选修3第一章《原子结构与性质》 精品PPT课件

数,如
。
2.电子式
可168表示原子最外层电子数目，如
。
3.核素符号
4.电子排布式 （1）用数字在能级符号右上角标明该能级上排布 的电子数，这就是电子排布式。例如：K：1s22s2 2p63s23p64s1。 （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
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）。
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:
基础回归 1.能层、能级及其最多容纳电子数的关系
2n2
2.原子轨道 电子云轮廓图给出了电子在 核外经常出现的区域。 这种电子云轮廓图称为原子轨道。
在同周期元素第一电离能的递变过程中，过渡元素 第一电离能的变化幅度相对较小，这主要是因为随 着元素原子序数的递增，新增加的电子排在次外层 的d轨道上，有效核电荷增加幅度小，核对外层电子 的有效吸引力增加幅度小造成的。
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
（3）变化规律： ①同一周期从左到右元素的第一电离能呈 增大 的 趋势，但某些地方出现曲折变化，如 Be > B , N > O , Mg > Al , P > S 。 ②同一族从上到下元素的第一电离能 变小。 2.电负性 （1）键合电子：原子中用于形成化学键 的电子。 （2）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。 （3）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸
全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原
例如： Cr:1s22s22p63s23p63d44s2(×) Cr:1s22s22p63s23p63d54s1(√)
Cu:1s22s22p63s23p63d94s2(×) Cu:1s22s22p63s23p63d104s1(√)
5.电子排布图 用方框表示一个原子轨道，每个箭头代表一个电 子，如氮原子的电子排布图为：
特别提醒 到目前为止，我们学过的表示原子结构 的化学用语有多种，它们各有不同的侧重。 ①原子结构示意图只能表示核外电子的分层排布和 原子核内的质子数，如 。 ②核组成式：如 O，侧重于表示原子核的结构，它 能告诉我们该原子16核内的质子数和核外电子数
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以及质量数，并不能反映核外电子的排布情况。 ③电子排布式：如O原子的电子排布式为1s22s22p4, 它能告诉我们氧原子核外的电子分为2个电子层， 3个能级，并不能告诉我们原子核的情况，也不能 告诉我们它的各个电子的运动状态。
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： 处于最低能量的原子。当基态原子 吸收能量后，电Байду номын сангаас会跃迁到较高能级，变成 激发
态 原子。
（2）泡利原理 一个原子轨道最多容纳 2 个电子，而且 自旋状态 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 单独占据一个轨道，而且 自旋 状态 相同。
原子轨道
s p
轨道形状 球形
纺锤形
轨道个数 1 3
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 原子核电荷数 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, 3s , 3p, 4s , 3d , 4p , 5s ,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
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：④>③>②>① B.原子半径：④>③>②>① C.电负性：④>③>②>① D.最高正化合价：④>③=②>①
指点迷津 在同周期元素第一电离能的递变过程中，ⅡA族和 ⅤA族作为特例出现，第一电离能分别比同周期相 邻的元素都高，这主要是因为ⅡA族元素原子最外 电子层的s轨道处于全充满状态，p轨道处于全空状 态，ⅤA族的元素原子最外层3个能量相同的p轨道 处于半充满状态，均属于相对稳定的状态，故这两 个主族的元素原子相对难失去第1个电子，第一电 离能相对较大，属于电离能周期性变化的特例，如 I（Al)<I(Mg)、I(S)<I(P)。
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 左 到 右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 变小 。 （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。
（A ）
基础回归 1.电离能 （1）第一电离能：气态电中性基态原子 失去一个
电子 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。