高二化学选修3_原子结构与性质知识归纳_课件
高中化学选修3知识点全部归纳
高中化学选修3知识点全部归纳高中化学选修3知识点全部归纳（物质的结构与性质第一章原子结构与性质.一、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义.1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f 表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.(2).原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多包容两个自旋状况分歧的电子.③.XXX规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵守图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理，能够将各能级按能量的差别分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在统一能级组内，从左到右能量依次升高。
高中化学 第一章 原子结构与性质 章末归纳整合课件 新人教版选修3
单质氧化性、还原 氧化性逐渐增强还 氧化性逐渐减弱还
性
原性逐渐减弱
原性逐渐增强
最高价氧化物对应 碱性逐渐减弱酸性 碱性逐渐增强酸性
水化物的酸碱性 逐渐增强
逐渐减弱
非金属气态氢化物 生成由难到易，稳 生成由易到难，稳
的稳定性
定性逐渐增强
定性逐渐减弱
p性强弱的方法 提示 元素金属性强弱的实验标志 (1)与水或酸反应置换出氢气的难易：金属单质与水或酸 (非氧化性酸)置换出氢气的速率越快(反应越剧烈)，表明 元素金属性越强。 (2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，表 明元素金属性越强。 (3)置换反应：一种金属元素能把另一种金属元素从它的 盐溶液里置换出来，表明前一种金属元素金属性较强，被 置换出来的金属元素的金属性较弱。
ppt精选
7
(3)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，表 明元素非金属性越强。 (4)置换反应：对于特定的置换反应，一种非金属单质能 把另一种非金属单质从它的盐溶液或酸溶液里置换出来， 表明前一种元素非金属性较强，被置换出的非金属元素非 金属性较弱。 (5)电离能越大，原子越易得电子，元素的非金属性越强 (稀有气体元素除外)。 (6)电负性越大，原子越易得电子，元素的非金属性越强。
章末归纳整合
请分别用一句话表达下列关键词： 电子云 能量最低原理 泡利原理 洪特规则 电离能 电负性 提示 电子云：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机会多少的一种图像。 能量最低原理：原子核外电子先占有能量低的轨道，然后 依次进入能量较高的轨道。轨道能量由低到高的顺序为：
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12
(7)能导电的非金属单质有石墨(C)和晶体硅(Si)。
(8)能与强碱溶液作用的单质有Al、Cl2、Si、S。 2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑； Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O； Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑； 3S＋6NaOH(浓)===2Na2S＋Na2SO3＋3H2O。 (9)既能在 CO2 中燃烧又能在 N2 中燃烧的金属单质是 Mg(CO2＋2Mg=点==燃==C＋2MgO，N2＋3Mg=点==燃==Mg3N2)。
高中化学选修3《物质结构和性质》第一单元第二节《原子结构与元素的性质》课件
二、元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性 变化——元素周期律
1、原子半径（r）
（1）共价半径rc：单质分子中，共价 单键结合的两原子核间距离的一半 （2）van der Waals半径rv：单质分子 晶体中相邻分子间两个非键合原子核 间距离的一半 （3）金属半径是指金属单质的晶体 中相邻两个原子核间距离的一半
同理
例如：
E+ (g) - e- E 2+ (g)
I2
Li(g) e Li (g)
2 3
I1 520.2kJ mol
1
Li (g) e Li2 (g)
I 2 7298 .1kJ mol1
1
Li (g) e Li (g) I3 11815 kJ mol
S区
p区 d区
ⅠA、ⅡA
ns1-2 ns2np1-6
ⅢA～ⅦA和零族
ⅢB～ⅦB和Ⅷ族 （n-1）d1-9ns1-2
ds区 ⅠB、ⅡB
（n-1）d10ns1-2
f区 镧系和锕系（n-2）f0-14（n-1）d0-2ns2
4、过渡元素
①全部副族元素都称为过渡元素。包括d区、ds 区和f区的元素。其中镧系和锕系元素称为内过 渡元素 ②过渡元素原子的最外层电子数较少，除钯外都 只有1~2个电子，所以它们都是金属元素。 ③它们的(n-1)d轨道未充满或刚充满，或f轨道也未充 满，所以在化合物中常有多种氧化值，性质与主族元 素 有较大的差别。
IA 1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
VIIIA
2
3 4 5 6 7 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB
人教版高中化学选修三1.1《原子结构》课件 (共106张PPT)
电子排布式
电子排布图
小结：
方法导引
解答基态原子电子排布问题的一般思路：
能量最低原则
确定原子序数 泡利不相容原理 洪特规则
能级排布
电子排布
巩固练习
1、某元素原子序数为24，试问：
(1)该元素电子排布式： 1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s1
(2)它有 4 个能层； 7 个能级；占有 15 个原子轨道。 (3)此元素有 6 个未成对电子；它的价电子 数是 6 。
洪特规则
对于基态原子，电子在能量相同 的轨道上排布时，将尽可能分占不同 的轨道并且自旋方向相同。
C ：1s2 2s22p2
√
科学研究
C
N
O
1.每个原子轨道上最多能容纳____ 2 个电子， 且自旋方向_______ 不同 ——泡利原理 2.当电子排在同一能级时有什么规律？ 当电子排布在同一能级的不同轨道时， 首先单独占一个轨道，而且自旋 总是___________________ 相同 ——洪特规则 方向______
铁Fe： 1s22s22p63s23p63d64s2 钴Co：
；
； ； ；
1s22s22p63s23p63d74s2
镍Ni： 1s22s22p63s23p63d84s2
练习：请写出第四周期21—36号元素原子 的基态电子排布式。
铜Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 锌Zn：1s22s22p63s23p63d104s2 ； ；
钠 Na
铝 Al
原子结构示意图
电子排布式
Li: 1s22s1
练一练
请写出4~10号元素原子的电子排布式。
4
铍Be
1s2 2s2
人教版高中化学选修3课件-原子结构与元素周期表
知识点二 元素周期表的分区
1．根据原子的外层电子结构特征分区 (1)周期表中的元素可根据原子的外层电子结构特征划分为 如下图所示的 5 个区。
①s 区元素：最外层只有 1～2 个 s 电子，价电子分布在 s 轨道上，价电子构型为 ns1～2，包括ⅠA 族、ⅡA 族的所有元素。
②p 区元素：最外层除有两个 s 电子外，还有 1～6 个 p 电 子(He 无 p 电子)，价电子构型为 ns2np1～6，包括ⅢA→ⅦA 族和 零族的所有元素。
a.元素的分区规律：按照元素的原子核外电子最后排布的能 级分区，如 s 区元素的原子的核外电子最后排布在 ns 能级上，d 区、ds 区元素的原子核外电子最后排布在n－1d 能级上。
b.s 区、p 区均为主族元素包括稀有气体，且除 H 外，非 金属元素均位于 p 区。
c.应根据外围电子排布判断元素的分区，不能根据最外层电 子排布判断元素的分区。p 区中，He 的外围电子排布1s2较特 殊。
第一章
原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第一课时 原子结构与元素周期表
[学习目标] 1.通过碱金属和稀有气体的元素核外电子排布 对比进一步认识电子排布和价电子层的含义。
2．通过元素周期表认识周期表中各区、各周期、各族元素 原子核外电子的排布规律。
3．通过“螺壳上的螺旋”体会周期表中各区、各周期、各 族元素的原子结构和位置间的关系。
①原子序数－稀有气体原子序数(相近且小)＝元素所在的 纵行数。第 1、2 纵行为ⅠA、ⅡA 族，第 3～7 纵行为ⅢB～ⅦB 族，第 8～10 纵行为Ⅷ族，第 11、12 纵行为ⅠB、ⅡB 族，第 13～17 纵行为ⅢA～ⅦA 族，第 18 纵行为 0 族。而该元素的周 期数＝稀有气体元素的周期数＋1。
人教版高中化学选修3 物质结构与性质 第一章 第一节 原子结构(第1课时)精品PPT课件
开天辟地—原子的诞生
质子（正电） 原子核 原子 （正电） 中子（不带电） 不显 电性 核外电子 分层排布 （负电） 与物质化学性质密切相关
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能层与能级
二、能层与能级
（1）能层
在多电子的原子核外电子的能量是不同的， 按电子的能量差异，可以将核外电子分成不 同的能层。
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开天辟地—原子的诞生
问题：宇宙大爆炸是怎么回事？物质是由原子构成的，那 么原子是怎样诞生的呢？ P4
1932年勒梅特首次提出了现代大爆炸宇宙理论
宇宙大爆炸
2h后 诞生
大量的氢 大量的氦 极少量的锂
原子核的 熔合反应
合成
其他元素
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开天辟地—原子的诞生
一、开天辟地—原子的诞生
思考与交流 阅读课本P4
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开天辟地—原子的诞生
人类认识原子的过程
人类在认识自然的过 程中，经历了无数的艰 辛，正是因为有了无数 的探索者，才使人类对 事物的认识一步步地走 向深入，也越来越接近 事物的本质。随着现代 科学技术的发展，我们 现在所学习的科学理论， 还会随着人类对客观事 物的认识而不断地深入 和发展。
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能层与能级
核外电子分层排布
依据核外电子的能量不同：
离核远近：近
远
能量高低：低
高
1
2
3
4
5
6
7
K
L
M
N
O
P
Q
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能层与能级
原子核外电子分层排布规律：
（1）各能层最多能容纳2n2个电子。
高中化学选修3原子结构与性质知识归纳选修
②泡利原理：在原子中不能容纳运动状态完全相同的
电子。又称泡利原理、不相容原理引。
以上使得原子核外电子排布最外层不超过8个电子， 次外层最多不超过18个电子等。
基态与激发态：
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3
四、核外电子排布规律
用轨道表示式表示出铁原子的 核外电子排布
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核外电子排布规律
①洪特规则（能量最低原理）：（1）洪特规则是在
等价轨道（指相同电子层、电子亚层上的各个轨道）上 排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。 后来经量子力学证明，电子这样排布可能使能量最低， 所以洪特规则也可以包括在能量最低原理中。
（2）洪特规则 又称等价轨道规则。在同一个电子亚层
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构造原理
关键点：一定要记住电子排入轨道的顺序， 这是本章最重要的内容。从第四能层开 始，该能层的ns与np能级之间插入了(n1)层的d能级，第六能层开始还插入（n2）f，其能量关系是：ns＜（n-2）f ＜ （n-1）d ＜np
核外电子排布的表示方法：
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一个元素的第一电离能最
。
同族元素从上至下，元素的第一电离能逐 渐。
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电负性 对角线规则
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。以氟的电负性为4.0，锂的电 负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。
电负性的大小也可以作为判断金属性和非金 属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8， 非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三 角区边界的“类金属”电负性的电负性在1.8左 右。它们既有金属性，又有非金属性。泡 Nhomakorabea利
化学选修三《原子结构与元素的性质》PPT课件(原文)
能说明元素的某些性质
❖ 7、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认 识物质的结构与性质之间的关系
❖ 8、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的 关系
❖ 9、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素 周期系的应用价值
（G）碱 酸 s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属。
最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐
；
（横行） 第6周期：32 种元素 查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这
些元素的电负性解释对角线规则。
元素(除第一周期外)是 __碱_金__属___, 1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系
试确定32号元素在周期表中的位置。 d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。
最外层电
子排布为_n_s____,每一周期的最后一种元素都 1 每个纵行的价电子层的电子总数是否相等？主族元素的价电子数和族序数有何关系？
样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。
元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋
一、原子结构与元素周期表
1. 为什么副族元素又称为过渡元素？
副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的 区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。
2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角 三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被 称为半金属或准金属。为什么？
镧 La – 镥 Lu 共15 种元素称镧系元素 已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。
电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键；
人教版高中化学选修三《原子结构与性质》课件
d能级的原子轨道图
人教版高中化学选修三《原子结构与 性质》 课件
人教版高中化学选修三《原子结构与 性质》 课件
五、电子云与原子轨道
• 2. 原子轨道
f能级的原子轨道图
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人教版高中化学选修三《原子结构与 性质》 课件
构造原理
关键点是各个能级之间的能量关系是：
一 1H 1s1
2He
二 3Li 1s22s1
10Ne
三 11Na 1s22s22p63s118Ar
四 19K [Ar]4s1
36Kr
五 37Rb [Kr]5s1
54Xe
六 55Cs [Xe]6s1
86Rn
七 87Fr [Rn]7s1
118X
1s2 1s22s22p6
1s22s22p63s23p6 [Ar]3d104s24p6
氢化物化 学式
最高价氧 化物化学 式
最高价氧 化物的水 化物化学
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ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
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3、元素的金属性与非金属性
①与水反应置换氢的难易
金属 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱
性强 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极
（1）概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态 基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。用 符号Ｉ1表示，单位：kJ/mol
从一价气态基态正离子中再失去一个电子所 需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2
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人教版高中化学选修三《原子结构与 性质》 课件
选修3原子结构与性质知识点(高二)
第一章原子结构与性质一.原子结构1、能级与能层2、原子轨道3、原子核外电子排布规律（1）构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
（说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s 能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
）（2）基态和激发态①基态：最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。
基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
（3）、电子云与原子轨道①电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。
因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。
“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。
②原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。
s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d能级各有5个原子轨道；n f能级各有7个原子轨道。
（2）、核外电子排布规律①能量最低原理：原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
②泡利（不相容）原理：一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利原理。
③洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。
高中化学选修三-物质结构与性质-全套课件
2p ↑↑ ↑
2p
↑↓ ↑ ↑ 2p
↑↓ ↑↓ ↑ 2p
↑↓ ↑↓ ↑↓
第四十四页，共313页。
【练习】请写出第四周期元素的电子排布的轨道表示式
【练习】某元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电
子。请写出该元素原子的价层电子的轨道表示式 ？
2s
2p
C ↑↓ ↑ ↑
2s
2p
思辨精神
原子：源自古希腊语Atom，不可再分的微粒
第五页，共313页。
1803年 道尔顿（英） 原子是微小的不可分割的实心球体
第六页，共313页。
1897年，英国科学家汤姆生 枣糕模型
第七页，共313页。
1911年，英国物理学家卢瑟福 电子绕核旋转的原子结构模型
第八页，共313页。
1913年，丹麦科学家玻尔
17 氯 Cl 1s2 2s22p6 3s23p5
18 氩 Ar 1s2 2s22p6 3s23p6
第二十五页，共313页。
原子 元素 元素
电子排布
序数 名称 符号 K
L
M
N
19 钾 K 1s2 2s22p6 3s23p6
4s1
20 钙 Ca 1s2 2s22p6 3s23p6 4s2
21 钪 Sc 1s2 2s22p6 3s23p63d1 4s2 22 钛 Ti 1s2 2s22p6 3s23p63d2 4s2
②电子云轮廓图
电子出现的概率约为90%的空间
即精简版电子云
③电子云轮廓图特点
a.形状
ns能级的电子云轮廓图：球形
np能级的电子云轮廓图：双纺锤形
nd能级的电子云轮廓图：多纺锤形
人教版高中化学选修三第一章第一节 原子结构 课件(共54张PPT)
二、10电子微粒和18电子微粒 1．10电子微粒
【典例3】 已知A、B、C、D四种物质分别是由短周 期元素组成的微粒，它们之间有如图所示的转化关系，且A 是一种含有18电子的微粒，C是一种含有10电子的微粒。请 完成下列各题：
(1)若A、D分别是两种气态单质分子，写出A与B反应的 化学方程式：________________；
是O2置换H2S中的S。问题(4)中H、O形成的原子个数为1:1 的化合物是H2O2，N、H形成的化合物分子中电子数也为18 的分子只能是N2H4。
[答案] (1) (2)X(或氧) 2H2S＋O2===2H2O＋2S↓ (3)NH4HSO4
点燃 (4)N2H4＋2H2O2=====N2＋4H2O
2．(2012·长沙模考)下列有关化学用语使用正确的是 ()
A．硫原子的结构示意图： B.11H2、12H2、31H2是氢的三种同位素 C．原子核内有10个中子的氧原子：188O D．金刚石和石墨、甲烷和乙烷都属于同素异形体
解析 硫原子的结构示意图应为
A项错误。同位
素的研究对象是原子，但B选项中三种粒子是氢的单质，故
(4)若D是一种含有22个电子的分子，则符合如图关系的 A的物质有________(写化学式，如果是有机物则写相应的结 构简式)。
[解析] 本题把指定电子数目的有关微粒作为命题素 材，着重考查考生的有序思维能力。寻找10电子、18电子、 22电子微粒，必须从元素周期表出发，遵循由原子到分子， 再到离子的思考途径，列出相应的微粒。关于18电子微粒的 推断，对有序思维的要求更高，技巧性更强，我们可以以推 断10电子微粒的思路来进行分析，对数字18作一拆分，把18 拆成9＋9，找出F2后会使18电子微粒的推断打开一个大“空
高中化学选修三 原子结构与性质知识总结(精选.)
原子结构与性质一 原子结构 1、原子的构成中子N（核素）原子核 近似相对原子质量质子Z → 元素符号原子结构 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子 运动特征电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图2、三个基本关系（1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中） （2）电性关系：①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数②阳离子中：质子数>核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数 ③阴离子中：质子数<核外电子数 或 质子数=核外电子数-电荷数 （3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数二 原子核外电子排布规律决定 X)(A Z三相对原子质量定义：以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。
其国际单位制（SI）单位为1，符号为1（单位1一般不写）原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。
如：一个氯原子的m(35Cl)=5.81×10-26kg。
核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。
一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量，相对诸量如35Cl为34.969,37Cl为36.966。
原子比较核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量核素的质量数相等。
如：35Cl为35,37Cl为37。
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。
如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其原子个数百分比的乘积之和。
注意①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。
人教版高二化学选修三1.2原子结构与性质知识归纳课件18张 (共18张PPT)
泡
利
原
↑↓
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
理
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↑↓
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↑↓
洪特规则
构造 原理
能量最低原理
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原子半径 电离能
原子半径：
电离能：
第一电离能：
。
电离能反映了不同元素的原子失电子的难易， 同时也与元素的金属性密切相关。
每个周期的第一个元素第一电离能最 最后
14
练习
1、某元素原子的核电荷数是电子层数的5倍,其质子数是最外层
电子数的3倍,该元素基态原子的电子排布式
。
2、写出下列元素的电子排布式：
Al
Cu
Fe
K
写出下列元素的外围电子排布式：
Cl
Ca
Zn
Cr
3、试用有关理论解释Cu元素原子的外围电子排布是3d104s1而不
是3d94s2，简述其理由。
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2019/8/29
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构造原理
关键点：一定要记住电子排入轨道的顺序， 这是本章最重要的内容。从第四能层开 始，该能层的ns与np能级之间插入了(n1)层的d能级，第六能层开始还插入（n2）f，其能量关系是：ns＜（n-2）f ＜ （n-1）d ＜np
核外电子排布的表示方法：
5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径
越小。如Fe>Fe2+>Fe3+
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高中化学选修三 原子结构与性质知识总结
原子结构与性质一 原子结构 1、原子的构成中子N（核素）原子核质子Z(带正电荷元素符号原子结构 决定原子呈电中性电子数（Z 个）体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子 运动特征电子云(比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义.排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图2、三个基本关系(1)数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中） （2）电性关系:①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数②阳离子中：质子数〉核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数 ③阴离子中：质子数〈核外电子数 或 质子数=核外电子数-电荷数 （3)质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数决定定义:以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）作为标准,其它原子的质量跟它比较所得的值。
其国际单位制（SI）单位为1，符号为1(单位1一般不写）原子质量:指原子的真实质量,也称绝对质量,是通过精密的实验测得的.如：一个氯原子的m（35Cl)=5.81×10-26kg。
核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值.一种元素有几种同位素,就应有几种不同的核素的相对原子质量，相对诸量如35Cl为34.969,37Cl为36。
966。
原子比较核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值,数值上与该质量核素的质量数相等。
如:35Cl为35,37Cl为37。
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。
如:Ar（Cl)=Ar(35Cl)×a％+ Ar（37Cl)×b％元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其原子个数百分比的乘积之和.注意①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量.②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。
人教版高二化学选修3物质结构与性质原子结构课件(47页ppt)
② 没有固定的运动轨迹，也无法测出某一时刻具体位置，遵 循概率分布统计规律。
③ 电子在核外空间的概率分布图就像“云雾”笼罩在原子核 周围。用“电子云模型”描述。
核外电二子、排核布外规电律子排布规律
2、能层与能级 （1）能层（即电子层）在多电子的原子核外电子的能 量是不同的，按电子的能量差异，可以将核外电子分 成不同的能层。
氢原子占88.6% 氦原子为氢原子数1/8 99.7% 其他原子总数不到1%
宇宙年龄距今约140亿年，地球年龄已有46亿年。
原子结构模型
地球中的元素 ➢ 绝大多数为金属元素 ➢ 包括稀有气体在内的非金属仅24种 地壳中含量在前五位：O、Si、Al、Fe、Ca
原子结构模型
2、人类认识原子的过程
➢ 古希腊原子论 ➢ 道尔顿原子模型(1803年) ➢ 汤姆生原子模型(1904年) ➢ 卢瑟福原子模型(1911年) ➢ 玻尔原子模型(1913年) ➢ 电子云模型(1935年)
第一章 原子结构与性质
第一节 原子结构
第1课时 原子的能级 构造原理
【目标定位】
1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布。 2．能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。
温故知新 1、化学变化中最小的微粒是什么？ 2、原子能否再分呢？原子如何构成？ 3、原子核的构成如何？
电子排布式
2、简化电子排布式：电子排布式中的内层电子排布可用相应
的稀有气体的元素符号加括号来表示，叫简化电子排布式。
Zn：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2
Ar
简
原子实
化
Zn：[Ar] 3d10 4s2
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核外电子排布规律
①能量最低理 ②泡利理： ③洪特规则： （1）
。
（2） 。 以上使得原子核外电子排布最外层不超过8 个电子，次外层最多不超过18个电子等。 基态与激发态：
四、核外电子排布规律
用轨道表示式表示出铁原子的 核外电子排布
泡 利 原 理
↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
微 粒 半 径 的 比 较
判 断 的 依 据
具 体 规 律
电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。 核电荷数: 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多 ，半径越大。 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（ 稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。 如：Li<Na<K<Rb<Cs 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。 如：F--<Cl--<Br--<I-4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减 小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径 越小。如Fe>Fe2+>Fe3+
练习
5、氢原子的电子云图中小黑点表示的是 A １个小黑点表示１一个电子 Ｂ 黑点的多少表示电子个数的多少 Ｃ 表示电子运动的轨迹 Ｄ 表示电子在核外空间出现机会的多少 ６、仔细研究构造原理，得出ns、np、(n-1)d、 (n-2)f 能级的高低顺序是： ，这 与元素周期表中每个周期所容纳的元素个数有 何关系？
原子序数
核外电子排 价电子层 布式
最高正价和 负价
14
25
35
比较: (1)微粒半径:Mg2+,Na+,F (2)第一电离能:Na,Mg,K (3)电负性:F,S,O (4)热稳定性:HF,HCl,HBr,HI (5)酸性:H2SO4,HClO4,H3PO4,H2CO3
4、一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kj.mol-1)
能层、能级、原子轨道之间的关系：
能层n 符号 能级 轨道数 1 K s 1 s 1 2 L p 3 s 1 3 M p 3 d 5 s 1 p 3 4 N d 5 f 7
最多容 纳的电 子数
2
2
2
8
6
2
6
18
10
2
6
10
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构造原理
关键点：一定要记住电子排入轨道的顺序， 这是本章最重要的内容。从第四能层开 始，该能层的ns与np能级之间插入了(n1)层的d能级，第六能层开始还插入（n2）f，其能量关系是：ns＜（n-2）f ＜ （n-1）d ＜np
除ds区外，区的名称来自按构造
原理最后填入的电子的能级的 符号。
练习
1、以下能级符号不正确的是： A 5s B 4d C 3f D 6p 2、下列各原子或离子的电子排布式正确的是 A F 1s22s22p7 B Na+ 1s22s22p6 C Fe D Al3+ 1s22s22p63s2 3、下列核外电子排布属于基态的是 A C 1s22s12p3 B C 1s22s22p2 C Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 D Mg 1s22s22p63s13p1 4、下列原子结构与洪特规则有关的是 A Cu原子的外围电子排布是 3d104s1而不是3d94s2。 B S 原子的价电子排布是 3s23p4而不是3s13p5。 C Fe 原子的外围电子排布是3d64s2 而不是3d8。 D N原子的最外层有3个未成对电子，且自旋方向相同。
↑↓
↑
↑
↑
↑
洪特规则
构造 原理
能量最低原理
原子半径 电离能
原子半径：
电离能：第一电离能：
。
电离能反映了不同元素的原子失电子的难易， 同 时也与元素的金属性密切相关。 每个周期的第一个元素第一电离能最 个元素的第一电离能最 。 最后一
同族元素从上至下，元素的第一电离能逐 渐 。
电负性 对角线规则
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。以氟的电负性为4.0，锂的电负性 为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。
原子结构与性质知识归纳
本章知识网络
原 子 结 构 电 结 子 构 层 能层与能级 电子云与原子轨道
本 章 知 识 网 络
能量最低原理 构造原理 核外电子排布规律 泡利原理 洪特规则
元 素 周 期 律
基态与激发态 原子半径 电离能 电负性 对角线规则 各周期元素数目 元素的金属性与非金属性 周期表中元素的分区 电子排布式 原子实 外围电子排布
元素的金属性与非金属性
规律： ①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加 而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷 数的增加而增大，如：Si<P<S<Cl。 ②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加 而增大，如：Li<Na<K<Rb<Cs;非金属性，随荷 电荷数的增加而减小，如：F>Cl>Br>I。 ③、金属活动性顺序表： K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag >Pt>Au
第一个电子 第二个电子 第三个电子 第四个电子
锂 519 7296 11799
X 502 4570 6920 9550
Y 580 1820 2750 11600
(1)为什么锂原子失去第二个电子所需能量远大于失去第一 个电子所需能量? (2)X元素的硫酸盐的化学式为 (3)Y是周期表中 族元素。 。
练 习
1、某元素原子的核电荷数是电子层数的5倍,其质子数是最外层 电子数的3倍,该元素基态原子的电子排布式 。 2、写出下列元素的电子排布式： Al Cu Fe K 写出下列元素的外围电子排布式： Cl Ca Zn Cr 3、试用有关理论解释Cu元素原子的外围电子排布是3d104s1而不 是3d94s2，简述其理由。
元素的金属性与非金属性
金属 性强 弱
①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极 上得电子的先后） ④互相置换反应 ⑤原电池反应中正负极
判 断 依 据
非金 属性 强弱
①与H2化合的难易及氢化物的稳定性 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 ③单质的氧化性或离子的还原性 ④互相置换反应
电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属 性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金 属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边 界的“类金属”电负性的电负性在1.8左右。它们 既有金属性，又有非金属性。 对角线规则： 元素周期表中各周期最多容纳的元素数目分别 为：2、8、8、18、18、32、32、50