元素周期律和元素周期表

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1、化學(xué)競(jìng)賽專題五元素周期律和元素周期表一、.教材精講一、原子核外電子排布1．核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的具體化描述核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)原子軌道（軌道）電子的自旋狀態(tài)能層（電子層）能級(jí)（電子亞層）空間伸展方向主量子數(shù)n角量子數(shù)l磁量子數(shù)m自旋量子數(shù)ms⑴核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，由能層、能級(jí)、電子云的空間伸展方向、電子的自旋狀態(tài)四個(gè)方面來(lái)描述，換言之，用原子軌道（或軌道）和電子的自旋狀態(tài)來(lái)描述。⑵能層（電子層、用主量子數(shù)n表示）：按核外電子能量的高低及離核平均距離的遠(yuǎn)近，把核外電子的運(yùn)動(dòng)區(qū)域分為不同的能層（電子層）。目前n的取值為1、2、3、4、5、6、7，對(duì)應(yīng)的符號(hào)是英文字母K、L、

2、M、N、O、P、Q。一般地說：n值越大，電子離核的平均距離越遠(yuǎn)、能量越高，即E(n=1)＜E(n=2)＜E(n=3)＜E(n=4)＜……。⑶能級(jí)（電子亞層、用角量子數(shù)l表示）：在多電子原子中，同一能層（電子層）的電子，能量也可能不同，還可以把它們分為不同的能級(jí)或電子亞層（因?yàn)檫@些不同的能量狀態(tài)的能量是不連續(xù)的，像樓梯的臺(tái)階一樣，因?yàn)榉Q為能級(jí)）。用角量子數(shù)l來(lái)描述這些不同的能量狀態(tài)。對(duì)于確定的n值，角量子數(shù)l的取值有n個(gè)：0、1、2、3、（n-1），分別用s、p、d、f……表示。E(ns)＜E(np)＜E(nd)＜E(nf)＜……。⑷電子云的空間伸展方向（用磁量子數(shù)

3、m表示）：對(duì)于確定的能層和能級(jí)（n、l已知），能級(jí)的能量相同，但電子云在空間的伸展方向不一定相同，每一個(gè)空間伸展方向稱為一個(gè)軌道，用磁量子數(shù)m來(lái)描述。不同能層的相同能級(jí)，其空間伸展方向數(shù)相同，即軌道數(shù)相同。S能級(jí)（亞層）是球形，只有1個(gè)伸展方向；p能級(jí)（亞層）是亞鈴形，有3個(gè)伸展方向（三維坐標(biāo)的三個(gè)方向）；d、f能級(jí)（亞層）形狀比較復(fù)雜，分別有5、7個(gè)伸展方向。⑸原子軌道（或軌道）：電子在原子核外出現(xiàn)的空間區(qū)域，稱為原子軌道。在量子力學(xué)中，由能層（電子層、主量子數(shù)n）、能級(jí)（電子亞層、角量子數(shù)l）和電子云的空間伸展方向（磁量子數(shù)m）來(lái)共同描述。15由于原子軌道由n

4、、l、m決定，由此可以推算出：s、p、d、f能級(jí)（亞層）分別有1、3、5、7個(gè)軌道；n=1、2、3、4、…時(shí)，其對(duì)應(yīng)電子層包含的軌道數(shù)分別為1、4、9、16…，即對(duì)于主量子數(shù)為n的電子層，其軌道數(shù)為n2。1s2s3s4s5s6s7s2p3p4p5p6p7p3d4d5d6d7d4f5f6f7f起點(diǎn)⑹電子的自旋狀態(tài)：電子只有順時(shí)針和逆時(shí)針兩種自旋方向，用自旋量子數(shù)ms表示。二、原子核外電子排布1．構(gòu)造原理⑴構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運(yùn)動(dòng)軌道（能級(jí)），叫做構(gòu)造原理。⑵能級(jí)交錯(cuò)：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入4s軌道，后

5、進(jìn)入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級(jí)交錯(cuò)。⑶說明：構(gòu)造原理并不是說4s能級(jí)比3d能級(jí)能量低（實(shí)際上4s能級(jí)比3d能級(jí)能量高），而是指這樣順序填充電子可以使整個(gè)原子的能量最低。也就是說，整個(gè)原子的能量不能機(jī)械地看做是各電子所處軌道的能量之和。2．能量最低原理現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實(shí)，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)，簡(jiǎn)稱能量最低原理。構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個(gè)能級(jí)。3．泡利原理和洪特規(guī)則⑴泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時(shí)存在4個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。換言之，一個(gè)軌道里最多只能容納兩個(gè)電子，且電旋方

6、向相反（用“↑↓”表示），這個(gè)原理稱為泡利（Pauli）原理。⑵洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道（能量相同）時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同，這個(gè)規(guī)則叫洪特（Hund）規(guī)則。比如，p3的軌道式為↑↑↑或↓↓↓，而不是↑↓↑。⑶洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時(shí)，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時(shí)，是較穩(wěn)定狀態(tài)。前36號(hào)元素中，全空狀態(tài)的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0；半充滿狀態(tài)的有：7N2s22p3、1515P3s23p3、24C

7、r3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3；全充滿狀態(tài)的有10Ne2s22p6、18Ar3s23p6、29Cu3d104s1、30Zn3d104s2、36Kr4s24p6。4．核外電子排布的一般規(guī)則⑴每個(gè)電子層（主量子數(shù)為n）所能容納的電子數(shù)最多為2n2個(gè)（泡利原理）。⑵原子最外層電子數(shù)目不能超過8個(gè)（K層為最外層時(shí)不能超過2個(gè)）；能級(jí)交錯(cuò)。⑶原子次外層電子數(shù)目不能超過18個(gè)（K層為次外層時(shí)不能超過2個(gè)）。能級(jí)交錯(cuò)。5．核外電子排布的表示方法⑴原子結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)（示意）圖：圓圈內(nèi)數(shù)字表示質(zhì)子數(shù)，弧線表示能層（電子層），弧線內(nèi)數(shù)字表示該能層（電子層）中的電子

8、數(shù)。如鎂原