2013-2014学年新课标高中化学总复习课件：第3单元第12讲原子结构与性质.pptVIP

* * 基础知识回顾 1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。离核越近，电子出现的机会越　，电子云密度越　；离核越远，电子出现的机会越　，电子云密度越　。 大 大 小 小 * 　　2.对多电子原子的核外电子，不但可以按能量的差异将其分成不同的能层（电子层），同一能层的电子能量会不同，还可以把它们分成能级（原子轨道），用符号s、p、d、f表示。核外电子排布时遵循　　　　。 　、　　　　　　　和　　　　。核外电子能级能量大小顺序为E(1s)　 E(2s) 　E(3s)　 。E(4s)，E(ns) 　E(np) 　E(nd) 　E(nf)。 能量最低原 理 泡利不相容原理 洪特规则 ＜ ＜ ＜ ＜ ＜ ＜ * 　　处于最低能量的原子叫做基态原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到能量较高能级，变成激发态原子。钠原子的电子排布式为1s22s22p63s1或［Ne］3s1，Cl原子价电子层电子排布式为　　　，N原子轨道表示式为 前四周期中，最外层电子排布为ns1的元素有：　　　　　　　　　　　　。 3s23p5 氢、锂、钠、钾、铬、铜 * 　　3.电离能是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。在同一周期的元素中，碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐　　。同一原子的第二电离能比第一电离能要　。 减小 大 * 　　4.元素的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。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“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。 * 　　重点知识归纳 　　1.原子核外电子运动 　　(1)原子核外电子的运动特征 电子质量小且运动速度极快，人们无法确定某一时刻电子的精确位置，常用统计的方法得出核外电子出现概率的大小。 * (2)确定核外电子运动特征的物理量 ①电子层（能层） 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层。能量较高的电子处于离原子核较远的电子层上。原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q。 * ②原子轨道（能级）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形，p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂。各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。 ③电子的自旋：处于同一原子轨道上的电子自旋运动状态有两种，分别用“↑”和“↓”标记。 * 　　④能层、能级、原子轨道之间的关系 能层n 1 1 2 4 符号 K L M N 能级 s s p s p d s p d f 轨道数 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 最多容纳 的电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 8 18 32 2n2 　　每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。 * 2.原子核外电子排布原理 (1)能量最低原理：电子先占据能量较低的轨道，再依次进入能量较高的轨道。大多数基态原子核外电子排布都遵循下列顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s…… (2)泡利（Pauli）（不相容）原理：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（Hund）规则：当电子排布在同一能层的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道且自旋方向相同。洪特规则的特例：在等价轨道的全充满（p6、d10、f14)、半充满（p3、d5、f7)、全空时（p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性。如24Cr［Ar］3d54s1、29Cu［Ar］3d104s1。 * 3.原子核外电子排布的表示方法 (1)核外电子排布式：如：镁原子的电子排布式：1s22s22p63s2或［Ne］3s2。 (2)外围电子（价电子）排布式：如：镁原子的外围电子排布式：3s2。 (3)轨道排布式：如镁原子的轨道排布式： ↑↓　↑↓　↑↓↑↓↑↓　↑↓ 1s 2s 2p 3s * 4.元素在周期表中的位置与元素性质的关系 性质 同周期（从左往右） 同主族 （自上而下） (1)能层数 相同 从1递增 到6（或7） (2)最外层电子数 从1递增到8 （第一周期例外） 相同 (3)原子半径 减小（稀有气体除外） 增大 (