人教版高中化学选修三 能量最低原理、基态与激

时间:2022-04-18 00:58       来源: 未知
简介:不是指电子填充到能人教版高中化学选修三 能量最低原理、基态与激发态、光谱 课件量最低的轨道中去,泡利原理和洪特规则都使 “ 整个原子处于能量最低状人教版高中化学选修三 能量最低原理、基态与激发态、光谱 课件态 ” 。 六、能量最低原理、基态与激发态、光谱 1 、能量最低原理 : 基态原子 : 人教版高中化学选修三 能量最低原理、基态与激发态、光谱 课件处于最低能量的原子 ( 稳定 ) 电子放出能量 电子吸收能量 激发态原子 : 基态原子的电子吸收能量后电子会跃迁到较高的能级 , 变为激发态人教版高中化学选修三 能量最低原理、基态与激发态、光谱 课件原子。 ( 不稳定 ) 2 、基态与激发态 : ↓ ↓ 发射光谱 吸收光谱 基态与激发态相互转化的应用 焰 火 ① 光(辐射)是电子释放能量人教版高中化学选修三 能量最低原理、基态与激发态、光谱 课件的重要形式之一; ② 在日常生活中,我们看到的许多可见光,如 灯光、霓虹灯光、激光、焰火 等都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。 焰色反应就是某些金属原子的电子在高温火焰中,接受了能量,使原子外层的电子从 基态 激跃迁到 激发态 ;处于激发态的电子是十分不稳定的,在极短的时间内(约 10 -8 s )便跃迁到基态或较低的能级上,并在跃迁过程中将能量以一定波长(颜色)的光释放出来。由于各种元素的能级是被限定的,因此在向基态跃迁时释放的能量也就不同。碱金属及碱土金属的能级差正好对应于可见光范围,于是我们就看到了各种色彩。 1. 当镁原子由 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 →1s 2 2s 2 2p 6 3p 2 时,以下说法正确的是( ) A .镁原子由基态转化成激发态,这一过程中吸收能量 B .镁原子由激发态转化成基态,这一过程中释放能量 C .镁原子由基态转化成激发态,这一过程中释放能量 D .镁原子由激发态转化成基态,这一过程中吸收能量 A 2. 判断下列表达是正确还是错误? (1) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 属于激发态 (2) 1s 2 2s 2 2p 6 3d 1 属于激发态 3 、光谱与光谱分析 ( 1 )光谱:不同元素的原子发生跃迁时会吸收或放出不同的光,可以用光谱仪摄取各种元素的电子吸收光谱或发射光谱,总称原子光谱。 ( 2 )光谱分析:在现代化学中,常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素,称为光谱分析。 锂、氦、汞的吸收光谱 锂、氦、汞的发射光谱 特征 : 暗背景 , 亮线 , 线状不连续 特征 : 亮背景 , 暗线 , 线状不连续 ①“ 光谱”的提出:牛顿, 1672 年 ②“七基色”:“红、橙、黄、绿、青、蓝、紫” ③ 1859 年,德国科学家本 生 和 基尔霍夫 发明了光谱仪,摄取了当时已知元素的光谱图 ④ 1913 年,丹麦科学家 波尔 建立了量子力学 科学史话: P8~P9 氢原子的光谱 ② 化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量等。 ① 通过原子光谱发现许多元素。 如:铯( 1860 年)和铷( 1861 年),其光谱中有特征的篮光和红光。 又如: 1868 年科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦。 下图是锂、氦、汞的吸收光谱和发射光谱。其中图 _______ 是原子由基态转化为激发态时的吸收光谱,图 _______ 是原子由激发态转化为基态时的发射光谱。不同元素的原子光谱上的特征谱线不同,请在下图中用线段将同种元素的吸收光谱和发射光谱连接。 ①③⑤ ②④⑥ 确定原子序数 方法导引 解答基态原子电子排布问题的一般思路: 能量最低原则 能级排布 电子排布 泡利原理 洪特规则 小结: 讨论: 将下列能级按能量由高到低的顺序排列: 1S 、 3P 、 2P 、 5d 、 4S 、 5f 。 题型一、构造原理、能级的能量高低比较.... 更多>> 简介:不是指电子填充到能量最低的轨道中去,泡利原理和洪特规则都使 “ 整个原子处于能量最低状态 ” 。 六、能量最低原理、基态与激发态、光谱 1 、能量最低原理 : 基态原子 : 处于最低能量的原子 ( 稳定 ) 电子放出能量 电子吸收能量 激发态原子 : 基态原子的电子吸收能量后电子会跃迁到较高的能级 , 变为激发态原子。 ( 不稳定 ) 2 、基态与激发态 : ↓ ↓ 发射光谱 吸收光谱 基态与激发态相互转化的应用 焰 火 ① 光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一; ② 在日常生活中,我们看到的许多可见光,如 灯光、霓虹灯光、激光、焰火 等都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。 焰色反应就是某些金属原子的电子在高温火焰中,接受了能量,使原子外层的电子从 基态 激跃迁到 激发态 ;处于激发态的电子是十分不稳定的,在极短的时间内(约 10 -8 s )便跃迁到基态或较低的能级上,并在跃迁过程中将能量以一定波长(颜色)的光释放出来。由于各种元素的能级是被限定的,因此在向基态跃迁时释放的能量也就不同。碱金属及碱土金属的能级差正好对应于可见光范围,于是我们就看到了各种色彩。 1. 当镁原子由 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 →1s 2 2s 2 2p 6 3p 2 时,以下说法正确的是( ) A .镁原子由基态转化成激发态,这一过程中吸收能量 B .镁原子由激发态转化成基态,这一过程中释放能量 C .镁原子由基态转化成激发态,这一过程中释放能量 D .镁原子由激发态转化成基态,这一过程中吸收能量 A 2. 判断下列表达是正确还是错误? (1) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 属于激发态 (2) 1s 2 2s 2 2p 6 3d 1 属于激发态 3 、光谱与光谱分析 ( 1 )光谱:不同元素的原子发生跃迁时会吸收或放出不同的光,可以用光谱仪摄取各种元素的电子吸收光谱或发射光谱,总称原子光谱。 ( 2 )光谱分析:在现代化学中,常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素,称为光谱分析。 锂、氦、汞的吸收光谱 锂、氦、汞的发射光谱 特征 : 暗背景 , 亮线 , 线状不连续 特征 : 亮背景 , 暗线 , 线状不连续 ①“ 光谱”的提出:牛顿, 1672 年 ②“七基色”:“红、橙、黄、绿、青、蓝、紫” ③ 1859 年,德国科学家本 生 和 基尔霍夫 发明了光谱仪,摄取了当时已知元素的光谱图 ④ 1913 年,丹麦科学家 波尔 建立了量子力学 科学史话: P8~P9 氢原子的光谱 ② 化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量等。 ① 通过原子光谱发现许多元素。 如:铯( 1860 年)和铷( 1861 年),其光谱中有特征的篮光和红光。 又如: 1868 年科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦。 下图是锂、氦、汞的吸收光谱和发射光谱。其中图 _______ 是原子由基态转化为激发态时的吸收光谱,图 _______ 是原子由激发态转化为基态时的发射光谱。不同元素的原子光谱上的特征谱线不同,请在下图中用线段将同种元素的吸收光谱和发射光谱连接。 ①③⑤ ②④⑥ 确定原子序数 方法导引 解答基态原子电子排布问题的一般思路: 能量最低原则 能级排布 电子排布 泡利原理 洪特规则 小结: 讨论: 将下列能级按能量由高到低的顺序排列: 1S 、 3P 、 2P 、 5d 、 4S 、 5f 。 题型一、构造原理、能级的能量高低比较.... 更多>> 简介:教师用书独具演示 演示结束 课?标?解?读 重?点?难?点 1. 进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素种数等之间的关系。 2. 知道外围电子排布和价电子层的含义。 3. 认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律。 4. 知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系。 1. 熟悉周期表中原子结构和位置、价态、元素种数等之间的关系。 ( 重点 ) 2. 能把握周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律。 ( 难点 ) 3. 熟悉周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系。 ( 重难点 ) 核电荷数 碱金属 电子层 8 稀有气体 核外电子排布 18 8 、 9 、 10 纵列序数 1 2 3 4 5 6 7 8 ~ 10 族 Ⅰ A Ⅱ A Ⅲ B Ⅳ B Ⅴ B Ⅵ B Ⅶ B Ⅷ 纵列序数 11 12 13 14 15 16 17 18 族 Ⅰ B Ⅱ B Ⅲ A Ⅳ A Ⅴ A Ⅵ A Ⅶ A 0 5 s 、 p 、 d 、 ds 、 f 16 ⅠA 、 ⅡA ⅢA ~ ⅦA 、 0 族 金属 氢 【 问题导思 】 ? ①除氦外 0 族外围电子排布有何特点? 【 提示 】 ? 除氦外 0 族最外层均有 8 个电子,电子排布为 n s 2 n p 6 。 ②主族元素从左到右外围电子排布有何特点? 【 提示 】 ? 主族元素从左到右外围电子排布从 n s 1 ~ n s 2 n p 6 。 更多>> 简介:新课标人教版选修三物质结构与性质 第一章 第二节 原子结构和元素的性质 (第一课时) 高二化学 张俊会 知识回顾 元素周期表的结构 1 、 在周期表中,把 相同的元素,按 的顺序从左到右排成横行,称之为 ,有 个;把不同横行中 相同的元素,按 递增的顺序由上而下排成纵行,称之为 ,共有 个纵行, 个族。 16 个族又可分为 主族、 副族、 Ⅷ 族 、 0 族。 能层数 原子序数递增 周期 7 最外层电子数 能层数 族 18 16 7 个 7 个 1 个 1 个 课堂练习 一、元素周期表的结构 周期 短周期 长周期 第 1 周期: 2 种元素 第 2 周期: 8 种元素 第 3 周期: 8 种元素 第 4 周期: 18 种元素 第 5 周期: 18 种元素 第 6 周期: 32 种元素 不完全周期 第 7 周期: 26 种元素 镧 57 La – 镥 71 Lu 共 15 种元素称镧系元素 锕 89 Ac – 铹 103 Lr 共 15 种元素称锕系元素 周期序数=电子层数(能层数) (横行) 族 主族 : 副族 : ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA 第 VIII 族 : 稀有气体元素 主族序数=最外层电子数=价电子数=最高正价数 (纵行) 零族 : 共七个主族 ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB 共七个副族 三个纵行 (8 、 9 、 10 ),位于 Ⅶ B 与 ⅠB 中间 元素周期表的结构: 七主七副七周期 , Ⅷ 族零族镧锕系 。 2 、某周期 ⅡA 族元素的原子序数为 x ,则同周期的 Ⅲ 族元素的原子序数是 ( ) A 只有 x +1 B 可能是 x +8 或 x +18 C 可能是 x +2 D 可能是 x +1 或 x +11 或 x +25 课堂练习 D 知识回顾 二、原子结构和性质周期性变化 ( 1 ) 同一周期 元素结构和性质 具有一定的递变性 : 从左到右 : ① 原子半径逐渐 ; ② 失电子能力逐渐 ,得电子能力逐渐 ; ③ 元素的 金属性 逐渐 , 非金属性 逐渐 , ④对应氢化物的稳定性逐渐 ; ⑤最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ;碱性渐 ; 二、原子结构和性质周期性变化 复习回忆 减小 减弱 增强 减弱 增强 增强 增强 减弱 ( 2 ) 同一主族 元素结构和性质 具有一定的相似性和递变性 ;同一主族,从上到下: ① 原子半径逐渐 ; ② 失电子能力逐渐 ,得电子能力逐渐 ; ③ 金属性 逐渐 , 非金属性 逐渐 ; ④ 对应氢化物的稳定性逐渐 ; ⑤ 最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ;碱性逐渐 ; 增大 增强 减弱 增强 减弱 减弱 减弱 增强 3 ) 同周期 元素的主要化合价: 最高正价 : +1 递增到 +7 。( 氟、氧例外 ) 负价 : -4 递增到 -1 ,呈现周期性的变化。 最高正价 +| 负价 |=8 课堂练习: 3 、碱金属钫 (Fr) 具有放射性,它是碱金属元素中最重的元素,下列预言错误的是: A . 在碱金属中它具有最大的原子半径.. 更多>> 简介:教师用书独具演示 演示结束 课?标?解?读 重?点?难?点 1. 了解元素电离能、电负性的含义。 2. 能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 3. 了解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。 4. 了解元素的 “ 对角线 ” 规则,能列举实例予以说明。 1. 能准确掌握原子半径、第一电离能的周期性变化的规律。 ( 重点 ) 2. 掌握 Ⅱ A 、 Ⅴ A 元素电离能数值不符合变化规律的影响因素。 ( 难点 ) 3. 能用电负性数值判断简单化合物中化学键类型。 ( 重难点 ) 气态电中性 气 最低能量 增大 减小 右下方 【 问题导思 】 ? ①在同一周期中 ⅦA 族的第一电离能最大吗? 【 提示 】 ? 不是,第一电离能最大的是 0 族元素。 ②同一原子中当逐级电离时,电离能突然变大很多,这个突跃点意味着什么? 【 提示 】 ? 核外电子分层排布。 更多>> 简介:新课标人教版选修三物质结构与性质 第一章原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 (第二课时) 襄阳市田家炳中学 刘晓娟 13 十月 2019 学与问 元素周期表中的同周期主族元素从左到右,原子半径的变化趋势如何?应如何理解这种趋势?周期表中的同主族元素从上到下,原子半径的变化趋势如何?应如何理解这种趋势? 1 、原子半径 (一)原子半径: 1 、影响因素 : 2 、规律: ( 1 )电子层数不同时 , 电子层数越多 , 原子半径越大。 二、元素周期律 原子半径的大小 取决于 1 、电子的能层数 2 、核电荷数 ( 2 )电子层相同时 , 核电荷数越大,原子半径越小。 ( 3 )电子层、核电荷数都相同时 , 电子数越多, 原子半径越大。 课堂练习 1 : 比较下列微粒的半径的大小: ( 1 ) Ca AI (2) Na + Na (3) Cl - Cl (4)K + Ca 2+ S 2- CI - > < > S 2- >CI - >K + >Ca 2+ 课堂练习2: 具有相同电子层结构的三种微粒A n+ 、B n- 、C 下列分析正确的是( ) A.原子序数关系:C>B>A B.微粒半径关系: B n- > A n+ C. C微粒是稀有气体元素的原子. D. 原子半径关系是:A<b> BC (二)电离能(阅读课本P 18 ) 1 、概念 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要的能量叫做 第一 电离能。用符号I 1 表示,单位:kj/mol 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号I 2 ? 原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律?(同周期、同主族) 思考与探究: 观察图 1-21 ,总结第一电离能的变化规律: 2 、元素第一电离能的变化规律: 1 )同周期: a 、 从左到右呈现递增趋势(最小的是碱金属,最大的是稀有气体的元素; 2 )同主族 的元素自上而下第一电离能逐渐减少。 3 、电离能的意义: (第 ⅡA 元素和第 ⅤA 元素的反常现象如何解释?) b 、第 ⅡA 元素 >ⅢA 的元素;第 ⅤA 元素 >ⅥA 元素 电离能是衡量气态原子 失去电子难易 的物理量。元素的电离能 越小 ,表示气态时越容 易失去 电子,即元素在气态时的 金属性越强 。 ⅤA 半充满、 ⅡA 全充满结构 学与问: 1. 碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系? 碱金属元素的 第一电离能越小,金属的活泼性就越强。 2. 为什么原子逐级电离能越来越大?这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系? 因为首先失去的电子是能量最高的电子,故第一电离能较小,以后再失去电子都是能级较低的电子,所需要的能量多;同时失去电子后,阳离子所带的正电荷对电子的引力更强,从而电离能越来越大。 看 逐级电离能的 突变。 课堂练习: 下列说法正确的是( ) A. 第 3 周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B. 铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C. 在所有元素中,氟的第一电离能最大 . D. 钾的第一电离能比镁的第一电离能大 . A 反常现象 最大的是稀有气体的元素: He 从左到右呈现递增趋势(最小的是碱金属) K〈Na〈Mg 课堂练习: 2 .在下面的电子结构中 , 第一电离能最小的原子可能是 (? ? ) A? ns 2 np 3 ? B? ns 2 np 5 ? ns 2 np 4 D? ns 2 np 6 C ... 更多>>

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