高中化學(xué)選擇性必修二 第一章章末總結(jié)課件下學(xué)期(共44張)

1、第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)能層與能級原子原子核核外電子能層能級基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜構(gòu) 造原理一、能層與能級1、能層(2)電子的能層由內(nèi)向外排序，其序號、符號以及能容納的最多電子數(shù)電子層數(shù)一二三四五六七符號KLMNOPQ每層最多容納電子數(shù)281832507298(1)含義：多電子原子核外電子的能量是不同的，核外電子按能量不同分成能層。一、能層與能級2、能級(1)在多電子原子中，同一能層的電子，還被分成不同能級。(2)能級的符號和所能容納的最多電子數(shù)能層KLMNO能級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p最多電子數(shù)226261026101426一、能層與能級3、能層與能級的組成以及能量的關(guān)系

2、(1)任一能層的能級總是從s能級開始，能級數(shù)=能層序數(shù)，即第一能層只有1個能級（1s），第二能層有2個能級（2s和2p），第三能層有3個能級（3s、3p和3d），依次類推。(2)在每一個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf.(n為能層序數(shù))。一、能層與能級3、能層與能級的組成以及能量的關(guān)系(3)能級的字母代號總是s、p、d、f.排序的，字母前的數(shù)字是它們所處的能層序數(shù)，它們可容納的最多電子數(shù)依次為自然數(shù)中的奇數(shù)序列1、3、5、7.的2倍。(4)英文字母相同的不同能級中所能容納的最多電子數(shù)相同。例如，1s、2s、3s、4s.能級最多都只能容納2個電子。(5)能層或能級的能量關(guān)系。二、基

3、態(tài)與激發(fā)態(tài) 原子光譜1.基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子基態(tài)原子激發(fā)態(tài)原子吸收能量釋放能量處于最低能量處于較高能量(1)基態(tài)與激發(fā)態(tài)光（輻射）是電子躍遷釋放能量的重要形式。二、基態(tài)與激發(fā)態(tài) 原子光譜2.原子光譜 (3)光譜分析：現(xiàn)代化學(xué)中，常利用原子光譜上的特征譜線來 鑒定元素，稱為光譜分析。 (2)原子光譜的成因與分類構(gòu)造原理構(gòu)造原理構(gòu)造原理電子排布式及書寫能級交錯半充滿、全充滿構(gòu)造原理與電子排布式 構(gòu)造原理以光譜學(xué)事實為基礎(chǔ)，從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入能級的順序每一行對應(yīng)一個能層每一小圈對應(yīng)一個能級各圓圈件間連接線的方向表示隨核電荷數(shù)遞增而增加的電子填入能級的順序構(gòu)造原理與電子排布式 構(gòu)造原理

4、以光譜學(xué)事實為基礎(chǔ)，從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入能級的順序構(gòu)造原理規(guī)律： 1s；2s 2p；3s 3p；4s 3d 4p；5s 4d 5p; 6s 4f 5d 6p；7s 5f 6d構(gòu)造原理規(guī)律： ns (n-2)f (n-1)d np構(gòu)造原理與電子排布式 電子排布式理論依據(jù)：構(gòu)造原理元素核電荷數(shù)每遞增一個，同時增加一個核電荷和核外電子，就得到一個基態(tài)原子的電子排布電子填滿一個能級，就開始填入下一個能級從氫到碳的基態(tài)原子電子排布式如下：1s11s21s22s11s22s21s22s22p11s22s22p2氫 氦 鋰 鈹 硼 碳構(gòu)造原理與電子排布式 電子排布式電子排布式是用數(shù)字在能級

5、符號右上角標明該能級上排布的電子數(shù)的式子Al原子電子排布式電子云與原子軌道電子云概率密度電子云與電子云輪廓原子軌道原子軌道不同能層的能級、原子軌道及電子云輪廓圖電子云與原子軌道電子云(1)概率密度用P表示電子在某處出現(xiàn)的概率，V表示該處的體積，則 稱為概率密度，用表示。(2)電子云由于核外電子的概率密度分布看起來像一片云霧電子云是處于一定空間運動狀態(tài)的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述。電子云(3)電子云輪廓圖繪制電子云的輪廓圖的目的是表示電子云輪廓的形狀對核外電子的空間運動狀態(tài)有一個形象化的簡便描述將電子在原子核外空間出現(xiàn)的概率P90%的空間圈出來，py電子云與原子軌道電子云(3)

6、電子云輪廓圖形狀s電子云輪廓圖球形p電子云輪廓圖啞鈴狀電子云與原子軌道電子云(3)電子云輪廓圖電子云擴展程度同一原子的能層越高，s電子云的半徑越大， 2s電子云比1s電子云更彌散1s、2s、3s電子的能量依次增高，電子在離核更遠的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴展能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。電子云與原子軌道原子軌道(1)原子軌道量子力學(xué)把電子在原子核外的一種空間運動狀態(tài)稱為一個原子軌道各能級的一個伸展方向的電子云輪廓圖即表示一個原子軌道電子云與原子軌道能級符號nsnpndnf軌道數(shù)目1357各能級所含有原子軌道數(shù)目不同能層的能級、原子軌道及電子云輪廓圖電子云與原子軌道能

7、層能級原子軌道數(shù)原子軌道名稱電子云輪廓圖的性質(zhì)與取向形狀取向K1s11s球形L2s12s球形2p32px、2py、2pz啞鈴形相互垂直M3s13s球形3p33px、3py、3pz啞鈴形相互垂直3d5原子軌道不同能層的能級、原子軌道及電子云輪廓圖電子云與原子軌道能層能級原子軌道數(shù)原子軌道名稱電子云輪廓圖的性質(zhì)與取向能層能級N4s14s球形4p34px、4py、4pz啞鈴形相互垂直4d54f7原子軌道電子云與原子軌道不同能層的同種能級的原子軌道形狀相同，只是半徑不同 。能層序數(shù)n越大，原子軌道的半徑越大。 s能級只有1個原子軌道。p能級有3個原子軌道，它們互相垂直，分別以px、py、pz表示。在同

8、一能層中px、py、pz的能量相同。歸納小結(jié)原子軌道數(shù)與能層序數(shù)(n)的關(guān)系是原子軌道為n2個。泡利原理 洪特規(guī)則 能量最低原理核外電子排布規(guī)律泡利原理洪特規(guī)則能量最低原理核外電子排布圖的書寫泡利原理每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態(tài)相反。自旋：電子自旋有順時針和逆時針兩種狀態(tài)，常用上下箭頭（和）表示自旋狀態(tài)相反的電子。電子排布的軌道表達式軌道表示式（又稱電子排布圖）是表述電子排布的一些種圖式鋁原子電子排布圖洪特規(guī)則基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且自旋平行。洪特規(guī)則特例當(dāng)能量相同的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f

9、0)狀態(tài)時，體系的能量最低2p3的電子排布圖XX24Cr的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1或Ar3d54s1。能量最低原理在構(gòu)建基態(tài)原子時，電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進入能量高的軌道，使整個原子的能量處于最低狀態(tài)能級的能量高低順序如構(gòu)造原理所示(對于136號元素來說，應(yīng)重點掌握和記憶“ ”這一順序)。1s2s2p3s3p4s3d4p原子結(jié)構(gòu)與元素周期表元素周期律 元素周期系 元素周期表元素周期表元素周期系構(gòu)造原理與元素周期表原子核外電子排布與周期的關(guān)系原子核外電子排布與周期的關(guān)系元素周期表的分區(qū)對角線規(guī)則元素周期律 元素周期系 元素周期表含義：元素按其原子核電荷

10、數(shù)遞增排列的序列稱為元素周期系。這個序列中的元素性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的重復(fù)。元素周期系各周期元素原子的核外電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到 ns2np6 (除第一周期)的周期性變化。構(gòu)造原理與元素周期表原子核外電子排布與周期的關(guān)系周期數(shù)一二 三四五六七價電子排布式1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p最多容納的電子數(shù)2 8818183232元素數(shù)2 8818183232元素周期律 元素周期系 元素周期表原子核外電子排布與族的關(guān)系主族數(shù)AAAAAAA價電子排布式列數(shù)121314151617價電子數(shù)ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2n

11、p4ns2np51234567將下列各主族元素的價電子數(shù)、價電子排布式填入表中構(gòu)造原理與元素周期表原子核外電子排布與族的關(guān)系副族元素21Sc22Ti23V24Cr25Mn29Cu30Zn族數(shù)價電子排布式價電子數(shù)目 BBBBBBB3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d104s13d104s234567以第四周期副族元素為例，填寫下表構(gòu)造原理與元素周期表元素周期表的分區(qū)按電子排布分區(qū)構(gòu)造原理與元素周期表元素周期表的分區(qū)各區(qū)元素的價電子排布特點分區(qū)元素分布價層電子排布式元素性質(zhì)特點s區(qū)A族、A族ns12除氫外都是活潑金屬元素p區(qū)A族A族、0族ns2np16最外層電子參與反應(yīng)

12、d區(qū)B族B族、族(n1)d19ns12d軌道不同程度地參與化學(xué)鍵的形成ds區(qū)B族、B族(n1)d10ns12金屬元素構(gòu)造原理與元素周期表元素周期表的分區(qū)按金屬元素與非金屬元素分區(qū)金屬與非金屬交界處元素的性質(zhì)特點：在元素周期表中位于金屬和非金屬分界線上的元素兼有金屬和非金屬的性質(zhì)，位于此處的元素（如硼、硅、鍺、砷、銻等）常被稱為半金屬或類金屬（一般可用作半導(dǎo)體材料）。構(gòu)造原理與元素周期表對角線規(guī)則對角線規(guī)則：元素周期表中的某些主族元素其某些性質(zhì)與右下方元素相似。元素周期律元素周期律原子半徑金屬性非金屬性核外電子排布電離能電負性元素周期律原子半徑原子半徑電子的能層數(shù)核電荷數(shù)取決于核電荷數(shù)越大，核對

13、電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小。電子的能層越多，電子之間的排除作用越大，將使原子的半徑增大。元素周期律離子半徑同種元素的粒子半徑，陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子 r(Cl)r(Cl)，r(Fe)r(Fe2)r(Fe3)電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒，核電荷數(shù)越大，半徑越小 r(O2)r(F)r(Na)r(Mg2)r(Al3)帶相同電荷的離子，電子層數(shù)越多，半徑越大 r(Li)r(Na)r(Na)r(Mg2)元素周期律電離能氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需的最低能量，I1表示。第一電離能逐級電離能 1價氣態(tài)正離子失去一個電子，形成2價氣態(tài)正離子所需要的最低能量叫第二電離能，用I2表示；依次類推。元素周期律電離能對同一周期的元素而言，堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大同一周期；從左到右，元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢，表示元素原子越來越難失去電子同主族元素，自上而下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來越易失去電子元素第一電離能變化規(guī)律元素周期律電負性鍵合電子：原子中用于