高中化学人教版 (2019)选择性必修2第一章 原子结构与性质本章综合与测试课文课件ppt

这是一份高中化学人教版 (2019)选择性必修2第一章 原子结构与性质本章综合与测试课文课件ppt，共23页。PPT课件主要包含了化学用语，短周期，长周期，元素周期表的结构，s2p，s3p，s3d4p，s4d5p，s4f5d6p，s5f6d7p等内容，欢迎下载使用。
能层能级轨道(电子云的伸展方向)
1、能层、能级、原子轨道之间的关系：
3．原子核外电子排布规律(1)电子排布原理①能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。②泡利原理：1个原子轨道里最多容纳2个电子，且它们的自旋状态相反。③洪特规则：电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
洪特规则特例:处于能量相同的原子轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)状态时,具有较低的能量和较大的稳定性。如Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。
(2)构造原理示意图
其能量关系是：ns＜(n-2)f ＜ (n-1)d ＜np
(3)基态原子核外电子排布的表示方法
（1）结构示意图:（2）电子式：（3）电子排布式：（4）简化电子排布式:（5）外围电子排布式:（6）电子排布图:
4.原子光谱和电子云(1)基态原子：处于最低能量的原子。(2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。(3)原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。(4)电子云：是指用小黑点的疏密来表示电子在核外空间单位体积内出现概率大小的一种图形。离核越近处，单位体积内电子出现概率越大，“电子云”密度越大，相反，离核越远处，单位体积内电子出现的概率越小，“电子云”密度越小。
第4周期：18 种元素
第5周期：18 种元素
第6周期：32 种元素
镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素
锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素
周期序数 == 电子层数 == 最大能层序数
(1)每周期所含元素种数与相应能级电子最多最大容量数的关系：
ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA
主族序数==最外层电子数==纵行个位数=价电子数其余族族序数 == 纵行个位数(除第VIII 族和零族外)
ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB
三个纵行(8、9、10），位于Ⅶ B 与ⅠB中间
(2)周期表的分区与原子的价电子排布的关系
ns2np1～6 (He除外)
(n－1)d1～9 ns1～2(除钯外)
(n－1)d10ns1～2
(n－2)f 0～14(n－1)d0～2ns2
(1)第一电离能： ——气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。 ①电离能是衡量气态原子失去电子难易程度的物理量，元素的电离能越小，表示气态时越容易失电子，还原性越强。
电离能大小的比较方法：
(1)同主族：从上到下，第一电离能逐渐减小。
(2)同周期：从左向右，第一电离能呈增大趋势，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)电负性及其意义：
①.电负性越大，非金属性越强，反之越弱。
——具体描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
②.同周期(从左→右)逐渐增大，同主族(从上→下)逐渐减小。
③.电负性最大的元素是氟，电负性最小的元素是铯。短周期元素中电负性最小的是钠。
——一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
——而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右,它们既有金属性,又有非金属性。
④.用电负性判断元素的类型：
——金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8。
⑤.用电负性判断化学键的类型：