1、 第一章 原子结构与性质第一节 原子结构一、开天辟地原子的诞生现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的 、少量的 以及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。 核外电子排布的一般规律 (1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。 (2)原子核外各电子层最多容纳 个电子。 (3)原于最外层电子数目不能超过 个(K层为最外层时不能超过2个电子)。 (4)次外层电子数目不能超过 个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不
2、能超过 个。 说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子二、能层与能级多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为： 第一、二、三、四、五、六、七能层符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 能量由低到高，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：能 层 一 二 三 四 五 六 七 符 号 最多电子数 即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)， 能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：能 层 K L M N O 能
3、 级 最多电子数 各能层电子数 （1） 每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf（2） 任一能层，能级数=能层序数（3） s、p、d、f可容纳的电子数依次是1、3、5、7的两倍三、构造原理 根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。电子所排的能级顺序： 1. 写出17Cl（氯）、21Sc(钪)、35Br（溴）的电子排布氯 钪： 溴： 根据构造原理只要我们知道原子序数，就可以写出元素原子的电子排布，这样的电子排布是基态原子的。2. 写出136号元素的核外电子排布式。3. 写出136号元素的简化核外电子排布式。4. 画出下列原子的结构示意图：Be、N、Na
4、、Ne、Mg 回答下列问题： 在这些元素的原子中，最外层电子数大于次外层电子数的有 ，最外层电子数与次外层电子数相等的有 ，最外层电子数与电子层数相等的有 ；L层电子数达到最多的有 ，K层与M层电子数相等的有 。.5. 下列符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的顺序排列： （1）EK EN EL EM ，（2）E3S E2S E4S E1S ，（3）E3S E3d E2P E4f 。6. A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。B元素原子核外L层电子数比最外层多7个电子。 （1）A元素的元素符号是 ，B元素的原子结构示意图为_；（2）A、B两元素形成化合物的化学式及名称分别是_
5、 _ _。四、电子云和原子轨道： (1)电子运动的特点：质量极小 运动空间极小 极高速运动。电子云： 称作电子云 。常 成为原子轨道。S的原子轨道是 的，能层序数越大，原子轨道的半径 。 P的原子轨道是 的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。五、泡利原理和洪特规则量子力学告诉我们：ns能级各 轨道，np能级各有 个轨道，nd能级各有 轨道，nf能级各有 个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“”来表示。一个原子轨道里最多只能容纳 电子，而且自旋方向 ，这个原理成为泡利原理。当电子排布在
6、同一能级的不同轨道时，总是 而且 ，这个规则是洪特规则。洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。六、能量最低原理、基态、激发态、光谱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。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，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。第二节 原子结构与元素的性质写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。一、原子结构与周期表1. 周期系
7、： 随着元素原子的核电荷数递增，每到出现 ，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现 。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复这就是元素周期系中的一个个周期。可见，元素周期系的形成是 2. 周期表在周期表中，把 元素，按原子序数 的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有 个；在把不同横行中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有 个纵行， 个族。16个族又可分为主族、副族、0族、 。 思考元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？要求学生记住这些术语。元素在周期表中排在哪个
8、列由什么决定？总结元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。分析探索每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自 。 s区、d区和p区分别有几个纵列?为什么s区、d区和ds区的元素都是金属?元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层结构特征是什么？基础要点分析图1-16s区p 区d 区ds 区f 区分区原则纵列数是否都是金属 区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。归纳S区元素价电子特征排
9、布为 价电子数等于族序数。区元素价电子排布特征为 ；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为 ，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为 ；价电子总数等于主族序数。原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。（1） 原子核外电子总数决定所在周期数周期数=最大能层数（钯除外）46Pd Kr4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。（2） 外围电子总数决定排在哪一族如：29Cu 3d104s1 10+1=11尾数是1所以，是IB。 元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。二、元素周期律 (1)原子半径元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理
10、解这种趋势？元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？归纳总结原子半径的大小取决于两个相反的因素： ，另一个是 。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐 。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径 ，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐 。(2)电离能1. 第一电离能I1； 态电 性基态原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 。同一元素的第二电离能 第一电离能。科学探究1. 原子的第一电离能有
11、什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？2. 阅读分析表格数据：NaMgAl各级电离能(KJ/mol)49673857845621415181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？数据的突跃变化说明了什么？归纳总
12、结1. 递变规律周一周期同一族第一电离能从左往右， 从上到下， 2. 第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。3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叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1I2I3I4I5即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。4.
13、Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？Mg：1s22s22p63s2 P:1s22s22p63s23p3那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga。5. Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不
14、多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。(3) 电负性： 思考与交流1. 什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？ 同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？归纳与总结 1. 金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力 ，电负性 ，其金属性 ；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力 ，电负性 ，其非金属性 ；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。电负性的大小可以作为判断元素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”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有非金属性。 2. 同周期元素从左往右，电负性逐渐 ，表明金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。同主族元素从上往下，电负性逐渐 ，表明元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m ks5u