高一化学辅导二（选修三：物质与结构）.pptVIP

高一化学辅导二 原子结构 第一节原子结构 一、原子结构 1. 原子结构的演变： 道尔顿原子模型 （1803）→ 汤姆生原子模型 （1904）→ 卢瑟福模型 （1911）→ 玻尔模型 （1913）→ 电子云模型（1926） 二、原子核外电子的运动状态 笼统地说原子中电子的运动状态是用波函数来描述的，完整地描述原子中电子的运动状态一般需要四个量子数。 也即从四个方面描述核外电子的运动状态: ①电子层； ②电子亚层； ③原子轨道的伸展方向； ④自旋方向． 1.主量子数（n）--电子层 主量子数n 决定原子轨道离核的远近，并在确定电子运动的能量时起主要作用。 当主量子数n 增大时，原子轨道离核的距离随之增大，电子的能量也相应增加。 主量子数n 取非零的任意正整数。主量子数n 与电子层光谱符号对应关系： 光谱符号：K、L、M、N、O、P、Q…… n ＝ 1、 2、 3、4、5、 6、7……能层 2、副量子数(l)--电子亚层 副量子数又称为角量子数，角量子数 l 确定原子轨道的形状，并在多电子原子中与主量子数一起决定电子的能量。 光谱符号： s p d f g …… 亚层也称能级 同一主量子数的原子轨道可以有一种或几种不同形状的原子轨道，可以用角量子数来表示： S轨道：球形对称轨道； p轨道：哑铃形轨道； d轨道：四花瓣形轨道…… 3、磁量子数（m） 磁量子数m决定原子轨道在空间的伸展方向。 原子轨道s为球形对称； 原子轨道p有三个伸展方向：Px、Py、Pz； 原子轨道d有五种伸展方向： dxy、dyz、dxz、dx2－y2、dz2 。 原子轨道f有7种伸展方向，g轨道则有9 种伸展方向。 简并轨道，也称等价轨道。 如：2Px、2Py、2Pz。 4、自旋量子数ms： 自旋量子数ms决定电子的自旋方向，其取值只有两个，说明电子自旋是两种相反的状态，一般用↑和↓表示。 基态原子的电子排布(轨道式) 三、核外电子排布规律 核外电子排布的三个原则: 1.保里不相容原则：在一个原子中，不存在有两个电子处于完全相同的运动状态。 所以同一原子的一个轨道上最多容纳2个电子。 三、核外电子排布规律 2 .能量最低原则：原子核外电子排布时总是先占据能量最低的轨道，排满后才能进入能量较高的轨道。 应注意到能级交错现象： 第n 能级组： n s1-2 、(n－2)f1-14 、(n－1)d1-10、 n p1-6 Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2 Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d9 4s2 但实际上, 它们的基态电子排布式分别为: Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 三、核外电子排布规律 3.洪特规则：电子总是尽可能多地占据等价轨道（简并轨道），并且自旋方向相同。 洪特规则的特例： 全充满：s2 p6 d10 f14 半充满：p3 d5 f7 全 空： p0 d0 f0 由上述三个原则可以得出： 最外层电子数最多不超过8个； 次外层电子数最多不超过18个； 倒数第三层电子数最多不超过32个； 每一层最多容纳的电子数为2n2个。 自学参考： 选修 3《物质结构与性质》 第二节分子结构 （一）离子键理论 一、离子键的形成 二、离子键的本质：静电作用力 离子键是由原子得失电子后，形成的正、负离子之间通过吸引静电作用而形成的化学键。 在离子键的模型中，可以近似地将正、负离了的电荷分布看为球形对称的。根据库仑定律：两种带相反电荷（q+和q-）的离子间的静电引力f与离子电荷的乘积成正比，而与离子间距离R的平方成反比： 三、离子键的特点 1.离子键没有方向性： 离子晶体: 四、离子的特征： 1.离子的电荷：正离子的电荷数就是相应原子失去的电子数；负离子的电荷数就是相应原子获得的电子数。 3.离子半径： 当正离子A+和负离子B-通过离子键形成AB型离子晶体时，正、负离子间的静电引力和核外电子与电子之间以及原子核与原子核之间的排斥力达到平衡时，正、负离子之间的保持着一定的平衡距离. 离子半径大小的比较 同一主族中:从上到下具有相同电荷的同主族离子半径依次增大. 同一周期中:主族元素随原子序数的增加,正离子半径依次减小. 同一元素能形成几种不同电荷的正离子时,则高价离子半径小于低价离子的半径. 同一周期中,负离子半径远大于正离子半径. 周期表处于相邻族的左上方与右下方对角线上的正离子半径相近. ★ 离子键的本质是静电作用力，只有电负性相差较大的元素之间才能形成