原子结构与性质.ppt.ppt

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1、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（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道轨

2、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

3、容纳个电子，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

4、元素的基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

5、值越大，原子越难失去一个电子。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

6、属性和非金属性的强弱：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。左右变小要点精讲要点一表示原子结构和组成的常见化学用语1.原子结构示意图可表示核外电子的分层排布和核内质子数,如。2.电子式可表示原子最外层电子数目，如。3.核素符号侧重表示原子核的组成，它告诉人们该原子核内的质子数和质量数,并推及中子数和核外电子数，如O。4.电子排布式（1）用数字在能级符号右上角

7、标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式。例如：K：1s22s22p63s23p64s1。（2）为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示。例如：K:［Ar］4s1。（3）有少数元素的基态原子的电子排布相对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、半充满（如p3和d5）和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。例如：Cr:1s22s22p63s23p63d44s2(×)Cr:1s22s22p63s23p63d54s1(√)

8、Cu:1s22s22p63s23p63d94s2(×)Cu:1s22s22p63s23p63d104s1(√)5.电子排布图用方框表示一个原子轨道，每个箭头代表一个