第一章 原子结构与性质 2024-2025学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修2

册 别：选择性必修2 学 科：高中化学（人教版） 册 别：选择性必修2 学 科：高中化学（人教版） 第一章整理与提升 元素周期表 原子结构 元素性质 基态原子核外电子排布 核外电子排布与元素周期表 能量最低原理 泡利不相容原理 洪特规则及其特例 构造原理 价电子排布与周期划分 价电子排布与族划分 元素周期表分区 元素原子得失电子能力 电离能 电负性 定义 变化规律 应用 定义 变化规律 应用 同周期，左至右，逐减小 同主族，上至下，逐增大 同周期，左至右，失减弱得增强 同主族，上至下，失增强得减弱 同周期，有起伏 同主族，逐减小 同周期，逐增大 同主族，逐减小 原子半径 周期性变化 原子结构 模型发展史 氢原子光谱和 玻尔原子结构模型 核外电子 运动状态 基态与激发态 玻尔原子结构模型观点 电子云、 原子轨道图形 电子层、能级、原子轨道 决定 反映 决定 反映 位置反映 反映位置 整理与提升 1.能层与能级 任务一 回顾“原子结构” 2.能层、能级与原子轨道数量关系 n2 任务一 回顾“原子结构” 3.基态原子的核外电子排布规律 （1）能量最低原理 在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，即遵循能量最低原理。 （2）泡利原理 一个原子轨道中最多只能容纳两个电子,并且这两个电子的自旋状态必须相反。 任务一 回顾“原子结构” (3)洪特规则 基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占且自旋平行 处于能量相同的原子轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)状态时, 具有较低的能量和较大的稳定性。 如Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1, Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。 任务一 回顾“原子结构” 4.原子结构的表示方法 原子结构 示意图 意义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 意义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K 1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1 任务一 回顾“原子结构” 价电子排布式 意义 主族元素的价层电子指最外层电子， 价层电子排布式即外围电子排布式 实例 Al: 3s23p1 轨道排布式（电子排布图） 意义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 任务一 回顾“原子结构” (2)在画基态原子的轨道表示式时，常出现以下错误： ①(违反能量最低原则) ②(违反泡利不相容原理) ③(违反洪特规则) ④(违反洪特规则) ⑤画轨道表示式时，省略空轨道。如C的轨道表示式应为 ，而不是 ↑ ↑ ↑ ↑↑ ↑↓ ↑ ↓ 1s ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 2s 2p 1s ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 2s 2p (3)电子排布时按照构造原理先排4s能级再排3d能级，但失电子时， 先失最外层电子4s电子。 核外电子的排布表示方法的常见误区 (1)当出现d轨道时，虽然电子按ns→(n－1)d→np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。 任务一 回顾“原子结构” 5.原子光谱和电子云 (1)基态原子：处于最低能量的原子。 任务二 原子光谱和原子结构的模型认知 (3)原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。 利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素， 称为光谱分析。 (2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。 (4)电子云：是指用小黑点的疏密来表示电子在核外空间单位体积内出现概率大小的一种图形。 离核越近处，单位体积内电子出现概率越大，“电子云”密度越大， 相反，离核越远处，单位体积内电子出现的概率越小，“电子云”密度越小。 任务二 原子光谱和原子结构的模型认知 6.元素周期表 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 第7周期：32种元素 镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素 锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素 周期序数 = 电子层数 = 最大能层序数 （横行） 任务三 回顾元素周期表和元素周期律 族 主族： 副族： ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA , ⅤA , ⅥA , ⅦA 第Ⅷ族： 稀有气体元素 （18列） 零族： ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB , ⅤB , ⅥB , ⅦB 三个纵行(8、9、10），位于ⅦB 与 ⅠB中间 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2 (n-1)d1ns2 (n-1)d2ns2 (n-1)d3ns2 (n-1)d5ns1 (n-1)d5ns2 (n-1)d6-8ns2 ns2或ns2np6 任务三 回顾元素周期表和元素周期律 分区 元素分布 外围电子排布 元素性质特点 s区 第ⅠA族、第ⅡA族 ns1~2 除氢外都是活泼金属元素 p区 第ⅢA族~ⅦA族、0族 ns2np1~6 (He除外) 最外层电子参与成键 (0族元素一般不考虑) d区 第ⅢB族~ ⅦB族、第Ⅷ族 (n-1)d1~9ns1~2 (Pd除外) 次外层d能级中的电子不同程度地参与化学键的形成 ds区 第ⅠB族、第ⅡB族 (n-1)d10ns1~2 金属元素 f区 镧系、锕系 (n-2)f 0~14 (n-1)d0~2ns2 镧系元素化学性质相近 锕系元素化学性质相近 任务三 回顾元素周期表和元素周期律 7.元素周期律 (1)电离能 同种元素 I1 ＜ I2 ＜ I3 ＜ I4 当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即: 同一能层中电离能相近， 不同能层中电离能有很大的差距。 ②能层(n)同，I相差不大， 能层(n)不同，I相差很大 ①原子的逐级电离能越来越大。 任务三 回顾元素周期表和元素周期律 (2)电负性 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 ②同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐__________。 ①同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐__________。 变大 变小 以氟的电负性为____和锂的电负性为_____作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。 4.0 1.0 任务三 回顾元素周期表和元素周期律 电负性差值小的元素原子之间形成的化学键主要是共价键 电 负 性 的 应 用 判断金属性与非金属性的强弱 判断元素在化合物中的价态 判断化学键类型 金属的电负性一般小于1.8，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼 非金属的电负性一般大于1.8，非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼 电负性大的元素易呈现负价 电负性小的元素易呈现正价 电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键 任务三 回顾元素周期表和元素周期律 小组合作整理 梳理本章的相关知识，绘制概念图，然后小组内展示。 小组成果展示（一） 小组成果展示（二） 小组成果展示（三） 1. 第一章《原子结构与性质》课程到此结束。 2.下一章我们将学习《分子结构与性质》。 【下节提示】 同学们，再见 $$