原子结构与性质 课件-2027届高三化学一轮复习

该高中化学高考复习课件聚焦“原子结构与性质”专题，覆盖微粒符号意义、核外电子排布、电离能、元素周期表与周期律等高考核心考点，依据高考评价体系分析电离能比较、电子排布式书写等高频考点权重，归纳基础判断、规范答题等常考题型，体现备考针对性。 课件亮点在于“真题训练+素养提升”策略，整合2022-2025年高考真题，通过“原子半径比较三规则”“电离能半充满稳定解释模板”培养学生科学思维与化学观念，帮助学生掌握答题技巧，教师可据此高效指导复习，助力高考冲刺。

第七章 原子结构与性质 高三化学一轮复习 1 考点1 微粒符号及其意义 质量数 质子数 考点2 元素、核素、同位素的关系 质子数 中子 质子数 中子数 1.核聚变如H+H—→+n，因为有新微粒生成，所以该变化是化学变化(　　) 2.所有原子核内一定有中子(　　) 3.质量数就是元素的相对原子质量(　　) 4.质子数相同的微粒一定属于同一种元素(　　) 5.核外电子数相同的微粒，其质子数一定相同(　　) 6.Cl与Cl得电子能力几乎相同(　　) × 易错辨析 × × × × √ 考点3 原子核外能层、能级、原子轨道之间的关系 能层(n) 一 二 三 四 能层符号 K L M N 能级符号 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 各能级原子轨道数 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 各能层原子轨道数 1 4 9 16 最多容纳电子数 2 8 18 32 原子结构示意图 电子式 电子排布式 简化电子排布式 (外围）价电子排布式 (轨道表示式)电子排布图 价层电子排布图 以硫(S)为举例 S：1s22s22p63s23p4 [Ne]3s23p4 S：3s23p4 考点4 基态原子核外电子排布的表示方法 ——七图式 考点5 核外电子运动状态的判断 电子的运动状态=原子核外电子数目； 空间运动状态= 核外电子填充原子轨道的数目。 考点6 基态与激发态　原子光谱 (1)原子状态 最低能量　 低能级　 较高能级 (2)原子光谱 a.成因和分类 如钠在火焰上灼烧产生的黄光是一种 光谱。 b.光谱分析 在现代化学中,常利用 上的特征谱线来鉴定元素,称为光谱分析。 吸收　 吸收　 释放　 发射　 发射 原子光谱 发射光谱 吸收光谱 特征:暗背景,亮线, 线状不连续 特征:亮背景，暗线，线状不连续 同一元素发射光谱中的彩色亮线和吸收光谱中的暗线处于同位置；不同原子具有不同的特征谱线 原子光谱 Li He Hg 1. 判断下列电子排布式/轨道表示式违背了什么原则？ （1）2p轨道上有3个电子的原子： （2）2p轨道上有2个电子的原子： （3）基态P原子：1s22s22p63px23pz2 （4）4s轨道上有2个电子的原子： （5）3d轨道上有8个电子的原子： （6）ns、np轨道上的电子： 洪特规则 洪特规则 洪特规则 洪特规则 泡利原理 能量最低原理 思考： 一、基态原子、离子的电子排布式、轨道表示式书写 1.按要求书写电子排布式或轨道表示式。 (1)基态铜原子的电子排布式为　　　　 。 (2)基态Cr3+的核外电子排布式为　　　 　。 (3)基态Mn2+的核外电子排布式为　　　　 。 (4)基态钒(V)原子的价层电子轨道表示式为　 　　　。 (5)基态镓(Ga)原子的核外电子排布式为____________________________ 　　　　　　　。 (6)基态Ni2+的价层电子轨道表示式为　 　　　　　　。 1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1) 1s22s22p63s23p63d3(或[Ar]3d3) 1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5) 1s22s22p63s23p63d104s24p1(或 [Ar]3d104s24p1) 2、(1)基态钛原子的价层电子排布式为　　　　,其原子核外电子的空间运动状态有　　　　种,共有　　　　种运动状态不同的电子。  3d24s2　 12　 22 (2)基态硅原子价层电子的运动状态有　　　　种,若其电子排布式表示为[Ne]3s23px2,则违背了　　　　　　　。  4　 洪特规则 3.氯化钠在灼烧过程中，发出黄色的光，下列对此现象的描述正确的是 A.发射光谱，物理变化 B.发射光谱，化学变化 C.吸收光谱，物理变化 D.吸收光谱，化学变化 3.下列Li原子轨道表示式表示的状态中，能量最高的是 A. B. C. D. √ 考点7 元素周期表的结构 请在下表中画出元素周期表的轮廓， 并在表中按要求完成下列问题： (1)标出族序数、周期序数。 (2)将前六周期主族元素的元素符号 补充完整。 (3)画出金属与非金属的分界线，并用 阴影表示出过渡元素的位置。 (4)标出镧系、锕系的位置。 (5)写出各周期元素的种类。 (6)写出稀有气体元素的原子序数，标出113~117号元素的位置。 （7）找出s区、p区、d区、ds区、f区的位置 答案　 考点8 熟记元素周期表中的五个重要的关系 (1)电子层数=周期数； (2)最外层电子数=主族序数； (3)主族元素的最高正化合价=主族序数(O、F除外)； (4)主族元素的最低负化合价=主族序数-8。 (5) 副族元素的价电子数=周期表列数 考点9 原子或离子半径比较 (1)“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。 (2)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 (3)“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 比较下列微粒半径大小(填“>”或“<”)： (1)Na　　Mg　　Cl。 (2)Li　　Na　　K。 (3)F-　　Cl-　　Br-。 (4)Cl-　　O2-　　Na+　　Mg2+。 (5)Fe2+　　Fe3+。 考点10 电离能 (1)第一电离能：气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的_________，符号：____，单位：_________。 (2)规律 ①同周期元素：从左到右，元素第一电离能呈_____的趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能出现反常。 ②同族元素：从上到下，第一电离能逐渐_____。 ③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1<I2<I3……)。 最低能量 I1 kJ·mol-1 增大 减小 原子序数 第一电离能（kJ·mol-1） (3)应用 ①判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。 ②判断元素的化合价 如果某元素的In+1≫In，则该元素的常见化合价为+n，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为+1。 ③判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 考点11 电负性 吸引 力 越大 4.0 1.0 增大 减小 1.判断下列关于电离能叙述的正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)第一电离能越小，表示该气态原子越容易失电子(　　) (2)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大(　　) (3)在元素周期表中，同主族元素从上到下，第一电离能呈现递减的趋势 (　　) (4)所有元素中，氟的第一电离能最大(　　) (5)第二周期元素中，第一电离能大于O的元素有3种(　　) (6)第三周期元素中，第一电离能介于Mg和S之间的元素只有1种(　　) (7)第四周期主族元素中，第一电离能介于Ga、As之间的元素有2种(　　) √ × √ × √ √ × 2.真题组合正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)电负性：N<C<O(2025·甘肃，10A)(　　) (2)基态原子的第一电离能：Cl>P(2024·安徽，8B)(　　) (3)依据第二周期主族元素电负性依次增大，可推断它们的第一电离能依次增大(2024·北京，12C)(　　) (4)第一电离能：C<N<O(2024·甘肃，13B)(　　) (5)电负性：F>Cl，则酸性：CF3COOH<CCl3COOH (2024·广东，13A改编)(　　) (6)第一电离能：I1(C)<I1(Si)<I1(Ge)(2023·江苏，4B)(　　) (7)钠元素的第一电离能大于钾(2022·海南，5A)(　　) × √ × × × × √ 考点12 对角线规则 “对角线”规则又称斜线关系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素的性质相类似。 在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。 有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则： 锂1.0、镁1.2；铍1.5、铝1.5；硼2.0、硅1.8。 锂和镁的相似性： ① 在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则生成过氧化物、超氧化物； ② 能直接与氮作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他碱金属不与氮直接反应；③ 氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于水等。 “对角线”规则的表现，举例如下： 铍和铝的相似性： ① 单质在冷的浓硝酸中钝化； ② 氧化物、氢氧化物都有两性； ③ 氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。 硼和硅的相似性： ① 硼和硅的密度分别为2.35 g·cm-3 和2.336 g·cm-3，两者相近； ② 硼和硅的氢化物在常温下都是气体，都能直接被水氧化； ③ 最高价氧化物的水化物都是酸等。 越靠右，越靠上 ② 非金属性增强 ①原子半径减小 ③单质氧化性增强 ④离子还原性减弱 ⑥气态氢化物稳定性增强 ⑦最高价氧化物对应水化物酸性增强 ⑤单质与H2化合越来越容易 越靠左，越靠下 ② 金属性增强 ①原子半径增大 ③单质还原性增强 ④离子氧化性减弱 ⑥最高价氧化物对应水化物碱性增强 ⑤单质与H2O (或酸)反应剧烈程度增加 ⑦第一电离能降低 ⑧第一电离能升高 (但注意：同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA ) ⑧电负性降低 ⑨电负性升高 考点13 元素周期律 1.电离能与原子结构 答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。 答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B, 故第一电离能A小于B。 2.电离能与半充满、全充满 答题策略：能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。 答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，××轨道处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子，×××电离能大。 电离能规范答题两个类型 1.请结合核外电子排布相关知识解释，第一电离能：C小于O，原因是：___________ ____________________________________________________________________________________________。 2.(1)第一电离能N大于O，原因是：__________________________________________ _________________________________。 (2)已知电离能：I2(Ti)＝1 310 kJ·mol－1，I2(K)＝3 051 kJ·mol－1。I2(Ti)<I2(K)，其原因为 。 规范精练 碳原子半径 比氧原子半径大，且核电荷数比氧的小，故碳原子对最外层电子的吸引力小于氧，第一电离能也小于氧 N原子的价层电子排布式为2s22p3，2p处于半充满， 比较稳定，难失电子，第一电离能大 K＋失去的是全充满的3p6上的电子，Ti＋失去的是4s1上的电子，Ti＋相对较易失去第二个电子 3.[2022·全国甲卷，35(2)]图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是　　　(填标号)，判断的根据是___________________________________________________ _______________________________________________________________；第三电离能的变化图是_____(填标号)。 图a 同周期从左到右，元素第一电离能呈增大趋势，但由于N 元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高 图b $