高中化学竞赛辅导资料(精编版) 27页

真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 2 化学竞赛辅导资料 （ 全 国 初 赛 专 辑 ） 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 3 第一节原子结构与化学键 一．原子核外电子的排布 现代原子结构理论认为，电子在原子核外高速运动，而且没有一定的轨道，所以，电子 在核外运动时就像一团带负电荷的云雾笼罩着带正电荷的原子核，因此，通常把核外电子的 运动比喻为电子云。原子结构理论进一步指出，核外电子是在不同层上运动，这些层叫做电 子层；电子层又分为若干亚层；亚层还有不同的轨道；而在每个轨道中运动的电子还有两种 不同的自旋。电子层、亚层、轨道、自旋四个方面决定了一个核外电子的运动状态。 不同元素的原子核外有不同数目的电子，这些电子是怎样在原子核外不同的电子层、亚 层和轨道中排布的？原子结构理论指出，电子在原子核外的排布遵循三条规律，即泡利不相 容原理、能量最低原理和洪特规则三条规律可以写出不同元素的电子排布式。 以上是对核外电子运动和排布的概括叙述。这一部分内容还应着重了解以下几点： 1．关于电子云的含义 电子云是一个形象的比喻，是用宏观的现象去想象微观世界的情景，电扇通常只有三个 叶片，但高速转起来，看到的却是一团云雾，像是叶片化成了云雾；电子在核外运动速度极 高，而且没有一定的轨迹，因而可以在想象中“看”到电子的运动“化”成了云雾，一团带 负电荷的云雾。因此电子云不是实质性的云雾，不能理解为由无数电子组成的云雾。应该指 出，氢原子核外只有一个电子，也仍可以用电子云来描述。 电子云常用由许多小黑点组成的图形表示。小黑点密集的地方表示在该处的单位体积 内，电子出现机会较多（或称为几率密度较大）。电子云图中单独一个小黑点没有任何意义。 2．关于电子层、亚层、轨道的意义 ①电子层——表示两方面意义：一方面表示电子到原子核的平均距离不同，另一方面表 示电子能量不同。K、L、M、N、O、P……电子到原子核的平均距离依次增大，电子的能量 依次增高。 ②亚层——也表示两方面意义：一方面表示电子云形状不同，s 电子云是以原子核为中 心的球形，p 电子云是以原子核为中心的无柄哑铃形，d 和 f 电子云形状更复杂一些；另一方 面，表示能量不同，s、p、d、f 电子能量依次增高。 ③轨道——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。关于轨道的含义可以这样理解。轨道是指一个立体的空间；是原子核外电子云 所占据的特定的空间；这个空间的大小、形状分别由电子层、亚层决定。除了 s 电子云是球 形外，其余亚层的电子云都有方向，有几个方向就有几个特定空间，即有几个轨道。所以， 轨道可以说是原子核外每个 s 亚层和其余亚层的每个方向上的电子云所占据的特定的空间。 每一个原子核外都有许多电子层、亚层，因此，每个原子核外都有许多轨道。 p、d、f 亚层的电子云分别有 3 个、5 个和 7 个伸展方向。因而分别有 3、5、7 个轨道： 3 个 p 轨道 、5 个 d 轨道和 7 个 f 轨道。它们的能量完全相同；电子云形状也基本相同。 3．能级的概念 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 4 在电子层、亚层、轨道和自旋这四个方面中，与电子能量有关的是电子层和亚层。因此， 将电子层和亚层结合起来，就可以表示核外电子的能量。核外电子的能量是不连续的，而是 由低到高象阶梯一样，每一个能量台阶称为一个能级。因此，1s、2s、2p……分别表示一个 能级。 4．氢原子和多电子原子核外的能级 有同学认为，氢原子只有一个电子，因而只能有一个电子层。其实，正确的说法是，氢 原子像其它所有原子一样，可以有许多电子层，电子层又分为若干亚层和轨道。只是在通常 条件下，氢原子的这一个电子处于能量是低的 1s 轨道，这种状态叫基态；当电子从外界吸收 能量以后，氢原子的这一个电子可以跃迁到能量较高的能级。氢原子核外能级由低到高的顺 序是：1s<2s<2p<3s<3p<3d <4s<4p<4d<4f<5s…… 但是，对核外有多个电子的原子来说，核外能级的顺序就与氢原子不同了。一般来说， 多电子原子核外能级由低到高的顺序是：1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p……这种现象 叫做能级交错现象。 5．电子排布式和轨道表示式 根据原子核外排布电子的三条规律，可以写出各种元素核外电子的排布情况。核外电子 排布情况有两种表示方法：电子排布式和轨道表示式。 ①写电子排布式时，先按由低到高的顺序排列出核外电子的能级，然后根据泡利不相容 原理和能量最低原理向各个能级填充电子。错误的电子排布式不是违背了泡利不相容原理， 就是违背了能量还低原理。例如将某元素原子的电子排布式写为 1s22s22p33s1 就是违背了能量 最低原理，写成 1s22s32p3 就是违背了泡利不相容原理。 电子排布式中最有意义的是外层电子的排布，内层可以用所谓“原子实”代替。原子实 是该元素电子排布式中相当于上周期惰性气体原子的部分。例如：Cl 元素的电子排布式的略 写式为[Ne]3s23p5。连原子实也不写的电子排布式叫做原子的特征电子排布或价电子排布。对 个副族元素来说，特征电子排布就是最外层电子排布加上外层 d 电子（或 f 电子）排布。中 学课本上称为外围电子排布。 ②轨道表示式是用方框或圆圈表示轨道，在每个轨道内用向上、向下的箭头表示自旋不 同的电子。写轨道表示式要特别注意不要违背洪待规则。 6．关于洪特规则的特例 洪待规则是电子在等能量轨道上排布时遵循的规律。它指出电子在等能量轨道（如三个 p 轨道）上排布时，将尽可能占满所有轨道，并且自旋方向相同。这样排布的原因是这种排 布使整个原子的能量最低。将洪特规则推广开来，人们总结出，当等能量轨道半满（p3、d5、 f7）、全满（p6、d10、f14）以及全空（p0、d0、f0）时，都可使原子整体能量处于相对较低的状 态。这是洪特规则的特例。正因为如此，铬的特征电子排布变为 3d54s1（而不是 3d44s2）。 二．周期表中元素性质的递变规律 中学化学课本中对元素的金属性和非金属性，元素的化合价，原子半径等的递变规律作 了较为详细的说明，这里再补充几个元素的性质。 1．电离势 对于多电子原子，使处于基态的气态原子变成＋1 价气态阳离子所需要的能量，称为第 一电离势，常用符号 I1 表示。以＋1 价的气态阳离子再失去一个电子变成＋2 价的气态阳离 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 5 子所需要的能量称为第Ⅱ电离势，用 I2 表示，依次类推，有第Ⅲ电离势 I3 等等。 电离势特别是第一电离势反映了单个原子失去电子能力的大小。元素的原子电离势越 小，说明它越容易失去电子，其金属性越强。 对于多电子原子来说，各级电离势的大小顺序是 I1