元素周期律和元素周期表

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1、化学竞赛专题五元素周期律和元素周期表一、.教材精讲一、原子核外电子排布1．核外电子运动状态的具体化描述核外电子的运动状态原子轨道（轨道）电子的自旋状态能层（电子层）能级（电子亚层）空间伸展方向主量子数n角量子数l磁量子数m自旋量子数ms⑴核外电子的运动状态，由能层、能级、电子云的空间伸展方向、电子的自旋状态四个方面来描述，换言之，用原子轨道（或轨道）和电子的自旋状态来描述。⑵能层（电子层、用主量子数n表示）：按核外电子能量的高低及离核平均距离的远近，把核外电子的运动区域分为不同的能层（电子层）。目前n的取值为1、2、3、4、5、6、7，对应的符号是英文字母K、L、

2、M、N、O、P、Q。一般地说：n值越大，电子离核的平均距离越远、能量越高，即E(n=1)＜E(n=2)＜E(n=3)＜E(n=4)＜……。⑶能级（电子亚层、用角量子数l表示）：在多电子原子中，同一能层（电子层）的电子，能量也可能不同，还可以把它们分为不同的能级或电子亚层（因为这些不同的能量状态的能量是不连续的，像楼梯的台阶一样，因为称为能级）。用角量子数l来描述这些不同的能量状态。对于确定的n值，角量子数l的取值有n个：0、1、2、3、（n-1），分别用s、p、d、f……表示。E(ns)＜E(np)＜E(nd)＜E(nf)＜……。⑷电子云的空间伸展方向（用磁量子数

3、m表示）：对于确定的能层和能级（n、l已知），能级的能量相同，但电子云在空间的伸展方向不一定相同，每一个空间伸展方向称为一个轨道，用磁量子数m来描述。不同能层的相同能级，其空间伸展方向数相同，即轨道数相同。S能级（亚层）是球形，只有1个伸展方向；p能级（亚层）是亚铃形，有3个伸展方向（三维坐标的三个方向）；d、f能级（亚层）形状比较复杂，分别有5、7个伸展方向。⑸原子轨道（或轨道）：电子在原子核外出现的空间区域，称为原子轨道。在量子力学中，由能层（电子层、主量子数n）、能级（电子亚层、角量子数l）和电子云的空间伸展方向（磁量子数m）来共同描述。15由于原子轨道由n

4、、l、m决定，由此可以推算出：s、p、d、f能级（亚层）分别有1、3、5、7个轨道；n=1、2、3、4、…时，其对应电子层包含的轨道数分别为1、4、9、16…，即对于主量子数为n的电子层，其轨道数为n2。1s2s3s4s5s6s7s2p3p4p5p6p7p3d4d5d6d7d4f5f6f7f起点⑹电子的自旋状态：电子只有顺时针和逆时针两种自旋方向，用自旋量子数ms表示。二、原子核外电子排布1．构造原理⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。⑵能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后

5、进入3d轨道，这种现象叫能级交错。⑶说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。2．能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。3．泡利原理和洪特规则⑴泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方

6、向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。⑵洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。比如，p3的轨道式为↑↑↑或↓↓↓，而不是↑↓↑。⑶洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。前36号元素中，全空状态的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0；半充满状态的有：7N2s22p3、1515P3s23p3、24C

7、r3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3；全充满状态的有10Ne2s22p6、18Ar3s23p6、29Cu3d104s1、30Zn3d104s2、36Kr4s24p6。4．核外电子排布的一般规则⑴每个电子层（主量子数为n）所能容纳的电子数最多为2n2个（泡利原理）。⑵原子最外层电子数目不能超过8个（K层为最外层时不能超过2个）；能级交错。⑶原子次外层电子数目不能超过18个（K层为次外层时不能超过2个）。能级交错。5．核外电子排布的表示方法⑴原子结构简（示意）图：圆圈内数字表示质子数，弧线表示能层（电子层），弧线内数字表示该能层（电子层）中的电子

8、数。如镁原