高一化学竞赛培训讲义3原子结构与元素周期律Word下载.docx
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（4-1）
式中h为普朗克常数，等于6.626×
10–34J·
s
（3）白光是复色光
可见光的颜色与波长
颜色
紫
兰
青
绿
黄
橙
红
波长（nm）
400-430
430-470
470-500
500-560
560-590
590-630
630-760
（4）电子的波粒二重性——物质波
1923年德布罗意（L.deBroglie）类比爱因斯坦的光子学说后提出，电子不但具有粒子性，也具有波动性。
并提出了联系电子粒子性和波动性的公式：
λ=
（4-2）
m：
质量v：
速度h：
普朗克常数
（4-2）式左边是电子的波长λ，表明它的波动性的特征；
右边是电子的动量，代表它的粒子性。
这两种性质通过普朗克常数定量的联系起来了。
2、原子核外电子的运动
（1）早期模型
氢原子光谱
太阳光是连续光谱，原子光谱是线状光谱。
玻尔模型：
①电子在一定的轨道上运动、不损失能量。
②不同轨道上的电子具有不同能量
E=
J（4-3）
式中n=1，2……正整数
电子离核近、能量低、最低能量状态称基态，激发态（能量高）
③只有当电子跃迁时，原子才释放或吸收能量。
△E=h
=h
=hc
1cm-1=1.986×
10－23J
波尔理论的应用：
①解释氢原子光谱
电子跃迁时释放电子能量：
（
－
）=1.097×
105（
）cm－1
式中1.097×
105称里德保常数
②计算氢原子光谱的谱线波长
电子由ni
n1时，释放能量得一系列
值称赖曼线系。
ni
n2时，释放能量得到一系列
值。
巴尔麦线条例：
=1.097×
）cm－1=15236cm－1
=656nm
原子光谱
③计算氢原子的电离能
n1
n
时，氢原子电离能=6.023×
1023
△E=6.023×
1023（
）=－1313kJ·
mol－1
接近实验值1312kJ·
（2）近代描述—电子云
①薛定颚方程的解即原子轨道——电子运动状态。
量子数是解方程的量子条件（三个）n、l、m，原子核外的电子运动状态用四个量数描述：
n、l、m、ms。
实际上，每个原子轨道可以用3个整数来描述，这三个整数的名称、表示符号及取值范围如下：
主量子数n，n=1,2,3,4,5,……（只能取正整数），表示符号：
K,L,M,N,O,……
角量子数l，l=0,1,2,3,……,n－1。
（取值受n的限制），表示符号：
s,p,d,f,……
磁量子数m，m=0,1,2,……,l。
（取值受l的限制）
当三个量子数都具有确定值时，就对应一个确定的原子轨道。
如2p
就是一个确定的轨道。
主量子数n与电子层对应，n=1时对应第一层，n=2时对应第二层，依次类推。
轨道的能量主要由主量子数n决定，n越小轨道能量越低。
角量子数l和轨道形状有关，它也影响原子轨道的能量。
n和l一定时，所有的原子轨道称为一个亚层，如n=2，l=1就是2p亚层，该亚层有3个2p轨道。
n确定时，l值越小亚层的能量约低。
磁量子数m与原子轨道在空间的伸展方向有关，如2p亚层，l=1，m=0，1有3个不同的值，因此2p有3种不同的空间伸展方向，一般将3个2p轨道写成2px,2py,2pz。
实验表明，电子自身还具有自旋运动。
电子的自旋运动用一个量子数ms表示，ms称为自旋磁量子数。
对一个电子来说，其ms可取两个不同的数值1/2或－1/2。
习惯上,一般将ms取1/2的电子称为自旋向上，表示为+；
将ms取－1/2的电子称为自旋向下，表示为－。
实验证明，同一个原子轨道中的电子不能具有相同的自旋磁量子数ms，也就是说，每个原子轨道只能占两个电子，且它们的自旋不同。
②核外电子可能的空间状态——电子云的形状。
s电子云（球形）
p电子云，亚铃形，有三个方向pxpypz。
d电子云有五个方向dxydxzdyzdx2-y2dz2（称五个简并轨道，即能量相同的轨道）
f电子云有七个方向。
3、核外电子的排布
（1）多电子原子的能级
①鲍林的轨道能级图能级交错能级分裂
鲍林根据光谱实验的结果，提出了多电子原子中原子轨道的近似能级图，见下图，要注意的是图中的能级顺序是指价电子层填入电子时各能级能量的相对高低。
多电子原子的近似能级图有如下几个特点：
（a）近似能级图是按原子轨道的能量高低排列的，而不是按原子轨道离核远近排列的。
它把能量相近的能级划为一组，称为能级组，共分成七个能级组。
能级组之间的能量差比较大。
徐光宪教授提出用n+0.7l计算各能级相对高低值，并将第一位数相同的能级组成相应的能级组，如4s、3d和4p的n+0.7l计算值相应为4.0、4.4和4.7，它们组成第四能级组。
（b）主量子数n相同、角量子数l不同的能级，它们的能量随l的增大而升高，即发生“能级分裂”现象。
例如E
＜E
。
（c）“能级交错”现象。
，E
②屏蔽效应和有效核电荷
在多电子原子中，一个电子不仅受到原子核的引力，而且还要受到其他电子的排斥力。
这种排斥力显然要削弱原子核对该电子的吸引，可以认为排斥作用部分抵消或屏蔽了核电荷对该电子的作用，相当于使该电子受到的有效核电荷数减少了。
于是有Z*=Z－σ，式中Z*为有效核电荷，Z为核电荷。
σ为屏蔽常数，它代表由于电子间的斥力而使原核电荷减少的部分。
我们把由于其他电子对某一电子的排斥作用而抵消了一部分核电荷，使该电子受到的有效核电荷降低的现象称为屏蔽效应。
一个电子受到其他电子的屏蔽，其能量升高。
③钻穿效应
与屏蔽效应相反，外层电子有钻穿效应。
外层角量子数小的能级上的电子，如4s电子能钻到近核内层空间运动，这样它受到其他电子的屏蔽作用就小，受核引力就强，因而电子能量降低，造成E
我们把外层电子钻穿到近核内层空间运动，因而使电子能量降低的现象，称为钻穿效应。
钻穿效应可以解释原子轨道的能级交错现象。
（2）排布规则：
①能量最低原理：
原子中的电子按照能量由低到高的顺序排布到原子轨道上，遵循能量最低原理。
例如，氢原子只有一个电子，排布在能量最低的1s轨道上，表示为1s1，这里右上角的数字表示电子的数目。
根据能量最低原理，电子在原子轨道上排布的先后顺序与原子轨道的能量高低有关，人们发现绝大多数原子的电子排布遵循下图的能量高低顺序，这张图被称为构造原理。
②泡利原理：
（Pauliexclusionprinciple）一个原子轨道上最多能排布几个电子的呢？
物理学家泡利指出一个原子轨道上最多排布两个电子，且这两个电子必须具有不同的自旋。
按照能量最低原理和泡利不相容原理，硼原子B的电子排布是1s22s22p1。
其轨道表示式如图：
③洪特规则：
氮原子的电子排布是1s22s22p3，那么2p轨道上的3个电子在3个2p轨道如何排布呢？
洪特在研究了大量原子光谱的实验后总结出了一个规律，即电子在能量相同的轨道上排布时，尽量分占不同的轨道且自旋平行，这样的排布方式使原子的能量最低。
可见，洪特规则是能量最低原理的一个特例。
因此，氮原子的3个2p电子在3个在2p轨道上的排布为：
2p。
经验的补充规则：
等价轨道全充满、半充满、全空的状态比较稳定。
如24号元素Cr和29号元素Cu的电子排布式分别写为：
Cr：
1s22s22p63s23p63d54s1Cu：
1s22s22p63s23p63d104s1。
电子填入轨道的次序：
注意：
具体元素原子的电子排布情况应尊重实验事实。
（3）表示方法：
根据以上电子排布的三条规则，就可以确定各元素原子基态时的排布情况，电子在核外的排布情况简称电子构型，表示的方法通常有两种。
①轨道表示法
如：
C
一个方框表示一个轨道。
↑、↓表示不同自旋方向的电子。
②电子排布式（亦称电子组态）
C1s22s22p2
式中右上角的数字表示该轨道中电子的数目。
为了简化，常用“原子实”来代替部分内电子层构型。
所谓原子实，是指某原子内电子层构型与某一稀有气体原子的电子层构型相同的那一部分实体。
如24Fe：
2s22p63p23p63d6s2可表示为[Ar]3d64s2
说明：
竟赛要求能够根据原子序数写出元素周期表中所有元素的电子排布式。
下面是需要重点记忆的几种特殊情况：
5d16s2
稀土LaCeGdLu其它4fn5d06s2
铈钆镥
6d17s26d27s2
锕系AcPaUNpCmLrTh其它5fn6d07s2
锕镤铀镎锔铹钍
二、元素周期律
1、原子的电子层结构和周期律
（1）随核电荷增大电子呈周期性分布，每个周期的电子由s
p逐个增入。
（2）新周期开始出现新电子层。
周期序数=原子的电子层数n
每周期中元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子的总数。
（3）主族元素的族序数=原子最外层电子数
副族元素的族序数=原子次外层d电子数与最外层s电子数之和（ⅧB、ⅠB、ⅡB除外）
（4）周期表按电子层结构分五个区（s、p、d、ds、f），如下图所示。
元素金属性和非金属性的递变：
从左到右，金属性逐渐减弱；
从上到下，金属性逐渐增强。
周期律：
元素的性质随元素原子序数的增加而呈周期性变化的规律。
2、元素基本性质的周期性——原子结构与原子参数的关系
（1）有效核电荷：
Z*
Z*=Z－σ
内层电子σ大；
同层电子间σ小；
外层电子σ=0；
对称结构σ大。
（2）原子半径：
两个原子核间距的一半（原子半径通常包括金属半径、共价半径和范德华半径）。
HHe
37122
LiBeBCNOFNe
123898077706664160
NaMgAlSiPSClAr
15713612511711010499191
KCa
203174
La系收缩结果使镧系以后的元素原子半径与下一周期相应的同族元素原子半径非常接近。
故性质相似，难分离，自然界共生。
（3）电离能（势）I
定义：
元素的气态原子在基态时失去一个电子成为一价气态正离子所需要的能量，称元素的第一电离能。
基态M（g）
M+（g）
M2+（g）
M3+（g）
例如：
Al（g）
Al+（g）……
第一电离能I1=578kJ·
mol-1；
第二电离能I2=1823kJ·
第三电离能I3=2751kJ·
mol-1
I大，难失电子；
I小，易失电子，金属性强。
规律：
①同周期Z*增大，半径减小，稍有起伏（半充满、全充满结构稳定）。
②同族元素Z*增加不多，半径增大起主导作用。
③长周期中也有起伏，I增大不如短周期明显。
（4）电子亲合能
一个基态的气态原子得到一个电子形成一价气态负离子所放出的能量。
称该原子的第一电子亲合能。
习惯上把放出能量的电子亲合能EA用正号表示。
O（g）+e
O－（g）EA=141.8kJ·
EA反映原子得电子难易程度。
EA大，易得电子，非金属性强。
①自左向右Z*核电荷大，半径减小，易与电子形成8电子稳定结构。
②半充满，全充满时EA小，例如：
氮族，稀有气体。
③同一主族自上而下EA变小，但第二周期例外，如：
F、O、N比Cl、S、P小。
（5）电负性：
原子在分子中吸引电子的能力。
1932年化学家鲍林（L.Pauling）指出:
“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
”并提出：
F的负电性为4.0，其它原子的负电性均为相对值，以Xp表示。
Xp的数值越大,表示该元素的原子吸引电子的能力就越强;
反之,Xp的数值越小,表示该元素的原子吸引电子的能力就越弱。
从上表可以看出：
①周期表中从左到右电负性逐渐增大，从上到下电负性逐渐减小。
电负性可用于区分金属和非金属。
金属的电负性一般小于1.9，而非金属元素的电负性一般大于2.2，处于1.9与2.2之间的元素人们把它们称为“类金属”，它们既有金属性又有非金属性。
②周期表中左上角与右下角的相邻元素，如锂和镁、铍和铝、硼和硅等，有许多相似的性质。
例如，锂和镁都能在空气中燃烧，除生成氧化物外同时生成氮化物；
铍和铝的氢氧化物都具有两性；
硼和硅都是“类金属”等等。
人们把这种现象称为对角线规则。
【典型例题】
例1、氢原子的核外电子在第四轨道上运动时的能量比它在第一轨道上运动时的能量多2.04×
10-18J。
试求这个核外电子由第四轨道跃入第一轨道时，所发出的光的频率和波长。
分析：
由v=
或v=3.289×
1015（
）s-1求出v，再由
求出
解：
求v：
方法一：
v=
=
=3.80×
1015s-1
方法二：
v=3.289×
）=3.80×
求
：
=
=9.74×
10-8m=97.4nm
例2、下列说法是否正确？
如不正确，应如何改正？
（1）s电子绕核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子是走∞字形。
（2）主量子数为1时，有自旋相反的两条轨道。
（3）主量子数为3时，有3s、3p、3d、3f四条轨道。
本题是涉及电子云及量子数的概念题。
必须从基本概念出发，判断正误。
解
（1）不正确。
因为电子运动并无固定轨道。
应改正为：
s电子在核外运动电子云图像或几率分布是一个球体，其剖面图是个圆。
而p电子云图或几率密度分布是一个纺锤体，其剖面图是∞形。
（2）不正确。
因为n=1，l=0，m=0，只有一个1s原子轨道。
应改为：
主量子数为1时，在1s原子轨道中有两个自旋相反的电子。
（3）不正确。
因为n=3时，l只能取0、1、2，所以没有3f。
另外3s、3p、3d的电子云形状不同，3p还有m=0、
1三种空间取向不同的运动状态，有3个原子轨道，3d有m=0、
1、
2五种空间取向，有5个原子轨道。
因此应改为：
主量子数为3时，有9个原子轨道。
例3、试写出下列物种的电子排布式
（1）13Al3+
（2）17Cl－（3）24Cr（4）47Ag
由物种的带电性，确定其电子总数，再按电子排布规律写出电子结构。
物种
电子排布式
13Al3+
1s22s22p6或[He]2s22p6
17Cl－
1s22s22p63s23p6或[Ne]3s23p6
24Cr
1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1
47Ag
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1或[Kr]4d105s1
例4、试比较Li2+离子的2s和2p轨道能量的高低。
Li2+单质电子体系，是类氢离子，没有电子的屏蔽作用（
=0）其能量公式为：
E=－2.179×
10-18×
（J），只与核电荷数（已一定）和主量子数有关。
因Li2+是单质电子体系，其各轨道的能量只与主量子数n有关，与角量子数l无关，所以在Li2+离子中，2s和2p轨道的能量相等。
例5甲元素是第三周期p区元素，其最低化合价为-1价；
乙元素是第四周期d区元素，其最高化合价为+4价，填写下表：
元素
价层电子构型
周期
族
金属或非金属
电负性相对高低
甲
乙
根据题意，甲元素处于周期表p区，为主族元素，其最低化合价为–1价，则它最外层电子构型为3s23p5，所以甲为第三周期VIIA族的非金属元素，具有较高的电负性。
同理可推测乙元素的外层电子构型及其在周期表中的位置和它较低的电负性。
3s23p5
3
VIIA
非金属
较高
3d24s2
4
IVB
金属
较低
例6某元素原子共有3个价电子，其中一个价电子的四个量子数为n=3、l=2、m=2、ms=+
试回答：
（1）写出该元素原子核外电子排布式
（2）写出该元素的原子序数，指出在周期表中所处的分区、周期数和族序数，是金属还是非金属以及最高正价化合价。
本题关键是根据量子数推出价层电子构型，由此即可写出核外电子排布式并回答其他问题。
（1）由一个价电子的量子数可知，该电子为3d电子，则其它二个价电子必为4s电子（因为E3d＜E4s＝价层电子构型为3d14s2。
所以电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2。
（2）该元素的原子序数为21，处于周期表中的d区第四周期IIIB族，是金属元素，最高正价为+3。
例7、现有A、B、C、D四种元素，A是第五周期IA族元素，B是第三周期元素。
B、C、D的价电子分别为2、2和7个。
四种元素原子序数从小到大的顺序是B、C、D、A。
已知C和D的次外层电子均为18个。
（1）判断A、B、C、D是什么元素？
（2）写出A、B、C、D的简单离子；
（3）写出碱性最强的最高价氧化物水化物的化学式；
（4）写出酸性最强的最高价氧化物水化物的化学式；
（5）哪种元素的第一电离能最小？
哪一种元素的电负性最大？
本题是一道“位—构—性”的综合推断题，根据A在周期表的位置、B的周期数及最外层电子数，C、D的最外层和次外层的电子数及四元素原子序数的大小关系，就可以判断出四元素，继而在此基础上回答其他问题。
（1）A—Rb、B—Mg、C—Zn、D—Br。
（2）Rb+、Mg2+、Zn2+、Br－
（3）碱性最强的为RbOH
（4）酸性最强的为HBrO4
（5）元素Rb的第一电离能最小；
Br的电负性最大。
例8下列各组量子数哪些是不合理的，为什么？
（1）n=2，l=1，m=0
（2）n=2，l=2m=-1
（3）n=3，l=0，m=0（4）n=3，l=1，m=+1
（5）n=2，l=0，m=-1（6）n=2，l=3，m=+2
此题是考查四各量子数之间的关系，所以掌握了四个量子数之间的关系，此题就不难解决。
（2）、（5）、（6）不合理。
在
（2）中l=n是不对的，l只能是取小于n的正整数，故减小l或增大n均可。
在（5）中，∣m∣＞l是不对的，当l取值一定时，∣m∣最大和l的值相等，所以减小∣m∣或增大l均可。
在（6）中，l＞n也是不对的，l取值最大为n－1，考虑到m=+2，所以本题只能增大n的取值。
例9、已知某元素在氪前，当此元素的原子失去3个电子后，它的角量子数为2的轨道内电子恰好为半充满，试推断该元素。
此题是根据离子的结构推断相应元素的试题。
只不过常见的此类问题提到是电子层、电子亚层，而未涉及主量子数和角量子数，所以此题关键是搞清角量子数为2的轨道属于d亚层。
l=2为d亚层，只有第四周期及其后各周期的d区和p区元素才有此结构。
失去3个电子后，d轨道为半充满的元素一定是在d区，即为副族元素。
氪为第四周期元素，故此元素必定为第四周期的副族元素。
M3+
M
3d53d64s2
（半充满）故该元素为26号元素Fe。
例10、若在现代原子结构理论中，假定每个原子轨道只能容纳一个电子，则原子序数为42的元素的核外电子排布将是怎样的？
按这种假设而设计出的元素周期表，该元素将属于第几周期、第几族？
该元素的中性原子在化学反应中得失电子情况又将怎样？
解答本题有利于开阔思维。
在该题的假设下，原有原子结构理论的有关规律的实质是有用的，但具体的则要发生一些变化。
如保里不相容原理和洪特规则就不适用；
但能量最低原理是有用的；
饱和的概念仍然成立，只是各个轨道、各个亚层、各个电子层最多能容纳的电子数应为原来的一半，如第二层排成2s12p3就饱和了，第三层排成3s13p33d5就饱和了；
轨道的能级顺序没有变化，电子的填充顺序也无变化。
电子排布式：
1s12s12p33s13p33d54s14p34d54f75s15p35d56s16p2
周期表中的位置：
第六周期，第IIIA族。
该元素的中性原子在化学反应中可得到一个电子显–1价；
可失去3个电子显+3价，也可失去2个p电子而显+2价。
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