文档介绍：、能级与能层电子云:,电子出现的机会大,电子云密度越大;离核越远,电子出现的机会小,(能层):根据电子的能量差异和主要运动区域的不同,、L、M、N、O、P、(能级即亚层):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轨道呈哑铃形2、原子轨道3、原子核外电子排布规律(1)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下图顺序填入核外电子运动轨道(能级),叫做构造原理。原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层):由构造原理可知,电子先进入4s轨道,后进入3d轨道,这种现象叫能级交错。(2)能量最低原理:电子先占据能量低的轨道,再依次进入能量高的轨道.(3)泡利(不相容)原理:一个轨道里最多只能容纳两个电子,且自旋方向相反(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,而不是。洪特规则特例: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,[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s1。前36号元素中,全空状态的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0;半充满状态的有:7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3;全充满状态的有10Ne2s22p6、18Ar3s23p6、29Cu3d104s1、30Zn3d104s2、36Kr4s24p6。4、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K:1s22s22p63s23p64s1。②为了避免电子排布式书写过于繁琐,把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。(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。如基态硫原子的轨道表示式为二、原子结构与元素周期表1、原子的电子构型与周期的关系(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外,其余为ns2np6。He核外只有2个电子,只有1个s轨道,还未出现p轨道,所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级,而是能量相近的能级。2、元素周期表的分区(根据核外电子排布)①分区②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点③若已知元素的外围电子排布,可直接判断该元素在周期表中的位置。如:某元素的外围电子排布为4s24p4,由此可知,该元素位于p区,为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数,最外层电子数为其族序数,但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数,外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。三、元素周期律1、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,常用符号I1表示,单位为kJ/mol。第一电离能数值越小,原子越容易失去1个电子。元素第一电离能的周期性变化:随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化★同周期从左到右,第一电离能有逐渐增大的趋势,稀有气体的第一电离能最大,碱金属的第一电离能最小;★同主族从上到下,:,金属性越强,表征原子失电子能力强弱.(2)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(即元素的原子在分子中吸引电子对的能力)。以***,,得出了各元素的电负性。★电负性的应用①判断元素的金属性和非金属性及其强弱(表征原子得电子能力强弱)②,,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等),它们既有金属性,又有非金属性。③金属元素的电负性越小,金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大,越活泼。④★同周