高中化學(xué)競賽原子結(jié)構(gòu)與元素周期律學(xué)案

第八早

原子結(jié)構(gòu)和元素周期律

一、核外電子運(yùn)動的特征

核外電子屬于微觀粒子，微觀粒子的運(yùn)動，不能用經(jīng)典力學(xué)(牛頓力學(xué))來描述,

因?yàn)槲⒂^粒子的運(yùn)動具有它本身的特殊性.要研究微觀粒子,首先要了解其運(yùn)動的

特殊性.核外電子的運(yùn)動具有以下三個特殊性：

(1)波粒二象性：1924年，法國物理學(xué)家L.deBroglie認(rèn)為：既然光具有

波粒二象性，則電子等微觀粒子也可有波動性。,

他指出：具有質(zhì)量為加，運(yùn)動速度為v的粒子，相應(yīng)的波長為：2=-=

1927年美國兩位科學(xué)家J.Davisson和L.H.Germer進(jìn)行了電子衍射實(shí)驗(yàn)，

用已知能量的電子在晶體上的衍射試驗(yàn)證明了deBroglie的預(yù)言

(2)不確定原理(或測不準(zhǔn)原理)：1927年，海森堡(Heisthberg)提出不確定原

理.“我們對一個運(yùn)動電子的動量測得越準(zhǔn)，則對它的位置測得越不準(zhǔn)；反之亦

狀。"、、、hTAA、"

八'、-Ap>——或-Av>------

In17rm

式中：Ax為微觀粒子的位置的測量偏差，Ap為微觀粒子的動量的測量偏差,

Av為微觀粒子運(yùn)動速度的測量偏差。

由于微觀粒子具有波粒二象性，所以其空間位置和動量不能同時準(zhǔn)確測定,

這表明核外電子不會有確定的軌跡。

(3)運(yùn)動規(guī)律符合統(tǒng)計性規(guī)律

進(jìn)一步考察前面提到的Davisson和Germer所做的電子衍射實(shí)驗(yàn)，實(shí)驗(yàn)結(jié)果

是在屏幕上得到明暗相間的衍射環(huán)紋。

若控制該實(shí)驗(yàn)的速度，使電子一個一個地射出，這時屏幕上會出現(xiàn)一個一個的

亮點(diǎn)，忽上忽下忽左忽右，毫無規(guī)律可言，難以預(yù)測下一個電子會擊中什么位置。

這是電子的粒子性的表現(xiàn)。但隨著時間的推移，亮點(diǎn)的數(shù)目逐漸增多，其分布開

始呈現(xiàn)規(guī)律性——得到明暗相間衍射環(huán)紋。這是電子的波動性的表現(xiàn)。所以說

電子的波動性可以看成是電子的粒子性的統(tǒng)計結(jié)果。

這種統(tǒng)計的結(jié)果表明，對于微觀粒子的運(yùn)動，雖然不能同時準(zhǔn)確地測出單個粒

子的位置和動量，但它在空間某個區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)的機(jī)會的多與少，卻是符合統(tǒng)計性

規(guī)律的。

從電子衍射的環(huán)紋看，明紋就是電子出現(xiàn)機(jī)會多的區(qū)域，而暗紋就是電子出現(xiàn)

機(jī)會少的區(qū)域。所以說電子的運(yùn)動可以用統(tǒng)計性的規(guī)律去進(jìn)行研究。

結(jié)論：

(1)不確定原理是微觀粒子第二個顯著的運(yùn)動特點(diǎn)。

(2)由于一個原子的物理和化學(xué)性質(zhì)主要取決于原子中運(yùn)動電子的能量，對

于化學(xué)家而言，電子所具有的能量比電子所處的位置更重要。

(3)對于微觀粒子的運(yùn)動軌跡，不能象經(jīng)典力學(xué)所描寫的那樣有確定的運(yùn)動

軌跡，只能用統(tǒng)計的方法來描述電子在原子核周圍某處出現(xiàn)的幾率。

判斷對錯：

p軌道的角度分布為“8”型，這表明電子是沿“8”軌跡運(yùn)動的。

二、核外電子運(yùn)動的描述

這核外電子運(yùn)動具有波動性，所以量子力學(xué)用波函數(shù)W來描述核外電子空間

運(yùn)動狀態(tài)2是一個函數(shù)式，它需通過解Schrodinger方程求出。

02g九2

+++-—m(E-V)i//=0

dx2dydz2h2

要想求解并使解合理，需引入三個參數(shù)n,m和1.

考研中通常不涉及W的求法，而要考查n、1、m的取值、物理意義。量子力

學(xué)中常借用經(jīng)典力學(xué)中描述物體運(yùn)動的“軌道”的概念，把波函數(shù)V叫做原子軌

道。每一組合理的n、1、m取值，就對應(yīng)一個確定的波函數(shù)w，所以每一組合理

的n、1、m的就確定一個原子軌道。

例如：甲1,0,0就是1s軌道，或表示為wls

甲2,0,0就是2s軌道，或表示為w2s

\|/2,1,0就是2pz軌道，或表示為w2Pz

原子在不同條件(n,1,m)下的波函數(shù)w叫做相應(yīng)條件下的原子軌道。

注意：這里的原子軌道和宏觀物體的運(yùn)動軌道是根本不同的，它只是

代表原子中電子運(yùn)動狀態(tài)的一個函數(shù)，代表原子核外電子的一種空間運(yùn)動狀態(tài)。

每個合理的解表示電子運(yùn)動狀態(tài)，稱為原子軌道。每一組合理的n、1、m取值，

就對應(yīng)一個確定的波函數(shù)W，所以每一組合理的n、1、m的就確定一個原子軌道。

要掌握這個知識點(diǎn)，對于量子力學(xué)中原子軌道的理解常出題。

如：華東師大量子力學(xué)中的原子軌道是指

A電子云B電子出現(xiàn)的幾率密度

C原子中電子運(yùn)動的波函數(shù)D原子中電出現(xiàn)的幾率

鄭大根據(jù)量子力學(xué)，一個原子軌是指

A含義與玻爾理論中所指的原子軌道相同

Bn具有一定數(shù)值的一個波函數(shù)

Cn、1、m三個量子數(shù)都具有一定數(shù)值的一個波函數(shù)

Dn、1、m、ms四個量子數(shù)都具有一定數(shù)值的一個波函數(shù)

華南理工關(guān)于原子軌道的描述下列各點(diǎn)中正確的是

A原子軌是電子運(yùn)動軌跡

B某一原子軌道是電子的一種空間運(yùn)動狀態(tài)，即波函數(shù)

C原子軌道是表示電子在空間各點(diǎn)出現(xiàn)的幾率

D原子軌道是表示電子在空間各點(diǎn)出現(xiàn)的幾率密度。

(一)量子數(shù)的概念

1主量子數(shù)n,(1)意義：描述原子中電子出現(xiàn)概率最大區(qū)域離核的遠(yuǎn)近，表示

原子核外電子離核的遠(yuǎn)近和電子能量的高低。

(2)取值：1,2,3,4,........n,為正整數(shù)(自然數(shù))，與電子層相對應(yīng)。n值越大，表

明電子能級或主能級層的能量越大，也表示電子離核的平均距離越大；

(3)符號：光譜項符號

n123456.......

符號KLMN0P.......

(4)對于單電子體系，n決定了電子的能量。n的數(shù)值大，電子距離原子核遠(yuǎn),

則具有較高的能量。

單電子體系￡=—i3.6x」eV

例如：n

H原子He+離子

n=lE=-13.6eVE=-54.4eV

n=2E=-3.4eVE=-13.6eV

n=3E=-1.51eVE=-6.04eV

n=4E=-0.85eVE=-3.4eV

n=ocE=OeVE=OeV

主量子數(shù)取值，“=1,2,3…正整數(shù)，依次可用符號K、L、M、N……表示

an的大小描述原子中電子出現(xiàn)幾率最大區(qū)域離核的遠(yuǎn)近，或者說它是決定電

子層數(shù)的

b是決定電子能量高低的重要因素。一般來說，n越大，能量越高。

2.角量子數(shù)(1)

(1)取值：受主量子數(shù)n的限制，對于確定的n,l可為：0,1,2,3,4,.........(n-1),為

n個取值

⑵符號：

101234..........

符號SPdfg..........

如n=3,角量子數(shù)I可取0,1,2共三個值,

依次表示為s,p,d

(3)意義：決定了原子軌道的形狀。

Orbitals

?＞porbital絮dorbited

forbital

例如n=4時,

l有4種取值，就是說核外第四層有4種形狀不同的原子軌道:

I=0表示s軌道，形狀為球形，即4s軌道;

1表示p軌道，形狀為啞鈴形，4p軌道;

2表不d軌道，形狀為花瓣形，4d軌道;

I=3表示f軌道，形狀更復(fù)雜，4f軌道。

由此可知，在第四層上，共有4種不同形狀的軌道。同層中(即n相同)不

同形狀的軌道稱為亞層，也叫分層。就是說核外第四層有4個亞層或分層。

(4)在多電子原子中，n和I共同決定電子的能量E

多電子原子中，n相同I不同的原子軌道，角量子數(shù)I越大的，其能

量E越大。即

E4s<E4p<E4d<E4f

但是單電子體系，如氫原子，其能量E不受I的影響，只和n有關(guān)。即：

E4s=E4p=E4d=E4f

⑵角量子數(shù)/,/=0,1,2,3...“-1,對應(yīng)的光譜學(xué)符號為53，d,f??…取值

受n的限制。物理意義：（1）（2）/的取值受n的限制，當(dāng)n一定時，1的取值

個數(shù)就一定為n個，則電子層就有幾個亞層，所以角量子數(shù)決定同一電子層中亞

層或分層的數(shù)目（3）

但對于氫原子和類氫離子等單電子體系，電子的能量只和主量子數(shù)n有關(guān)。

E=-13.6Z2/n2（eV）n相同時能量相同

福州大學(xué)2019年在多電子原子中，具有下列各組量子數(shù)的電子中能量最

高的是

A.3,2,+1,+1/2B.2,1,+1,-1/2

C.3,1,0,-1/2D.3,1,-1,-1/2

福州大學(xué)將氫原子核外的1s電子激發(fā)到2s或2p,前者所需能量______后

者所需能量;若將氫原子核外一個1s電子激發(fā)到2s或2P時,前者所需能量______

后者所需能量。

3.磁量子數(shù)（m）

（1）取值：對于給定的l,m可取:m=0、±1、±2、±3、……、±1,共?。?1+

1）個數(shù)值

如/=3,則m=0,±1,±2,±3,共7個值。

（2）物理意義：決定原子軌道在核外空間中的取向。對于形狀一定的軌道（1相

同的原子軌道）,m決定其空間取向.例如:1=1,有三種空間取向。

（3）簡并軌道：能量相同的原子軌道，稱為簡并軌道。

m只決定原子軌道的空間取向，不影響軌道的能量。

例如：2P軌道（n=2,/=1）在空間有三種不同的取向。3種不同取向

的2P軌道能量相同。我們說這3個原子軌道是能量簡并軌道，或者說2P軌

道是3重簡并的。而3d則有5種不同的空間取向，3d軌道是5重

簡并的

4.自旋量子數(shù)ms

電子除了繞核做運(yùn)動之外，還有自身旋轉(zhuǎn)運(yùn)動，具有自旋角動量。電子自旋角動

量沿外磁場方向的分量Ms的大小，由自旋量子數(shù)ms決定

ms的取值：只有兩個，+1/2和-1/2.（電子只有兩種自旋方式）.通常用“廣和”廣表

Zj\O

四個量子數(shù)的意義：

(1)主量子數(shù)n規(guī)定著電子出現(xiàn)最大概率區(qū)域離核的遠(yuǎn)近，以及電子能量的高

低；

(2)角量子數(shù)I規(guī)定原子軌道和電子云在空間角度分布情況，即與原子軌道和

電子云形狀有關(guān)；

(3)磁量子數(shù)m反映出原子軌道在空間的不同取向。m不同，取向不同；

(4)自旋量子數(shù)ms決定電子的自旋方式。自旋方式只表示電子的兩種不同的

運(yùn)動狀態(tài)，常用T或1表示。

n,I,m一組三個量子數(shù)可以決定電子的一種空間運(yùn)動狀態(tài)即一個原子軌道。但

原子中每個電子的運(yùn)動既包括空間運(yùn)動又包括自旋運(yùn)動，因此電子的運(yùn)動必須用

n,I,m,ms四個量子數(shù)來描述。四個量子數(shù)確定之后，電子在核外空間的運(yùn)動

狀態(tài)就確定了。

例題.用四個量子數(shù)描述n=4,1=1的所有電子的運(yùn)動狀態(tài).

n,I,m,ms

41-1+1/2

41-1-1/2

410+1/2

410-1/2

411+1/2

411-1/2

在同一原子中，沒有運(yùn)動狀態(tài)完全相同的兩個電子同時存在!

10、下列各組量子數(shù)中，合理的一組是

A.n=31=1m=+lms=+l/2B.n=41=5m=-lms=+1/2

C.n=31=3m=+lms=-1/2D.n=41=2m=+3ms=-1/2

18、氫原子中的原子軌道的個數(shù)是

A.1個B.2個C.3個D.無窮多個

19、牛(3,2,1)代表簡并軌道中的一條軌道是

A.2P軌道B.3d軌道C.3P軌道D.4f軌道

25、下列關(guān)于電子自旋的表述中正確的是

A.自旋量子數(shù)既可以取半整數(shù)也可以取整數(shù)

B.電子自旋本質(zhì)上是一種經(jīng)典電磁現(xiàn)象

C.氣態(tài)銀原子束通過非均勻磁場時會全部偏向一邊

D.電子分布時總是盡可能自旋平行地占據(jù)在能量相同的軌道

33、對于氫原子來說,原子波函數(shù)能量高低順序正確的是

A.V(4,0,0)=V(4,1,-1)=V(4,2,-2)=V(4,3,-3)

B.V(4,0,0)<V(4,1,-1)<V(4,2,-2)=V(4,3,-3)

C.V(4,0,0)=V(4,1,-1)=V(4,2,-2)<V(4,3,-3)

D，V(4,0,0)<V(4,1,-1)<V(4,2,-2)<V(4,3,-3)

52、理論上，多電子原子中原子軌道的能量取決于

A.主量子數(shù)B.主量子數(shù)和角量子數(shù)C.主量子數(shù)和角量子數(shù)和磁

量子數(shù)D.四個量子數(shù)

6、符號5P表示電子的主量子數(shù)n等于,角量子數(shù)1等于—，該

電子亞層最多可以有種空間取向，該電子亞層最多可容納個電子

磁量子數(shù)m=l的原子軌道必定都是p軌道。

\|/2,1,0表示\|72pz

磁量子數(shù)m=0都是球形的。

（二）原子軌道和電子云的空間圖像

具有波粒二象性的電子并不象宏觀物體那樣，沿著固定的軌道運(yùn)動。我們不

可能同時準(zhǔn)確地測定核外某電子在某一瞬間所處的位置和運(yùn)動速度，但是我們能

用統(tǒng)計的方法去討論該電子在核外空間某一區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)機(jī)會的多少一即概率。

電子運(yùn)動的狀態(tài)由波函數(shù)+（r,0,描述，波函數(shù)中（r,0,沒有

明確的物理意義，但|乎（r,0,。）|2的物理意義卻十分明確。它表示空間一點(diǎn)

P（r,0,（|））處單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的概率，即該點(diǎn)處的概率密度，由此進(jìn)而可

以知道電子在某個區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)的概率。

甲和I甲卜都可以用圖的形式來表示。因?yàn)樗鼈兪侨S坐標(biāo)的函數(shù)，很難用

一適當(dāng)?shù)?、簡單的圖形表示清楚，所以平和I常分解為角度部分和徑向部分

來描述。中的圖形中比較重要的是角度分布圖，又叫原子軌道角度分布圖。需

要掌握各原子軌道角度分布圖的形狀、空間伸展方向、在各象限的正負(fù)取值及角

度分布圖的形狀由誰來決定、空間伸展方向由誰來決定。

常用黑點(diǎn)密度表示電子出現(xiàn)的概率密度，所以即21的圖形又形象地稱為電子

云。|萌|的圖示中比較重要的是電子云的角度分布圖。需要掌握電子云角度分布

圖的形狀、空間伸展方向、角度分布圖的形狀由誰來決定、空間伸展方向由誰來

決定、原點(diǎn)到線上的距離所表示的物理意義。

例：下列軌道上的電子，在xy平面上的電子云密度為零的是（哈師大，2019）

A3sB3PxC3PzD3dz2

注意：

S軌道角度分布圖與其電子云角度分布圖的圖形相同。

其它軌道的電子云角度分布圖比軌道角度分布圖的圖形“瘦”，比較苗條.因

為三角函數(shù)的Sin和Cos的取值小于等于1,平方后的值必然更小。

電子云角度分布圖無正負(fù)，而軌道角度分布圖有正負(fù)。這種正負(fù)只是角度波

函數(shù)計算中取值的正負(fù)（在成鍵中代表軌道的對稱性，不是電荷的正負(fù)）

徑向分布函數(shù)

考察離核距離為r,厚度為Ar的薄球殼內(nèi)電子出現(xiàn)的概率。

概率=I*.4%r2Ar

單位厚度球殼中出現(xiàn)電子的概率為4〃■廠2

令：D(r)=4w2M2

D(r)是r的函數(shù)，稱為徑向分布函數(shù)

氫原子各種狀態(tài)的徑向分布圖

核外電子按層分布

結(jié)論：

(1)2s,2P軌道，3s,3p,3d軌道主峰位置相近，因此，從徑向分布的意義上

核外電子可看作是按層分布的；

（2）峰的個數(shù)規(guī)律：1^峰=11-1

n1波函數(shù)峰個數(shù)n1波函數(shù)峰個數(shù)

101s1202s2

212P1303s3

313p2323d1

2

A3sB3pxC3pzD3dz

電子云是_______（福州大學(xué)）

A.波函數(shù)在空間分布的圖形B.波函數(shù)甲⑵在空間分布的圖形

C.波函數(shù)徑向部分Rn,l（r）的圖形D.波函數(shù)角度部分平方的圖形

氫原子的3p軌道徑向分布函數(shù)圖有一個峰（河北師大2019年）

某原子軌道的徑向分布圖如圖所示，若己知表示軌道的主量子數(shù)為3,

則其角量子數(shù)1為（南昌大學(xué)2019年）

對于下圖所示，正確的敘述是（

A圖形表示dx2-y2原子軌道的形狀

B圖形表示dx2-y2原子軌道角度分布圖

C圖形表示dx2-y2電子云角度分布圖D圖形表示dz2原子軌道的形狀

判斷：磁量子數(shù)m=0的軌道都是球形的（鄭大2019年）

三.核外電子排布

（一）、影響軌道能量的因素

單電子體系

氫原子或類氫離子核外只有一個電子，這個電子僅受到原子核的作用，電子的能

量只與主量子數(shù)有關(guān)

因止匕：Ens=Enp=End=Enf

72

多電子體系E=-13.6x—eV

rT

在多電子原子中，電子的能量不僅取決于n,而且取決于1.主量子數(shù)n相同，

角量子數(shù)1不同原子軌道，1越大，其能量E越大。即E(ns)<E(np)<E(nd)<

E(nf),這種現(xiàn)象叫做能級分裂。

然而，在多電子原子中，有時主量子數(shù)n小的原子軌道，由于角量子數(shù)1較大，

其能量E卻大于n大的原子軌道，例如E3d>E4s,這種現(xiàn)象叫做能級交錯。

1.屏蔽效應(yīng)

rSA

以Li原子為例說明這個問題：

研究外層的一個電子。

它受到核的包的引力，同時又受到內(nèi)層電子的一2的斥力。

實(shí)際上受到的不會恰好是+3，受到的斥力也不會恰好是一2

我們把@2看成是一個整體，即被中和掉部分正電的的原

子核。/

于是我們研究的對象一外層的一個電子就相當(dāng)于處在單電子體系中。中和后

的核電荷Z變成了有效核電荷Z*o

Z*=Z—(J,<5為屏蔽常數(shù)。

于是公式Z2

E=-13.6x—eV

n2變成

z*2生尸

E=-13.6x—eV,E=-13.6xeV

n

在多電子體系中，核外其它電子抵消部分核電荷，使被討論的電子受到的核的作

用變小。這種作用稱為其它電子對被討論電子的屏蔽效應(yīng)。

受到屏蔽作用的大小，因電子的角量子數(shù)I的不同而不同。

4s,4p,4d,4f受到其它電子的屏蔽作用依次增大，故有

E4s<E4p<E4d<E4f

在多電子體系中，n相同而I不同的軌道，發(fā)生能級分裂。

2.鉆穿效應(yīng)

Is

1小的電子，在離核近處，有小的幾率峰出現(xiàn)，相當(dāng)于電子靠近核，受核作用強(qiáng),

同時回避了內(nèi)層電子的屏蔽作用，自身能量下降.這種效應(yīng)稱為鉆穿效應(yīng).

雖然4s電子的最大幾率峰比3d的離核遠(yuǎn)，但由于4s電子的幾個內(nèi)層的小幾

率峰出現(xiàn)在離核較近處，所以受到其它電子的屏蔽作用比3d要小得多。這種鉆

穿效應(yīng)可能導(dǎo)致能級交錯。

3.決定軌道能量高低的因素

出對于多電子原子體系

出a)1相同，n大的能量高，即E2s<E3s<E4s,因?yàn)橐来问芷帘巫饔迷?/p>

大,Z*依次下降。

Fbb)n相同,1大的能量高，E3s<E3p<E3d,因?yàn)橐来问芷帘巫饔迷龃?

自身鉆穿作用依次減小，均使能量升高。

出c)n和1均不同，則n+0.71大的，能量高。

出總之，屏蔽效應(yīng)使電子的能量上升，鉆穿效應(yīng)使電子能量下降。

(二)多電子原子的能級

1、Pauling的原子軌道能級圖

OOO

OOOOO7s5f6d7P

量OOOOOOO

OOO

OOOOO

OOOOOOO6s4f5d6P

。。。

OOOOO5s4d5P

ooo

O。。。。4s3d4p

ooo

3s3p

叵卜2P

產(chǎn)/3,4,5,7

(1)/相同的能級的能量高低由〃決定。如Els<E2s<E3s<..

(2)〃相同，I不同的能級，能量隨I的增大而升高。如：Ens<Enp<End<Enf,稱

為“能級分裂”

⑶〃和/均不相同時，出現(xiàn)能級交錯現(xiàn)象。如E4s<E3d<E4P

2、科頓(F.A.Cotton)軌道能級圖

Pauling的原子軌道能級圖是一種近似的能級圖，基本上反映了多電子原子的核

外電子填充的順序。但必須指出的是，由于各原子軌道的能量隨原子序數(shù)增加而

降低，且能量降低的幅度不同，所以造成不同元素的原子軌道能級次序不完全一

致。這一重要事實(shí)，在Pauling的原子軌道能級圖中沒有得到體現(xiàn)。

美國當(dāng)代化學(xué)家F.A.Cotton,總結(jié)前人的光譜實(shí)驗(yàn)和量子力學(xué)計算結(jié)果，畫出

了原子軌道能量隨原子序數(shù)而變化的圖——Cotton原子軌道能級圖，見圖。

1)Z=1,不產(chǎn)生能級分裂，

即:Ens=Enp=End=Enf

2)Z>1,各軌道能量，隨Z的升高而下降。

3)n相同,1不同的軌道，能量下降幅度不同，產(chǎn)生能級分裂.(1大的，受屏蔽大，下

降幅度小):Ens<Enp<End<Enf

4)不同元素，軌道的能級次序不同，產(chǎn)生能級交錯.

如：1-14號：E4s>E3d

15-20號：E4s<E3d

21號以后：E4s>E3d

(三)核外電子的排布

1、排布原則

(1)最低能量原理

核外電子總是盡可能分布到能量最低的原子軌道(電子先填充能量低的軌

道，后填充能量高的軌道)。

(2)Pauli不相容原理

每個原子軌道中只能容納兩個自旋方向相反的電子(即同一原子中沒有運(yùn)

動狀態(tài)完全相同的電子，亦即無四個量子數(shù)完全相同的電子)

(3)Hund規(guī)則

電子在能量簡并的軌道中，要分占各軌道，且保持自旋方向相同。

特例：在等價軌道上的電子排布處于全充滿、半充滿或全空時，具有較低的能量

和較大的穩(wěn)定性。

全充滿p6,diO,fl4

半充滿p3,d5,f7

全空pO,dO,fO

①①①①①

N:ls22s22P37V

Z=29Cu:Is22s22P63s23P63d104sl

[Ar]3d104s1[Ar]稱為

Z=24Cr:1s22s22P63s23P63d54sl

原子實(shí)

[Arj3d54s

量子數(shù)，電子層，電子亞層之間的關(guān)系

角量子數(shù)10123

電子亞層SPdf

每個亞層中

軌道數(shù)目1357

每個亞層最多

容納電子數(shù)261014

主量子數(shù)n1234

電子層KLMN

每個電子層最多

容納的電子數(shù)2818322/

當(dāng)基態(tài)原子的第六電子層只有2個電子時，則其第五電子層電子數(shù)為

A.8B.18C.8-18D.8-32

原子L殼層中的電子數(shù)目最多為

A.6B.8C.32D.18

29Cu原子在基態(tài)，符合量子數(shù)m=0的電子數(shù)為

A.12B.13C.14D.15

2.電子的排布

注意：

1）電子填充是按近似能級圖自能量低向能量高的軌道排布的，但書寫電子結(jié)構(gòu)

式時，要把同一主層（n相同）的軌道寫在一起，

24號CrChromium銘

埴充電子時：Is22s3PMs13cp

而書寫時應(yīng)為：Is22s?2p‘蟲為'3王條1

不能寫成：1s22s22P（3s23p%i3d‘

2）原子實(shí)表示電子排布時，內(nèi)層已經(jīng)達(dá)到稀有（惰性）氣體原子的結(jié)構(gòu)。

24號Ci（Chromium）tS的結(jié)構(gòu)式為:Is22s3s2刎3矛煙1,內(nèi)層Is?

2s22p'*23p,，為A版電子結(jié)構(gòu)式,則可寫成:[ArJSd^1

3）特殊的電子結(jié)構(gòu)要記憶.主要是第五、第六周期的過渡元素：

電子埴充反常元素：

NbRuRhPd

[Kr]4dM61[KH4d75slRH4d85sl[KH4d105so

W[Xe]5d46s2Pt

La[Xe]5dl6s2Ce[Xe]5d14fl6s2區(qū)日5d監(jiān)￡

四元素周期系

（1）、元素的周期

周期的劃分和軌道能級組的關(guān)系

周期原子無素最大電子

雙高能級組

數(shù)序數(shù)效目容量

11~221s第一能級組2

23-1082s,2P第二能級組8

311-1883s,3P第三能級組8

419-36184s,3d,4P第b能級組18

537-54185s,4d,5P第五能級組18

655-86326s,4f,4d,6p第共能級姐32

787-109237s,5f,5d,7p第七能級組32

88s5g6f7d8P第八能級組50

規(guī)律：

①各周期元素的數(shù)目（最高能級組容納的電子數(shù)）

②每周期兀素原子的最外電子層電子數(shù)W8(仄nsl~ns2np6)

③每周期元素原子的次外電子層電子數(shù)/18［仇-1力他-1步優(yōu)-1萬7

周期是根據(jù)最高能級組確定的。

周期數(shù)=最高能級組數(shù)=該周期元素原子最外電子層的主量子數(shù)

如：判斷電子構(gòu)型為［Xe］4f36s2的元素所在的周期

根據(jù)原子結(jié)構(gòu)理論預(yù)測，第八周期所包括元素將為

A.18種B.36種C.80種D.50種

根據(jù)原子的核外電子排布與原子序數(shù)的關(guān)系，

第九周期最后一個元素的原子序數(shù)為

A.168B.200C.218D.240

試根據(jù)原子結(jié)構(gòu)理論預(yù)測

(1)第八周期將包括多少種元素？

(2)原子核外出現(xiàn)第一個5g電子的元素的原

子序數(shù)是多少？

(3)根據(jù)電子排布規(guī)律，推斷原子序數(shù)為

114號新元素的外圍電子構(gòu)型，并指出它可能

與哪個已知元素的性質(zhì)最相似？

(2)、元素的分區(qū)

銅系

蕨f區(qū)

1)s區(qū)：ns1-2,最后的電子填在ns上，包括IAIIA,屬于活潑金屬，為堿金屬和

堿土金屬；

2)p區(qū)：ns2npiR最后的電子填在np上，包括IIIA-VIIA以及0族元素，為非

金屬和少數(shù)金屬；

3)d區(qū)：(n-l)d110ns°-12,34最后的電子填在(n-l)d上，包括IIIB-VIIB以及VIII族元

素，為過渡金屬；

4)ds區(qū)：(n-l)di°nsL2,最后的電子填在(n-l)d上，且(n-l)d全充滿，包括IB-IIB,過

渡金屬(d和ds區(qū)金屬合起來，為過渡金屬)；

5)f區(qū)：(n-2)產(chǎn)i4(n/)d0-2ns2,包括偶系和鋼系元素，稱為內(nèi)過渡元素或內(nèi)過渡系.

錮系：57-71號元素(La-Lu);

鋼系：89-103號元素(Ar-Lr),均為放射性元素.包括：除鈕為6d2外，其余均為

6do和6di

若給的是原子序數(shù)，先寫出電子的排布式，確定區(qū)的方法一般來說是看最后一個

電子填充在哪個軌道

若給的是電子結(jié)構(gòu)式，去除原子實(shí)，剩余部分符合哪個區(qū)的價電子構(gòu)型就屬于哪

個區(qū)

練習(xí)：[Xe]6sl[Xe]5dl06s26pl[Xe]5d46s2[Xe]5dl06s2[Xe]4f36s2

(3)、元素的族

主族:s區(qū)+p區(qū),(ns+np)的電子數(shù)=族數(shù)，(ns+np)的電子數(shù)=8,則為0族元

素。

副族：d區(qū)：[(n-l)d+ns]的電子數(shù)=族數(shù)；[(n-l)d+ns]的電子數(shù)N8,則為VIII

族元素；

ds區(qū):什1對°全充滿,ns中的電子數(shù)=族數(shù),如:Cu：[Ar]3di°4s】，4sl中一個電

子，為IB族元素.

f區(qū)：內(nèi)過渡元素,(n-2)伊i4(n_i)d0-2ns2,鍍]系:La-Lu,鋼系:Ar-lr,都屬于第HIB

族。

某元素M3+離子的價電子構(gòu)型為3d3,則該元素位于周期表的

A.s區(qū)B.d區(qū)C.ds區(qū)D.p區(qū)

在周期表中，哪些區(qū)的基態(tài)原子有可能出現(xiàn)最外層只有1個1=0的電子

A.只有s區(qū)B,只有s區(qū)和ds區(qū)

C.只有s區(qū),ds區(qū)和d區(qū)D.s,ds,d,f區(qū)都有可能

某元素位于周期表36號元素之前，失去3個電子后，在角量子數(shù)為2的軌道上

剛好半充滿，該元素為

A.銘B(tài).釘C.碑D.鐵

某元素核外電子結(jié)構(gòu)為[Xe]4fl45d6s2,該元素在元素周期表中所處的周期和族數(shù)

為

A.五nBB.五nAC.六IIBD.六nA

IIB族元素價電子結(jié)構(gòu)為

A.ns2B.nd10ns2C.(n-l)d10ns2D.(n-^d'^s1

鈉原子的Is電子能量與氫原子的Is能量相比

A.前者高B.相等C.前者低D.無法確定

下列電子構(gòu)型中不可能存在的是

A.ls22P2B.Is22s22P54flC.Is22s32PlD.ls22s22P63sl3dl

甲乙兩元素，甲原子的M層和N層的電子數(shù)分別比乙原子的M層和N層的電子

數(shù)少7個和4個,則可推斷甲乙兩元素的原子序數(shù)應(yīng)分別為

A.20B.45C.23D.56E.34F.68

原子序數(shù)為77的元素，其原子核外電子分布式是,該元

素在周期表中位于第一周期第一族

某元素原子主量子數(shù)n為4的電子層上有7個電子，該原子的價層電子構(gòu)

型__________，未成對電子數(shù)為，該元素原子序數(shù)為，它位于第一周

期，第一族，—區(qū)。

某元素原子X的最外層只有一個電子，其X3+離子的最高能級的3個電子的主

量子數(shù)為3,角量子數(shù)為2,則該元素為,它屬于周期，―族元素

早發(fā)現(xiàn)了第120號元素M,則其所在周期數(shù)為,所在族數(shù)為—，其金屬

活潑性較同族其它元素要,其特征氧化態(tài)的氧化物化學(xué)式為一

(二).元素基本性質(zhì)的周期性

1、原子半徑

(1).原子半徑的概念

按照量子力學(xué)的觀點(diǎn)，電子在核外運(yùn)動沒有固定軌道，只是幾率分布不同。因此,

對于原子來說并沒有一個截然分明的界面。

通常所說的原子半徑，總是以相鄰原子的核間距為基礎(chǔ)而定義的。根據(jù)原子

與原子間的作用力不同，原子半徑一般可分為共價半徑、金屬半徑和范德華半徑

三種。

共價半徑同種元素的兩個原子，以共價單鍵聯(lián)結(jié)時，核間距的一半，為共

價半徑。

共價半徑V調(diào)

。2,玲呢？

一d一|分別為雙鍵和三鍵，與此不符.

金屬半徑金屬晶體中，金屬原子被視為剛性球體，彼此相切，其核間距的一

半，為金屬半徑。

金屬半徑r?=齦

對于金JlNa:

r兌加=154pm,6局=188pm

r金屬＞r火怖

因金屬晶體中的原子軌道無重費(fèi).

范德華半徑單原子分子(He,Ne等)，原子間靠范德華力，即分子間作

用力結(jié)合，因此無法得到共價半徑在低溫高壓下，稀有氣體形成晶體。原子核間

距的一半定義為范德華半徑。

注意:原子間未相切.所以三種半

徑以r融洽法為最大

(2).原子半徑的變化規(guī)律

同周期

從左向右，在原子序數(shù)增加的過程中，有兩個因素在影響原子半徑的變化

①核電荷數(shù)Z增大，對電子吸引力增大，使得原子半徑r有減小的趨勢

②核外電子數(shù)增加，電子之間排斥力增大，使得原子半徑r有增大的趨勢。

這是一對矛盾，以哪方面為主？

以①為主。即同周期中從左向右原子半徑減小。只有當(dāng)d10,f7,f14半充滿

和全充滿時，層中電子的對稱性較高，這時②占主導(dǎo)地位，原子半徑r增大。

短周期：

同周期中，從左向右，半徑依次減小，但有特例。

NaMgA1SiPSClAr

r/pm18616014311810810699154

長周期：

長周期的過渡元素,以第4.周期的第一過渡系列為例

ScTiVCrMnFeCoNiCuZn

r/pm162147134128127126125124128134

Cu,Zn為d10結(jié)構(gòu)，電子斥力大,所以r不但沒減小，反而有所增加。

超長周期的內(nèi)過渡元素

LaCePrNdPmSmEuGdTdDyHoErTdYbLu

r/pm183182182181183180208180177176176176176194174

Eu和Yb的原子半徑增大，因?yàn)閺乃鼈冮_始出現(xiàn)f?和f14電子構(gòu)型。

結(jié)論：

同周期原子半徑減小的幅度：主族元素〉副族才區(qū)

短周期：電子填加到外層軌道，對核的正電荷中和少，Z*增加的幅度大，所以r

變小的幅度大.長周期：e填加到(n-1)層軌道，對核的正電荷中和多,Z*增加的

幅度小，所以r變小的幅度小.桐系元素新增加的電子填充到外數(shù)第三層，對核

的正電荷中和更多,Z*增加的幅度更小，所以r變小的幅度最小.

15種偶系元素原子半徑共減小約9Pm這一事實(shí)，稱為偶系收縮。

錮系收縮的結(jié)果：由于鐲系收縮，不僅使15種偶系元素的半徑相似，性質(zhì)相近,

分離困難；而且更主要的是：使得第二、第三過渡系的同族元素半徑相近，性質(zhì)

相近，分離困難.

CaScUVCrMn

rmm203174144132122118117

RbYZrNbMo

r^m216191162145134130

CsBaLaHfTaW

r/pm235198144134130

＞同族中

＞同族中，從上到下，有兩種因素影響原子半徑的變化趨勢

①核電荷Z增加許多，對電子吸引力增大，使r減??；

②核外電子增多，增加一個電子層，使r增大。

在這一對矛盾中，(2)起主導(dǎo)作用。同主族中，從上到下，原子半徑增大。

主族元素Li123pm

Na154pm

K203pm

Rb216pm

Cs235pm

副族元素TiVCr

r/pm132122118

ZrNbMo

145134130

HfTaW

144134130

第二過渡系列比第一過渡系列原子半徑r增大12—13pm。

第三過渡系列和第二過渡系列原子半徑r相近或相等。這是偶系收縮的影響結(jié)

果。

2、電離能

(1).基本概念

元素的一個基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個電子，變成氣態(tài)正離子時所需的能量，稱為

該元素的第一電離能，用II表示。從正一價離子再失去一個電子形成正二價離

子時，所需要的能量叫做第二電離能，以此類推。電離能的大小反映原子失去電

子的難易，電離能越大，失電子越難。

M付M%+eAH=L

——M2^-^AH=I?等等…

各級電離能的關(guān)系：L＜l2〈l3…

元素的第一電離能最重要，n是衡量元素的原子失去電子的能力和元素金屬

性的一種尺度。隨著原子序數(shù)的增加，第一電離能也呈周期性變化。

電離能的大小主要取決于原子核電荷數(shù)、原子半徑和電子構(gòu)型。在同一周期中，

從左向右隨著核電荷數(shù)的增多和原子半徑的減小，原子核對外層電子的引力增

大，電離能呈遞增趨勢。這是一般規(guī)律，但有反?，F(xiàn)象出現(xiàn)。

2）電離能的周期性變化

同周期主族元素規(guī)律是從左向右第一電離能增大。但是有反常出現(xiàn)。

原因：同周期中，從左向右，核電荷Z增大，原子半徑r減小。核對電子的

吸引增強(qiáng)，愈來愈不易失去電子，所以第一電離能II增大。

全滿、半滿時高于左右相鄰的元素的電離能

(

o

E

/

3

)

A

oj」o

(uD

①

U

0

1一

ZB

-OE

s二

」

iz

長周期副族元素Il/kJmol—l

Sc11VCrMnFeCoMCuZn

h/KJ.moH631658650653717759758737746906

總趨勢上看，長周期副族元素的電離能隨Z的增加而增加，但增加的幅度較主

族元素小些。

原因是副族元素的原子半徑減小的幅度較主族元素小。

Zn的電子結(jié)構(gòu)為[Ar]3d104s2,屬于穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，不易失去電子，所以Zn的

II比較大。

內(nèi)過渡元素第一電離能增加的幅度更小，且規(guī)律性更差。

同族中自上而下，有互相矛盾的兩種因素影響電離能變化。

①核電荷數(shù)Z增大，核對電子吸引力增大。I一增大；

②電子層增加,原子半徑增大，電子離核遠(yuǎn)，核對電子吸引力減小。I一減小。

這對矛盾中，以②為主導(dǎo)。

所以，同族中自上而下，元素的電離能減小。

主族Il/kJmol—1

Be900

Mg738

Ca590

Sr550

Ba503

副族元素的電離能第二過渡系列明顯小于第三過渡系列。原因是第二、三過

渡系的半徑相近，但第三過渡系列的核電荷數(shù)要比第二過渡系列大得多。

TiVCrMnFeCoNiCuZn

11/kJ-mol-1658650653717759758737746906

ZrNbMoTcRuRhPdAgCd

11/kJ-mol-1660664685702711720805731868

HfTaWReOsIrPtAuHg

11/kJ-mol-16547617707608408808708901007

第一電離能最高的是He,Ii=2372kJ-mol-1,

最低的是Cs,Ii=376kJ-mol!o每一周期中第一電離能最大的元素為稀有氣體。

3、電子親合能

(1).定義：某元素的一個基態(tài)的氣態(tài)原子得到一個電子形成氣態(tài)基態(tài)負(fù)離子時，

所放出的能量，稱為該元素的第一電子親合能，用E表示。元素的電子親和能

越大，其非金屬性越強(qiáng)。

注意：電子親合能E的符號與過程的AH的符號相反。

Ei有正、負(fù),如Cl(g)+e——>C1—(g),Ei=348.6kJ-mol-1,而Ar(g)+e——>Ar—(g),

Ei=-35kJ.moL(計算值)。但E2一般都為負(fù)值，因?yàn)橐呀?jīng)成為負(fù)離子后，再獲

得電子，必須克服它們之間的斥力。

(2).