人教版化学选修三

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人教版高中化学选修3《物质结构与性质》教案：2.3 分子的性质

第二章分子结构与性质第三节分子的性质第一课时教学目标1、了解极性共价键和非极性共价键；2、结合常见物质分子立体结构，判断极性分子和非极性分子;3、培养学生分析问题、解决问题的能力和严谨认真的科学态度。

重点、难点多原子分子中，极性分子和非极性分子的判断。

教学过程创设问题情境：（1）如何理解共价键、极性键和非极性键的概念；（2）如何理解电负性概念;、Cl2、N2、HCl、CO2、H2O的电子式.（3）写出H2提出问题:由相同或不同原子形成的共价键、共用电子对在两原子出现的机会是否相同?讨论与归纳:通过学生的观察、思考、讨论.一般说来，同种原子形成的共价键中的电子对不发生偏移，是非极性键.而由不同原子形成的共价键,电子对会发生偏移,是极性键。

提出问题：（1）共价键有极性和非极性;分子是否也有极性和非极性？（2）由非极性键形成的分子中,正电荷的中心和负电荷的中心怎样分布？是否重合?（3）由极性键形成的分子中，怎样找正电荷的中心和负电荷的中心？讨论交流：利用教科书提供的例子，以小组合作学习的形式借助图示以及数学或物理中学习过的向量合成方法,讨论、研究判断分子极性的方法。

总结归纳:（1）由极性键形成的双原子、多原子分子，其正电中心和负电中心重合，所以都是非极性分子。

如：H2、N2、C60、P4。

（2）含极性键的分子有没有极性，必须依据分子中极性键的极性向量和是否等于零而定。

当分子中各个键的极性的向量和等于零时，是非极性分子。

如：CO2、BF3、CCl4.当分子中各个键的极性向量和不等于零时,是极性分子。

如：HCl、NH3、H2O.（3）引导学生完成下列表格一般规律：a．以极性键结合成的双原子分子是极性分子。

如：HCl、HF、HBr b．以非极性键结合成的双原子分子或多原子分子是非极性分子。

如：O2、H2、P4、C60.c．以极性键结合的多原子分子,有的是极性分子也有的是非极性分子.d．在多原子分子中，中心原子上价电子都用于形成共价键，而周围的原子是相同的原子，一般是非极性分子。

人教版高中化学选修3讲义能层与能级构造原理与电子排布式

第一节原子结构第1课时能层与能级构造原理与电子排布式目标与素养：1.了解原子核外电子的能层分布，能级分布及其与能量的关系。

(微观探析)2.了解原子结构的构造原理，熟记基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序。

(宏观辨识与模型认知)3.熟练掌握1～36号元素基态原子的核外电子排布式。

(微观探析与科学探究)一、原子的诞生 1．原子的诞生2．宇宙的组成元素及其含量宇宙⎩⎪⎨⎪⎧⎭⎪⎬⎪⎫氢(H )：约为宇宙原子总数的88.6%氦(He )：约为氢原子数的18二者合起来约占宇宙原子总数的99.7%以上其他90多种天然元素的原子总数加起来不足1% 3．地球的组成元素地球上的元素⎩⎨⎧非金属元素(包括稀有气体)：仅22种金属元素：绝大多数二、能层与能级1．能层2．能级(1)根据多电子原子中同一能层电子能量的不同，将它们分成不同能级。

(2)能级用相应能层的序数和字母s、p、d、f……组合在一起来表示，如n能层的能级按能量由低到高的顺序排列为n s、n p、n d、n f等。

(3)能层序数等于该能层所包含的能级数，如第三能层有能级3s、3p、3d。

(4)s、p、d、f能级可容纳的电子数依次为1、3、5、7的二倍。

3．能层、能级中所容纳的电子数能层(n)一二三四五六七……符号K L M N O P Q ……能级1s2s2p 3s3p3d4s 4p4d4f 5s……………………最多电子数2 2 6 2 612 61142……………………2 8 18 32 ………………2n2(1)原子结构示意图中有几个能层和能级？[答案]3,4。

(2)能级n s能量一定大于(n－1)d的能量吗？[答案]不一定。

三、构造原理与电子排布式1．构造原理(1)含义在多电子原子中，电子在能级上的排列顺序是：电子先排在能量较低的能级上，然后依次排在能量较高的能级上。

(2)构造原理示意图微点拨：①不同能层同能级符号的能量，能层越高，能量越高。

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。

人教版高中化学选修3课件第一节晶体的常识

务
3.有规则的几何外形的固体一定是晶体吗？提示有规则几何外形或美观、对称外形的固体不一定是晶体。例如，玻璃制品可以塑造出规则的几何外形，也可以具有美观对称的外观。
4.有固定组成的物质一定是晶体吗？提示具有固定组成的物质也不一定是晶体，如某些无定形体也有固定的组成，如无定形SiO2。
完成课前学习
探究核心任务
(8)同一物质可能是晶体，也可能是无定形体。( ) (9)区分晶体和非晶体最可靠的科学方法是确定有没有固定熔点。( ) (10)雪花是水蒸气凝华得到的晶体。( ) (11)溶质从溶液中析出可以得到晶体。( ) 答案 (1)× (2)√ (3)× (4)√ (5)× (6)× (7)× (8)√ (9)× (11)√
第一节晶体的常识
完成课前学习
探究核心任务
学业要求
素养对接
1.能说出晶体与非晶体的区别。
2.能结合实例描述晶体中微粒排列的微观探析：晶体与非晶体的区别。
周期性规律。
模型认知：晶胞的判断与相关计算。
3.认识简单的晶胞。
完成课前学习
探究核心任务
一、晶体 1.晶体与非晶体的本质差异
晶体非晶体
提示不表示，只表示每个晶胞中各类原子的最简整数比。
完成课前学习
探究核心任务
[自我检测]
1.判断正误，正确的打“√”；错误的打“×”。 (1)有规则几何外形的固体就是晶体。( ) (2)熔融态的晶体冷却凝固，得到的固体不一定呈规则的几何外形。( ) (3)晶胞都是平行六面体。( ) (4)晶胞是晶体的最小重复单元。( ) (5)不同的晶体中晶胞的大小和形状都相同。( ) (6)晶胞中的任何一个粒子都只属于该晶胞。( ) (7)已知晶胞的组成也无法推知晶体的组成。( )

人教版化学选修三等电子体

H2O SO3 NH3 CO2 SF4 SF6 PCl5 PCl3
是否极性分子
是
否是
否是否
否是否
化学式
HCN SO2 HCHO BF3 CH3OH CH3C(CH3) 3 CH2=CH2 PH3
是否极性分子
是
是是否
是否
否是否
键的极性与分子极性的关系： A、由非极性键构成的分子一般是非极性分子 B、极性键结合形成的分子不一定为极性分子
3、键角
①定义：两个共价键之间的夹角 ②常见键角：共价键的方向性
CH4 CCl4 109°28′
NH3 107°18′
H2O 105°
CO2 180°
键能键长键角
衡量共价键的稳定性描述分子的立体结构
三、等电子原理
1、定义：
原子总数相同、价电子总数相同的分子
2、特点：
具有相似的化学键特征许多性质是相近的
B．CO32— D．SF6
D
本节重点：
会利用VSEPR理论得出孤电子对数价层电子对构型分子构型
第二课时
• 教学目标： • 1、认识杂化轨道理论的要点 • 2、进一步了解有机化合物中碳的成键特征 • 3、能根据杂化轨道理论判断简单分子或离子的构型 4．采用图表、比较、讨论、归纳、综合的方法进行教学 5．培养学生分析、归纳、综合的能力和空间想象能力 • 教学重点： • 杂化轨道理论的要点
蓝色沉淀
深蓝色溶液
H2O
2+
H2O Cu OH2
H2O
1Cu与4O形成的结构为平面正方形
NH3 2+
H3N Cu NH3
H3N 1Cu与4N形成的结构为平面正方形

高中化学人教选修3教材解读及教学建议

必考内容
1. 认识物质的组成、结构和性质的关系。了解化学反应的本质及变化过程中所遵循的原理和规律。 2. 认识化学键的含义。了解离子键、共价键的形成。 3.了解电子式、结构式和结构简式的表示方法。 4. 能识别典型的离子化合物和共价化合物，能从化学键变化的角度认识化学反应的实质。
选考内容
选考内容
5. 能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型（对d轨道参与杂化和AB5 型以上复杂分子或离子的空间构型不作要求） 6. 了解“等电子原理”的含义，能结合实例说明“等电子原理”的应用。 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）。 8. 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。 9. 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）。
必考内容：
1.了解化学是在原子、分子水平上识别和创造物质的一门科学。知道化学科学发展的主要线索和发展趋势。 2.了解科学探究的一般过程，了解运用以实验和推理为基础的科学探究方法。认识实验、假说、模型、比较、分类等科学方法在化学科学发展中的作用。 3.理解分子、原子、离子等的含义。 4.了解元素、核素和同位素的含义。知道原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数它们之间的相互关系。 5.了解1～18号元素的原子核外电子排布，能用原子结构示意图表示原子和简单离子的结构。 6.了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。 7.认识元素周期律的本质。掌握同一周期、同一主族元素的原子结构与元素性质递变规律的关系。 8.了解原子结构、元素在周期表中的位置及其性质递变的规律。
晶格能与离子晶标主题2第1、2条）
1.能说出离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。

高中化学选修3全套教案新课标人教版

高中化学选修3全套教案第一章关注营养平衡第一节生命的基础能源——糖类第一课时教学目标：1、使学生了解糖类的组成和分类2、使学生掌握葡萄糖的结构简式和重要性质，了解其在人体内的储存方式和氧化分解的生理意义。

3、使学生了解淀粉在人体内的水解吸收过程和纤维素的生理功能。

教学重点：葡萄糖、淀粉的性质和生理功能。

教学难点：葡萄糖的结构。

教学方法：探究式教学实验准备：洁净的试管、烧杯、铁架台、石棉网、AgNO3溶液〔2%〕、稀氨水〔2%〕、葡萄糖溶液〔10%〕、淀粉、碘水、H2SO4溶液〔20%〕、NaOH溶液(10%)教学过程：[新课导入] “果实的事业是尊贵的，花的事业是甜美的，但还是让我绿叶的事业吧，她总是谦逊地专心地垂着绿荫的〞。

〔印度诗人：泰戈尔〕诗人为何对“绿叶〞情有独钟？绿叶利用了廉价的水和二氧化碳，化腐朽为神奇将光能转化为化学能，通过光合作用生成了葡萄糖。

人们每天摄取的热能中大约75%来自糖类。

[常识介绍]含糖食物与含糖量。

用幻灯片展示教材P4表1-1[设问]什么是糖？[教材阅读]学生阅读教材P4 资料卡片。

[板书]1、糖的概念：糖类又叫碳水化合物，大多数糖符合通式C n (H 2O)m 但不是所有的糖符合这个通式且符合这个通式的也不一定是糖。

2、糖的分类：一、葡萄糖是怎样供给能量的[小组实验]学生观察葡萄糖晶体并做葡萄糖溶解实验。

[板书] 1、物理性质：白色晶体，能溶于水，有甜味。

[置疑] 实验测得：葡萄糖分子量为180，含C 、H 、O 三种元素的质量分数为40%、6.7%、53.3%，求葡萄糖的分子式。

[板书]葡萄糖分子式为：C 6H 12O 6[设问]葡萄糖具有什么结构呢？含有氧原子，说明它可能含什么官能团呢？[回答]可能含－CHO 、－COOH 、－OH 等。

[小组实验]实验1-1，葡萄糖的银镜反应。

[结论] 葡萄糖分子结构中含-CHO[讲述]葡萄糖除具有醛的性质外，我们还发现它具有以下性质：分类单糖：葡萄糖不能水解成更简单的糖糖水解生成二糖：蔗糖、麦芽糖1 mol2 mol 单糖糖水解生成许多多糖：淀粉、纤维素 1 mol mol 单糖〔1〕1mol该未知物与5mol乙酸完全反应生成酯。

人教版高中化学选修3

人教版高中化学选修3篇一：【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↑↓ ↑↓ ↑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。

人教版高中化学选修三原子结构

人教版高中化学选修三原子结构
第一章原子结构与性质
第一节原子结构
人教版高中化学选修三原子结构
学习目标
1、了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布。 2、能用电子排布式表示常见元素 (1～36号)原子核外电子的排布。
一、开天辟地—原子的诞生
延伸阅读
阅读课本P4“开天辟地—原子的诞生”并完成下列问题
问题探究
根据已有知识，试写出K原子的电子排布式和原子结构示意图？猜想一：1s22s22p63s23p63d1
猜想二：1s22s22p63s23p64s1
问题探究
请阅读P5倒数第一段内容，并仔细观察P6 构造原理示意图，找出先填写4s能级而不填写3d能级的原因
（2）多电子原子的核外电子排布－－构造原理
②任一能层的能级总从 s 能级开始，能级数目 = 能层序数。
③以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次
为 1、3、5、7…… 的二倍。
人教版高中化学选修三原子结构
人教版高中化学选修三原子结构
【问题解决】
1 ．比较下列多电子原子的不同能层中能级的能量高低
（1）1s、3d （2）3s、3p、3d （3）2p、3p、4p
课堂练习
写出18Ar 、20Ca、 25Mn 、31Ga四种原子的电子排布式
Ar：1s22s22p63s23p6 Ca：1s22s22p63s23p64s2 Mn：1s22s22p63s23p63d54s2 Ga：1s22s22p63s23p63d104s24p1
电子总数21 - 2=19 - 2=17 - 6=11 - 2=9 - 6=3 - 2=1 - 1=0 电子总数16 - 2=14 - 2=12 - 6=6 - 2=4 - 4=0

人教版高中化学选修3课件-金属晶体

知识点二
金属晶体的结构
1．金属晶体的原子堆积模型
2.晶胞中原子的空间利用率的计算方法 (1)以面心立方晶胞为例，求晶胞中原子的空间利用率
图乙是面心立方晶胞的结构剖面图，晶胞的面对角线为金属原子半径的 4 倍。设金属原子的半径为 R，则晶胞的面对角线为 4R，晶胞立方体的体积为(2 2R)3。每个面心立方晶胞中实际含有 4 个金属原子，4 个金属原子的体积为 4×43πR3，因此晶胞中原子的空间利用率为42×432πRR33×100%＝74%。
Hale Waihona Puke ①该晶胞“实际”拥有的铜原子是____4____个。
②该晶胞称为_____C___(填序号)。
A．立方晶胞
B．体心立方晶胞
C．面心立方晶胞 D．简单立方晶胞
③此晶胞立方体的边长为 a cm, Cu 的相对原子质量为 64，金属铜的密度为 ρ g·cm－3，则阿伏加德罗常数为___ρ2_·5a_63__m_o_l_－_1(用
1金属晶体在受外力作用下，各层之间发生相对滑动，但金属键并没有被破坏。
2金属晶体中只有金属阳离子，无阴离子。 3原子晶体的熔点不一定都比金属晶体的高，如金属钨的熔点就高于一般的原子晶体。 4分子晶体的熔点不一定都比金属晶体的低，如汞常温下是液体，熔点很低。
1.晶体中有阳离子，一定有阴离子吗？反之，晶体中有阴离子，一定有阳离子吗？
(4)颜色/光泽——自由电子吸收所有频率光释放一定频率光由于金属原子以最紧密堆积状态排列，内部存在自由电子，所以当光辐射到它的表面上时，自由电子可以吸收所有频率的光，然后很快释放出各种频率的光，这就使得绝大多数金属呈现银灰色以至银白色光泽，金属能反射照射到其表面的光而具有光泽。而金属在粉末状态时，金属的晶面取向杂乱，晶格排列不规则，吸收可见光后辐射不出去，所以金属粉末常呈暗灰色或黑色。

人教版高中化学选修三知识点

人教版高中化学选修三知识点人教版高中化学选修三学问点第一篇(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外常常出现的区域。

这种电子云轮廓图称为原子轨道。

【特殊提示】(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数。

(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍。

(3)构造原理中存在着能级交叉现象。

由于能级交叉，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。

(4)前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。

第一能层(K)，只有s能级;第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量;第三能层(M)，有s、p、d三种能级。

(5)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n-1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n-1)d放在ns前。

(6)在书写简化的电子排布式时，并不是全部的都是[X]+价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。

基态原子的核外电子排布(1)能量最低原理电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。

如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图。

留意：全部电子排布规则都需要满足能量最低原理。

(2)泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。

(3)洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。

基态、激发态及光谱示意图(1)电子的跃迁①基态→激发态当基态原子的电子吸收能量后，会从低能级跃迁到较高能级，变成激发态原子。

②激发态→基态激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。

人教版高中化学选修3课件第一节能量最低原理、基态与激发态、光谱电子云与原子轨道

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探究核心任务
@《创新设计》
【自主思考】 1.为什么原子的核外电子排布要遵循能量最低原理呢？提示能量最低原理是自然界普遍遵循的规律。能量越低，物质越稳定，物质都有从高能量状态转化到低能量状态的趋势。
完成课前学习
探究核心任务
@《创新设计》
二、电子云与原子轨道 1.电子云
用小黑点来描述电子在原子核外空间出现的概__率__密__度__分__布__图____，被形象地称为电子云。 2.电子云轮廓图为了表示_电__子__云__轮__廓___的形状，对核外电子的_空__间__状__态__有一个形象化的简便描述，把电子在原子核外空间出现概率P＝_9_0_%_的空间圈出来，即为电子云轮廓图。
@《创新设计》
【点拨提升】宏观物体的运动与微观电子的运动对比 1.宏观物体的运动有确定的运动轨迹，可以准确测出其在某一时刻所处的位置及
运行的速度，描绘出其运动轨迹。 2.由于微观粒子质量小、运动空间小、运动速度快，不能同时准确测出其位置与
速度，所以对于核外电子只能确定其在原子核外各处出现的概率。 (1)电子云图表示电子在核外空间出现概率密度的相对大小。电子云图中小黑点密度越大，表示电子出现的概率密度越大。 (2)电子云图中的小黑点并不代表电子，小黑点的数目也不代表电子真实出现的次数。
在激动人心的巨响和脆响中，整个城市的上空都被焰火照亮了，染红了。一团团盛大的烟花象一柄柄巨大的伞花在夜空开放；像一簇簇耀眼的灯盏在夜空中亮着；像一丛丛花朵盛开并飘散着金色的粉沫。焰火在夜空中一串一串地盛开，最后像无数拖着长长尾巴的流星，依依不舍地从夜空滑过。
完成课前学习
探究核心任务
@《创新设计》
@《创新设计》

人教版高中化学选修三知识点汇总

化学选修3知识点总结第一章原子结构与性质一、认识原子核外电子运动状态，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。

2.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。

3.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。

二、(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[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s13.掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循的顺序：1s2s2p 3s3p4s3d4p5s4d5p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。

三、元素周期律1.周期表中的5个区：s、p、d、ds、f2.外围电子-——价电子s与p区-——最外层上的电子d与ds区——最高能级组上的电子S区：ns1～2P区：n s2n p1～6d区：(n－1)d1～10n s1～2ds区：(n－1)d10n s1～2 3.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。

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第1章原子结构与性质电子云与原子轨道

高中化学人教版选修三第1章原子结构与性质电子云与原子轨道选择题观察1s轨道电子云示意图，下列说法正确的是(? )A．一个小黑点表示1个自由运动的电子B．1s轨道的电子云形状为圆形的面C．电子在1s轨道上运动像地球围绕太阳旋转D．1s轨道电子云的点的疏密表示电子在某一位置出现机会的多少【答案】D【解析】电子云中的小黑点表示电子在某一时刻出现的概率密度，不表示1个自由运动的电子，A项错误，D项正确；电子云是对处于一定空间运动状态的电子在核外空间的概率分布的形象化描述，不是实际存在的圆形，也没有宏观轨道，B、C项错误。

选择题下列说法中正确的是(? )A.s电子云是在空间各个方向上伸展程度相同的对称形状B.p电子云是“8”字形的C.2p能级有一个未成对电子的基态原子的电子排布式一定为1s22s22p5D.2d能级包含5个原子轨道,最多容纳10个电子【答案】A【解析】p电子云形状是哑铃形,不是平面“8”字形,B项错;2p 能级有一个未成对电子的原子有B或F,C项错;L层没有d能级,D项错。

选择题下列说法中正确的是(? )A.1s22s12p1表示的是激发态原子的核外电子排布B.3p2表示3p能级有两个轨道C.同一原子中,1s、2s、3s电子的能量逐渐减小D.同一原子中,2p、3p、4p能级中的轨道数依次增多【答案】A【解析】A项中,1个2s电子被激发到2p能级上,表示的是激发态原子;B项中3p2表示3p能级上填充了2个电子;C项中,同一原子中能层序数越大,能量也就越高,离核越远,故1s、2s、3s电子的能量逐渐升高;在同一能级中,其轨道数是一定的,而不论它在哪一能层中。

选择题下列说法中正确的是(? )A.1 s电子云呈球形,表示电子绕原子核做圆周运动B.电子云图中的小黑点密度大,说明该原子核外空间电子数目多C.ns能级的原子轨道图可表示为D.3d3表示3d能级有3个轨道【答案】C【解析】电子云是用小黑点表示电子在核外空间某处出现的概率,小黑点不代表电子,小黑点的疏密表示电子出现概率的大小,A、B项错误;3d3表示第三能层d能级有3个电子,d能级有5个轨道,D项错误。

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 ____________

高中化学选修三第一章第一节(人教版选修3)

小结： d 能级穿透一个能层，f能级
穿透两个能层。
2．电子排布式的书写
（1）书写规则
将___能__级__上所容纳的电子数标在该能级符___右__上__角____，并按照能层从左到右的顺序排列的式子，称电子排布式，如氢元素的电子排布式为：
（2）书写原子的电子排布式：
原子的电子排布式：
氢 H 1s1 钠 Na 1s22s22p63s1
能层最多可容纳的电子数为2n2个。
【学与问】2.不同的能层分别有多少个能级，与能层的序数（n）间存在什么关系？
第一能层只有1个能级(1s)，第二能层有2个能级(2s和2p)，第3能层有3个能级(3s、3p和3d)，依次类推。以s、p、d、 f······排序的各能级可容纳的最多电子数依次为 1、3、5、7的二倍!
外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。 (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。
写出1---20号元素的原子结构示意图
练一练请写出4~10号元素原子的电子排布式。
4 铍Be 5 硼B 6 碳C 7 氮N 8 氧O 9 氟F 10 氖Ne
1s2 2s2 1s2 2s22p1 1s2 2s22p2 1s2 2s22p3 1s2 2s22p4 1s2 2s22p5 1s2 2s22p6
【练习】试书写N、Cl、K、26Fe原子的核外电子排布式。
• (1)相同能层的不同能级的能量高低顺序： ns＜np＜nd＜nf
• (2)英文字母相同的不同能级的能量高低顺序： 1s＜2s＜3s＜4s；2p＜3p＜4p; 3d＜4d

高考回归课本资料―― 人教版高中化学选修三《物质结构与性质》

高考回归课本资料―― 人教版高中化学选修三《物质结构与性质》高考回归课本资料――人教版高中化学选修三《物质结构与性质》人教版高中化学选修三课本“问题交流”“课后习题”参考答案三、问题交流【学与问】1.原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数为2n2。

2.每个能层所具备的能级数等同于能层的序数（n）。

3.英文字母相同的不同能级中所容纳的最多电子数相同。

【思索与交流】1.铜、银、金的外围电子排布不符合构造原理。

2.符号［ne］则表示na的内层电子轨域与稀有气体元素ne的核外电子轨域相同。

o：［he］2s22p4si：［ne］3s23p2fe：［ne］3s23p63d64s2或［ar］3d64s2四、习题参考答案1.a、d2.d3.b4.c5.c6.c是mg的基态原子的电子排布式，而a、b、d都不是基态原子的电子排布。

【科学探究1】1.元素周期表共有7个周期，每个周期包括的元素数目分别为：第一周期2种；第二周期8种；第三周期8种；第四周期18种；第五周期18种；第六周期32种；第七周期为不完全周期。

每个周期开头第一个元素的最外层电子的排布通式为ns1，结尾元素的最外层电子的排布通式为ns2np6。

因为第一周期元素只有一个1s能级，其结尾元素的电子排布式为1s2，跟其他周期的结尾元素的电子排布式不同。

2.元素周期表共计18个每排；每个每排的价电子层的电子总数成正比。

3.s区有2个纵列，d区有8个纵列，p区有6个纵列；从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区和ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区、d区和ds区的元素都是金属。

4.元素周期表可以分成主族、副族和0族；从教科书中图1-16所述，副族元素（包含d区和ds区的元素）介乎s区元素（主要就是金属元素）和p区（主要不为金属元素）之间，处在由金属元素向非金属元素过渡阶段的区域，因此，把副族元素又称作过渡阶段元素。