無機(jī)化學(xué)高職高?；瘜W(xué)教材編寫組編（第六版）“十二五”職業(yè)教育國家規(guī)劃教材修訂版高等職業(yè)教育新形態(tài)一體化教材第五章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律“十二五”職業(yè)教育國家規(guī)劃教材高等職業(yè)教育新形態(tài)一體化教材知識目標(biāo)1.了解原子核外電子運(yùn)動狀態(tài)的基本特點(diǎn)，了解原子軌道和電子云的概念；2.掌握四個量子數(shù)的意義及取值規(guī)則；3.掌握元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律。能力目標(biāo)1.會用四個量子數(shù)描述原子中電子的運(yùn)動狀態(tài)；2.會分析原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素周期表、元素性質(zhì)之間的關(guān)系；

一、原子核外電子的運(yùn)動狀態(tài)

1.核外電子運(yùn)動的量子化（1）原子中的電子只能沿著一定的軌道上運(yùn)動，這些軌道的能量狀態(tài)不隨時間而改變，稱為穩(wěn)定軌道（或定態(tài)軌道）。電子運(yùn)動時所處的能量狀態(tài)稱為能級。軌道不同，能級也不同。（2）電子只有從一個軌道躍遷到另一軌道時，才有能量的吸收和放出。離核越近電子被原子核束縛越牢，其能量越低；反之離核越遠(yuǎn)能量越高。玻爾原子模型成功地解釋了氫原子和類氫原子（如He+，Li2+，Be3+等）的光譜現(xiàn)象，不能解釋多電子原子光譜等，電子在固定軌道上繞核運(yùn)動不符合微觀粒子的運(yùn)動特性，隨著科學(xué)的發(fā)展，玻爾理論被原子的量子力學(xué)理論所代替。第一節(jié)原子核外電子的運(yùn)動狀態(tài)

所謂量子化，是指表征微觀粒子運(yùn)動狀態(tài)的某些物理量只能是不連續(xù)的變化。核外電子運(yùn)動能量的量子化，是指電子運(yùn)動的能量只能取一些不連續(xù)的能量狀態(tài)，又稱為電子的能級。軌道不同，能級也不同。在正常狀態(tài)下，電子盡可能處于離核較近、能量較低的軌道上運(yùn)動，這時原子所處的狀態(tài)稱為基態(tài)，其余的狀態(tài)稱為激發(fā)態(tài)。2.電子的波粒二象性電子衍射是一切波動的共同特性，由此充分證明了高速運(yùn)動的電子流，除有粒子性外，也有波動性，叫做電子的波粒二象性。

3.波函數(shù)與原子軌道

量子力學(xué)描述核外電子運(yùn)動狀態(tài)的數(shù)學(xué)函數(shù)式，即用一定的波函數(shù)ψ表示電子的一種運(yùn)動狀態(tài)。因此波函數(shù)ψ和原子軌道是同義詞，它只是反映了核外電子運(yùn)動狀態(tài)表現(xiàn)出的波動性和統(tǒng)計性規(guī)律。波函數(shù)ψ是空間坐標(biāo)x,y,z的函數(shù)。量子力學(xué)中通常把原子中電子的波函數(shù)稱為原子軌道。某些原子軌道的角度分布圖，圖中的“+”、“-”號表示波函數(shù)的正、負(fù)值。s,p,d原子軌道角度分布圖(平面圖)4.概率密度與電子云概率密度

對于原子核外高速運(yùn)動的電子，并不能定某一瞬間它在空間所處位置，只能用統(tǒng)計方法推算出在空間各處出現(xiàn)的概率，或者是電子在空間單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率，即概率密度。電子云

為了形象地表示電子在原子中的概率密度分布情況，常用密度不同的小黑點(diǎn)來表示，這種圖像稱為電子云。

5.四個量子數(shù)（1）主量子數(shù)n

主量子數(shù)表示電子離核的平均距離，n越大，電子離核平均距離越遠(yuǎn)，n相同的電子離核平均距離比較接近，即所謂電子處于同一電子層主量子數(shù)n的取值數(shù)為從1開始的正整數(shù)(1,2,3,4…)。

n是決定電子能量的主要量子數(shù)。n值又代表電子層數(shù)，不同的電子層用不同的符號表示：電子層能量高低順序：

K<L<M<N<O<P（2）角量子數(shù)l

角量子數(shù)(又稱副量子數(shù))l是用來描述不同亞層的量子數(shù)。一個電子層還可分為若干個能量稍有差別、原子軌道形狀不同的亞層。

l的取值受n的制約，可以取從0到n-1的正整數(shù)。

每個l值代表一個亞層。第一電子層只有一個亞層，第二電子層有兩個亞層，以此類推。亞層用光譜符號s，p，d，f等表示。

角量子數(shù)、亞層符號及原子軌道形狀的對應(yīng)關(guān)系如下：

（3）磁量子數(shù)m

用來描述原子軌道在空間的伸展方向的。

磁量子數(shù)(m)的取值當(dāng)角量子數(shù)為l時，m的取值可以從+l到-l并包括0在內(nèi)的整數(shù)。即m＝0，±1，±2，…，±l。

亞層中m取值個數(shù)與l的關(guān)系是(2l+1)，即m取值有(2l+1)個。每個取值表示亞層中的一個有一定空間伸展方向的軌道。等價軌道

n,l值相同的軌道能量相同，所以稱為等價軌道或簡并軌道。（4）自旋量子數(shù)

描述電子自旋運(yùn)動的量子數(shù)稱為自旋量子數(shù)，

取值為+1/2和-1/2，符號用“↑”和“↓”表示。由于自旋量子數(shù)只有2個取值，因此每個原子軌道最多能容納2個電子。

四個量子數(shù)就能夠比較全面地描述一個核外電子的運(yùn)動狀態(tài)。此外，由n值可以確定l的最大限量(幾個亞層或能級)；由l值又可以確定m的最大限量(幾個伸展方向或幾個等價軌道)，這樣就可推算出各電子層和各亞層上的軌道總數(shù)。主量子數(shù)、角量子數(shù)、磁量子數(shù)、自旋量子數(shù)的關(guān)系6.多電子原子軌道的能級軌道近似能級圖

近似能級圖

按照能量由低到高的順序排列，并將能量相近的能級劃歸一組，稱為能級組，以虛線框起來。相鄰能級組之間能量相差比較大。每個能級組(除第一能級組)都是從s能級開始，于p能級終止。能級組數(shù)等于核外電子層數(shù)。(1)同一原子中的同一電子層內(nèi)，各亞層之間的能量次序為:ns<np<nd<nf(2)同一原子中的不同電子層內(nèi)，相同類型亞層之間的能量次序為:

1s<2s<3s…

(3)同一原子中的第三層以上的電子層中，不同類型的亞層之間，在能級組中常出現(xiàn)能級交錯現(xiàn)象。例如：

4s<3d<4p;5s<4d<5p;6s<4f<5d<6p電子填充順序圖二、原子核外電子的排布1.基態(tài)原子中電子的排布原理（1）能量最低原理

原子核外電子的總是優(yōu)先進(jìn)入能量最低的能級，然后依照近似能級圖逐級填入。基態(tài)原子外層電子填充順序為：ns→(n-2)f→(n-)d→np基態(tài)原子失去外層電子的順序為：np→ns→(n-1)d→(n-2)f。

（2）泡利不相容原理

泡利(PauliW)提出：在同一原子中不可能有四個量子數(shù)完全相同的2個電子。即，在同一軌道上最多只能容納2個自旋方向相反的電子。據(jù)此可以推算出每一電子層上電子的最大容量。（3）洪德規(guī)則

洪德(HundF)提出：在同一亞層的等價軌道上，電子將盡可能占據(jù)不同的軌道，且自旋方向相同

(這樣排布時總能量最低)。例如：6C的電子排布為：

規(guī)律：等價軌道在全充滿、半充滿或全空的狀態(tài)是比較穩(wěn)定的。即：

p6或d10或f14全充滿p3或d5或f7半充滿p0或d0或f0全空例如，鉻和銅原子核外電子的排布式：

2.基態(tài)原子中的電子排布由光譜實驗數(shù)據(jù)得到的原子序數(shù)1～109各元素基態(tài)原子中的電子排布情況。其中絕大多數(shù)元素的電子排布與上節(jié)所述的排布原則是一致的，但也有少數(shù)不符合。對此，必須尊重事實，并在此基礎(chǔ)上去探求更符合實際的理論解釋。具體排布情況參見教材圖表周期律

元素以及由其形成的單質(zhì)與化合物性質(zhì)，隨著原子序數(shù)(核電荷數(shù))的遞增，呈周期性的變化。這一規(guī)律稱為周期律。元素周期表元素周期律的圖表形式稱為元素周期表。第二節(jié)元素周期律一、周期與能級組周期表共分7個周期。特短周期：第1周期只有2種元素。短周期：第2周期和第3周期各有8種元素。長周期：第4周期和第5周期各有18種元素。特長周期：第6周期和第7周期有32種元素。

二、族與價層電子構(gòu)型價電子

是指原子參加化學(xué)反應(yīng)時，能用于成鍵的電子。價電子層

價電子所在的亞層統(tǒng)稱為價電子層，簡稱價層。價層電子構(gòu)型

是指價層電子的排布式，它能反映出該元素原子在電子層結(jié)構(gòu)上的特征。

族

周期表中共有18個縱行，分為8個主(A)族和8個副(B)族。

同族元素價層電子構(gòu)型基本相同(少數(shù)例外)，所以原子、價層電子構(gòu)型相同是元素分族的實質(zhì)。

1.主族元素

周期表中共有8個主族，即ⅠA～ⅧA（ⅧA又稱為0族）

。其價層電子構(gòu)型為ns1～2

或ns2np1～6，價電子總數(shù)等于其族數(shù)。

例如，元素16S核外電子排布式：是1s22s22p63s23p4

，最后的電子填入3p亞層，為主族元素，價層電子構(gòu)型3s23p4

，即ⅥA族。

ⅧA族為稀有氣體。這些元素原子的最外層(nsnp)上電子都已填滿，價層電子構(gòu)型為ns2np6

，成為8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)(He只有2個電子1s2)。它們的化學(xué)性質(zhì)很不活潑，故過去曾稱為零族或惰性氣體。

2.副族元素

周期表中共有8個副族，即ⅢB～ⅧB～ⅡB。凡是原子核外最后一個電子填入(n-1)d或(n-2)f亞層上的元素，都是副族元素，也稱過渡元素〔最后一個電子填在(n-2)f亞層上的元素，稱內(nèi)過渡元素〕。

過渡元素的價層電子構(gòu)型:(n-1)d1～10ns1

～2ⅢB到ⅦB族元素原子的價層電子總數(shù)等于其族數(shù)。三、元素周期表元素分區(qū)

根據(jù)周期、族和原子結(jié)構(gòu)特征的關(guān)系，可將周期表中的元素劃分成五個區(qū)域。

根據(jù)原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素周期表之間的關(guān)系。如果知道了元素的原子序數(shù)，從而判斷它所在的周期和族。反之，如果已知某元素所在的周期和族，便可寫出該元素原子的電子層結(jié)構(gòu)，也能推知它的原子序數(shù)。

一、有效核電荷

在多電子原子中，任一電子不僅受到原子核的吸引，同時還受到其他電子的排斥。內(nèi)層電子和同層電子對某一電子的排斥作用，勢必削弱原子核對該電子的吸引，這種作用稱為屏蔽效應(yīng)：

Z*＝Z-σ

有效核電荷Z*

原子序數(shù)(Z)

屏蔽常數(shù)(σ)第三節(jié)元素性質(zhì)的周期性

屏蔽效應(yīng)的結(jié)果，使該電子實際上受到的核電荷的引力比原子序數(shù)(Z)所表示的核電荷的引力要小?？梢娖帘纬?shù)可以理解為被抵消的那部分核電荷。

有效核電荷的周期性變化二、原子半徑(r)金屬半徑:測得兩相鄰金屬原子核間距離的一半，稱為該金屬原子的金屬半徑。共價半徑:同種元素的兩個原子以共價鍵結(jié)合時，測得它們核間距離的一半，稱為該原子的共價半徑。范德華半徑:相鄰分子間兩個非鍵結(jié)合的同種原子，其核間距離的一半，稱為該原子的范德華半徑。三、電離能(I)第一電離能

單位物質(zhì)的量的基態(tài)氣態(tài)原子失去第一個電子成為氣態(tài)1價陽離子所需要的能量稱為該元素的第一電離能，以

I1

表示，其SI的單位kJ·mol-1

。第二電離能

從氣態(tài)1價陽離子再失去一個電子成為氣態(tài)2價陽離子所需要的能量，稱為第二電離能，以I2

表示，余類推。通常I1<I2<I3

…

電離能越大，原子失電子越難；反之，電離能越小，原子失電子越容易。元素的第一電離能的周期變化四、電子親和能(Y)

基態(tài)原子得到電子會放出能量，單位物質(zhì)的量的基態(tài)氣態(tài)原子得到一個電子成為氣態(tài)1價陰離子時所放出的能量，稱為電子親和能，用符號Y

表示，其SI的單位也為kJ·mol-1

。

電子親和能的大小反映原子獲得電子的難易。電子親和能越負(fù)，原子獲得電子的能力越強(qiáng)。

五、電負(fù)性(χ)

元素電負(fù)性

是指在分子