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第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
第一節(jié) 原子結(jié)構(gòu)
1.知道電子運動的能量狀態(tài)具有量子化的特征(能量不連續(xù))，電子可以處于不同的能級，在一定條件下會發(fā)生激發(fā)與躍遷。2.能熟練書寫1～36號元素的電子排布式。
3.能根據(jù)核外電子的表示方法，推導(dǎo)出對應(yīng)的原子或離子
教學(xué)目標(biāo)：
引言
化學(xué)研究的是構(gòu)成宏觀物體的物質(zhì)。
一、研究物質(zhì)的組成與結(jié)構(gòu)
二、研究物質(zhì)的性質(zhì)與變化
決定
決定
“原性論”
物質(zhì)的元素組成
分子的組成
分子的結(jié)構(gòu)
晶體結(jié)構(gòu)
“原子”一詞源自古希臘語“ATOM”，是不可再分的意思。古希臘哲學(xué)家假想原子是世間萬物最小的微粒。19世紀(jì)初，英國人道爾頓創(chuàng)立了近代原子學(xué)說，假設(shè)原子是化學(xué)元素中的最小粒子，每一種元素有一種原子。20世紀(jì)初，人們終于認識到原子不是最小的粒子，而且有復(fù)雜的結(jié)構(gòu)。對原子結(jié)構(gòu)的認識為元素周期律找到了理論根據(jù)。原子的基本性質(zhì)，如原子半徑、電離能和電負性等都與原子結(jié)構(gòu)密切相關(guān)，因而也呈現(xiàn)周期性。
原子的來源
原子結(jié)構(gòu)的探索歷史
1869年
俄國化學(xué)家門捷列夫發(fā)現(xiàn)了元素周期表
1920年
玻爾在氫原子模型(1913年)基礎(chǔ)上，提出構(gòu)造原理：從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入原子核外“殼層”的順序。
1936年
德國科學(xué)家馬德隆
發(fā)表了以原子光譜事實為依據(jù)的完整的構(gòu)造原理
5年后，玻爾的“殼層” 落實為“能層”與”能級”，厘清了核外電子的可能狀態(tài)，復(fù)雜的原子光譜得以詮釋
時間或年代 1803年 1903年 1911年 1913年 20世紀(jì)20年代中期
原子結(jié)構(gòu)模型
模型 名稱
相關(guān)科學(xué)家
道爾頓
葡萄干布丁模型
湯姆孫
核式模型
盧瑟福
電子分層排布模型
玻爾
量子力學(xué)模型
實心球
原子模型
薛定諤
不同時期的原子結(jié)構(gòu)模型
溫故知新
原子由原子核和核外電子構(gòu)成，原子核由質(zhì)子和中子構(gòu)成；
含有多個電子的原子里，電子分別在能量不同的區(qū)域內(nèi)運動：核外電子是分層排布的;
多電子原子中，電子的能量不同，離核越遠的電子能量越高。
1. 能層
核外電子按能量不同分成能層。（K、L、M、N、O、P、Q等）
2.電子的能層由內(nèi)向外排序，其序號、符號以及能容納的最多電子數(shù)
能層 一 二 三 四 五 六 七 n
符號 K L M N O P Q -----
最多電子數(shù) 2 8 18 32 50 72 98
2n2
3.數(shù)量規(guī)律: ①每一層最多容納的電子數(shù)：2n2個。
②最外層電子數(shù)不超過8個（K層為最外層時不超過2個）。
③次外層電子數(shù)不超過18個，倒數(shù)第三層不超過32個。
一、能層與能級
4.能量規(guī)律:
①原子核外電子總是盡可能先排布在能量較低的能層上，然后由內(nèi)向外依次排布在能量逐漸升高的能層。
②能層越高，電子的能量越高。
③能量的高低順序為E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。
能層 一 二 三 四 五 六 七
符號 K L M N O P Q
最多電子數(shù) 2 8 18 32 50 72 98
2. 能級
多電子原子的同一能層電子的能量不同，分為不同的能級。（s、p、d、f 等）
2.表示方法：分別用相應(yīng)能層的序數(shù)和字母s、p、d、f 等表示。
3.能級的符號和所能容納的最多電子數(shù)
能層 一 二 三 四 五 K L M N O 能級 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p …
最多 電子數(shù) 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 …
①任一能層的能級總是從s能級開始，能級符號的順序是ns、np、nd、nf......(n為能層序數(shù))。
②能級數(shù)=能層序數(shù)。即第一能層只有1個能級(1s)，第二能層有2個能級(2s和2p)，依次類推。
④英文字母相同的不同能級中所能容納的最多電子數(shù)相同。例如，1s、2s、3s、4s......能級最多都只能容納2個電子。
③以s、p、d、f.....排序的各能級可容納的最多電子數(shù)依次為1、3、5、7......的2倍。
能層 一 二 三 四 五 K L M N O 能級 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p …
最多 電子數(shù) 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 …
能層或能級的能量關(guān)系
相同能層
ns＜np＜nd＜nf
符號相同的能級
1s ＜ 2s ＜ 3s ＜ 4s
不同能級
不同能層
2px=2py=2pz
原子
吸收能量
釋放能量
處于最低能量狀態(tài)
處于較高能量狀態(tài)
基態(tài)原子
激發(fā)態(tài)原子
電子躍遷
光(輻射)是電子躍遷釋放能量的重要形式
二、基態(tài)與激發(fā)態(tài) 原子光譜
特別提醒：
①電子的躍遷是物理變化（未發(fā)生電子轉(zhuǎn)移），而原子得失電子時發(fā)生的是化學(xué)變化。
②一般在能量相近的能級間發(fā)生電子躍遷。如1s22s22p2 表示基態(tài)碳原子，1s22s12p3為激發(fā)態(tài)碳原子（電子數(shù)不變）。
③激發(fā)態(tài)原子不穩(wěn)定，易釋放能量變?yōu)榛鶓B(tài)原子。
基態(tài)
K
L
M
N
激發(fā)態(tài)
K
L
M
N
能量
能量
K
L
M
N
光
K
L
M
N
不穩(wěn)定
吸收能量
電子躍遷
釋放能量
3.原子光譜
不同元素原子的電子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的發(fā)射光譜或吸收光譜，總稱原子光譜。
發(fā)射光譜
吸收光譜
特征:暗背景，亮線， 線狀不連續(xù)
特征:亮背景，暗線，線狀不連續(xù)
原子光譜的應(yīng)用
在現(xiàn)代化學(xué)中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。
He 氦
充有氖氣的霓虹燈能發(fā)出紅光，產(chǎn)生這一現(xiàn)象的原因是通電后在電場作用下，放電管里氖原子中的電子吸收能量后躍遷到能量較高的能級，且處在能量較高的能級上的電子會很快地以光的形式釋放能量而躍遷回能量較低的能級上，該光的波長恰好處于可見光區(qū)域中的紅色波段。
分析霓虹燈發(fā)光的原理
1.一個能層的能級數(shù)與能層序數(shù)(n)間存在什么關(guān)系？一個能層最多可容納的電子數(shù)與能層序數(shù)(n)間存在什么關(guān)系
能層的能級數(shù)等于該能層序數(shù)。一個能層最多可容納的電子數(shù)為2n2個。
2.以s、p、d、f為符號的能級分別最多可容納多少個電子 ？3d、4d、5d能級所能容納的最多電子數(shù)是否相同？
3.第五能層最多可容納多少個電子？它們分別容納在幾個能級中？各能級最多容納多少個電子？
以s、p、d、f為符號的各能級可容納的最多電子數(shù)依次為1、3、5、7的二倍。3d、4d、5d能級所能容納的最多電子數(shù)相同。
第五能層最多可容納50個電子；5個能級；各能級最多容納電子數(shù)分別為2,6,10,14,18個。
三、構(gòu)造原理與電子排布式
以光譜學(xué)事實為基礎(chǔ)，從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入能級的順序。
在多電子原子中，電子在能級上的排布順序：電子最先排布在能量低的能級上，然后依次排布在能量較高的能級上。
1. 構(gòu)造原理：
2.示意圖
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p ……
① 隨電荷數(shù)遞增，電子并不總是填滿一個能層后再開始填入下一個能層的。從第三能層開始，不同能層的能級出現(xiàn)“能級交錯” 現(xiàn)象。
②一般規(guī)律為：ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np。
2. 電子排布式
（1）定義：將能級上所容納的電子數(shù)標(biāo)在該能級符號右上角，并按照能層從左到右的順序排列的式子
（2）書寫方法：①先按構(gòu)造原理從低到高填入電子；
②后將同能層的能級移到一起。
如氮原子的電子排布式為
能級
電子數(shù)
請寫出1—30號基態(tài)原子的電子排布式
H 1s1
He 1s2
Li 1s22s1
Be 1s22s2
B 1s22s22p1
C 1s22s22p2
N 1s22s22p3
O 1s22s22p4
F 1s22s22p5
Ne 1s22s22p6
Na 1s22s22p63s1
Mg 1s22s22p63s2
Al 1s22s22p63s23p1
Si 1s22s22p63s23p2
P 1s22s22p63s23p3
S 1s22s22p63s23p4
Cl 1s22s22p63s23p5
Ar 1s22s22p63s23p6
K 1s22s22p63s23p64s1
Ca 1s22s22p63s23p64s2
Sc 1s22s22p63s23p63d14s2
Ti 1s22s22p63s23p63d24s2
V 1s22s22p63s23p63d34s2
Cr 1s22s22p63s23p63d54s1
Mn 1s22s22p63s23p63d54s2
Fe 1s22s22p63s23p63d64s2
Co 1s22s22p63s23p63d74s2
Ni 1s22s22p63s23p63d84s2
Cu 1s22s22p63s23p63d104s1
Zn 1s22s22p63s23p63d104s2
當(dāng)p、d、f 能級處于全空、全充滿p6、d10、f14 或半充滿狀態(tài)p3、d5、f7 時，能量相對較低，原子結(jié)構(gòu)較穩(wěn)定。
3.簡化電子排布式
為了避免電子排布式過于繁瑣，我們可以把內(nèi)層電子達到稀有氣體結(jié)構(gòu)的部分，以相應(yīng)稀有氣體元素符號外加方括號來表示。
Li 1s22s1 [He] 2s1
O 1s22s22p4 [He] 2s22p4
F 1s22s22p5 [He] 2s22p5
Si 1s22s22p63s23p2 [Ne] 3s23p2
P 1s22s22p63s23p3 [Ne] 3s23p3
K 1s22s22p63s23p64s1 [Ar] 4s1
Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 [Ar] 3d54s1
Zn 1s22s22p63s23p63d104s2 [Ar] 3d104s2
4.價層電子排布式
為突出化合價與電子排布的關(guān)系，將在化學(xué)反應(yīng)中可能發(fā)生電子變動的能級稱為價電子層(簡稱價層)。通常元素周期表只給出價層電子排布。
Li 1s22s1 [He] 2s1
O 1s22s22p4 [He] 2s22p4
F 1s22s22p5 [He] 2s22p5
Si 1s22s22p63s23p2 [Ne] 3s23p2
P 1s22s22p63s23p3 [Ne] 3s23p3
K 1s22s22p63s23p64s1 [Ar] 4s1
Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 [Ar] 3d54s1
Zn 1s22s22p63s23p63d104s2 [Ar] 3d104s2
2s1
2s22p4
2s22p5
3s23p2
3s23p3
4s1
3d54s1
3d104s2
5.離子的電子排布式
(1)判斷該原子變成離子時會得到或失去的電子數(shù)。
(2)原子得到電子形成陰離子，則得到的電子填充在最外一個能層的某一個能級上。
(3)原子失去電子時，總是從最外的能層失去電子，即失去電子的順序是由外向里。一般來說，主族元素只失去它們的最外層電子，而副族和Ⅷ族元素可能還會進一步向里失去內(nèi)層電子。
Cl 1s22s22p63s23p5
Cl－ 1s22s22p63s23p6
Fe 1s22s22p63s23p63d64s2
Fe2+ 1s22s22p63s23p63d6
Fe3+ 1s22s22p63s23p63d5
原子核外電子的運動狀態(tài)是怎么樣的呢？
1913年
玻爾提出氫原子模型，電子在線性軌道上繞核運行。
1926年
玻爾建立的線性軌道模型被量子力學(xué)推翻。
量子力學(xué)指出，一定空間運動狀態(tài)的電子并不在玻爾假定的線性軌道上運行，而在核外空間各處都可能出現(xiàn)，但出現(xiàn)的概率不同，可以算出它們的概率密度(ρ)分布。
1.概率密度
用P表示電子在某處出現(xiàn)的概率，V表示該處的體積，則
稱為概率密度，用ρ表示。
四、電子云與原子軌道
宏觀物體 微觀粒子
質(zhì)量 很大 很小
速度 較慢 很快（接近光速）
位移 可測 位移、能量
不可同時測定
能量 可測 軌跡 可描述 （畫圖或函數(shù)描述） 不可確定
宏觀、微觀運動的不同
2.氫原子的1s電子在原子核外出現(xiàn)的概率密度分布圖
小點不是電子本身，小點是1s電子在原子核外出現(xiàn)的概率密度的形象描述。
小點越密，表明概率密度越大。
電子云
由于核外電子的概率密度分布看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云。
2. 電子云：處于一定空間運動狀態(tài)的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述。不代表電子的運動軌跡。
3. 電子云輪廓圖
電子云圖很難繪制，使用不便，我們常使用電子云輪廓圖。
①繪制電子云輪廓圖的目的：表示電子云輪廓的形狀，對核外電子的空間運動狀態(tài)有一個形象化的簡便描述。
②繪制電子云輪廓圖：把電子在原子核外空間出現(xiàn)概率P=90%的空間圈出來。
電子云輪廓圖的繪制過程
球形輪廓圖
x
y
z
同一原子的s電子的電子云輪廓圖
【思考與討論】你能發(fā)現(xiàn)什么規(guī)律？
1.所有原子的任一能層的s電子的電子云輪廓圖都是一個球形，只是球的半徑不同。
2.同一原子的能層越高，s電子云半徑越大。由于電子能量依次增高，電子在離核更遠的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴展。
3. s電子云只有一種空間伸展方向。
4.除s電子云外，其他電子云輪廓圖都不是球形的。
x
y
z
y
x
z
y
x
z
y
x
z
y
z
x
pz
z
y
x
py
z
y
x
px
①p電子云輪廓圖是啞鈴形或紡錘形。能層序數(shù)越大，p電子云半徑越大。
Pz、Py、Px的電子云輪廓圖
Pz、Py、Px的電子云
②無論2p、3p還是4p…..都有3個相互垂直的電子云(3種空間伸展方向)，分別稱為Px、Py、Pz，右下標(biāo)x、y、z分別是p電子云在直角坐標(biāo)系里的取向。
③同一能層中px、py、pz的能量相同。
d電子云輪廓圖是花瓣形或雙啞鈴形。
有5種空間伸展方向。
f 電子云輪廓圖有7種空間伸展方向。
ns原子軌道
nd原子軌道有5個
np原子軌道有3個
nf 原子軌道有7個
4. 原子軌道
量子力學(xué)把電子在原子核外的一個空間運動狀態(tài)稱為一個原子軌道。
常用電子云輪廓圖的形狀和取向來表示原子軌道的形狀和取向。
各能級的一個伸展方向的電子云輪廓圖即表示一個原子軌道。
能層 能級 原子軌道數(shù) 原子軌道名稱 原子軌道的形狀和取向 K 1s 1 1s 球形 ——
L 2s 1 2s 球形 ——
2p 3 2px、2py、2pz 啞鈴形 互相垂直
M 3s 1 3s 球形 ——
3p 3 3px、3py、3pz 啞鈴形 互相垂直
3d 5 …… …… ……
N 4s 1 4s 球形 ——
4p 3 4px、4py、4pz 啞鈴形 互相垂直
4d 5 …… …… …...
4f 7 …… …… ……
3.不同能層的能級、原子軌道數(shù)、原子軌道名稱以及形狀和取向
原子軌道數(shù)與能層序數(shù)(n)的關(guān)系：原子軌道數(shù)目=n2。
1.s能級和p能級的原子軌道存在哪些方面的差異？
提示　軌道圖形、形狀、數(shù)目、最多容納電子數(shù)等不同。
2.不同能層中的s軌道和p軌道電子云輪廓分別相同嗎？能量分別相同嗎？
提示　電子云輪廓相同(s軌道均為球形，p軌道均為啞鈴形)；能量不同(能層序數(shù)越大，能量越高)。
3.基態(tài)原子的核外電子填充在6個軌道的元素有幾種？填充在7個軌道中的元素有幾種？
提示　s、p能級分別有1、3個原子軌道，按照構(gòu)造原理，核外電子填充在6個軌道的元素為1s22s22p63s1(Na)和1s22s22p63s2(Mg)，共2種；填充在7個軌道中的元素只有1s22s22p63s23p1(Al)一種元素。
自旋
順時針和逆時針兩種取向（簡稱自旋相反）
1.電子自旋的取向：
為什么一個原子軌道里能容納兩個電子？
1925年，烏倫貝克和哥德斯密根據(jù)實驗事實提出假設(shè)：電子除了空間運動狀態(tài)外，還存在一種運動狀態(tài)叫自旋。
2.符號表示：
↑和↓表示自旋相反的電子
①自旋是微觀粒子普遍存在的一種如同電荷、質(zhì)量一樣的內(nèi)在屬性。
②電子能量與能層、能級有關(guān)，電子的空間運動狀態(tài)與原子軌道有關(guān)，能層、能級、原子軌道和自旋狀態(tài)四個方面共同決定電子的運動狀態(tài)。
H
H 1s1
O 1s22s22p4
（又稱泡利不相容原理）：
在一個原子軌道里，最多只能容納2個電子，它們的自旋相反。
1.泡利原理
2.軌道表示式（電子排布圖）：是表述電子排布的一種圖示。
原子軌道
簡并軌道：能量相同的原子軌道
電子對
單電子(未成對電子)
自旋平行
能級符號
1、用□或〇代表一個原子軌道，能量相同的原子軌道（簡并軌道）的方框相連。不同能級中的□要相互分開。
2、整個電子排布圖中各能級的排列順序要與相應(yīng)的電子排布式一致。
4、通常在方框下方或上方標(biāo)記能級符號。
3、箭頭表示一種自旋狀態(tài)的電子，一個箭頭表示一個電子，↓↑”稱電子
對 ，“↑”或“↓”表示單電子（或稱未成對電子），箭頭同向的單電子稱自旋平行。
H
H 1s1
O 1s22s22p4
5、有時畫出的能級上下錯落，以表達能量高低不同。
練一練：請畫出鋁原子的軌道表示式
鋁原子外層有 個電子對，有 個單電子。
電子有 種空間運動狀態(tài)，有 種運動狀態(tài)不同的電子。
13
1
7
6
下列基態(tài)碳原子的軌道表示式哪個是正確的？
② C
1s
↑↑
↑↓
↑↓
2s
2p
① C
1s
↑↓
↑↓
↑↓
2s
2p
2p
③ C
↑
1s
↑
↑↓
↑↓
2s
2p
④ C
↓
1s
↑
↑↓
↑↓
2s
3. 洪特規(guī)則
基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且自旋平行。
2p3的電子排布圖
X
X
√
√
能量較低
狀態(tài)穩(wěn)定
全充滿（p6，d10，f14）
全空時（p0，d0，f0 ）
半充滿（p3，d5，f7 ）
注：在簡并軌道上的電子排布處于全滿、半充滿、全空狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性。
Cr：1s22s22p63s23p63d44s2
Cu：1s22s22p63s23p63d94s2
Cr：1s22s22p63s23p63d54s1
Cu：1s22s22p63s23p63d104s1
√
√
3.總結(jié)：洪特規(guī)則不僅適用于基態(tài)原子，也適用于基態(tài)離子。
洪特規(guī)則適用于電子填入簡并軌道，并不適用于電子填入能量不同的軌道。
4. 能量最低原理
在構(gòu)建基態(tài)原子時，電子將盡可能地先占據(jù)能量低的原子軌道，使整個原子的能量最低。
2.因素：整個原子的能量由核電荷數(shù)、電子數(shù)和電子狀態(tài)三個因素共同決定。
3.注意：書寫軌道表示式時，常出現(xiàn)的錯誤及正確書寫
拓展提升
(1)最外層只有1個未成對電子的元素
(2)最外層有2個未成對電子的元素
(3)最外層有3個未成對電子的元素
(4)核外電子排布中，未成對電子數(shù)最多的元素
ⅠA族(ns1：H、Li、Na、K)； ⅢA族(ns2np1：B、Al、Ga)；
ⅦA族(ns2np5：F、Cl、Br)； Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)。
ⅣA族(ns2np2：C、Si、Ge)； ⅥA族(ns2np4：O、S、Se)。
ⅤA族(ns2np3：N、P、As)。
Cr(3d54s1，共有6個未成對電子)。

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