高中化学选修3原子结构及习题

第一章第一章 原子结构与性质原子结构与性质 一一. .原子结构原子结构 1 1、、能级与能层 能级与能层 电子云电子云 用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子 云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电 子云密度越小. 电子层（能层）电子层（能层） 根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同 的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）原子轨道（能级即亚层） 处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子 轨道上运动，分别用 s、p、d、f 表示不同形状的轨道，s 轨道呈球形、p 轨道呈哑铃形 2 2、原子轨道、原子轨道 3 3、原子核外电子排布规律、原子核外电子排布规律 （（1 1）构造原理）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下图顺序填入 核外电子运动轨道（能级） ，叫做构造原理。 原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道亚层和自旋方向来进行描述. 能级交错能级交错由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交 错。 （（2 2）能量最低原理）能量最低原理电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. （（3 3）泡利（不相容）原理）泡利（不相容）原理一个轨道里最多只能容纳两个电子，且自旋方向相反（用“↑ ↓”表示） ，这个原理称为泡利原理。 （（4 4）洪特规则）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， 这个规则叫洪特规则。 比如， p3 的轨道式为↑ 而不是↑↓ ↑。 ↑↑ ， 洪特规则特例在等价轨道的全充满（ p6、d10、f14） 、半充满（ p3、d5、f7） 、全空时p0、 d0、f0的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如 24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1。 前 36 号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态 的有7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有 10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。 4 4、基态原子核外电子排布的表示方法、基态原子核外电子排布的表示方法 （（1 1）电子排布式）电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数， 这就是电子排布式， 例如 K 1s22s22p63s23p64s1。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐， 把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以 相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K[Ar]4s1。 （（2 2）电子排布图）电子排布图 轨道表示式轨道表示式 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为 二、原子结构与元素周期表二、原子结构与元素周期表 1 1、原子的电子构型与周期的关系、原子的电子构型与周期的关系 （1）每周期第一种元素的最外层电子的排布式为 ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布 式除 He 为 1s2 外，其余为 ns2np6。He 核外只有 2 个电子，只有 1 个 s 轨道，还未出现 p 轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。 （2）一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一 定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。 2 2、元素周期表的分区、元素周期表的分区 （根据核外电子排布）（根据核外电子排布） ①分区②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 ③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。 如某元素的外围电子排布为 4s24p4，由此可知，该元素位于 p 区，为第四周期ⅥA 族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素副族与第 Ⅷ族的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数镧系、锕系除外。 三、元素周期律三、元素周期律 1 1、电离能、电负性、电离能、电负性 （1）电离能电离能指气态原子或离子失去1 个电子时所需要的最低能量， 第一电离能是指电中 性基态原子失去 1 个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，常用符号 I1表示，单 位为 kJ/mol。第一电离能数值越小，原子越容易失去1 个电子。 元素第一电离能的周期性变化元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化 ★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金 属的第一电离能最小； ★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势. 元素第一电离能的应用元素第一电离能的应用 用来比较元素的金属性的强弱.I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱. （2）元素的电负性电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小（即元素的原子在 分子中吸引电子对吸引电子对的能力的能力） 。以氟的电负性为 4.0，锂的电负性为 1.0 作为相对标准,得出了 各元素的电负性。 ★电负性的应用电负性的应用 ①判断元素的金属性和非金属性及其强弱（表征原子得电子能力强弱） ②金属的电负性一般小于1.8， 非金属的电负性一般大于1.8， 而位于非金属三角区边界 的“类金属”如锗、锑等的电负性则在 1.8 左右，它们既有金属性，又有非金属性。 ③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，越活泼。 ④★同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。 2 2、原子结构与元素性质的递变规律、原子结构与元素性质的递变规律 3 3、对角线规则、对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相 似的，如 第一章原子结构与性质 第一节原子结构 考查点一考查点一能层、能级、构造原理能层、能级、构造原理 1．下列说法中正确的是。 A．同一原子中，1s、2s、3s 电子的能量逐渐减小 B．同一原子中，2p、3p、4p 能级的轨道数依次增多 C．能量高的电子在离核近的区域运动，能量低的电子在离核远的区域运动 D．各能层含有的能级数为 nn 为能层序数 2．下列说法中正确的是。 A．1s22s12p1表示的是激发态原子的电子排布 B．3p2表示 3p 能级有两个轨道 C．同一原子中，3d 轨道的能量小于 4s 轨道的能量 D．同一原子中，2p、3p、4p 电子的能量逐渐减小 3．比较下列多电子原子的能级的能量高低 12s____3s 33p____3s 22s____3d 44f____6f 考查点二考查点二核外电子排布规律核外电子排布规律 4．主族元素原子失去最外层电子形成阳离子，主族元素的原子得到电子填充在 最外层形成阴离子。下列各原子或离子的电子排布式错误的是。 A．Ca2＋1s