2011步步高化学 第实漠四章 第1讲原子结构与性质.ppt

第十四章 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。;3.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。;（2）泡利原理 一个原子轨道最多容纳 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。;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：1s22s22p63s23p6 3d104s1（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：④③②① B.原子半径：④③②① C.电负性：④③②① D.最高正化合价：④③=②①;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，原子越难失去一个电子。;（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。;（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：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。;指点迷津 在同周