教师讲解错误
错误详细描述：
（2011广安）下表是元素周期表中部分元素原子的原子结构示意图，请分析：（1）在化学反应中Mg原子易________（选填“得”或“失”）电子。（2）Na＋核外的电子数为________。（3）经分析发现，元素的周期数与原子的电子层数、元素的主族数与原子的最外层电子数有着密切关系。请推断X原子的最外层电子数为________，Y原子的电子层数为________。
【思路分析】
（1）由原子结构示意图可知，镁原子的最外层电子数为2，易失去电子；（2）由原子结构示意图可知，钠原子的最外层电子数为1，易失去，而变为钠离子；（3）因为“元素的主族数与原子的最外层电子数有着密切的关系”，则可知X原子的最外层电子数；因为“元素的周期数与原子的电子层数”，则可知Y原子的电子层数；
【解析过程】
：（1）由原子结构示意图可知，镁原子的最外层电子数为2，在化学反应中Mg原子易失去电子；（2）由原子结构示意图可知，钠原子的最外层电子数为1，易失去，而变为钠离子，故Na+离子核外的电子数为10；（3）因为“元素的主族数与原子的最外层电子数有着密切的关系”，已知B和Ga最外层电子数为3，则可知X原子的最外层电子数也为3；因为“元素的周期数与原子的电子层数”，已知Ca和Ga的电子层数为4，则可知Y原子的电子层数也为4；
（1）失；（2）10；（3）3；4.
了解元素周期表的特点及其应用；核外电子在化学反应中的作用；了解原子结构示意图与离子结构示意图的特点．
电话：010-
地址：北京市西城区新街口外大街28号B座6层601
微信公众号
COPYRIGHT (C)
INC. ALL RIGHTS RESERVED. 题谷教育 版权所有
京ICP备号 京公网安备第一章 原子结构第2课时学案_百度文库
两大类热门资源免费畅读
续费一年阅读会员，立省24元！
评价文档：
5页免费1页免费2页免费2页¥1.002页¥1.002页免费2页免费99页1下载券3页免费3页免费
喜欢此文档的还喜欢4页免费5页1下载券5页1下载券11页免费4页免费
第一章 原子结构第2课时学案|鲁​科​必​修​2
把文档贴到Blog、BBS或个人站等：
普通尺寸(450*500pix)
较大尺寸(630*500pix)
你可能喜欢97 年英国物理学家汤姆逊(J.J.Thomson)发现电子以来，经过了几十年的研究，人 们已经意识到原子是一种电中性的微粒，是与一个带若干(Z)正电荷的原子核的原子核和 Z 个带负电荷的电子组成的；原子核是由 Z 个单位正电荷的质子(p)和若干个中子(n)组成的紧 密结合体，其直径不及原子的万分之一；电子的直径更小。可见原子核和电子只占原子的极 小部分，原子内部绝大部分是“空着的”。 同一元素的原子核含有相同数目的质子，但可以含有数目不同的中子。电子、质子、中 子、光子以及在宇宙射线和高能原子核物理实验中发现的一系列粒子，统称为基本粒子。 元素是具有相同质子数的一类原子的总称。 根据原子中质子数目的不同， 可以区别为不 同的元素。不同的元素在元素周期表中个占据不同的位置。不同元素的原子、质子数目由小 到大排列的顺序数，称为原子序数。因此，对每一种原子来说： 原子序数(Z)=核内质子数=核电荷数=核外电子数 质子数相同而中子数不同的同一种元素的原子， 有着基本相同的化学性质， 且在元素周 期表中处于同一位置，故互称为同位素。具有确定中子数和质子数的单核粒子称为核素，例 如氢有三种核素，如表 5-1 所示。除少数几中元素外绝大多数都两种或两种以上的核素，其 中锡的核素多达 10 种。 表 5-1 氢的同位素 核素名称 核素符号 原子的组成 质子数 氢或氕 重氢或重氘 超重氢或氚 1 1 1 中子数 0 1 2 质 量 数 1 2 3 在自然界中的氢所占的 百分数/% ≈99.98 0.015 10-16① 元素符号左上角的数字表示质量数，左下角的数字表示原子序数。 根据来源和稳定性， 可将核素分为稳定核素和放射性核素。 放射性核素的原子核不稳定， 能放出射线而蜕变成别的元素。目前已发现的 118 种元素的核素已达 2000 种左右。质量数相同而原子系数不同的元素，互称为异序同量素，简称同量素。1*5-1-2 反原子和反物质 1932 年美国物理学家安德森(C.D.Anderson)在宇宙线实验中发现了与电子质量相同带 单位正电荷的粒子——正电子(e+)；1956 年美国物理学家张伯伦(O.Chamberlain)等在加速器 实验中发现了质量与正质子(p+)相同带单位负电荷的粒子——负质子(p-)。 以后又陆续发现了 ① 许多类似的情况， 证实一切粒子都有与之相对应的反粒子 。 例如中子不带电但一定有磁性， 反中子则呈相反的磁性。 ① 反粒子的概念最初数英国物理学家狄拉克(P.M.A.Dirac)提出来的。 据报道，欧洲核子研究中心的德国和意大利科学家从 1995 年 9 月开始的实验，已经成 功的获得了反氢原子(有一个反质子 p-和一个反电子 e+结合而成)，亦即获得了反物质。尽管 这种反氢原子只能存在极短瞬间， 但这项实验不仅为系统的探索反物质世界打开了大门， 而 且为自然辩证法提供了极为有利的佐证，具有重大的理论和实际意义。5-1-3 原子轨道能级1913 年玻尔在前人工作的基础上提出了玻尔原子模型，其要点如下： 1. 定态轨道概念 氢原子中的电子是在氢原子核的势能场中运动， 其运动轨道不是任意的， 电子只能在以 原子核为中心的某些能量(En)确定的圆形轨道上运动。这些轨道的能量状态不随时间而改 变，因此被称为定态轨道。电子在定态轨道上运动时，既不吸收也不释放能量。 2. 轨道能级的概念 (1) 最简单的原子──氢原子的光谱(2) 轨道能级的概念 不同的定态轨道能量是不同的。离核越近的轨道，能量越低，电子被原子核束缚得越 牢；离核越远的轨道，能量越高。轨道的这些能量状态，称为能级。氢原子轨道能级如图 5-1 所示。2n = 1 的轨道离原子核最近、能量最低。 n & 1 的轨道随着 n 值的增大，逐渐远离原子核，能量升高。 轨道的这些能量状态，称为能级。 在正常状态下，电子尽可能处于离核较近、能量较低的轨道上，这时原子所处的状态称 为基态。 在高温火焰下，电火花或电弧作用下，基态原子中的电子因获得能量，能跃迁到离核较 远、能量较高的空轨道上去运动，这时原子所处的状态称为激发态。 n → ∞ 时，电子所处的轨道能量定为零，意味着电子被激发到这样的能级时，由于获 得足够大的能量， 可以完全摆脱核势能场的束缚而电离。 因此， 离核越近的轨道， 能级越低， 势能值越负。 (3) 基态与激发态 在正常状态下，电子尽可能处于离核较近、能量较低的轨道上，这时原子所处的状态称 为基态。在高温火焰下，电火花或电弧作用下，基态原子中的电子因获得能量，能跃迁到离 核较远、能量较高的空轨道上去运动，这时原子所处的状态称为激发态。n → ∞ 时，电子 所处的轨道能量定为零，意味着电子被激发到这样的能级时，由于获得足够大的能量，可以 完全摆脱核势能场的束缚而电离。因此，离核越近的轨道，能级越低，势能值越负。 3. 玻尔原子模型的应用范围与局限性 玻尔原子模型成功的解释了氢原子和类氢原子(如 He+, Li2+,Be3+)的光谱现象。 时至今日， 玻尔提出的关于原子中轨道能级的概念，仍然有用。但是玻尔理论有着严重的局限性，它只 能解释单电子原子(或离子)光谱的一般现象，不能解释多电子原子光谱，其根本原因在于玻 尔的原子模型是建立在牛顿的经典力学理论基础上的。它的假设是把原子描绘成一个太阳 系，认为电子在核外运动就犹如行星围绕着太阳转一样，会遵循经典力学的运动规律，但实 际上电子这样微小、 运动速度又极快的粒子在极小的原子体积内运动， 是根本不遵循经典力 学的运动规律的。 玻尔理论的缺陷， 促使人们去研究和建立能描述电子内运动规律的量子力 学原子模型。35-2 原子结构的近代概念1926 年奥地利科学家薛定谔(E.Schrodinger,),建立起描述微观粒子(如原子、 电子等)运动规律的量子力学(有称波动力学)理论。 人们利用量子力学理论研究原子结构， 逐 步形成了原子结构的近代概念。5-2-1 电子的波、粒二象性本世纪初人们已经发现， 光不仅有微粒的性质， 而且有波动的性质， 即具有波粒二象性。 -15 前面已经提及，原子中的电子是一种有确定体积(直径一般为 10 m)和质量(9.1091× -31kg) 10 的粒子。因此，电子具有粒子性在此无需论证，而且这一点也早为玻尔等人所认识。问题是 电子运动是否也像光子一样，表现出波动的性质。 1927 年美国物理学家戴维逊(D. J. Davisson)等通过电子衍射实验证明了电子运动是确 实具有波动性：如图 5-3 所示，当高速运动的电子束穿过晶体光栅投射到感光底片上时，得 到的不是一个感光点，而是明暗相间的衍射环纹，与光的衍射图相似。图 5-3 电子衍射实验示意图 电子衍射实验证明了电子运动确实具有波动性, 如图 5-3 所示，当高速运动的电子束穿 过晶体光栅投射到感光底片上时，得到的不是一个感光点，而是明暗相间的衍射环纹，与光 的衍射图相似。 后来还相继发现质子、 中子等粒子均能产生衍射现象， 具有宏观物体难以表现出来的波 动性，而这一特点恰是经典力学所没有认识到的。5-2-2 概率若用慢射电子枪(可控制射出电子数的电子发射装置)取代电子束进行类似图 5-3 所示的 实验，结果发现，每个电子在感光底片上弹着的位置是无法预料的，说明电子运动是没有固 定轨道的； 但是当单个的电子不断的发射以后， 在感光底片上仍然可以得到明暗相间的衍射 环纹，这说明电子运动是有规律的。亮环纹处无疑衍射强度大，说明电子出现的机会多，亦 即概率大；暗环纹处则正好相反。 量子力学认为，原子中个别电子运动的轨迹是无法确定的，亦即没有确定的轨道，这一 点是与经典力学有原则的差别。 但是原子中电子在原子核外的分布还是有规律的： 核外空间 某些区域电子出现的概率较大， 而另一些电子出现的概率较小。 电子在原子核外空间某处单 位体积内出现的概率称为概率密度。5-2-3 原子轨道1. 波函数41926 年薛定谔根据波、粒二象性的概念提出了一个描述微观粒子运动的基本方程 ── 薛定谔波动方程。这个方程是一个二阶段偏微分方程，它的形式如下：式中 ψ 叫做波函数, h 为普朗克常数，m 为微粒的质量，x，y，z 为微粒的空间坐标。 对氢原子体系来说，ψ 是描述氢核外电子运动状态的数学表达式，是空间坐标 x，y，z 的函数 ψ=f(x，y，z)；E 为氢原子的总能量；V 为电子的势能(亦即核对电子的吸引能)；m 为电子的质量。解一个体系(例如氢原子体系)的薛定谔方程，一般可以得到一系列的波函数 ψ1s，ψ2s，ψ2px,...ψi...和相应的一系列能量值 E1s，E2s，E2px,...Ei...。方程式的每一个合理的解 ψi 就代表体系中电子的一种可能的运动状态。例如基态氢原子中电子所处的能态： E1s=-2.179× -18J 10 式中 r 为电子离原子核的距离，a0 被称为玻尔半径 (53pm),π 为圆周率，e 为自然对数的底 数。 (① 玻尔应用经典力学计算所得的氢原子半径。) 可见在量子力学中是用波函数和与其对应的能量来描述微观粒子运动状态的。 原子中电子的波函数 ψ 既然是描述电子运动的数学表示式，而且又是空间坐标的函数， 其空间图像可以形象的理解为电子运动的空间范围，俗称“原子轨道”。 这里需要特别提醒注意：此处所指的原子轨道与玻尔原子模型所指的原子轨道截然不 同。 前者指电子在原子核外运动的某个空间范围， 后者是指原子核外电子运动的某个确定的 圆形轨道。有时为了避免与经典力学中的玻尔轨道相混淆，又称为原子轨函(原子轨道函数 之意)，亦即波函数的空间图像就是原子轨道，原子轨道的表示式就是波函数。为此，波函 数与原子轨道常作同意语混用。 2. 原子轨道的角度分布图 将波函数 ψ 的角度分布部分（Y）作图，所得的图像就称为原子轨道的角度分布图(见 图 5-4)，如文字教材中的 图 5-4 实线部分所示。①55-2-4 电子云1．概率密度 在光的波动方程中，ψ 代表电磁波的电磁场强度。由于而光的强度又与电磁场强度(ψ)的绝对值平方成正比： 光的强度 ∝ |ψ|2 所以，光子密度是与|ψ|2 成正比的。同理，在原子核外某处空间，电子出现的概率密度(ρ)也 是和电子波在该处的强度(ψ)的绝对值平方成正比的： ρ∝|ψ|2 但在研究 ρ 时，有实际意义的只是它在空间各处的相对密度，而不是其绝对值本身，故 作图时可不考虑 ρ 与|ψ|2 之间的比例常数，因而电子在原子中核外某处出现的概率密度可直 接用|ψ|2 来表示。 为了形象地表示核外电子运动的概率分布情况，化学上惯用小黑点分布的疏密表示电 子出现概率密度的相对大小。小黑点较密的地方，表示概率密度较大，单位体积内电子出现 的机会多。用这种方法来描述电子在核外出现的概率密度分布所得的空间图像称为电子云。基态氢原子的电子概率分布(电子云)示意图 既然以小黑点的疏密来表示概率密度大小所得的图像称为电子云， 概率密度又可以直接 2 2 2 用|ψ| 来表示，那么若以|ψ| 作图，应得到电子云的近似图像。将|ψ| 的角度分布部分(|Y|2)作 图， 所得的图像就称为电子云角度分布图。 电子云的角度分布剖面图与相应的原子轨道角度 分布剖面图基本相似，但有两点不同： (1) 原子轨道角度分布图带有正、负号，而电子云角度分布图均为正值(习惯不标出正 号)； (2) 电子云角度分布图比原子轨道角度分布图要“瘦”些， 这是因为 Y 值一般是小于 1 的， 所以|Y|2 值就更小些。 从以上介绍可以看出： 原子轨道和电子云的空间图像既不是通过实验、 更不是直接观察 到的，而是根据量子力学计算得到的数据绘制出来的。65-2-5 量子数欲描述某海轮在茫茫大海中的位置， 只要知道该海轮的经度和纬度就足够了。 但是描述 原子中各电子的状态(指电子所在的电子层和原子轨道的能级、形状、伸展方向，以及电子 的自旋方向等)则需要四个参数(主量子数、副量子数、磁量子数和自旋量子数)才行。 1．主量子数(n)： 主量子数(n)可为零以外的正整数。例如 n =1,2,3,4...等。其中每一个 n 值代表一个电子 层： 主量子数(n)： 电子层： 电子层符号： 1 第一层 K 2 第二层 L 3 第三层 M 4 第四层 N 5 第五层 O …n 值越小，各电子层离核越近，其能级越低。 2．副量子数(l) n 值确定后，副量子数(l)可为零到（n-1）的正整数。例如 l=0,1,2...（n-1）。其中每一 个 l 值代表一个电子亚层： 副量子数(l)： 电子亚层符号： 0 s 1 p 2 d 3 f 4 g 5 h对于多电子原子来说，同一电子层中的 l 值越小，该电子亚层的能级越低。例如 2s 亚层的 能级比 2p 亚层的低。 3. 磁量子数(m) 磁量子数(m)的取值决定于 l 值；可取(2l+1)个从-l 到+l（包括零在内）的整数。每一个 m 值代表一个具有某种空间取向的原子轨道。例如副量子数(l)为 1 时 ，磁量子数(m)值只能 取 -1，0，+1 三个数值，这三个数值表示 p 亚层上的三个相互垂直的 p 原子轨道。 4．自旋量子数(ms) 自旋量子数(ms)只有+1/2 或一 1/2 这两个数值，其中每一个数值表示电子的一种自旋方 向(如顺时针或逆时针方向)。 例如，在原子核外第四电子层上 4s 亚层的 4s 轨道内，以顺时针方向自旋为特征的那 个电子的的运动状态，可以用 n=4、l=0、m=0、ms=+1/2 四个量子数来描述5-3 原子中电子的分布5-3-1 基态原子中电子分布原理根据原子光谱实验的结果和对元素周期系的分析、 归纳， 总结出核外电子分布的基本原 理。 1. 泡利（Pauli）不相容原理 在同一原子中， 不可能有四个量子数完全相同的电子存在。 每一个轨道内最多只能容纳 两个自旋方向相反的电子。 2. 能量最低原理 多电子原子处在基态时， 核外电子的分布在不违反泡利原理的前提下， 总是尽先分布在 能量较低的轨道，以使原子处于能量最低的状态。 3. 洪特(Hund)规则 原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时，将尽可能单独分布在不同的轨道，而且自 旋方向相同(或称自旋平行)。这样分布时，原子的能量较低，体系较稳定。例如：N 原子7（1s22s22p3）的轨道表示式 （① 圆圈中每一个箭号代表一个电子，箭头方向相同的表示电 子自旋方向相同。）为：①那么，哪些轨道能量较高，哪些轨道能量较低呢? 这需要进一步了解原子的能级。5-3-2多电子原子轨道的能级原子轨道的能量主要与主量子数(n)有关。对多电子原子（除 H 外其它元素原子的统称) 来说，原子轨道的能量还与副量子数(l)和原子序数有关。 原子中各原子轨道能级的高低主要根据光谱实验确定， 但也可从理论上去推算。 原子轨 道能级的相对高低情况，若用图示法近似表示，就是所谓近似能级图。在无机化学中比较实 用的是鲍林( Pauling )近似能级图。 某元素只要根据其原子光谱中的谱线所对应的能量，就可以作出该元素原子的原子轨 道能级图。1939 年鲍林(L.Pauling，)对周期系中各元素原子的原子轨道能级图进行分析、归 纳，总结出多电子原子中原子轨道能级图，以表示各原子轨道之间能量的相同高低顺序(见 图 5-6）图 5-6 近似能级图 在图中每一个小圆圈代表一个原子轨道。 每个小圆圈所在的位置的高低就表示这个轨道 能量的高低(但并未按真实比例绘出)。图中还根据各轨道能量大小的相互接近情况，把原子 轨道划分为若干个能级组。(图中实线方框内各原子轨道的能量较接近，构成一个能级组)。 以后我们将会了解：“能级组”与元素周期表的周期是相对应的。 从图 5-6 中可以看出：8(1) 各电子层能级相对高低为 K & L & M & N & O & · · · (2) 同一原子同一电子层内，对多电子原子来说,电子间的相互作用造成同层能级的分 裂。各亚层能级的相对高低为：Ens & Enp & End & Enf & · · · (3) 同一电子亚层内，各原子轨道能级相同: 如 Ens & Enp & End & Enf ； (4) 同一原子内，不同类型的亚层之间，有能级交错想象。例如：4s & 3d & 4p, 5s & 4d & 5p, 6s & 4f & 5p & 6p。 对鲍林近似能级图，需要明确几点: (1) 如前所述，它是从周期糸中各元素原子轨道能图中归纳出来的一般规律，不可能完 全反映出每个元素的原子轨道能级的相对高低，所以只有近似意义。 (2) 它原意是要反映同一原子内各原子轨道能级之间的相对高低。所以，不能用鲍林近 似能级图来比较不同元素原子轨道能级的相对高低。 (3) 经进一步研究发现，鲍林近似能级图实际上只反映同一原子外电子层中原子轨道能 级的相对高低，而不一定能完全反映内电子层中原子轨道能级的相对高低。 (4) 电子在某一轨道上的能量，实际上与原子序数(更本质地说与核电荷数)有关。核电 荷数越多，对电子的吸引力越大，电子离核越近的结果使其所在轨道能量降得越低。轨道能 级之间的相对高低情况，与鲍林近似能级图会有所不同。5-3-3 基态原子中电子的分布1. 核外电子填入轨道的顺序 核外电子的分布是客观事实， 本来不存在人为地向核外原子轨道填入电子以及填充电子 的先后次序问题， 但这作为研究原子核外电子运动状态的一种科学假想， 对了解原子电子层 的结构，事实证明是有益的。 对多电子原子来说， 由于紧靠核的电子层一般都布满了电子， 所以其核外电子的分布主 要看外层电子是怎样分布的。 前面已经提到， 鲍林近似能级图能反映外电子层中原子轨道能 级的相对高低，因此也就能反映核外电子填入轨道的最后顺序。 应用鲍林近似能级图，并根据能量最低原理，可以设计出核外电子填入轨道顺序图(图 5-7)。有了核外电子填入轨道顺序图，再根据泡利不相容原理、洪特规则和能量最低原理， 就可以准确无误地写出 91 种元素原子的核外电子分布式来。例如: 21Sc 原子的电子分布式 为： 1s22s22p63s23p63d14s2 在 112 种元素当中， 只有 19 种元素(它们是 24Cr， Cu， Nb， Mo， Ru， Rh， 46Pd， 29 41 42 44 45 Ag，57La， 58Ce，64Gd，78Pt，79Au，89Ac，90Th，91Pa,92U,93Np，96Cm)原子外层电子的分 47 布情况稍有例外。根据原子核外电子分布情况，又可以归纳出一条特殊规律，就是对于同一 电子亚层，当电子分布为全充满(p6 或 d10 或 f14)、半充满(p3 或 d5 或 f7)和全空(p0 或 d0 或 f0)时，电子云分布呈球状，原子结构较稳定。亚层全充满分布的例子如：29Cu，它的电 子式分布为 3d104s1，而不是 3d94s2，此外 46Pd，47Ag，79Au 也有类似情况；亚层半充满的 例子如：24Cr，它的电子分布式为 3d54s1，而不是 3d44s2，此外，42Mo，64Gd， 96Cm 也有 类似情况。9表 5-2-1 基态原子的电子分布(第一周期至第三周期) 周期序号 (一) 原子序数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 元素 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg A1 Si P S Cl Ar 电子分布式 1sl 1s2 [He]2s1 [He]2s2 [He]2s22p1 [He]2s22p2 [He]2s22p3 [He]2s22p4 [He]2s22p5 [He]2s22p6 [Ne]3s1 [Ne]3s2 [Ne]3s23p1 [Ne]3s23p2 [Ne]3s23p3 [Ne]3s23p4 [Ne]3s23p5 [Ne]3s23p6(二)(三)10表 5-2-2 基态原子的电子分布(第四周期) 周期序号 原子序数 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 元素 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ce As Se Br Kr 电子分布式 [Ar]4s1 [Ar]4s2 [Ar]3d14s2 [Ar]3d24s2 [Ar]3d34s2 [Ar]3d54s1 [Ar)3d54s2 [Ar)3d64s2 [Ar)3d74s2 [Ar)3d84s2 [Ar]3d104s1 [Ar)3d104S2 [Ar]3d104s24p1 [Ar]3d104s24p2 [Ar]3d104s24p3 [Ar]3d104s24p4 [Ar]3dl04s24p5 [Ar]3d104s24p6(四)表 5-2-3 基态原子的电子分布(第五周期) 周期序号 原子序数 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 5411元素 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe电子分布式 [Kr]5s1 [Kr]5s2 [Kr]4d15s2 [Kr)4d25s2 [Kr]4d45sl [Kr]4d55s1 [Kr]4d55s2 [Kr]4d75s1 [Kr]4d85sl [Kr]4d10 [Kr]4d105s1 [Kr]4d105s2 [Kr]4d105s25p1 [Kr]4d105s25p2 [Kr]4d105s25p3 [Kr]4d105s25p4 [Kr]4d105s25p5 [Kr]4d105s25p6(五)表 5-2-4 基态原子的电子分布(第六周期) 周期序号 原子序数 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 元素 Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 电子分布式 [Xe]6s1 [Xe]6s2 [Xe]5d16s2 [Xe]4f15d16s2 [Xe]4f36s2 [Xe]4f46s2 [Xe]4f56s2 [Xe]4f66s2 [Xe]4f76s2 [Xe]4f75d16s2 [Xe]4f96s2 [Xe]4f106s2 [Xe]4f116s2 [Xe]4f126s2 [Xe]4f136s2 [Xe]4f146s2 [Xe]4f145d16s2 [Xe]4f145d26s2 [Xe]4f145d3 [Xe]4f145d46s2 [Xe]4f145d56s2 [Xe]4f145d66s2 [Xe]4f145d76s2 [Xe]4f145d96s1 [Xe]4f145d106s1 [Xe]4f145d106s2 [Xe]4f145d106s26p1 [Xe]4f145d106s26p2 [Xe]4f145d106s26p3 [Xe]4f145d106s26p4 [Xe]4f145d106s26p5 [Xe]4f145d106s26p6(六)12表 5-2-5 基态原子的电子分布(第七周期) 周期序号 原子序数 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 元素 Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es 电子分布式 [Rn]7s1 [Rn]7s2 [Rn]6d17s2 [Rn]6d27s2 [Rn]5f26d17s2 [Rn]5f36d17s2 [Rn]5f46d17s2 [Rn]5f67s2 [Rn]5f77s2 [Rn]5f76d17s2 [Rn]5f97s2 [Rn]5f107s2 [Rn]5f117s2(七)2．基态原子的价层电子构型 价电子所在的亚层统称价层。 原子的价层电子构型是指价层的电子分布式， 它能反映出 该元素原子电子层结构的特征。但价层中的电子并非一定全是价电子，例如 Ag 的价层电子 构型为 4dl05s1，而其氧化值只有+1，+2，+3。在书写原子核外电子分布式时，为简便起见， ① 可用该元素前一周期的希有气体的元素符号作为原子实 （① 原子实是指原子中， 除去最高 能级组以外的原子实体。），代替相应电子分布部分。 例如表 5-2(表 5-2-1 第一周期至第 三周期、表 5-2-2 第四周期、表 5-2-3 第五周期、表 5-2-4 第六周期、表 5-2-5 第七周期) 所示。5-3-4 简单基态阳离子的电子分布根据鲍林能级图，基态原子外层轨道能级高低顺序为：ns & (n-2)f & (n-1)d & np。若按此 顺序，Fe2+电子分布式似应为：[Ar]3d44s2，但根据实验证实，Fe2+的电子分布式实为： [Ar]3d64s0。原因是阳离子的有效核电荷比原子的多，造成基态阳离子的轨道能级与基态原 子的轨道能级有所不同。 通过对基态原子和离子内轨道能级的研究，从大量光谱数据中归纳出如下经验规律： 基态原子外层电子填充顺序：→ ns →(n-2)f →(n-1)d → np 价电子电离顺序：→np →ns →(n-1)d →(n-2)f5-3-5 元素周期系与核外电子分布的关系1．区 根据元素原子价层电子构型的不同，可以把周期表中的元素所在位置分成 s，p，d，ds 和 f 五个区 (图 5-8)。13图 5-8 长式周期表元素分区示意图 各区元素原子核外电子层分布的特点，如表 5-3 所示。 表 5-3 各区元素原子核外电子分布特点 区 s p d ds f 原子价层电子构型 ns ns2np1→6 (n-1)d1→9ns1→2 (n-1)d10ns1→2 (n-2)f0→14(n-1)d0→2ns21→2最后填入电子的亚层 最外层的 s 亚层 最外层的 p 亚层 一般为次外层的 d 亚层 同上 一般为外数第三层的 f 亚 层的(有个别例外)包括的元素 ⅠA 族,ⅡA 族 Ⅲ～ⅦA 族,零族 ⅢB～ⅦB 族，Ⅷ族 （过渡元素） ⅠB,ⅡB 族 镧系元素 锕系元素 （内过渡元素）2．族 如上表所示，如果元素原子最后填入电子的亚层为 s 或 p 亚层的，该元素便属于主族 元素；如果最后填入电子的亚层为 d 或 f 亚层的，该元素便属副族元素，又称过渡元素(其 中填入 f 亚层的又称内过渡元素)。书写时，以 A 表示主族元素，以 B 表示副族元素。如Ⅱ A 表示第二主族元素,ⅢB 表示第三副族元素。 元素 s、p、ds 区 d区 (其中Ⅷ族只适用于 Os,Fe,Ru) f 区 族数 等于最外层电子数 等于最外层电子数 + 次外层的 d 电子数 都属ⅢB 族由此可见，元素在周期表中的位置(周期、区、族)，是由该元素原子核外电子的分布所 决定的。5-3-6 元素周期表在化学发展史中，元素周期表的出现是化学发展的重要里程碑。1869 年 2 月俄国科学 家门捷列夫 (A.N.Mehaeneeb, )公布了世界第一张化学元素周期表。 以后不断有人 提出各种类型的周期表不下 70 余种。 归纳起来主要有以下类型： 短式表(门捷列夫式为代表)、 长式表(维尔纳式为代表)、特长表(玻尔塔式为代表)、平面螺线表和圆形表(达姆开夫式为代 表)、立体周期表(某西的圆锥助立体表为代表)等。其中在教学上长期习用长式周期表。本课 程采用高等教育出版社化学室根据 IUPAC(国际纯粹与应用协会)1997 年提供的五位有效数 字相对原子质量数据于 1998 年印制的长式周期表，如图 5-9。14图 5-9 长式元素周期表 另外，1986 年 IUPAC 推荐了“族”的新表示法：原长式周期表(图 5-9) 由左向右按 18 族排列：图 5-9 原长式元素周期表15区 族s 1→2d 3→10ds 11→12p 13→18考虑到“族”的旧表示法仍有许多优点。因此，此处暂不采用新表示法。5-4 原子性质的周期性原子的电子层结构随着核电荷的递增呈现周期性变化，影响到原子的某些性质，如原 ① 子半径、电离能、电子亲合能和电负性 （① 这些原子性质统称为原子参数，对元素的性质 往往有重要影响。）等，也呈现周期性的变化。5-4-1 原子半径量子力学的原子模型认为， 核外电子的运动是按几率分布的， 由于原子本身没有鲜明的 界面， 因此原子核到最外电子层的距离实际上是难以确定的。 通常所说的原子半径是根据该 原子存在的不同形式来定义的。常用的有以下三种： (1) 共价半径： 两个相同原子形成共价键时， 其核间距离的一半， 称为原子的共价半径， 如果没有特别注明，通常指的是形成共价单键时的共价半径。例如把 Cl—C1 分子的核间距 的一半(99pm)定为 C1 原子的共价半径。 (2) 金属半径：金属单质的晶体中，两个相邻金属原子核间距离的一半，称为该金属原 子的金属半径。 例如把金属铜中两个相邻 Cu 原子核间距的一半(128pm)定为 Cu 原子的半径。 (3) 范德华半径：在分子晶体种，分子之间是以范德华力（即分子间力）结合的。例如 希有气体晶体，相邻分子核间距的一半，成为该原子的范德华半径。例如（Ne）的范德华 半径为 160pm 。 表 5-4 列出元素周期表中各元素原子半径，其中非金属列出共价半径，金属列出金属 半径(配位数为 12)，希有气体列出范德华半径。 表 5-4 原子半径/pm H 37 Li Be 152 111 Na Mg 186 160 B 88 Al 143 C 77 Si 117 Ge 122 Sn 141 Pb 175 N 70 O 66 F 64 He 122 Ne 160 Ar 191 Kr 198 Xe 217 RnP S Cl 110 104 99 As Se Br 121 117 114 Sb Te I 141 137 133 Bi Po At 155 153K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga 227 197 161 145 132 125 124 124 125 125 128 133 122 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In 248 215 181 160 143 136 136 133 135 138 144 149 163 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl 265 217 188 159 143 137 137 134 136 136 144 160 17016同一周期的主族元素，自左向右，随着核电荷的增加，原子共价半径的总趋势是逐渐减 小的。 同一周期的 d 区过渡元素，从左向右过渡时，随着核电荷的增加，原子半径只是略有减 小； 而且，从 IB 族元素起，由于次外层的(n-1)d 轨道已经充满，较为显著地抵消核电荷 对外层 ns 电子的引力，因此原子半径反而有所增大。 同一周期的 f 区内过渡：元素，从左向右过渡时，由于新增加的电子填入外数第三层 的（n-2）f 轨道上，其结果与 d 区元素基本相似，只是原子半径减小的平均幅度更小。例 如镧系元素从镧（La)到镥(Lu)，中间经历了 13 种元素，原子半径只收缩了约 12pm 左右。 镧系收缩的幅度虽然很小，但它收缩的影响却很大，使镧系后面的过渡元素铪(Hf)、钽(Ta)、 钨(W)的原子半径与其同族相应的锆(Zr)、铌(Nb)、钼(Mo)的原子半径极为接近，造成 Zr 与 Hf, Nb 与 Ta，Mo 与 W 的性质十分相似，在自然界往往共生，分离时比较困难。 原子半径在族中的变化：主族元素从上往下过渡，原子半径显著增大。但是副族元素除 钪分族外，从上往下过渡时原子半径一般略有增大， 但第五周期和第六周期的同族元素之 间，原子半径非常接近。 原子半径越大， 核对外层电子的引力越弱， 原子就越易失去电子； 相反， 原子半径越小， 核对外层电子的引力越强，原子就越易得到电子。 但必须注意，难失去电子的原子，不一定就容易得到电子。例如；希有气体原子得、失 电子都不容易。5-4-2 电离能和电子亲合能原子失去电子的难易可用电离能(I)来衡量， 结合电子的难易可用电子亲合能(EA)来定性 地比较。 1. 电离能（I） 气态原子要失去电子变为气态阳离子(即电离)，必须克服核电荷对电子的引力而消耗能 量，这种能量称为电离能（I），其单位采用 kJ· -1。 mol 从基态(能量最低的状态)的中性气态原子失去一个电子形成气态阳离子所需要的能量， 称为原子第一电离能(I1)； 由氧化数为+1 的气态阳离子再失去一个电子形成氧化数为+2 的气 态阳离子所需要的能量，称为原子的第二电离能(I2)；其余依次类推。例如： Mg(g) - e- → Mg+(g)； I1= ΔHl= 738 kJ· -1 mol + 2+ Mg (g) - e → Mg (g)；I2 = ΔH2=1451 kJ· -1 mol ..........17显然，元素原子的电离能越小，原子就越易失去电子；反之，元素原子的电离能越大， 原子越难失去电子。这样，我们就可以根据原子的电离能来衡量原子失去电子的难易程度。 一般情况下，只要应用第一电离能数据即可。 元素原子的电离能，可以通过实验测出。 同一周期主族元素，从左向右过渡时，电离能逐渐增大。副族元素从左向右过渡时，电 离能变化不十分规律。 同一主族元素从上往下过渡时， 原子的电离能逐渐减小。 副族元素从上往下原子半径只 是略微增大， 而且第五、 六周期元素的原子半径又非常接近， 核电荷数增多的因素起了作用， 电离能变化没有较好的规律。 值得注意，电离能的大小只能衡量气态原子失去电子变 为气态离子的难易程度， 至于金属在溶液中发生化学反应形成阳离子的倾向， 还是应该根据 金属的电极电势来进行估量。 2．电子亲合能（EA） 与电离能恰好相反， 元素原子的第一电子亲合能是指一个基态的气态原子得到一个电子 形成气态阴离子所释放出的能量。例如： O(g) + e- ─→ O-(g)； EA1 = 141 kJ· -1 mol 元素原子的第一电子亲合能一般都为负值，因为电子落入中性原子的核场里势能降低， 体系能量减少。唯希有气体原子(ns2np6)和ⅡA 族原子(ns2)最外电子亚层已全充满，要加合 一个电子，环境必须对体系作功，亦即吸收能量才能实现，所以第一电子亲合能为正值。所 有元素原子的第二电子亲合能都为正值， 因为阴离子本身是个负电场， 对外加电子有排斥作 用，要再加合电子时，环境也必须对体系作功。例如： O-(g) + e- ─→ O2-(g)； EA2 ＝780 kJ· -1 mol 显然，元素原子的第—电子亲合能代数值越小，原子就越容易得到电子，反之元素原子 的第一电子亲合能代数值越大，原子就越难得到电子。 由于电子亲合能的测定比较困难，所以目前测得的数据较少，(尤其是副族元素尚无完 整数据)，准确性也较差，有些数据还只是计算值。 无论是在周期或族中， 主族元素电子亲合能的代数值一般都是随着原子半径的减小而减 小的。因为半径减小，核电荷对电子的引力增大，故电子亲合能在周期中从左向右过渡时， 总的变化趋势是减小的。主族元素从上往下过渡时，总的变化趋势是增大的。值得注意：电 子亲合能、电离能只能表征孤立气态原子或离子得、失电子的能力。5-4-3 电负性(χ)某原子难失去电子，不一定就容易得到电子，反之，某原子难得到电子，也不一定就 容易失去电子。 为了能比较全面地描述不同元素原子在分子中对成键电子吸引的能力， 鲍林 提出了电负性的概念。 所谓电负性是指分子中元素原子吸引电子的能力。 他指定最活泼的非 金属元素原子的电负性 (F)= 4.0，然后通过计算得到其它元素原子的电负性值(见表 5-5)。 从表 5-5 中可见， 元素原子的电负性呈周期性变化。 同一周期从左向右电负性逐渐增大。 同一主族，从上往下电负性逐渐减小；至于副族元素原子，ⅢB～ⅤB 族变小,ⅥB～ⅡB 族 从上往下电负性变大。某元素的电负性越大，表示它的原子在分子中吸引成键电子(即习惯 说的共用电子)的能力越强。需要说明几点： (1) 鲍林电负性是一个相对值；本身没有单位; (2) 自从 1932 年鲍林提出电负性概念后，有不少人对这个问题进行探讨，由于定义及 计算方法不同，现在已经有几套元素原子电负性数； 因此，使用数据时要注意出处，并尽 量采用同一套电负性数据。 (3) 如何定义电负性至今仍在争论中。18表 5-5 元素的电负性 （L.Pauling） s H 2.0 Li 1.1 Na 0.9 K 0.8 Rb 0.8 Cs 0.7 Fr 0.7 区 p Be 1.5 Mg 1.2 Ca 1.0 Sr 1.0 Ba 0.9 Ra 0.9 Sc 1.3 Y 1.2 La-Lu 1.0-1.2 Ac 1.1 Ti 1.5 Zr 1.4 Hf 1.3 Th 1.3 d V 1.6 Nb 1.6 Ta 1.5 Pa 1.4 Cr 1.6 Mo 1.8 W 1.7 区 Mn 1.5 Tc 1.9 Re 1.9 ds 区 B C N O F 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 Al Si P S Cl 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 区Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 1.8 1.9 1.9 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8 Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5 Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.9 1.9 2.0 2.2 -U Np-No 1.4 1.4-1.35-4-4 元素的氧化数元素的氧化数与原子的价电子数直接相关。 1．主族元素的氧化数 由于主族元素原子只有最外层的电子为价电子， 能参与成键， 因此， 主族元素(F、 除 O 外)的最高氧化 数等于该原子的价电子总数(亦即族数)。如表 5-6 所示，随着原子核电荷数 的递增，主族元素的氧化数呈现周期性的变化。 表 5-6 主族元素的氧化数与价电子数的对应关系 族数 价层电 子构型 价电子 总数 ⅠA ns1 1 ⅡA ns2 2 ⅢA ns2np1 3 ⅣA ns2np2 4 ⅤA ns2np3 5 ⅥA ns2np4 6 ⅦA ns2np5 7 +7 +1 主要 氧化数 +2 +4 +2 (C 有 -4) +5 +3 (N,P 有-3) (N 还有+1， +2，+4) +6 +4 -2 (O 一般只 呈-1) +5 +3 +1 -1 (F 一般只 呈-1) +7+3 (Tl 还有+1)最高 氧化数+1+2+3+4+5+62．副族元素的氧化数 ⅢB～ⅦB 族元素原子最外层的 s 亚层和次外层 d 亚层的电子均为价电子，因此，元素 的最高氧化数也等于价电子总数，如表 5-7 所示。19表 5-7 ⅢB～ⅦB 族元素最高氧化数与价电子数的对应关系 族 数 第四周期元素 价层电子构型 最高氧化数 价电子数 ⅢB Sc 3d14s2 +3 3 ⅣB Ti 3d24s2 +4 4 ⅤB V 3d34s2 +5 5 ⅥB Cr 3d54s1 +6 6 ⅦB Mn 3d54s2 +7 7但是，ⅠB 和 Ⅷ族元素的氧化数变化不规律；ⅡB 族的最高氧化数为+2。5-4-5 元素的金属性和非金属性在已经发现和合成的元素中， 金属元素约占五分之四左右。 凡是金属都不同程度地具有 不透明、金属光泽、导电传热和延展性。从化学角度说，金属性最突出的特性是指它在化学 反应中容易失去电子。因此，在化学反应中，某元素原子如果容易失去电子变为低正氧化值 阳离子，就表示它的金属性强；反之，若容易得到电子变为阴离子，就表示它的非金属性 强。 元素金属性和非金属性相对强弱， 可以应用原子参数进行比较。 元素原子的电离能越小 或电负性越小，元素的金属性越强；元素原子的电子亲合能的代数值越小，或电负性越大， 元素的非金属性越强。 同一周期的元素，由左向右过渡，元素原子的电负性增大，元素的金属性逐渐减弱，元 素的非金属性逐渐增强。 同一主族的元素由上往下过渡，元素原子的电负性减小，元素的金属性逐渐增强，元素 的非金属性逐渐减弱。副族元素 ⅢB～VB 族电负性变小，金属性增强，IVB～ⅡB 族电负 性变大，金属性减弱。20
5第五章 原子结构与元素周期性(1)-是一个在线免费学习平台、通过收集整理大量专业知识，职业资料、考试资料,考试复习指导,试题资料等给大家分享;同时提供学习互动交流;更好的帮助大家学习。