归纳与整理教学评价实录

化学选修三·华油三中校本培训资料

杨亚平

原子结构与元素周期律

【知识梳理】

道尔顿原子模型（1803年）

汤姆生卢瑟福波

尔薛定谔“汤姆生原子模型（1904年）”（可分）

“卢瑟福原子模型（1911年）”（有核）

“波尔量子模型（1913年）”

（量子化）

“电子云模型（1926年）”

（波函数）

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一、核外电子的运动状态

1、原子核外电子的运动

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

【了解一下——为以后讲解杂化打基础】。

因为微观粒子(电子)的运动状态无法像宏观物质那样描述，所以原子核外的电子运动状态通常用四个量子数描述：分别是n、l、m、m s

。而实际上，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），有时由光谱学上的符号表示为：

K,L,M,N,O,P,Q……。仔细观察就会发现这即是必修2里所讲的电子层（《选三》中的能层）。主．．量子数n与能层(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值越小，轨道上电子运动离核越近，轨道能量越低。

．．角量子数

l：在同一电子层上还可以细分出一个或几个分层（或称为亚层），每个分层可以用角量子数l来表示。l

= 0, 1, 2, 3 , ……, n－1（其取值受主量子数n的限制），表示符号：s, p, d, f, ……【来源于光谱学：锐系广谱（sharp）简称s；主系广谱（principal）简称p；漫系广谱（diffuse）简称d；基系广谱（fundamental）简称f】分层一般称作电子亚层（《选三》称作能级）。不同．．分层上的电子，它们的能量稍有区别，这种差别主要表现在轨道形状不同。即角量子数

l主要和轨道形状有关，它也影响原子轨道的能量。换个说法就是——在同一电子层中，可能有一种或几．．．．种形状不同的原子轨道。每一个主量子数n都有它自己的角量子数l。l的最大值只能是(n-1)。例如：主量子数n为1，则角量子数l只能为0，轨道只有一种形状；主量子数n为2，则角量子数l只能为0、1，轨道有两种形状，以此类推。在同一电子层中，由于轨道形状不同，轨道上电子的能量E也不同，它们的能量顺序为：E(s)< E(p)< E(d)< E(f)等。即n确定后，l值越小电子亚层的能量越低。结合主量子数知识可知：E(1s)< E(2s)< E(3s)……或E(2p)< E(3p)< E(4p)。因此只有当主量子数n和角量子数l都相同时，电子所具有的能量才相同。

磁量子数

m：m = 0, ±1, ±2, ……, ±l（取值受角量子数l的限制，m的最大绝对值只能等于l．．．的值）。磁量子数

m与原子轨道在空间的伸展方向有关，例如1s亚层，l=0，

m只能取0，因．．．．．．．此1s只有1种空间伸展方向；而2p亚层，l=1，

m可以取0，±1等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；而3d亚层，l=2，

m

可以取0，±1，±2等5个不同的值，因此3d就有5种不同的空间伸展方向。

实验表明，原子中电子除了它以高速度在核外空间运动之外，还绕着自己轴做两种不同方向的自转，称作自旋运动。电子的自旋运动用量子数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，同一个原子轨道华油三中化学组高二天津练习·6/18/2019

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中的电子不能具有相同的自旋磁量子数，

也就是说，每个原子轨道只能占两个电子，且它们的自旋方向一定不同。

②核外电子运动可能的空间状态——电子云的形状。

s电子云（球形）

p电子云，哑铃形，有三个方向

px

py

pz

。

d电子云有五个方向dxy

dxz

dyz

dx2-y2

dz2

（称五个简并轨道，即能量相同的轨道）

f

电子云有七个方向（略）。

总结：能

层

K

L

M

N

……

能

级

1s

2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

……

最多电子数

2

2

6

2

6

10

2

6

10

14

……

2、核外电子的排布

（1）多电子原子的能级

鲍林的构造原理简介

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——这种规律称为构造．．原理【p5最后一段，背下来】。要注意的是构造．．原理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。

*重要提示：能级大小可以用n+0.7l的值大小进行判断：s, p, d, f对应的l值分别取0、1、2、3。

例如：

能级顺序：1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s 华油三中化学组高二天津练习·6/18/2019

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<4d<5p<6s<4f ……

n+0.7l的值：1<2<2.7<3<3.7<4<4.4<4.7<5<5.4 ……

多电子原子的构造原理有如下几个特点：

（a）构造原理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（7个周期）。能级组之间的能量差比较大。徐光宪教授提出用n + 0.7 l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 + 0.7 l计算值相应为4.0、4.4和4.7，它们组成第四能级组（第四周期）。

（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E4s＜E4d＜E4f。

（c）“能级交错”现象。例如E4s＜E3d＜E4p，E6s＜E4f＜E5d＜E6p。各轨道的能量高低顺序一般应满足如下顺序：Ens＜E(n-2)f ＜E(n-1)d＜Enp＜E(n+1)s。【n为能层序数】

（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构造原理。

．．．．②泡利原理：(Pauli exclusion principle) 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方向(分别用向上和向下的箭头表示)。

按照能量最低原理和泡利不相容原理，硼原子B的电子排布式是1s22s22p1。

其轨道表示式见右图所示：（高低代表轨道能量大小，箭头代表自旋方向）

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：

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Cr：

1s22s22p63s23p63d54s1

而不能写作Cr：

1s22s22p63s23p63d44s2，因为3d54s1都是半满结构，比3d44s2结构稳定。

Cu：1s22s22p63s23p63d104s1而不能写作Cr：

1s22s22p63s23p63d94s2，因为3d104s1都是半满结构，比3d94s2结构稳定。

电子填入轨道的次序见右图（即构造原理）。

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电子排布情况，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核外电子排布图（轨道表示法）：

如：C原子的电子排布图

C 1s

2s

2p

一个方框表示一个轨道。↑、↓表示不同自旋方向的电子。

②核外电子排布式（亦称电子组态）

如：C

1s2 2s2 2p2

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。

*重要提示：在书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边（即里面），而不能按照填充顺序写。切记！！！

二、元素周期律

1、原子的电子层结构和周期律

（1）随核电荷数增大电子呈周期性分布，每个周期的电子都是由s →

p逐个填入。

（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。

．．．华油三中化学组高二天津练习·6/18/2019

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（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=原子次外层电子数与．．．d．最外层电子数之和（ⅧB、ⅠB、ⅡB除外）

．．．s．（4）周期表按电子层结构分五个区（s、p、d、ds、f

），如下图所示。

【提示：f区填充顺序为Ens＜E(n-2)f ＜E(n-1)d，所以一般ns电子全满，(n-2)f电子逐渐增加，(n-1)d电子可能有，也可能没有，了解即可，一定不会考。】

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变化——原子结构与原子参数的关系

（1）原子半径（r）

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）。

H

He 37

122 Li

Be

B

C

N

O

F

Ne 123

89

80

77

70

66

64

160 Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar 157

136

125

117

110

104

99

191 K

Ca 203

174 *了解一下，不考：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。

（2）电离能（I）

定义：元素的气态电中性基态原子失去一个电子转化为一价气态基态正离子所需要的最低能．．．．．．．．．．．．．．．．．．量叫做该元素的第一电离能。【主要用来判断金属性强弱，金属性越强，I越小】

Al+(g)……

例如：Al(g) 华油三中化学组高二天津练习·6/18/2019

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e

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Al的第一电离能I1= 578 kJ·mol-1；第二电离能I2=1823 kJ·mol-1；

第三电离能

I3=2751 kJ·mol-1

I越大，越难失电子；I越小，越易失电子，金属性越强。

规律：①同周期随核电荷数增大第一电离能整体逐渐增大。但稍有起伏（半充满、全充满结构稳定，第一电离能稍大）。

②同族元素核电荷数增加第一电离能依次减小。

③长周期中也有起伏，I增大不如短周期明显。

（3）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：氟元素（F）的电负性为4.0，其它原子的电负性均为相对值，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1.8，而非金属元素的电负性一般大于1.8，处于1.8左右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周期表中某些二周期元素与右下角的三周期相邻元素电负性接华油三中化学组高二天津练习·6/18/2019

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近，如锂和镁、铍和铝、硼和硅等，所以它们之间有许多相似的性质。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”，它们的含氧酸盐都能形成玻璃且互溶等等。人们把这种现象称为对角线规则。

【典型例题】

例1、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，其电子云为一圆圈，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。

分析：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。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2、试写出下列物种的电子排布式

（1）13Al3+

（2）17Cl

（3）24Cr

（4）47Ag －分析：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。

解：

物种

3+13Al

17Cl－电子排布式

1s2 2s2 2p6或[He]2s2 2p6

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6或[Ne]3s2 3p6

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1或[Ar]3d5 4s1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s1或[Kr]4d10 5s1

24Cr 47Ag ※例3、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

甲

乙

价层电子构型

周期

族

金属或非金属

电负性相对高低

分析：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3s2 3p5，所以甲为第三周期VII A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。

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解：

元素

甲

乙

价层电子构型

3s2 3p5

3d24s2

周期

3 4 族

VII A IVB 金属或非金属

非金属

金属

电负性相对高低

较高

较低

※例4、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。

分析：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。

解：（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E4s＜E3d），价层电子构型为3d1 4s2。所以电子排布式为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2。

（2）该元素的原子序数为21，处于周期表中的d区第四周期III B族，是金属元素，最高正价为

+3。

例5、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 = 2

m = -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 分析：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。

解：（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。

【知能训练】

1、分子和离子都是微观粒子，1996年，科学家终于在宇宙深处发现了早在30年前就预言应当存在的一种微粒，这种微观粒子由3个氢原子核和2个电子组成，它的化学式是＿＿＿＿＿。

2、自然界中，碳除了有2种稳定同位素12C和13C外，还有一种半衰期很长的放射性同位素1412C，丰度也十分稳定，如下表所示（注：数据后括号里的数字是最后一位或两位的精确度，14C只提供了大气丰度，地壳中的含量小于表中数据）：

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同位素

121314相对原子质量

12（整数）

13.003354826（17）

14.003241982（27）

地壳丰度（原子分数）

0.9893（8）

0.0107（8）

1.2×10－16C C C （大气中）

试问：为什么通常碳的相对原子质量只是其稳定同位素的加权平均值而不将14C也加入取平均值？

＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。

3、现代原子结构理论认为，在同一电子层上，可有s、p、d、f、g、h……等亚层，各亚层分别有1、3、5、……个轨道。试根据电子填入轨道的顺序预测：

（1）第8周期共有＿＿＿＿种元素；

（2）原子核外出现第一个6 f电子的元素的原子序数是＿＿＿＿＿＿＿＿；

（3）根据“稳定岛”假说，第114号元素是一种稳定同位素，半衰期很长，可能在自然界都可以找到。试推测第114号元素属于＿＿＿＿周期，＿＿＿＿族元素，原子的外围电子构型是＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。

4、A、B两元素，A原子的M层和N层的电子数分别比B原子的M层和N层的电子数少7个和4个。写出A、B两原子的名称和电子排布式，并说明推理过程。

＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。

5、五种元素的原子电子层结构如下：

A：1s22s22p63s23p63d54s2

B：1s22s22p63s2

C：1s22s22p6

D：1s22s22p63s23p2

E：1s22s1

试问：其中，

（1）哪种元素是稀有气体？

＿＿＿＿＿＿＿＿

（2）哪种元素最可能生成具有催化性质的氧化物？

＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿

（3）哪种元素的原子的第一电离能最大？

＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿

6、假定在下列电子的各组量子数中n正确，请指出哪几种不能存在，为什么？

（1）n＝1，l＝1，m＝1，ms＝－1。

（2）n＝3，l＝1，m＝2，ms＝＋1/2。

（3）n＝3，l＝2，m＝1，ms＝－1/2。

（4）n＝2，l＝0，m＝0，ms＝0。

（5）n＝2，l＝－1，m＝1，ms＝＋1/2。

（6）n＝4，l＝3，m＝2，ms＝2。

＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。

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7、下列曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系（Z为核电荷数，Y为元素的有关性质）；

A

B

C

D

E

F

G

H 把与下面的元素有关性质相符的曲线的标号填入相应括号中：

（1）ⅡA族元素的价电子数（

）

（2）ⅦA族元素氢化物的沸点（

）

（3）第三周期元素单质的熔点（

）

（4）第三周期元素的最高正化合价（

）

（5）IA族元素单质熔点（

）

（6）F、Na、Mg2、Al3四种离子的离子半径（

）

－＋＋＋

（7）短周期元素的原子半径（

）

（8）短周期元素的第一电离能（

）

参考答案：

1、H3

2、14C不加权不会影响计算结果的有效数字，因其丰度太低了。

3、（1）50

（2）139

（3）七

ⅣA

7s27p2 4、A原子的M层电子数比B原子的M层的电子数少7个，说明B原子的M层已经排满；A原子的N层的电子数比B原子的N层的电子数少4个，说明B原子的4s轨道已经排满，由电子排布的知识很容易判断出A B来。A为钒（V），电子排布式为[Ar]3d34s2；B为硒（Se），[Ar]3d104s24p4

5、（1）稀有气体元素原子的外层电子构型为ns2np6，即s和p能级是全满的，因此上述C是稀有气体元素，它是Ne。

（2）过渡元素在化合物中具有可变的化合价，因此它们的氧化物往往具催化性质。在上述五种元素中，A是过渡元素，它的氧化物MnO2是KClO3热分解反应的催化剂。

（3）由第一电离能在同一周期和同一族内的递变规律。可以推想到，第一电高能较大的元素应集中在p区元素的右上角区域，而上述五种元素中，C正处于这一区域，因此C是这五种元素中第一电离能最大的元素。

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6、（1）、（2）、（4）、（5）、（6）组不能存在。因为：（1）n＝l时，l只能为0，m也只能为0，ms能为＋1/2或－1/2；（2）n＝3，l＝l时，m只能为0或＋1，或－1；（4）n＝2，l只能为0或1，ms只能为1/2或－1/2。n＝2，l只能为0或1；（6）ms只能为1/2或－1/2 7、B、D、E、C、F、A、G、H

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