高二化学原子结构与性质
【高中化学】原子结构(泡利原理、洪特规则、能量最低原理)课件 高二化学人教版(2019)选择性必修2
第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构
第4课时 泡利原理、洪特规则、 能量最低原理
原子结构
核外电子的运动状态
能层
能级
原子轨道 1.原子轨道内的电子运动 状态是怎样的呢？
微观辨析
核外电子的排布规律 2n2，
2.原子轨道内的电子排布 规律是怎样的呢？
模型建构
核外电子排布表示方法 原子结构示意图 电子排布式
一、泡利原理
电子自旋 电子除空间运动状态外，还有一种状态叫自旋。电子自旋 在空间有顺时针和逆时针两种取向，简称自旋相反。
核外电子在原子轨道中的排布规律I——泡利原理 在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们自旋相反。
补充说明
➢ 电子的运动状态由能层、能级、原子轨道和自旋状态四个 方面共同决定；电子能量与能层、能级有关，电子运动的 空间范围与原子轨道有关，电子自身的运动状态就是自旋
相对稳定的状态 全空：p0、d0、f0
半充满：p3、d5、f7
三. 能量最低原理
核外电子在原子轨道中的排布规律Ⅲ——能量最低原理 在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使原子的整体 能量最低。
补①充说相明邻能级能量相差很大时，电子填入能量较低的能级可使原子
能量最低。如所有主族元素的基态原子。
3.原子轨道内的电子排布 如何表征？
宏观表征
资料卡片-电子自旋
钠原子光谱实验
斯特恩-盖拉赫实验
只有1个最外层电子的碱金属原子光谱会在光谱里呈 现双线
只有1个最外层电子的银原子在外加电 场里加速飞行通过一个不对称磁场时会
分成两束
提出猜想 ：轨道中的单电子可能存在两种不同的运动状态
1925年：“电子自旋”概念的提出
2023年高二化学寒假复习第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构(解析版)
第一章原子结构与性质第一节原子结构【学习目标】1.通过认识原子结构与核外电子排布理解能层与能级的关系。
2.能辨识光谱与电子跃迁之间的关系。
3.结合构造原理形成核外电子排布式书写的思维模型，并根据思维模型熟练书写1～36号元素的电子排布式。
4.通过原子轨道和电子云模型的学习，全面了解核外电子运动状态的描述方法。
5.能根据核外电子的表示方法，推导出对应的原子或离子。
【基础知识】一、能层与能级1、能层(1)含义：根据核外电子的能量不同，将核外电子分为不同的能层(电子层)。
(2)序号及符号：能层序号一、二、三、四、五、六、七……分别用K、L、M、N、O、P、Q……表示，其中每层所容纳的电子数最多为2n2 个。
(3)能量关系：能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M) ＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。
2、能级(1)含义：根据多电子原子的同一能层的电子的能量也可能不同，将它们分为不同能级。
(2)表示方法：分别用相应能层的序数和字母s、p、d、f等表示，如n能层的能级按能量由低到高的排列顺序为n s、n p、n d、n f等。
3、能层、能级与最多容纳的电子数(1)能层序数等于该能层所包含的能级数，如第三能层有 3 个能级。
(2)s、p、d、f 各能级可容纳的最多电子数分别为 1 、3、5、7 的2倍。
(3)原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数是2n2 (n为能层的序数)。
二、基态与激发态原子光谱1、基态原子与激发态原子(1)基态原子：处于最低能量状态的原子。
(2)激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
2、光谱(1)光谱的成因及分类(2)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的 特征谱线 来鉴定元素，称为光谱分析。
三、构造原理与电子排布式 1、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 的顺序称为构造原理。
人教版高中化学选择性必修第2册 第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构(第1课时)
最多电
子数
2
8
18
32
50
72
98
M L
K
+
hv’
hv
能层越高，电子的能量 越高，能量的高低顺序为
E(K) < E(L) < E(M) < E(N) < E(O) < E(P) < E(Q)
核外电子在能层中的排布规律
（1）各能层最多能容纳2n2个电子。
（2）最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）；
（1）各电子层最多能容纳2n2个电子。
（2）最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）；
次外层电子数最多不超过18个；
倒数第三层不超过32个。
（3）核外电子总是尽量先排满能量最低、离核最近的电子层，
然后才由里往外，依次排在能量较高电子层。
而失电子总是先失最外层电子。
人类对原子结构的认识过程
能层
K
能级
1s
L
2s
M
2p
3s
3p 3d
N
4s
4p 4d
O
4f
5s
5p …
能层中填充电子表示方法——原子结构示意图
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高二—人教版—化学—选择性必修2—第一章
第一节 原子结构
（第一课时答疑）
1.在同一个原子中，M能层上的电子与Q能层上的电子的能量
A.前者大于后者
B.后者大于前者
√
C.前者等于后者
不同能层相同能级的能量顺序 E(1s)＜E(2s)＜E(3s)＜E(4s)
【巩固･练习】
1.判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)能层就是电子层，包含不同的能级( √ )
高二化学原子结构与性质
③ 经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元
素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；
当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlBr3中形成的化
学键的类型为共__价__键_，其理由是___
。
因为AlCl3中Cl与Al的电负性差值为1.5，小于 1.7，则AlCl3的键为共价键。而Br的电负性小 于Cl，所以AlBr3中两元素的电负性差值也小于 1.7，即AlBr 的键为共价键。
1、能量最低原则 2、泡利不相容原理 3、洪特规则
元素位、构、性的关系 “对角线规则”
考点解读
1、以重大科技成果为知识背景，考查原子结构特点 和同位素，突出教育性与实践性。 2、考查元素周期律的迁移应用，该类题目的特点是： 给出一种不常见的主族元素，分析推测该元素及其化 合物可能或不可能具有的性质，可先确定该元素所在 位置，再根据元素性质的递变规律推测判断。 3、考查“指定的几种元素形成化合物”的形式或性质， 该类题目的特点是：给出几种元素的原子结构或性质 特征，判断它们形成化合物的形式，解题思路是：定 元素，推价态，想可能，组化学式。 4、考查由“位、构、性”关系推断元素，该类题目的综 合性强，难度较大
例7、⑴根据NaH的存在，有人提议可把氢 元素放在ⅦA族，那么根据其最高正价与负 价的绝对值相等，又可把氢元素放在周期 表的 ⅠA 族 ⑵ 现有甲、乙两种元素，甲元素原子核外 3p亚层上有5个电子，乙元素的焰色反应呈 黄色。甲元素与硫元素相比，非金属性较
强的是？ 氯元素 （填名称）。写出
可以验证该结论的一个化学方程
可通过__焰___色__反应来实现；
检验某溶液中是否含有B—的离子，
通常所用的试是_A__g__N_O__3_和_稀__H__N_O_。3 （4）写出E的元素符号____A__r_____，要
高二化学原子结构与元素的性质
嘴哆市安排阳光实验学校高二化学原子结构与元素的性质人教实验版【本讲教育信息】一. 教学内容：原子结构与元素的性质1.原子结构与元素周期表2. 元素周期律二. 重点、难点1. 了解原子结构与元素周期表的关系。
2. 能说出元素的电离能、电负性的涵义。
3. 能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
三. 教学过程（一）原子结构与元素周期表1、周期的划分（1）原子核外电子能层（电子层）数=周期序数。
（2）除第一周期外，各周期均以填充s 轨道的元素开始，，并以填充满p 轨道的元素告终（第一周期除外）。
（3）周期元素数目=相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。
分析：元素周期表共有7个周期，每个周期包含的元素种类分别为2，8，8，18，18，32，32（?），每周期开头元素最外层电子排布通式为ns1，每周期结尾元素原子电子排布通式为ns2np6（第一周期除外）。
根据能级组我们可以清楚为什么在周期表中各个周期所容纳的元素种类不同，因为在第一周期中元素只有一个电子层即第一个能层，而第一能层只有一个能级，该能级最多只能容纳2个电子，所以第一周期只有两种元素了，其他周期元素原子最外层有ns，np两个能级，所以最多可以排到8个电子。
由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。
因而，我们可以把元素周期系的周期发展形象地比喻成螺壳上的螺旋。
2、区的划分（1）价电子：周期表上外围电子排布简称价电子层，价电子层能级上的电子在化学反应中发生变化，价电子与元素化合价有关，18个纵行的价电子数不同。
（2）按外围电子排布可把周期表里的元素划分成5个区s区、p区、d区、ds区、f区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
①s 区元素外围价电子构型（价电子层结构）为ns1～2，价电子数等于族序数。
s 区包括IA族和ⅡA族，属于活泼金属，为碱金属元素和碱土金属元素；②p 区元素外围价电子构型（价电子层结构）为nsnp1～6，价电子总数等于主族序数。
高二原子结构与性质知识点
高二原子结构与性质知识点原子结构与性质是高二化学学科的重要内容之一，它涉及到原子的组成、结构以及性质等方面的知识。
下面将从原子的组成，原子结构和原子性质三个方面进行详细的讲解。
一、原子的组成在化学中，我们常常听到原子这个名词，那么什么是原子呢？原子是物质的基本单位，在化学中具有重要的地位。
原子由质子、中子和电子三种基本粒子组成。
1. 质子：质子是原子的基本正电荷粒子，它位于原子的核心，具有单位正电荷。
2. 中子：中子是原子的基本中性粒子，它同样位于原子的核心，不带电荷。
3. 电子：电子是原子的基本负电荷粒子，它以负电荷环绕在原子核外部的电子层中。
这样，原子的基本组成就是由质子、中子和电子三种粒子构成的。
二、原子结构原子结构是指原子内部的构造布局，它涉及到电子的排布和层次结构。
根据原子结构理论，原子由核和电子层构成。
原子核由质子和中子组成，质子和中子集中在原子核的中心。
而电子以不同能级的轨道围绕在原子核外部。
1. 能级：能级是指电子在原子结构中所具有的不同能量的分层结构。
在原子结构中，能级的层数不同，能级越靠近原子核，其能量越低，能级越远离原子核，其能量越高。
2. 电子轨道：电子轨道是指电子在原子内部所具有的固定路径。
根据原子结构理论，电子轨道可以分为四种类型：s轨道、p轨道、d轨道和f轨道。
其中s轨道最接近原子核，能级最低，p轨道次之，d轨道再次，f轨道最远离原子核，能级最高。
通过以上的原子结构分析，我们可以看出，原子的电子层数与元素的周期性质、元素化合价等性质有着密切关系。
三、原子性质原子的性质是指原子所具有的特征和行为。
原子性质主要包括物理性质与化学性质两个方面：1. 物理性质：物理性质是指原子在物理过程中所表现出来的性质。
例如，原子的质量、尺寸、稳定性等都属于物理性质。
原子的物理性质是通过一系列物理实验来确定的。
2. 化学性质：化学性质是指原子在化学反应过程中所表现出来的性质。
例如，原子的化学反应性、化学价、化学键等都属于化学性质。
原子结构与元素的性质++课件++2024-2025学年高二化学人教版(2019)选择性必修2
2
3
ⅢB ⅣB ⅤB
Ⅵ BⅦBⅧⅠ Nhomakorabea ⅡB4
5 s区
6
p区
d区
ds区
7
镧系
锕系
f区
各区元素的位置、价电子排布式及种类和性质
包括元素
s区 ⅠA、ⅡA族 p区 ⅢA～零族 d区 ⅢB～Ⅷ族 ds区 ⅠB、ⅡB族 f区 镧系和锕系
价电子排布 ns1、ns2 ns2np1～6
(n－1)d1～8ns2 (n－1)d10ns1～2 (n－2）f0～14ns2
2、构造原理与元素周期表
（1）各周期第IA族和0族元素基态原子的电子排布
周期
一
二
ⅠA
H 1s1 Li [He] 2s1
零族
He 1s2 Ne [He]2s22p6
三 Na [Ne]3s1 Ar [Ne]3s23p6 四 K [Ar]4s1 Kr [Ar]3d104s24p6
五 Rb[Kr]5s1 Xe [Kr]4d105s25p6
②元素的价电子结构和 元素周期表中元素性质递 变规律决定了非金属集中 在右上角三角区。 ③处于非金属三角区边缘 的元素既能表现出一定的 非金属性，又能表现出一 定的金属性。
（2）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，位于此处的元素常被称为半金属或类金属 （一般可作为半导体材料）。
[Ne]3s23p2，第14号元素
10
4、按照金属与非金属元素分区
（1）金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置
①为什么副族元素又称为过渡元素？ 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？ ③为什么处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属？
第一章《原子结构与性质》(复习课件)高二化学(人教版2019选修第二册)
2、电子的跃迁是物理变化 3、光（辐射）是电子跃迁释放能量的重要形式
01 原子结构
4、原子光谱形成原因：
5、原子光谱的分类：
吸收光谱：明亮背景的暗色谱线 发射光谱：暗色背景的明亮谱线
6、原子光谱的应用：
光谱分析——常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素
01 原子结构
（三）构造原理
02 原子结构与元素的性质
（2）特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定 性较高，其电离能数值较大。
例如：第IIA族>第IIIA族； 第VA族>第VIA族
（3）过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随 着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。
02 原子结构与元素的性质
3、逐级电离能的变化规律
01 原子结构
（五）电子云与电子云轮廓图
1、电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对大小。电子云图 中小点越密，表示电子出现的概率越大。
2、电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子 实际出现的次数。
3、s电子的电子云轮廓图都是球形，只是球的半径不同。 同一原子的能层越高，s电子云的半径越大。
02 原子结构与元素的性质
（2）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) 。
02 原子结构与元素的性质
3、对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质 是相似的（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而 不是过氧化物)，这种相似性被称为对角线规则，如图所示。
原子结构与元素的性质(1)教学课件高二化学人教版(2019)选择性必修2
_1_8__、__1_8__、_3_2___ 、__3_2__ 。
构造原理与元素周期表
元素周期表探究 元素周期表的结构 族：每一纵行叫一族。 个数
特点
知识梳理
元素周期表中有_1_8_个纵列，共有__1_6_个族 主族元素的族序数＝_最__外__层__电__子__数__
维尔纳
维尔纳周期表是 特长式周期表 ，每个周期一行，各族元素、过渡金 属、稀有气体、镧系和锕系，各有各的位置，同族元素 上下对齐，
它确定了前五个周期的元素种类。(2\8\8\18\18)
知识梳理
元素周期律、元素周期系和元素周期表
三张有重要历史意义的周期表
波尔
重要之处：
把21～28、39～46等元素用 方框 框 起，这些框内元素的原子新增加的 电子是填入__内__层__轨__道__的，他已经 用原子结构解释元素周期系了，玻 尔元素周期表确定了第六周期 为 32种元素 。
典例精讲
【例1】为纪念门捷列夫发表第一张元素周期表(部分如下)150周年，联合国宣布2019
年为“国际化学元素周期表年”，关于下表的说法正确的是( C )
A.表中数字代表元素的原子序数 B.表中元素的排列依据是元素的原子结构 C.推测表中“？＝70”指代的元素的最高化合价为＋4 D.每一纵列都对应现在常用的元素周期表中的一族
知识梳理
构造原理与元素周期表
元素的对角线规则 对角线规则 ——实例分析 ②铍和铝的相似性 a.铍与铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化。
b.二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：
Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O，Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O
原子结构与元素的性质(3)【教学课件】高二化学(人教版2019选择性必修2)
知识梳理
元素周期律的综合应用
同周期、同主族元素性质的递变规律
性质
核外电子
能层数
的排布 最外层电子数
金属性
非金属性
单质的氧化性、 氧化性
还原性
还原性
最高价氧化物对应 酸性
水化物的酸碱性
碱性
气态氢化物的稳定性
第一电离能
同一周期(从左到右) 相同
1→2或8 减弱 增强 增强 减弱
增强 减弱 增强
增大 (但ⅡA＞ ⅢA，ⅤA＞ ⅥA)
-4+1
CH4
+4 -1
SiH4
知识梳理
电负性
应用3 ——判断化合物的类型
大于1.7
成键原子之间 的电负性差值
小于1.7
示例
通常形成离子键，相应的化合物为离子化合物 通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物
电负性 0.9
3.0
电负性差 2.1
离子化合物
电负性 2.1 3.0 电负性差 0.9 共价化合物
电负性
知识梳理
鲍林在研究化学键键能的过程中发现，对于同核双原子分子，化学键的键能会随着原子 序数的变化而发生变化，为了半定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年 首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计 算公式。
莱纳斯·卡尔·鲍林 (Linus Carl Pauling)
随堂演练
8.一般认为，如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果 两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负 性数值，判断下列化合物：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
第二节 原子结构与元素的性质课件-高二化学人教版2019选择性必修2
（2）对角线规则 ① 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的有些性 质是相似的（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是 过氧化物），这种相似性被称为对角线规则。
② 处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性。 微点拨：对角线规则是一种经验规律的总结，不适合所有元素、主要
一、元素周期系和元素周期表
1869年，门捷列夫制作了历 史上第一张周期表，按照相对 原子质量从小到大的排列起来， 并从最轻的元素氢开始进行编 号。第1—7族分主副族，第八 族称为过渡元素（第八族是铁、 钴、镍等“三素组”）。
门捷列夫周期表
维尔纳的特长式周期表 维尔纳周期表前五个周期的元素种类被完全确定—2、8、8、18、 18，但第六、七周期因镧系和锕系元素种类未知而未定。
6、预言119号元素基态原子最外层电子排布；预言第八周期有多少种元素。 提示：119号元素的基态原子最外层电子排布为8s1。第八周期应有50 种元素。
4、元素周期表的分区
（1）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）。
Be 2OH BeO22 H2
Al2O3 2OH 2AlO2 H2O
BeO 2OH BeO22 H2O
Al(OH)3 3H =Al3 3H2O Be(OH)2 2H =Be2 2H2O
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