第一章 原子结构与性质 整合与提升-【核心素养新教学】2025-2026学年高二化学同步优质教学课件（人教版选择性必修2）

该高中化学课件系统梳理了原子结构与性质的核心内容，通过表格对比能层能级轨道关系、流程图呈现原子光谱与电子跃迁、思维建模整合电子排布规律，将电子运动状态、排布原理与元素周期表分区、电离能、电负性等知识串联，构建“结构决定性质”的逻辑网络。 其亮点在于融合科学思维与分层实践，如通过“基态原子电子排布式书写-激发态电子跃迁分析-元素性质比较”的递进练习，结合洪特规则特例、电离能异常现象进行证据推理，课堂检测涵盖基础填空与综合推断题，培养学生模型认知与证据推理能力，助力教师精准复习，提升学生知识应用与迁移能力。

第一章 化学反应的热效应 第一章 原子结构与性质 章末复习 1 实验事实 核外电子的 运动状态 核外电子的 填充规律 表征方法 线状原 子光谱 能量 量子化 能层 能级 原子轨道 电子自旋 原子结构示意图 构造原理 电子排布式 分层排布 泡利原理、洪特规则、能量最低原理 轨道表示式 理论模型 直观化 证据推理 解释 模型认知 电子的运动状态和排布规律 能层 能级和原子轨道的关系 1.能层与能级 能层 能级和原子轨道的关系 2.能层，能级与原子轨道数量关系 能层数 K L M N O P Q n 能级数 1 2 3 4 5 6 7 轨道数 1 4 9 16 25 36 49 n n2 3.能层，能级与原子轨道能量关系 (1)同能层:ns<np<nd<nf。 (2)形状相同的原子轨道:1s<2s<3s<4s,2p<3p<4p。 (3)同能级形状相同的原子轨道:2px=2py=2pz。 (4)不同能层不同能级:ns<(n-2)f<(n-1)d<np。 基态原子 激发态原子 吸收能量 释放能量 吸收光谱 发射光谱 电子跃迁 原子光谱 原子结构模型（如构造原理） 证据推理 解释 原子光谱与原子结构的模型认知 人们常用小写的英文字母s、p、d、f分别表示不同形状的轨道（能级）。 轨道的类型不同，能量不同，形状也不同。 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。 原子核外电子的运动特征 原子轨道 形状 延伸方向 轨道数 可容纳的电子数 s ______ — ___ ___ p ________ ___ ___ ___ d — ___ ___ ____ f — ___ ___ ____ 球形 1 2 纺锤形 3 3 6 5 5 10 7 7 14 原子核外电子的运动特征 电子自旋： 原子核外电子的自旋可以有两种不同的状态，通常人们用向上的箭头“↑”和向下的箭头“↓”来表示这两种不同的自旋状态。 “电子自旋”并非真像地球绕轴自转一样，它只是代表电子的两种不同状态。 原子核外电子的运动特征 1、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。 能量升高 能量升高 构造原理中的能级顺序，其实质是各能级能量由低到高的顺序。 绝大多数原子核外电子的填充顺序符合构造原理中的能级顺序。 原子核外电子的排布规律 2、泡利不相容原理 每个原子轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子。 每一种运动状态的电子只有一个(用“↑↓”表示)。 由于每一个原子轨道包括两种运动状态，所以每一个原子轨道最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。 01 02 2s2的电子排布图 原子核外电子的排布规律 原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占在不同的原子轨道上，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低，这个规则称为洪特规则。 3、洪特规则 相对稳定的状态 全充满：p6、d10、f14 半充满:p3、d5、f7 全空:p0、d0、f0 洪特规则特例 光谱实验发现，能量相同的原子轨道在全满、半满和全空条件时， 体系能量较低，原子较稳定。 原子核外电子的排布规律 课堂检测 1.原子（离子）核外电子排布的表示方法 (1)基态F原子的价电子排布图(轨道表示式)为______________。 (2)氟原子激发态的电子排布式有___，其中能量较高的是___。(填标号)a.1s22s22p43s1 b.1s22s22p43d2 c.1s22s12p5 d.1s22s22p33p2 (3)Fe2+的价层电子排布式为_______。 (4)基态Ni原子的价电子排布式为_______，在元素周期表中位置为__________________。 (5)基态O原子的电子排布式_____________，其中未成对电子有__个。 d ad 3d6 3d84s2 第4周期第VIII族 1s22s22p4或[He]2s22p4 2 思维建模1 基态原子（离子）核外电子排布的表示方法 表示方法 以硫原子为例 电子排布式 简化电子排布式 电子排布图（或轨道表示式） 价电子排布式或轨道表示式 离子（S2-）的电子、价电子排布式 激发态原子：基态原子吸收能量电子跃迁到较高的能级（电子数目不变）。 课堂检测 2.已知某原子结构示意图为 ，下列有关说法正确的是(　　) A.结构示意图中x=4 B.该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4 C.该原子的电子排布图为 D.该原子结构中共有5个能级上填充有电子 D　 课堂检测 3.电子的运动状态和泡利原理、洪特规则、能量最低原理 (1)基态S原子的价电子中，两种自旋状态的电子数之比为_________。 (2)基态C原子的成对电子数与未成对电子数之比为_______。 (3)基态F原子核外电子的运动状态有___ 种 (4)基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为______形。 1:2或2:1 2:1 9 哑铃 思维建模2 1.原子轨道能量高低规律 （1）同能层： <m></m> 。 （2）形状相同的原子轨道： <m></m> , <m></m> 。 （3）同能级形状相同的原子轨道： <m></m> 。 2.基态原子的核外电子排布规律 （1）能量最低原理：电子在核外的排布，应使该原子的能量最低。 （2）泡利原理：一个原子轨道中最多只能容纳2个电子，并且这两个电子的自旋取向相反。 （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。洪特规则的特例：在处于等价轨道的全充满 <m></m> 、半充满 <m></m> 、全空 <m></m> 的状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。如 <m></m> 、 <m></m> 。 课堂检测 4.原子核外p能级、d能级等原子轨道上电子排布为“全空” “半满”“全满”的时候一般更加稳定,称为洪特规则的特例。下列事实不能作为这个规则的证据的是 (　　) A.硼元素的第一电离能小于铍元素的第一电离能 B.磷元素的第一电离能大于硫元素的第一电离能 C.基态铜原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s1而不是[Ar]3d94s2 D.某种激发态碳原子的核外电子排布式为1s22s12p3而不是1s22s22p2 D　 元素周期表 元素“位”1.“构”“性”的关系 元素在周期表中的位置、元素的原子结构和元素的性质有下图所示的关系。 以氯元素为例： 结构 位置 性质 体现 决定 体现 决定 决定 体现 Cl 1s2 2s22p6 3s23p5 第三周期第ⅦA族 易得1个电子，使3p轨道达到相对较稳定的满充状态，单质表现为强氧化性。 元素周期表与元素周期律 周期数 一 二 三 四 五 六 七 新添能 级组 元素种数 1s 2s→2p 3s→3p 4s→3d →4p 5s→4d →5p 6s→4f→ 5d→6p 7s→5f→ 6d→7p 2 2+6=8 2+10+6=18 2+14+10+6=32 主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子构型 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 副族序数 ⅢB ～VB VIB ⅦB 价电子构型 Ⅷ ⅠB ⅡB (n-1)d1-3ns2 (n-1)d5ns1 (n-1)d5ns2 (n-1)d6~9ns1~2 (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2 2.元素周期表中区的划分 ⅠA 0 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB s区 p区 d区 ds区 f区 ns1～2 电子填充的最后一个能级是s能级 电子填充的最后一个能级是p能级 电子填充的最后一个能级是d能级 ns1～2np1～6 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 元素周期律 核外电子排布的周期性变化规律可以表示为 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的变化。 1、第一电离能 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 符号：I1 保证“能量最低” 单位：kj/mol M(g)-e- → M+(g) 元素周期律 第一电离能（kJ·mol-1） 规律1：同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。 规律2：同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。 原子序数 元素周期律 第一电离能（kJ·mol-1） 规律3：同一周期中碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。 规律4：第一电离能：第ⅡA族元素大于第ⅢA族元素， 第ⅤA族元素大于第ⅥA族元素 第ⅡA族元素的s轨道全满，最外层p轨道全空 第ⅤA族元素的最外层p轨道半满 原子序数 电离能的应用 1.确定元素原子的核外电子排布 2.判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数 3.判断元素的金属性、非金属性强弱 元素周期律 2、电负性 衡量元素在化合物中吸引电子的能力。 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 H F H . . . . F . . + . . . . F . . H . . 键合电子 大小的标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准 电负性是相对值，没单位。 元素周期律 主族元素的电负性 规律1： 同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。(稀有气体元素除外) 元素周期律 主族元素的电负性 规律2：同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。 电负性最大的是氟，最小的是铯。 电负性的应用 判断元素的金属性与非金属性的强弱1. 电负性 ＞ 1.8 非金属元素 电负性 ＜ 1.8 金属元素 电负性 ≈ 1.8 类金属元素 金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。 电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱。 类金属(如锗、锑等)既表现出金属性又表现出非金属性。 元素周期律 电负性的应用 2.判断化学键的类型 电负性相差很大 离子键 (相差>1.7) 电负性相差不大 共价键 (相差<1.7) 但也有特例（如HF） 但也有特例（如NaH） 3.判断共价化合物中元素的化合价的正负 ①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。 ②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。 元素周期律 2.汞的原子序数为80，位于元素周期表第______周期第ⅡB族；Fe、Co、Ni在周期表中的位置为_________________，基态Fe原子的电子排布式为______________。 1.基态F原子核外电子的运动状态有________种;O、F、Cl电负性由大到小的顺序为____________；H、C、N的电负性由大到小的顺序为_______________。 3.基态锰原子的价层电子排布式为_______________; 第一电离能的大小：C________O(填“大于”或“小于”); 基态C原子的成对电子数与未成对电子数之比为___________; 9 F>O>Cl N>C>H 六 第四周期第Ⅷ族 [Ar]3d64s2 小于 3d54s2 2：1 课堂检测 N、O、S的第一电离能(I1)大小为 ，原因是____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。 Na、Mg、Al元素的第一电离能由大到小的顺序为____________ 。 Mg>Al>Na 4.已知 A 、 B 、 C 、 D 、 E 、 F 是原子序数依次增大的前四周期元素。其中 A 是宇宙中含量最多的元素； B 元素原子最高能级的不同轨道都有电子，并且自旋方向相同； C 元素原子的价层电子排布是 ns n np2n; D 元素原子中只有两种形状的电子云，最外层只有一种自旋方向的电子；E 与 D 的最高能层数相同，但其价层电子数等于其电子层数。 F 元素原子的最外层只有一个电子，其次外层内的所有轨道的电子均成对。 (1)请用元素符号完成下列空白： N和O电子排布式分别是1s22s24p3、 1s22s24p4 ，N原子p轨道是半充满状态,比O原子能量低,更稳定，更难失去最外层1个电子；而S原有三个能层，原子半径比N和O大，能量较高，相对较易失去最外1个电子 ①元素： A___ 、 B ___、 C ___、 D ____、 E____ 、 F _____。 ② A 、 B 、 C 三种元素的电负性：____>____>____。 ③ B 、 C 、 D 、E4种元素的第一电离能：_____> ____>____>____。 (2）下表是 A ~ F 元素中某种元素的部分电离能，由此可判断该元素是________ 。 (3) F 元素位于周期表的______区,此区元素的价电子层结构特点是__________。 元素 电离能／( kJ · mol －1) I1 I2 I3 I4 I5 某种元素 578 1817 2745 11575 14830 H N O Na Al Cu O N H N O Al Na Al ds 3d104s1-2 Thank you for watching $