原子结构与元素周期律.doc

原子结构与元素周期律根据泡利不相容原理、洪特规则、能量最低原则，书写出136号元素原子的核外电子排布式、轨道表示式。确定出它们的外层电子数及电子层数，据此可把元素按规律排列，得到元素周期表，并能总结出元素周期表中原子半径的周期性变化。 【重点难点】 重点：核外电子排布的规则、核外电子排布与周期表的关系 难点：核外电子排布的三个规则的综合运用【知识讲解】 一、基态原子的核外电子排布 初中已简单分析了前18种元素原子的核外电子排布规律： (1)电子先排布能量低的电子层，再依次排能量高的电子层，即从KLMN (2)最外层电子数最多不能超过8个，次外层电子数不能超过18个。(3)各电子层最多容纳的电子数为2n2(n指电子层数)。高中需把这些规律具体阐述，而且18号元素以后的核外电子排布，还需要更多的规律来完善。初中是用原子结构示意图表示，高中涉及到新的表示方法。 1、轨道能级、电子排布式、轨道表示式 (1)原子轨道能级和电子排布示意图 原子的轨道有1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s、4p、4d、4f 能量高低为1s2s2p3s3p 电子排布式可简单写为nx，其中n为主量子数，x为电子数，角量子数用其对应的符号表示。 已知 Li、O的原子结构示意图分别为：可写出相应的电子排布式：Li原子：1s22s1；O原子：1s22s22p4。 (2)轨道表示式： 用小圆圈(或方框、短线)表示一个给定量子数n、m的原子轨道，用“”或“”表示电子并且区分自旋方向，如Be原子的轨道表示为。 以上这些原子各层的电子数如何确定呢？下面看原子的核外电子排布规律。2、基态原子的核外电子排布原则 (1)能量最低原理：电子先排能量低的轨道，若先排到能量高的轨道，如先排列到2p轨道，该电子就会很快跃迁到1s轨道，排到能量最低的轨道，能使整个原子的能量最低，形成稳定结构。 每个轨道中的电子又如何分布呢？如1s轨道中的2个电子如何区分？ (2)泡利不相容原理： 一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，且这两个电子的自旋方向相反，这就是泡利不相容原理。 该原理可以充分说明，没有能量完全相同的2个电子，对1s轨道中的两个电子，其轨道表示式为而不是。所以，在同一个原子中的电子所处状态的四个量子数(n、m、ms)，不可能有两个电子具有一组完全相同的数值。 核外电子排布，要在符合泡利不相容原理的条件下，尽可能地使体系的总能量为最低。这种最低能量状态为原子的基态，否则为激发态，基态为最稳定的状态。 碳原子的核外电子为6个，其中1s轨道有2个，2s轨道有2个，2p轨道有2个，已经知道1s、2s轨道中的2个电子自旋方向相反，而2p的三个轨道中，这两个电子是在同一个2p轨道上自旋方向相反，还是分占两个2p轨道，且电子的自旋方向是相反还是相同呢？这又涉及到新的规则。(3)洪特规则 对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道并且自旋方向平行(即自旋方向相同)，这就是洪特规则。 依据上述原理，可知碳原子的电子排布式为1s22s22p2，轨道表示式为3、基态原子中电子在原子轨道上的排布顺序 前18种元素涉及到的轨道较少，主要为1s、2s、2p、3s、3p。而随原子序数的增多，核外电子数目增多，电子占据的轨道增多，轨道的能级出现了交错现象，科学家总结出了基态原子的核外电子在原子轨道上的排布顺序为：1s、2s 、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p。可看出，4s3d，5s4d，这些为能级交错，该规律适用于大多数基态原子的核外电子排布。 4、1936号元素的基态原子的核外电子排布以26号元素Fe的排布分析 方法：(1)先确定该元素原子的核外电子数目，Fe原子核外26个电子。 (2)从1s轨道开始排，遵循能量最低原理，并符合泡利不相容原理、洪特规则。Fe的原子核外电子排布式为： 1s22s22p63s23p64s23d6。 基态铁原子的原子轨道能级和核外电子排布示意图为 由Fe原子的轨道能级和核外电子排布示意图可看出，内层的1s、2s、2p、3s、3p轨道上运动的电子能量较低，比较稳定，电子不易变化，外层3d、4p原子轨道上运动的电子能量较高，易变化，这些电子被称为价电子。 运用上述方法可写出1936号元素原子的核外电子排布情况。 但Cu、Cr有如下例外情况： Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 本来Cr该3d44s2，Cu该3d94s2，但实际为3d54s1、3d104s1，又得规律：(1)全充满：d轨道充满时为10个电子。当d轨道为9个电子时,能从s轨道接受一个电子变为10个电子,如Ag为4d105s1 。 (2)半充满：d轨道充5个电子为半充满状态，故d轨道含4个电子时，能从s轨道接受一个电子变为5个电子，铬为 3d54s1。 全充满、半充满时能量稍低，较为稳定。 二、核外电子排布与元素周期表 联想质疑 将136号元素的基态原子都进行核外电子排布,发现有的元素的价电子数相同，如H的为1s1，Li的为2s1，Na的为3s1，K的为4s1，有的是电子占据轨道相同，如B、C、N、O、F都为1s、2s、2p轨道。 元素周期表中周期、族的划分与原子核外电子排布有什么内在联系呢？ 1、核外电子排布与周期的划分 (1)鲍林近似能级图 美国化学家鲍林根据大量光谱实验数据及理论计算，把能量相近的原子轨道划分为一组，形成一个个能级组，得到鲍林近似能级图 (2)核外电子排布与周期的划分 探讨：根据鲍林近似能级图的划分和136号元素原子的核外电子排布，观察总结规律。第一能级组：电子排布为1s1、1s2，只有一个s轨道，最多容纳两个电子，只含第一能级组的元素为第1周期元素，该周期只有两种元素。 第二、第三组能级分别为2s、2p和3s、3p，原子的电子排布特点为2s122p16，3s123p16，分别为第2、第3周期，最外层电子数从1个逐渐到8个，都含8种元素。 第四能级组的核外电子为4s123d1104p16，最外层电子数也为18，但由于中间过渡元素的原子中的电子逐渐填入3d轨道，这10种元素原子的最外层电子仍为4s2的2个电子(半充满、全充满的为4s1的1个电子)。故该能级组比第二、第三能级组都多10种元素，共18种元素，是从19号到36号元素，为第4周期。 结论：(1)根据元素原子核外电子所处的轨道能级组划分周期，即1s能级组成为第1周期，2s、2p能级组为第2周期，3s、3p能级组为第3周期，4s、3d、4p为第4周期，共划分了七个周期。 (2)一个能级组最多容纳的电子数等于一个周期包含的元素种数，元素种数就是原子轨道数目的两倍，16周期包含的元素种数分别为2、8、8、18、18、32，第7周期为不完全周期。 2、核外电子排布与族的划分 观察探讨 元素周期表不第IA族中H、Li、Na、K、Rb的价电子排布分别为1s1、2s1、3s1、4s1、5s1，第A族、F、Cl、 Br、I的价电子排布分别为2s22p5、3s23p5、4s24p5、5s25p5，可见，族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关，具有如下特点： (1)族数由原子的价电子数目和价电子排布决定。除第IA族、第A族外,第A族、A族、族、VA族、A族的价电子排布分别为ns2、ns2np1、ns2np2、ns2np3、ns2np4。 过渡元素的原子，价电子排布为(n1)d110ns2，BB族的价电子数目仍与族数相同，而IB、B是根据ns轨道上是有一个还是两个电子来划分，情况稍复杂。 (2)主族元素的价电子全部排在ns或np轨道上，副族元素价电子排在ns轨道和(n1)d轨道上。(3)主族元素所在族的序数等于该元素原子的价电子数 (4)稀有气体元素原子的最外层电子排布为ns2np6(氦为1s2)，为全充满结构，决定了稀有气体的元素原子性质较为稳定。 3、核外电子排布与元素周期表的区分 (1)s区元素：IA族、A族元素及氦元素，价电子排布为ns12，易失去电外层的1个或2个电子，大多为金属(H、He除外) (2)p区元素：AA族、O族(He除外)、价电子排布为ns2np16，随最外层电子数目的增加，失电子能力减弱，得电子能力增强。 (3)d区元素：B族(锕系、镧系除外)，价电子排布为(n1)d110ns12，d轨道未充满电子，故d轨道可以不同程度地参与化学键的形成，故副族元素往往有变价。 (4)ds 区元素：IB、B族，价电子排布为(n1)d10ns12，(n1)d轨道充满电子，故d轨道不参与成键。 (5)f 区元素：锕系、镧系元素，价电子排布为(n2)f014(n1)d02ns2。 三、核外电子排布与原子半径 1、原子半径的测定： 原子并不是一个具有明确“边界”的实体，即原子并没有宏观物质所具有的确定的半径。但为了分析问题，便假定原子是一个球体，用统计的方法测定其半径，具体方法如下： (1)阿伏加德罗常数法：由某固态单质的摩尔质量(M)，密度()，算出1mol该固态单质的体积：V。 1mol该固态单质中含阿伏加德罗常数个该原子，故体积V除以阿伏加德罗常数即得1个原子的体积，利用球体体积的公式，可算出原子半径。 (2)原子核间距法，化合物中两相邻原子(即成键原子)的核间距近似地看成两个原子半径之和，测出分子或固体中原子之间的核间距，可求得原子的半径。 2、原子半径的周期性变化 (1)同周期：IA族A族，随原子序数的递增，原子半径逐渐减小。原因：原子序数增加，使原子核对核外电子的吸引力增强，同时核外电子数目也增加，电子间的排斥作用也增强，该排斥作用小于原子核对电子的吸引作用，故使原子半径逐渐减小，如rNarMgrAlrSirPrSrCl。 (2)同主族：随原子序数的增加，原子半径逐渐增大 原因：原子序数增加，电子层数也相应增加，核外电子的排斥作用明显增强，排斥作用大于原子核对核外电子的吸引作用。原子半径增大，如rHrLirNarKrRb。 (3)过渡元素同一周期。从左至右原子半径减小的幅度不大，主要是增加的吸引作用和排斥作用大致相当。稀有气体原子半径一般不参与比较，有的教材是测稀有气体的原子半径为范德华半径，有的测出的稀有气体元素的原子半径为共价半径，标准不一致。 由以上可知，元素的原子半径随元素原子序数的递增呈现周期性的变化，该规律为元素周期律的一部分内容。【例题分析】 例1、分别写出Mg、Ca、P、Cl、Ba原子的电子排布式，并比较这几种原子的电子排布的特点，分析它们在周期表中的位置及有何联系？解析：本题综合考查基态原子核外电子排布遵循的原则及核外电子排布与元素周期表的关系。书写原子序数较大的元素原子的核外电子排布时，必须把三个原则都综合考虑，才能正确书写出它们的核外电子排布式，也才能正确判断它们在周期表中的关系。 答案： Mg、Ca、P、Cl、Ba的电子排布式分别为1s22s22p63s2、1s22s22p63s23p64s2、1s22s22p63s23p3、1s22s22p6 3s23p5、1s22s2263s23p64s23d104p65s24d105p66s2。由核外电子排布式可知，Mg、Ca、P、Cl、Ba分别位于周期表中第三周期A族、第四周期A族、第三周期VA族、第三周期A族、第六周期A族，可知Mg、P、Cl为同一周期，Mg、Ca、Ba为同一主族。例2、根据所学的核外电子排布原则，解释下列事实： (1)Cu基态原子核外电子排布为什么为1s22s22p63s23p63d104s1，而不是1s22s22p63s23p63d94s2。(2)某元素原子3p能级上有二个电子，这二个电子为什么按方式排布，而不是按排布。 解析：本题考查核外电子排布规律中的能量最低原理、洪特规则,锻炼学生综合运用核外电子排布规律反能力。答案： (1)3d94s2的能量比3d104s1的能量高，因为d10为全充满状态，体系的能量低，根据能量最低原理，Cu原子的价电子排布应为3d104s1而不是3d94s2。 (2)根据洪特规则，电子应尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同，故该元素原子3p能级的这两个电子应按 方式排布。【达标练习】 1、下列轨道能量大小关系正确的是（） A、2s2p3s4s3p B、2s2p3s3p4s4d5s C、2s2p3s3p4s3d4pD、3s3p3d4s4p4d5s 2、下列不属于核外电子排布应遵循的原理是（） A、泡利不相容原理 B、洪特规则 C、能量最低原理 D、波粒二象性原理 3、写出具有下列电子排布的原子的核电荷数和名称 (1)1s22s22p63s23p6(2)1s22s22p63s23p63d64s2(3)1s22s22p63s23p63d104s24p44、某元素原子