高中化学竞赛原子结构与元素周期律学案

第八早

原子结构和元素周期律

一、核外电子运动的特征

核外电子属于微观粒子，微观粒子的运动，不能用经典力学(牛顿力学)来描述,

因为微观粒子的运动具有它本身的特殊性.要研究微观粒子,首先要了解其运动的

特殊性.核外电子的运动具有以下三个特殊性：

(1)波粒二象性：1924年，法国物理学家L.deBroglie认为：既然光具有

波粒二象性，则电子等微观粒子也可有波动性。,

他指出：具有质量为加，运动速度为v的粒子，相应的波长为：2=-=

1927年美国两位科学家J.Davisson和L.H.Germer进行了电子衍射实验，

用已知能量的电子在晶体上的衍射试验证明了deBroglie的预言

(2)不确定原理(或测不准原理)：1927年，海森堡(Heisthberg)提出不确定原

理.“我们对一个运动电子的动量测得越准，则对它的位置测得越不准；反之亦

状。"、、、hTAA、"

八'、-Ap>——或-Av>------

In17rm

式中：Ax为微观粒子的位置的测量偏差，Ap为微观粒子的动量的测量偏差,

Av为微观粒子运动速度的测量偏差。

由于微观粒子具有波粒二象性，所以其空间位置和动量不能同时准确测定,

这表明核外电子不会有确定的轨迹。

(3)运动规律符合统计性规律

进一步考察前面提到的Davisson和Germer所做的电子衍射实验，实验结果

是在屏幕上得到明暗相间的衍射环纹。

若控制该实验的速度，使电子一个一个地射出，这时屏幕上会出现一个一个的

亮点，忽上忽下忽左忽右，毫无规律可言，难以预测下一个电子会击中什么位置。

这是电子的粒子性的表现。但随着时间的推移，亮点的数目逐渐增多，其分布开

始呈现规律性——得到明暗相间衍射环纹。这是电子的波动性的表现。所以说

电子的波动性可以看成是电子的粒子性的统计结果。

这种统计的结果表明，对于微观粒子的运动，虽然不能同时准确地测出单个粒

子的位置和动量，但它在空间某个区域内出现的机会的多与少，却是符合统计性

规律的。

从电子衍射的环纹看，明纹就是电子出现机会多的区域，而暗纹就是电子出现

机会少的区域。所以说电子的运动可以用统计性的规律去进行研究。

结论：

(1)不确定原理是微观粒子第二个显著的运动特点。

(2)由于一个原子的物理和化学性质主要取决于原子中运动电子的能量，对

于化学家而言，电子所具有的能量比电子所处的位置更重要。

(3)对于微观粒子的运动轨迹，不能象经典力学所描写的那样有确定的运动

轨迹，只能用统计的方法来描述电子在原子核周围某处出现的几率。

判断对错：

p轨道的角度分布为“8”型，这表明电子是沿“8”轨迹运动的。

二、核外电子运动的描述

这核外电子运动具有波动性，所以量子力学用波函数W来描述核外电子空间

运动状态2是一个函数式，它需通过解Schrodinger方程求出。

02g九2

+++-—m(E-V)i//=0

dx2dydz2h2

要想求解并使解合理，需引入三个参数n,m和1.

考研中通常不涉及W的求法，而要考查n、1、m的取值、物理意义。量子力

学中常借用经典力学中描述物体运动的“轨道”的概念，把波函数V叫做原子轨

道。每一组合理的n、1、m取值，就对应一个确定的波函数w，所以每一组合理

的n、1、m的就确定一个原子轨道。

例如：甲1,0,0就是1s轨道，或表示为wls

甲2,0,0就是2s轨道，或表示为w2s

\|/2,1,0就是2pz轨道，或表示为w2Pz

原子在不同条件(n,1,m)下的波函数w叫做相应条件下的原子轨道。

注意：这里的原子轨道和宏观物体的运动轨道是根本不同的，它只是

代表原子中电子运动状态的一个函数，代表原子核外电子的一种空间运动状态。

每个合理的解表示电子运动状态，称为原子轨道。每一组合理的n、1、m取值，

就对应一个确定的波函数W，所以每一组合理的n、1、m的就确定一个原子轨道。

要掌握这个知识点，对于量子力学中原子轨道的理解常出题。

如：华东师大量子力学中的原子轨道是指

A电子云B电子出现的几率密度

C原子中电子运动的波函数D原子中电出现的几率

郑大根据量子力学，一个原子轨是指

A含义与玻尔理论中所指的原子轨道相同

Bn具有一定数值的一个波函数

Cn、1、m三个量子数都具有一定数值的一个波函数

Dn、1、m、ms四个量子数都具有一定数值的一个波函数

华南理工关于原子轨道的描述下列各点中正确的是

A原子轨是电子运动轨迹

B某一原子轨道是电子的一种空间运动状态，即波函数

C原子轨道是表示电子在空间各点出现的几率

D原子轨道是表示电子在空间各点出现的几率密度。

(一)量子数的概念

1主量子数n,(1)意义：描述原子中电子出现概率最大区域离核的远近，表示

原子核外电子离核的远近和电子能量的高低。

(2)取值：1,2,3,4,........n,为正整数(自然数)，与电子层相对应。n值越大，表

明电子能级或主能级层的能量越大，也表示电子离核的平均距离越大；

(3)符号：光谱项符号

n123456.......

符号KLMN0P.......

(4)对于单电子体系，n决定了电子的能量。n的数值大，电子距离原子核远,

则具有较高的能量。

单电子体系£=—i3.6x」eV

例如：n

H原子He+离子

n=lE=-13.6eVE=-54.4eV

n=2E=-3.4eVE=-13.6eV

n=3E=-1.51eVE=-6.04eV

n=4E=-0.85eVE=-3.4eV

n=ocE=OeVE=OeV

主量子数取值，“=1,2,3…正整数，依次可用符号K、L、M、N……表示

an的大小描述原子中电子出现几率最大区域离核的远近，或者说它是决定电

子层数的

b是决定电子能量高低的重要因素。一般来说，n越大，能量越高。

2.角量子数(1)

(1)取值：受主量子数n的限制，对于确定的n,l可为：0,1,2,3,4,.........(n-1),为

n个取值

⑵符号：

101234..........

符号SPdfg..........

如n=3,角量子数I可取0,1,2共三个值,

依次表示为s,p,d

(3)意义：决定了原子轨道的形状。

Orbitals

©＞porbital絮dorbited

forbital

例如n=4时,

l有4种取值，就是说核外第四层有4种形状不同的原子轨道:

I=0表示s轨道，形状为球形，即4s轨道;

1表示p轨道，形状为哑铃形，4p轨道;

2表不d轨道，形状为花瓣形，4d轨道;

I=3表示f轨道，形状更复杂，4f轨道。

由此可知，在第四层上，共有4种不同形状的轨道。同层中(即n相同)不

同形状的轨道称为亚层，也叫分层。就是说核外第四层有4个亚层或分层。

(4)在多电子原子中，n和I共同决定电子的能量E

多电子原子中，n相同I不同的原子轨道，角量子数I越大的，其能

量E越大。即

E4s<E4p<E4d<E4f

但是单电子体系，如氢原子，其能量E不受I的影响，只和n有关。即：

E4s=E4p=E4d=E4f

⑵角量子数/,/=0,1,2,3...“-1,对应的光谱学符号为53，d,f••…取值

受n的限制。物理意义：（1）（2）/的取值受n的限制，当n一定时，1的取值

个数就一定为n个，则电子层就有几个亚层，所以角量子数决定同一电子层中亚

层或分层的数目（3）

但对于氢原子和类氢离子等单电子体系，电子的能量只和主量子数n有关。

E=-13.6Z2/n2（eV）n相同时能量相同

福州大学2019年在多电子原子中，具有下列各组量子数的电子中能量最

高的是

A.3,2,+1,+1/2B.2,1,+1,-1/2

C.3,1,0,-1/2D.3,1,-1,-1/2

福州大学将氢原子核外的1s电子激发到2s或2p,前者所需能量______后

者所需能量;若将氢原子核外一个1s电子激发到2s或2P时,前者所需能量______

后者所需能量。

3.磁量子数（m）

（1）取值：对于给定的l,m可取:m=0、±1、±2、±3、……、±1,共取（21+

1）个数值

如/=3,则m=0,±1,±2,±3,共7个值。

（2）物理意义：决定原子轨道在核外空间中的取向。对于形状一定的轨道（1相

同的原子轨道）,m决定其空间取向.例如:1=1,有三种空间取向。

（3）简并轨道：能量相同的原子轨道，称为简并轨道。

m只决定原子轨道的空间取向，不影响轨道的能量。

例如：2P轨道（n=2,/=1）在空间有三种不同的取向。3种不同取向

的2P轨道能量相同。我们说这3个原子轨道是能量简并轨道，或者说2P轨

道是3重简并的。而3d则有5种不同的空间取向，3d轨道是5重

简并的

4.自旋量子数ms

电子除了绕核做运动之外，还有自身旋转运动，具有自旋角动量。电子自旋角动

量沿外磁场方向的分量Ms的大小，由自旋量子数ms决定

ms的取值：只有两个，+1/2和-1/2.（电子只有两种自旋方式）.通常用“广和”广表

Zj\O

四个量子数的意义：

(1)主量子数n规定着电子出现最大概率区域离核的远近，以及电子能量的高

低；

(2)角量子数I规定原子轨道和电子云在空间角度分布情况，即与原子轨道和

电子云形状有关；

(3)磁量子数m反映出原子轨道在空间的不同取向。m不同，取向不同；

(4)自旋量子数ms决定电子的自旋方式。自旋方式只表示电子的两种不同的

运动状态，常用T或1表示。

n,I,m一组三个量子数可以决定电子的一种空间运动状态即一个原子轨道。但

原子中每个电子的运动既包括空间运动又包括自旋运动，因此电子的运动必须用

n,I,m,ms四个量子数来描述。四个量子数确定之后，电子在核外空间的运动

状态就确定了。

例题.用四个量子数描述n=4,1=1的所有电子的运动状态.

n,I,m,ms

41-1+1/2

41-1-1/2

410+1/2

410-1/2

411+1/2

411-1/2

在同一原子中，没有运动状态完全相同的两个电子同时存在!

10、下列各组量子数中，合理的一组是

A.n=31=1m=+lms=+l/2B.n=41=5m=-lms=+1/2

C.n=31=3m=+lms=-1/2D.n=41=2m=+3ms=-1/2

18、氢原子中的原子轨道的个数是

A.1个B.2个C.3个D.无穷多个

19、牛(3,2,1)代表简并轨道中的一条轨道是

A.2P轨道B.3d轨道C.3P轨道D.4f轨道

25、下列关于电子自旋的表述中正确的是

A.自旋量子数既可以取半整数也可以取整数

B.电子自旋本质上是一种经典电磁现象

C.气态银原子束通过非均匀磁场时会全部偏向一边

D.电子分布时总是尽可能自旋平行地占据在能量相同的轨道

33、对于氢原子来说,原子波函数能量高低顺序正确的是

A.V(4,0,0)=V(4,1,-1)=V(4,2,-2)=V(4,3,-3)

B.V(4,0,0)<V(4,1,-1)<V(4,2,-2)=V(4,3,-3)

C.V(4,0,0)=V(4,1,-1)=V(4,2,-2)<V(4,3,-3)

D，V(4,0,0)<V(4,1,-1)<V(4,2,-2)<V(4,3,-3)

52、理论上，多电子原子中原子轨道的能量取决于

A.主量子数B.主量子数和角量子数C.主量子数和角量子数和磁

量子数D.四个量子数

6、符号5P表示电子的主量子数n等于,角量子数1等于—，该

电子亚层最多可以有种空间取向，该电子亚层最多可容纳个电子

磁量子数m=l的原子轨道必定都是p轨道。

\|/2,1,0表示\|72pz

磁量子数m=0都是球形的。

（二）原子轨道和电子云的空间图像

具有波粒二象性的电子并不象宏观物体那样，沿着固定的轨道运动。我们不

可能同时准确地测定核外某电子在某一瞬间所处的位置和运动速度，但是我们能

用统计的方法去讨论该电子在核外空间某一区域内出现机会的多少一即概率。

电子运动的状态由波函数+（r,0,描述，波函数中（r,0,没有

明确的物理意义，但|乎（r,0,。）|2的物理意义却十分明确。它表示空间一点

P（r,0,（|））处单位体积内电子出现的概率，即该点处的概率密度，由此进而可

以知道电子在某个区域内出现的概率。

甲和I甲卜都可以用图的形式来表示。因为它们是三维坐标的函数，很难用

一适当的、简单的图形表示清楚，所以平和I常分解为角度部分和径向部分

来描述。中的图形中比较重要的是角度分布图，又叫原子轨道角度分布图。需

要掌握各原子轨道角度分布图的形状、空间伸展方向、在各象限的正负取值及角

度分布图的形状由谁来决定、空间伸展方向由谁来决定。

常用黑点密度表示电子出现的概率密度，所以即21的图形又形象地称为电子

云。|萌|的图示中比较重要的是电子云的角度分布图。需要掌握电子云角度分布

图的形状、空间伸展方向、角度分布图的形状由谁来决定、空间伸展方向由谁来

决定、原点到线上的距离所表示的物理意义。

例：下列轨道上的电子，在xy平面上的电子云密度为零的是（哈师大，2019）

A3sB3PxC3PzD3dz2

注意：

S轨道角度分布图与其电子云角度分布图的图形相同。

其它轨道的电子云角度分布图比轨道角度分布图的图形“瘦”，比较苗条.因

为三角函数的Sin和Cos的取值小于等于1,平方后的值必然更小。

电子云角度分布图无正负，而轨道角度分布图有正负。这种正负只是角度波

函数计算中取值的正负（在成键中代表轨道的对称性，不是电荷的正负）

径向分布函数

考察离核距离为r,厚度为Ar的薄球壳内电子出现的概率。

概率=I*.4%r2Ar

单位厚度球壳中出现电子的概率为4〃■厂2

令：D(r)=4w2M2

D(r)是r的函数，称为径向分布函数

氢原子各种状态的径向分布图

核外电子按层分布

结论：

(1)2s,2P轨道，3s,3p,3d轨道主峰位置相近，因此，从径向分布的意义上

核外电子可看作是按层分布的；

（2）峰的个数规律：1^峰=11-1

n1波函数峰个数n1波函数峰个数

101s1202s2

212P1303s3

313p2323d1

2

A3sB3pxC3pzD3dz

电子云是_______（福州大学）

A.波函数在空间分布的图形B.波函数甲⑵在空间分布的图形

C.波函数径向部分Rn,l（r）的图形D.波函数角度部分平方的图形

氢原子的3p轨道径向分布函数图有一个峰（河北师大2019年）

某原子轨道的径向分布图如图所示，若己知表示轨道的主量子数为3,

则其角量子数1为（南昌大学2019年）

对于下图所示，正确的叙述是（

A图形表示dx2-y2原子轨道的形状

B图形表示dx2-y2原子轨道角度分布图

C图形表示dx2-y2电子云角度分布图D图形表示dz2原子轨道的形状

判断：磁量子数m=0的轨道都是球形的（郑大2019年）

三.核外电子排布

（一）、影响轨道能量的因素

单电子体系

氢原子或类氢离子核外只有一个电子，这个电子仅受到原子核的作用，电子的能

量只与主量子数有关

因止匕：Ens=Enp=End=Enf

72

多电子体系E=-13.6x—eV

rT

在多电子原子中，电子的能量不仅取决于n,而且取决于1.主量子数n相同，

角量子数1不同原子轨道，1越大，其能量E越大。即E(ns)<E(np)<E(nd)<

E(nf),这种现象叫做能级分裂。

然而，在多电子原子中，有时主量子数n小的原子轨道，由于角量子数1较大，

其能量E却大于n大的原子轨道，例如E3d>E4s,这种现象叫做能级交错。

1.屏蔽效应

rSA

以Li原子为例说明这个问题：

研究外层的一个电子。

它受到核的包的引力，同时又受到内层电子的一2的斥力。

实际上受到的不会恰好是+3，受到的斥力也不会恰好是一2

我们把@2看成是一个整体，即被中和掉部分正电的的原

子核。/

于是我们研究的对象一外层的一个电子就相当于处在单电子体系中。中和后

的核电荷Z变成了有效核电荷Z*o

Z*=Z—(J,<5为屏蔽常数。

于是公式Z2

E=-13.6x—eV

n2变成

z*2生尸

E=-13.6x—eV,E=-13.6xeV

n

在多电子体系中，核外其它电子抵消部分核电荷，使被讨论的电子受到的核的作

用变小。这种作用称为其它电子对被讨论电子的屏蔽效应。

受到屏蔽作用的大小，因电子的角量子数I的不同而不同。

4s,4p,4d,4f受到其它电子的屏蔽作用依次增大，故有

E4s<E4p<E4d<E4f

在多电子体系中，n相同而I不同的轨道，发生能级分裂。

2.钻穿效应

Is

1小的电子，在离核近处，有小的几率峰出现，相当于电子靠近核，受核作用强,

同时回避了内层电子的屏蔽作用，自身能量下降.这种效应称为钻穿效应.

虽然4s电子的最大几率峰比3d的离核远，但由于4s电子的几个内层的小几

率峰出现在离核较近处，所以受到其它电子的屏蔽作用比3d要小得多。这种钻

穿效应可能导致能级交错。

3.决定轨道能量高低的因素

出对于多电子原子体系

出a)1相同，n大的能量高，即E2s<E3s<E4s,因为依次受屏蔽作用增

大,Z*依次下降。

Fbb)n相同,1大的能量高，E3s<E3p<E3d,因为依次受屏蔽作用增大,

自身钻穿作用依次减小，均使能量升高。

出c)n和1均不同，则n+0.71大的，能量高。

出总之，屏蔽效应使电子的能量上升，钻穿效应使电子能量下降。

(二)多电子原子的能级

1、Pauling的原子轨道能级图

OOO

OOOOO7s5f6d7P

量OOOOOOO

OOO

OOOOO

OOOOOOO6s4f5d6P

。。。

OOOOO5s4d5P

ooo

O。。。。4s3d4p

ooo

3s3p

叵卜2P

产/3,4,5,7

(1)/相同的能级的能量高低由〃决定。如Els<E2s<E3s<..

(2)〃相同，I不同的能级，能量随I的增大而升高。如：Ens<Enp<End<Enf,称

为“能级分裂”

⑶〃和/均不相同时，出现能级交错现象。如E4s<E3d<E4P

2、科顿(F.A.Cotton)轨道能级图

Pauling的原子轨道能级图是一种近似的能级图，基本上反映了多电子原子的核

外电子填充的顺序。但必须指出的是，由于各原子轨道的能量随原子序数增加而

降低，且能量降低的幅度不同，所以造成不同元素的原子轨道能级次序不完全一

致。这一重要事实，在Pauling的原子轨道能级图中没有得到体现。

美国当代化学家F.A.Cotton,总结前人的光谱实验和量子力学计算结果，画出

了原子轨道能量随原子序数而变化的图——Cotton原子轨道能级图，见图。

1)Z=1,不产生能级分裂，

即:Ens=Enp=End=Enf

2)Z>1,各轨道能量，随Z的升高而下降。

3)n相同,1不同的轨道，能量下降幅度不同，产生能级分裂.(1大的，受屏蔽大，下

降幅度小):Ens<Enp<End<Enf

4)不同元素，轨道的能级次序不同，产生能级交错.

如：1-14号：E4s>E3d

15-20号：E4s<E3d

21号以后：E4s>E3d

(三)核外电子的排布

1、排布原则

(1)最低能量原理

核外电子总是尽可能分布到能量最低的原子轨道(电子先填充能量低的轨

道，后填充能量高的轨道)。

(2)Pauli不相容原理

每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子(即同一原子中没有运

动状态完全相同的电子，亦即无四个量子数完全相同的电子)

(3)Hund规则

电子在能量简并的轨道中，要分占各轨道，且保持自旋方向相同。

特例：在等价轨道上的电子排布处于全充满、半充满或全空时，具有较低的能量

和较大的稳定性。

全充满p6,diO,fl4

半充满p3,d5,f7

全空pO,dO,fO

①①①①①

N:ls22s22P37V

Z=29Cu:Is22s22P63s23P63d104sl

[Ar]3d104s1[Ar]称为

Z=24Cr:1s22s22P63s23P63d54sl

原子实

[Arj3d54s

量子数，电子层，电子亚层之间的关系

角量子数10123

电子亚层SPdf

每个亚层中

轨道数目1357

每个亚层最多

容纳电子数261014

主量子数n1234

电子层KLMN

每个电子层最多

容纳的电子数2818322/

当基态原子的第六电子层只有2个电子时，则其第五电子层电子数为

A.8B.18C.8-18D.8-32

原子L壳层中的电子数目最多为

A.6B.8C.32D.18

29Cu原子在基态，符合量子数m=0的电子数为

A.12B.13C.14D.15

2.电子的排布

注意：

1）电子填充是按近似能级图自能量低向能量高的轨道排布的，但书写电子结构

式时，要把同一主层（n相同）的轨道写在一起，

24号CrChromium铭

埴充电子时：Is22s3PMs13cp

而书写时应为：Is22s?2p‘虫为'3王条1

不能写成：1s22s22P（3s23p%i3d‘

2）原子实表示电子排布时，内层已经达到稀有（惰性）气体原子的结构。

24号Ci（Chromium）tS的结构式为:Is22s3s2刎3矛烟1,内层Is?

2s22p'*23p,，为A版电子结构式,则可写成:[ArJSd^1

3）特殊的电子结构要记忆.主要是第五、第六周期的过渡元素：

电子埴充反常元素：

NbRuRhPd

[Kr]4dM61[KH4d75slRH4d85sl[KH4d105so

W[Xe]5d46s2Pt

La[Xe]5dl6s2Ce[Xe]5d14fl6s2区日5d监£

四元素周期系

（1）、元素的周期

周期的划分和轨道能级组的关系

周期原子无素最大电子

双高能级组

数序数效目容量

11~221s第一能级组2

23-1082s,2P第二能级组8

311-1883s,3P第三能级组8

419-36184s,3d,4P第b能级组18

537-54185s,4d,5P第五能级组18

655-86326s,4f,4d,6p第共能级姐32

787-109237s,5f,5d,7p第七能级组32

88s5g6f7d8P第八能级组50

规律：

①各周期元素的数目（最高能级组容纳的电子数）

②每周期兀素原子的最外电子层电子数W8(仄nsl~ns2np6)

③每周期元素原子的次外电子层电子数/18［仇-1力他-1步优-1万7

周期是根据最高能级组确定的。

周期数=最高能级组数=该周期元素原子最外电子层的主量子数

如：判断电子构型为［Xe］4f36s2的元素所在的周期

根据原子结构理论预测，第八周期所包括元素将为

A.18种B.36种C.80种D.50种

根据原子的核外电子排布与原子序数的关系，

第九周期最后一个元素的原子序数为

A.168B.200C.218D.240

试根据原子结构理论预测

(1)第八周期将包括多少种元素？

(2)原子核外出现第一个5g电子的元素的原

子序数是多少？

(3)根据电子排布规律，推断原子序数为

114号新元素的外围电子构型，并指出它可能

与哪个已知元素的性质最相似？

(2)、元素的分区

铜系

蕨f区

1)s区：ns1-2,最后的电子填在ns上，包括IAIIA,属于活泼金属，为碱金属和

碱土金属；

2)p区：ns2npiR最后的电子填在np上，包括IIIA-VIIA以及0族元素，为非

金属和少数金属；

3)d区：(n-l)d110ns°-12,34最后的电子填在(n-l)d上，包括IIIB-VIIB以及VIII族元

素，为过渡金属；

4)ds区：(n-l)di°nsL2,最后的电子填在(n-l)d上，且(n-l)d全充满，包括IB-IIB,过

渡金属(d和ds区金属合起来，为过渡金属)；

5)f区：(n-2)产i4(n/)d0-2ns2,包括偶系和钢系元素，称为内过渡元素或内过渡系.

锢系：57-71号元素(La-Lu);

钢系：89-103号元素(Ar-Lr),均为放射性元素.包括：除钮为6d2外，其余均为

6do和6di

若给的是原子序数，先写出电子的排布式，确定区的方法一般来说是看最后一个

电子填充在哪个轨道

若给的是电子结构式，去除原子实，剩余部分符合哪个区的价电子构型就属于哪

个区

练习：[Xe]6sl[Xe]5dl06s26pl[Xe]5d46s2[Xe]5dl06s2[Xe]4f36s2

(3)、元素的族

主族:s区+p区,(ns+np)的电子数=族数，(ns+np)的电子数=8,则为0族元

素。

副族：d区：[(n-l)d+ns]的电子数=族数；[(n-l)d+ns]的电子数N8,则为VIII

族元素；

ds区:什1对°全充满,ns中的电子数=族数,如:Cu：[Ar]3di°4s】，4sl中一个电

子，为IB族元素.

f区：内过渡元素,(n-2)伊i4(n_i)d0-2ns2,镀]系:La-Lu,钢系:Ar-lr,都属于第HIB

族。

某元素M3+离子的价电子构型为3d3,则该元素位于周期表的

A.s区B.d区C.ds区D.p区

在周期表中，哪些区的基态原子有可能出现最外层只有1个1=0的电子

A.只有s区B,只有s区和ds区

C.只有s区,ds区和d区D.s,ds,d,f区都有可能

某元素位于周期表36号元素之前，失去3个电子后，在角量子数为2的轨道上

刚好半充满，该元素为

A.铭B.钉C.碑D.铁

某元素核外电子结构为[Xe]4fl45d6s2,该元素在元素周期表中所处的周期和族数

为

A.五nBB.五nAC.六IIBD.六nA

IIB族元素价电子结构为

A.ns2B.nd10ns2C.(n-l)d10ns2D.(n-^d'^s1

钠原子的Is电子能量与氢原子的Is能量相比

A.前者高B.相等C.前者低D.无法确定

下列电子构型中不可能存在的是

A.ls22P2B.Is22s22P54flC.Is22s32PlD.ls22s22P63sl3dl

甲乙两元素，甲原子的M层和N层的电子数分别比乙原子的M层和N层的电子

数少7个和4个,则可推断甲乙两元素的原子序数应分别为

A.20B.45C.23D.56E.34F.68

原子序数为77的元素，其原子核外电子分布式是,该元

素在周期表中位于第一周期第一族

某元素原子主量子数n为4的电子层上有7个电子，该原子的价层电子构

型__________，未成对电子数为，该元素原子序数为，它位于第一周

期，第一族，—区。

某元素原子X的最外层只有一个电子，其X3+离子的最高能级的3个电子的主

量子数为3,角量子数为2,则该元素为,它属于周期，―族元素

早发现了第120号元素M,则其所在周期数为,所在族数为—，其金属

活泼性较同族其它元素要,其特征氧化态的氧化物化学式为一

(二).元素基本性质的周期性

1、原子半径

(1).原子半径的概念

按照量子力学的观点，电子在核外运动没有固定轨道，只是几率分布不同。因此,

对于原子来说并没有一个截然分明的界面。

通常所说的原子半径，总是以相邻原子的核间距为基础而定义的。根据原子

与原子间的作用力不同，原子半径一般可分为共价半径、金属半径和范德华半径

三种。

共价半径同种元素的两个原子，以共价单键联结时，核间距的一半，为共

价半径。

共价半径V调

。2,玲呢？

一d一|分别为双键和三键，与此不符.

金属半径金属晶体中，金属原子被视为刚性球体，彼此相切，其核间距的一

半，为金属半径。

金属半径r«=龈

对于金JlNa:

r兑加=154pm,6局=188pm

r金属＞r火怖

因金属晶体中的原子轨道无重费.

范德华半径单原子分子(He,Ne等)，原子间靠范德华力，即分子间作

用力结合，因此无法得到共价半径在低温高压下，稀有气体形成晶体。原子核间

距的一半定义为范德华半径。

注意:原子间未相切.所以三种半

径以r融洽法为最大

(2).原子半径的变化规律

同周期

从左向右，在原子序数增加的过程中，有两个因素在影响原子半径的变化

①核电荷数Z增大，对电子吸引力增大，使得原子半径r有减小的趋势

②核外电子数增加，电子之间排斥力增大，使得原子半径r有增大的趋势。

这是一对矛盾，以哪方面为主？

以①为主。即同周期中从左向右原子半径减小。只有当d10,f7,f14半充满

和全充满时，层中电子的对称性较高，这时②占主导地位，原子半径r增大。

短周期：

同周期中，从左向右，半径依次减小，但有特例。

NaMgA1SiPSClAr

r/pm18616014311810810699154

长周期：

长周期的过渡元素,以第4.周期的第一过渡系列为例

ScTiVCrMnFeCoNiCuZn

r/pm162147134128127126125124128134

Cu,Zn为d10结构，电子斥力大,所以r不但没减小，反而有所增加。

超长周期的内过渡元素

LaCePrNdPmSmEuGdTdDyHoErTdYbLu

r/pm183182182181183180208180177176176176176194174

Eu和Yb的原子半径增大，因为从它们开始出现f?和f14电子构型。

结论：

同周期原子半径减小的幅度：主族元素〉副族才区

短周期：电子填加到外层轨道，对核的正电荷中和少，Z*增加的幅度大，所以r

变小的幅度大.长周期：e填加到(n-1)层轨道，对核的正电荷中和多,Z*增加的

幅度小，所以r变小的幅度小.桐系元素新增加的电子填充到外数第三层，对核

的正电荷中和更多,Z*增加的幅度更小，所以r变小的幅度最小.

15种偶系元素原子半径共减小约9Pm这一事实，称为偶系收缩。

锢系收缩的结果：由于镯系收缩，不仅使15种偶系元素的半径相似，性质相近,

分离困难；而且更主要的是：使得第二、第三过渡系的同族元素半径相近，性质

相近，分离困难.

CaScUVCrMn

rmm203174144132122118117

RbYZrNbMo

r^m216191162145134130

CsBaLaHfTaW

r/pm235198144134130

＞同族中

＞同族中，从上到下，有两种因素影响原子半径的变化趋势

①核电荷Z增加许多，对电子吸引力增大，使r减小；

②核外电子增多，增加一个电子层，使r增大。

在这一对矛盾中，(2)起主导作用。同主族中，从上到下，原子半径增大。

主族元素Li123pm

Na154pm

K203pm

Rb216pm

Cs235pm

副族元素TiVCr

r/pm132122118

ZrNbMo

145134130

HfTaW

144134130

第二过渡系列比第一过渡系列原子半径r增大12—13pm。

第三过渡系列和第二过渡系列原子半径r相近或相等。这是偶系收缩的影响结

果。

2、电离能

(1).基本概念

元素的一个基态的气态原子失去一个电子，变成气态正离子时所需的能量，称为

该元素的第一电离能，用II表示。从正一价离子再失去一个电子形成正二价离

子时，所需要的能量叫做第二电离能，以此类推。电离能的大小反映原子失去电

子的难易，电离能越大，失电子越难。

M付M%+eAH=L

——M2^-^AH=I?等等…

各级电离能的关系：L＜l2〈l3…

元素的第一电离能最重要，n是衡量元素的原子失去电子的能力和元素金属

性的一种尺度。随着原子序数的增加，第一电离能也呈周期性变化。

电离能的大小主要取决于原子核电荷数、原子半径和电子构型。在同一周期中，

从左向右随着核电荷数的增多和原子半径的减小，原子核对外层电子的引力增

大，电离能呈递增趋势。这是一般规律，但有反常现象出现。

2）电离能的周期性变化

同周期主族元素规律是从左向右第一电离能增大。但是有反常出现。

原因：同周期中，从左向右，核电荷Z增大，原子半径r减小。核对电子的

吸引增强，愈来愈不易失去电子，所以第一电离能II增大。

全满、半满时高于左右相邻的元素的电离能

(

o

E

/

3

)

A

oj」o

(uD

①

U

0

1一

ZB

-OE

s二

」

iz

长周期副族元素Il/kJmol—l

Sc11VCrMnFeCoMCuZn

h/KJ.moH631658650653717759758737746906

总趋势上看，长周期副族元素的电离能随Z的增加而增加，但增加的幅度较主

族元素小些。

原因是副族元素的原子半径减小的幅度较主族元素小。

Zn的电子结构为[Ar]3d104s2,属于稳定结构，不易失去电子，所以Zn的

II比较大。

内过渡元素第一电离能增加的幅度更小，且规律性更差。

同族中自上而下，有互相矛盾的两种因素影响电离能变化。

①核电荷数Z增大，核对电子吸引力增大。I一增大；

②电子层增加,原子半径增大，电子离核远，核对电子吸引力减小。I一减小。

这对矛盾中，以②为主导。

所以，同族中自上而下，元素的电离能减小。

主族Il/kJmol—1

Be900

Mg738

Ca590

Sr550

Ba503

副族元素的电离能第二过渡系列明显小于第三过渡系列。原因是第二、三过

渡系的半径相近，但第三过渡系列的核电荷数要比第二过渡系列大得多。

TiVCrMnFeCoNiCuZn

11/kJ-mol-1658650653717759758737746906

ZrNbMoTcRuRhPdAgCd

11/kJ-mol-1660664685702711720805731868

HfTaWReOsIrPtAuHg

11/kJ-mol-16547617707608408808708901007

第一电离能最高的是He,Ii=2372kJ-mol-1,

最低的是Cs,Ii=376kJ-mol!o每一周期中第一电离能最大的元素为稀有气体。

3、电子亲合能

(1).定义：某元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成气态基态负离子时，

所放出的能量，称为该元素的第一电子亲合能，用E表示。元素的电子亲和能

越大，其非金属性越强。

注意：电子亲合能E的符号与过程的AH的符号相反。

Ei有正、负,如Cl(g)+e——>C1—(g),Ei=348.6kJ-mol-1,而Ar(g)+e——>Ar—(g),

Ei=-35kJ.moL(计算值)。但E2一般都为负值，因为已经成为负离子后，再获

得电子，必须克服它们之间的斥力。

(2).