专题01 原子、分子结构与性质（期中复习课件，pdf版）高二化学下学期人教版

原子 分字结构 期中考点串讲 与性质 Z s轨道 p轨道 目录 18 VIIIA 2 13 14 15 16 17 He IIIA IVA VA VIA VIIA Helium 5 6 7 8 9 10 考点01 能层与能级构造原理与电子排布式 B c N 0 F Ne Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon 考点02 电子云与原子轨道泡利原理、洪特规则、 能量最低原理 13 14 15 6 17 18 Al Si P CI Ar Aluminum Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon 考点03 原子结构与元素周期表 37 32 33 34 35 36 Ga Ge As Se Br Kr 考点04 元素周期律 Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton 考点05 共价键 考点06 杂化轨道理论、价电子对互斥理论 考点07 分子的空间结构及中心原子杂化轨道类型的判断方法 考点08 共价键的极性 范德华力 考点09 氢键溶解性 分子的手性 2Py 2p2 海●●0●0● 考点01 能层与能级 构造原理与电子排布式 K层(n=1) L层(n=2) do, M层(n=3) 2s 2p 2Py 2p. 考点01第一节：能层与能级 能层与能级 能层、能级与最多容纳电子数 1.能层 能层 能层序数 各能级最多 每能层最多 (符号) 包含的能级 n 容纳电子数 容纳电子数 符号：K、L、M、N、O、P、Q (2n2) 1 1s 2 2 能量顺序：E(K)<E(L)<..<E(Q) 2 2s、2p 2、6 8 2.能级 M 3 3s、3p、3d 2、6、10 18 表示：ns、np、nd、nf(n为能层序数) N 4 4s、4p、4d、4f 2、6、10、14 32 能级数=能层序数（如M层有3个能级） 5 5s、5p、5d、5f 2、6、10、14 50 /p/d/f容纳电子数：2/6/10/14 6 6s、6p、6d、6f 2、6、10、14 72 (即1/3/5/7轨道×2) 7s、7p、7d、7f 2、6、10、14 每能层最多电子数：2n2 98 能级填充顺序 1s →2s→2p →3s→3p +4s→3d→4p →5s 4d → 5p (构造原理) 说明：能级填充遵循“能量最低优先”原则，箭头表示电子填充顺序，虚线箭头表示“越级填充” 考点01第二节：基态与激发态 原子光谱 基态与激发态的转化 光谱的成因、分类与应用 能量 激发态：吸收能量， 电子在不同能级间跃迁时，释放或吸收 成因 - 电子跃迁至高能级 特定频率的光（光子） 高 吸收能量 释放能量 E3 发射光谱 电子从高能级跃迁到低能级 (如：光能) (发射光子) 释放光子一→产生亮线光谱 E2 分类 电子从低能级跃迁到高能级 吸收光谱 吸收光子→产生暗线光谱 低 E,(基态) 基态：最低能量状态 应用 每种元素具有独特的特征谱线→光谱分析鉴定元素 电子在不同能级间跃迁 1.基态Vs激发态 2 光谱 ·基态：最低能量状态 ·成因：电子跃迁释放/吸收特定频率光 ·激发态：吸收能量，电子跃迁至高能级 ·分类：发射光谱、吸收光谱 ·应用：特征谱线 →光谱分析鉴定元素 三、构造原 1.构造原理顺序 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 5s 4P 4d 6s 4f 5d 6p ● 理与电子排布式 2.电子排布式示例 0(8):1s22s22p4 ·K(19):[Ar]4s1 。Cl(17):[Ne]3s23p5 ·S2-(16):1s22s22p63s23p6 2 考点02 ●●● 电子云与原子轨道 X 泡利原理、洪特规则、能量最低原理 s轨道 p轨道 考点02第一节：电子云与原子轨道 一、电子云与原子轨道 s轨道 (球形) Z s电子云图（概率密度分布） s电子云轮廓图(90%概率空间边界) Px轨道 原子轨道数目 轨道类型 s p 轨道数目 1 3 电子云：概率密度分布形象化 电子云轮廓图：90%慨率空间边界 3 原子轨道 ·定义：一个空间运动状态 ·形状：S一球形； p轨道（哑铃形） Z Z 正相(+) 负相(-) X xt xt P,轨道 Pz轨道 d f 5 7 哑铃形·轨道数目：s(1)、p(3)、d(5)、f(7) 考点02 第二节：三大原理与排布规则 【知识清单】铝原子轨道表示式 二、 泡利原理、洪特规则、能量最低原理 铝(Al,13)的电子排布：1s22s22p63s23p1 1s 个 T 1个轨道，填入2个电子（自旋相反） 1 泡利原理：1轨道≤2电子，自旋相反（↑↓) 2s 个 1个轨道，填入2个电子（自旋相反） 2 洪特规则：简并轨道电子先单占、自旋平行： 2p 3个简并轨道，各填入2个电子 3s 个 1个轨道，填入2个电子（自旋相反） 特例： Cr(24):[Ar]3d54s1(半充满稳定) 3p 3个简并轨道，先单占，分占1个电子 说明：方框表示轨道，箭头表示电子；↑↓表示自旋相反，↑表示自旋向上 3 能量最低原理：电子优先填入低能轨道 特例： Cr(24小：[Ar]3d54s1(半充满稳定) 轨道表示式：方框=轨道，箭头=电子 3d 个个↑↑个 4s 3d半充满更稳定， 因此4s只排1个电子 s区 p区 良|考点03 d区 原子结构与元素周期表 f区 考点03 第一节：周期表结构与电子排布 知识清单①：周期划分 一、 元素周期律、周期系、周期表 周期 第一周期 第二周期 第三周期 第四周期 第五周期 第六周期 第七周期 ·周期律：性质随原子序数周期性变化 周期序数 2 3 4 5 6 7 ·周期系：按核电荷数排列 电子层数 1 2 3 4 6 7 二、 构造原理与周期表 元素种数 2 8 18 18 32 32 (能级组最大电子数) 1.周期划分 知识清单②：主族价电子排布 ·周期序数=电子层数 0族 ·元素种数=能级组最大电子数 (2/8/8/18/18/32/32) 族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA (稀有气体) 2.族划分 价电子排布 ns1 ns2 ns2np1 ns2np6 ns2np2 ns2np3 ns2np ns2nps (He除外) 主族：价电子=ns/np,族序数=价电子数 族序数 2 3 5 6 7 稀有气体：ns2np6(He除外) (主族) He Be 8 周期表分区图 品 臣 是 s区元素 Rb 2088 a 品 p区元素 B 53 的 过渡元素区 爵 胎 8 d区元素 (过渡元素) 1 品 4 117 118 Ts 09 f区元素（铜系元素） 7 71 La 铜系元素 Lu f区元素（铜系元素） 9 铜系元素 103 Ac Lr 考点03 第二节： 自 知识清单 三、再探元素周期表 分区：s、p、d、ds、f区 (按最后填入电子能级) 金属性分界： 分界线： B-Si-As-Te-At/Al-Ge-Sb-Po 金属性：左下强； 非金属性：右上强 。d/ds/f区全为金属； s区除H外均为金属 周期表分区与金属性 周期表分区图（按最后填入电子能级） 18 懿 1 2 13 14 15 16 17 He 1 H B N O F Ne 2 Li Be 3 4 5 6 7 89 10 11 12 Al Si P s ci Ar Na Mg 4 K as区 Ga Ge As p区 Kr 5 Rb Sr d区 In Sn Sb Te Xe 6 Cs Ba TI Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Nh FIl Mc Lv Ts Og 镧系 La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb ds区 f区 铺系 Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No 2 金属性分界图 1 2 6 7 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 其它非全属 卤素 2 H He H 碳金属 过渡金属 8 10 i Be 城土金属 后过液金属 氢 B C N 0 F Ne 11 12 1.00794 稀有气体 锅系元素 13 14 15 16 17 8 Na Mg 1 非全属 锕系元素 Al Si Ar 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 32 34 35 K Ca Sc Ti Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br K 37 38 39 40 42 44 45 46 47 49 50 51 52 53 6 Rb Sr Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 66 56 57-71 72 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 6 Cs Ba La-Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg T Pb Bi Po At Rn 8889-103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 7 Fr Ra Ac-Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo 考点04 元素周期律 电离能增大 电负性增大 原子半径增大 电离能增 电负性增大 原子半径增大 考点04第一节：原子半径、电离能、电负性 原子半径 二、 电离能 三、 电负性 同周期→：减小（核电荷个） ●定义：气态基态原子失1e所需最小能量 ·定义：原子对键合电子吸引力 ●规律：同周期→个（稀有气体最大）； ●标准：F=4.0,Li=1.0 ·同主族↓：增大（电子层个） 同主族↓↓ ·规律：同周期→个；同主族↓↓ ●应用：11越小，金属性越强 。应用：判断金属性/非金属性 趋势图 趋势图 趋势图 同周期（从左→右） 同周期（从左→右） 同周期（从左→右） 同主族 (41H下) 减少 同主族 (十H下 增大 同主族 (品十十下) 增大 增大 减小 减小 原子半径：原子核到最外层 电离能：原子失去1个电子所需的 电负性：原子在化学键中 标准： F=4.0 电子的平均距离。 最小能量（第一电离能1）。 吲电子的能力。 Li=1.0 原子半径：同周期减小，「 同主族增大 ◆电离能：同周期增大， 同主族减小 ◆电负性：同周期增大，同主族减小 总结规律 → 0→ 考点05 σ键（头碰头） π键（肩并肩）》 共价键 原子轨道沿键轴方向 原子轨道沿键轴两侧 “头碰头”重叠形成 “肩并肩”重叠形成 考点05 第一节：共价键类型与键参数 σ键（头碰头，轴对称， 可旋转) 一、 共价键 1.概念：共用电子对 s-so键 S-pσ键 p-po键 2.类型： ·σ键：头碰头，轴对称，可旋转 。π键：肩并肩，镜面对称，不可旋转，较弱 两个s轨道沿键轴方向叠 s轨道与p轨道沿韆钠方氌 两个p轨道沿键轴方向重叠 单键=0；双键=1σ+1π；三键=1σ+2π H-H H-CI CI-CI π键（肩并肩，镜画对称，不可旋转，铰弱） 二、键参数 1.键能：解离1mol键吸能(kJmo)；越大越稳定 2.键长：核间距；越短键能越大 3.键角：决定分子空间构型 两个平行p轨道肩并肩重叠 如：C=C中的π键 常见分子键角 CH4 NH3 H2O CH3OH C02 BF3 C2H4 C2H2 (C-0-H) (H-C=C-H) (H-C≡C-H) H H H H 空间构型 H…C -H O=C=⊙ B H-©≡©-H H H H H H 键角() 109.5 107.0 104.5 ≈109.5 180 120 ≈120 180 sp3杂化 sp2杂化 sp杂化 考点06 杂化轨道理论、 四面体形 平面三角形 直线形 价电子对互斥理论 109.5° 120° 180° 杂化轨道理论用于解释分子空间构型；价电子对互斥理论(VSEPR)用于预测 分子或离子中价层电子对的几何构型。 考点06 第一节：杂化轨道理论 一、杂化轨道理论 sp 3 1s+3p→ 109°28 正四面体 4轨道 (CH4) sp 2 1s+2p→ 120° 平面三角 3轨道 (BF3) sp 1s+1p→ 180° 直线形 2轨道 (C02) >未杂化p轨道→形成π键 H 109°28' H H H sp3 120° B sp2 180° sp 考点06 第二节：价电子 二、价电子对互斥理论 核心：价电子对（成键+孤对） 相互排斥→尽可能远离 VSEPR模型vs实际空间结构 示例： CH4:Sp3,无孤对→正四面体 NH3:sp3,1孤对→三角锥 H2O:sp3,2孤对→V形 成键电子对 孤电子对（孤对） 对互斥理论 (VSEPR) 分子 CH4(甲烷) NH3(氨气) H20(水) 中心原子 C N 0 价层电子对总数 (成键对+孤对) 4 4 4 成键电子对数 4 3 2 孤电子对数 0 1 2 中心原子杂化方式 sp3 sp3 sp3 VSEPR模型 (电子对几何构型) 正四面体 正四面体 正四面体 实际空间结构 (分子形状) V形 正四面体 三角锥 (折线形) 键角 109.5° 107.0° 104.5° 考点07 分子的空间结构及 中心原子杂化轨道类型的判断方法 ● CH2 NH3 H20 考点07 判断方法汇总 判断中心原子杂化类型的方法 价层电子对数法 键角法 取代法 σ键+孤对法 H e对计数 电子对数= 人T ●=o键 σ键数+ (CHg)gN NH3 孤电子对数 H (类纵结构) (已知为sp3) ●=孤电子对 L A sp3 。109°28′→sp3 若用相同基团取代后， 中心原子的杂化类型不变， 如HCHO中C: ●3 sp2 ●120° →sp2 则可判断原杂化类型。 3o+0孤对→sp2 ●2 sp 。180° →sp 如(CH)3N←NH3→sp3 示例：NH3(N为中心原子) 示例：BF3(B为中心原子) 示例：(CH)3N(N为中心原子) 示例：HCHO(C为中心原子) H 电子对数= 人 CH3 由NH3为sp3 H σ键数=3 键角约120° 30+1孤对=4 120 、120 可知 孤对数=0 H-N-H →sp3 B → sp H,C一NCH →sp H- c=0: →sp2 小结 四种方法可结合使用，灵活判断中心原子的杂化类型，关键在于确定“电子对数”或“几何构型”。 《《《《《 考点08 极性键 非极性键 共价键的极性 范德华力 6+ 6- CI CI 考点08 第一节：键极性与分子极性 共价键的极性 键极性： 极性键：不同原子，电子对偏移（6/6) ·非极性键：同种原子，电子对不偏移 分子极性： 非极性分子：键极性向量和=0（如CH4、( 02) 极性分子：向量和≠0（如H2O、NH3) 注意：非极性分子可含极性键； 含非极性键未必非极性（如H2O2) CH4(非极性) CO2(非极性) H2O(极性) H H H H 正四面体结构，向量和=0 直线形结构，向量和=0 V形结构，向量和≠0 【知识清单】分子极性判断图 分子是否有极性？ 分子中是否含有 否 非极性分子 极性键？ (如Cl2、H2) 是 判断分子构型及键的 极性向量和 键极性向量和=0 键极性向量和≠0 非极性分子 极性分子 (如CHa、CO2) (如H2O、NH) ※可含极性键 ★ 重要提醒 (反例强调) H2O2(极性) >非极性分子可含极性键：如CO2(C=O为极性键 建，画分子非极性) H16-6m >含非极性键未必非极性：如H2O2(含O-O非极性 键，佃分子为极性) 结构不对称，向量和≠0 考点08第二节：范德华力 二、范德华力 1 概念：分子间作用力 2 影响因素： 相对分子质量个→范德华力↑ 极性个→范德华力个 3 影响：熔沸点、溶解度等物理性质 4 特点：无方向性、无饱和性 考点 氢键溶解性 09 分子的手性 8- ● 6+ 8+ 8 6 6+ 6+ ●●●● 6- 8+ 考点09第一节：氢键及其影响 氢键的方向性（以H20分子间氢键为例） 分子内氢键（以邻硝基苯酚为例） 6+ rAn寿H 氢键具有方向性： OH 趋向于线性结构 分子内氢键的形成 使分子内“自我缔合”， 结构更紧凑 接近180° 邻硝基苯酚 一、 氢键 3.类型： 1.概念：-HY(X,Y=N/O/F) ·分子间氢键 (如H2O)→熔沸点个 2.特征： ·分子内氢键（如邻硝基苯酚) →熔沸点↓ ·强于范德华力，弱于化学键 ·有方向性、饱和性 4.影响：熔沸点、溶解性、电离 考 二、溶解性 相似相溶 极性溶质溶于极性溶剂 2 影响因素 温度 d9 压强 6*-H…0-6 氢键 结构相似性 是否反应 点09第二节：溶解性与手性 三、分子的手性 相似相溶 手性异构体 极性溶剂+极性溶质→互溶 镜像不重合（如左右手) 水(H2O) 乙醇(CH,OH) 左手 镜子 右手 互溶，形成 均一溶液 手性分子 含手性碳（四个不同基团） 非极性溶剂+极性溶质→不相溶 ·示例：乳酸 COOH 水(H2O) 油（植物油） COOH 油层 Hw-COH HO C-H 水层 CH3 CH3 (S)-乳酸 (R)-乳酸 不相溶，分层 镜像不重合，构成一对手性异构体 2 H He 氯 氢 4.0026 1.008 3 Li 谢谢观看！ 6.941 掌握原子结构，理解周期律本质 2p2 11 10 Na Ne 钠 22.990 20.180 2px 3d,