化学自习室移动版

物质的组成和结构决定了物质的性质和变化。物质性质的改变，是物质的组成和结构发生了变化的结果。元素的原子结构决定了物质的性质，分子的组成和结构决定了物质的性质，晶体的组成和结构也决定了物质的性质。

一、原子结构

1、原子的诞生

宇宙中H占88.6%，He为氢的1/8。其它元素由H和He融合而成。金属元素(不包括人工合成的元素)72种，非金属元素(包括稀有气体)22种。

2、核外电子运动状态的四个决定因素：能层、能级、轨道、自旋方向。

原子的核外电子决定了化学性质，实际上是指原子核外每一个电子的运动状态决定了化学性质。而一个核外电子的运动状态由这四个因素决定。

(1)能层：即电子层，电子所在的层。按电子的能量差异，分为不同的能层。

能层分为K、L、M、N、O、P、Q……，表示第一、二、三、四、五、六、七……能层。

第n层上最多能容纳2n²个电子。K、L、M、N、O、P、Q能层上分别最多能容纳2、8、18、32、50、72、98。

(2)能级：又叫亚层，是指同一能层上的电子，能量也可能不同，根据能量不同分为不同能级。

能级分为s、p、d、f……。第n能层上的能级分别为ns能级、np能级、nd能级、nf能级……。

K能层上有一个能级，1s能级。

L能层上有两个能级，2s能级、2p能级。

M能层上有三个能级，3s能级、3p能级、3d能级。

N能层上有四个能级，4s能级、4p能级、4d能级、4f能级。

……

每个能级上最多能容纳的电子数分别为：

s能级2个、p能级6个、d能级10个、f能级14个……(1、3、5、7……的二倍)。

不同能层的同一种能级容纳的最多电子数相同。

同一能层且同一能级上的电子的能量相同。

(3)轨道：每个能级上的电子，又有可能处在不同的轨道。

轨道指的是电子在原子核外的一个空间运动状态。每一轨道上最多容纳能两个电子。

s能级上，有一个轨道，ns轨道。

p能级上，有三个轨道，np_x轨道、np_y轨道、np_z轨道。

d能级上，有五个轨道。

f能级上，有七个轨道。

同一轨道上的电子，空间运动状态相同。

下面是1s、2p、3d能级上各轨道的电子云轮廓图：

电子云：电子的运动轨道实际上是电子云。电子云是电子在空间中出现的概率密度分布的形象描述。我们常用电子云轮廓图来代替电子云。

电子云轮廓图的绘制(取概率90%)

1s轨道的电子云是球形的。2p轨道的电子云是哑铃形的。

整个2p能级三个轨道

合起来的电子云轮廓图

(4)自旋方向：同一轨道内最多容纳自旋方向不同的两个电子。

注意区别电子的空间运动状态和运动状态：

电子的空间运动状态，是指电子所在的轨道。

电子的运动状态，除指电子所在的轨道外，还包括电子的自旋方向。

每个电子的运动状态是唯一的。而电子的空间运动状态，最多有两个是相同的。

3、核外电子排布的几个规则：构造原理、能量最低原理、泡利原理、洪特规则

这几个规则解释了原子的核外电子排布规律的原因。

(1)构造原理：原子核外电子在增加时，按下图所示的顺序依次填充，这个规律叫构造原理。

填充顺序为：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p。

(2)能量最低原理

原子的电子排布一般遵循构造原理，这样能使原子的能量处于最低状态，叫能量最低原理。

注意，d能级的半充满，全充满能量更低，更稳定。如铬和铜等。此时电子排布不遵循构造原理，但遵循能量最低原理。实际上p能级的半充满、全充满，S能级的全充满，都使原子变得能量更低，更稳定。所以才出现了元素周期表的周期性变化及细节上的规律性变化。

(3)泡利原理

在一个原子轨道里，最多能容纳两个电子，且它们的自旋方向相反，叫泡利原理。

(4)洪特规则

当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。叫洪特规则。如氮的三个2p轨道。

4、电子的电子排布式、电子排布图

(1)电子排布式：根据构造原理的电子填充规则，用能级及所容纳的电子数来描述原子的电子排布的式子。例如Na的电子排布式：1s²2s²2p⁶3s¹，简写为[Ne]3s¹。

写法是：依次写出每一个能级，并在能级的右上角标上该能级的电子数。

注意，按能层的顺序写，不能按填充顺序写。

例如，21号元素钪Sc的电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹4s²，注意最后两个能级。填充顺序是4s→3d，书写顺序是3d→4s。

由于d能级的半充满，全充满能量更低，更稳定，铬和铜的电子排布式特殊。24号元素铬Cr，电子排布式为[Ar]3d⁵4s¹，不是[Ar] 3d⁴4s²。29号元素铜Cu，电子排布式为[Ar]3d¹⁰4s¹，不是[Ar] 3d⁹4s²。

(2)电子排布图

用方框表示原子轨道，在方框内用箭头表示电子及自旋方向，按能级从低到高的顺序作的图。S的电子排布图：

画法是：横向写出每一个能级，在对应的下面画出方框，一个方框代表能级中的一个轨道，同一能级的轨道画到一起，根据能量最低原理、洪特规则和泡利原理在每个方框中用箭头画出电子。

5、原子的基态、激发态、光产生的原因、原子光谱。

(1)基态原子：处于最低能量状态的原子。上面的规律都是针对的基态原子。

(2)激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高的能级，此时的原子叫激发态原子。

(3)光产生的原因：当电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态甚至基态时，放出能量。光是电子释放能量的重要形式。我们看到的可见光，都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。

(4)原子光谱：包括发射光谱和吸收光谱。

①发射光谱，是原子中的电子从高能量状态跃迁到低能量状态时，会释放出一些特殊频率的光线，被光谱仪摄取得到的光谱。

锂、氦、汞的发射光谱

不同元素的原子的发射光谱是不同的，可以用发射光谱来判断元素。

②吸收光谱，是当连续光谱经过原子时，原子中的电子吸收一部分不同频率光子的能量，发生从低能量能级到高能量能级的跃迁，导致光谱变得不连续的现象，被光谱仪摄取得到的光谱。

锂、氦、汞的吸收光谱

不同元素的原子的吸收光谱也是不同的，可以用吸收光谱来判断元素。

二、原子结构与化学性质之间的关系

1、原子结构与元素周期表

元素周期表中原子的化学性质的周期性变化，是因为原子结构中的能层和能级在呈周期性变化。

元素周期表中的元素排列顺序可以用电子的能级来进行更细致地解释。

从能级的角度对元素周期表进行分区，会分为s区、p区、d区、ds区、f区。

s区：最外能层上只有s能级的1－2个电子的元素，次外层上没有d能级。

p区：最外能层上有s能级的2个电子和p能级上的1－6个电子的元素。

d区：最外能层上有s能级的2个电子，次外层有d能级上1－8电子的元素。个别例外。

ds区：最外能层上有s能级的1－2个电子，次外层d能级上10电子。个别例外。

f区：最外能层上有能级的1－2个电子，次外层d能级上1电子或没有，倒数第三层f能级上1－14电子。个别例外。

在元素周期表中，每个区中的元素的原子在发生氧化还原反应时，实际上就是上面提到的能级的电子在发生变化。反应能力也是由这些电子的是否容易变化决定。

比如Fe，位于d区，电子排布式为[Ar]3d⁶4s²。它的4s²上的两个电子，在氧化还原反应中易失去，所以Fe在反应过程中常显示为＋2价。它的d能级失去一个电子后会出现半充满，处于低能量的稳定状态，所以还可以较容易失去一个电子，显示为＋3价。

2、元素周期律

元素周期律中关于化学性质的得失电子规律，金属性、非金属性规律，都可以用下面的原子半径、电离能、电子亲合能、电负性的规律性变化来解释。

(1)原子半径的规律性变化原因

①能层数：越多，半径越大。②核电荷数：越多，半径越小。

同一周期从左到右半径变小，核电荷数变大起主要作用。

同一主族从上到下半径变大，能层数变多起主要作用。

原子半径对原子化学性质的解释：

对于同周期元素来说，核电荷数的增加，导致核对核外电子作用力的增大，原子半径减小。而原子半径的减小，进一步增大了核对核外电子的作用力。这导致最外层电子失去更加困难，金属性越来越弱。

对于同主族元素来说，能层增多，导致原子半径剧烈变大。核电荷数增加造成的核对最外层电子的作用力变大的影响，比不上原子半径增大造成核对最外层电子的作用力变小的影响。这导致了同主族元素从上到下，电子越来越容易失去，金属性越来越强的规律。

(2)电离能

气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫第一电离能。如Na(g)－e^-→Na^＋(g)ΔH=＋496kJ/mol

①在同一周期中，从左到右，第一电离能越来越高。

原因是核电荷数变大，原子半径变小，核对电子的作用力变大，电子越来越不容易失去。

②但有特殊。

Be＞B、Mg＞Al、Zn＞Ga：这与s能级的全充满更稳定有关。

N＞O、P＞S、As＞Se：这与p能级的半充满更稳定有关。

③在同一主族，从上到下，第一电离能越来越低。

原因是能层变大，原子半径变大，核对电子的作用力变小。

④金属的价电子是n，最高正价是＋n，原因是第n＋1电离能比第n电离能会高出很多，很难再失去第n＋1个电子。如Al的价电子是3，最高正价是＋3，在各种化合物中显＋3价。它的第四电离能比第三电离能高很多，很难失去第四个电子，所以也可以通过原子的各级电离能的变化推理原子的最高价态。

⑤电离能与金属性有一定对应关系。一般来说，电离能越大，失电子越难，金属性越差。

(3)电子亲和能(教材中没有，但补充一下，会明白电负性不是电子亲和能)

气态电中性基态原子得到一个电子转化为气态基态负离子所释放的最低能量叫第一电子亲和能。如Cl(g)＋e^-→Cl^－(g)ΔH=－348kJ/mol。

电子亲和能越大，说明原子越容易得到电子，对应的非金属性越强。

同周期元素的原子从左到右，电子亲和能在变大。

电离能和电子亲和能都是针对形成原子形成单原子离子而言。对于形成离子键，还需要释放离子键的键能。对于形成离子型晶体而言，还需要释放更多的离子键键能(合起来又叫晶格能)。

(4)电负性

键合电子，是指形成化学键的电子，如共价键中的共用电子对。

电负性描述不同元素对键合电子的吸引力的相对大小。主要针对共用电子对和共价键而言。(但也包括一些离子键，很多离子键并非严格意义上的离子键，都带有一定的共价成分)

①以氟的电负性为4.0作为相对标准。

②金属性越强的，电负性越小。非金属性越强的，电负性越大。稀有气体未计。

③同一周期，从左到右，电负性变大。原子对键合电子的吸引能力变强，键合电子更偏向于该原子，在化合物中易显负价。在原子形成化合物时显示为非金属性变强。

同一主族，从上到下，电负性变小。原子对键合电子的吸引能力变弱，键合电子更偏离于该原子，在化合物中易显正价。在原子形成化合物时显示为非金属性变弱。

④电负性比1.8小很多的，一般为金属。电负性比1.8大很多的，一般为非金属。电负性在1.8左右的，既有金属性，又有非金属性。(《无机化学》宋天佑版采用的是2.0)

⑤电负性差量大于1.7的，易形成离子键。小于1.7的，易形成共价键。有一些例外。

⑥对角线规则：某些主族元素与右下角的主族元素的有些性质是相似的。

Li和Mg在空气中燃烧都生成氧化物。Be和Al的氢氧化物都显两性。b和Si的最高价含氧酸都比碳酸弱，对应的含氧酸盐都能形成玻璃。

三、玻尔当年如何进行氢原子的电子跃迁时的能量变化计算和光的频率计算(竞赛类学生或对物理、数学感兴趣的学生看)

1、如何计算－13.6eV

氢原子只有一个电子，在电子在K层上时氢原子的基态能量为－13.6eV。

利用的是物理经典力学中电子绕核旋转时的库仑力=离心力：Ke²/r²=mv²/r，解得电子的动能Ek为Ke²/2r。又电子的势能Ep为－Ke²/r，根据E=Ek＋Ep，得到氢原子的基态能量E₁为－Ke²/2r。

将K=9×10⁹N·m²/C²，E=1.6×10^－19C，K能层的轨道半径r=5.3×10^－11m代入，

E=－[(9×10⁹N·m²/C₂)×(1.6×10^－19C)²]/(2×5.3×10^－11m)

=－2.176×－18J=－13.6eV

2、能量变化计算

当电子跃迁到其它能层上时，能层轨道半径为n²r，氢原子此时的激发态能量为－13.6eV/n²，无穷远处为0eV。

当电子从高能层到低能层跃迁时，能量变化为E=13.6V(1/n^2－1/n'²)。(n＜n')

3、光的频率计算

根据光子的能量公式E=hν，求得光的频率ν=E/h。

例如，若电子从L层跃迁到M层，E=13.6v(1/4－1/9)=13.6×1.6×10^－19J×0.139=3.02×10^－19J。

ν=(3×10^－19J)/(6.626×10^－34Js)=4.56×10¹⁴s^－1

波长λ=c/ν=(3×10⁸m/s)/(4.56×10¹⁴s^－1)=6.565×10^－7m=656.5nm

而可见光的频率在(红)4·2×10¹⁴~7.8×10¹⁴s^－1(紫)，所以释放出红色光。

【练习】

1、物质的          和          决定了物质的性质和变化。           结构决定了物质的性质，         结构决定了物质的性质，              结构决定了物质的性质。

2、宇宙中的其它元素主要由          和              融合而成。

3、核外电子的运动状态主要有四个决定因素：          、           、            、                 。

4、画出51号元素的原子结构示意图：                。

5、N能层上有哪几个能级：              。N能层上最多能容纳个                 电子。d能级上最多能容纳           个电子。

6、p能级上有           、               、                 三个轨道。同一轨道中最多能容纳           个电子，且自旋方向 。

7、1s轨道的电子云是             形的，2p轨道的电子云是             形的。

8、写出构造原理中的能级填充顺序：                  。

9、写出O的电子排布式：              ，电子排布图：                     。

10、写出铬和铜的简化电子排布式：                   ，                     。

11、铬的电子排布式不符合                  ，符合                  。(构造原理或能量最低原理)

12、原子从激发态跃迁到基态产生被光谱仪摄取的光谱叫                  。用原子光谱可以测定                   。

13、元素周期表中，p区元素是指哪些元素。ds区元素是指哪些元素。                       (用能级描述)

14、原子半径的决定因素有                 和               。                越大，原子半径越大。

15、电离能越大，失电子越，金属性越。比较下列原子的第一电离能：

Na        Mg，Mg            Al，P           S，S          Cl，Na          K，Cl               Br。

16、电负性越大的元素的非金属性越。比较下列原子的电负性：Na           Mg，S         Cl，Na           K，Cl          Br。F的电负性是             。电负性比            小很多的，一般是金属。

17、对角线规则是指某些主族元素与的有些性质是相似的。如Be的氢氧化物与            相似，显                性。

【练习答案】

1、组成，结构，原子，分子，晶体。

2、氢，氦

3、能层，能级，轨道，自转方向。

4、

5、s、p、d、f，32，10。

6、px，py，pz，2，相反。

7、球，哑铃

8、1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p。

9、1s²2s²2p⁴，

10、[Ar]3d⁵4s¹，[Ar]3d¹⁰4s¹。

11、构造原理，能量最低原理。

12、发射光谱。哪种元素。

13、最外能层上有s能级的2个电子和p能级上的1－6个电子的元素。最外能层上有s能级的1－2个电子，次外层d能级上10电子。

14、核电荷数，能层数，能层数。

15、困难，差。＜，＞，＞，＜，＞，＞。

16、强。＜，＜，＞，＞。4.0，1.8。

17、右下角的主族元素，铝的氢氧化物，两。