苏教版2019高二化学选择性必修第二册第一二章 揭示物质结构的奥秘+原子结构和元素性质（同步课件）

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第一章 揭示物质结构的奥秘第二章 原子结构和元素性质 目录CONTENTS第一节 揭示物质结构的奥秘第二节 原子核外电子的运动第三节 元素性质的递变规律第一章 Part One揭示物质结构的奥秘一、物质结构研究的内容其本质就是研究从一种结构（反应物）如何转变为另一种新的结构（生成物）断裂生成二、物质结构研究的范式与方法1、物质结构研究的范式由个别到一般由一般到个别归纳范式和演绎范式作为一对普遍适用的逻辑方法，在化学研究中得到了广泛应用。两者不是孤立使用的，在实际研究中常常融合在一起。二、物质结构研究的范式与方法在物质结构的研究中，除借助科学仪器等物质手段，还需要借助化学研究的方法。常用的化学研究方法有实验、科学假说和模型建构等方法。2、物质结构研究的方法第二节 Part Two原子核外电子的运动人类对原子结构的认识是循序渐进并不断发展的实心小球模型电子云模型行星模型（卢瑟福）（汤姆森）（玻尔）一、人类对原子结构的认识二、原子核外电子的运动特征人们常用小写的英文字母s、p、d、f分别表示不同形状的轨道（能级）。轨道的类型不同，能量不同，形状也不同。表示方法：原子轨道用表示电子层的n和表示原子轨道形状的s、p、d、f结合起来共同表示，如1s、2s、2p(2px、2py、2pz)、3d等。球形12纺锤形33655107714二、原子核外电子的运动特征电子自旋：原子核外电子的自旋可以有两种不同的状态，通常人们用向上的箭头“↑”和向下的箭头“↓”来表示这两种不同的自旋状态。“电子自旋”并非真像地球绕轴自转一样，它只是代表电子的两种不同状态。二、原子核外电子的运动特征洪特规则三、原子核外电子的排布原理原子核外电子的运动（也称原子核外电子的排布）遵循构造原理的三大内容能量最低原理泡利不相容原理三、原子核外电子的排布原理1、能量最低原理原子核外电子先占据能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态，从而满足能量最低原理。能量升高能量升高构造原理中的能级顺序，其实质是各能级能量由低到高的顺序。绝大多数原子核外电子的填充顺序符合构造原理中的能级顺序。三、原子核外电子的排布原理2、泡利不相容原理每个原子轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子。每一种运动状态的电子只有一个(用“↑↓”表示)。由于每一个原子轨道包括两种运动状态，所以每一个原子轨道最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。01022s2的电子排布图三、原子核外电子的排布原理原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占在不同的原子轨道上，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低，这个规则称为洪特规则。3、洪特规则相对稳定的状态全充满：p6、d10、f14半充满:p3、d5、f7全空:p0、d0、f0洪特规则特例光谱实验发现，能量相同的原子轨道在全满、半满和全空条件时，体系能量较低，原子较稳定。第三节 Part Three元素性质的递变规律一、原子核外电子排布的周期性核外电子排布的周期性变化规律可以表示为每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布呈现从ns1到ns2np6的变化。一、原子核外电子排布的周期性周期元素数1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p4f5d6p6s5f6d7p7s……一二三四五六七28818183232二、元素周期表中区的划分s区p区d区ds区f区ns1～2电子填充的最后一个能级是s能级电子填充的最后一个能级是p能级电子填充的最后一个能级是d能级ns1～2np1～6根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区和f区金属与非金属交界处元素的性质特点 在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为半金属或类金属(一般可用作半导体材料) 。 二、元素周期表中区的划分二、元素周期表中区的划分三、元素第一电离能的周期性变化1、第一电离能某元素的气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需要的最低能量符号：I1单位：kj/molM(g)-e- → M+(g)三、元素第一电离能的周期性变化原子序数第一电离能（kJ·mol-1）规律1：同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。规律2：同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。三、元素第一电离能的周期性变化原子序数第一电离能（kJ·mol-1）规律3：同一周期中碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。规律4：第一电离能：第ⅡA族元素大于第ⅢA族元素， 第ⅤA族元素大于第ⅥA族元素第ⅡA族元素的s轨道全满，最外层p轨道全空第ⅤA族元素的最外层p轨道半满三、元素第一电离能的周期性变化3、电离能的应用01确定元素原子的核外电子排布02判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数03判断元素的金属性、非金属性强弱四、元素电负性的周期性变化1、电负性衡量元素在化合物中吸引电子的能力。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。大小的标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准电负性是相对值，没单位。四、元素电负性的周期性变化主族元素的电负性规律1：同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。(稀有气体元素除外)四、元素电负性的周期性变化主族元素的电负性规律2：同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。电负性最大的是氟，最小的是铯。四、元素电负性的周期性变化2、电负性的应用01判断元素的金属性与非金属性的强弱电负性 ＞ 1.8 非金属元素电负性 ＜ 1.8 金属元素电负性 ≈ 1.8 类金属元素金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱。类金属(如锗、锑等)既表现出金属性又表现出非金属性。四、元素电负性的周期性变化2、电负性的应用02判断化学键的类型电负性相差很大离子键(相差>1.7)电负性相差不大共价键(相差<1.7)但也有特例（如HF）但也有特例（如NaH）03判断共价化合物中元素的化合价的正负①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。本章小结揭示物质结构的奥秘元素性质的递变规律不良反应原子核外电子的运动原子核外电子排布的周期性元素周期表中区的划分元素第一电离能的周期性变化元素电负性的周期性变化人类对原子结构的认识原子核外电子的运动特征原子核外电子的排布原理物质结构研究的内容物质结构研究的范式与方法谢谢观看THANKS