第一章 原子结构与性质 归纳与整理 (共17张PPT)

2、电离能
第一电离能的变化规律
(1)同周期： a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，
最大的是稀有气体的元素)；
b.ⅡA元素＞ ⅢA的元素；ⅤA元素＞ ⅥA元素
(2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。
电离能是衡量气态原子失去电子
难易的物理量。元素的电离能越小， 表示气态时越容易失去电子，即元素 在气态时的金属性越强。
复习原子结构及性质
复习目标
• 1、记住原子的组成及理解微粒数的关 系 • 2、理解原子核外电子的排布原则，熟悉电子排
布的基本规律 • 3、表示核外电子排布的化学式 • 原子结构示意图 • 电子式 • 电子排布式 • 电子排布图 • 价电子排布式或电子排布图 • 4、能准确描述元素性质递变规律
复习重点：
3、电负性的变化规律
➢同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表 明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增 强）。
➢同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势， 表明其吸引 电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。
4、元素金属性非金属性的递变规律
（1）同周期元素，从左到右，金属性 依次减弱 ， 非金属性 依次增强 。 （2）同主族元素，从上到下，金属性依次增强 ，非 金属性 依次减弱 。
1、核外电子的表示方法： ——常见的化学用语的书写 2、元素性质的递变规律
目标一：记住原子的组成及理解微粒数的关 系
原子核
原子
核外电子
质子 中子
原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数
质量数=质子数+中子数
即：A=Z+N
目标二：熟悉核外电子的排布规律:
（1）先排能量低的电子层，再排能量高的 电 子层，由里往外。
的价电子排布式和价电子排布图
目标四：能记住周期表并能准确描述元素性质递变规律
一、熟悉几个关系式
1、原子的电子排布与周期的划分
周期序数=能层数
2、原子的电子排布与族的划分
主族元素：族序数=原子的最外层电子数 =价电子数 副族元素：大多数族次=（n-1)d+ns的电子数=价电子数
3、原子的电子构型和元素的分区
9
4、洪特规则的特例
相对稳定的状态
全充满（p6，d10，f14） 半充满（p3，d5，f7）
并不是所有原子的核外电子都符合构造原理。
如：24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1
1s22s1 电子排布式
1s 2s
电子排布图
方框表示原子轨道；箭头表示电子，箭 头方向表示自旋相反
练习：书写O、Cu、Br元素三种
5、元素化合价的递变规律
（1）同周期元素，从左到右，最高正价依次升高， 非金属性最低负价依次升高（O、F没有正化合价） （2）同主族元素，从上到下，最高正价相同， 金属性最低负价相同 （3）非金属元素最高价+最低价的绝对值= 8
（氢元素例外）
（2）每一层最多容纳电子数：2n2个。 （3）最外层电子数不超过8个
（K层为最外层时不超过2个）。
（4）次外层电子数不超过18个， 倒数第三层不超过32个。
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目标三：核外电子的排布原则
1、构造原理(能量最低原理)
原子核外电子排布必须遵循一定 的能级顺序进行填充
核 构外 造电 原子 理排 图布
的
1s---2s---2p---3s---3p---4s---3d--4p---5s---4d----
存在着能级交错
电子排布式的简写
K： 1s2 2s22p6 3s23p6 4s1
K：
[Ar] 4s1
练习：书写Cl、Fe、Zn三种元素的电子排
布式
2、泡利(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(顺时针、逆 时针)
3、洪特规则 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。
5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。
二、元素周期律的内容包括：
原子半径 、元素的金属性和非金属性、元素化 合价、电离能和电负性等的周期性的变化。
元素周期律的实质： 元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子排布 的周期性变化。
1.原子半径一般规律：
①电子能层数不同时，电子层数越多，原子半径越大； ②电子能层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小； ③电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。