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第一章 原子结构与性质
一.原子结构 1.能级与能层
注意: 每个能层的能级种数为n; 轨道总数为n2 ; 每个轨道最多容纳电子数为2
每个能层最多容纳电子数为2n2
2.原子轨道:不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道
3.原子核外电子排布规律
⑴构造原理:随着核电荷数递增,大多数元素的电中性基态原子的电子按能量由低到高的顺序填入核外电子运动轨道(能级),叫做构造原理。
1s / 2s 2p / 3s 3p / 4s 3d 4p / 5s 4d 5p / 6s 4f 5d 6p / 7s 5f 6d 7p
能级交错:原子轨道的能量关系是:ns<(n-2)f<(n-1)d<np
【能级组:ns (n-2)f (n-1)d np;一个能级组中的各能级能量相近但不同】
(2)能量最低原理
现代物质结构理论证实,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,简称能量最低原理。
基态原子:处于最低能量状态的原子 激发态原子:处于能量较高状态的原子
基态原子可以吸收能量使核外电子跃迁到较高能级变成激发态,形成吸收光谱
激发态原子也可释放能量使核外电子跃迁到较低能级变成低能激发态或基态,形成发射光谱
现代化学中常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素,称为光谱分析
(焰火、激光、灯光、霓虹灯光、焰色反应等许多可见光都与核外电子跃迁释放能量有关)
(3)泡利(不相容)原理:基态多电子原子中,不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之,一个轨道里最多只能容纳两个电子,且电旋方向相反(用“↑↓”表示),这个原理称为泡利原理。
(4)洪特规则:当电子排布在同一能级的不同轨道(能量相同)时,总是优先单独占据一个轨道,而且自旋方向相同,这个规则叫洪特规则。比如,p3的轨道式为
或 ,而不是
洪特规则特例:当p、d轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时,原子处于较稳定的状态。即p0、d0、p3、d5、p6、d10时,是较稳定状态。
前36号元素全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0;半充满状态的有:7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3;全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
基态原子核外电子排布的表示方法
(1) 电子排布式:
①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数,这就是电子排布式,例如
19K:1s22s22p63s23p64s1
②简化的电子排布式: 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19K:[Ar]4s1 12Mg:[Ne]3S2
(2) 电子排布图(轨道表示式)
每个方框或圆圈代表一个原子轨道,每个箭头代表一个电子。如基态硫原子轨道表示式
价电子排布式或轨道表示式
①主族元素:只需表示出最外层的电子(如Na:3s1;Cl:3s23p5)
②第四周期的过渡元素:要写出3d和4s两个能级的电子排布(如Fe:3d64s2)。
二.原子结构与元素周期表
1.元素周期表的分区 : 除ds外,区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。
分区
元素分布
价电子排布
元素性质特点
s区
IA、IIA
ns1~2
H外都是活泼金属,最外层电子参与反应
p区
IIIA~VIIA、0族
ns2np1~6
通常是最外层电子参与反应
d区
IIIB~VIIB、VIII(除镧系和锕系)
(n-1)d1~9ns1~2
都是金属元素;d能级上的电子可以
不同程度的参与化学键的形成
ds区
IB、IIB
(n-1)d10ns1~2
都是金属元素
f区
镧系和锕系
(n-2)f 0~14(n-1)d0~2ns2
镧系元素性质相近;锕系元素性质相近
2.根据外围电子排布可直接判断该元素在周期表中的位置。
主族元素价电子等于主族序数,过渡元素价电子等于纵行数(从而确定族序数)
例: 4s24p5 第四周期VIIA族 3d 54s2 第四周期VIIB族
三.元素周期律:电离能、电负性
1、电离能(指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量)
第一电离能是指气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小,原子越容易失去1个电子。
① 同一周期元素中,碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小,稀
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