高考新课标化学件原子结构核外电子排布

高考新课标化学件原 子结构核外电子排布
汇报人：XX 20XX-01-27
目录
• 原子结构基础 • 原子核外电子排布规律 • 典型元素核外电子排布分析 • 原子结构与性质关系探讨 • 实验探究：原子结构模型验证 • 总结回顾与拓展延伸
01
原子结构基础
ห้องสมุดไป่ตู้
原子组成与性质
原子由原子核和核外电子组成，原子 核位于原子中心，由质子和中子组成 。质子带正电荷，中子不带电荷，核 外电子带负电荷。
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顺序填入核外电子 运动轨道，即为构造原理。
电子排布式
表示原子核外电子排布的图式之一。有七个电子层，分别用1、2、3、4、5、6 、7等数字表示K、L、M、N、O、P、Q等电子层，用s、p、d、f等符号分别 表示各电子亚层，并在这些符号右上角用数字表示各亚层上电子的数目。
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03
典型元素核外电子排布分析
s区元素核外电子排布特点
s区元素是指价电子构型为ns12的元素，包括第1族和第2族 的元素（氢除外）。
s区元素的最外层电子云轮廓图 形状为球形对称，且只有1个能 级，即s能级。
s区元素在化学反应中容易失去 最外层电子，形成正离子，表 现出较强的还原性。
p区元素核外电子排布特点
元素化合价与氧化还原反应关系
化合价
元素在化合物中的化合价是指该元素的一个原子与其他元素的原子相结合的数目。
氧化还原反应
有电子转移（得失或偏移）的反应是氧化还原反应。
关系
元素的化合价与其在氧化还原反应中的表现密切相关。高价元素通常具有氧化性，低价元 素通常具有还原性。在氧化还原反应中，元素化合价的变化遵循一定的规律，如“升失氧 还，降得还氧”等。
06
总结回顾与拓展延伸
关键知识点总结回顾
原子结构
核外电子排布
元素周期表
原子由原子核和核外电子构成，原子 核位于原子中心，由质子和中子组成 ，质子带正电荷，中子不带电。核外 电子绕核运动，带负电荷。
核外电子按能量高低分层排布，离核 越近能量越低。每层最多容纳的电子 数为2n^2（n为电子层数）。最外层 电子数决定元素的化学性质。
02
原子核外电子排布规律
能级交错与能量最低原理
能级交错
在多电子原子中，电子按能量不 同，可分为不同的能级，而同一 能级中电子的能量也可能不同， 这种现象称为能级交错。
能量最低原理
在不违反泡利原理和洪特规则的 前提下，电子总是尽先占有能量 较低的轨道，以使整个原子体系 能量最低。
洪特规则与泡利原理
高考真题训练提升
答案
D
解析
A项错误，同一主族的元素从上到下，金属性逐渐增强；B项错误，同一周期的元素从左到右，原子半径逐渐减小 ；C项错误，最外层电子数相同的元素化学性质不一定相似，如He和Mg最外层电子数都是2，但化学性质相差很 大；D项正确，元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素。
原子的质量主要集中在原子核上，即 质子和中子的质量决定了原子的质量 。
原子呈电中性，因为原子核所带的正 电荷与核外电子所带的负电荷数量相 等，但电性相反。
原子核外电子排布原理
能量最低原理
电子在原子核外排布时，总是尽 先排布在能量最低的电子层里。
泡利原理
在一个原子中没有运动状态完全相 同的电子，即同一原子中没有四个 量子数完全相同的电子。
元素按照原子序数递增的顺序排列而 成的表。根据元素原子的核电荷数（ 即质子数）进行排序。周期表中，同 一周期的元素从左到右，原子半径逐 渐减小，非金属性逐渐增强；同一主 族的元素从上到下，原子半径逐渐增 大，金属性逐渐增强。
易错易混点辨析澄清
原子结构与元素性质 的关系
原子结构决定元素的性质，特别是最 外层电子数对元素性质的影响最大。 例如，金属元素一般最外层电子数小 于4，容易失去电子形成阳离子；非 金属元素一般最外层电子数大于或等 于4，容易得到电子形成阴离子。
通过测量氢原子光谱的波长和频率，可以计算出氢原子的能 级差和基态能量，从而验证玻尔模型的正确性。
现代量子力学对原子结构描述
量子力学基本原理
微观粒子的运动状态用波函数描述， 波函数的模平方表示粒子在该处出现 的概率密度；微观粒子的能量、动量 等物理量都是量子化的，不连续的。
原子结构描述
原子中的电子分布在不同的能级上， 每个能级对应一个波函数；电子在原 子中的运动状态可以用波函数来描述 ，波函数的形状和大小决定了电子在 空间中出现的概率分布。
d区和f区元素核外电子排布特点
d区元素是指价电子构型为(n-1)d1-9ns1-2的元 素，包括第3族到第12族的元素（镧系和锕系元 素除外）。
d区和f区元素的最外层电子云轮廓图形状复杂， 有多个能级，如s、p、d、f等能级。这些元素的 电子排布遵循洪特规则和泡利原理。
f区元素是指价电子构型为(n-2)f1-14(n-1)d02ns2的元素，包括镧系和锕系元素。
洪特规则
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。
泡利原理
在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋方向相反，这个原 理称为泡利原理。
构造原理与电子排布式
洪特规则
当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 独占据不同轨道，且自旋方向相同 。
元素周期表与元素周期律
元素周期表
元素周期律
原子半径
元素化合价
金属性与非金属性
将元素按照原子序数递 增的顺序排列而成的表 。元素周期表有7个横行 ，称为7个周期；有18 个纵列，称为16个族（ 其中第8、9、10三个纵 列称为一个族）。
d区和f区元素在化学反应中通常表现出多种氧化 态，可以形成复杂的化合物。其中，过渡金属元 素具有多种配位方式和催化活性，在化学工业中 有广泛应用。
04
原子结构与性质关系探讨
原子半径变化规律及影响因素
原子半径定义
原子半径是指原子核到最外层电 子的平均距离。
影响因素
原子序数、电子层数、核电荷数 等。
元素周期表的应用
元素周期表不仅可以预测元素的性质 ，还可以指导新元素的发现和研究。 例如，根据元素周期表的规律，可以 预测某些未知元素的性质；同时，通 过研究新元素的性质和在周期表中的 位置，可以进一步验证和丰富元素周 期表的理论。
原子结构与化学键的 关系
原子结构中的电子排布和化学键的形 成密切相关。例如，共价键的形成是 由于两个非金属原子通过共用电子对 来实现的；离子键的形成则是由于金 属原子失去电子形成阳离子，非金属 原子得到电子形成阴离子，阴阳离子 通过静电作用相互吸引而形成的。
几乎全部质量都集中在原子核里，带负电的电子在核外空间里绕着核旋
转。
玻尔氢原子模型介绍及验证
玻尔模型假设
电子绕核运动的轨道是量子化的，不连续的；电子在这些轨 道上绕核运动的能量也是量子化的，不连续的；电子在不同 轨道上运动时，原子处于不同的状态，因而具有不同的能量 ，即原子的能量是量子化的。
验证实验
05
实验探究：原子结构模型验证
卢瑟福α粒子散射实验回顾
01
实验原理
卢瑟福通过α粒子轰击金箔，观察α粒子的散射情况，从而推断原子内
部结构。
02
实验现象
大部分α粒子直接穿过金箔，少数α粒子发生大角度偏转，极少数α粒子
被反弹回来。
03
实验结论
原子内部有一个带正电荷的、体积很小的原子核，原子的全部正电荷和
p区元素是指价电子构型为ns2np1-6的元素，包括第3族到第0族的元素（稀有气体 除外）。
p区元素的最外层电子云轮廓图形状为哑铃形或纺锤形，有3个能级，即s、p能级。
p区元素在化学反应中可以得到或失去电子，形成负离子或正离子，表现出氧化性或 还原性。其中，非金属元素得电子能力较强，金属元素失电子能力较强。
变化规律
随着原子序数的增加，原子半径 呈现周期性变化，即同周期元素 从左到右原子半径逐渐减小，同 主族元素从上到下原子半径逐渐
增大。
元素金属性和非金属性变化规律
1 2
金属性
元素的金属性是指元素失去电子的能力。
非金属性
元素的非金属性是指元素获得电子的能力。
3
变化规律
同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性 逐渐增强；同主族元素从上到下金属性逐渐增强 ，非金属性逐渐减弱。
元素的性质随着原子序 数的递增而呈现周期性 变化的规律。元素周期 律揭示了元素性质与原 子结构之间的内在联系 。
同周期主族元素从左到 右原子半径逐渐减小； 同主族元素从上到下原 子半径逐渐增大。
同周期主族元素从左到 右最高正化合价逐渐升 高；同主族元素从上到 下最高正化合价逐渐降 低。
同周期主族元素从左到 右金属性逐渐减弱，非 金属性逐渐增强；同主 族元素从上到下金属性 逐渐增强，非金属性逐 渐减弱。
高考真题训练提升
（2022年全国高考化学试题） 下列关于原子结构和元素周期律
的说法正确的是（ ）
A. 同一主族的元素从上到下， 金属性逐渐减弱
B. 同一周期的元素从左到右， 原子半径逐渐增大
高考真题训练提升
01
C. 最外层电子数相同的元素化学 性质一定相似
02
D. 元素周期表中位于金属和非金 属分界线附近的元素属于过渡元 素