第5章　原子结构与元素周期牲

5.1　复习笔记

一、原子和元素

1．原子的组成和元素

（1）基本概念

①原子：一种电中性的粒子，是由一个带若干（Z）正电荷的原子核和Z个带负电荷的电子组成的；

②原子核：由Z个带单位正电荷的质子（p）和若干个中子（n）组成的紧密结合体，其直径不及原子的万分之一；

③原子序数：不同元素的原子按其质子数目由小到大排列的顺序数；

④异序同量素（同量素）：质量数相同而原子序数不同的元素，互称为异序同量素；

⑤核素

a．核素的定义

具有确定质子数目和中子数目的单核粒子称为核素。例如氢有三种核素，如表5-1所示。

表5-1  氢的同位素

b．核素的分类

根据来源和稳定性，可将核素分为稳定核素和放射性核素。放射性核素的原子核不稳定，能放出射线而蜕变成别的元素。

2．原子轨道能级

（1）定态轨道概念：氢原子中的电子是在氢原子核的势能场中运动，其运动轨道不是任意的，电子只能在以原子核为中心的某些能量确定的圆形轨道上运动。这些轨道的能量状态不随时间而改变，因而被称为定态轨道。电子在定态轨道上运动时，既不吸收也不释放能量。

（2）轨道能级的概念

①轨道的这些不同的能量状态，称为能级。

图5-1  氢原子轨道能级示意图

②在正常状态下，电子尽可能处于离核较近、能量较低的轨道上，这时原子所处的状态称为基态；

③在高温火焰、电火花或电弧作用下，基态原子中的电子因获得能量，能跃迁到离核较远、能量较高的空轨道上去，这时原子所处的状态称为激发态；

二、原子结构的近代概念

1．电子的波粒二象性

电子的波粒二象性是指电子在不同条件下分别表现出波动性或粒子性的量子行为。

2．概率

概率密度是指电子在原子核外空间某处单位体积内出现的概率。

3．量子数

（1）主量子数（n）

主量子数（n）可为零以外的正整数。其中每一个n值代表一个电子层，如表5-2所示：

表5-2

（2）副量子数（l）

副量子数（l）可为0到（n－1）的正整数。其中每一个值代表一个电子亚层，如表5-3所示：

表5-3

（3）磁量子数（m）

磁量子数（m）的取值决定于l值，可取（2l＋1）个从－l到＋l（包括零在内）的整数。每一个m值代表一个具有某种空间取向的原子轨道。

（4）自旋量子数（m_s）

自旋量子数只有或这两个数值，其中每一个数值表示电子的一种自旋方向（如顺时针或逆时针方向）。

三、原子中电子的分布

1．基态原子中电子分布原理

（1）泡利（Pauli）不相容原理

在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的电子存在，每一个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。

（2）能量最低原理

多电子原子处在基态时，核外电子的分布在不违反泡利原理的前提下，总是尽先分布在能量较低的轨道，以使原子处于能量最低的状态。

（3）洪德（Hund）规则

原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时，将尽可能单独分布在不同的轨道，而且自旋方向相同（或称自旋平行），这样分布时，原子的能量较低，体系较稳定。

2．多电子原子轨道的能级

（1）多电子原子轨道能级图

图5-2  近似能级图

（2）能级图分析

①各电子层能级相对高低为

②同一原子同一电子层内，对多电子原子来说，电子间的相互作用造成同层能级的分裂。各亚层能级的相对高低为

③同一电子亚层内，各原子轨道能级相同，如

④同一原子内，不同类型的亚层之间，有能级交错现象，例如：

3．基态原子中电子的分布

（1）核外电子填入轨道的顺序

图5-3  电子填入轨道顺序图

对于同一电子亚层，当电子分布为全充满、半充满或全空时，电子云分布呈球状，原子结构较稳定。

（2）基态原子的价层电子构型

①价电子所在的亚层统称价层；

②原子的价层电子构型是指价层的电子分布式，它反映出该元素原子电子层结构的特征；

③价层中的电子并非一定全是价电子；

4．简单基态阳离子的电子分布

（1）基态原子外层电子填充顺序：

（2）价电子电离顺序：

5．元素周期系与核外电子分布的关系

（1）区

①根据元素原子价层电子构型的不同，可以把周期表中的元素所在位置分成s、p、d、ds和f五个区（图5-4）。

图5-4  长式周期表元素分区示意图

②各区元素原子核外电子层分布的特点，如表5-4所示。

表5-4  各区元素原子电子分布特点

（2）族

①如果元素原子最后填入电子的亚层为s或p亚层的，该元素便属于主族元素；

②如果最后填入电子的亚层为d或f亚层的，该元素便属于副族元素，又称过渡元素（其中填入f亚层的又称内过渡元素）；

③书写时，以A表示主族元素，以B表示副族元素。

（3）元素原子核外电子分布与族数的关系

元素在周期表中的位置（周期、区、族），是由该元素原子核外电子的分布所决定的，如表5-5所示：

表5-5  元素原子核外电子分布与族数的关系

四、原子性质的周期性

1．原子半径

（1）原子半径的分类

①共价半径：两个相同原子形成共价键时，其核间距离的一半。

②金属半径：金属单质的晶体中，两个相邻金属原子核间距离的一半。

③范德华半径：在分子晶体中，分子之间是以范德华力结合的，相邻分子核间距的一半。

（2）原子半径在周期中的变化

①同一周期的主族元素，自左向右，随着核电荷数的增加，原子共价半径变化的总趋势是逐渐减小的；

②同一周期的d区过渡元素，从左向右过渡时，随着核电荷数的增加，原子半径只是略有减小；

③同一周期的f区内过渡元素，从左向右过渡时，原子半径减小的平均幅度更小。

（3）原子半径在族中的变化

①主族元素从上往下，原子半径显著增大；

②副族元素除钪分族外，从上往下原子半径一般略为增大，第五周期和第六周期的同族元素之间，原子半径非常接近。

2．电离能和电子亲合能

（1）电离能（I）

①定义：气态原子要失去电子变为气态阳离子（即电离），必须克服核电荷对电子的引力而消耗能量，这种能量称为电离能（I），其单位常采用kJ·mol^－1。

②原子第一电离能（I₁）：由基态（能量最低的状态）的中性气态原子失去一个电子形成气态阳离子所需要的能量。

③原子第二电离能（I₂）：由氧化数为＋1的气态阳离子再失去一个电子形成氧化数为＋2的气态阳离子所需要的能量。

④元素原子的电离能的规律

a．元素原子的电离能越小，原子就越易失去电子；

b．同一周期主族元素，从左向右过渡时，电离能逐渐增大。副族元素从左向右过渡时，电离能变化不十分规律；

c．同一主族元素从上往下过渡时，原子的电离能逐渐减小。副族元素从上往下过渡时，电离能变化不十分规律。

（2）电子亲合能（E_A）

①定义：元素原子的第一电子亲合能是指一个基态的气态原子得到一个电子形成气态阴离子所释放出的能量。

②电子亲合能的一般规律

a．元素原子的电子亲合能一般为负值；

b．唯稀有气体和ⅡA原子的第一电子亲合能为正值；

c．所有元素原子的第二电子亲合能都为正值；

d．元素原子的第一电子亲合能代数值越小，原子就越容易得到电子；

3．电负性（χ）

（1）电负性定义：分子中元素原子吸引电子的能力，称为电负性。

（2）元素原子电负性的变化规律

①同一周期从左向右电负性逐渐增大；

②同一主族，从上往下电负性逐渐减小；

③副族元素原子，ⅢB～VB族从上往下电负性变小，VIB～ⅡB族从上往下电负性变大。

4．元素的氧化数

（1）主族元素的氧化数

主族元素（F、O除外）的最高氧化数等于该原子的价电子总数（亦即族数）。如表5-6所示，随着原子核电荷数的递增，主族元素的氧化数呈现周期性的变化。

表5-6  主族元素的氧化数与价电子数的对应关系

（2）副族元素的氧化数

ⅢB～VIIB族元素最高氧化数也等于价电子总数，如表5-7所示。但是IB和Ⅷ族元素的氧化数变化不规律；ⅡB族的最高氧化数为＋2。

表5-7  ⅢB-ⅦB族元素最高氧化数与价电子数的对应关系

5．元素的金属性和非金属性

（1）在化学反应中，某元素原子如果容易失去电子变为低正氧化数阳离子，就表示它的金属性强；若容易得到电子变为阴离子，就表示它的非金属性强。

（2）元素金属性和非金属性的强弱判定

①元素原子的电离能越小或电负性越小，元素的金属性越强；

②同一周期的元素，由左向右过渡，元素原子的电负性增大，元素的金属性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐增强；

③同一主族的元素由上往下过渡，元素原子的电负性减小，元素的金属性逐渐增强，元素的非金属性逐渐减弱；

④副族元素由上往下，IIIB～VB族电负性减小，金属性增强，VIB～ⅡB族电负性增大，金属性减弱。