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(共23張PPT)
冊 別：選擇性必修2
學 科：高中化學（人教版）
冊 別：選擇性必修2
學 科：高中化學（人教版）
第一章整理與提升
元素周期表
原子結構
元素性質
基態原子核外電子排布
核外電子排布與元素周期表
能量最低原理
泡利不相容原理
洪特規則及其特例
構造原理
價電子排布與周期劃分
價電子排布與族劃分
元素周期表分區
元素原子得失電子能力
電離能
電負性
定義
變化規律
應用
定義
變化規律
應用
同周期，左至右，逐減小
同主族，上至下，逐增大
同周期，左至右，失減弱得增強
同主族，上至下，失增強得減弱
同周期，有起伏
同主族，逐減小
同周期，逐增大
同主族，逐減小
原子半徑
周期性變化
原子結構
模型發展史
氫原子光譜和
玻爾原子結構模型
核外電子
運動狀態
基態與激發態
玻爾原子結構模型觀點
電子云、
原子軌道圖形
電子層、能級、原子軌道
決定
反映
決定
反映
位置反映
反映位置
整理與提升
1.能層與能級
任務一 回顧“原子結構”
2.能層、能級與原子軌道數量關系
n2
任務一 回顧“原子結構”
3.基態原子的核外電子排布規律
（1）能量最低原理
在構建基態原子時，電子將盡可能地占據能量最低的原子軌道，使整個原子的能量最低，即遵循能量最低原理。
（2）泡利原理
一個原子軌道中最多只能容納兩個電子,并且這兩個電子的自旋狀態必須相反。
任務一 回顧“原子結構”
(3)洪特規則
基態原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占且自旋平行
處于能量相同的原子軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)狀態時,
具有較低的能量和較大的穩定性。
如Cr的電子排布式為[Ar]3d54s1,
Cu的電子排布式為[Ar]3d104s1。
任務一 回顧“原子結構”
4.原子結構的表示方法
原子結構 示意圖 意義 將每個能層上的電子總數表示在原子核外的式子
實例
電子排布式 意義 用數字在能級符號右上角標明該能級上排布的電子數，這就是電子排布式
實例 K 1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
任務一 回顧“原子結構”
價電子排布式 意義 主族元素的價層電子指最外層電子，
價層電子排布式即外圍電子排布式
實例 Al: 3s23p1
軌道排布式（電子排布圖） 意義 每個方框代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子
實例
任務一 回顧“原子結構”
(2)在畫基態原子的軌道表示式時，常出現以下錯誤：
①(違反能量最低原則) ②(違反泡利不相容原理)
③(違反洪特規則) ④(違反洪特規則)
⑤畫軌道表示式時，省略空軌道。如C的軌道表示式應為 ，而不是
↑
↑
↑
↑↑
↑↓
↑
↓
1s
↑↓
↑↓
↑
↑
2s
2p
1s
↑↓
↑↓
↑
↑
2s
2p
(3)電子排布時按照構造原理先排4s能級再排3d能級，但失電子時，
先失最外層電子4s電子。
核外電子的排布表示方法的常見誤區
(1)當出現d軌道時，雖然電子按ns→(n－1)d→np的順序填充，但在書寫電子排布式時，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正確，Fe：1s22s22p63s23p64s23d6錯誤。
任務一 回顧“原子結構”
5.原子光譜和電子云
(1)基態原子：處于最低能量的原子。
任務二 原子光譜和原子結構的模型認知
(3)原子光譜：不同元素的原子發生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發射光譜，總稱原子光譜。
利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，
稱為光譜分析。
(2)激發態原子：當基態原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高能級，變成激發態原子。
(4)電子云：是指用小黑點的疏密來表示電子在核外空間單位體積內出現概率大小的一種圖形。
離核越近處，單位體積內電子出現概率越大，“電子云”密度越大，
相反，離核越遠處，單位體積內電子出現的概率越小，“電子云”密度越小。
任務二 原子光譜和原子結構的模型認知
6.元素周期表
周期
短周期
長周期
第1周期：2 種元素
第2周期：8 種元素
第3周期：8 種元素
第4周期：18 種元素
第5周期：18 種元素
第6周期：32 種元素
第7周期：32種元素
鑭57La – 镥71Lu 共15 種元素稱鑭系元素
錒89Ac – 鐒103Lr 共15 種元素稱錒系元素
周期序數 = 電子層數 = 最大能層序數
（橫行）
任務三 回顧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：
稀有氣體元素
（18列）
零族：
ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB , ⅤB ,
ⅥB , ⅦB
三個縱行(8、9、10），位于ⅦB 與 ⅠB中間
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
任務三 回顧元素周期表和元素周期律
分區 元素分布 外圍電子排布 元素性質特點
s區 第ⅠA族、第ⅡA族 ns1~2 除氫外都是活潑金屬元素
p區 第ⅢA族~ⅦA族、0族 ns2np1~6 (He除外) 最外層電子參與成鍵
(0族元素一般不考慮)
d區 第ⅢB族~ ⅦB族、第Ⅷ族 (n-1)d1~9ns1~2 (Pd除外) 次外層d能級中的電子不同程度地參與化學鍵的形成
ds區 第ⅠB族、第ⅡB族 (n-1)d10ns1~2 金屬元素
f區 鑭系、錒系 (n-2)f 0~14 (n-1)d0~2ns2 鑭系元素化學性質相近
錒系元素化學性質相近
任務三 回顧元素周期表和元素周期律
7.元素周期律
(1)電離能
同種元素 I1 ＜ I2 ＜ I3 ＜ I4
當電離能突然變大時說明電子的能層發生了變化，即:
同一能層中電離能相近，
不同能層中電離能有很大的差距。
②能層(n)同，I相差不大，
能層(n)不同，I相差很大
①原子的逐級電離能越來越大。
任務三 回顧元素周期表和元素周期律
(2)電負性
電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。
電負性是用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小
②同主族，自上到下，元素原子的電負性逐漸__________。
①同周期，自左到右，元素原子的電負性逐漸__________。
變大
變小
以氟的電負性為____和鋰的電負性為_____作為相對標準，得出各元素的電負性(稀有氣體未計)。
4.0
1.0
任務三 回顧元素周期表和元素周期律
電負性差值小的元素原子之間形成的化學鍵主要是共價鍵
電
負
性
的
應
用
判斷金屬性與非金屬性的強弱
判斷元素在化合物中的價態
判斷化學鍵類型
金屬的電負性一般小于1.8，金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑
非金屬的電負性一般大于1.8，非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑
電負性大的元素易呈現負價
電負性小的元素易呈現正價
電負性差值大的元素原子之間形成的化學鍵主要是離子鍵
任務三 回顧元素周期表和元素周期律
小組合作整理
梳理本章的相關知識，繪制概念圖，然后小組內展示。
小組成果展示（一）
小組成果展示（二）
小組成果展示（三）
1. 第一章《原子結構與性質》課程到此結束。
2.下一章我們將學習《分子結構與性質》。
【下節提示】
同學們，再見

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