高中化学选修三__全套课件

1803年 道尔顿（英） 原子是微小的不可分割的实心球体
1897年，英国科学家汤姆生 枣糕模型
1911年，英国物理学家卢瑟福 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） 原子核 原子 （正电） 中子（不带电）
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
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
原子的核外电子排布
• 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
• 3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理、 泡利原理和洪特规则
• 4、知道原子的基态和激发态的涵义 • 5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光
谱，了解其简单应用
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
σ键 按成键方式 按电子云 π键 重叠方式
极性共价键 不同原子 成键
非极性共 同种原子
价键
成键
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
H
HH
HH
Cl
Cl
H
H
①类型 s-s σ键 例：H2 s-p σ键 例：HCl p-p σ键 例：Cl2
HH
Cl H
HH
②特点 头碰头 重叠程度大，稳定性高
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 Ar 简 化
自旋量子数
能层 能级 轨道 自旋
大范围 小范围
公转 自转
1、泡利原理
填多少
每个轨道最多只能容纳2个电子
且它们的自旋方向相反
2、洪特规则
怎么填
电子总是优先单独地占据简并轨道
且它们的自旋方向相同
3、电子排布图
例：写出O原子的电子排布图 O原子的电子排布式： 1s2 2s2 2p4
1s2 2s2
2p4
化学 选修三
原子结构 原子结构与性质
原子结构与元素的性质 共价键
分子结构与性质 分子的立体结构
晶体结构与性质
分子的性质 晶体的常识 分子晶体与原子晶体 金属晶体 离子晶体
第一章 原子的结构与性质
第一节 原子结构（第一课时） 高二化学组
知识与技能目标：
1.进一步认识原子核外电子的分层排布
2.知道原子核外电子的能层分布及其能
越易反应，非金属性越强 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
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（第三课时）
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
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
ndxy轨道 ndxz轨道 ndyz轨道
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 npy轨道电 子云轮廓图 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
量 主量子数
子 化
角量子数
描 磁量子数 述
元素的某些性质 • 3、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 • 4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系 • 5、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 • 6、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明
元素的某些性质
复习 元素：具有相同核电荷数的一类原子的总称
1 Ⅷ族： 16
1 0族： 特点：副族、Ⅷ族通称过渡元素，过渡金属
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
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
140亿年后的今天： 氢原子占88.6% 氦原子为氢原子数1/8 其他原子总数不到1%
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
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
金属活动性顺序 单质与盐溶液的置换反应 普通原电池正负极
非金属性强弱的判断依据 跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度
量关系
3.知道原子核外电子的能级分布及其能
.
量关系
4.能用符号表示原子核外的不同能级，
初步知道量子数的涵义
5.了解原子结构的构造原理，能用构造
原理认识原子的核外电子排布
6.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
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
能层 K L
M
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……
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
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
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
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
②周期的组成
能层: 一 二
三
KL
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
周期序数 起始原子序数 终止原子序数 元素种类
短
一
1
2
2
周
二
3
10
8
期
三
11
18
8
长
四
周
五 六
期
七
19
36
18
37
54
18
55
86
32
87
118/112 32/26
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
7主族：A结尾 ，ⅠA～ⅦA 族 7副族：B结尾 ， ⅢB～ⅦB，ⅠB，ⅡB
f区
二、元素周期律（第二课时）
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
层数 层数多半径大 电子间斥力大 决定因素
核电 核电荷数大半径小 正负电荷
荷数
间引力大
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
第二章
分子的结构与性质
第一节 共价键 高二化学组
第一课时
• 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。
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
Zn：[Ar] 3d10 4s2 ②简化电子排布式
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
第一章第一节原子结构 （第二课时）
• 知识与技能目标： • 1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识
原子结构的表示方法 原子结构示意图
电子排布式 O原子：1s2 2s2 2p4
电子排布图
1s2 2s2
2p4
O原子
六、能量最低原理、基态与激发态、光谱
1、能量最低原理
能量最低原理：原子电子排布遵循构造原理 能使整个原子的能量处于最低
2、基态原子
基态原子：遵循泡利原理、洪特规则、能量 最低原理的原子
轴对称 可绕键轴旋转
5、π键
定义： 两个原子轨道以平行 即“肩并肩”方式重叠
①类型 p-p π键 例：CH2=CH2
d-p π键 例：金属配合物
②特点 肩并肩 重叠程度较小，稳定性较差 镜面对称 不能旋转
键型 项目 成键方向
σ键
π键
沿轴方向“头碰头” 平行方向“肩并肩”
电子云形状 轴对称
镜像对称
金属键 按成键方式分为： 共价键
金属晶体 分子晶体
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）
发生：分子内原子之间 存在： 于绝大多数物质中
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
牢固程度 强度大，不易断 强度较小，易断
成键判断规 律
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。
共价键特征
饱和性 方向性
共价键类型
σ键
s-s s-p
头碰头
p-p 轴对称
（按电子云 重叠方式分） π键 p-p 肩并肩
d-p 镜面对称
第二课时
• 教学目标： • 1、了解键的参数，能用键能、键长、键角
基态原子吸收能量后，电子发生跃迁变为激 发态原子
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 （共三课时） 高二化学组
知识与技能目标：
• 1、掌握原子半径的变化规律 • 2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明
nd能级的电子云轮廓图：多纺锤形
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
ns能级 ns轨道
npx轨道 简
np能级 npy轨道 npz轨道
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nd能级
ndz2轨道
ndx2—y2轨道