠB、ⅡB 11、12两列 p区 ⅢA～ⅦA、O 13 ～ 17、18 六列 f区
二、元素周期律
元素周期律：元素的性质随着原子序数 的递增而呈周期性的变化
1、原子半径
决定因素 层数 层数多半径大 电子间斥力大 核电 核电荷数大半径小 正负电荷 荷数 间引力大
3、光谱
①吸收光谱 光亮普带上的孤立暗线 电子吸收能量跃迁时产生 ②发射光谱 暗背景下的孤立亮线 电子释放能量跃迁时产生 同种原子的两种光谱是可以互补的
第一章
原子的结构与性质
第二节 原子结构与元素性质
元素：具有相同核电荷数的一类原子的总称
核素：含有一定数目质子和中子的一种原子 同位素：质子数相同中子数不同的 同一种元素的不同原子 核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数
99.7%
2、地球中的元素
绝大多数为金属元素 包括稀有气体在内的非金属仅22种
地壳中含量在前五位：O、Si、Al、Fe、Ca
3、原子的认识过程
古希腊哲学家留基伯和德谟克立特
思辨精神
原子：源自古希腊语Atom，不可再分的微粒
1803年 道尔顿（英） 原子是微小的不可分割的实心球体
1897年，英国科学家福 电子绕核旋转的原子结构模型
1913年，丹麦科学家玻尔 行星轨道的原子结构模型
1926年，奥地利物理学家薛定谔等 以量子力学为基础提出电子云模型
质子 （正电） 中子 （不带电） 原子 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 原子核 （正电）
能层 K
L
M
N
能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
能级 电子 2 数
能层 2 电子 2n2 数
2 8
6
2
6
10
2
6
10 14 32 2n2
18
2n2
2n2
三、构造原理与电子排布式
1、构造原理
多电子基态原子的电子按能级交错的形式排布
电子排布顺序 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → → 5s → 4d → 5p → → 6s → 4f → 5d → 6p……
二、能层与能级
1、能层
能层名称 电子层
一 二
L
三
M
四
N
五
O
六
P
七
Q
能层符号 K
从K至Q ，能层离核越远，能层能量越大 每层最多容纳电子的数量：2n2
2、能级
同一个能层中电子的能量相同的电子亚层 能级名称：s、p、d、f、g、h…… 能级符号：ns、np、nd、nf…… n代表能层 最多容纳电子的数量 s:2 p:6 d:10 f:14
简 化 Zn：[Ar] 3d10 4s2 ②简化电子排布式 Ar
价层电子：主族、0族元素最外层 副族、Ⅷ族最外层和次外层
写出K Ca Ti Co Ga Kr Br的简化电子排布式
③特殊规则 例：写出Cr和Cu的电子排布式 全满规则 半满规则
四、电子云与原子轨道
1、电子云 薛定谔等 以量子力学为基础
b.电子云扩展程度 同类电子云能层序数n越大，电子能量越 大，活动范围越大电子云越向外扩张
2、原子轨道
①定义 电子在原子核外的一个空间运动状态 ②原子轨道与能级 ndz2轨道 ns轨道 ns能级 ndx2 y2轨道 npx轨道 简 npy轨道 并 nd能级 ndxy轨道 np能级 轨 ndxz轨道 npz轨道 道 ndyz轨道
s-s s-p p-p
同一能级中的轨道能量相等，称为简并轨道
③原子轨道的电子云轮廓图
s轨道的电子云轮廓图 npx轨道电 子云轮廓图 npy轨道电 子云轮廓图 npz轨道电 子云轮廓图
nd轨道电子云轮廓图
五、泡利原理和洪特规则
核外电子的基本特征 主量子数 角量子数 磁量子数
量 子 化 描 述
能层
能级 轨道 自旋
大范围 小范围
质量数A= 质子数Z+ 中子数N
一、原子结构与元素周期表
1、周期 元素周期表的横行
①特点 同周期元素电子层数相同 同周期元素从左至右原子依次序数递增
②周期的组成
短 周 期 长 周 期 周期序数 起始原子序数 终止原子序数 元素种类 1 2 2 一 3 10 8 二 11 18 8 三 19 36 18 四 37 54 18 五 55 86 32 六 87 118/112 32/26 七
键型 项目
成键方向 牢固程度 成键判断规 律
σ键
π键
沿轴方向“头碰头” 电子云形状 轴对称 强度大，不易断
平行方向“肩并肩”
镜像对称 强度较小，易断
单键是σ键，双键中一个 σ键，另 一个是π键，共价三键中一个是σ键， 另两个为π键。
饱和性 共价键特征 方向性
σ键 共价键类型 （按电子云 重叠方式分）
观察表2-1 某些共价键的键能
同种元素形成的共价键的键能： ④结论： 单键<双键<叁键 σ键键能> π键键能
2、键长
①定义： 形成共价键的两个原子间的核间距
共价半径：同种原子的共价键键长的一半 稀有气体为单原子分子，无共价半径
②意义： 键长越短，键能越大，分子越稳定
观察表2-2 某些共价键的键能
同周期的主族元素从左至右
化合价由＋1→＋7， －4 →0递增
第二章
分子的结构与性质
第一节 共价键
一、共价键
1、化学键及其分类
相邻原子或离子之间强烈的相互作用 金属键 金属晶体 分子晶体
按成键方式分为： 共价键
离子键
离子晶体
2、共价键
共价键：分子内原子间通过共用 电子对形成的相互作用 作用 共用电子对 本质： （两单个电子形成一对电子）
同周期主族元素：从左至右原子半径递减 同主族元素：从上至下原子半径递增 电子层结构相同的离子原子序数小的半径大！
2、电离能
①第一电离能 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最低能量 同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高
ⅡA、ⅤA反常！比下一主族的高
②逐级电离能 利用逐级电离能判断化合价
3、电负性
键合电子：参与化学键形成
原子的价电子 孤对电子：未参与化学键形成 ①电负性 不同元素的原子对键合电子吸引能力 电负性越大，对键合电子吸引能力越大 同周期主族元素从左至右电负性逐渐变大 同主族元素从上至下电负性逐渐变小
②电负性应用 一般而言 金属<1.8，非金属>1.8 1.8左右的既有金属性，又有非金属性 对角线规则：元素周期表中的某些主族元素 其某些性质与右下角元素相似
①电子云 处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间 的概率密度分布的形象化描述 小黑点：概率密度 单位体积内出现的概率
小黑点越密概率密度越大
小黑点不是电子！
②电子云轮廓图
电子出现的概率约为90%的空间 即精简版电子云 ③电子云轮廓图特点 a.形状 ns能级的电子云轮廓图：球形 np能级的电子云轮廓图：双纺锤形 nd能级的电子云轮廓图：多纺锤形
2、电子排布式
①电子排布式
例：写出Zn的电子排布式 Zn为30号元素，电子共30个 依据构造原理 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
书写时：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 写出K Ca Ti Co Ga Kr Br的电子排布式
Zn：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2
4、金属性与非金属性
金属性：金属单质的还原性 非金属性：非金属单质的氧化性 同主族元素从上至下 金属性增强，非金属性减弱 同周期的主族元素从左至右 金属性减弱，非金属性增强
金属性强弱的判断依据
跟水（酸）反应置换出氢的难易程度
越容易发生，金属性越强 最高价氧化物对应水化物——最高价氢氧化物 碱性强弱 最高价氢氧化物碱性越强，金属性越强
发生：分子内原子之间 于绝大多数物质中 存在： 酸、碱、盐、非金属氧化物 氢化物、有机物、非金属单质
3、共价键分类
按共用电子对的偏移 极性共价键 不同原子 成键 非极性共 同种原子 价键 成键
σ键
按成键方式 按电子云 重叠方式 π键
4、σ键
定义： 两个原子轨道沿键轴方向 以“头碰头”的方式重叠
H
第七周期也称为不完全周期
镧系：57～71 锕系：89～103
2、族 元素周期表的纵行
A结尾 ，ⅠA～ⅦA 7 主族：
族 16
B结尾 ， ⅢB～ⅦB，ⅠB，ⅡB 7 副族： 1 Ⅷ族：
1 0族：
副族、Ⅷ族通称过渡元素，过渡金属 特点： 主族元素族序数＝原子最外层电子数 一些族的别名
3、分区 按最后填入电子所属能级符号
能层:
一 K
二 L
三 M
四…… N ……
能级： 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
3、注意问题
①能层与能级的关系
每一能层的能级从s开始，s,p,d,f…… 能层中能级的数量不超过能层的序数 ②能量关系 EK﹤EL ﹤ EM ﹤ EN Ens﹤Enp ﹤ End ﹤ Enf Ens﹤E(n+1) s ﹤ E(n+2) s ﹤ E(n+3) s Enp﹤E(n+1)p ﹤ E(n+2)p ﹤ E(n+3)p
①平面三角型： 3、HCHO SO ②三角锥型： 3 NH
3、五原子分子的空间结构
①四面体：CCl4、 CH4 ②其它等
二、价层电子对互斥（VSEPR）理论
ds区除外
s区 ⅠA、ⅡA 1、2 两列 d区 ⅢB～ⅦB、 Ⅷ 3 ～ 7、8 ～ 10 八列 ds区 ⅠB、ⅡB 11、12两列 p区 ⅢA～ⅦA、O 13 ～ 17、18 六列 f区
二、元素周期律
元素周期律：元素的性质随着原子序数 的递增而呈周期性的变化
1、原子半径
决定因素 层数 层数多半径大 电子间斥力大 核电 核电荷数大半径小 正负电荷 荷数 间引力大
3、光谱
①吸收光谱 光亮普带上的孤立暗线 电子吸收能量跃迁时产生 ②发射光谱 暗背景下的孤立亮线 电子释放能量跃迁时产生 同种原子的两种光谱是可以互补的
第一章
原子的结构与性质
第二节 原子结构与元素性质
元素：具有相同核电荷数的一类原子的总称
核素：含有一定数目质子和中子的一种原子 同位素：质子数相同中子数不同的 同一种元素的不同原子 核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数
99.7%
2、地球中的元素
绝大多数为金属元素 包括稀有气体在内的非金属仅22种
地壳中含量在前五位：O、Si、Al、Fe、Ca
3、原子的认识过程
古希腊哲学家留基伯和德谟克立特
思辨精神
原子：源自古希腊语Atom，不可再分的微粒
1803年 道尔顿（英） 原子是微小的不可分割的实心球体
1897年，英国科学家福 电子绕核旋转的原子结构模型
1913年，丹麦科学家玻尔 行星轨道的原子结构模型
1926年，奥地利物理学家薛定谔等 以量子力学为基础提出电子云模型
质子 （正电） 中子 （不带电） 原子 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 原子核 （正电）
能层 K
L
M
N
能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
能级 电子 2 数
能层 2 电子 2n2 数
2 8
6
2
6
10
2
6
10 14 32 2n2
18
2n2
2n2
三、构造原理与电子排布式
1、构造原理
多电子基态原子的电子按能级交错的形式排布
电子排布顺序 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → → 5s → 4d → 5p → → 6s → 4f → 5d → 6p……
二、能层与能级
1、能层
能层名称 电子层
一 二
L
三
M
四
N
五
O
六
P
七
Q
能层符号 K
从K至Q ，能层离核越远，能层能量越大 每层最多容纳电子的数量：2n2
2、能级
同一个能层中电子的能量相同的电子亚层 能级名称：s、p、d、f、g、h…… 能级符号：ns、np、nd、nf…… n代表能层 最多容纳电子的数量 s:2 p:6 d:10 f:14
简 化 Zn：[Ar] 3d10 4s2 ②简化电子排布式 Ar
价层电子：主族、0族元素最外层 副族、Ⅷ族最外层和次外层
写出K Ca Ti Co Ga Kr Br的简化电子排布式
③特殊规则 例：写出Cr和Cu的电子排布式 全满规则 半满规则
四、电子云与原子轨道
1、电子云 薛定谔等 以量子力学为基础
b.电子云扩展程度 同类电子云能层序数n越大，电子能量越 大，活动范围越大电子云越向外扩张
2、原子轨道
①定义 电子在原子核外的一个空间运动状态 ②原子轨道与能级 ndz2轨道 ns轨道 ns能级 ndx2 y2轨道 npx轨道 简 npy轨道 并 nd能级 ndxy轨道 np能级 轨 ndxz轨道 npz轨道 道 ndyz轨道
s-s s-p p-p