人教版高中化学选择性必修1 第一章原子结构与性质知识点总结复习课件

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第一章 原子结构与性质能层与能级能级基态与激发态原子光谱构 造原理一、能层与能级1、能层(2)电子的能层由内向外排序，其序号、符号以及能容纳的最多电子数(1)含义：多电子原子核外电子的能量是不同的，核外电子按能量不同分成能层。一、能层与能级2、能级(1)在多电子原子中，同一能层的电子，还被分成不同能级。(2)能级的符号和所能容纳的最多电子数一、能层与能级3、能层与能级的组成以及能量的关系(1)任一能层的能级总是从s能级开始，能级数=能层序数，即第一能层只有1个能级（1s），第二能层有2个能级（2s和2p），第三能层有3个能级（3s、3p和3d），依次类推。(2)在每一个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf......(n为能层序数)。一、能层与能级3、能层与能级的组成以及能量的关系(3)能级的字母代号总是s、p、d、f....排序的，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1、3、5、7....的2倍。(4)英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s......能级最多都只能容纳2个电子。(5)能层或能级的能量关系。二、基态与激发态 原子光谱1.基态与激发态(1)基态与激发态光（辐射）是电子跃迁释放能量的重要形式。二、基态与激发态 原子光谱2.原子光谱 (3)光谱分析：现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来 鉴定元素，称为光谱分析。 (2)原子光谱的成因与分类构造原理构造原理与电子排布式 构造原理以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序每一行对应一个能层每一小圈对应一个能级各圆圈件间连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序构造原理与电子排布式 构造原理以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序构造原理规律： 1s；2s 2p；3s 3p；4s 3d 4p；5s 4d 5p; 6s 4f 5d 6p；7s 5f 6d构造原理规律： ns (n-2)f (n-1)d np构造原理与电子排布式 电子排布式理论依据：构造原理元素核电荷数每递增一个，同时增加一个核电荷和核外电子，就得到一个基态原子的电子排布电子填满一个能级，就开始填入下一个能级从氢到碳的基态原子电子排布式如下：1s1→1s2→1s22s1→1s22s2→1s22s22p1→1s22s22p2氢→ 氦 → 锂 → 铍 → 硼 → 碳构造原理与电子排布式 电子排布式电子排布式是用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子Al原子电子排布式电子云与原子轨道电子云与原子轨道电子云(1)概率密度用P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积，则 称为概率密度，用ρ表示。(2)电子云由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。电子云(3)电子云轮廓图绘制电子云的轮廓图的目的是表示电子云轮廓的形状对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述将电子在原子核外空间出现的概率P＝90%的空间圈出来，py电子云与原子轨道电子云(3)电子云轮廓图①形状s电子云轮廓图球形p电子云轮廓图哑铃状电子云与原子轨道电子云(3)电子云轮廓图②电子云扩展程度同一原子的能层越高，s电子云的半径越大， 2s电子云比1s电子云更弥散1s、2s、3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展能层序数越大，原子轨道的半径越大。电子云与原子轨道原子轨道(1)原子轨道量子力学把电子在原子核外的一种空间运动状态称为一个原子轨道各能级的一个伸展方向的电子云轮廓图即表示一个原子轨道电子云与原子轨道1357各能级所含有原子轨道数目不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图电子云与原子轨道原子轨道不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图电子云与原子轨道原子轨道电子云与原子轨道不同能层的同种能级的原子轨道形状相同，只是半径不同 。能层序数n越大，原子轨道的半径越大。 s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。归纳小结原子轨道数与能层序数(n)的关系是原子轨道为n2个。泡利原理 洪特规则 能量最低原理核外电子排布图的书写泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。自旋：电子自旋有顺时针和逆时针两种状态，常用上下箭头（↑和↓）表示自旋状态相反的电子。电子排布的轨道表达式轨道表示式（又称电子排布图）是表述电子排布的一些种图式铝原子电子排布图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。洪特规则特例当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低2p3的电子排布图×24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1。×能量最低原理在构建基态原子时，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原子结构与元素周期表元素周期律 元素周期系 元素周期表含义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。元素周期系各周期元素原子的核外电子排布重复出现从ns1到 ns2np6 (除第一周期)的周期性变化。构造原理与元素周期表原子核外电子排布与周期的关系元素周期律 元素周期系 元素周期表原子核外电子排布与族的关系ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np51234567将下列各主族元素的价电子数、价电子排布式填入表中构造原理与元素周期表原子核外电子排布与族的关系ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡB3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d104s13d104s234567以第四周期副族元素为例，填写下表构造原理与元素周期表元素周期表的分区按电子排布分区构造原理与元素周期表元素周期表的分区各区元素的价电子排布特点构造原理与元素周期表元素周期表的分区按金属元素与非金属元素分区金属与非金属交界处元素的性质特点：在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素（如硼、硅、锗、砷、锑等）常被称为半金属或类金属（一般可用作半导体材料）。构造原理与元素周期表对角线规则对角线规则：元素周期表中的某些主族元素其某些性质与右下方元素相似。元素周期律元素周期律原子半径核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。电子的能层越多，电子之间的排除作用越大，将使原子的半径增大。元素周期律离子半径同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子 r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小 r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大 r(Li＋)r(Mg2＋)元素周期律电离能气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量，I1表示。第一电离能逐级电离能 ＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2表示；依次类推。元素周期律电离能对同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大同一周期；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子元素第一电离能变化规律元素周期律电负性键合电子：原子中用于形成化学键的电子电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大标准：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（稀有气体未计）相关概念元素周期律电负性同周期（稀有气体元素除外），自左向右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱同主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。电负性变化规律退出