《原子结构与性质》PPT课件

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1、第十三章物质结构与性质(选考)第1讲原子结构与性质基础盘点一、原子核外电子排布及表示方法自我诊断1.请写出下列原子的电子排布式。（1）N：（2）Cl:（3）Ca:（4）Fe:答案（1）1s22s22p3（2）1s22s22p63s23p5（3）1s22s22p63s23p64s2（4）1s22s22p63s23p63d64s2基础回归1.能层、能级及其最多容纳电子数的关系2.原子轨道电子云轮廓图给出了电子在的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。第1电子层：只有s轨道。第2电子层：有s、p两种轨道。第3电子层：有s、p、d三种轨道。核外经常出现原子轨

2、道轨道形状轨道个数sp纺锤形球形133.构造原理构造原理：多电子原子的核外电子排布遵循构造原理，根据构造原理可以写出元素基态原子的电子排布式。随着的递增，基态原子的核外电子按照上图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p,,,,,,,4d,5p……该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。4.原子核外电子排布规律（1）能量最低原理①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。②基态原子：。当基态原子能量后，电子会，变成原子。原子核电荷数3s3p4s3d4p5s处于最低能量的原子吸收跃迁到较高能级激发态（2）泡利原理一个原子轨道最多容

3、纳个电子，而且相反。（3）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，而且相同。2自旋状态单独占据一个轨道状态自旋易错警示洪特规则特例：能量相同的原子轨道在全满（如p6、d10）、半满（如p3、d5）和全空（p0、d0）状态时，体系的能量最低，如:24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1(3d5、4s1均为半充满状态)；29Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1（3d10为全充满状态，4s1为半充满状态）。二、元素周期表中元素及其化合物的性质递变规律自我诊断2.现有四种元素的基

4、态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4;②1s22s22p63s23p3;③1s22s22p3;④1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是（）A.第一电离能：④>③>②>①B.原子半径：④>③>②>①C.电负性：④>③>②>①D.最高正化合价：④>③=②>①A基础回归1.电离能（1）第一电离能：气态电中性基态原子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。（2）元素第一电离能的意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的金属性越强；反之，第一电离能数值越大，原子越

5、难失去一个电子。失去一个电子（3）变化规律：①同一周期从左到右元素的第一电离能呈的趋势，但某些地方出现曲折变化，如>,>,>,>。②同一族从上到下元素的第一电离能。2.电负性（1）键合电子：原子中用于形成的电子。（2）电负性：用来描述不同元素的原子对吸引力的大小。（3）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大，非金属性越强。故电负性的大小可用来衡量元素非金属性和金属性的大小。增大BeBNOMgAlPS变小化学键键合电子（4）变化规律①同周期从到元素的电负性逐渐增大。②同主族从上到下元素的电负性逐渐。（5）应用①判断元素的金属性和非金属性的强弱

6、：非金属的电负性>1.8;金属的电负性<1.8;类金属的电负性在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。②判断化学键的类型：元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。左右变小指点迷津在同周期元素第一电离能的递变过程中，ⅡA族和ⅤA族作为特例出现，第一电离能分别比同周期相邻的元素都高，这主要是因为ⅡA族元素原子最外电子层的s轨道处于全充满状态，p轨道处于全空状态，ⅤA族的元素原子最外层3个能量相同的p轨道处于半充满状态，均属于相对稳定的状态，故这两个主族的元素原子相对难失去第1个电子，第一

7、电离能相对较大，属于电离能周期性变化的特例，如I（Al)

8、子排布式（1）用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式。例如：K：1s22s22p63s23p64