第一章 單元小結(jié) 課件 【新教材】人教版（2019）高中化學(xué)選擇性必修二

第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)單元小結(jié)原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)原子結(jié)構(gòu)元素周期律電子層結(jié)構(gòu)核外電子排布規(guī)律能量最低原理泡利原理洪特規(guī)則構(gòu)造原理基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子半徑電離能電負(fù)性對(duì)角線規(guī)則元素的金屬性與非金屬性電子排布式外圍電子排布電子排布圖能層能級(jí)軌道(電子云的伸展方向)元素周期表各周期元素?cái)?shù)目周期表中元素的分區(qū)周期表中周期、族能層n1234…符號(hào)KLMN…能級(jí)sspspdspdf…軌道數(shù)1131351357…最多容納的電子數(shù)2262610261014…281832

2n21、能層、能級(jí)、原子軌道之間的關(guān)系：2、原子軌道3．原子核外電子排布規(guī)律(1)電子排布原理①能量最低原理：原子的核外電子排布遵循構(gòu)造原理，使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)。②泡利原理：1個(gè)原子軌道里最多容納2個(gè)電子，且它們的自旋狀態(tài)相反。③洪特規(guī)則：電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，且自旋狀態(tài)相同。

洪特規(guī)則特例: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(tài)時(shí),具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性。如Cr的電子排布式為[Ar]3d54s1,Cu的電子排布式為[Ar]3d104s1。(2)構(gòu)造原理示意圖

其能量關(guān)系是：ns＜(n-2)f＜(n-1)d＜np(3)基態(tài)原子核外電子排布的表示方法

化學(xué)用語(yǔ)（1）結(jié)構(gòu)示意圖:（2）電子式：（3）電子排布式：（4）簡(jiǎn)化電子排布式:（5）外圍電子排布式:（6）電子排布圖:4.原子光譜和電子云(1)基態(tài)原子：處于最低能量的原子。(2)激發(fā)態(tài)原子：當(dāng)基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子會(huì)躍遷到較高能級(jí)，變成激發(fā)態(tài)原子。(3)原子光譜：不同元素的原子發(fā)生躍遷時(shí)會(huì)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(fā)射光譜，總稱原子光譜。利用原子光譜上的特征譜線來(lái)鑒定元素，稱為光譜分析。(4)電子云：是指用小黑點(diǎn)的疏密來(lái)表示電子在核外空間單位體積內(nèi)出現(xiàn)概率大小的一種圖形。離核越近處，單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)概率越大，“電子云”密度越大，相反，離核越遠(yuǎn)處，單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的概率越小，“電子云”密度越小。

周期短周期長(zhǎng)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(shù)==電子層數(shù)==最大能層序數(shù)（橫行）5.元素周期表的結(jié)構(gòu)(1)每周期所含元素種數(shù)與相應(yīng)能級(jí)電子最多最大容量數(shù)的關(guān)系：周期元素種數(shù)各周期相應(yīng)的能級(jí)電子最大容量一二三四五六七288181832 32281s2s2p83s3p184s3d4p 185s4d5p 326s4f5d6p 327s5f6d7p

族主族：副族：ⅠA,ⅡA,ⅢA,ⅣA,ⅤA,ⅥA,ⅦA第VIII族：稀有氣體元素主族序數(shù)==最外層電子數(shù)==縱行個(gè)位數(shù)=價(jià)電子數(shù)其余族族序數(shù)==縱行個(gè)位數(shù)(除第VIII族和零族外)（縱行）

零族：共七個(gè)主族ⅠB,ⅡB,ⅢB,ⅣB,ⅤB,ⅥB,ⅦB共七個(gè)副族三個(gè)縱行(8、9、10），位于ⅦB與ⅠB中間(2)周期表的分區(qū)與原子的價(jià)電子排布的關(guān)系分區(qū)元素分布外圍電子排布s區(qū)p區(qū)d區(qū)ds區(qū)f區(qū)ⅠA族、ⅡA族ns1～2ⅢA族～ⅦA族、0族ns2np1～6(He除外)ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(n－1)d1～9

ns1～2(除鈀外)ⅠB族、ⅡB族(n－1)d10ns1～2鑭系、錒系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2ⅠA01ⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA2p區(qū)3s區(qū)ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡB4d區(qū)ds區(qū)567鑭系f區(qū)錒系元素周期表的五個(gè)分區(qū)(1)第一電離能：——?dú)鈶B(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。

①電離能是衡量氣態(tài)原子失去電子難易程度的物理量，元素的電離能越小，表示氣態(tài)時(shí)越容易失電子，還原性越強(qiáng)。6.電離能、電負(fù)性電離能大小的比較方法：(1)同主族：從上到下，第一電離能逐漸減小。(2)同周期：從左向右，第一電離能呈增大趨勢(shì)，但要注意第ⅢA族反常，

如：Be>B，Mg>Al；第ⅥA族反常，

如N>O，P>S。(2)電負(fù)性及其意義：①.電負(fù)性越大，非金屬性越強(qiáng)，反之越弱?！唧w描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。②.同周期(從左→右)逐漸增大，同主族(從上→下)逐漸減小。③.電負(fù)性最大的元素是氟，電負(fù)性最小的元素是銫。短周期元素中電負(fù)性最小的是鈉。——一般認(rèn)為：如果兩個(gè)成鍵元素原子間的電負(fù)性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；如果兩個(gè)成鍵元素原子間的電負(fù)性差值小于1.7，它們之間通常形成共價(jià)鍵。

——而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負(fù)性則在1.8左右,它們既有金屬性,又有非金屬性。④.用電負(fù)性判斷元素的類型：——金屬元素的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬元素的電負(fù)性一般大于1.8。⑤.用電負(fù)性判斷化學(xué)鍵的類型：元素性質(zhì)的遞變規(guī)律原子結(jié)構(gòu)或性質(zhì)同一周期(從左到右)同一主族(從上到下)核外電子的排布電子層數(shù)相同增加最外層電子數(shù)1→2(或8)相同金屬性和非金屬性金屬性減弱增強(qiáng)非金屬性增強(qiáng)減弱原子半徑減小增大單質(zhì)的氧化性和還原性氧化性