章复习 单元大概念 基态原子的电子排布 1. 排布规律 能量最低原理 原子核外电子先占据能量最低的原子轨道，即1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s… 泡利原理 每个原子轨道中最多只能容纳2个自旋方向相反的电子 洪特规则 核外电子在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同 [说明]能量相同的原子轨道在全充满、半充满和全空状态时，体系能量较低，原子较稳定。利用此规律可解释： (1) 基态原子的电子排布式 Cr：[Ar]3d54s1；Cu：[Ar]3d104s1。 (2) 第一电离能反常的大 I1(N)>I1(O)；I1(Mg)>I1(Al)。 (3) 稳定性 高温下Cu2O比CuO稳定；Fe2O3比FeO稳定。 2. 基态原子的电子排布的表示方法 表示方法 举例 电子排布式 Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 简化电子排布式 Cu：[Ar]3d104s1 价层电子排布式 Fe：3d64s2 电子排布图(或轨道表示式) O： 价层电子排布图(或轨道表示式) O: 3. 常见电子状态的描述(以基态硫原子为例) 电子排布式 1s22s22p63s23p4 运动状态(等于电子数) S原子核外有16个电子，则有16种不同运动状态的电子 空间运动状态(等于轨道的总数) 基态S原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，其轨道数为1＋1＋3＋1＋3＝9，则有9种不同空间运动状态的电子 伸展方向(看轨道类型) s轨道为球形，只有1种伸展方向，p轨道有3种伸展方向，则共有4种不同的伸展方向 不同能量的电子(看能级数) 基态S原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，有5种不同能量的电子 前四周期元素基态原子中未成对电子数的判断 1. 主族元素未成对电子数 (1) ⅠA族、ⅢA族、ⅦA族：1个 (2) ⅣA、ⅥA族：2个 (3) ⅤA族：3个 2. 第四周期副族元素未成对电子数 (1) ⅢB族(Sc)、ⅠB族(Cu)：1个 (2) ⅣB族(Ti)、Ⅷ族(Ni)：2个 (3) ⅤB族(V)、Ⅷ族(Co)：3个 (4) Ⅷ族(Fe)：4个 (5) ⅦB族(Mn)：5个 (6) ⅥB族(Cr)：6个 元素周期律 电子排布与元素性质 同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 主族元素原子的电子排布 电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→7(第一周期1→2) 最外层电子数相同，电子层数递增 主族元素的原子半径 逐渐减小(0族除外) 逐渐增大 主族元素的主要化合价 最高正价由＋1→＋7(O、F除外)；最低负价由－4→－1 最高正价＝主族序数(O、F除外)；非金属最低负价＝主族序数－8(H、B除外) 元素金属性、非金属性 金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强；非金属性逐渐减 弱 主族元素第一电离能 呈增大趋势(ⅡA、ⅤA反常) 逐渐减小 主族元素的电负性 逐渐增大 逐渐减小 原子结构分析 1. 电离能与原子结构 (1) 从原子核对最外层电子的吸引力来判断。 A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B, 故第一电离能：AI1(O)。N原子的价层电子排布式为2s22p3,2p能级处于半充满，比较稳定，难失电子，故N元素的第一电离能更大。 ②第二电离能：I2(Ti)
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