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(共20张PPT)
药用基础化学/物质结构
原子核外电子的排布
1.核外电子排布的一般规律
电子总是尽可能地占据能量最低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道中，以保证原子体系处于能量最低、最稳定的状态。
(1)能量最低原理
在多电子原子中，原子轨道的能量由主量子数n和角量子数l共同决定
鲍林近似能级图
电子填入能级的先后顺序
1.核外电子排布的一般规律
(1)能量最低原理
鲍林近似能级图
能级组：能量相近的能级划为一组。基态原子轨道共有7个能级组
简并轨道：n.l相同,m不同的轨道，即能量相等的轨道
l相同，n不同的轨道，n越大,能量越高
n和l同时变动时，发生能级交错,
n相同,l不同的轨道
l越大，能量越高
E2px=E2py=E2pz
E4sE1sE4s1.核外电子排布的一般规律
(1)能量最低原理
在同一原子中不可能存在运动状态完全相同的两个电子。换句话说，在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子同时存在。
↑↓
n l m ms
1 0 0 +1/2
1 0 0 -1/2
0 0 +1/2
言下之意，每一个原子轨道中最多只能容纳 2 个自旋相反的电子。
3Li 1s3
↑↓↑
1
2
√
ⅹ
1s
1s
2s
↑
(2) 泡利不相容原理
1.核外电子排布的一般规律
在同一个亚层的简并轨道上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同
↑↓
↑↓
↑
↑
1s 2s 2p
6C
↑↓
↑↓
↑
↓
1s 2s 2p
6C
↑↓
↑↓
↑↓
1s 2s 2p
6C
√
×
×
（3）洪特规则
1.核外电子排布的一般规律
对于同一电子亚层，当电子处于全充满（p6、d10、f14） 、半充满（p3、d5、f7）或全空（p0、d0、f0 ）时，原子结构相对比较稳定。
(3)洪特规则的特例
1.核外电子排布的一般规律
2. 核外电子排布的表示方法
在亚层(能级)符号的右上角用数字注明排布的电子数，例如3s2、2p4、3d5等
（1）电子排布式
（2）轨道表示式
11Na ：1s22s22p63s1
↑↓
↑↓
↑
↑
1s 2s 2p
6C
↑↓
↑↓
↑
↑
↑
1s 2s 2p
7N
↑↓
↑↓
↑↓
↑
↑
1s 2s 2p
8O
Cu(29)
电子填充式为：
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
考虑洪特规则：
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
所以其电子排布式为：
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
课堂实例
药用基础化学/物质结构
元素周期律和元素周期表
元素周期律：随着元素的原子序数(核电荷数)的依次递增，最外层电子周期性地重复着相同排布，元素以及由它形成的单质和化合物的性质也呈现周期性的变化。
元素周期表
原子序数：元素在周期表中的原子序数等于该元素原子的核电荷数或核外电子数。
横向为周期，共7个，纵向为族，共18列
周期：每一能级组对应于一个周期。
每一周期开始，核外都出现新的电子层；元素原子的电子层数等于该元素所在的周期数
族：原子的电子层结构排布导致
同一族各元素的外层电子构型相同，性质相似
周期数 原子
序数 元素数目 最高能级组 最大电子容量
1 1~2 2 1s 第一能级组 2
2 3~10 8 2s,2p 第二能级组 8
3 11~18 8 3s,3p 第三能级组 8
4 19~36 18 4s,3d,4p 第四能级组 18
5 37~54 18 5s,4d,5p 第五能级组 18
6 55~86 32 6s,4f,4d,6p 第六能级组 32
7 87~109 23 7s,5f,5d,7p 第七能级组 32
每个周期所包含的元素数目，等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数
周期的划分和轨道能级组的关系
1. 周期与能级组
能级组数=周期数 = 最外电子层数
例：Na 1s22s22p63s1 第三周期
1. 周期与能级组
电子层数每增加一个数值就增加一个能级组，在周期表中就出现一个新的周期，这就是元素性质呈周期性变化的根本原因,周期的本质是按能级组的不同对元素进行分类。
（1）7个主族
例：Na 1s22s22p63s1 ⅠA
2. 外层电子构型与元素分区、分族
(2)7个副族
主族,ⅠA～ⅦA
主族族数=最外层价电子总数
副族族数 = 最外层电子数 + (n-1)d电子数
副族ⅠB～ⅦB
(3) 1个零族
(4) 1个Ⅷ族
稀有气体，最外层电子数之和为 8 或 2
最外层电子数与次外层电子数之和为8～10
1） 周期表中的族
K 1s22s22p6 3s23p64s1 ⅠA
例：Ti 3d24s2 其和为4 ∴是ⅣB 族元素
Ag 4d105s1 ⅠB 　
ns1~2 (n-1)d1~8 ns2 (n-1)d10 ns1~2 ns2np1~6
(n-2)f 1~14 ns 2
2. 外层电子构型与元素分区、分族
2） 周期表按区划分
（1）原子半径的周期性变化
原子半径 相邻原子的平均核间距。
3. 元素原子性质的周期性
同周期 从左到右 原子半径逐渐减小
同主族 从上到下 原子半径逐渐增大
3. 元素原子性质的周期性
（2）电离能的周期性变化
电离能 一个基态的气态原子失去1个电子成为+1价的气态正离子所需要的能量称为该元素的第一电离能。
同周期，从左到右，电离能逐渐增大
同主族，从上到下，电离能逐渐减小
H(g)-e H+(g)
金属性：表示原子的失电子的能力。
非金属性：表示元素得电子的能力。
3. 元素原子性质的周期性变化
（3）元素金属性与非金属性的周期性变化
同周期，从左到右，非金属性逐渐增强
同主族，从上到下，金属性逐渐增强
4. 元素周期表的意义
（1）获取元素的相关信息
第三周期，ⅠA
(2) 判断元素的性质
该元素的最外层是第三电子层，最外层有一个电子，容易失去，是活泼金属
第三周期，ⅦA
该元素的最外层是第三电子层，最外层有七个电子，容易得到一个电子，是活泼非金属
例1：某元素的价电子构型是 ，问该元素在周期表的第几周期？第几族？
周期
族
第3周期，第VIA族

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