鲁科版选修3 原子结构与元素周期表 学案3.doc

第2节 原子结构与元素周期表名师导航知识梳理一、基态原子的核外电子排布1.基态原子的核外电子排布原则（1）如果用小圆圈表示原子轨道，并将原子轨道按能量_的顺序从下向上排列，就可以得到_。（2）氢原子中的电子若分布在能量较高的原子轨道如2p的一个轨道上，那么这个电子处于_，它很快就会跃迁到能量最低的_轨道并以光的形式辐射出能量，这正是_产生的原因。显然，核外电子的排布要使整个原子的能量_，以形成_结构。所以，氢原子核外的电子在通常情况下只能分布在能量_的_原子轨道上，其电子排布式为_。这个电子的自旋磁量子数ms为_或_。由此可见，核外电子在原子轨道上的排布是遵循_的。（3）因为氢原子只有一个电子，其原子轨道的能量仅由量子数_决定，所以量子数_相同，_不同的各原子轨道的能量_，即2s和2p以及3s、3p和3d能量分别_。（4）a.氦原子有两个电子，按能量最低原则，这两个电子都应当排布在_原子轨道上。显然，这两个电子在_轨道上的分布可能是下列两种状态之一：（自旋相同）或（自旋相反）。泡利通过总结诸多光谱实验事实确定，基态氦原子的电子排布是，这实际上是电子在原子轨道上排布要遵循的另一个原则_（pauli exclusion principle）。泡利不相容原理可简单叙述为一个原子轨道中最多只能容纳_，并且这_电子的自旋方向必须_；或者说，一个原子中不会存在四个量子数_的电子。b.基态氦原子的核外电子排布为_，其轨道表示式为_。由于多电子原子的原子轨道的能量受其他电子分布的影响。从而与_相关，所以氦原子的_的顺序与氢原子的不同。c.电子排布式可简单写为_，其中n为_，x为_，角量子数l用其所对应的符号表示，如锂原子的电子排布式为_。d. _用小圆圈（或方框、短线）表示一个给定量子数n、l、m的原子轨道，用箭头表示且用“”或“”来区别_不同的电子，如锂原子的轨道表示式为_。（5）经过思考和分析，你可以得出基态碳原子的核外电子排布为_。（6）_（fhund）在研究了大量的原子光谱后总结出一个规律：对于基态原子，电子在_的轨道上排布时，应尽可能分占_并且_（即自旋方向_）。这就是原子核外电子在原子轨道上排布所遵循的第三个原则_（hunds rule）。根据这一规则，可以得知基态碳原子的电子排布示意图。(7)根据上面的讨论，核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则，即_、_和_。其中，能量最低原则可叙述为在不违反_的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量_。我们称原子的最低能量状态为原子的_，能量高于基态的状态为_。根据原子的核外电子排布原则，就能写出118号元素基态原子的电子排布式和轨道表示式如下。2.基态原子中电子在原子轨道上的排布顺序 基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序如下所示。它表示随着原子序数的递增，基态原子的核外电子按照箭头的方向在各_上依次排布：1s,2s,_,3s,3p, _,_,_,5s,4d, _,_这是从实验得到的一般规律，适用于大多数_的核外电子排布。3.1936号元素的基态原子的核外电子排布（1）cr的电子排布式：_cu的电子排布式：_为什么如此排布？洪特通过分析光谱实验的结果指出，能量相同的原子轨道在_（如p 6和d 10）_（如p3和d 5）和_（p 0和d 0）状态时，体系的能量_;原子较_。所以，cr、cu的电子排布式如上。（2）在原子中，每个电子层最多能容纳_个电子，每个电子能级上最多能容纳_个电子。（3）大量事实表明，在内层电子轨道上运动的电子能量_，在外层原子轨道上运动的电子能量_，因此，一般化学反应只涉及_上的电子，人们称这些电子为_元素的_。与价电子的数目密切相关，为了便于研究元素化学性质与核外电子间的关系，人们常常只表示出原子的_。例如，基态铁原子的价电子排布式为_。二、核外电子排布与元素周期表1.核外电子排布与周期的划分(1)多电子原子的核外电子按照能量的高低排布在能级不同的_上。美国化学家_根据大量光谱实验数据及理论计算，总结出多电子原子中原子轨道能级高低的一般次序，并用图将其表示出来，这个图称为_。图中小方框表示_。它按能量由_排序，并将能量_的原子轨道归为一组，用线框框在一起；相邻能级组之间的能量差_，同一能级组内能级之间的能量差_。讨论基态原子中电子在原子轨道上的排布顺序时所依据的图，就是以鲍林近似能级图为基础绘制的。（2）第一能级组对应第_周期（短周期），原子的电子排布特点是1s12。该能级组仅含一个s轨道，至多能容纳_电子，因此该周期只有_元素。 第二、三能级组涉及_轨道和_轨道，分别对应第_周期（短周期），最外层电子从_个逐渐增加到_个。这两个周期的元素种数恰好是_数目的两倍。 第四能级组对应第_周期（长周期），从_号到_号共包含_种元素，其中过渡元素的原子中的电子逐渐填入_轨道。该能级组所能容纳的电子数等于第4周期的_，该周期的_也是原子轨道数目的两倍。 由此可以得出原子核外电子排布与元素周期划分的本质联系：一个能级组最多所能容纳的_等于一个周期所包含的元素种数，所以周期表中的7个周期分别对应7个_。各周期所包含的元素种数分别是_，第7周期为_。（3）周期与_相关。最外层电子的主量子数为n时，该原子属于第_周期。2.核外电子排布与族的划分（1）族的划分与原子的_和_密切相关。同族元素的_相同。主族元素的价电子全都排布在最外层的_或_轨道上。尽管同族元素的电子层数从上到下逐渐_，但价电子排布完全_，并且主族元素所在的族的_等于该元素原子的价电子数。例如，镁原子的价电子排布为_，镁元素属于_族。除氦元素外，稀有气体元素原子的最外层电子排布均为_。这种_电子的结构是稀有气体元素原子具有特殊_的内在原因。（2）对于过渡元素的原子，价电子排布为_。由此可以看出，虽然同一副族内不同元素原子的电子层数不同，价电子排布却基本_，而且_副族的价电子的数目仍然与族序数相同。例如，金属锰的价电子排布为_，价电子数为_，对应的族序数为_。价电子排布为_的三个纵行统称为族。b和b则是根据_轨道上是有一个还是有两个电子来划分的。三、核外电子排布与原子半径1.原子半径的测定方法 测定原子半径的方法很多，常用的一种方法是根据固态单质的_算出1 mol原子的体积，再除以_，得到一个原子在固态单质中平均占有的体积，进而得到其原子半径。另一种更常用的方法是，指定化合物中两个相邻原子的_为两个原子半径之和，再通过实验来测定分子或固体中原子之间的_，从而求得原子半径。有关书籍和手册上提供的原子半径通常是用这种方法测定的。利用这种方法求得的原子半径有三种：一是_，由共价分子或原子晶体中的核间距计算得出；二是_，由金属晶体中原子之间的最短距离来计算得出；三是_，由分子晶体中共价分子之间的最短距离计算得出。2.原子半径的周期性变化（1）主族元素的原子半径随着原子序数的递增呈现_变化。（2）一般来说，同周期中，除稀有气体元素外，随着原子序数的增大，元素的原子半径自左至右逐渐_。这是因为每增加一个电子，原子核中相应增加一个正电荷。由于增加的电子分布在同一层上，所以增加的电子产生的电子间的_作用，小于核电荷增加导致的核对外层电子的有效吸引作用，结果使原子半径逐渐_。对同主族元素的原子来说，随着原子序数的逐渐增大，原子半径自上而下逐渐_。这是因为电子层的依次增加，使核电荷增加对电子所施加的影响处于_地位，电子间的排斥作用占了_地位。 从总的变化趋势来看，同一周期（如第4周期）的过渡元素，自左至右原子半径_的幅度越来越小。这是因为增加的电子都分布在_轨道上，它对外层电子的排斥作用与核电荷增加带来的对电子的有效吸引作用_，使_的变化幅度不大。（3）有效核电荷 在原子轨道中运动的电子，不仅受到核电荷的_作用，而且受到其他电子的_作用，电子之间的_作用将减弱原子核对电子的_作用。因此我们称吸引电子的_为有效核电荷。疑难突破1.稀有气体元素，非金属元素，过渡金属元素（副族和族）原子的外围电子排布有什么特点？剖析：稀有气体元素的外围电子排布特点：各轨道均全满。如ne为1s22s22p6；非金属元素的外围电子排布：除氢外s轨道全满，p轨道未满，如p为1s22s22p63s23p3。 过渡金属元素中，b到族，最外层的ns的电子为2个、次外层（n-1）d轨道上电子数在18之间如sc为1s22s22p63s23p63d14s2，mn为1s22s22p63s23p63d54s2。b和b的价电子构型在(n-1)d10ns1和(n-1)d10ns2，如cu为1s22s22p63s23p63d104s1。2.怎样判断元素金属性和非金属性的强弱？剖析：元素金属性强弱判断的依据：(1)比较元素的单质与水或酸反应置换氢气的难易程度，越易置换，元素的金属性越强；(2)比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱，一般说来，碱性越强，元素的金属性越强。元素非金属性强弱判断的依据：(1)比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性，反应越易进行，生成的气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强；(2)比较元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，一般说来，酸性越强，元素的非金属性越强。问题探究问题1：试用核外电子的填充规律探究：(1)原子的最外层电子数不大于8。(2)原子的次外层电子数不大于18。(3)原子的倒数第三层电子数不大于32。探究：原子最外层电子数不大于8，次外层电子数不大于18，倒数第三层电子数不大于32，是原子核外电子按着ns（n-2）f（n-1）dnp的顺序排列产生的。根据对从ns到np的电子排布顺序进行的分析可知：（1）ns、np属于最外层，电子数不大于8。（2）（n-1）d属于次外层，次外层是由（n-1）s、（n-1）p、（n-1）d亚层组成，所能容纳的电子数不大于18。（3）倒数第三层是由（n-2）s、（n-2）p、（n-2）d、（n-2）f亚层组成，电子数不大于32。问题2：目前科学家正在研究开发新型制冷剂，如“磁制冷剂”。已知磁制冷剂的原子中常具有较多的未成对的电子，在磁场的作用下，电子自旋方向从一致到不一致就会向环境吸热而制冷。美、中等国家已开始这方面的研究，并于2002年制成第一台磁冰箱。研究者最先采用的磁制冷剂是稀土金属钆（64gd）。请你帮助分析为什么电子自旋方向发生变化能制冷？探究：根据能级交错、洪特规则和泡利不相容原理，64gd核外电子排布为：1s22s22p63s23p63d104s24p64f75s25p65d16s2。当轨道中未成对电子方向一致时，此时能量最低，当自旋方向变为不一致时必定能量升高，要从环境中吸收热量，这就是制冷的原理。问题3：说明周期表中同一周期和同一族中，原子半径变化的趋势？并解释为何铜原子的半径比镍原子的要大？探究：同一周期原子的电子层数未增加，对短周期来说从左到右（除稀有气体外），由于有效核电荷数增加，原子半径变小显著，对长周期来说，从左到右，主族元素（s区和p区），原子半径的变化规律同短周期。副族元素（d区、ds区），由于增加的电子在次外层，有效核电荷数增加不是很大，故原子半径变小较慢，当d轨道的电子处于d5半满和d10全满稳定状态时，对外层电子的屏蔽效应大，原子半径有所变大，而f区元素增加的电子是在倒数第三层的f轨道上，有效核电荷数几乎没有增加，原子半径变小不明显。故同周期副族元素原子半径的变化看上去有点不规则。 铜的价电子结构为3d104s1，镍的价电子结构为3d84s2。由于铜元素3d轨道是全满的稳定状态，对外层4s轨道上的电子屏蔽效应大，核对外层电子的吸引力降低，故铜原子的半径比镍原子的大。典题精讲【例1】 量子数n相同、l不同，各原子轨道的能量却相同的原子是（ ）a.he b.h c.li d.be思路解析：n=1（k层）时，l和m只可能为0，所以k层只有一个原子轨道，即1s轨道。答案：b【例2】 下列价电子表示正确的是（ ）a.铜：3d94s2 b.钙：3d2 c.钠：3s1 d.铁：3d64s2思路解析：a选项中d亚层不满足洪特规则，应为3d104s1；b选项中不满足能量最低原理，应为4s2。答案：cd【例3】 已知短周期元素的离子，aa2+、bb+、cc3-、dd-都具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是（ ）a.原子半径：abdc b.原子序数：dcbac.离子半径：cdba d.单质的还原性：abdc思路解析：aa2+、bb+、cc3-、dd-都是短周期元素，其原子序数不会超过18，因而它们都是主族元素。由于它们的电子层结构相同，因而c、d位于a、b的上一周期，为非金属元素，且原子序数dc，a、b为金属元素且原子序数ab，因而四种元素的原子序数由大到小的顺序为abdc；a、b由于在c、d的下一周期，由同周期元素原子半径的递变规律知：r（b）r（a）r（c）r（d）；电子层结构相同的离子，阴离子半径必大于阳离子半径，且带负电荷越多半径越大，单质中同周期的a、b为金属，a原子序数大于b，故还原性应为ba。另一周期非金属元素c、d，c的原子序数小于d，c的还原性应大于d。答案：c知识导学 在第1节中，我们从人类对原子结构的认识历程入手，通过对比玻尔模型、量子力学模型对电子运动的描述，体会了量子力学对原子轨道的表征，特别学习了四个量子数的不同意义和取值，明确了原子轨道和电子云的联系和区别。大家要注意以下两点：玻尔理论的原子结构模型成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的原因，但其理论基础源于经典物理，无法解释复杂的原子光谱现象。量子力学的理论能够正确描述微观粒子的运动规律。 原子中单个电子的运动状态可以用原子轨道来描述。原子轨道有s、p、d等类型。原子核外的电子运动状态遵循概率分布的统计规律。 通常情况下，电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，一般元素可按鲍林能级图填充电子。 在同一个原子轨道里的电子的自旋方向是不同的，电子自旋可以比喻成地球的自转，自旋只有两种方向：顺时针方向和逆时针方向。 在一个原子中没有两个电子具有完全相同的四个量子数。因此一个s轨道最多只能容纳2个电子，p轨道最多可以容纳6个电子。按照这个原理，可得出第n电子层能容纳的电子总数为2n2个。 怎样将复杂的原子结构用简单的语言表示出来？在原子结构示意图和电子式的基础上，再重点掌握两种原子结构的表示方法电子排布式和轨道表示式。 (1)电子排布式用轨道符号前的数字表示该轨道属于第几电子层，用轨道符号右上角的数字表示该轨道中的电子数（通式为：nlx）。例如，硅原子的电子排布式为1s2s22p63s23p2，还可进一步写出其价电子构型：3s23p2。 (2)轨道表示式能表示出原子核外各轨道中电子排布情况的式子叫做轨道表示式。这种表示方法很形象，如磷原子的轨道表示式为：或ne 它们实际上是“基态原子的原子轨道和电子排布示意图”的“简化”式。 在同一能级中的各个轨道上，电子的排布尽可能分占不同的轨道，而且自旋方向相同。在等价轨道上的电子排布全充满和全空状态，具有较低能量和较大稳定性。 能级交错现象：(1)角量子数l相同时，主量子数n越大，能级越高，如e3pe2p。(2)n相同时，l越大能级越高，如e3de3pe3s。(3)n，l不同时，在原子中的价电子在外层分布时存在能级交错现象。如e4se3de4p，e5se4de5p。注意：如果电子不是价电子不存在能级交错现象。如cs：e4se3d，但e6se4fe5de6p，故cs的价电子排布为6s1。 基态原子的核外电子排布式的书写技巧。熟记基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序： 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p(1)先从1s轨道开始排布，120号元素原子恰好排完4s轨道。（2）2130号元素原子，在20号元素原子的基础上（ar4s2），只排布3d轨道，注意洪特规则的两个特例。（3）3136号元素原子，在30号元素原子的基础上（ar3d104s2）,只排布4p轨道。（4）书写基态原子的核外电子排布式时，按照n由小到大书写。 如16号元素s：1s22s22p63s23p4；26号元素fe：1s22s22p63s23p63d64s2。 原子核外电子排布的周期性1.随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性变化，即每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。2.根据元素原子外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区，p区，d区，ds区，f区。（见课本22页） 核外电子排布与元素周期表周期的确定总结：(1)短周期分别是由第一能级组（1s），第二能级组（2s、2p），第三能级组（3s、3p）构成，分别对应第1、第2和第3周期。第4周期则由（3d、4s、4p）第四能级组构成，第5周期则由第五能级组（4d、5s、5p）构成，第6周期由（6s、4f、5d、6p）第六能级组构成，同理第周期由第七能级组构成。(2)每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的 2倍，即从第1周期到第7周期所包含元素数目分别为2，8，8，18，18，32，第7周期为不完全周期。(3)元素所在元素周期表的周期与主量子数（n）相关。 根据元素原子的电子排布式，我们可以判断该元素的周期序数及族序数，进而可以确定该元素原子在周期表中的位置，知道其位置就可推断其性质了。对应关系有：周期序数等于最大主量子数，主族序数等于其价电子数。 比如：na的电子排布式为：1s22s22p63s1，它的位置在第3周期，第a族，它是一种活泼的碱金属元素；cl的电子排布式为：1s22s22p63s23p5，它的位置在第3周期，第a族，它是一种活泼的卤族元素。 对于周期表的整体结构，为方便记忆，可归纳为： 总体上看：横七竖十八 横向看：三短三长一不全，镧系、锕系列下边。 纵向看：七主列两边，、被隔断， 副族排中间，族三列占 七主七副与0，b藏锕镧。 族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。 注：遵循洪特规则，b、b、族中有些元素原子的价电子排布略有不同，请同学们注意总结。 主族元素最后一个电子填入或能级，主族元素的价电子排布通式：ns12np06。副族元素最后一个电子填在（n-1)能级或(n-2)能级上的元素，副族元素的价电子排布通式：(n-2)f114(n-1)d110ns12。 原子半径可以分为共价半径，金属半径和范德华半径。 共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，其核间距的一半叫该原子的共价单键半径。 金属半径：金属单质的晶体中，两个相邻金属原子核间距的一半，称为该金属原子的金属半径。 范德华半径：分子晶体中，分子间是以范德华力结合。如稀有气体的晶体中相邻分子核间距的一半，称为该原子的范德华半径。 原子半径的变化规律：（1）同一周期随原子序数的增加原子半径逐渐减小。（2）同一主族中一般是随原子序数的增加，原子半径逐渐增大。（3）电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，其微粒半径越小。（4）同一元素的原子半径，大于其阳离子半径，小于其阴离子半径。 如比较ca2+和cl-先看电子层数：相同；再看核电荷数：ca2+cl-。因此半径大小为cl-ca2+。 元素的原子半径呈现周期性变化与电子在原子轨道上的分布方式密切相关。 一般来说，同一周期，除稀有气体外，从左至右，每增加一个电子，原子核中相应的增加一个正电荷，由于增加的电子分布在同一层上，所以增加的电子产生的电子间排斥作用小于核电荷数增加导致的吸引作用，结果使半径减小。对同一主族来讲，电子层的依次增加起到主导作用，半径依次增大。 有效核电荷越大，对外来电子的引力越大，半径越小。疑难导析 首先要知道核外电子排布与族的划分原则：核外电子排布中，价电子的数目和排布与族的划分的关系。 要清楚各族的价电子排布： 主族的划分：a、a族的价电子排布是否分别为ns1、ns2；aa族价电子排布是否为ns2np15。 副族划分：b、b族的价电子排布是否分别为（n-1）d10ns1、（n-1）d10ns2；bb族价电子排布是否分别为（n-1）d1ns2、（n-1）d2ns2、（n-1）d3ns2、（n-1）d5ns1、（n-1）d5ns2。0族价电子排布是否为ns2np6（he为1s2），族的价电子排布是否为（n-1）d68ns2。 判断元素金属性强弱可通过比较元素的单质与水或酸反应置换氢气的难易程度或比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱来判断。 判断元素非金属性强弱可通过比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性或比较元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来判断。问题导思 要清楚以下不同情况下的轨道能量次序： 当n相同、l不同时，原子轨道能量的高低顺序。 当n不同、l相同时，原子轨道能量的高低顺序。 当n和l都不相同时，原子轨道能量的高低顺序。 要掌握排布原则，同时要明确电子在原子轨道上的排布顺序，具体说是在原子轨道能量顺序的基础上，在不违反泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布方式要符合洪特规则，使整个原子体系