第一章原子结构与性质教学案+课时练习Word文件下载.docx
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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
〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢?
2、能层与能级
由必修的知识,我们已经知道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
例如:
钠原子有11个电子,分布在三个不同的能层上,第一层2个电子,第二层8个电子,第三层1个电子。
由于原子中的电子是处在原子核的引力场中,电子总是尽可能先从内层排起,当一层充满后再填充下一层。
理论研究证明,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KLMNOPQ……
最多电子数28183250……
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),就好比能层是楼层,能级是楼梯的阶级。
各能层上的能级是不一样的。
能级的符号和所能容纳的最多电子数如下:
能层KLMNO……
能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f……
最多电子数2262610261014……
各能层电子数28183250……
(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
3、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。
即电子所排的能级顺序:
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s……
元素原子的电子排布:
(1—36号)
氢H1s1
钠Na1s22s22p63s1
钾K1s22s22p63s23p64s1【Ar】4s1
有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差,如:
铬24Cr[Ar]3d54s1
铜29Cu[Ar]3d104s1
4、电子云和原子轨道:
(1)电子运动的特点:
①质量极小②运动空间极小③极高速运动。
因此,电子运动来能用牛顿运动定律来描述,只能用统计的观点来描述。
我们不可能像描述宏观运动物体那样,确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何,而只能确定它在原子核外各处出现的概率。
概率分布图看起来像一片云雾,因而被形象地称作电子云。
常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来,人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。
S的原子轨道是球形的,能层序数越大,原子轨道的半径越大。
P的原子轨道是纺锤形的,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。
s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心),能层序数,2越大,原子轨道的半径越大。
这是由于1s,2s,3s……电子的能量依次增高,电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大,电子云越来越向更大的空间扩展。
这是不难理解的,打个比喻,神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天,2s电子比1s电子能量高,克服原子
核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大,因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。
(2)[重点难点]泡利原理和洪特规则
量子力学告诉我们:
ns能级各有一个轨道,np能级各有3个轨道,nd能级各有5个轨道,nf能级各有7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2个电子,而且自旋方向相反,这个原理成为泡利原理。
推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。
当电子排布在同一能级的不同轨道时,总是优先单独占据一个轨道,而且自旋方向相同,这个规则是洪特规则。
〖练习〗写出5、6、7、8、9号元素核外电子排布轨道式。
并记住各主族元素最外层电子排布轨道式的特点:
(成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。
〖思考〗下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布,请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。
〖思考〗写出24号、29号元素的电子排布式,价电子排布轨道式,阅读周期表,比较有什么不同,为什么?
从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。
它们是否符合构造原理?
2.电子排布式可以简化,如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S1。
试问:
上式方括号里的符号的意义是什么?
你能仿照钠原子的简化电子排布式写出第8号元素氧、第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗?
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。
5、基态:
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。
不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光,可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱,总称原子光谱。
许多元素是通过原子光谱发现的。
在现代化学中,常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素,称为光谱分析。
第二节原子结构与元素的性质
一、原子结构与周期表
1、周期系:
随着元素原子的核电—荷数递增,每到出现碱金属,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,出现稀有气体。
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。
例如,第11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布——从1个电子到8个电子;
再往后,尽管情形变得复杂一些,但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子,最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。
可见,元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。
2、周期表
S区元素价电子特征排布为nS1~2,价电子数等于族序数。
d区元素价电子排布特征为(n-1)d1~10ns1~2;
价电子总数等于副族序数;
ds区元素特征电子排布为
(n-1)d10ns1~2,价电子总数等于所在的列序数;
p区元素特征电子排布为
ns2np1~6;
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[Kr]4d10,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:
29Cu3d104s1
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?
〖归纳总结〗原子半径的大小取决于两个相反的因素:
一是电子的能层数,另一个是核电荷数。
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,原子半径逐渐增大。
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,将使原子半径缩小,所以同周期元素,从左往右,原子半径逐渐减小。
(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。
2、如何理解第二电离能I2、第三电离能I3、I4、I5……?
分析下表:
〖科学探究〗1、原子的第一电离能有什么变化规律呢?
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:
Na
Mg
Al
各级电离能(KJ/mol)
496
738
578
4562
1415
1817
6912
7733
2745
9543
10540
11575
13353
13630
14830
16610
17995
18376
20114
21703
23293
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?
〖归纳总结〗
1、递变规律
周一周期
同一族
第一电离能
从左往右,第一电离能呈增大的趋势
从上到下,第一电离能呈增大趋势。
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:
I1<
I2<
I3<
I4<
I5……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、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、概念辩析:
(1)每一周期元素都是从碱金属开始,以稀有气体结束
(2
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