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第一章 原子結構與性質 第二節 《原子結構與元素的性質》（上）
第一章 原子結構與性質 第二節 《原子結構與元素的性質》（下）
一．原子核外電子的運動特徵
原子核外的電子是既不能靜止不動也不能像行星繞太陽一樣，在確定的軌道上做圓周運動，原子核外的電子的運動有以下特徵（相對於宏觀物體而言）：
①電子質量小（10－31Kg）帶負電，運動的空間範圍小（10－10m），運動的速度極快（接近光速）。
②無確定的軌道；不能描畫其運動軌跡；不能同時準確地測定電子在某一時刻所處的位置和運動的速度（海森堡-Heisenberg測不準原理）；僅能指出它在原子核外空間某處出現機會的多少（用電子云表示）。
③電子云能表示什麼？
A．電子云是電子在核外某一區域的單位體積內出現的機率大小分布的一種形象化的描述方法；
B．每一個小黑點不是代表一個電子，而是代表一個電子的一個可能的瞬間位置。
Ｃ．離核愈近（遠），電子在單位體積空間出現的機會愈多（少），電子云密度（機率密度）越大（小）；
Ｄ．電子云是用統計方法對電子運動規律的描述；
④核外電子運動的波粒二象性：
粒子性的體現：具有一定質量高速運動的帶電粒子；
波動性的體現：電子能夠發生衍射實驗
二、核外電子運動狀態的描述
核外電子的運動狀態是由是由四個變量（或四個量子數：n、l、m、m s）來描述的。
１．電子層數（主量子數）n：表示的是核外電子距原子核的平均距離。
n = 1, 2, 3, 4, 5……（只能取正整數），電子層符號： K, L, M, N……電子層能量：K<L<M<N<O……
２．電子亞層（角量子數）l：表示的是電子云的形狀，不同的電子亞層能量不同。
l = 0, 1, 2, 3 ……, n－1。（取值受n的限制），
電子亞層符號：s, p, d, f, g…… 電子亞層能量：s< p< d< f<g
３．電子云的伸展方向數（磁量子數）m：不同形狀的電子云在空間的伸展方向數是不同的。
m = 0, ±1, ±2, ……, ±l。（取值受 l的限制）
s電子云（m = 0），球形；
p電子云（m = 0, ±1），亞鈴形，有三個方向 px py pz （稱三個簡併軌道，即能量相同的軌道）。
d 電子云（m = 0, ±1, ±2）有五個方向dxy dxz dyz dx2-y2 dz2 （稱五個簡併軌道，即能量相同的軌道）
f 電子云（m = 0, ±1, ±2, ±3）有七個方向。
４．電子的自旋方向（自旋量子數）ms：電子不僅在核外空間不停的運動，而且還作自旋運動，自旋狀態共有兩種，順時針「↑」和逆時針「↓」。
三、運動狀態數（或軌道數）與四個變量間的關係
電子層數（n）
電子亞層（l）
軌道表示
軌道數
最多能容納的電子數(狀態數)
１
s(l=0)
1s
1
2
２
s(l=0), p(l=1)
2s,2p(2px, 2py, 2pz)
1+3＝4＝22
2×22=8
３
s(l=0), p(l=1), d(l=2)
3s,3p(3px, 3py, 3pz),
3d(3d xy, 3dxz, 3dyz, 3dx2-y2, 3 dz2)
1+3+5＝9＝32
2×32=18
４
s(l=0), p(l=1), d(l=2), f(l=3)
4s(1個),4p(3個), 4d(5個), 4f(7個)
1+3+5+7＝16＝42
2×42=32
n
n2
2×n2=2 n2
三、幾個小規律
1．軌道的能量由電子層（n）和電子亞層（l）決定；
n越小軌道能量越低，n確定時，l值越小電子亞層的能量也越低。
2．原子軌道數由n、l和m決定；
n＝1時，只有一個軌道，即1s；
n＝2時，有四個軌道，即2s（1個）, 2p（3個）；
n＝3時，有9個軌道，即3s（1個）, 3p（3個）, 3d（5個）；
n＝n時，有n2個軌道；
3．電子運動狀態數由n、l、m和ms決定，即第n電子層上共有2 n2種不同的運動狀態。
例題1：下列說法是否正確？如不正確，應如何改正？
（1）s電子繞核旋轉，其軌道為一圓圈，而p電子是走∞字形。
（2）主量子數為1時，有自旋相反的兩條軌道。
（3）主量子數為3時，有3s、3p、3d、3f四條軌道。
分析：本題是涉及電子云及量子數的概念題。必須從基本概念出發，判斷正誤。
解（1）不正確。因為電子運動並無固定軌道。應改正為：s電子在核外運動電子云圖像是一個球體，其剖面圖是個圓。而p電子云圖是一個紡錘體，其剖面圖是∞形。
（2）不正確。因為n = 1，l = 0 ，m = 0，只有一個1s原子軌道。應改為：主量子數為1時，在1s原子軌道中有兩個自旋相反的電子。
（3）不正確。因為n = 3 時，l只能取0、1、2，所以沒有3f。另外3s、3p、3d的電子云形狀不同，3p還有m = 0、1三種空間取向不同的運動狀態，有3個原子軌道，3d有m = 0、1、2五種空間取向，有5個原子軌道。因此應改為：主量子數為3時，有9個原子軌道。
四、核外電子的排布規律
1、能量最低原理：
（1）電子總是儘先排在能量最低的軌道，而後依次進入能量較高的軌道。
（2）軌道能量高低順序：按照n+0.7l的大小順序排列
規律解釋：
①屏蔽效應和有效核電荷
在多電子原子中，一個電子不僅受到原子核的引力，而且還要受到其他電子的排斥力。這種排斥力顯然要削弱原子核對該電子的吸引，可以認為排斥作用部分抵消或屏蔽了核電荷對該電子的作用，相當於使該電子受到的有效核電荷數減少了。我們把由於其他電子對某一電子的排斥作用而抵消了一部分核電荷，使該電子受到的有效核電荷降低的現象稱為屏蔽效應。一個電子受到其他電子的屏蔽時，其能量升高。所以有規律E1s＜E2s＜E3s＜E4s。
②鑽穿效應
與屏蔽效應相反，外層電子有鑽穿效應。外層角量子數（l）小的能級上的電子，如4s電子離核最近，鑽到核附近的機會最多，這樣它受到其他電子的屏蔽作用就小，受核的引力就強，因而電子能量降低，造成E3s＜E3p＜E3d。我們把外層電子鑽到核附近空間運動，使電子能量降低的現象，稱為鑽穿效應。
③「能級交錯」現象的解釋：
4s雖然比3d離核遠，但4s軌道比3d軌道鑽得深，可以更好地迴避其它電子的屏蔽作用，其鑽穿效應增大對軌道能量的降低作用，超過了電子層數增大對軌道能量的升高作用，所以E＜E＜E。
2、泡利（Pauli）不相容原理（有三種說法）：
①每個原子軌道上最多容納兩個電子，且這兩個電子必須具有不同的自旋。
②在同一個原子中，不可能有兩個電子處於完全相同的運動狀態。
③原子中兩個電子所處狀態的四個量子數（n、l、m、m s）不可能完全相同。
例題2：按照能量最低原理和泡利不相容原理，請寫出B原子的電子排布式並畫出軌道表示式。
註：電子排布式：用電子層和電子亞層等符號，表示出電子在各個電子層中排布情況的式子。
解：硼原子的電子排布式：1s22s22p1。軌道示意圖如右圖：
3、洪特規則：
電子在能量相同的軌道上排布時，儘量分佔不同的軌道且自旋平行，這樣的排布方式使原子的能量最低。可見，洪特規則是能量最低原理的一個特例。
例題3：按照能量最低原理和泡利不相容原理及洪特規則，請寫出C、N、O、F、Ne原子的電子排布式並畫出軌道表示式。
解：C原子的電子排布式：1s22s22p2。：
N原子的電子排布式：1s22s22p3。
O原子的電子排布式：1s22s22p4。
F原子的電子排布式：1s22s22p5。
Ne原子的電子排布式：1s22s22p6。
4、全滿、半滿、全空規則：
洪特規則的補充規則：
等價軌道全充滿、半充滿、全空的狀態比較穩定。
相對穩定的狀態
例題4：分別寫出19號元素K、24號元素Cr和29號元素Cu的電子排布式。
K：1s22s22p63s23p64s1
Cr： 1s22s22p63s23p63d54s1
Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。
5、核外電子的排布表示方法小結：
根據以上電子排布的三條規則，就可以確定各元素原子基態時的排布情況，電子在核外的排布情況簡稱電子構型，表示的方法通常有兩種。
①軌道表示法
如：C
一個方框表示一個軌道。↑、↓表示不同自旋方向的電子。
②電子排布式（亦稱電子組態）如：C 1s2 2s2 2p2
為了簡化，常用「原子實」來代替部分內電子層構型。所謂原子實，是指某原子內電子層構型與某一稀有氣體原子的電子層構型相同的那一部分實體。
如26Fe：1s2 2s22p63s23p63d6 4s2可表示為[Ar]3d64s2
例５下列各組量子數哪些是不合理的，為什麼？
（1）n = 2，l = 1，m = 0 （2）n = 2，l = 2 m = -1
（3）n = 3，l = 0，m = 0 （4）n = 3，l = 1，m = +1
（5）n = 2，l = 0，m = -1 （6）n = 2，l = 3，m = +2
分析：此題是考查四各量子數之間的關係，所以掌握了四個量子數之間的關係，此題就不難解決。
解：（2）、（5）、（6）不合理。
在（2）中l = n 是不對的，l只能是取小於n的正整數，故減小l或增大n均可。
在（5）中，∣m∣＞l是不對的，當l取值一定時，∣m∣最大和l的值 相等，所以減小∣m∣或增大l均可。
在（6）中，l ＞ n也是不對的，l取值 最大為 n－1，考慮到m = +2，所以本題只能增大n的取值。
例６、試寫出下列微粒的電子排布式
（1）13Al3+ （2）17Cl－ （3）24Cr （4）47Ag
解：
物種
電子排布式
13Al3+
1s2 2s2 2p6或[He]2s2 2p6
17Cl－
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6或[Ne]3s2 3p6
24Cr
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1或[Ar]3d5 4s1
47Ag
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s1或[Kr]4d10 5s1
例７、試比較Li2+離子的2s和2p軌道能量的高低。
五、電離能（電離勢）
1．定義：元素的氣態原子在基態時失去一個電子成為一價氣態正離子所需要的能量，稱元素的第一電離能。
元素第一電離能的周期性
2．規律：
①各級電離能的大小順序：I1< I2< I3
②電離能越大，則越難失電子，金屬性越弱；電離能越小，則越易失電子，金屬性越強；
③同一周期從左到右I1逐漸增大；稀有氣體元素的原子是同一周期中I1最高的。
④同一族從上到下第一電離能逐漸減小；
⑤具有全充滿和半充滿電子構型的原子的電離能比同周期的相鄰元素原子的電離能高。如上圖中的Be、N、Mg、P、Zn、As、Cd、Hg等。
六、電子親合能（電子親合勢）
１．定義：一個基態的氣態原子得到一個電子形成負一價氣態陰離子所放出的能量。稱該原子的第一電子親合能。
注意：習慣上把放出能量的電子親合能EA用正號表示。
２．規律：
①EA反映原子得電子難易程度。EA大，易得電子，非金屬性強。
②活潑的非金屬一般具有較高的電子親合勢，電子親合勢越大，表明該元素越易獲得電子。
③金屬元素的電子親合勢都比較小，說明金屬中通常情況下難獲得電子形成陰離子。
④半充滿，全充滿時EA小，例如：氮族，稀有氣體。
⑤同一主族自上而下EA呈減小趨勢，但第二周期例外，如：F、O、N比Cl、S、P小。（解釋：第２周期的非金屬元素因原子半徑最小，電子密度最大，電子間排斥力很強，以致當加一個電子形成負離子時，放出的能量減小）
⑥元素的第二電子親合能都是負值。（因為結合第二個電子時不是放出能量，而是吸收能量）
七、電負性：
１．定義：電負性是用來表示元素相互化合時，原子對電子吸收能力大小的一個量。或者說電負性是元素的原子在分子中吸引電子的能力。
1932年化學家鮑林(L. Pauling)指出:「電負性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度。」並提出：Ｈ的負電性為2.1，其它原子的負電性均為相對值，以Xp表示。。
2．規律：
①電負性數值越大, 表示該元素的原子吸引電子的能力就越強; 反之, 電負性數值越小, 表示該元素的原子吸引電子的能力就越弱。
②周期表中從左到右電負性逐漸增大，從上到下電負性逐漸減小。
③電負性可用於區分金屬和非金屬。金屬的電負性一般小於1.9，而非金屬元素的電負性一般大於2.2，處於1.9與2.2之間的元素人們把它們稱為「類金屬」，它們既有金屬性又有非金屬性。
④除稀有氣體元素外，電負性最高的元素是周期表是右上角的氟（Ｆ 4.19），電負性最小的元素是周期表是左下角的銫（Cs 0.66）
⑤當其它條件相同時，兩個電負性相差很大的元素形成的是離子鍵，電負性相差不大的兩種元素形成的是共價鍵。在共價鍵中兩元素的電負性差別越大，則共價鍵的極性也越強，共用電子對偏向電負性大的原子越厲害。
典型例題：
【例1】寫出Fe3+離子的電子組態，它有幾個未成對電子？
[解析]鐵是周期系第四周期第VIII族的第一個元素，其價電子層為3d64s2，總共為8個電子；Fe3+離子可視為鐵原子失去3個電子形成的，原子失電子的順序總是先失去最外層電子，因此Fe3+價電子層為3d5，d能級有5個軌道，按洪特規則，每個d軌道有1個電子，且自旋平行，故Fe3+離子有5個未成對電子（可用方框圖使之形象化）。
[答案]Fe3+ 1s22s22p63s23p63d5 或[Ar]3s23p63d5
【例2】請應用原子核外電子的排布規律和元素周期律的有關知識預測：
（1）已經製得的114號元素的價電子構型怎樣？它應位於周期表的什麼位置？
（2）我們已經知道描述核外電子運動狀態的一些電子亞層符號，如s、p、d、f，如果接下來的電子亞層符號為g，則第一個包含g亞層電子的元素的原子序數應為多少？
（3）尚未填充的第八周期的元素可能有多少種？
解析：本題意在考查考生的推理能力，雖然考生對114號元素是不清楚的，但運用演繹推理，不難寫出其核外電子排布的情況，[86Rn]5f146d107s27p2，從86號的氡開始寫是上策，因此其價電子構型為7s27p2，它位於周期表的第七周期ⅣA族，此問也可採用與稀有氣體原子序數比較的方法，直接推出它相對稀有氣體元素的位置.由於114-86=28<32，所以此元素應位於86號Rn的下一周期，第七周期，第七周期如果排滿，所含元素種類為32種，即Rn的下一周期的稀有氣體元素應為86+32=118+號，所以114號元素應處於第ⅣA族，以此位置又可推得其價電子構型，異曲同工。
要預測第二、三問中的未知事物，讀者需要將已有知識進行歸納整理，並總結成規律再進行推理來解決.由s、p、d、f各亞層所含的軌道數來分別為1、3、5、7，因此可以設想，接下來的g亞層所含的軌道數為9；又由各周期的元素種數2、8、8、18、18、32、32，可推想第八周期應有32+2*9=50種元素；第一個出現g亞層的原子核外電子排布為[118X]8s25g1，原子序數為118+3=121.
【例3】鑭系元素從左到右，原子半徑減小的幅度變小，這種現象稱為鑭系收縮，說說出現這一現象的原因。
[解析]這是由於鑭系元素從左到右新增加的電子填入倒數第三層上，對外層電子的屏蔽效應更大，外層電子所受到的核電荷增加的影響更小，使得鑭系元素從鑭到鐿整個系列的原子半徑減小不明顯。
【例4】一般來說，同主族元素的第一電離能從上到下遞變的總趨勢是依次降低，而副族元素的第一電離能從上到下變化趨勢與主族不相同，說明理由。
[解析]原因是核外電子的層數增加而且原子半徑遞增，核電荷對最外層電子的吸引力降低，所以同主族元素的第一電離能，從上到下遞變的總趨勢是依次降低，而副族元素的第一電離能從上到下變化趨勢與主族不相同，大多是從上到下第一電離能反而增加，原因是雖然核外電子層數增加但原子半徑的增加卻不顯著甚至減小，導致核電荷對最外層電子的吸引力增加。
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