1、原子結構與元素周期表（建議2課時完成）考試目標 （1）了解原子構成，了解原子序數、核電荷數、質子數、中子數、核外電子數以及它們之間的相互關系。（2）了解元素、核素和同位素的含義。（3）了解原子核外電子排布（4）了解原子核外電子的能級分布，能用電子排布式表示常見元素（136號）原子核外電子的排布，了解原子核外電子的運動狀態。(選考內容)（5）了解元素周期表(長式)的結構(周期、族)及其應用。（6）知道原子核外電子在一定條件下會發生躍遷，了解其簡單應用。(選考內容)要點精析一、原子結構理論發展經歷了五個發展階段：1803年英國化學家道爾頓家建立了原子學說；1903年湯姆遜發現了電子建立了“葡萄干布

2、丁”模型；1911年英國物理學家盧瑟福根據粒子散射實驗提出原子結構的核式模型；1913年丹麥科學家玻爾建立了核外電子分層排布的原子結構模型；20世紀20年代建立了現代量子力學模型。二、原子的組成決定決定原子種類中子N（0） 核素、同位素原子核 質量數（A）近似相對原子質量主族元素的化學性質及最高正價和族序數決定元素種類質子Z（+1） 元素符號 原子結構 最外層電子數：電子數:核外電子電子層數決定 內層電子數： e（-1） 排布規律 ：分層排布 周期序數及原子半徑 1、原子中存在的兩個關系式是： 質量關系：質量數A=Z+N （1個質子質量約為1.673×10-27Kg，1個中子質量約為

3、1.675×10-27Kg，用其分別與12C原子質量的1/12（1.661×10-27Kg）相比而得1個質子和中子相對質量分別為1.007和1.008，1個電子的相對質量約為質子質量的1/1836，所以，原子的質量主要集中在原子核上） 電子關系：中性原子的核外電子數=質子數=核電荷數= 原子序數陽離子的核外電子數=質子數陽離子所帶電荷數陰離子的核外電子數=質子數 + 陽離子所帶電荷數實例：微粒所含質子數_17_；中子數_35-17=18_；電子數_17+1=18_；質量數_35_。2、元素、核素、同位素、同素異形體:元素同位素核素同素異形體概念具有相同核電荷數的同一類原子的

4、總稱質子數相同而中子數不同的用一元素的不同原子互稱為同位素（化學性質幾乎完全相同，只是某些物理性質略有不同）具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子由同種元素組成的結構和性質不同的單質互稱為同素異形體例氧（O）元素氫（H）元素如160、17O、180是氧元素的三種核素，互為同位素。如1H(H)、2H(D)、3H(T)就各為一種核素。O2和O3 紅磷和白磷 金剛石和石墨3、質量數、元素的近似相對原子質量質量數是忽略電子質量，將核素中所有質子相對質量和中子相對質量取近似整數值之和。實例:相對原子質量為的核素35Cl的質量數為35。相對原子質量為的核素37Cl的質量數為37。元素的近似相對原子質

5、量是該元素各種天然同位素原子的質量數與其原子百分比的乘積之和。 實例：（1） Cl元素的兩種核素35Cl、37Cl的相對原子質量分別34.969和36.966，則35Cl和37Cl的關系是_同位素_。其質量數分別是_35_、_37_。（2） 若35Cl和37Cl在自然界的原子百分組成之比是31，則Cl元素的近似相對原子質量為_35_×3/4 + 37×1/4 =35.5_。三、原子核外電子的運動狀態 1、基態和激發態處于最低能量的原子叫做基態原子。當基態原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高能級，變成激發態原子。電子從較高能量的激發態躍遷到較低能量的激發態乃至基態時，將釋放

6、能量。不同元素的原子發生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發射光譜，總稱原子光譜。許多元素是通過原子光譜發現的。在現代化學中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。練習當氫原子中的電子從2p能級，向其他低能量能級躍遷時 ( )A. 產生的光譜為吸收光譜 B. 產生的光譜為發射光譜C. 產生的光譜線的條數可能是2 條 D. 電子的勢能將升高.2、電子云和原子軌道： 量子力學中：電子質量非常小，運動速度非常快，不可能同時準確測定電子運動的速度和空間位置，沒有確定運動軌道，只能采用統計的方法，作出幾率性的判斷。電子云是用小黑點的疏密表示在一定時間間隔

7、內電子在原子核外電子出現概率的統計。 其規律是：在離核近的地方小黑點密度大，表示電子在此出現的機會多；離核遠的地方小黑點密度小，表示電子出現的機會少。注意：氫原子電子云示意圖中的小黑點只是表示氫原子核外的一個電子曾經在這里出現過，而絕不是無數個電子在核外的運動狀態。常把電子出現的概率約為90%的空間圈出來，人們把這種電子云輪廓圖稱為原子軌道。原子軌道是用來描寫原子核外電子在空間運動狀態的圖象。S軌道是球形的；P軌道是紡錘形的有3個軌道，它們互相垂直分別以Px、Py、Pz為符號。能層序數越大，原子軌道的半徑就越大。四、核外電子的分層排布1、能層和能級在多電子原子中，電子的排布分成不同的能層，同一

8、能層的電子能量也可能不同，還可以分成不同的能級。電子層（能層）原子軌道類型（能 級）原子軌道數目最多容納電子數K（1）1s12L（2）2s 2p48M（3）3s 3p 3d918N （4）4s 4p 4d 4f1632O（5）5s 5p 5d 5f 5g2550(n)n 22n 2（1） 任一能層，能級數=能層序數（2） s、p、d、f的軌道數依次是1、3、5、7（3） s、p、d、f可容納的電子數依次是其軌道數1、3、5、7的兩倍（4） 各電子層最多容納的電子數為2n2個。（5） 最外層最多容納8個電子；次外層最多容納18個（若此外層為1或2，最多只能有2或8個電子）；倒數第三層最多只有32

9、個電子（若該層n=1，2，3，最多只能有2，8，18個電子）2、基態原子的電子排布的三個原理（1）能量最低原理：基態原子的核外電子排布遵循構造原理，電子總是優先排布在能量最低的原子軌道里，然后再依次進入能量逐漸升高的原子軌道，這樣使整個原子處于最低的能量狀態。構造原理： 三層以上的電子層中出現能級交錯現象，對核外電子排布的影響很大。規律：能量順序按照1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4 5d 6p 7s能量由低到高即按照ns (n-2)f (n-1)d np順序排列 能量高低1s<2s<3s 2p<3p<4p ns<np<

10、;nd<nf實例：17Cl的電子排布是1s22s22p63s23p5；若寫為1s12s22p63s23p6則違背了能量最低原理（2）泡利不相容原理：每個原子軌道上最多只能容納兩個電子，且自旋方向相反。實例：氮原子的軌道表示式是：1s 2s 2p1s 2s 2p 1s 2s 2p不能寫成 或 （3）洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道時，應盡可能分占不同的軌道并且自旋方向相同（或平行）。 1s 2s 2p 1s 2s 2p實例：氮原子的軌道表示式不能寫成： 或者洪特規則的特例：對于同一個能級當電子排布為全充滿、半充滿或全空時是比較穩定的。 全充滿：p6,d10,f14相對穩定的狀態 半

11、充滿：p3,d5,f7全空：p0,d0,f0實例：鉻 24Cr Ar3d54s1 銅 29Cu Ar3d104s1 3、核外電子排布的表示方法：（1）原子（離子）結構示意圖 實例：Cl原子 Cl-離子 （2）電子排布式：在能級符號的右上方用數字表示該能級上排布的電子數的式子。實例：氯：1s22s22p63s23p5 鈧：1s22s22p63s23p63d14s2（注：ns2 表示該原子核外的n能層數 的s能級有兩個電子）為避免電子結構過長，通常把內層已達到稀有氣體的電子層寫成“原子芯”（原子實），并以稀有氣體符號加方括號表示。 實例： 氯： Ne3s23p5 鈧： Ar 3d14s2價電子排布

12、式：只標出基態原子的外圍電子排布。 實例：氯：3s23p5 注意區別電子式和電子排布式 實例：11Na 的電子式為 Na· 電子排布式為1s22s22p63s1（3） 軌道表示法，它用一個圓圈或一個小方格表示一個原子軌道，在它們的下面或上面注明該軌道的能級，用向上或向下的箭頭表示電子的自旋狀態。軌道表示式：用方框表示原子軌道，框內的箭頭表示電子的式子。 1s 2s 2p實例：6C，排布為 Mg:五、原子結構與元素周期表1、 鮑林近似能級圖與周期表的關系： 能級組 周期 元素個數7 7 326 6 325 5 184 4 183 3 82 2 81 1 2近似能級圖：按原子軌道能量高低

13、順序排列的圖。 能級組：能量相近的能級劃為一組能級組內各軌道能量相近，不同能級組之間能量差別較大。能級組的劃分是造成元素周期表中元素劃分為周期的本質原因。、按原子序數遞增的順序從左到右排列；排列原則 、將電子層數相同的元素排成一個橫行； 、把最外層電子數相同的元素（個別除外）排成一個縱行。、短周期（一、二、三周期）2、元素周期表七主七副零和八三長三短一不全的結構 周期（7個橫行） 、長周期（四、五、六周期） 、不完全周期（第七周期）周期表結構 、主族（AA共7個） 族（18個縱行） 、副族（BB共7個）、族（8、9、10縱行）、零族（稀有氣體） 3、元素周期表分區幾個量的關系：（1）原子序數=

14、核電荷數=質子數 =核外電子數（2）周期序數=核外電子層數=能級組數，每周期元素數目=該能級組容納電子總數。（3）族的序數=特征電子數之和a.主族序數=最外層電子數=元素的最高正價數（F無正價，O一般也無正價）b. B到B和族的第一列：最高能級組中的電子總數=族數 如：鈧Ar 3d14s2B和B：最外層電子數=族數 如： 銅 29Cu Ar3d104s1 鐵Ar3d64s2（4） 非金屬元素|最高正價數|+|負價數|=8實例：已知某元素在周期表中位于第五周期、A族位置上。試寫出該元素的基態原子的電子排布式、元素的名稱、符導和原子序數。解：元素位于第五周期，故電子的最高能級組是第五能級組；元素是

15、A族的，故最外層電子數應為6，故有5s25p4；A族屬于p區，其4d一定是全充滿的。電子結構式為Kr4d105s25p4，元素名稱是碲，符導Te，核外共有52個電子，原子序數是52。3、周期表中部分規律總結（1）最外層電子數大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外層電子數為1或2的元素可能是主族、副族或0族（He）元素；最外層電子數為8的元素是稀有氣體元素（He例外）。（2）同周期第A與A族元素的原子序數：第13周期（短周期）元素原子序數相差1；第4、5周期相差11；第6、7周期相差25。（3）同主族相鄰元素的原子序數：第A、A族，上一周期元素的原子序數+該周期元素的數目=下一同期元素的原子序數；第AA族，上一周期元素的原子序數+下一周期元素的數目=下一周期元素的原子序數。（4）由序數確定位置的方法：2He ，10Ne,18Ar ,36Kr, 54Xe,86Rn縱列數=原子序數比其小而相近的稀有氣體元素的原子序數。 （5）除第族元素以外，原子序數為奇（或偶）數的元素，元素所在族的序數及主要化合價也為奇（或偶）數。（6）若主族元素族序數為m周期數為n,則當m/n<1時，為金屬