第五章 原子结构元素周期律.docx
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第五章原子结构元素周期律
第五章原子结构元素周期律
第一节原子核
一、原子核
原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成的。
由于原子核带的电量跟核外电子的电量相等而电性相反，因此，原子作为一个整体不显电性。
原子很小，而原子核更小，它的半径约是原子的万分之一，它的体积只占原子体积的几千亿分之一。
原子核由质子和中子构成。
每个质子带一个单位正电荷，中子呈电中性，因此，核电荷数由质子数决定。
核电荷数的符号为Z。
核电荷数（Z）=核内质子数=核外电子数
质子的质量为1.6726×10-27千克，中子的质量稍大些，为1.6748×10-27千克，电子的质量很小，仅约为质子质量的1/1836，所以，原子的质量主要集中在原子核上。
由于质子、中子的质量很小，计算不方便，因此，通常用它们的相对质量。
通过科学实验测得，作为原子量标准的那种碳原子的质量是1.9927×10-26千克，它的1/12为1.6606×10-27千克。
质子和中子对它的相对质量分别为1.007和1.008，取近似整数值为1。
显然，如果忽略电子的质量，将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫做质量数，用符号A表示。
中子数用符号N表示。
则
质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
因此，只要知道上述三个数值中的任意两个，就可以推算出另一个数值来。
例如，知道硫原子的核电荷数为16，质量数为32，则
硫原子的中子数=A-Z
=32-16
=16
么，组成原子的粒子间的关系可以表示如下：
二、同位素
我们已经知道，具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子叫做元素。
也就是说，同种元素的原子的质子数相同，那么，它们的中子数是否相同呢？
科学研究证明，不一定相同。
例如，氢元素的原子都含1个质子，但有的氢原子不含中子，有的氢原子含1个中子，还有的氢原子含2个中子：
不含中子的氢原子叫做氕；
含1个中子的氢原子叫做氘，就是重氢；
含2个中子的氢原子叫做氚①，就是超重氢。
T）。
元素符号的左下角记核电荷数，左上角记质量数。
人们把原子里具有相同的质子数和不同的中子数的同一元素的原子
的那种碳原子。
同一元素的各种同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质几乎完全相同。
在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子百分比一般是不变的。
我们平常所说的某种元素的原子量，是按各种天然同位素原子所占的一定百分比算出来的平
计算出氯元素的原子量：
34.969×0.7577+36.966×0.2423=35.453
即氯的原子量为35.453。
同理，根据同位素的质量数，也可以算出近似原子量。
习题
1．填空题：
（1）
①互为同位素的是______和______。
②质量数相等，但不能互称同位素的是______和______。
③中子数相等，但质子数不相等的是______和______。
2．选择题：
A．质子数为20B．电子数为20
C．中子数为20D．质量数为42
（2）下列各组物质中，互为同位素的是[]
A．石墨和金刚石B．水和重水（D2O）
C．纯碱和烧碱D．氕和氘
（3）某二价阴离子，核外有18个电子，质量数为32，中子数为[]
A．12B．14
C．16D．18
3．人们已经知道了109种元素，能不能说人们已经知道了109种原子，为什么？
5．氧有三种天然同位素，它们的同位素原子量和各同位素原子的百分组成数据分列如下：
计算氧元素的原子量。
g（占11.17％），计算镁元素的近似原子量。
第二节核外电子的运动状态
电子带负电荷，质量很小，仅9.1095×10-31千克。
它在原子这样大小的空间（直径约10-10米）内运动，速度很快，接近光速（3×108米/秒）。
电子的运动情形跟质量大、速度小的普通物体是否相同？
有没有特殊的规律？
现在我们就来进行研究。
一、电子云
我们在生活中见到汽车在公路上奔驰，用仪器观察到人造卫星按一定轨道围绕地球旋转，都可以测定或根据一定的数据计算出它们在某一时刻所在的位置，并描画出它们的运动轨迹。
但是，核外电子的运动规律就跟上述普通物体不同。
核外电子的运动没有上述那样确定的轨道，我们不能测定或计算出它在某一时刻所在的位置，也不能描画它的运动轨迹。
我们在描述核外电子运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少。
电子在核外空间一定范围内出现，好像带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，所以我们形象地称它为“电子云”。
为了便于理解，我们用给氢原子照像的比喻来加以说明。
我们知道，氢原子核外有一个电子。
为了在一瞬间找到电子在氢原子核外的确定位置，我们假想有一架特殊的照相机，可以用它来给氢原子照相。
先给某个氢原子拍五张照
小黑点表示电子在这里出现过一次。
然后继续给氢原子拍上成千上万张照片，并把这些照片一一对比研究，这样，我们就获得一个印象：
电子好象是在氢原子核外作毫无规律的运动，一会儿在这里出现，一会儿在那里出现。
如果我们将这些照片叠印，就会看到如图5-2所示的图象。
图象说明，对氢原子的照片叠印张数越多，就越能使人形成一团电子云雾笼罩原子核的印象，而这团“电子云雾”呈球形对称，在离核越近处密度越大，离核越远处密度越小。
也就是说，在离核越近处单位体积的空间中电子出现的机会越多，离核越远处单位体积的空间中电子出现的机会越少。
实际上，图5-2（d）就是在通常状况下氢原子的电子云示意图。
二、核外电子的运动状态
1．电子层
我们已经知道，在含有多个电子的原子里，电子的能量并不相同。
能量低的，通常在离核近的区域运动；能量高的，通常在离核远的区域运动。
根据电子的能量差异和通常运动的区域离核的远近不同，可以将核外电子分成不同的电子层。
我们怎么知道含有多个电子的原子里核外电子的能量并不相同呢？
根据对元素电离能数据的分析，可以初步得到这个结论。
什么是电离能？
从气态原子（或气态阳离子）中去掉电子，把它变成气态阳离子（或更高价的气态阳离子），需要克服核电荷的引力而消耗能量，这个能量叫做电离能，符号为I，单位常用电子伏特①。
从元素的气态原子去掉一个电子成为+1价气态阳离子所需消耗的能量，称为第一电离能（I1）；从+1价气态阳离子再去掉一个电子成为+2价气态阳离子所需消耗的能量，叫做第二电离能（I2）；依次类推。
表5-1列出了几种元素电离能的数据。
从表上数据可见，元素的第二电离能大于第一电离能，第三电离能大于第二电离能，依次类推，即I1＜I2＜I3＜……。
这是容易理解的，因为从+1价气态阳离子中去掉一个电子需克服的电性引力比从中性原子去掉一个电子要大，消耗的能量要多。
同理，从+2价气态阳离子中去掉一个电子，需克服的电性引力，比从+1价气态阳离子中去掉一个电子更大，
消耗的能量更多。
因此，一个原子的电离能是依次增大，甚至是成倍增长的，但增大的倍数并不相同。
有的增大得不多，有的增大得很多。
我们在表5-1上将增大倍数很多的电离能数据前面和下面标上粗线，以示区别。
下面就来分析这些数据。
Li，原子核外有3个电子。
I3比I2增大不到一倍，但I2比I1却增大了十几倍。
就说明什么问题？
说明这3个电子可分为两组，两组能量有差异。
I1比I2、I3小得多，说明有一个电子能量较高，通常在离核较远的区域运动，容易被去掉。
另外两外电子能量较低，通常在离核较近的区域运动。
Be，原子核外有4个电子。
按照如上的分析，I2比I1，I4比I3均增大不到一倍，但I3比I2却增大了好几倍。
因此可以认为有两个电子能量较低，通常在离核较近的区域运动；另外两个电子能量较高，通常在离核较远的区域运动。
分析B、C、N、O、F等元素的电离能的数据，将会发现它们的核外电子都分两组，第一组是两个电子，能量较低，通常在离核较近的区域运动；第二组分别是3、4、5、6、7个电子，能量较高，通常在离核较远的区域运动。
如果分析其它元素的电离能数据，也会得出相似的结论。
可见，在含多个电子的原子中，电子是分层排布的。
2．电子亚层和电子云的形状
科学研究发现，在同一电子层中，电子的能量还稍有差别，电子云的形状也不相同。
根据这个差别，又可以把一个电子层分成一个或几个亚层，分别用s、p、d、f等符号①表示。
K层只包含一个亚层，即s亚层；L层包含两个亚层，即s亚层和p亚层；M层包括三个亚层，即s、p、d亚层；N层包括四个亚层，即s、p、d、f亚层。
不同亚层的电子云形状不同。
s亚层的电子云是以原子核为中心的球形，p亚层的电子云是纺锤形，d亚层、f亚层的电子云形状比较复杂，这里就不介绍了。
在同一个电子层里，亚层电子的能量是按s、p、d、f的次序递增的。
为了清楚地表示某个电子处于核外哪个电子层和亚层（自然同时也表示它的能量高低和电子云的形状），可将电子层的序数n标在亚层符号的前面。
如处于K层的s亚层的电子标为1s；处于L层的s亚层和p亚层的电子标为2s和2p；处于M层的d亚层的电子标为3d；处于N层的f亚层的电子标为4f。
图5-3a就是氢的1s电子云。
图5-3b虚线表示的球壳称为电子云的界面。
在界面内电子出现的机会最多，界面外电子出现的机会很少。
通常也用电子云界面图来表示电子云。
图5-3c是氢原子1s电子云的界面图，它把表示电子出现机会的小黑点略去了。
3．电子云的伸展方向
电子云不仅有确定的形状，而且有一定的伸展方向。
s电子云是球形对称的，在空间各个方向上伸展的程度相同。
2p电子云如图5-4所示，在空间可以有三种互相垂直的伸展方向。
d电子云可以有五种伸展方向，f电子云可以有七种伸展方向。
如果把在一定的电子层上，具有一定的形状和伸展方向的电子云所占据的空间称为一个轨道，那么s、p、d、f四个亚层就分别有1、3、5、7个轨道。
这样，各电子层可能有的最多轨道数如下：
即每个电子层可能有的最多轨道数应为N2。
4．电子的自旋
电子不仅在核外空间不停地运动，而且还作自旋运动。
电子自旋有两种状态，相当于顺时针和逆时针两种方向。
平常我们用向上箭头↑和向下箭头↓来表示不同的自旋状态。
通过以上的叙述我们可以看出，电子在原子核外的运动状态是相当复杂的，必须由它所处的电子层、电子亚层、电子云的空间伸展方向和自旋状态四个方面来决定。
前三个方面跟电子在核外空间的位置有关，体现了电子在核外空间的运动状态，确定了电子的轨道。
因此，当我们要说明一个电子的运动状态时，必须同时指明它处于什么轨道和哪一种自旋状态。
习题
1．选择题：
（1）氢原子的电子云示意图中[]
A．通常用小黑点来表示电子的多少
B．小黑点密表示在该核外空间的电子数多
C．小黑点密表示在该核外空间的单位体积内电子出现的机会多
D．通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动
（2）在多电子原子中，能量最高的电子是[]
A．离核最近的电子
B．离核最远的电子
C．最难失去的电子
D．最易失去的电子
（3）下列各电子层中不包含d亚层的是[]
A．N层B．M层
C．L层D．K层
（4）下列亚层中轨道数为5的是[]
A．s亚层B．p亚层
C．d亚层D．f亚层
2．氢原子核外只有一个电子，为什么要用电子云来描述它的运动？
3．什么叫电离能？
为什么根据元素电离能的变化可以判断核外电子是分层排布的？
4．原子核外电子的运动状态，必须从哪几个方面来进行描述？
5．1s、2p、3d、4f各表示什么意思？
在同一轨道上运动的电子可以有几种不同的运动状态？
6．2px、2py、2pz各表示什么意思？
第三节原子核外电子的排布
上一节我们学习了原子核外电子的运动状态，了解电子是分层排布的，而电子层又可分为几个电子亚层。
现在，我们就来进一步讨论原子核外电子的排布规律。
一、泡利①不相容原理
我们先来讨论锂的核外电子排布。
锂原子有3个电子。
这3个电子是都在一个轨道上，还是分别在几个轨道上呢？
实验证明，有2个在1s轨道上，1个在2s轨道上。
在1s轨道上的2个电子自旋方向是平行的，还是相反的？
实验证明，是相反的。
在2s轨道上的那个电子虽然自旋方向跟1s轨道上的一个电子相同，但它们分别处于两个不同的轨道。
其它元素核外电子排布有类似的情况。
从以上建立在实验基础上的讨论中我们看到，在原子核外电子的排布中，排在同一轨道上的两个电子，自旋方向就相反；而自旋方向相同的电子，必然处于不同的轨道上。
我们知道，一个轨道是由电子层、电子亚层和电子云的伸展方向三方面确定的，因此，可以得出一个结论：
在同一个原子里，没有运动状态四个方面完全相同的电子存在。
这个结论是泡利提出来的，叫做泡利不相容原理。
根据这个原理，我们可以推算出各电子层可以容纳的最多电子数。
我们知道，每个电子层可能有的最多轨道数为N2，而每个轨道又只能容纳2个电子，因此，各电子层可能容纳的电子总数就是2N2。
现将1—4电子层可容纳电子的最大数目列于表5－2中。
二、能量最低原理
生活常识告诉我们，水总是由高处向低处流，山上的石头可以自动地向山下滚。
这是由于物体处于高势能状态时不如低势能状态稳定。
同理，在核外电子的排布中，通常状况下电子也总是尽先占有能量最低的轨道，只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，这个规律叫做能量最低原理。
那么，哪些轨道的能量高，哪些轨道的能量低呢？
我们知道，不同电子层具有不同的能量，而每个电子层中不同亚层的能量也不相同。
为了表示原子中各电子层和亚层电子能量的差异，人们把原子中不同电子层和亚层的电子按能量高低排成顺序，象台阶一样，叫做能级。
例如，1s能级，2s能级，2p能级，等等。
在一个原子中，离核越近、n越小的电子层能量越低。
在同一电子层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。
因此，我们可以认为2s能级高于1s能级，2p能级高于2s能级，等等。
可是对于那些核外电子数较多的元素来说，情况就比较复杂了。
为什么呢？
因为多电子原子的各个电子之间存在着排斥力，在研究某个外层电子的运动状态时，必须同时考虑到核对它的吸引力及其它电子对它的排斥力。
由于其它电子的存在，往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的电子所处的能级产生了交错现象。
图5－5是多电子原子电子的近似能级图，图上一个方框代表一个轨道。
从图5－5可以看到，从第三电子层起就有能级交错现象，例如，3d电子的能量似乎应该低于4s，而实际上E3d＞E4so按照能量最低原理，电子在进入核外电子层时，不是排完了3p就排3d，而是先排4s。
排完了4s，才排3d。
应用多电子原子电子的近似能级图，并根据能量最低原理，就可以确定电子排入各轨道的次序，如图5－6所示。
三、洪特①规则
我们运用泡利不相容原理和能量最低原理，再来讨论碳、氮、氧三种元素原子的核外电子的排布情况。
碳元素的核电荷数为6，即核外有6个电子。
根据上述两个原理，核外电子首先在1s轨道排入两个自旋方向相反的电子，然后另2个自旋方向相反的电子排入2s轨道，还剩2个电子，应排入2p轨道。
2p轨道有3个，它们是以自旋方向相反的方式排入一个2p轨道，还是以自旋方向相同的方式排入两个2p轨道呢？
人们从科学实验中总结出的叫做洪特规则的一条规律回答了这个问题，这个规则指出，在同一亚层中的各个轨道（如3个p轨道，或5个d轨道，或7个f轨道）上，电子的排布尽可能分占不同的轨道，而且自旋方向相同，这样排布整个原子的能量最低。
因此，碳、氮、氧三元素原子的电子层排布应该如图5－7所示。
图中
叫做
轨道表示式，一个方框表示一个轨道；式子1S22S22P2叫做电子排布式，式中右上角的数字表示该轨道中电子的数目，如1S2表示在1s轨道上有两个电子。
根据上述三个原理和多电子原子电子的近似能级图，我们将核电荷数为1—36的元素原子的核外电子的排布情况列入表5－3中。
从表上可以看出，核电荷数为24的元素Cr，核电荷数为29的元素Cu，它们的电子层结构并没有完全按照前述规律排布，Cr和Cu在排了3P6后似应排成3d44S2和3d94S2，但实验数据表明应排成3d54s1和3d104s1；其它元素的电子层排布也有类似的情况。
根据这种情况，人们又归纳出一条规律，就是对于同一电子亚层，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。
即
全充满P6或d10或f14
半充满P3或d5或f7
全空p0或d0或f0
这是洪特规则的一种特例。
上述Cr、Cu的电子层排布，就是属于d轨道半充满、全充满时比较稳定的例子。
这里需要指出，核外电子的排布情况是通过实验测定的。
上面讲的泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则三条原理，是从大量事实中概括出来的，它们能帮助我们了解元素原子核外电子排布的规律，但不能用它们来解释有关电子排布的所有问题。
因此，这些原理只具有相对近似的意义。
习题
1．填空题：
（1）1S2表示____。
3s1表示____。
2p1x表示____。
3P2表示____。
3P6表示____。
4d10表示____。
5f14表示____。
（2）
各亚层的轨道数是根据____确定的，最多容纳的电子数是根据____来确定的。
（3）
（4）某种元素的电子排布式是1S22S22P63S23P63d104S24P5，它的原子核外有____个电子层，各电子层的电子数由里向外分别是____个；该元素的原子的总电子数是____，核电荷数是____。
2．选择题：
（1）某元素原子的M层有4个p电子，下列叙述错误的是[]
A．N层不含有电子
B．原子里有2个不成对电子
C．L层一定有8个电子
D．原子的最外层电子数是4
（2）下列各原子或离子的电子排布式错误的是[]
A．K+1S22S22P63S23P6
B．F1S22S22P5
C．S2-1S22S22P63S23P4
D．Ar1S22S22P63S23P6
（3）下列各元素的原子中含未成对电子最多的是[]
A．硫B．磷
C．氯D．氩
（4）与Ne的核外电子排布相同的离子跟与Ar的核外电子排布相同的离子所形成的化合物是[]
A．Na2SB．MgBr2
C．KClD．KF
3．解释下列事实：
（1）核电荷数为19的元素K的电子层排布为什么是1S22S22P63S23P64s1，而不是1S22S22P63S23P63d1？
（2）核电荷数为24的元素Cr的电子层排布为什么是1S22S22P63S23P63d54s1，而不是1S22S22P63S23P63d44S2？
（3）某元素2p亚层上有3个电子，这3个电子为什么是按
方式排布，而不是按
方式排布？
第四节元素周期律
从学初中化学到现在，我们已经学习了惰性气体、卤族、氧族、碱金属几个元素族的知识，了解到一个自然族内的元素性质相似，而族跟族之间元素的性质不同。
这说明元素之间的关系存在着一定的规律。
为了认识元素间的这种规律性，我们将核电荷数为1—18的元素的核外电子排布、原子半径、第一电离能和主要化合价列成表（表5－4）来加以讨论。
为了方便，人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种序号，叫做该元素的原子序数。
显然，原子序数在数值上与这种原子的核电荷数相等。
表5－4就是按原子序数的顺序编排的．
一、核外电子排布的周期性
我们来看表5－4中原子序数1—18的元素原子电子层排布的情况。
原子序数从1—2的元素，即从氢到氦，有一个电
续表
子层，电子层排布由1s1到1S2，电子由1个增到2个，达到稳定结构。
原子序数从3—10的元素，即从锂到氖，有两个电子层，最外电子层排布由2s1到2S22P6，最外层电子从1个递增到8个，达到稳定结构。
原子序数从11—18的元素，即从钠到氩，有三个电子层，最外电子层排布从3s1到3S23P6，最外层电子也从1个递增到8个，达到稳定结构。
如果我们对18号以后的元素继续研究下去，同样可以发现，每隔一定数目的元素，也会重复出现原子最外层电子数从1个递增到8个的情况。
也就是说，随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。
二、原子半径的周期性变化
从表5－4可以看出，由碱金属元素锂到卤素氟，随着原子序数的递增，原子半径由1.52×10-10米递减到0.71×10-10米，即原子半径由大逐渐变小。
再由碱金属元素钠到卤素氯，随着原子序数的递增，原子半径由1.86×10－10米递减到0.99×10－10米，原子半径也是由大逐渐变小。
如果把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，将会发现随着原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化①，图5－8表示碱金属等7个族和稀有气体元素的原子半径的周期性变化。
三、第一电离能的周期性变化
元素电离能的数值反映了元素原子失去电子的难易程度，元素的电离能越小，它的原子越容易失去电子。
因此，元素的第一电离能就是该元素的金属活动性的一种衡量尺度。
研究原子序数1—18的元素的第一电离能，我们将会发现，由氢到氦，由锂到氖，由钠到氩，第一电离能的变化趋势都是由小到大。
如果继续研究18号以后的元素，也会得出相同的结论。
将1—18号元素的第一电离能数据绘成曲线图（图5-9），从图上可以形象地看到，元素的第一电离能随着原子序数的递增，呈现周期性的变化。
[讨论]如何解释氦、铍、氖、镁几种元素的第一电离能比它们的相邻元素为高？
四、元素主要化合价的周期性变化
从表5－4可以看到，第11号元素到第18号元素，在极大程度上重复着第3号元素到第10号元素所表现的化合价的变化——正价从+1（Na）逐渐递变到+7（Cl），从中部的元素开始有负价，负价是从-4（Si）递变到-1（Cl）。
如果研究第18号元素以后的元素的化合价，同样可以看到与前面18种元素相似的变化。
也就是说，元素的化合价随着原子序数的递增而起着周期性的变化。
原子半径、第一电离能和元素主要化合价，都是元素的重要性质。
通过上述的研究，我们可以引出这样一条规律，就是元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。
这个规律叫做元素周期律。
元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
习题
1．选择题：
（1）元素的化学性质随看原子序数递增呈现周期性变化的原因（从原子结构角度考虑）是[]
A．元素原子的核外电子排布呈周期性变化
B．元素的第一电离能呈周期性变化
C．元素的化合价呈周期性变化
D．元素的原子半径呈周期性变化
（2）下列元素的原子半径最小的是[]
A．NB．F
C．MgD．Cl
（3）下列元素中最高正化合价
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