高一化学提高班《原子结构与元素性质》讲义及练习

高一化学提高班《原子结构与元素性质》讲义及练习一．原子核外电子的运动特征原子核外的电子是既不能静止不动也不能像行星绕太阳一样，在确定的轨道上做圆周运动，原子核外的电子的运动有以下特征（相对于宏观物体而言）：①电子质量小（10－31Kg）带负电，运动的空间范围小（10－10m），运动的速度极快（接近光速）。

②无确定的轨道；不能描画其运动轨迹；不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度（海森堡-Heisenberg测不准原理）；仅能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少（用电子云表示）。

③电子云：电子云是电子在核外某一区域的单位体积内出现的几率大小分布的一种形象化的描述方法；每一个小黑点不是代表一个电子，而是代表一个电子的一个可能的瞬间位置；离核愈近（远），电子在单位体积空间出现的机会愈多（少），电子云密度（几率密度）越大（小）；电子云是用统计方法对电子运动规律的描述。

二、核外电子运动状态的描述核外电子的运动状态是由是由四个变量（或四个量子数：n、l、m、m s）来描述的。

１．电子层数（主量子数）n：表示的是核外电子距原子核的平均距离。

n = 1, 2, 3, 4, 5……（只能取正整数），电子层符号：K, L, M, N……电子层能量：K<L<M<N<O……２．电子亚层（角量子数）l：表示的是电子云的形状，不同的电子亚层能量不同。

l = 0, 1, 2, 3 ……, n－1。

（取值受n的限制），电子亚层符号：s, p, d, f, g……电子亚层能量：s< p< d< f<g３．电子云的伸展方向数（磁量子数）m：不同形状的电子云在空间的伸展方向数是不同的。

m = 0, ±1, ±2, ……, ±l。

（取值受l的限制）s电子云（m = 0），球形；p电子云（m = 0, ±1），亚铃形，有三个方向p x p y p z（称三个简并轨道，即能量相同的轨道）。

d电子云（m = 0, ±1, ±2）有五个方向dxy dxz dyz dx2-y2dz2（称五个简并轨道，即能量相同的轨道）f电子云（m = 0, ±1, ±2, ±3）有七个方向。

４．电子的自旋方向（自旋量子数）m s：电子不仅在核外空间不停的运动，而且还作自旋运动，自旋状态共有两种，顺时针“↑”和逆时针“↓”。

1．轨道的能量由电子层（n）和电子亚层（l）决定；n越小轨道能量越低，n确定时，l值越小电子亚层的能量也越低。

2．原子轨道数由n、l和m决定；n＝1时，只有一个轨道，即1s；n＝2时，有四个轨道，即2s（1个）, 2p（3个）；n＝3时，有9个轨道，即3s（1个）, 3p（3个）, 3d（5个）；n＝n时，有n2个轨道；3．电子运动状态数由n、l、m和m s决定，即第n电子层上共有2 n2种不同的运动状态。

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。

四、核外电子的排布规律1、能量最低原理：（1）电子总是尽先排在能量最低的轨道，而后依次进入能量较高的轨道。

规律：①当n相同，l不同时，l越大，能量则越大。

例如：E3s＜E3p＜E3d②当l相同，n不同时，n越大，能量则越大。

例如：E1s＜E2s＜E3s＜E4s③“能级交错”现象。

例如Es4＜Ed3＜Ep4，Es6＜Ef4＜Ed5＜Ep6。

2、泡利（Pauli）不相容原理（有三种说法）：①每个原子轨道上最多容纳两个电子，且这两个电子必须具有不同的自旋。

②在同一个原子中，不可能有两个电子处于完全相同的运动状态。

③原子中两个电子所处状态的四个量子数（n、l、m、m s）不可能完全相同。

例2：按照能量最低原理和泡利不相容原理，请写出B原子的电子排布式并画出轨道表示式。

3、洪特规则：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。

例3：按照能量最低原理和泡利不相容原理及洪特规则，请写出C、N、O、F、Ne原子的电子排布式并画出轨道表示式。

4、全满、半满、全空规则：洪特规则的补充规则：等价轨道全充满、半充满、全空的状态比较稳定。

相对稳定的状态：例4：分别写出19号元素K、24号元素Cr和29号元素Cu的电子排布式。

5、核外电子的排布表示方法小结：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半充满：s1，p3，d5，f7全空：s0，p0，d0，f0全充满：s2，p6，d10，f1412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）如：C 1s 2 2s 2 2p 2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26Fe ：1s 2 2s 22p 63s 23p 63d 6 4s 2可表示为[Ar]3d 64s 2 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 例６.试写出下列微粒的电子排布式（1）13Al 3+ （2）17Cl －（3）24Cr （4）47Ag 例７．试比较Li +离子的2s 和2p 轨道能量的高低。

例８． 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、m s = +21。

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。

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。

五、电离能（电离势）1．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 ）−→−-e M +(g) −→−-e M 2+(g) −→−-e M 3+(g) ，例如：Al(g) −→−-eAl +(g)…… 第一电离能I 1= 578 kJ ·mol -1；第二电离能I 2=1823 kJ ·mol -1； 第三电离能 I 3=2751 kJ ·mol -1元素第一电离能的周期性2．规律：①各级电离能的大小顺序：I 1< I 2< I 3②电离能越大，则越难失电子，金属性越弱；电离能越小，则越易失电子，金属性越强； ③同一周期从左到右I 1逐渐增大；稀有气体元素的原子是同一周期中I 1最高的。

④同一族从上到下第一电离能逐渐减小；⑤具有全充满和半充满电子构型的原子的电离能比同周期的相邻元素原子的电离能高。

如上图中的Be 、N 、Mg 、P 、Zn 、As 、Cd 、Hg 等。

六、电子亲合能（电子亲合势）１．定义：一个基态的气态原子得到一个电子形成负一价气态阴离子所放出的能量。

称该原子的第一电子亲合能。

注意：习惯上把放出能量的电子亲合能E A 用正号表示。

O(g)+e −→−O －(g) E A =141.8 kJ ·mol －1２．规律：①E A 反映原子得电子难易程度。

E A 大，易得电子，非金属性强。

②活泼的非金属一般具有较高的电子亲合势，电子亲合势越大，表明该元素越易获得电子。

③金属元素的电子亲合势都比较小，说明金属中通常情况下难获得电子形成阴离子。

④半充满，全充满时E A 小，例如：氮族，稀有气体。

⑤同一主族自上而下E A 呈减小趋势，但第二周期例外，如：F 、O 、N 比Cl 、S 、P 小。

（解释：第２周期的非金属元素因原子半径最小，电子密度最大，电子间排斥力很强，以致当加一个电子形成负离子时，放出的能量减小）⑥元素的第二电子亲合能都是负值。

（因为结合第二个电子时不是放出能量，而是吸收能量） 七、电负性：１．定义：电负性是用来表示元素相互化合时，原子对电子吸收能力大小的一个量。

或者说电负性是元素的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：Ｈ的负电性为2.1，其它原子的负电性均为相对值，以Xp 表示。

2．规律： ①电负性数值越大, 表示该元素的原子吸引电子的能力就越强; 反之, 电负性数值越小, 表示该元素的原子吸引电子的能力就越弱。

②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。

③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。

④除稀有气体元素外，电负性最高的元素是周期表是右上角的氟（Ｆ 4.19），电负性最小的元素是周期表是左下角的铯（Cs 0.66）⑤当其它条件相同时，两个电负性相差很大的元素形成的是离子键，电负性相差不大的两种元素形成的是共价键。

在共价键中两元素的电负性差别越大，则共价键的极性也越强，共用电子对偏向电负性大的原子越厉害。

At 270Po 183 Bi 91.3 Pb 35.1 Tl 19.3 Cs 45.5 I 295 Te 190 Sb 103Sn 107In 28.9Rb 46.9 Br 325 Se 195As 78.2 Ge 119 Ga 28.9 K 48.4 Cl 349S 200 P 72.0Si 134 Al 42.5 Na 59.6 F 328 O 141 N -7 C 122 B 26.7 Li 59.6 H 72.8部分元素的第一电子亲合能(kJ ·mol －1)RnXe Kr Ar Ne He At (2.39)I 2.36 Br 2.68 Cl 2.87 F 4.19 Po (2.19) Te 2.16 Se 2.42 S 2.59 O 3.61 Bi (2.01) Sb 1.98 As 2.21 P 2.25 N 3.07 Pb 1.85 Sn 1.82 Ge 1.99 Si 1.92 C 2.54 Tl 1.79 In 1.66 Ga 1.76 Al 1.61 B 2.05 Ba 0.88 Sr 0.96 Ca 1.03 Mg 1.29 Be 1.58 Cs 0.66 Rb 0.71 K 0.73 Na 0.87 Li 0.91 H 2.1部分元素的电负性高一化学提高班《原子结构与元素性质》练习题自主招生典型例题：【例1】写出Fe3+离子的电子组态，它有几个未成对电子？【例2】请应用原子核外电子的排布规律和元素周期律的有关知识预测：（1）已经制得的114号元素的价电子构型怎样？它应位于周期表的什么位置？（2）我们已经知道描述核外电子运动状态的一些电子亚层符号，如s、p、d、f，如果接下来的电子亚层符号为g，则第一个包含g亚层电子的元素的原子序数应为多少？（3）尚未填充的第八周期的元素可能有多少种？【例3】镧系元素从左到右，原子半径减小的幅度变小，这种现象称为镧系收缩，说说出现这一现象的原因。