还剩33页未读，
继续阅读
人教版 (2019)选择性必修2第一节 原子结构优秀复习习题课件ppt
展开
这是一份人教版 (2019)选择性必修2第一节 原子结构优秀复习习题课件ppt，共41页。PPT课件主要包含了能层与能级，第一电离能，化学键，键合电子，电负性，大小的标准，电子云，原子轨道，泡利原理，洪特规则等内容，欢迎下载使用。
1.能层（shell）（电子层）
(1)分类依据 在多电子的原子里核外电子的能量是不同的，根据核外电子的能量差异，将核外电子分成不同的能层。即电子层。
1、原子是由原子核和核外电子组成2、核外电子是分层排布的;3、离核越远的电子,能量越高。
能层越高，电子的能量越高
能层序数1、2、3、4、5、6、7分别用K、L、M、N、O、P、Q表示。能层越高,电子的能量越高。能量的高低顺序为E(K)
(2)能层的表示方法及各能层最多容纳的电子数
（1）先排能量低的电子层，再排能量高的电子层，由里往外。（2）每一层最多容纳电子数：2n2个。（3）最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。（4）次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。
核外电子的排布能量规律:
1、原子核外电子总是尽可能先排布在能量较低的电子层上，然后由内 向外依次排布在能量逐渐升高的电子层。2、能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)
核外电子的排布数量规律:
①同一能层的电子,又被分成不同能级,分别用相应能层的序数和字母表示， 如n能层的能级按能量由低到高的排列顺序为ns、np、nd、nf等依次用 等表示。能级数=能层序数，任一能层的能级总是从s能级开始,能级的字 母代号按s、p、d、f……排序,每个能级最多可容纳的电子数依次为自然 数1、3、5、7……的2倍。
②每一能层中最多容纳的电子数为2n2(n代表能层序数)。③不同能层中符号相同的能级所容纳的最多电子数相同。
表示气态原子失去电子难易程度物理量。
2、判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷
1、第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。 第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此 碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
⑴核电荷数 电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。
⑵原子半径 同族原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越易失电子，电离能越小。
电离能随原子序数的递增呈现周期性变化。
①以ⅡA、ⅦA族为例，同主族元素的第一电离能变化有何规律？②以二、三周期为例，同周期元素的第一电离能变化有何规律？
（1）同主族元素的原子，随着核电 荷数的增大，I1逐渐减小。
（2）同周期元素的原子，随着核电荷数的增大，I1呈增大趋势。
从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？
（1）同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，I1逐渐减小。
（2）同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，I1呈增大趋势。
短周期元素的第一电离能
在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一电离能大于相邻的元素的第一电离能。为什么？
（1）所失电子的能级： 能量：3s2 < 3p1（2）价层电子排布： 全空、半满、全满状态更稳定，所需能量高。
元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强，表示该元素越容易接受电子，越不容易失去电子，形成阴离子的倾向越大。反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱，表示该元素越不不易接受电子，越容易失去电子，形成阳离子的倾向越大
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。电负性是相对值，没单位。
电负性随原子序数的递增呈现周期性变化
(1)在图中找出电负性最大和最小的元素;(2)总结出元素电负性随原子序数递增有什么变化规律？
1、一般来说，同周期元素 从左到右，元素的电负 性逐渐变大；
2、同族元素从上到下，元 素的电负性逐渐变小。
3、金属元素的电负性较小， 非金属元素的电负性较大。
量子力学对原子核外电子运动状态的描述
练习：根据构造原理，写出下列基态原子的核外电子排布式(1)21Sc：______________________________；(2)26Fe：______________________________。
1s22s22p63s23p63d14s2
1s22s22p63s23p63d64s2
思考与讨论4：根据核外电子在能层中的排布规律和构造原理，写出基态24Cr、29Cu的核外电子排布式。
Cr基态原子的电子排布式： Cu基态原子的电子排布式：
1s22s22p63s23p63d54s1
1s22s22p63s23p63d104s1
全充满（p6，d10，f14）
全空时（p0，d0，f0 ）
半充满（p3，d5，f7 ）
对于能量相同的轨道(同一能级),当电子排布处于全满、半满、全空时比较稳定,整个体系的能量最低。
Cr：1s22s22p63s23p63d44s2
Cu：1s22s22p63s23p63d94s2
Cr：1s22s22p63s23p63d54s1
Cu：1s22s22p63s23p63d104s1
1913年，波尔提出氢原子模型，电子在线性轨道上绕核运行
量子力学指出，一定空间运动状态的电子并不在玻尔假定的线性轨道上运行，而在核外空间各处都可能出现，但出现的概率不同，可以算出它们的概率密度分布。
P表示电子在某处出现的概率
氢原子的1s电子在原子核外出现的概率分布图
小点是1s电子在原子核外出现外出现的概率密度的形象描述,s电子云为球形,p电子云是哑铃状。
小点越密，表明概率密度越大
s电子云呈球形，p电子云呈哑铃形或纺锤形。
除s电子云外，其他电子云都不是球形的。 例如 p电子的原子轨道呈哑铃状。
p能级有三个原子轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz表示，同一能层中px、py、pz的能量相同。
各能级包含的原子轨道数
在一个原子轨道里,最多只能容纳2个电子,且它们的自旋相反。这个原理被称为泡利原理（也称泡利不相容原理）
（1）轨道表示式（又称电子排布图）：表示电子排布的一种图式，如钠 的基态原子的轨道表示式如下：
1s22s22p63s1
1、用□或○代表一个原子轨道，能量相同的原子轨道（简并轨道）的方框 相连。不同能级中的□或○要相互分开，同一能级中的□或○要相互连接
4、箭头表示一种自旋状态的电子，一个箭头表示一个电子，↓↑”称电子 对 ， “↓”或“↑”表示单电子，箭头同向，自旋平行，箭头相反，自 旋相反。
2、整个电子排布图中各能级的排列顺序要与相应的电子排布式一致
3、通常在方框下方或者上方标记能级符号
电子排布的轨道表示式
铝原子外层成对电子对的数目为6,有一个单电子。
洪特规则不仅适用于基态原子，也适用于基态离子
洪特规则适用于电子填入简并轨道，并不适用于电子填入能量不同的轨道
洪特F.Hund, 1896—1997
在构建基态原子时，电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态
能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于1～36号元素来说，应重点掌握和记忆“ ”这一顺序)。
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p
在构建基态原子时，电子将尽可能占据能量最低的原子轨道,使整个原子的能量最低,这就是能量最低原理。
(1)最外层只有1个未成对电子的元素(2)最外层有2个未成对电子的元素(3)最外层有3个未成对电子的元素(4)核外电子排布中，未成对电子数最多的元素
ⅠA族(ns1：H、Li、Na、K)； ⅢA族(ns2np1：B、Al、Ga)；ⅦA族(ns2np5：F、Cl、Br)； Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)。ⅣA族(ns2np2：C、Si、Ge)； ⅥA族(ns2np4：O、S、Se)。ⅤA族(ns2np3：N、P、As)。Cr(3d54s1，共有6个未成对电子)。
基态原子核外电子排布规律
1.能层（shell）（电子层）
(1)分类依据 在多电子的原子里核外电子的能量是不同的，根据核外电子的能量差异，将核外电子分成不同的能层。即电子层。
1、原子是由原子核和核外电子组成2、核外电子是分层排布的;3、离核越远的电子,能量越高。
能层越高，电子的能量越高
能层序数1、2、3、4、5、6、7分别用K、L、M、N、O、P、Q表示。能层越高,电子的能量越高。能量的高低顺序为E(K)
(2)能层的表示方法及各能层最多容纳的电子数
（1）先排能量低的电子层，再排能量高的电子层，由里往外。（2）每一层最多容纳电子数：2n2个。（3）最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。（4）次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。
核外电子的排布能量规律:
1、原子核外电子总是尽可能先排布在能量较低的电子层上，然后由内 向外依次排布在能量逐渐升高的电子层。2、能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)
核外电子的排布数量规律:
①同一能层的电子,又被分成不同能级,分别用相应能层的序数和字母表示， 如n能层的能级按能量由低到高的排列顺序为ns、np、nd、nf等依次用 等表示。能级数=能层序数，任一能层的能级总是从s能级开始,能级的字 母代号按s、p、d、f……排序,每个能级最多可容纳的电子数依次为自然 数1、3、5、7……的2倍。
②每一能层中最多容纳的电子数为2n2(n代表能层序数)。③不同能层中符号相同的能级所容纳的最多电子数相同。
表示气态原子失去电子难易程度物理量。
2、判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷
1、第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。 第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此 碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
⑴核电荷数 电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。
⑵原子半径 同族原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越易失电子，电离能越小。
电离能随原子序数的递增呈现周期性变化。
①以ⅡA、ⅦA族为例，同主族元素的第一电离能变化有何规律？②以二、三周期为例，同周期元素的第一电离能变化有何规律？
（1）同主族元素的原子，随着核电 荷数的增大，I1逐渐减小。
（2）同周期元素的原子，随着核电荷数的增大，I1呈增大趋势。
从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？
（1）同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，I1逐渐减小。
（2）同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，I1呈增大趋势。
短周期元素的第一电离能
在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一电离能大于相邻的元素的第一电离能。为什么？
（1）所失电子的能级： 能量：3s2 < 3p1（2）价层电子排布： 全空、半满、全满状态更稳定，所需能量高。
元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强，表示该元素越容易接受电子，越不容易失去电子，形成阴离子的倾向越大。反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱，表示该元素越不不易接受电子，越容易失去电子，形成阳离子的倾向越大
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。电负性是相对值，没单位。
电负性随原子序数的递增呈现周期性变化
(1)在图中找出电负性最大和最小的元素;(2)总结出元素电负性随原子序数递增有什么变化规律？
1、一般来说，同周期元素 从左到右，元素的电负 性逐渐变大；
2、同族元素从上到下，元 素的电负性逐渐变小。
3、金属元素的电负性较小， 非金属元素的电负性较大。
量子力学对原子核外电子运动状态的描述
练习：根据构造原理，写出下列基态原子的核外电子排布式(1)21Sc：______________________________；(2)26Fe：______________________________。
1s22s22p63s23p63d14s2
1s22s22p63s23p63d64s2
思考与讨论4：根据核外电子在能层中的排布规律和构造原理，写出基态24Cr、29Cu的核外电子排布式。
Cr基态原子的电子排布式： Cu基态原子的电子排布式：
1s22s22p63s23p63d54s1
1s22s22p63s23p63d104s1
全充满（p6，d10，f14）
全空时（p0，d0，f0 ）
半充满（p3，d5，f7 ）
对于能量相同的轨道(同一能级),当电子排布处于全满、半满、全空时比较稳定,整个体系的能量最低。
Cr：1s22s22p63s23p63d44s2
Cu：1s22s22p63s23p63d94s2
Cr：1s22s22p63s23p63d54s1
Cu：1s22s22p63s23p63d104s1
1913年，波尔提出氢原子模型，电子在线性轨道上绕核运行
量子力学指出，一定空间运动状态的电子并不在玻尔假定的线性轨道上运行，而在核外空间各处都可能出现，但出现的概率不同，可以算出它们的概率密度分布。
P表示电子在某处出现的概率
氢原子的1s电子在原子核外出现的概率分布图
小点是1s电子在原子核外出现外出现的概率密度的形象描述,s电子云为球形,p电子云是哑铃状。
小点越密，表明概率密度越大
s电子云呈球形，p电子云呈哑铃形或纺锤形。
除s电子云外，其他电子云都不是球形的。 例如 p电子的原子轨道呈哑铃状。
p能级有三个原子轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz表示，同一能层中px、py、pz的能量相同。
各能级包含的原子轨道数
在一个原子轨道里,最多只能容纳2个电子,且它们的自旋相反。这个原理被称为泡利原理（也称泡利不相容原理）
（1）轨道表示式（又称电子排布图）：表示电子排布的一种图式，如钠 的基态原子的轨道表示式如下：
1s22s22p63s1
1、用□或○代表一个原子轨道，能量相同的原子轨道（简并轨道）的方框 相连。不同能级中的□或○要相互分开，同一能级中的□或○要相互连接
4、箭头表示一种自旋状态的电子，一个箭头表示一个电子，↓↑”称电子 对 ， “↓”或“↑”表示单电子，箭头同向，自旋平行，箭头相反，自 旋相反。
2、整个电子排布图中各能级的排列顺序要与相应的电子排布式一致
3、通常在方框下方或者上方标记能级符号
电子排布的轨道表示式
铝原子外层成对电子对的数目为6,有一个单电子。
洪特规则不仅适用于基态原子，也适用于基态离子
洪特规则适用于电子填入简并轨道，并不适用于电子填入能量不同的轨道
洪特F.Hund, 1896—1997
在构建基态原子时，电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态
能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于1～36号元素来说，应重点掌握和记忆“ ”这一顺序)。
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p
在构建基态原子时，电子将尽可能占据能量最低的原子轨道,使整个原子的能量最低,这就是能量最低原理。
(1)最外层只有1个未成对电子的元素(2)最外层有2个未成对电子的元素(3)最外层有3个未成对电子的元素(4)核外电子排布中，未成对电子数最多的元素
ⅠA族(ns1：H、Li、Na、K)； ⅢA族(ns2np1：B、Al、Ga)；ⅦA族(ns2np5：F、Cl、Br)； Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)。ⅣA族(ns2np2：C、Si、Ge)； ⅥA族(ns2np4：O、S、Se)。ⅤA族(ns2np3：N、P、As)。Cr(3d54s1，共有6个未成对电子)。
基态原子核外电子排布规律
相关课件
高中化学人教版 (2019)选择性必修2第三章 晶体结构与性质第四节 配合物与超分子精品习题课件ppt： 这是一份高中化学人教版 (2019)选择性必修2第三章 晶体结构与性质第四节 配合物与超分子精品习题课件ppt，共22页。PPT课件主要包含了超分子的概念及特点，超分子，结构特点，认识“杯酚”，超分子方面的诺贝尔奖，工匠精神，超分子的未来发展，课堂小结等内容，欢迎下载使用。
高中第三节 金属晶体与离子晶体精品习题ppt课件： 这是一份高中第三节 金属晶体与离子晶体精品习题ppt课件，共22页。PPT课件主要包含了离子键，离子晶体，离子晶体的性质，氯化钠晶体，CsCl晶体，归纳小结等内容，欢迎下载使用。
高中化学人教版 (2019)选择性必修2第一节 共价键优秀习题课件ppt： 这是一份高中化学人教版 (2019)选择性必修2第一节 共价键优秀习题课件ppt，共26页。PPT课件主要包含了kJ•mol-1，平均值，键能的应用，根据原子半径判断，键长判断方法，断共价键的稳定性，判断分子的空间结构等内容，欢迎下载使用。
