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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,