第九章
首 页 基本要求
原子结构和元素周期律
重点难点 讲授学时 内容提要
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基本要求
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1.1 了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型；电子的波粒二象性、测不准原理；了解了解元素和健康的 关系。 1.2 熟悉原子轨道和概率密度的观念；熟悉原子轨道的角度分布图、径向分布函数图的意义和特征；熟 悉电子组态与元素周期表的关系，有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 1.3 掌握 n、l、m、s 4 个量子数的意义、取值规律及其与电子运动状态的关系；掌握基态原子电子组态 书写的三条原则，正确书写基态原子电子组态和价层电子组态。
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重点难点
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2.1 重点 2.1.1 原子轨道、概率密度的观念；n、l、m、s 4 个量子数；电子组态和价层电子组态。熟悉的意义和 特征；熟悉电子组态与元素周期表的关系，有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 2.1.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图；了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型；了解了解元 素和健康的关系。 2.1.3 电子组态的书写、与元素周期表的关系；元素性质的变化规律。 2.2 难点 2.2.1 电子的波粒二象性、测不准原理；波函数和原子轨道。 2.2.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图。 2.2.3 熟悉电子组态与元素周期表的关系。
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讲授学时
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建议 4～6 学时
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内容提要
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第一节
第二节
第三节
第四节
第五节
4.1 第一节 氢原子的结构 4.1.1 氢光谱和氢原子的玻尔模型 α 粒子散射实验提供了原子结构的有核模型，但卢瑟福模型没有解决原子核外的空间如何被电子所 占有问题。 量子力学基于两点认识原子结构：一是量子化现象，二是测不准原理。 普朗克提出，热物体吸收或释放能量不连续，称量子化的。 氢原子的线状光谱也表现了原子辐射能量的量子化。 玻尔假定： 电子沿着固定轨道绕核旋转； 当电子在这些轨道上跃迁时就吸收或辐射一定能量的光子。 轨道能量为
E??
4.1.2 电子的波粒二象性
RH ， n=1,2,3,4,… n2
波粒二象性是指物质既有波动性又有粒子性的特性。光子的波粒二象性关系式 λ=h/mc= h/p 德布罗意的微观粒子波粒二象性关系式
??
h h ? p mv
微观粒子的波动性和粒子性通过普朗克常量 h 联系和统一起来。 微观粒子的波动性被电子衍射实验证实。电子束的衍射现象必须用统计性来理解。衍射中电子穿越 晶体投射到照相底片上， 图像上亮斑强度大的地方电子出现的概率大； 电子出现少的地方亮斑强度就弱。 所以，电子波是概率波，反映电子在空间某区域出现的概率。 4.1.3 测不准原理 海森堡指出，无法同时确定微观粒子的位置和动量，它的位置越准确，动量（或速度）就越不准确； 反之，它的动量越准确，位置就越不准确： △x· △px≥h/4π 式中△x 为坐标上粒子在 x 方向的位置误差，△px 为动量在 x 方向的误差。 测不准原理表明微观粒子不存在确定的运动轨迹，可以用量子力学来描述它在空间出现的概率及其 它全部特征。
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4.1.4 氢原子的波函数 电子在原子核外空间出现的概率可以用波函数 ψ 来描述。 ? 表 示在原子核外空间某处电子出现 的概率密度，即在该处单位体积中电子出现的概率。 ? 的几何图形表现电子概率密的度大小，俗称电 子云。 4.2 第二节 量子数和原子轨道 4.2.1 量子数 原子中电子的波函数（原子轨道）是空间坐标的函数，由一套量子数 n、l、m 来确定，记作 ψn,l,m。 量子数的取值限制和它们的物理意义如下： （1）主量子数 n 是决定电子能量的主要因素，可以取任意正整数值：1，2，3，… 。n 越小，能量 越低。n = 1 时能量最低。氢原子的能量只由主量子数决定。多电子原子由于存在电子间的静电排斥，能 量在一定程度上还取决于量子数 l。 主量子数也称为电子层，决定原子轨道的大小。n 愈大，原子轨道也愈大。电子层用下列符号表示： 电子层符号 n K 1 L 2 M 3 N· · · 4· · · [TOP]
2 2
（2） 轨道角动量量子数 l 决定原子轨道的形状， 取值受主量子数限制， 只能取小于 n 的正整数和零： 0、1、2、3 … (n –1)，共可取 n 个值，给出 n 种不同形状的轨道。 轨道角动量量子数还决定多电子原子电子能量高低。当 n 给定，l 愈大，原子轨道能量越高。 l 又称为能级或电子亚层。电子亚层用下列符号表示： 能级符号 l s 0 p 1 d 2 f 3 g· · · 4· · ·
(3） 磁量子数 m 决定原子轨道的空间取向， 取值受轨道角动量量子数的限制， 可以取-l 到+l 的 2l+1 个值：0、± 1、± 2，…，± l。所以，l 亚层共有 2l+1 个不同空间伸展方向的原子轨道。 磁量子数与电子能量无关。l 亚层的 2l+1 个原子轨道能量相等，称为简并轨道或等价轨道。 每个电子层的轨道总数为 n2。 (4) 自旋角动量量子数 s 表示电子自旋的两种相反方向，可以取 ?
1 1 和 ? 两个值。一个原子轨道 2 2
由 n、l 和 m 三个量子数决定，但电子的运动状态由 n、l、m、s 四个量子数确定。电子自旋也可用箭头 符号↑和↓表示，自旋方向相同称为平行自旋，方向相反称反平行自旋。一个原子轨道最多容纳自旋相反 的两个电子，每电子层最多容纳的电子总数应为 2n2。
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表 9-1 量子数和轨道数 轨道角动 主量子数 量量子数 n l 1 0 0 2 1 ± 1 0 0 0 1 ± 1 3 0 2 ± 1 ± 2
* *
磁量子数 m
波函数 ψ
同一电子层的 轨道数（n2）
同一电子层容纳 电子数（2n2）
0 0 0
? 1s
? 2s
1
2
? 2p z
? 2p x ，*? 2p y
4
8
? 3s
? 3p z
? 3p x ，*? 3p y
9 18
2
? 3d z
*
? 3d xz ，*? 3d yz
*
? 3d xy ,*? 3d x -y
2
2
﹡这些实波函数是经过组合以后得到的。 4.2.2 原子轨道的角度分布 原子轨道有其图形和空间方向。把波函数 ψn,l,m(r,θ,φ)写成：ψn,l,m(r,θ,φ)= Rn,l(r)· Y l,m(θ,φ) Rn,l(r)称为波函数的径向部分或径向波函数，它是电子与核距离 r 的函数，与 n 和 l 有关。Y l,m(θ,φ) 称为波函数的角度部分或角度波函数，它是方位角 θ 和 φ 的函数，与 l 和 m 有关，表达电子在核外空间 的取向。角度波函数 Y l,m(θ， φ)的图形随方位角改变而变化。 1. s 轨道角度分布图是一个球形。 2. p 轨道角度分布图是双波瓣图形，俗称“哑铃”形，每一波瓣是一个球体。三个 p 轨道分别在 x 轴、 y 轴和 z 轴方向上伸展。坐标平面上波函数值为零，称为节面。p 轨道的电子云图形比相应的角度波函数 图形瘦，而且两个波瓣没有代数符号的区别。 3. d 轨道的角度分布图一般各有两个节面， 四个橄榄形波瓣。d z 2 的图形很特殊， 负波瓣呈环状。 dxy、
4
dxz 和 dyz 的波瓣在坐标轴夹角 45o 处伸展， d 电子云图形相应比较瘦且没有符号的区别。 4.2.3 原子轨道的径向分布
x 2 ? y2
和 d z 2 在坐标轴上伸展。共轴线的波瓣代数符号相同。
原子轨道的径向分布可以用径向径向分布函数作图，表现电子离核的远近。 径向分布函数 D(r) 定义为概率密度与 r 为半径的球形薄壳夹层面积的乘积： D(r) = R2 n ,l (r) 4πr2 它的反映了电子出现的概率与电子离核的距离 r 的关系。 (1) 在基态氢原子的玻尔半径是电子出现的最大概率离核的距离。 (2) 径向分布函数有(n- l)个峰，每一个峰表现电子在距核 r 处出现的概率的一个极大值。n 越大，主 峰距核越远。平均概率离核也越远，原子半径也越大。n 一定时，l 越小，峰越多，电子在核附近出现的 概率越大。两个原子轨道的 n 和 l 都不相同时，外层电子也可能在内层出现。 4.3 第三节 电子组态和元素周期表 4.3.1 多电子原子的能级 多电子原子中某电子受其它电子的排斥，抵消了部分核电荷它的吸引，称为屏蔽作用，屏蔽常数 σ 表示抵消掉的部分核电荷。有效核电荷 Z′是核电荷 Z 和屏蔽常数 σ 的差： Z′= Z –σ 电子能量的计算： [TOP]
Z ?2 E ? ? 2 ? RH n
电子的能量与 n、Z、σ 有关。n 越小，能量越低；Z 愈大，能量愈低；σ 愈大，能量越高。 屏蔽作用主要来自内层电子。当 l 相同时，n 越大，电子层数越多，外层电子受到的屏蔽作用越强， 轨道能级愈高： E1s ＜E2s ＜E3s ＜… E2p ＜E3p ＜E4p ＜… … n 相同时，l 愈小，径向分布函数 D(r)的峰越多，电子在核附近出现的可能性越大，受到的屏蔽就 越弱，能量就愈低： Ens ＜Enp ＜End ＜Enf＜… n 、l 都不同时，一般 n 越大，轨道能级愈高。但有时会出现反常现象，比如 E4s＜E3d，称为能级交
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错。 鲍林的近似能级顺序是： E1s ＜E2s ＜E2p＜E3s ＜E3p＜E4s＜E3d＜E4p＜… 徐光宪用（n+0.7l）估算原子轨道的能级。 4.3.2 原子的电子组态 原子核外的电子排布又称为电子组态。基态原子的电子排布遵守三条规律。 3.3.2.1 Pauli 不相容原理 在同一原子中不可能有 2 个电子具有四个完全相同的量子数。或者说一个原子轨道最多只能容纳自 旋相反的两个电子。据此，一个电子层最多可以容纳 2n2 个电子。 4.3.2.2 能量最低原理 基态原子的电子排布时，总是依据近似能级顺序，先占据低能量轨道，然后才排入高能量的轨道， 以使整个原子能量最低。 4.3.2.3 Hund 规则 电子在能量相同的轨道（简并轨道）上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道， 因为这样的排布方式总能量最低。 有些副族元素，简并轨道全充满、半充满或全空才是能量最低的稳定状态。这个规律称为洪特规则 的补充规定。 例如氮原子组态是 1s22s22p3，三个 2p 电子的运动状态是： 2，1，0， ?
1 1 1 ；2，1，1， ? ；2，1，-1， ? 2 2 2
在书写 20 号元素以后基态原子的电子组态时，虽然电子填充按近似能级顺序进行，但电子组态必 须按电子层排列。 为简化电子组态的书写，把内层达到稀有气体电子层结构的部分称为原子芯，用稀有气体元素符号 加方括号表示。原子芯写法还指明了元素的价层电子结构。化学反应中价电子的结构发生改变，引起元 素化合价的变化；原子芯部分的电子结构一般不改变。价电子所处的电子层称为价层。 离子的电子组态仿照原子电子组态的方式书写。 4.3.3 元素周期表 4.3.3.1 能级组和元素周期 按能级的高低把原子轨道划分为若干能级组，不同能级组的原子轨道之间能量差别大，同一能级组 内各能级之间能量差别小。能级组与近似能级顺序一致。 （n+0.7l）计算法同样能预测能级组。
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每一个能级组对应元素周期表的一个周期。第 1 能级组只有 1s 能级，容纳 2 个电子，对应的第 1 周期只有 2 个元素。 。 其后第 n 能级组从 ns 能级开始到 np 能级结束， 形成第 n 周期。 根据电子排布规律， 各周期元素的数目按 2、8、8、18、18、32、32 的顺序增加。 4.3.3.2 价层电子组态与族 原子价层电子组态相似的元素为一族。元素的性质也与价层电子组态相关。 (1) 周期表中有 8 个主族：ⅠA～ⅧA。主族元素的内层轨道全充满，外层电子组态是 ns1 到 ns2np6， 外电子层同时又是价层。外层电子的总数等于族数。 (2) 周期表中有 8 个副族：ⅠB～ⅧB。副族元素一般是 (n-1)d 或 (n-2)f 轨道依次填充电子，(n-2)f、 (n-1)d 和 ns 电子都是副族元素的价层电子。第 1、2、3 周期没有副族元素。第 4、5 周期副族各有 10 个 元素：ⅢB~ⅦB，族数等于 (n-1)d 及 ns 电子数的总和；ⅧB 族有三列元素，(n-1)d 及 ns 电子数的和达 到 8~10；ⅠB、ⅡB 族元素完成了(n-1)d10 电子结构，ns 电子数等于族数。第 6、7 周期，ⅢB 族是镧系 和锕系元素，它们各有 14 个， (n-2)f 轨道被填充， (n-1)d 轨道电子数为 1 或 0。ⅣB 族到ⅡB 族元素的 (n-2)f 轨道全充满，(n-1)d 和 ns 轨道的电子结构与第 4、5 周期相应的副族元素类似。 4.3.3.3 元素分区 (1) s 区元素的价层电子组态是 ns1 和 ns2，包括ⅠA 和ⅡA 族元素。除 H 外都是活泼金属。 (2) p 区元素的价层电子组态是 ns2np1~6，包括ⅢA~ⅧA 族。大部分是非金属元素。ⅧA 族是稀有气 体。第 1 周期的 He 在 p 区，电子组态是 1s2，属稀有气体。p 区元素多有可变的氧化值。 (3) d 区元素的价层电子组态一般为(n－1)d1~8ns2，包括ⅢB~ⅧB 族。它们都是金属，每种元素都有 多种氧化值。 (4) ds 区元素的价层电子组态为(n－1)d10ns1~2，包括ⅠB 和ⅡB 族。它们(n－1)d 轨道是充满的。它 们都是金属，一般有可变氧化值。 (5) f 区元素的价层电子组态一般为(n – 2)f 0~14(n－1)d 0~1ns2，包括镧系和锕系元素。它们的最外层电 子数目、次外层电子数目大都相同，只有(n – 2)层电子数目不同，每个系内各元素化学性质相似。它们 都是金属，也有可变氧化值。 4.3.3.4 过渡元素概念 过渡元素包括 d 区、ds 区和 f 区的元素，其中镧系和锕系称为内过渡元素。 4.4 第四节 元素性质的周期性变化规律 4.4.1 有效核电荷 周期表从上到下每增加一个周期，就增加一个电子层，也就增加了一层屏蔽作用大的内层电子，所 [TOP]
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以有效核电荷增加缓慢。 同一周期中从左到右，增加的几乎都是同层电子，屏蔽常数较小，有效核电荷增加迅速。短周期增 加较快，长周期增加较慢，f 区元素几乎不增加。 4.4.2 原子半径 共价半径是指以共价单键结合的两原子核间距离的一半。同一周期从左到右，有效核电荷愈大，主 族元素的原子半径逐渐减少，过渡元素原子半径缩小缓慢，内过渡元素有效核电荷变化不大，原子半径 几乎不变。 同一主族从上到下，有效核电荷增加缓慢，而电子层数增加使得原子半径递增。 4.4.3 元素的电负性 元素的第一电离能是气态的基态原子失去一个电子，变成气态的正一价离子所需要的最低能量。同 一周期中，第一电离能从左到右逐渐增加，同一主族中，第一电离能从上到下逐渐减小。 气态的基态原子结合一个电子形成负一价气态离子所放出的能量，称为电子亲合势。卤族元素的原 子结合电子放出能量较多，金属元素放出能量较少甚至吸收能量。 元素电负性 X 表示原子吸引成键电子的相对能力， 电负性大者， 原子在分子中吸引成键电子的能力 强，反之就弱。 同一周期中，从左到右元素电负性递增；同一主族中，从上到下元素电负性递减。副族元素的电负 性没有明显的变化规律。 金属元素的电负性一般小于 2，非金属元素的电负性一般大于 2。 4.5 第五节 元素和人体健康 （略） [TOP]
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1.1 了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型；电子的波粒二象性、测不准原理；了解了解元素和健康的 关系。 1.2 熟悉原子轨道和概率密度的观念；熟悉原子轨道的角度分布图、径向分布函数图的意义和特征；熟 悉电子组态与元素周期表的关系，有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。
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1.3 掌握 n、l、m、s 4 个量子数的意义、取值规律及其与电子运动状态的关系；掌握基态原子电子组态 书写的三条原则，正确书写基态原子电子组态和价层电子组态。
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2.1 重点 2.1.1 原子轨道、概率密度的观念；n、l、m、s 4 个量子数；电子组态和价层电子组态。熟悉的意义和 特征；熟悉电子组态与元素周期表的关系，有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 2.1.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图；了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型；了解了解元 素和健康的关系。 2.1.3 电子组态的书写、与元素周期表的关系；元素性质的变化规律。 2.2 难点 2.2.1 电子的波粒二象性、测不准原理；波函数和原子轨道。 2.2.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图。 2.2.3 熟悉电子组态与元素周期表的关系。
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建议 4～6 学时
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第三节
第四节
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4.1 第一节 氢原子的结构 4.1.1 氢光谱和氢原子的玻尔模型 α 粒子散射实验提供了原子结构的有核模型，但卢瑟福模型没有解决原子核外的空间如何被电子所 占有问题。 量子力学基于两点认识原子结构：一是量子化现象，二是测不准原理。 普朗克提出，热物体吸收或释放能量不连续，称量子化的。 氢原子的线状光谱也表现了原子辐射能量的量子化。 玻尔假定： 电子沿着固定轨道绕核旋转； 当电子在这些轨道上跃迁时就吸收或辐射一定能量的光子。
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4.1.2 电子的波粒二象性
RH ， n=1,2,3,4,… n2
波粒二象性是指物质既有波动性又有粒子性的特性。光子的波粒二象性关系式 λ=h/mc= h/p 德布罗意的微观粒子波粒二象性关系式
??
h h ? p mv
微观粒子的波动性和粒子性通过普朗克常量 h 联系和统一起来。 微观粒子的波动性被电子衍射实验证实。电子束的衍射现象必须用统计性来理解。衍射中电子穿越 晶体投射到照相底片上， 图像上亮斑强度大的地方电子出现的概率大； 电子出现少的地方亮斑强度就弱。 所以，电子波是概率波，反映电子在空间某区域出现的概率。 4.1.3 测不准原理 海森堡指出，无法同时确定微观粒子的位置和动量，它的位置越准确，动量（或速度）就越不准确； 反之，它的动量越准确，位置就越不准确： △x· △px≥h/4π 式中△x 为坐标上粒子在 x 方向的位置误差，△px 为动量在 x 方向的误差。 测不准原理表明微观粒子不存在确定的运动轨迹，可以用量子力学来描述它在空间出现的概率及其 它全部特征。 4.1.4 氢原子的波函数 电子在原子核外空间出现的概率可以用波函数 ψ 来描述。 ? 表 示在原子核外空间某处电子出现 的概率密度，即在该处单位体积中电子出现的概率。 ? 的几何图形表现电子概率密的度大小，俗称电 子云。 4.2 第二节 量子数和原子轨道 4.2.1 量子数 原子中电子的波函数（原子轨道）是空间坐标的函数，由一套量子数 n、l、m 来确定，记作 ψn,l,m。 量子数的取值限制和它们的物理意义如下： （1）主量子数 n 是决定电子能量的主要因素，可以取任意正整数值：1，2，3，… 。n 越小，能量
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越低。n = 1 时能量最低。氢原子的能量只由主量子数决定。多电子原子由于存在电子间的静电排斥，能 量在一定程度上还取决于量子数 l。 主量子数也称为电子层，决定原子轨道的大小。n 愈大，原子轨道也愈大。电子层用下列符号表示： 电子层符号 n K 1 L 2 M 3 N· · · 4· · ·
（2） 轨道角动量量子数 l 决定原子轨道的形状， 取值受主量子数限制， 只能取小于 n 的正整数和零： 0、1、2、3 … (n –1)，共可取 n 个值，给出 n 种不同形状的轨道。 轨道角动量量子数还决定多电子原子电子能量高低。当 n 给定，l 愈大，原子轨道能量越高。 l 又称为能级或电子亚层。电子亚层用下列符号表示： 能级符号 l s 0 p 1 d 2 f 3 g· · · 4· · ·
(3） 磁量子数 m 决定原子轨道的空间取向， 取值受轨道角动量量子数的限制， 可以取-l 到+l 的 2l+1 个值：0、± 1、± 2，…，± l。所以，l 亚层共有 2l+1 个不同空间伸展方向的原子轨道。 磁量子数与电子能量无关。l 亚层的 2l+1 个原子轨道能量相等，称为简并轨道或等价轨道。 每个电子层的轨道总数为 n2。 (4) 自旋角动量量子数 s 表示电子自旋的两种相反方向，可以取 ?
1 1 和 ? 两个值。一个原子轨道 2 2
由 n、l 和 m 三个量子数决定，但电子的运动状态由 n、l、m、s 四个量子数确定。电子自旋也可用箭头 符号↑和↓表示，自旋方向相同称为平行自旋，方向相反称反平行自旋。一个原子轨道最多容纳自旋相反 的两个电子，每电子层最多容纳的电子总数应为 2n2。 表 9-1 量子数和轨道数 轨道角动 主量子数 量量子数 n l 1 0 0 2 1 ± 1
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磁量子数 m
波函数 ψ
同一电子层的 轨道数（n2）
同一电子层容纳 电子数（2n2）
0 0 0
? 1s
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? 2p x ，*? 2p y
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*
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? 3p x ，*? 3p y
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? 3d xz ，*? 3d yz
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? 3d xy ,*? 3d x -y
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﹡这些实波函数是经过组合以后得到的。 4.2.2 原子轨道的角度分布 原子轨道有其图形和空间方向。把波函数 ψn,l,m(r,θ,φ)写成：ψn,l,m(r,θ,φ)= Rn,l(r)· Y l,m(θ,φ) Rn,l(r)称为波函数的径向部分或径向波函数，它是电子与核距离 r 的函数，与 n 和 l 有关。Y l,m(θ,φ) 称为波函数的角度部分或角度波函数，它是方位角 θ 和 φ 的函数，与 l 和 m 有关，表达电子在核外空间 的取向。角度波函数 Y l,m(θ， φ)的图形随方位角改变而变化。 1. s 轨道角度分布图是一个球形。 2. p 轨道角度分布图是双波瓣图形，俗称“哑铃”形，每一波瓣是一个球体。三个 p 轨道分别在 x 轴、 y 轴和 z 轴方向上伸展。坐标平面上波函数值为零，称为节面。p 轨道的电子云图形比相应的角度波函数 图形瘦，而且两个波瓣没有代数符号的区别。 3. d 轨道的角度分布图一般各有两个节面， 四个橄榄形波瓣。d z 2 的图形很特殊， 负波瓣呈环状。 dxy、 dxz 和 dyz 的波瓣在坐标轴夹角 45o 处伸展， d 电子云图形相应比较瘦且没有符号的区别。 4.2.3 原子轨道的径向分布 原子轨道的径向分布可以用径向径向分布函数作图，表现电子离核的远近。 径向分布函数 D(r) 定义为概率密度与 r 为半径的球形薄壳夹层面积的乘积： D(r) = R2 n ,l (r) 4πr2 它的反映了电子出现的概率与电子离核的距离 r 的关系。 (1) 在基态氢原子的玻尔半径是电子出现的最大概率离核的距离。 (2) 径向分布函数有(n- l)个峰，每一个峰表现电子在距核 r 处出现的概率的一个极大值。n 越大，主 峰距核越远。平均概率离核也越远，原子半径也越大。n 一定时，l 越小，峰越多，电子在核附近出现的
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x 2 ? y2
和 d z 2 在坐标轴上伸展。共轴线的波瓣代数符号相同。
概率越大。两个原子轨道的 n 和 l 都不相同时，外层电子也可能在内层出现。 4.3 第三节 电子组态和元素周期表 4.3.1 多电子原子的能级 多电子原子中某电子受其它电子的排斥，抵消了部分核电荷它的吸引，称为屏蔽作用，屏蔽常数 σ 表示抵消掉的部分核电荷。有效核电荷 Z′是核电荷 Z 和屏蔽常数 σ 的差： Z′= Z –σ 电子能量的计算： [TOP]
E??
Z ?2 ? RH n2
电子的能量与 n、Z、σ 有关。n 越小，能量越低；Z 愈大，能量愈低；σ 愈大，能量越高。 屏蔽作用主要来自内层电子。当 l 相同时，n 越大，电子层数越多，外层电子受到的屏蔽作用越强， 轨道能级愈高： E1s ＜E2s ＜E3s ＜… E2p ＜E3p ＜E4p ＜… … n 相同时，l 愈小，径向分布函数 D(r)的峰越多，电子在核附近出现的可能性越大，受到的屏蔽就 越弱，能量就愈低： Ens ＜Enp ＜End ＜Enf＜… n 、l 都不同时，一般 n 越大，轨道能级愈高。但有时会出现反常现象，比如 E4s＜E3d，称为能级交 错。 鲍林的近似能级顺序是： E1s ＜E2s ＜E2p＜E3s ＜E3p＜E4s＜E3d＜E4p＜… 徐光宪用（n+0.7l）估算原子轨道的能级。 4.3.2 原子的电子组态 原子核外的电子排布又称为电子组态。基态原子的电子排布遵守三条规律。 3.3.2.1 Pauli 不相容原理 在同一原子中不可能有 2 个电子具有四个完全相同的量子数。或者说一个原子轨道最多只能容纳自 旋相反的两个电子。据此，一个电子层最多可以容纳 2n2 个电子。 4.3.2.2 能量最低原理
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基态原子的电子排布时，总是依据近似能级顺序，先占据低能量轨道，然后才排入高能量的轨道， 以使整个原子能量最低。 4.3.2.3 Hund 规则 电子在能量相同的轨道（简并轨道）上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道， 因为这样的排布方式总能量最低。 有些副族元素，简并轨道全充满、半充满或全空才是能量最低的稳定状态。这个规律称为洪特规则 的补充规定。 例如氮原子组态是 1s22s22p3，三个 2p 电子的运动状态是： 2，1，0， ?
1 1 1 ；2，1，1， ? ；2，1，-1， ? 2 2 2
在书写 20 号元素以后基态原子的电子组态时，虽然电子填充按近似能级顺序进行，但电子组态必 须按电子层排列。 为简化电子组态的书写，把内层达到稀有气体电子层结构的部分称为原子芯，用稀有气体元素符号 加方括号表示。原子芯写法还指明了元素的价层电子结构。化学反应中价电子的结构发生改变，引起元 素化合价的变化；原子芯部分的电子结构一般不改变。价电子所处的电子层称为价层。 离子的电子组态仿照原子电子组态的方式书写。 4.3.3 元素周期表 4.3.3.1 能级组和元素周期 按能级的高低把原子轨道划分为若干能级组，不同能级组的原子轨道之间能量差别大，同一能级组 内各能级之间能量差别小。能级组与近似能级顺序一致。 （n+0.7l）计算法同样能预测能级组。 每一个能级组对应元素周期表的一个周期。第 1 能级组只有 1s 能级，容纳 2 个电子，对应的第 1 周期只有 2 个元素。 。 其后第 n 能级组从 ns 能级开始到 np 能级结束， 形成第 n 周期。 根据电子排布规律， 各周期元素的数目按 2、8、8、18、18、32、32 的顺序增加。 4.3.3.2 价层电子组态与族 原子价层电子组态相似的元素为一族。元素的性质也与价层电子组态相关。 (1) 周期表中有 8 个主族：ⅠA～ⅧA。主族元素的内层轨道全充满，外层电子组态是 ns1 到 ns2np6， 外电子层同时又是价层。外层电子的总数等于族数。 (2) 周期表中有 8 个副族：ⅠB～ⅧB。副族元素一般是 (n-1)d 或 (n-2)f 轨道依次填充电子，(n-2)f、 (n-1)d 和 ns 电子都是副族元素的价层电子。第 1、2、3 周期没有副族元素。第 4、5 周期副族各有 10 个 元素：ⅢB~ⅦB，族数等于 (n-1)d 及 ns 电子数的总和；ⅧB 族有三列元素，(n-1)d 及 ns 电子数的和达
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到 8~10；ⅠB、ⅡB 族元素完成了(n-1)d10 电子结构，ns 电子数等于族数。第 6、7 周期，ⅢB 族是镧系 和锕系元素，它们各有 14 个， (n-2)f 轨道被填充， (n-1)d 轨道电子数为 1 或 0。ⅣB 族到ⅡB 族元素的 (n-2)f 轨道全充满，(n-1)d 和 ns 轨道的电子结构与第 4、5 周期相应的副族元素类似。 4.3.3.3 元素分区 (1) s 区元素的价层电子组态是 ns1 和 ns2，包括ⅠA 和ⅡA 族元素。除 H 外都是活泼金属。 (2) p 区元素的价层电子组态是 ns2np1~6，包括ⅢA~ⅧA 族。大部分是非金属元素。ⅧA 族是稀有气 体。第 1 周期的 He 在 p 区，电子组态是 1s2，属稀有气体。p 区元素多有可变的氧化值。 (3) d 区元素的价层电子组态一般为(n－1)d1~8ns2，包括ⅢB~ⅧB 族。它们都是金属，每种元素都有 多种氧化值。 (4) ds 区元素的价层电子组态为(n－1)d10ns1~2，包括ⅠB 和ⅡB 族。它们(n－1)d 轨道是充满的。它 们都是金属，一般有可变氧化值。 (5) f 区元素的价层电子组态一般为(n – 2)f 0~14(n－1)d 0~1ns2，包括镧系和锕系元素。它们的最外层电 子数目、次外层电子数目大都相同，只有(n – 2)层电子数目不同，每个系内各元素化学性质相似。它们 都是金属，也有可变氧化值。 4.3.3.4 过渡元素概念 过渡元素包括 d 区、ds 区和 f 区的元素，其中镧系和锕系称为内过渡元素。 4.4 第四节 元素性质的周期性变化规律 4.4.1 有效核电荷 周期表从上到下每增加一个周期，就增加一个电子层，也就增加了一层屏蔽作用大的内层电子，所 以有效核电荷增加缓慢。 同一周期中从左到右，增加的几乎都是同层电子，屏蔽常数较小，有效核电荷增加迅速。短周期增 加较快，长周期增加较慢，f 区元素几乎不增加。 4.4.2 原子半径 共价半径是指以共价单键结合的两原子核间距离的一半。同一周期从左到右，有效核电荷愈大，主 族元素的原子半径逐渐减少，过渡元素原子半径缩小缓慢，内过渡元素有效核电荷变化不大，原子半径 几乎不变。 同一主族从上到下，有效核电荷增加缓慢，而电子层数增加使得原子半径递增。 4.4.3 元素的电负性 元素的第一电离能是气态的基态原子失去一个电子，变成气态的正一价离子所需要的最低能量。同 [TOP]
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一周期中，第一电离能从左到右逐渐增加，同一主族中，第一电离能从上到下逐渐减小。 气态的基态原子结合一个电子形成负一价气态离子所放出的能量，称为电子亲合势。卤族元素的原 子结合电子放出能量较多，金属元素放出能量较少甚至吸收能量。 元素电负性 X 表示原子吸引成键电子的相对能力， 电负性大者， 原子在分子中吸引成键电子的能力 强，反之就弱。 同一周期中，从左到右元素电负性递增；同一主族中，从上到下元素电负性递减。副族元素的电负 性没有明显的变化规律。 金属元素的电负性一般小于 2，非金属元素的电负性一般大于 2。 4.5 第五节 元素和人体健康 （略） [TOP]
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第9章原子结构与元素周期律 1．根据玻尔理论，计算氢原子第五个玻尔轨道半径（nm）及电子在此轨道上的能量。 解：(1)根据rn=a0n2 r5=53pm×25= 53×10-3nm×25= nm (2) 根据En=－Ｂ/2n E5= －52=－25=－ 答: 第五个玻尔轨道半径为 nm，此轨道上的能量为－。 2．计算氢原子电子由n=4能级跃迁到n=3能级时发射光的频率和波长。 解：（1）根据 E（辐射）=ΔE＝E4－E3 ＝×１０-18 J（（1/3）2－（1/4）2）= ×１０-18 J（1/9-1/16）=×１０-18 J×= 根据E（辐射）＝hν ν= E（辐射）/h= ×10-19J /6．626X10–34 = s-1 （2）法1：根据E（辐射）＝hν= hC/λ λ= hC/ E（辐射）= 6．626X10 –34×3×１０8×10-19J=×10-6m。 法2：根据ν= C/λ，λ= C/ν=3×１０8 s-1=×10-6m。 答：频率为 s-1，波长为×10-6m。 3．将锂在火焰上燃烧放出红光，波长 =，这是Li原子由电子组态1s22p1→1s22s1跃迁时产生的。试计算该红光的频率、波数以及以KJ·mol-1为单位符号的能量。解：（1）频率ν= C/λ=3×１０8×10-9 m/nm=×1014 s-1； （2）波数ν=1/λ=1/×10-9 m/nm=×106 m-1 (3) 能量E（辐射）＝hν=6．626X10 –34××1014 s-1=×10-19 J ×10-19 J××1023mol-1×10-3KJ/J= KJ mol-1 答: 频率为×1014 s-1,波数为×106 m-1，能量为 KJ mol-1。 4．计算下列粒子的德布罗意波的波长：（已知电子的速度为v=×106m.s－1）（1）质量为10－10kg，运动速度为·s－1的尘埃; （2）动能为的自由电子； （3）动能为300eV的自由电子。 解：λ＝ h/ m v=6．626X10–34 10－10kg×·s－1=×10-22 m (单位运算：λ＝ h/ m v = =
第一章物质结构元素周期律 一、原子结构 1、原子组成微粒 2、基本关系 数量关系：质子数=核电荷数=核外电子数（原子） 质量关系：质量数=质子数+中子数 2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。 电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q ★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布： H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 3.元素、核素、同位素 元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。 核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说) 4、微粒半径大小的比较 一看层二看核三看价 二、元素周期表
1.编排原则： ①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．。（周期序数＝原子的电子层数） ③把最外层电子数相同．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．。 主族序数＝原子最外层电子数 2.结构特点： 核外电子层数 元素种类 第一周期 1 2种元素 短周期 第二周期 2 8种元素 周期 第三周期 3 8种元素 元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素 素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素 周 长周期 第六周期 6 32种元素 期 第七周期 7 未填满（已有26种元素） 表 主族：ⅠA ～ⅦA 共7个主族 族 副族：ⅢB ～ⅦB 、ⅠB ～ⅡB ，共7个副族 （18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB 和ⅠB 之间 （16个族） 零族：稀有气体 三、元素周期律 1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的．．．．．．．．．．．．．．周期性变化．．．．． 的必然结果。 2.同周期元素性质递变规律
原子结构与元素周期表试卷及答案 一、选择题(本题只有一个正确选项) 1、（奉贤二模，2）下列化学用语正确的是 A ．硫的原子结构示意图： B ．2-丁烯的结构式： C ．乙酸的化学式：C 2H 4O 2 D ．原子核内有8个中子的氧原子：188O 2、（奉贤二模，3）3He 可以作为核聚变材料，以下关于3He 的说法正确的是 A ．比4He 少一个电子 B ．比4He 少一个质子 C ．与4He 的同分异构体 D ．是4He 的同位素 3．（静安二模，1）在日本核电站附近检测到放射性原子131I 。关于131I 原子和127I 原子的 叙述错误的是 C A.它们互称为同位素 B.它们的化学性质几乎完全相同 C.它们相差4个质子 D.它们的电子数相同 4．（静安二模，2）下列氮原子结构的表述中，对电子运动状态描述正确且能表明同一电子 层电子能量有差异的是 C A ． B. C.1s 22s 22p 3 D. 5．（静安二模，15）氯元素的相对原子质量为35.5，由23Na 、35Cl 、37Cl 构成的11.7g 氯化 钠中，37Cl 的质量为 B A. 1.75g B. 1.85 g C.5.25 g D. 5.85g 6．（卢湾二模，2）下列化学用语正确的是 C A ．聚丙烯的结构简式： B ．丙烷分子的比例模型： C ．磷原子最外层电子排布式：3s 23P 3 D ．羟基的电子式为： 7. （卢湾二模，3）下列各项说法或比较中正确的是 C A ．氧化性：Ag + >Cu 2+ >Fe 3+ B ．热稳定性：HF ＞H 2Se ＞H 2O C ．酸性：CH 3COOH>H 2CO 3 >H 2SiO 3 D ．离子半径：Cl －＞S 2－＞Mg 2+ 8 （卢湾二模，6）右表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关X 、W 、Y 、R 、Z 五种 元素的叙述中，正确的是 B A ．常温常压下，五种元素的单质中只有一种是气态 B ．Y 的阴离子的还原性大于Z 的阴离子的还原性 C ．W 的氢化物比X 的氢化物稳定 D ．Y 与W 元素的最高价氧化物对应水化物的酸性比较，前者弱 于后者 9. （卢湾二模，8）下列各选项所述的两个量，前者一定大于后者的是 B A ．F 2和Br 2的沸点 B ．纯水在25℃和80℃时的pH X W Y R Z
第一章:原子结构与元素周期律 教案编写日期:2012-2-16 课程授课日期: 应到人数: 实到人数: 教学目标: 过程与方法： 通过亲自编排元素周期表培养学生的抽象思维能力和逻辑思维能力；通过对元素原子结构、位置间的关系的推导，培养学生的分析和推理能力。 通过对元素周期律和元素周期表的关系的认识，渗透运用辩证唯物主义观点分析现象和本质的关系。 情感态度价值观： 通过学生亲自编排元素周期表培养学生的求实、严谨和创新的优良品质；提高学生的学习兴趣 教学方法：通过元素周期表是元素周期律的具体表现形式的教学，进行“抽象和具体”这一科学方法的指导。 教学重难点：同周期、同主族性质的递变规律；元素原子的结构、性质、位置之间的关系。 教学过程: 中子N （核素） 原子核 质子Z → 元素符号 原子结构 ： 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）： 化学性质及最高正价和族序数 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） A ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 决定 编排依据 具 体 表 现 形式 X) (A Z 七 主 七 副零和八 三长三短一不全
第九章
首 页 基本要求
原子结构和元素周期律
重点难点 讲授学时 内容提要
1
基本要求
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1.1 了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型；电子的波粒二象性、测不准原理；了解了解元素和健康的 关系。 1.2 熟悉原子轨道和概率密度的观念；熟悉原子轨道的角度分布图、径向分布函数图的意义和特征；熟 悉电子组态与元素周期表的关系，有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 1.3 掌握 n、l、m、s 4 个量子数的意义、取值规律及其与电子运动状态的关系；掌握基态原子电子组态 书写的三条原则，正确书写基态原子电子组态和价层电子组态。
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重点难点
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2.1 重点 2.1.1 原子轨道、概率密度的观念；n、l、m、s 4 个量子数；电子组态和价层电子组态。熟悉的意义和 特征；熟悉电子组态与元素周期表的关系，有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 2.1.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图；了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型；了解了解元 素和健康的关系。 2.1.3 电子组态的书写、与元素周期表的关系；元素性质的变化规律。 2.2 难点 2.2.1 电子的波粒二象性、测不准原理；波函数和原子轨道。 2.2.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图。 2.2.3 熟悉电子组态与元素周期表的关系。
3
讲授学时
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建议 4～6 学时
1
4
内容提要
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第一节
第二节
第三节
第四节
第五节
4.1 第一节 氢原子的结构 4.1.1 氢光谱和氢原子的玻尔模型 α 粒子散射实验提供了原子结构的有核模型，但卢瑟福模型没有解决原子核外的空间如何被电子所 占有问题。 量子力学基于两点认识原子结构：一是量子化现象，二是测不准原理。 普朗克提出，热物体吸收或释放能量不连续，称量子化的。 氢原子的线状光谱也表现了原子辐射能量的量子化。 玻尔假定： 电子沿着固定轨道绕核旋转； 当电子在这些轨道上跃迁时就吸收或辐射一定能量的光子。 轨道能量为
E??
4.1.2 电子的波粒二象性
RH ， n=1,2,3,4,… n2
波粒二象性是指物质既有波动性又有粒子性的特性。光子的波粒二象性关系式 λ=h/mc= h/p 德布罗意的微观粒子波粒二象性关系式
??
h h ? p mv
微观粒子的波动性和粒子性通过普朗克常量 h 联系和统一起来。 微观粒子的波动性被电子衍射实验证实。电子束的衍射现象必须用统计性来理解。衍射中电子穿越 晶体投射到照相底片上， 图像上亮斑强度大的地方电子出现的概率大； 电子出现少的地方亮斑强度就弱。 所以，电子波是概率波，反映电子在空间某区域出现的概率。 4.1.3 测不准原理 海森堡指出，无法同时确定微观粒子的位置和动量，它的位置越准确，动量（或速度）就越不准确； 反之，它的动量越准确，位置就越不准确： △x· △px≥h/4π 式中△x 为坐标上粒子在 x 方向的位置误差，△px 为动量在 x 方向的误差。 测不准原理表明微观粒子不存在确定的运动轨迹，可以用量子力学来描述它在空间出现的概率及其 它全部特征。
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第10章原子结构与元素周期律 思考题 1．量子力学原子模型是如何描述核外电子运动状态的？ 解：用四个量子数：主量子数——描述原子轨道的能级； 角量子数——描述原子轨道的形状, 并与主量子数共同决定原子轨道的能级； 磁量子数——描述原子轨道的伸展方向； 自旋量子数——描述电子的自旋方向。 2．区别下列概念：（1）Ψ与∣Ψ∣2，（2）电子云和原子轨道，（3）几率和几率密度。解：（1）Ψ是量子力学中用来描述原子中电子运动状态的波函数，是薛定谔方程的解； ∣Ψ∣2反映了电子在核外空间出现的几率密度。 （2）∣Ψ∣2 在空间分布的形象化描述叫电子云，而原子轨道与波函数Ψ为同义词。 （3）∣Ψ∣2表示原子核外空间某点附近单位体积内电子出现的几率，即称几率密度，而某一微小体积dV内电子出现的几率为∣Ψ∣2·dV。 3．比较波函数角度分布图与电子云角度分布图，它们有哪些不同之处？ 解：不同之处为 （1）原子轨道的角度分布一般都有正负号之分，而电子云角度分布图均为正值，因为Y 平方后便无正负号了。 （2）除s轨道的电子云以外，电子云角度分布图比原子轨道的角度分布图要稍“瘦”一些，这是因为︱Y︱≤ 1，除1不变外，其平方后Y2的其他值更小。 4．科顿原子轨道能级图与鲍林近似能级图的主要区别是什么？ 解：Pauling近似能级图是按能级高低顺序排列的，把能量相近的能级组成能级组，依1、2、3…能级组的顺序，能量依次增高。按照科顿能级图中各轨道能量高低的顺序来填充电子，所得结果与光谱实验得到的各元素原子中电子排布情况大致相符合。 科顿的原子轨道能级图指出了原子轨道能量与原子序数的关系，定性地表明了原子序数改变时，原子轨道能量的相对变化。从科顿原子轨道能级图中可看出：原子轨道的能量随原子序数的增大而降低，不同原子轨道能量下降的幅度不同，因而产生能级交错现象。但氢原子轨道是简并的，即氢原子轨道的能量只与主量子数n有关，与角量子数l无关。 5．判断题： （1）当原子中电子从高能级跃迁至低能级时，两能级间的能量相差越大，则辐射出的电磁波波长越大。
第六章 原子结构与周期系 内容 1．量子力学的提出； 2．原子中电子运动状态的描述；3．氢原子波函数和电子云图；4．量子数n 、l 、m 的物理意义； 5．多电子原子结构和元素周期表。 知识点与考核点 1． 微观粒子的波粒二象性 微观粒子（电子、原子、分子等静止质量不为零的实物粒子）集波动性（概 率波）与粒子性为一体的特性。 2． 概率波 微观粒子在空间某处出现的可能性，具有统计意义，不是物理学中的经典波， 而是波强与微粒出现概率成正比的概率波。 3． 粒子运动状态的描述 宏观物体的运动状态可以同时用准确的坐标．．和动量．． 来描述；但是对微观粒子 （例如电子）却不能同时准确地确定坐标和动量。量子力学对微观粒子的运动状态是用描述概率波的波函数来描述的。 4． 波函数 描述概率波的波函数ψ。一个ψ是描述微观粒子一种状态的某种数 学函数式。通过解薛定谔方程可以得到波函数的具体形式。氢原子定态的薛定谔方程为 )xyz (E )xyz (V )xyz ()z y x (m h ψψψπ=+??+??+??-22 2222228 m 是电子的质量，x 、y 、z 是电子的坐标，V 是势能，E 是总能量， h 是普朗克常数，)xyz (ψ是波函数。 5． 主量子数（n ） 它决定轨道的能量，可反映电子在原子核外空间出现区域离原子核平均距 离的量子数。 n = 0， 1， 2， 3， 4， 5 6… 光谱学符号为K ， L ， M ， N ， O ， P ， Q …。 n 相同则处于同一电子层。 6． 角量子数（l ） 决定电子运动角动量的量子数，也决定电子在空间角度分布的情况，与电 子云的形状密切相关，多电子体系中l 和能量有关。l 可取值为：0，1，2，3，…（n –1）。当n 一定时，共有n 个l 数值。例如当n=3时，l 可取0，1，2（三个数值）。n 、l 相同时的电子归为同一亚层。例如5个3d 轨道（n=3，l =2）属于同一d 亚层。 与l 取值对应的符号及轨道形状如下：
原子结构元素周期律（高考题汇编） 1．HBr分子的电子式为（） 2．下列化合物，按其品体的熔点由高到低排列正确的是（） A．SiO2CaCl CBr4 CF2B．SiO2 CsCl CF4 CBr4 C．CsCl SiO2CBr4 CF4 D．CF4 CBr4 CsCl SiO2 3．下列各组给定原子序数的元素，不能 ．．形成原子数之比为1∶1稳定化合物的是（）A．3和17 B．1和8 C．1和6 D．7和12 4.下列叙述中正确的是（） A．NH3、CO、CO2都是极性分子 B．CH4、CCl4都是含有极性键的非极性分子 C．HF、HCl、HBr、Hl的稳定性依次增强 D．CS2、H2O、C2H2都是直线型分子 5.2007年诺贝尔化学奖得主Gerhard Ertl对金属Pt表面催化CO氧化反应的模型进行了 深入研究。下列关于202 78 Pt的说法正确的是（） A．202 78Pt和198 78 Pt的质子数相同，互称为同位素 B．202 78Pt和198 78 Pt的中子数相同，互称为同位素 C．202 78Pt和198 78 Pt的核外电子数相同，是同一种核素 D．202 78Pt和198 78 Pt的质量数不同，不能互称为同位素 6.元素X、Y和Z可结合形成化合物XYZ3；X、Y和Z的原子序数之和为26；Y和Z在同 一周期。下列有关推测正确的是（） A．XYZ3是一种可溶于水的酸，且X与Y可形成共价化合物XY B．XYZ3是一种微溶于水的盐，且X与Z可形成离子化合物XZ C．XYZ3是一种易溶于水的盐，且Y与Z可形成离子化合物YZ D．XYZ3是一种离子化合物，且Y与Z可形成离子化合物YZ3 7.根据元素周期表1—20号元素的性质和递变规律，回答下列问题。 (1)属于金属元素的有________种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有 ___________(填两种化合物的化学式)。 (2)属于稀有气体的是___________(填元素符号，下同)； (3)形成化合物种类最多的两种元素是____________________； (4)第三周期中，原子半径最大的是(稀有气体除外)______________； (5)推测Si、N最简单氢化物的稳定性_________大于_________(填化学式)。 8.下列排列顺序正确的是（） ①热稳定性：H2O＞HF＞H2S ②原子半径：Na＞Mg＞O ③酸性：H3PO4＞H2SO4＞HClO4④结合质子能力：OH-＞CH3COO-＞Cl- A．①③B．②④C．①④D．②③ 9.下列说法正确的是（）
物质结构与元素周期律 一、原子的构成 1、原子： 2、两个关系式： （1）核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数＝原子序数。 （2）质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）。 【例 1】某元素的一种核素X的原子质量数为A，含N个中子，它与1H原子组成H m X分子，在a g H m X分子中含质子的物质的量是() 二、核外电子排布 1、电子运动特点：①较小空间；②高速；③无确定轨道。 2、电子云：表示电子在核外单位体积内出现几率的大小，而非表示核外电子的多少。 3、电子层：根据电子能量高低及其运动区域不同，将核外空间分成个电子层。 表示：层数 1 2 3 4 5 6 7 符号K L M N O P Q n值越大，电子运动离核越远，电子能量越高。电子层实际上并不存在。 4、能量最低原理：电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后排布在能量稍 高的电子层，即电子由内而外逐层排布。 5、排布规律：①各电子层最多容纳的电子数目是个。 ②最外层电子数不超过个。（K层为最外层时不超过2个） ③次外层电子数不超过个，倒数第三层电子数不超过32个。 6、表示方法： ①原子、离子结构示意图。 ②原子、离子的电子式。
三、电子式的书写 【例 2】下列化学用语中，书写错误的是( )
根据元素周期律，把相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行， 这样得到的表就叫做元素周期表。 1、编排依据 （1）按原子序数递增的顺序从左到右排列。 （2）将电子层数相同的元素排成一个横行，得到。 （3）把最外层电子数相同的元素排成一个纵行，得到。 2、结构 短周期：1、2、3 周期（7个横行）长周期：4、5、6 不完全周期：7 7个主族：ⅠA～ⅦA 族（18个纵行）7个副族：ⅠB～ⅦB 16个族第Ⅷ族 零族（稀有气体） 【例 3】甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是() A．x＋2B．x＋4 C．x＋8 D．x＋18 【例 4】若甲、乙分别是同一周期的ⅡA和ⅢA元素，原子序数分别为m和n，则下列关于m 和n的关系不正确的是 ( ) A．n＝m＋1 B．n＝m＋18 C．n＝m＋25 D．n＝m＋11 【例 5】下列叙述中正确的是() A．除零族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数 B．除短周期外，其他周期均有18种元素 C．副族元素中没有非金属元素 D．碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素
第1节原子结构与性质 考点2 原子结构与元素性质 [课标要求]考察高中生物质结构与性质的必备知识，分析与推测的关键能力，宏观辨识与微观探析的核心素养。 1.认识元素周期表与原子结构之间的关系，原子结构与元素性质，如原子半径、金属性与非金属性、第一电离能、电负性随元素周期表的周期性变化。 2.了解电离能、电负性的含义，并能用以用规范语言解释电离能大小原因。 3.了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。 [命题预测]高考中对本部分知识点的考查为：对元素性质的考查，通常是比较元素金属性、非金属性、第一电离能、电负性的大小，并从原子结构角度解释原因。 高考真题： （2）Li及其周期表中相邻元素的第一电离能（I1）如表所示。I1(Li)> I1(Na)，原因是_________。I1(Be)> I1(B)> I1(Li)，原因是________。【2020 ?全国卷Ⅰ?35（2）】 （3）CaTiO3的晶胞如图（a）所示，其组成元素的电负性大小顺序是__________；【2020 ?全国卷Ⅱ?35（3）】 13.W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，四种元素的核外电子总数满足X+Y=W+Z；化合物XW3与WZ相遇会产生白烟。下列叙述正确的是 A．非金属性：W> X>Y> Z B．原子半径：Z>Y>X>W C．元素X的含氧酸均为强酸D．Y的氧化物水化物为强碱 【2020 ?全国卷Ⅲ?13】 H、B、N中，原子半径最大的是______。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素______的相似。【2020 ?全国卷Ⅲ?35（1）】 知识梳理 1、原子结构与周期表的关系 用实线画出元素周期表的基本框架，并标明周期数与族序数，金属与非金属的交界线，镧系与锕系的位置。
原子结构与元素周期律单元测试 （时间：60分钟满分：100分） 可能用到的相对原子质量：H-1 C-12 N-14 O-16 S-32 Cl-35.5 Ca-40 Mn-55 Fe-56 Cu-64 Ba-137 一、选择题（本题包括10小题，每小题5分，共50分。每小题只有一个选项符合题意）1．下列说法正确的是() A．所含质子数和电子数相等的微粒一定是原子 B．两种微粒如果核外电子排布相同，化学性质就一定相同 C．质量数相同的原子其化学性质一定相同 D．具有相同核电荷数的原子或单核离子一定是同种元素 2. 下列结构示意图所代表的微粒中，最难发生化学反应的是() A ． B ． C ． D ． 3．一定量的锎(252 98Cf)是医学上常用作治疗恶性肿瘤的中子源，1 mg(252 98Cf)每秒约放出2.34×109个中子。下列有关锎的说法错误的是() A．(252 98Cf)原子中，中子数为154 B．锎元素的相对原子质量为252 C．(252 98Cf)原子中，电子数为98 D．(252 98Cf)原子中，质子数为98 4．最新科技报道，美国夏威夷联合天文中心的科学家发现了新型氢微粒，这种新微粒是由3个氢原子核(只含质子)和2个电子构成的。对于这种微粒，下列说法中正确的是() A．是氢的一种新的同素异形体B．是氢的一种新的同位素 C．它比一个普通H2分子多一个氢原子核D．它的组成可用H3—表示 5．下列说法正确的是() A ．某单核微粒的核外电子排布为，则该微粒一定是氩原子 B．原子最外层只有1个电子的元素一定是金属元素 C．N H＋4与H3O＋具有相同的质子数和电子数 D．最外层电子数是次外层电子数2倍的元素原子容易失去电子成为阳离子 6．下列叙述正确的是() A．在多电子原子里，能量高的电子通常在离核近的区域内运动 B．核外电子总是尽先排在能量低的电子层上 C．6Li和7Li的电子数相等，中子数也相等 D．微粒的最外层只能是8个电子才稳定 7．下列事实一般不能用于判断金属性强弱的是() A．金属间发生的置换反应 B．1 mol金属单质在反应中失去电子的多少 C．金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 D．金属元素的单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度 8．如图为元素周期表前4周期一部分，且X、Y、Z、R和W为主族元素。下列说法中正确的是() A．五种元素一定都是非金属元素 B．五种元素的原子最外层电子数一定都大于2 C．X的氢化物的沸点一定比Z的氢化物高D．R的最高价氧化物对应水化物一定是强酸 X Y Z R W
第九章原子结构和元素周期律 §本章摘要§1.微观粒子运动的特殊性 微观粒子的波粒二象性测不准原理微观粒子运动的统计性规律 2.核外电子运动状态的描述 薛定谔方程用四个量子数描述电子的运动状态几率和几率密度径向分布和角度分布 3.核外电子排布和元素周期律 多电子原子的能级核外电子排布原则元素周期表科顿（F. A. Cotton) 轨道能级图斯蕾特（Slater) 规则 4.元素基本性质的周期性 原子半径电离能电子亲合能E电负性 , , 射线 粒子散射实验 的质能联系公式 E = m
, : , : , h = 6.626 与相关 速度方程:所以 如果位置测不准量为x, 量为p, 原子半径为m, 大测不准量为x 10m, 量v. 9.11x Kg. 2m =0.01Kg, x = m, v :
第九章原子结构和元素周期律 §本章摘要§1.微观粒子运动的特殊性 微观粒子的波粒二象性测不准原理微观粒子运动的统计性规律 2.核外电子运动状态的描述 薛定谔方程用四个量子数描述电子的运动状态几率和几率密度径向分布和角度分布
3.核外电子排布和元素周期律 多电子原子的能级核外电子排布原则元素周期表科顿（F. A. Cotton) 轨道能级图斯蕾特（Slater) 规则 4.元素基本性质的周期性 原子半径电离能电子亲合能E电负性 波函数是核外电子出现区域的函数。 为一个二阶偏微分方程：此方程= f(x, y, z) ： V = - (), 则可求解出和 r,,,
数的下标 波函数的下标 对于单电子体系, H 或, 角动量， P = mv, (KJ.)，
第5章原子结构与周期系 5课时 教学目标及基本要求 1. 了解原子核外电子运动的特征(量子化、波粒二象性、统计性)，了解波函数、四个量子数和电子云的基本概念，了解S，P，d原子轨道和电子云的角度分布示意图。 2. 掌握周期系元素的原子的核外电子分布的一般规律及与周期表的关系，明确原子的外层电子分布和元素按S，P，d，d s，f分区的情况。 3. 联系原子结构了解元素的某些性质的一般递变情况。 教学重点 1. 核外电子的运动特征及其运动状态描述 2. 核外电子分布规律与周期系 3. 元素基本性质的周期性 教学难点 1. 核外电子运动特征波函数、电子云角度分布图 2. 四个量子数核外电子分布及周期系教学方式（手段） 教学方式（手段）及教学过程中应注意的问题 教学方式：以多媒体教学为主，讲述法、模型演示、动画模拟、课堂讨论相结合 注意问题：本章内容从微观角度阐述，非常抽象，要通过多媒体形象、生动的演示使不同理解能力的同学都能逐步掌握本章知识。 主要教学内容 5.1 氢原子结构的近代概念 5.1.1 核外电子的运动状态 (1) 氢原子光谱和玻尔理论 连续光谱——按一定顺序连续分布的不同波长的光谱。 原子光镨（线光谱）——原子受激发后从原子内部辐射出来的光谱。 氢原子光谱 红色镨线λ =656.3nm Hα 蓝绿色谱线λ =486.1nm Hβ
兰色谱线λ =434.1nm Hγ 紫色谱线λ =410.1nm Hδ 玻尔理论 ?定态轨道的概念 ?轨道能级的概念及轨道能级量子化的概念 氢原子核外电子的轨道能量为： n= 1. 2. 3 . 4. … 正整数 n 值越大，能量越高，离核越远。反之n 值越小，能量越低，离核越近。能量最低的状态叫基态，其余的叫激发态。 当氢原子核外电子在n=1 的轨道上运动时，半径a0 =52.9pm——玻尔半径 ?激发态原子发光的原因 玻尔理论成功的解释了氢原子光谱产生的原因及规律性，解决了以下几个问题： ?氢原子为什麽是线光谱，是由于轨道的能量是量子化的，发射光的频率也是量子化的，因此氢原子光谱不是连续光谱，而是线光谱。 ?提出了电子运动能量量子化的概念。 ?对氢原子光谱频率的计算结果与实验结果十分吻和 玻尔理论的局限性： ?不能解释氢原子光谱的精细结构。 ?不能解释多电子原子的光谱。 ?不能解决化学键形成的本质原因 （2）微观粒子的波粒二象性 德布罗意假设。
第一章物质及其变化 第一节物质的聚集状态 体系：被研究的对象，例如一个烧杯中的溶液 一、物质的聚集状态： 各种物质总是以一定的聚集状态存在的 气、液、固为三种聚集状态，各具特征，在一定条件下可相互转化。 1、气体（g）：扩散性和可压缩性 2、液体（l）：流动性、无固定形状、一定条件下有一定体积 3、固体（s）：具有一定体积、一定形状及一定程度的刚性。 二、物质的聚集状态和相： 相：在体系中任何具有相同的物理性质和化学性质的部分称为相。 相与相之间有界面隔开。 g-s，l-s，s-s一般为两相 g-g混合物为一相 l-l混合物： 一相：如5%HCl溶液，HCl以分子或离子形式分散在水中 两相：如油和水组成的体系，O/W，O以较多分子聚成粒子，以一定的界面和周围的水分开，是不连续的相，W是连续相。 g-L混合物：也存在如上关系：H2S溶于水为一相 S-S混合物制成合金时为一相。 物质的聚集状态或相可以相互变化，亦可共存。 如： S-L相平衡这一点温度即为凝固点。 气体的存在状态主要决定于四个因素：P、V、T、n，而几乎与它们的化学组成无关。反映这四个物理量之间关系的式子叫气体状态方程式。 理想气体：分子间完全没有作用力，分子只是一个几何点，没有体积。 实际上所碰到的气体都是真实气体，只有在温度不太低，压力不太高时，实际气体的存在状态才接近于理想气体，可以用理想气体的定律进行计算。
三、理想气体状态方程： R：常数，可由实验测得： 1 mol气体在273.15K（0℃），101.325kPa下测得其体积22.4×10-3m3 这是理想气体的状态方程式，而实际上气体分子本身必然占有体积，分子之间也具有引力，因此应用该方程进行计算时，不可避免地存在偏差。对于常温常压下的气体，这种偏差很小，随着温度的降低和压力的增大，偏差逐渐增大。 四、混合气体分压定律： 1、混合气体分压定律： 1801年，由Dalton（道尔顿）总结实验结果提出，因此又称为Dalton分压定律。 两种或两种以上不会发生化学反应的气体混合，混合气体的总压力等于各组分气体的分压力之和。 A、容器中注入30mL N2，压力为300mmHg B、容器中注入20mL O2，压力为200mmHg C、容器中注入30mL N2 + 20mL O2，压力为500mmHg 即：P总= ∑Pi Pi：分压力（简称分压），气体混合物中各组分气体的压力，等于该气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。 理想气体定律同样适用于混合气体： PiV = niRT ， P总V = n总RT ====> ∑PiV = ∑niRT Pi：分压； V：总体积 2、分压的计算： P总可通过压力表测出，Pi则很难被直接测出，可通过分析、计算求得： PiV = niRT （1） P总V = n总RT （2） 由（1）÷（2），得： Pi / P总 = ni / n总 = Xi（摩尔分数） ∴Pi = Xi P总 计算分压的关键在于如何求得组分气体的摩尔分数。 求混合气体的摩尔分数，常用的方法是通过混合气体进行气体分析，测得各组分气体的体积分数：Vi / V总。 例1-1： 已知在250℃时PCl5能全部气化，并部分离解为PCl3和Cl2。现将2.98gPCl5置于1.00L容器中，在250℃时全部气化后，测定其总压力为113.4kPa。其中有哪几种气体？它们的分压各是多少？
元素周期表及元素周期律 1.元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋与Z2－具有相同 的核外电子层结构。下列推测不正确的是( )。 A．同周期元素中X的金属性最强 B．原子半径X>Y，离子半径X＋>Z2－ C．同族元素中Z的氢化物稳定性最高 D．同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强 【点评】在周期表中，元素的原子序数差因周期表结构出现以下两种情况：(1)同主族，相邻周期元素原子序数之差的判断。①第ⅠA、ⅡA族元素，相差上一周期元素所在周期所含元素的种数。②第ⅢA～ⅦA族元素，相差下一周期元素所在周期含有的元素的种数。 (2)同周期相邻主族元素原子序数之差的判断。①ⅠA、ⅡA元素或ⅢA～ⅦA相邻元素相差1。②ⅡA、ⅢA元素：若为第二或第三周期则相差1，若为第四或第五周期相差11，若为第六或第七周期则相差25。 2.A、B、C为三种短周期元素，A、B在同周期，A、C的最低价离子分别为 A2－和C－，B2＋和C－具有相同的电子层结构。下列说法正确的是( )。A．原子序数：A
D．原子核外最外层电子数：A>C>B 3.在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分。下列各对原子形成化学键 时共价键成分最少的是( ) A．Li，F B．Na，F C．Na，Cl D．Mg，O 4.下列说法正确的是( )。 ①非金属元素不可能组成离子化合物②构成分子的粒子一定含有共价键③共价化合物中可能含有离子键④离子化合物中可能含有共价键⑤非极性键只存在于双原子单质分子里⑥不同元素组成的多原子分子里的化学键一定都是极性键 A．①②④⑥ B．②④⑤⑥ C．①③⑤⑥ D．只有④
第五章 原子结构和元素周期系 1) 氢原子的可见光谱中有一条谱线，是电子从n =4跳回n =2的轨道时放出的辐射能所产生的，试计算该谱线的波长。 解: 18422.1810=J 4E -?—，18 22 2.1810=J 2E -?— 1818181922222.1810 2.181011=()()=2.1810 4.08710J 4224E ----?????---?-=? ??? ∵=E h ν? ∴ 191914134 4.08710 4.08710J ==6.16910s 6.62610J s h ν----??=?? 817141 310m s ==4.86310m=486.3nm 6.16910s c λν----?=?? 2) 下列的电子运动状态是否存在？为什么？ ① n =2，l =2, m =0, m s =+2 1; ② n =3, l =2, m =2, m s =+ 2 1; ③ n =4，l =1, m =－3, m s =+2 1; ④ n =3，l =2, m =0, m s =+ 2 1。 解：① 不存在，因为 l = n 。 ②、④ 存在。 ③ 不存在。因为m > l 3) 对下列各组轨道，填充合适的量子数： ① n =?，l =2, m =0, m s =+2 1; ② n =2，l =?, m =－1, m s =－2 1; ③ n =4，l =2, m =0，m s =?; ④ n =2，l =0, m =?, m s =+ 2 1。 解：① n ≥3；② l = 1； ③m s = +1 2 或 -1 2; ④ m = 0。 4) 试用s, p, d, f 符号表示下列各元素原子的电子分布式，并分别指出它们各属于第几周期、 第几族？① 18Ar ； ② 26Fe ； ③ 29Cu ； ④ 35Br 。 解: ① 18Ar 1s 22s 22p 63s 23p 6 第三周期 ⅧA 族 ② 26Fe 1s 2 2s 22p 63s 23p 63d 64s 2 第四周期 ⅧB 族 ③ 29Cu 1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 1 第四周期 ⅠB 族
第2课时预测同主族元素的性质 课时训练7 预测同主族元素的性质 基础夯实 1.下列关于同主族元素的说法中错误的是( ) A.同主族元素原子序数递增,元素原子失电子能力逐渐增强 B.同主族元素原子序数递增,单质氧化性逐渐增强 C.同主族元素原子最外层电子数都相同 D.同主族元素的原子半径,随原子序数增大而逐渐增大 答案:B 2.已知钾在空气中燃烧生成KO2。自然界中仅存在极微量的金属钫(Fr),它的已知同位素都有放射性,它是碱金属元素中密度最大的元素。根据它在周期表中的位置预言其性质,其中不正确的是( ) A.在已知元素中(稀有气体除外),它具有最大的原子半径 B.在空气中燃烧时,生成氧化物Fr2O C.氧化物的水化物是极强的碱 D.单质的失电子能力比钠强 答案:B 解析:根据同主族和同周期元素性质递变规律可知,原子半径最大的元素位于周期表的左下角,即钫,A正确;碱金属元素从上到下,失电子能力逐渐增强,D正确;由于Na在氧气中燃烧生成Na2O2,K在氧气中燃烧生成KO2,据此可知,Fr在空气中燃烧应生成比Fr2O更复杂的氧化物,B错误。 3.我国在砷化镓太阳能电池研究方面处于国际领先地位。砷(As)和镓(Ga)都是第4周期元素,分别属于ⅤA和ⅢA族。下列说法中,不正确的是( ) A.原子半径:Ga>As>P B.热稳定性:NH3>PH3>AsH3 C.酸性:H3AsO4>H2SO4>H3PO4 D.Ga(OH)3可能是两性氢氧化物 答案:C 解析:元素的非金属性越强,其相应的最高价含氧酸的酸性越强,所以酸性:H2SO4>H3PO4>H3AsO4,故C项错误。 4.X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。下列叙述中能说明X的得电子能力比Y强的是( ) A.X原子的电子层数比Y原子的电子层数多 B.与H2化合的能力X 第一章 原子结构和元素周期系 1、原子核外电子运动有什么特性？ 解：原子核外电子的运动和光子的运动一样，具有波粒二象性。不能同时准确测定它的位置和速度，即服从测不准关系，因而电子的运动不遵循经典力学，无确定的运动轨道，而是服从量子力学，需用统计规律来描述。也就是说量子力学研究的只是电子在核外空间某地方出现的可能性，即出现的几率大小。 2、氢光谱为什么可以得到线状光谱？谱线的波长与能级间能量差有什么关系？求电子从第四轨道跳回第二轨道时，H β谱线之长。 解：在通常情况下，氢原子的电子在特定的稳定轨道上运动不会放出能量。因此在通常条件下氢原子是不会发光的。但是当氢原子受到激发（如在高温或电场下）时，核外电子获得能量就可以从较底的能级跃迁到较高的能级，电子处于激发态，处于激发态的电子不稳定，它会迅速地跳回到能量较底的能级，并将多余的能量以光的形式放出，放出光的频率（或波长）大小决定于电子跃迁时两个能级的能量差，即： νh E E E =-=?21 由于轨道能量的量子化，即不连续的，所以激发态的电子由较高能级跳回到较低能级时，放出光的频率（或波长）也是不连续的，这是氢原子光谱是线状光谱的原因。 谱线的波长和能量的关系为： h E E C 1 2-＝ ＝ν λ ＝3.289×1015( 22 2111n n -) 电子从第四轨道跳回第二轨道时，H B 谱线的波长为： 1 14221510167.6)4 121( 10289.3-?=-?=S ν ν λC = nm m s s m 4861086.410167.610371 141 8=?=????=---λ 3、当氢原子的一个电子从第二能级跃迁至第一能级，发射出光子的的波长为121.6nm ，当电子从第三能级跃迁至第二能级，发射出光子的的波长为656.3nm 。试通过计算回答： (1) 哪一种光子的能量大？ (2) 求氢原子中电子的第三与第二能级的能量差，以及第二与第一能级的能量差。 解：(1) 由于能量与波长有如下关系 λ νλ νhC E h E C = ∴== ， 由此可知：波长越短，能量越高，因此电子从第二能级跃迁到第一能级发射出的光子能量大。 (2) 根据公式：λhC E = ? λ hC E E E = -=?121 m S m S J 9 1834106.12110310626.6---??????= J 181063.1-?= λ hC E E E = -=?232 m S m S J 9 1834103.65610310626.6---??????= J 191003.3-?= 4、氢原子的核外电子在第四轨道上运动时的能量比它在第一轨道上运动的能量多12.7eV 。这个核外电子由第四轨道跃入第一轨道时，所发出的频率和波长是多少？ 元素周期律 1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外．．．．．．．．．电子排布的周期性变化．．．．．．．．．． 的必然结果。 表左下方） 第ⅦA 族卤族元素：F Cl Br I At （F 是非金属性最强的元素，位于周期表右上方） ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法： （1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe ＋CuSO 4＝FeSO 4＋Cu 。 （2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr ＋Cl 2＝2NaCl ＋Br 2。 ）先比较电子层数，电子层数多的半径大。 （2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。 《元素周期律》练习题 1 ．下列关于元素周期律的叙述正确的是 A ．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子总是从1到8重复出现 B ．随着元素原子序数的递增，元素最高正价从＋1到＋7、负价从－7到－1重复出现 C ．随着元素原子序数的递增，原子半径从小到大（稀有气体除外）发生周期性变化 D ．元素性质的周期性变化是指原子核外电子排布、原子半径及元素主要化合价的周期性变化 2．下列说法正确的是 A ．NaCl 固体中含有共价键 B ．CO 2分子中含有离子键 C ．12 6C 、13 6C 、14 6C 是碳的三种核素 D ．16 8O 、17 8O 、18 8O 含有相同的中子数 3.已知元素的原子序数，可以推知原子的①原子数 ②核电荷数 ③核外电子数 ④在周期表中的位置，其中正确的是( ) A.①③ B.②③ C.①②③ D.②③④ 4. A 、B 、C 、D 、E 是同一周期的五种主族元素，A 和B 的最高价氧化物对应的水化物均呈碱性，且碱性B ＞A ，C 和D 的气态氢化物的稳定性C ＞D ；E 是这五种元素中原子半径最小的元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是( ) A.A 、B 、C 、D 、E B.E 、C 、D 、B 、A C.B 、A 、D 、C 、E D.C 、D 、A 、B 、E 5.下列各组顺序的排列不正确．．．的是( ) A.离子半径：Na +＞Mg 2+＞Al 3+＞F B.热稳定性：HCl ＞H 2S ＞PH 3＞AsH 3 C.酸性强弱：H 2AlO 3＜H 2SiO 4＜H 2CO 3＜H 3PO 4 D.溶点：金刚石＞Na ＞SiO 2＞CO 2 6.某元素原子的质量数为A ，它的阴离子X n-核外有x 个电子，w 克这种元素的原子核内中子数为( ) A. mol w n x A A )(+- B ．mol A n x A w ) (-+ C ． mol A n x A w )(+- D.mol A n x A w ) (-- 7.某主族元素R 的最高正价与最低负化合价的代数和为4，由此可以判断( ) A.R 一定是第四周期元素 B.R 一定是ⅣA 族元素第一章原子结构和元素周期系
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