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（知识梳理）

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第一二章 揭示物质结构的奥秘 原子结构和元素性质知识梳理揭示物质结构的奥秘第1章第一单元　物质结构研究的内容一、认识物质的特征结构1．原子结构与元素性质的关系元素原子最外层电子排布的周期性是元素性质周期性变化的主要原因。2．研究物质之间化学反应的本质及过程本质：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)。二、揭示物质结构与性质的关系1．物质的结构在很大程度上决定了该物质的某些性质。2．同素异形现象白磷晶体是由白磷分子(P4)组成的分子晶体，分子呈正四面体结构，分子中P—P键键长是221 pm，键角∠PPP是60°。因其中的P—P键弯曲而具有较大的张力，其键能较小，易断裂，所以白磷在常温、常压下就有很高的反应活性。而红磷的链状结构比较稳定，室温下不与氧气反应。不同碳单质的结构与用途第二单元　物质结构研究的范式与方法一、物质结构研究的范式1．物质结构研究有两种常见的范式：一是归纳范式，二是演绎范式。二、物质结构研究的方法1．常用的化学研究方法有科学假设和论证、实验和模型建构等。第三单元　物质结构研究的意义三、物质结构研究的意义研究物质结构，既能够为设计与合成新物质提供理论基础，也可以帮助我们预测物质的性能。专题2　　原子结构与元素性质第1节原子核外电子的运动一、人类对原子结构的认识1．卢瑟福原子结构模型1911年，英国物理学家卢瑟福根据α粒子散射实验。认为原子的质量主要集中于原子核上，电子在原子核外空间做高速运动。2．玻尔原子结构模型1913年，丹麦物理学家玻尔研究了氢原子的光谱后，根据量子力学的观点，提出了新的原子结构模型：(1)原子核外电子在一系列稳定的轨道上运动，既不放出能量，也不吸收能量。3．电子云(1)电子主要在原子核周围的球形区域内运动。运动区域距离核近，电子出现的机会大；运动区域距离核远，电子出现的机会小。(2)电子云：用小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到的图形叫做电子云。二、原子核外电子的运动特征1．电子层根据电子能量差异和主要运动区域的不同，认为原核外电子处于不同的电子层上。2．原子轨道与能级(1)含义电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。原子轨道是指量子力学描述电子在原子核外空间运动的主要区域。处于同一电子层的原子核外电子，可以在不同类型的原子轨道上运动，其能量也不相同，故可将同一电子层进一步划分为不同的能级。(2)原子轨道①类型②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。③原子轨道能量高低3. 电子自旋原子核外电子有两种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。第2节原子核外电子的排布一、核外电子排布遵循的原理1．原子核外电子排布的轨道能量由低到高的顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s、5f、6d…。2．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。3．泡利不相容原理：原子中同种运动状态的电子只有一个，即每个轨道上最多容纳自旋状态不同的两个电子，称为泡利不相容原理。4．洪特规则：为了使体系的总能量最低，原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能以自旋相同的状态分占不同的轨道，这称为洪特规则。5．洪特规则的补充规则能量相同的原子轨道在全充满、半充满和全空时，体系的能量较低，原子较稳定。能量相同的原子轨道：如p能级的3个轨道，d能级的5个轨道，f能级的7个轨道。相对稳定的状态eq \b\lc\{(\a\vs4\al\co1(全充满　p6　d10　f14,全空　p0　d0　f0,半充满　p3　d5　f7))。二、表示原子核外电子排布的化学用语1．电子排布式：如Na1s22s22p63s1；钙的电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，原子结构示意图为，电子式：·Ca·。2．轨道表示式：用代表一个原子轨道，可用箭头表示一个电子，这样的式子称为轨道表示式，如：Na 。3．外围电子排布式：如氯原子外围电子排布式为3s23p5，外围电子轨道表示式为。三、光谱与光谱分析1．光谱形成原因不同元素的原子中电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光。2．光谱分类原子光谱原子吸收光吸收光谱原子释放光发射光谱3．光谱分析在现代化学中，人们可通过原子发射光谱或吸收光谱来检测元素，称为光谱分析。第3节原子核外电子排布的周期性一、原子核外电子排布的周期性1.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的周期性变化。每一周期元素的周期数都等于该周期元素原子的电子层数；除第1周期元素最外层电子数从1个到2个，即1s1～1s2；其他周期元素最外层电子数重复出现从1逐渐增加到8的周期性变化。即ns1～ns2np6。2.主族元素原子核外电子排布和元素性质的周期性变化二、原子核外电子排布与周期表结构的关系1.周期与电子层数相同。2.主族元素的族序数等于该元素原子的外围电子数。对于过渡元素的原子(镧系、锕系除外)，外围电子排布为(n－1)d1～10ns0～2。ⅢB～ⅦB族的外围电子数目与族序数相同。外围电子排布为(n－1)d6～10ns0～2的三个族统称为Ⅷ族。ⅠB和ⅡB族则是根据ns轨道上是一个还是两个电子来划分的，外围电子排布为(n－1)d10ns1～2。三、元素周期表的分区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，如下图。第4节元素第一电离能和电负性的周期性变化一、元素第一电离能的周期性变化1.元素第一电离能的概念与意义(1)概念：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，叫做该元素的第一电离能。元素第一电离能符号：I1。即M(g)－e－→M＋(g)(2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。2.元素第一电离能变化规律(1)第一电离能的变化趋势如图所示：(2)观察分析上图，总结元素第一电离能的变化规律：①对同一周期的元素而言，ⅠA族元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子。③具有全充满、半充满及全空的电子结构的元素稳定性较高，其电离能数值较大。如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。3.逐级电离能(1)概念：理论上，原子有几个电子，就有对应的第几电离能。气态＋1价离子再失去一个电子，形成气态＋2价离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依次类推，逐级电离能依次用I1、I2、I3……表示。(2)变化规律①通常同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1＜I2＜I3……②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化。如Na元素的I1、I2、I3分别是496、4 562、6 912(单位：kJ·mol－1)，在I1、I2之间发生突变。二、元素电负性的周期性变化1.电负性(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。(2)标准：指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。2.主族元素电负性的变化规律同一周期，主族元素的电负性从左到右依次增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。3.电负性的应用(1)衡量元素金属性和非金属性的强弱一般认为电负性大于1.8的元素为非金属元素；小于1.8的元素为金属元素。(2)判断化合物中元素化合价的正负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；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。(3)判断化学键的类型一般认为两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；小于1.7通常形成共价键。电子层n1234567符号KLMNOPQ特点离核由近到远，能量由低到高原子轨道形状延伸方向轨道数可容纳的电子数s球形—12p纺锤形336d—5510f—7714相同电子层的原子轨道中ns