第1章 原子结构与性质（复习课件） 化学沪科版选择性必修2

该高中化学单元复习课件系统梳理了原子结构模型（不同时期模型、能层能级、电子云）、核外电子排布（三大规则及表示方法）、元素周期表与周期律（周期族划分、性质递变规律）等核心知识，通过考点对比表、层级关系图、规律总结等构建知识网络，体现微观结构与宏观性质的内在逻辑。 其亮点在于融合科学史（道尔顿到量子力学模型发展）渗透科学态度，通过典例分析（如电子排布式正误判断）和分层实战（基础演练到综合应用）培养科学思维，帮助学生巩固知识，教师可精准把握学情，提升复习针对性。

第1章 原子结构与性质 沪科版选择性必修2 考点串讲 单元复习课件 原子核外电子的排布 2 原子结构模型 1 知识导航 元素周期表与元素周期律 3 明·复习目标 1.能分别从宏观和微观视角认识宏观物体运动特点和微观粒子的运动状态，并能说明两者的差异。认识建构模型在人类认识原子结构过程中的重要作用，理解科学家如何依据实验证据建立原子结构模型、依据新的实验事实和科学理论改进模型的发展过程。了解原子结构理论的发展历史，体会科学研究的基本方法和过程，懂得要以科学的态度对待科学、以真理的精神追求真理。 明·复习目标 2.能理解、描述和表示原子结构模型。能从原子核外电子在空间出现的概率分布和能量两个方面，理解原子核外电子空间运动的状态，指出原子轨道和电子云等基本概念的具体含义。能知道多电子原子核外电子是分层排布的，知道电子排布遵循的基本规则和电子排布的表示方法。 明·复习目标 3.认识运用原子等微观粒子的结构模型，对解释和推测物质结构、性质和变化的重要意义。能说出主族元素的原子半径、第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，并能从核外电子排布的周期性变化规律进行解释。能从原子价电子数目和价电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分，并列举元素周期律（表）的应用，从宏观与微观结合的视角认识元素周期律的内因和本质。 原子结构与性质 氢原子结构 多电子原子核外电子的排布 玻尔原子结构模型 氢原子的结构模型 能量最低原理 泡利不相容原理 理·核心要点 元素周期表 和元素周期律 元素周期表 元素周期律 洪特规则 01 原子结构模型 考点1 不同时期的原子结构模型 原子结构模型 汇·考点梳理 时间或年代 原子结构模型 模型 名称 相关科学家 1803年 1903年 1911年 1913年 20世纪20年代中期 道尔顿 葡萄干布丁模型 汤姆孙 核式模型 卢瑟福 电子分层排布模型 玻尔 量子力学模型 实心球原子模型 薛定谔 考点2 能层 能级和原子轨道的关系 原子结构模型 汇·考点梳理 1.能层与能级 考点2 能层 能级和原子轨道的关系 原子结构模型 汇·考点梳理 2.能层、能级与原子轨道数量关系 能层数 能级数 轨道数 K 1 1 L 2 4 M 3 9 N 4 16 O 5 25 P 6 36 Q 7 49 n 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。 考点2 能层 能级和原子轨道的关系 原子结构模型 汇·考点梳理 L层 M层 N层 在多电子的原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，据此将其分为能级。 能层 能量越来越高 能级 同一能层各能级能量越来越高 能层是楼层 能级是楼层的阶梯 原子结构模型 汇·考点梳理 考点3 电子云与原子轨道 电子云图 概念：处于一定空间 的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。 含义： 用单位体积内小黑点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率大小，小黑点越密，表示概率密度越大。 形状： 运动状态 只有一种空间伸展方向 有三种空间伸展方向，分别相对于x、y、z轴对称 ——球形 ——哑铃形 s电子云 p电子云 1s 2s 3s 4s 原子结构模型 汇·考点梳理 考点3 电子云与原子轨道 1．记住2个形状： 球形——s电子云；哑铃形——p电子云。 2．掌握3个关系： 电子云形状——与能级相关； 电子云大小——与能层相关； 原子轨道数目——与伸展方向有关。 考点3 电子云与原子轨道 原子结构模型 汇·考点梳理 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> 。 考点4 原子光谱 原子结构模型 汇·考点梳理 基态、激发态及光谱示意图 考点4 原子光谱 原子结构模型 汇·考点梳理 K L M K L M 稳定 不稳定 吸收能量 电子跃迁 能量 【典例1】下列有关原子结构与性质的叙述中正确的是 A．同一能层中，p能级的能量一定比s能级的能量高 B．电子从基态跃迁到激发态时能产生发射光谱 C．用 表示基态P原子最外层电子排布违反能量最低原理 D．2s、3s、4s能级的轨道数目依次增多 A 析·典型范例 析·典型范例 【典例2】原子结构奥秘的探索史漫长而曲折。下列有关表述正确的是 A．图1可表示H原子的电子云轮廓图 B．图2可表示基态O原子价层电子轨道表示式 C．图3是灼烧食盐的焰色呈黄色，与原子核外电子跃迁释放能量有关 D．基态Cu原子的核外电子排布式可表示为： C 【演练01】在基态多电子原子中，下列叙述不正确的是 A．2s和3s轨道形状均为球形 B．3d、4d、5d能级的轨道数相等 C．4px、4py、4pz轨道相互垂直，且能量相等 D．p能级能量一定比s能级的能量高 D 练·技能实战 【演练02】下列说法不正确的是 A．同种原子的原子轨道能量：1s<2s<3s<4s B．在电子云图中，用小黑点表示绕核做高速圆周运动的电子 C．原子中，电子从n=3的状态跃迁到n=2的状态时，将释放能量 D．两个p轨道之间能形成π键，也能形成σ键 B 练·技能实战 02 原子核外电子的排布 汇·考点梳理 考点1 原子核外电子的排布规则 原子核外电子的排布 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。 汇·考点梳理 考点1 原子核外电子的排布规则 原子核外电子的排布 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。 2s2的电子排布图 汇·考点梳理 考点1 原子核外电子的排布规则 原子核外电子的排布 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。 汇·考点梳理 考点1 原子核外电子的排布规则 原子核外电子的排布 4.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> 。 汇·考点梳理 考点2 核外电子排布的表示方法 原子核外电子的排布 1.核外电子排布的表示方法 原子(或离子) 结构示意图 原子(或离子) 结构示意图 电子排布式 电子排布式 含义 实例 含义 实例 将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的图示形式   用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数,并按照电子层从左到右的顺序排列的式子 K:1s22s22p63s23p64s1 汇·考点梳理 考点2 核外电子排布的表示方法 原子核外电子的排布 简化电子排布式 简化电子排布式 轨道表示式 轨道表示式 轨道表示式 电子式 电子式 含义 实例 含义 意义 实例 含义 实例 为了避免电子排布式书写过于烦琐,把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示 K:[Ar]4s1 每个方框代表一个原子轨道,每个箭头代表一个电子 能直观反映出电子的排布情况及电子的自旋状态   化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子,相应的式子叫电子式   汇·考点梳理 考点2 核外电子排布的表示方法 原子核外电子的排布 核外电子的排布表示方法的常见误区 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。 汇·考点梳理 考点2 核外电子排布的表示方法 原子核外电子的排布 （1）未成对电子的定义 一个原子轨道中只有1个电子时,该电子即为未成对电子。一个原子轨道中有2个自旋状态相反的电子,这2个电子称为成对电子。未成对电子只存在于价电子中。 如N的轨道表示式为 ,原子中有2对电子对,3个单电子或未成对电子。 2.基态原子中未成对电子(单电子)的判断方法 汇·考点梳理 原子核外电子的排布 （2）1~36号元素中,原子核外未成对电子数与价层电子排布之间的关系 ①有1个未成对电子:ns1、ns2np1、ns2np5、3d14s2、3d104s1。 ②有2个未成对电子:ns2np2、ns2np4、3d24s2、3d84s2。 ③有3个未成对电子:ns2np3、3d34s2、3d74s2。 ④有4个未成对电子:3d64s2。 ⑤有5个未成对电子:3d54s2。 ⑥有6个未成对电子:3d54s1。 考点2 核外电子排布的表示方法 汇·考点梳理 原子核外电子的排布 (1)在元素周期表中,一般有如下的规律:第ⅠA、ⅢA、ⅦA族元素都存在着1个未成对电子,第ⅣA、ⅥA族元素的未成对电子数是2,第ⅤA族元素的未成对电子数是3,而第ⅡA族和0族元素,均没有未成对电子。 (2)副族元素可以通过书写电子排布式的方法来进行判断。需要特别注意的是铬和铜两种元素,铬的基态原子中存在6个未成对电子,而不是4个,铜的基态原子中存在1个未成对的s电子而不是d电子。 考点2 核外电子排布的表示方法 3.基态原子中未成对电子数的快速判断方法 【典例1】磷酸铁锂(LiFeO4)超快充电池研发备受关注。下列说法正确的是 A．基态Fe2+的3p轨道与3d轨道电子数相同 B．激发态Li原子2s轨道不可能存在2个电子 C．基态O的电子轨道表示式 违反了泡利原理 D．P原子s电子的电子云轮廓图依次为 (r=a nm) A 析·典型范例 析·典型范例 【典例2】下列化学用语表达正确的是 A．氮原子的L层电子轨道表示式： B．Fe2+的价层电子排布式：3d54s1 C．K+的结构示意图： D．HClO的电子式： A 【演练01】Al-Zn-Mg-Cu合金具有比强度高、密度低、耐腐蚀等优良特性，在航空航天、高铁等领域有广泛应用。下列说法正确的是 A．Zn属于d区元素 B．基态Cu原子核外价层电子排布式为3d94s2 C．基态Mg原子最高能层具有的原子轨道总数为9 D．基态Al原子核外价层电子轨道表示式为 C 练·技能实战 【演练02】 D 练·技能实战 03 元素周期表与元素周期律 汇·考点梳理 考点1 核外电子排布与区、周期、族的划分 元素周期表与元素周期律 周期数 新添能 级组 元素种数 一 二 三 四 五 六 七 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 价电子构型 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 副族序数 价电子构型 ⅢB ～VB VIB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB (n-1)d1-3ns2 (n-1)d5ns1 (n-1)d5ns2 (n-1)d6~9ns1~2 (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2 1.元素周期表中周期、族的划分 汇·考点梳理 考点1 核外电子排布与区、周期、族的划分 元素周期表与元素周期律 2.元素周期表中区的划分 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四个区域：s区、p区、d区和f区 汇·考点梳理 考点2 元素性质的周期性变化规律 元素周期表与元素周期律 1.原子半径 主族元素原子半径的周期性变化 同一周期从左到右，电子能层数相同，随着核电荷数的增大，原子核对电子的吸引力增大，原子半径逐渐减小。 同一主族从上到下，核电荷数逐渐增大，电子层数逐渐增多，电子能层数增多为主要因素，原子半径逐渐增大。 汇·考点梳理 考点2 元素性质的周期性变化规律 元素周期表与元素周期律 1.电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用越强，最外层电子离原子核越远，原子半径增大。 2.核电核数：核电荷数越大，原子核对电子的吸引作用就越大，最外层电子离核越近，原子半径减小。 汇·考点梳理 考点2 元素性质的周期性变化规律 元素周期表与元素周期律 微粒半径的比较方法： 1. 一层，先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大； 2. 二核，若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小； 3. 三电子，若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 r(O2-) ___ r(S2-) ___ r(Se2-) ___ r(Te2-) r(O2-) ___ r(F-) ___ r(Na+) ___ r(Mg2+) ___ r(Al3+) r(Fe) ___ r(Fe2+) ___ r(Fe3+) r(K+) ___ r(Mg2+) ＞ ＜ ＜ ＜ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ （可选r(Na+)为参照） 汇·考点梳理 元素周期表与元素周期律 考点2 元素性质的周期性变化规律 2.第一电离能 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 汇·考点梳理 元素周期表与元素周期律 考点2 元素性质的周期性变化规律 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 汇·考点梳理 元素周期表与元素周期律 考点2 元素性质的周期性变化规律 判断元素的第一电离能 (1)①横向比较,同一周期主族元素第一电离能从左到右呈现递增趋势,但是ⅡA族元素第一电离能大于ⅢA族元素的第一电离能,ⅤA族大于ⅥA族; ②纵向比较,同一主族元素的第一电离能从上到下呈现递减趋势。 (2)模型应用与指导——比较元素第一电离能大小的方法 ①确定所比较的两种元素在周期表中的位置关系,是同周期还是同一主族,依据位置关系比较元素的第一电离能大小关系。 ②两种元素既不是同周期又不属于同主族,如N和S比较第一电离能,可以拿O或者P作为中间元素来比较。 汇·考点梳理 元素周期表与元素周期律 考点2 元素性质的周期性变化规律 3.电负性 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) 汇·考点梳理 元素周期表与元素周期律 考点2 元素性质的周期性变化规律 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。 汇·考点梳理 元素周期表与元素周期律 考点2 元素性质的周期性变化规律 电 负 性 的 应 用 判断金属性与非金属性的强弱 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 判断元素在化合物中的价态 电负性大的元素易呈现负价 电负性小的元素易呈现正价 判断化学键类型 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 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 【典例1】若某元素原子处于能量最低状态时，原子的最外层电子数为2，价层电子数为5，下列关于该元素的叙述正确的是 A．该元素原子的M层有11个电子 B．该元素处于元素周期表中第一A族 C．该元素位于元素周期表的d区或p区 D．该元素基态原子的价电子排布式为( n-1）d3ns2 D 析·典型范例 析·典型范例 【典例2】短周期主族元素W、X、Y、Z原子序数依次增大，X基态原子各能级电子数相同，Z的简单氢化物常温下呈液态，四种元素形成的某种化合物是蛋白质代谢分解的终产物，结构如图所示。下列判断错误的是 A．电负性：X<Y<W B．简单氢化物的热稳定性：X<Y<Z C．原子半径：Y>Z>W D．价电子数：W<X<Z A 【演练01】下列说法正确的是 A．最高正化合价： B．原子半径： C．p能级的能量一定比s能级的高 D．s区全部是金属元素 B 练·技能实战 【演练02】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W的一种核素没有中子，X的单质是空气的主要成分，Y是地壳中含量最高的元素，Z的最高价氧化物的水化物是两性氢氧化物，下列说法正确的是 A．原子半径： B．Y的电负性比X的电负性大 C．Y的第一电离能比X的大 D．Z离子的半径大于X离子的半径 B 练·技能实战 感谢 您的聆听 THANKS 沪科版选择性必修1