原子核外电子排布与元素周期律

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1、原子核外电子排布与元素周期律舟山中学王成冠核外电子排布与元素周期律同周期元素的最外层电子排布从1—8呈现周期性变化。最外层电子排布规律：nS1—nS2nP61．原子核外电子排布原理（1）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。（2）泡利不相容原理。每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。（3）洪特规则。原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时①电子尽可能分占不同的原子轨道；②自旋状态相同；2n2从3p后出现能级交错现象：ns(n-2)f(n-1)dnp（n>3）2

2、．原子的电子排布式和轨道表示式(1)电子排布式的书写格式：练习:写出下列元素的电子排布式:15P：19K：35Br：24Cr1s22s22p63s23P31s22s22p63s23p64s11s22s22p63s23p63d104s24p5①元素符号；②轨道符号(带电子层数，如3p)；③电子个数(右上角)。1s22s22p63s23p63d54s1外围电子(价电子)排布式3s23p34S1[Ar]3d104S24P5[Ar]3d54s1或[Ne]3s23p3[Ar]4S13d54s14S24P52．原子的电

3、子排布式和轨道表示式练习:写出下列元素的轨道表示式:9F：1s22s22p57N：1s22s22p312Mg：1s22s22p63s2(2)轨道表示式的书写格式：①元素符号；②轨道框(一个轨道一个框，能量相同的轨道连在一起)；轨道下面要标明是哪个轨道。③电子及自旋状态(↑、↓)。核外电子排布与元素周期律同周期元素的最外层电子排布从1—8呈现周期性变化。最外层电子排布规律：nS1—nS2nP6第四周期元素的最外层电子排布是否也有此规律呢？12345678910111213141516171812345670Ⅰ

4、BⅡBⅢBⅤBⅣBⅥBⅦBⅧⅠAⅡAⅢAⅣAⅥAⅦAⅤA322n250元素种数26Fe的外围电子如何排布呢？为什么？为什么第3周期只有8种元素，而第4周期却有18种？核外电子排布与元素周期表结构1．原子核外电子排布原理（1）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。（2）泡利不相容原理。每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。（3）洪特规则。原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时①电子尽可能分占不同的原子轨道；②自旋状态相同；③原子核外电子排布处于全充或半充满时能

5、量低，较稳定。2n2从3p后出现能级交错现象：ns(n-2)f(n-1)dnp（n>3）根据外围电子排布将元素周期表划分为五个区ns1-2ns2np1-6(n-1)d1-9ns1-2(n-1)d10ns1-2(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2周期表中元素金属性、非金属性的递变1BAlSiGeAsSbTe234567ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0PoAt非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强CsF金属性最强非金属性最强I1最大I1最小为什I1(Mg)>I1(Al)？电负性逐渐

6、。增大电负性有的趋势减小电负性最大电负性最小电负性的意义1、衡量元素的金属性、非金属性强弱——判断元素种类一般认为，电负性1.8的元素为非金属元素，电负性1.8的元素为金属元素。小于大于一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成键。离子共价2、衡量元素在化合物中吸引电子能力——判断化合价3、判断化合物中元素之间形成的化学键类型及共价键的极性大小例.(1)下列关于原子不同能级能量大小比较正确的是：A.1s<2s<3s<4s

7、B.4s<4p<4d<4fC.3p<3d<4s<4p(2)铬元素的基态原子核外电子排布式是。(3)H2O和H2S都含有极性键，其中极性较大的是，理由是。(4)LiBH4由Li+和BH4-构成，元素B、H的化合价分别是、，理由是；写出LiBH4与水反应的化学方程式：，其中氧化产物与还原产物之比为。(5)Mg、Al、P、S的金属性强弱顺序为；第一电离能大小顺序为。AB[Ar]3d54s1O-HO元素的电负性大于P元素。+3-1H元素的电负性大于B元素。LiBH4+2H2O==LiBO2+4H2↑1∶1Al

8、Al