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1、人类认识原子的过程,二、能层与能级,三、构造原理与电子排布式,1、构造原理： 随原子核电荷数递增，绝大多数原子核外电子的排布遵循如右图的排布顺序，这个排布顺序被称为构造原理。,构造原理中排布顺序的实质,1)相同能层的不同能级的能量高低顺序 ： nsnpndnf 2)英文字母相同的不同能级的能量高低顺序： 1s2s3s4s；2p3p4p; 3d4d 3) 不同层不同能级可由下面的公式得出:ns (n-2)f (n-1)d np (n为能层序数),-各能级的能量高低顺序,（4）基态与激发态的关系,四、能量最低原理、基态与激发态、光谱,（2）基态原子：处于最低能量的原子叫基态原子。,（3）激发态原子
2、：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高的能级，变成激发态原子。,吸收能量,释放能量,（1）能量最低原理,电子优先占据能量较低的轨道,1s22s22p63s2,1s22s22p63s13p1,吸收能量,释放能量,（5）原子光谱:,不同元素的原子的核外电子发生跃迁时会吸收或释放不同频率的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称为原子光谱。,五、电子云与原子轨道,（1）电子云,电子在原子核外出现的概率密度分布图。电子云是核外电子运动状态的形象化描述。,（2）原子轨道,电子云的轮廓图称为原子轨道,s能级的原子轨道图,ns能级的各有1个轨道,呈球形,p能级的原子轨道图,np能
3、级的各有3个轨道,呈哑铃形， 3个轨道相互垂直。,五、电子云与原子轨道,2. 原子轨道,d能级的原子轨道图,五、电子云与原子轨道,2. 原子轨道,f能级的原子轨道图,6、原子核外电子排布规律,6、原子核外电子排布规律,（1）能量最低原理,（2）泡利原理,电子优先占据能量较低的轨道,1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反,（3）洪特规则,当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同,当同一能级的电子排布为全充满、半充满状态时具有较低的能量和较大的稳定性,以下是表示铁原子和铁离子的3种不同化学用语。,1s22s22p63s23p63d64s2,1s22s
4、22p63s23p63d5,3种不同化学用语所能反映的粒子结构信息?,A,A,A A,0族,B B,族,BB,2列,8列,2列,6 列,纵行数和外围电子数相等,副族元素介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属）元素之间，处于由金属向非金属过渡的区域，因此，把副族元素又称为过渡元素,二.元素周期律,元素的性质随着原子序数的递增发生周期性的递变，称为元素周期律。,性质包括,核外电子排布,元素的化合价,元素的金属性和非金属性,原子半径,电离能,电负性,2、电离能的周期性变化,1）第一电离能：,概念: 原子 转化为气态基态正离子所需要的最低能量.,第一电离能的意义：,衡量元素的原子失去一个电
5、子的难易程度，第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子元素的金属性越强。,气态,电中性,基态,失去一个电子,同一周期：由左至右大致增大,同一主族：由上至下大致减小,3.电负性,1）电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大,2）电负性大小的标准：,3）电负性的变化规律：,同周期：左右，增大 同主族：上下，减小,F：4.0 Li: 1.0,元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。,电负性是一个相对数值,电负性递变规律,4）电负性的应用：,判断元素的金属性和非金属性的强弱,一般：非金属1.8 金属1.8 类金属1.8,例：NaH中，Na：0.9 H：2.1 Na显正价，H显负价,判断化合物中元素化合价的正负,判断化学键的类型,一般：离子键 :成键元素原子的电负性差1.7，共价键 :成键元素原子的电负性差1.7,例：H：2.1，Cl：3.0 3.0-2.1=0.9 HCl为共价化合物,判断元素的金属性和非金属性的强弱,一般：非金属1.8 金属1.8 类金属1.8,如何利用电负性理论，结合我们所学的元素化合物知识，理解这三对元素的”对角线”规则？,1.0,1.5,2.0,1.2,1.5,1.8,
