普通高中教科书·化学选择性必修2 物质结构与性质.pdf

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1、主编：麻生明 陈 寅本册主编：王韻华编写人员：（以姓氏笔画为序）王程杰 朱万森 刘瑞婷 李锋云陆晨刚 陈雪莹责任编辑：胡恺岩美术设计：诸梦婷普通高中教科书化学选择性必修 2物质结构与性质上海市中小学（幼儿园）课程改革委员会组织编写出 版 上海世纪出版（集团）有限公司上海科学技术出版社（上海市钦州南路 71 号邮政编码 200235）发 行上海新华书店印 刷当纳利（上海）信息技术有限公司版 次2021 年 3 月第 1 版印 次2021 年 3 月第 1 次开 本890 毫米 1240 毫米1/16印 张6.5字 数144 千字书 号ISBN 9787547853009/G1038定 价8.40

2、 元版权所有未经许可不得采用任何方式擅自复制或使用本产品任何部分违者必究如发现印装质量问题或对内容有意见建议，请与本社联系。电话：02164848025，邮箱：全国物价举报电话：12315 声明按照中华人民共和国著作权法第二十三条有关规定，我们已尽量寻找原作者支付报酬。原作者如有关于支付报酬事宜可及时与出版社联系。1.1 氢原子结构模型 31.2 多电子原子核外电子的排布 121.3 元素周期律 17本章复习 262.1共价分子的空间结构 312.2分子结构与物质的性质 452.3配位化合物和超分子 56本章复习 653.1金属晶体 713.2离子晶体 803.3共价晶体和分子晶体 85本章复

3、习 94目 录第 1 章原子结构与性质1第 2 章分子结构与性质 29第 3 章晶体结构与性质 69 化学词汇中英文对照表 98学生必做实验索引 98元素周期表 99附录 981第1章1 科学家们锲而不舍地努力，揭示了原子结构的奥秘，知道了原子核外电子的排布决定元素在周期表中的位置。原子结构与性质第 7 章氢原子结构模型多电子原子核外电子的排布元素周期律1.11.21.32原子（atom）”一词是从希腊语转化而来，原意为不可切分的。直到 20 世纪初，科学家们才发现原子其实具有复杂的内部结构。原子由原子核和绕核运动的电子构成，原子核由带正电的质子和电中性的中子构成。原子的质子数决定了该原子属于

4、哪一种元素，而中子数则决定了该原子是此元素的哪一种核素。这一章将介绍原子核外电子的运动规律、电子的运动与宏观物体运动的区别，以及科学家是怎样描述原子核外电子运动状态的。通过学习，我们将更深入地了解原子核外电子的运动特点，认识原子核外电子的排布与元素性质之间的关系，并从本质上理解元素的原子半径、电离能、电负性等基本性质的周期性变化规律。“氢原子结构模型31.1身边的有机化合物第 7 章1.1氢原子结构模型科学家是通过研究原子光谱来了解原子核外电子运动状态的。光谱就是通过棱镜或光栅的分光作用，将一束复色光分解成各种波长的单色光，按照波长或频率大小顺序排列起来形成的图案。得到的图案如果是一条连续的亮

5、带，就是连续光谱图 1.1（a）；得到的图案如果是不连续的亮线，就是线光谱。各元素原子的线光谱就叫做原子光谱图 1.1（b）（c）。氢原子光谱和玻尔原子结构模型原子是肉眼和一般仪器都看不到的微粒，科学家们是根据可观察、可测量的宏观实验事实，经过分析和推理，建立原子结构的模型。如果出现新的实验事实无法得到解释，那么原来提出的原子结构模型就会被修正，甚至被推翻。从道尔顿原子论到原子结构的葡萄干面包模型，再进一步发展为原子结构的有核模型，科学家们对原子结构模型的探索，经历了一个不断深化和逐渐完善的过程。那么，原子中的电子在核外又是如何运动的呢？科学家从最简单的、只有一个电子的氢原子着手，来研究原子核

6、外电子的运动规律。了解有关原子核外电子运动模型的历史发展过程 知道电子运动的能量状态具有量子化的特征 知道电子的运动状态可通过原子轨道和电子云模型来描述 知道原子光谱分析学 习 聚 焦知 识 回 放 卢瑟福的 粒子散射实验 原子结构有核模型 原子核外电子排布原子光谱是由原子中电子运动状态发生变化时释放或吸收的能量形成的，与原子中电子的能量状态有最直接的关系。例如，氢原子光谱在可见光区有 4 条明亮的谱线，它们的波长分别为：410.1 nm、434.1 nm、486.1 nm、656.3 nm 图 1.1可见光区内白光的连续光谱和汞、锶的原子光谱（a）白光的连续光谱（b）汞的原子光谱（c）锶的原

7、子光谱/nm400400400450450450500500500550550550600600600650650650700700700750 nm750 nm750 nm原子结构与性质第 1 章4（图 1.2）。氢原子光谱为什么是线光谱？氢原子在可见光区的这些谱线，与氢原子核外电子运动的能量变化之间有什么关系？图 1.2氢原子在可见光区的线光谱1913 年，丹麦物理学家玻尔（N.Bohr,18851962）在普朗克量子论、爱因斯坦光子学说和卢瑟福原子结构有核模型的基础上，对核外电子的运动做了重要假设，建立了玻尔原子结构模型，并解释了氢原子光谱。玻尔原子结构模型的主要观点如下：（1）原子中的

8、电子只能在某些确定半径的圆周轨道上绕原子核运动。电子在这些轨道上绕核运动时既不吸收能量也不辐射能量，这些轨道称为定态轨道。（2）在不同定态轨道上运动的电子具有不同的能量（E），而且能量是量子化的，即轨道能量是“一份一份”地增加或减少的。轨道能量与 n 值有关。n 的取值为正整数 1、2、3、，n 值越小，电子离核越近，能量就越低；反之能量就越高。一般把原子能量最低的电子状态称为基态。对氢原子而言，当核外的一个电子处于 n=1 的轨道时能量最低，这个状态称为氢原子的基态；当这个电子跃迁至 n1 的轨道上运动时，这些状态称为氢原子的激发态。（3）电子在不同能量的两个轨道之间发生跃迁时，才会辐射或吸

9、收能量。如果电子从高能量的轨道跃迁回到低能量轨道，就会以光的形式释放出这些能量，光辐射的波长（）与两个轨道的能量差（E）有关。400410.1 434.1486.1656.3H450500550棱镜氢气放电管照相底板狭缝600650700750 nm氢原子结构模型51.1由于轨道的能量是不连续的，因此不同轨道之间的能量差是不连续的，导致光辐射的波长也是不连续的。氢原子光谱在可见光区中的 4 条谱线，就是电子分别从 n=3，4，5，6 的轨道跃迁回到 n=2 的轨道时释放的能量所形成的。光辐射的波长和电子跃迁时吸收或释放的能量E有关，E=E2 E1=hc（h=6.626 1034 Js，为普朗克

10、常数；c=2.997 924 58108 ms1，为真空中光速）。请指出氢原子中电子分别从 n=5 和 n=2 的轨道跃迁到基态时，哪种光辐射的波长更长。氢原子光谱和里德伯公式1885 年，在玻尔原子结构模型提出之前，瑞士科学家巴尔末（J.J.Balmer,18251898）基于数据而非理论，发现了氢原子在可见光区 4 条谱线的波长可以用一个简单的公式来归纳：=B（n2n2 4）上式叫做巴尔末公式，是一个经验公式，式中的 n=3，4，5，6，B=364.56 nm。1890 年，瑞典科学家里德伯（J.R.Rydberg，18541919）发现了描述碱金属和氢原子光谱的通用公式，把描述氢原子光谱

11、的巴尔末公式改写为：=RH（1122n2）v=1式中v 为波数，是的倒数；n 是大于 2 的正整数；RH为里德伯常数，等于 1.096 776107 m1。随着玻尔原子结构模型的建立，光谱学家推导出了描述氢原子光谱的通用公式：=RH（11n22n12）v=1式中的 n1和 n2分别表示核外电子发生跃迁的两个轨道的量子数，其中 n1 n2。化学史话想一想原子结构与性质第 1 章6每当夜幕降临，华灯初上，五颜六色的灯光就把城市装扮得五彩缤纷。请联系氢原子光谱的成因，说明这些美丽的光是怎样产生的。图 1.4华灯初上的上海陆家嘴夜景图 1.3 列出了氢原子核外电子在不同轨道之间跃迁所产生的部分光谱系列

12、。图 1.3轨道跃迁与氢原子光谱系列的关系想一想红外系列（n1=3）紫外系列（n1=1）可见系列（n1=2）n=1n=2n=3n=4n=5n=6氢原子结构模型71.1玻尔原子结构模型不仅成功解释了氢原子光谱，也能够对核外只有一个电子的离子（如 He+、Li2+等）光谱做出很好的解释，但不能解释多电子原子的光谱。科学家研究发现，微观粒子既有波动性又有粒子性，它的运动速度和空间位置无法同时准确测量，描述宏观物体运动的经典力学方法不适用于描述微观粒子的运动。自 20 世纪 20 年代起，科学家用原子轨道和电子云模型来描述电子在原子核外空间运动的状态。下面我们来介绍氢原子结构模型中的几个重要概念。1.

13、原子轨道当电子处于不同的运动状态时具有的能量是不同的。通过有关的理论计算，可以得到氢原子核外电子运动的各种状态和相对应的能量。人们沿用了玻尔原子结构模型中“轨道”的概念，把氢原子中电子的一个空间运动状态称为一个原子轨道。需要注意的是，此处轨道的含义与玻尔原子结构模型中轨道的含义完全不同，它既不是圆周轨道，也不是其他经典意义上的固定轨迹。由于描述电子运动状态用的都是一些复杂的函数，所以常用图像的方式在三维空间坐标系中表示出来。电子运动的空间离核的远近是不同的。人们用 n 表示电子层数，n 相同的原子轨道称为一个电子层，n 的取值为正整数 1、2、3、4、5、6、7。一个电子层也叫做一个能层，和

14、n=1，2，3，4，5，6，7，的电子层相对应的能层符号分别用 K、L、M、N、O、P、Q表示。n=1 时，K 层的电子离核最近，电子运动状态的能量最低；n 越大，表示电子离核越远，电子运动状态的能量越高。n 相同的原子轨道，轨道的图像形状可以不同，人们分别用 s、p、d、f表示不同形状的原子轨道。例如，s轨道是呈球形的，p 轨道是呈哑铃形的。不同形状的原子轨道可能有不同的能量，因此同一能层中的原子轨道，还可以分成不同的能级，如 ns、np、nd、nf 等能级。第一能层只有 1s 一个能级，第二能层有 2s、2p 两个能级，第三能层有 3s、3p、3d 三个能级。氢原子的结构模型原子结构与性质

15、第 1 章8同一能级的原子轨道在三维空间坐标系中还可以有不同的伸展方向。s 轨道只有一种空间取向，所以 ns 只有一个原子轨道图 1.5（a）。p 轨道分别沿着 x 轴、y 轴、z 轴有三个不同的伸展方向，所以 np 有 px、py、pz 三个原子轨道图1.5（b）。d 轨道有五个伸展方向，则 nd 有五个原子轨道。f 轨道有七个伸展方向，则 nf 有七个原子轨道。人们将表示电子层的 n 值和表示原子轨道形状的 s、p、d、f 结合起来表示原子轨道，如 1s、2s、2p（2px、2py、2pz）等。此外，原子核外电子还存在一种被称为“自旋”的运动状态。处于同一原子轨道的电子有两种不同的自旋状态

16、，通常用向上箭头“”和向下箭头“”表示。当然，电子“自旋”并非真像地球绕轴自旋一样，它只是表示电子两种不同的自旋状态。图 1.5原子轨道的空间伸展方向电子自旋的提出1921 年，德国物理学家施特恩（O.Stern，1888 1969）和格拉赫（W.Gerlach，1889 1979）发现一束气态银原子束通过狭缝，再通过抽成真空的不均匀磁场后会发生分裂，一半原子向上偏转，一半原子向下偏转。这个结果说明原子在磁场中不能任意取向，首次证实了原子在磁场中取向量子化的事实。1925 年，荷兰物理学家乌伦贝克（G.Uhlenbeck，1900 1988）和古德斯密特（S.A.Goudsmit，1902 1

17、978）提出电子自旋的假设，从而解释了施特恩格拉赫实验的结果。化学史话（a）s 轨道zzzzyyyyxxxx（b）p 轨道+氢原子结构模型91.1图 1.7氢原子的能级图图 1.6银原子束在不均匀磁场中的分裂原子中的能级按能量由低到高、由下往上排列的示意图叫做原子的能级图，图 1.7 是氢原子的能级图。在只有一个电子的氢原子中，原子轨道的能量仅与 n 值有关，因此 n 相同的原子轨道处于同一个能级。2.电子云由于微观粒子的运动特性，人们不能同时准确测量电子运动的速度和位置，于是用统计的方法来了解电子在原子核外空间某处出现的概率大小。为了便于理解，人们常用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外单位

18、体积内出现的概率大小。点密集的地方，表示电子在单位体积内出现的概率大；点稀疏的地方，表示电子在单位体积内出现的概率小。这种对电子在原子核外空间单位体积内出现概率大小的形象化描述称为电子云。1s、2p 轨道的电子云，如图 1.8 所示。处于1s 轨道上的电子（也称 1s 电子）在空间出现的概率分布呈球形对称，并且电子在原子核附近单位体积内出现的概率大，离核越远，单位体积内电子出现的概率越小。处于 2p 轨道上的电子在空间单位体积内出现的概率是沿着一个坐标轴（x轴、y 轴或 z 轴）对称分布的。2px最大的电子云 a.u.是能量的原子单位的缩写，1 a.u.=27.211 396 eV。银原子流银

19、原子束磁场SN00.51s2s3s4s2p3p3d4p4d4fn=E/a.u.原子结构与性质第 1 章10密度沿着 x 轴分布，2py最大的电子云密度沿着 y 轴分布，2pz最大的电子云密度沿着 z 轴分布。图 1.81s 和 2p 轨道电子云空间分布图量子化学是应用量子力学的基本原理和方法研究化学问题的一门基础学科。量子化学研究范围包括：稳定和不稳定分子的结构、性能以及它们的结构与性能之间的关系；分子与分子之间的相互作用；分子与分子之间的碰撞和相互反应等问题。量子化学基础研究主要是，寻求量子化学中的自身规律，建立量子化学的计算方法等。量子化学应用研究主要是，用量子化学方法处理化学问题，用量子

20、化学的结果解释化学现象。量子化学在催化与表面化学、原子簇化学、分子动态学、生物与药物大分子等其他化学分支学科的研究方面将发挥更大的作用。量子化学的研究结果在其他化学分支学科的直接应用，建立了一些交叉学科，如量子有机化学、量子无机化学、量子生物化学和量子药物化学等。量子化学链接学科原子光谱分析法主要包括原子发射光谱分析法和原子吸收光谱分析法。原子在高温的作用下发射出各种波长的光，复合光经分光后得到的由一系列不连续亮线组成的光谱，就是该种元素的原子发射光谱。每一种元素的原子发射光谱都有其各自确定的特征谱线，这些谱线给出了原子核外电子在不同能级的分布、能级之间跃迁的概率等丰富信息。科学家根据原子发射

21、光谱所提供的大量的、最直接的实验数据，在研究、分析和阐明原子光谱的过程中建立和发展了原子原子光谱分析zzzzyyyyxxxx2pz2py2px1s氢原子结构模型111.1学习指南 请问 n 等于 3 的能层中有几个原子轨道？n 等于 3 时，含有 3s、3p 和 3d 能级，3s 能级有 1 个原子轨道，3p能级有 3 个原子轨道，3d 能级有 5 个原子轨道。因此，n 等于 3的能层中一共含有 9 个原子轨道。例题导引问题：分析：练习巩固1.下列叙述中，不符合玻尔原子结构模型观点的是（）。（A）原子核外电子做圆周运动的轨道分布是不连续的 （B）电子从一个轨道跃迁至另一个轨道时，将吸收或辐射能

22、量 （C）电子在定态轨道上绕核运动时，不向外辐射能量 （D）在不同轨道上运动的电子所具有的能量是连续分布的2.下列能级中，有3个原子轨道的是（）。（A）1s（B）2p（C）3d（D）4f3.下列关于电子云或原子轨道的叙述中，正确的是（）。（A）电子云图中的小黑点越密，表示原子核外单位体积内的电子越多 （B）原子轨道是电子运动的轨迹 （C）原子轨道表示电子在空间各处出现的概率 （D）电子云是用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外单位体积内出现概率的大小4.简要说明不同的原子结构模型中轨道的含义有什么不同。结构理论。原子发射光谱分析法也是元素定性、定量分析和发现新元素的重要方法。如果将一束白光通过

23、受电或热的作用而产生的某种元素的气态原子，由于气态原子吸收了白光中某些波长的单色光，因此通过气态原子后的白光经分光后就会出现一系列不连续的暗线，得到的光谱就是该种元素的原子吸收光谱。科学家在对太阳光谱的研究中，就是根据原子吸收光的现象，分析并发现了太阳中的化学元素。在此基础上发展起来的原子吸收光谱分析法也被广泛应用于元素的定量分析中。原子结构与性质第 1 章12除了氢原子外，其他的原子都是多电子原子。多电子原子的电子运动状态也是用原子轨道来描述的，但是原子轨道的能量除了与 n 值有关，还与其他因素有关。通过原子光谱和有关理论计算，人们能够推测基态原子中的电子都排布在哪些原子轨道上。物质的化学性

24、质与原子的电子结构密切相关。了解多电子原子核外电子的排布，是学习物质化学性质及其变化规律的重要基础。科学研究表明，原子中的电子是按一定的规律排布在各原子轨道上的，那么电子排布时又遵循了哪些规律呢？科学家们根据光谱学和磁学研究提供的信息，总结出了基态原子核外电子排布遵循的三条经验规则。1.能量最低原理能量最低原理是指，原子核外电子在各原子轨道上的排布方式应使整个原子的能量处于最低的状态。确定原子核外电子填入原子轨道顺序的一个经验方法是构造原理：从氢原子开始，按照原子核内增加一个质子，核外增加一个电子的方式逐个构建原子，那么随着原子序数的增加，每个新增加的核外电子将按照图 1.9 中箭头所指的先后

25、顺序填入各组原子轨道中。根据构造原理，基态原子核外电子排布的能级顺序依次为：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s2.泡利不相容原理1925 年，奥地利物理学家泡利（W.Pauli，1900 1958）通过总结大量原子光谱实验事实后指出，每个原子轨道中最多只能容纳 2 个自旋状态不同的电子，这条规则称为泡利不相容原理。泡利不相容原理规定了每个能级可能容纳的最大电子数。例如，ns 能级只有 1 个原子轨道，最多能容纳 2 个电子；np 能级有 3 个原子轨道，最多能容纳 6 个电子；nd 能级有 5 个原子轨道，最多能容纳 10 个电子；nf能级有 7 个原子轨道

26、，最多能容纳 14 个电子等。每个原子轨道中的 2 个电子自旋状态是不同的，例如：身边的有机化合物1.2多电子原子核外电子的排布基态原子核外电子的排布规则认识原子核外电子排布规则 会书写 1 36 号元素基态原子的核外电子排布式和轨道表示式知道洪特规则的应用学 习 聚 焦知 识 回 放 原子轨道和电子云 各能级的原子轨道数 氢原子的能级图 结构示意图和电子式图 1.9构造原理示意图1s2s2p3s3p4s4p5s5p6s6p6d5d4d4f5f3d7s7p131.2多电子原子核外电子的排布3.洪特规则当电子在能量相同的原子轨道上排布时，电子总是优先按自旋状态相同的方式单独地占据各个原子轨道，然

27、后再配对，这样体系能量最低，这就是洪特规则。例如，氮原子 2p能级上有 3 个电子，它们以自旋状态相同的方式排布如下：此外，洪特规则还指出，当 np、nd、nf 能级上电子处于半满（p3、d5、f 7）或全满（p6、d10、f14）状态时，体系能量最低。原子中的电子按照这三条规则在各原子轨道上排布时，原子能量处于最低状态，这种状态是原子的基态，其他状态则是原子的激发态。根据泡利不相容原理完成下表。书写表达n 值1234能级1s能级最多容纳电子数2能层K能层最多容纳电子数2s 轨道p 轨道d 轨道原子结构与性质第 1 章14原子核外电子的排布该怎样来表示？我们以氮原子为例。氮原子的原子序数为 7

28、，按照电子排布遵循的三条规则，电子在各原子轨道上的排布为：1s22s22p3上式中，写在原子轨道符号右上角的是各能级中的电子数。这样的表示方法称为电子排布式。由于在内层原子轨道上的电子能量较低，在外层原子轨道上的电子能量较高，元素的化学性质主要取决于外层原子轨道上的电子，这些电子被称为价电子。为方便起见，通常我们只需要表示出原子价电子的排布，内层电子的排布可用相应的稀有气体元素符号加方括号来表示。例如，基态氮原子的电子排布式可以表示为：He2s22p3根据洪特规则，氮原子 2p 能级上的 3 个电子应以自旋状态相同的方式排布，但电子排布式无法体现。为了明确表示电子排布在同一能级各原子轨道时的方

29、式，我们可以用轨道表示式来表示。例如，基态氮原子的轨道表示式为：核外电子排布的表示方法根据前面讨论的原子核外电子排布遵循的三条规则，就能写出各元素基态原子的电子排布式和轨道表示式。例如，第 2 周期元素基态原子的电子排布式和轨道表示式如表 1.1 所示。表 1.1第 2 周期元素基态原子的电子排布式和轨道表示式原子序数元素符号电子排布式轨道表示式3Li1s22s1或 He2s11s2s4Be1s22s2或 He2s21s2s1s2s2p151.2多电子原子核外电子的排布原子序数元素符号电子排布式轨道表示式5B1s22s22p1或 He2s22p11s2s2p6C1s22s22p2或 He2s2

30、2p21s2s2p7N1s22s22p3或 He2s22p31s2s2p8O1s22s22p4或 He2s22p41s2s2p9F1s22s22p5或 He2s22p51s2s2p10Ne1s22s22p6或 He2s22p61s2s2p（续表）按照原子核外电子排布的能级顺序，2p轨道排满以后，电子将依次排入 3s、3p 等轨道，依此类推，便可以给出其余多电子原子的核外电子排布。例如，锰元素的原子序数是 25，原子核外有 25 个电子，其基态原子的电子排布 式为：1s22s22p63s23p63d54s2或 Ar3d54s2需要注意的是，对 24 号元素铬而言，根据洪特规则，d 轨道上电子排布

31、呈半满状态时能量最低，因此其基态原子的电子排布式为：Ar3d54s1大多数元素基态原子核外电子的排布遵循前述三条规则。但是，第 5、6、7 周期有部分元素基态原子核外电子的根据上述铬元素的例子，你能否找出元素周期表中还有哪些元素有类似的情况？试写出其中某种元素基态原子的电子排布式。书写表达原子结构与性质第 1 章16第 7 章练习巩固1.原子中n=2的能层最多能容纳的电子数是（）。（A）2个（B）8个（C）18个（D）32个2.基态Mg2+的电子排布式正确的是（）。（A）1s22s22p63s1（B）1s22s22p63s2（C）1s22s22p5（D）1s22s22p63.某元素基态原子的电

32、子排布式为Ne3s23p3。下列关于它的描述中，正确的是（）。（A）3p能级上的3个电子能量相等，自旋状态相同 （B）该原子的核外电子数为5 （C）3p能级上的3个电子能量相等，但自旋状态不同 （D）该元素的原子的价电子数为34.某元素基态原子的电子排布式为Ar3d74s2，该元素的原子序数是多少？学习指南 根据多电子原子核外电子排布的规则，写出基态 F的电子排布式。F 原子得到一个电子形成 F，F 原子核外有 9 个电子，因此 F核外有 10 个电子。根据核外电子排布的三条规则，基态 F的电子排布式为：1s22s22p6。例题导引问题：分析：根据基态原子核外电子排布的三条规则，写出 11 1

33、8 号元素基态原子的电子排布式和轨道表示式。通过书写练习，你能否总结出 19 36 号元素的电子排布有怎样的 规律？书写表达排布并不完全符合这些规则。因此，原子核外电子的排布要以实验测定结果为准。171.3元素周期律身边的有机化合物第 7 章1.3元素周期律1939 年美国化学家鲍林（L.Pauling，19011994）根据大量光谱实验结果和理论计算，总结出多电子原子外层原子轨道能级高低顺序的一般规律，根据这一规律画出的原子轨道能级图，称为鲍林近似能级图（图 1.10）。图中的每个小圆圈代表一个原子轨道，能量相同的原子轨道并列为一个能级，能量相近的能级都纳入一个方框内，同一方框内的能级称为一

34、个能级组，共划分出 7 个能级组。除第一能级组只有 1 个 1s 能级，其余能级组均由 2 个及以上能级组成，且以 ns 开始，以 np 结束。能级组间能量差较大，而能级组内各能级间能量差较小。多电子原子核外电子排布的构造原理图就是以鲍林近似能级图为基础绘制的。核外电子排布与区、周期、族的划分 认识元素周期表中区、周期和族的划分与原子核外电子排布的关系 认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律 能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，判断化学键的类型 能举例说明元素周期律（表）的 应 用，了 解 元 素 周 期 律（表）的应用价值学 习 聚 焦知 识 回 放 基态原子

35、核外电子的排布规则 电子排布式和轨道表示式 元素周期表的结构图 1.10鲍林近似能级图从136号元素基态原子核外电子的排布中可以看到，随着原子序数的增加，核外电子排布发生了周期性的变化。考察元素周期表可以发现，区、周期、族的划分与原子核外电子排布的周期性变化有内在联系。物质结构决定物质的性质，原子核外电子排布的周期性变化也决定了元素性质随着原子序数的递增呈现周期性递变规律。能量7p6p5p4p4p5p5d6p7s5f6d7p3d4d5d6d4f5f3d4d4f3p3p2p2p7s6s5s4s4s5s6s3s3s2s2s1s1s原子结构与性质第 1 章18鲍林近似能级图中的 7 个能级组分别对应

36、了元素周期表中的 7 个周期，每个周期所包含的元素种类数等于所对应的能级组中所有原子轨道最多能容纳的电子数。根据 1 36 号元素在元素周期表中的位置，联系每一族元素原子的价电子排布，尝试从中找出原子核外电子排布与族划分之间的内在关系。族的划分与元素原子价电子排布密切相关。一般来说，同族元素的价电子数相同，对主族元素而言，其价电子数与主族序数相同。主族元素原子的价电子全部排布在最外层的 ns 或 nsnp 轨道上。对于主族元素原子而言，价电子就是最外层电子。例如，碱金属元素原子的价电子排布为ns1，只有 1 个价电子，为 A 族。再如，卤族元素原子的价电子排布为 ns2np5，有 7 个价电子

37、，为A 族。稀有气体元素原子的最外层电子排布都是 ns2np6（He 是 1s2）。对于过渡元素原子，价电子不仅仅是最外层电子，还包括次第 4 周期对应第 4 能级组（4s、3d、4p），最多能容纳18 个电子，因此第 4 周期共包含 18 种元素，其中第 3 12族元素（也称过渡元素）的原子新增的电子排布在 3d 轨道上。第 4 周期元素价电子排布呈现从 4s1经过 4s1 23d1 10过渡到 4s24p6的变化。以此类推，第 5 周期也可以容纳 18种元素，而第 6、7 周期分别可以容纳 32 种元素。周期能级组能级组包含的原子轨道能级组最多容纳的电子数周期包含的元素种类数价电子排布的递

38、变规律123根据鲍林近似能级图完成下表。书写表达想一想191.3元素周期律外层电子，甚至倒数第三层电子，同一族内，价电子排布基本相同。根据元素原子的价电子排布特征，还可以将元素周期表分为 s 区、p 区、d 区和 f 区，如图 1.11 所示，区的名称一般来自最后填入电子的能级的符号（除 He 以外）。s 区包含氢元素、第 1 族的碱金属元素和第 2 族的碱土金属元素，共两个纵列，除氢元素以外，其余都是较活泼的金属元素。s 区元素原子的最后一个电子填充在 s 轨道上，价电子排布为 ns1 2。p 区包含第 13 18 族元素，共 6 个纵列，除氢元素外，所有非金属元素（包括稀有气体元素）都在

39、p 区。p区元素原子的价电子排布为 ns2np1 6（He 是 1s2）。d 区包含除镧系和锕系元素以外的第 3 12 族元素，共 10 个纵列。一般来说，d 区元素原子的价电子排布为(n 1)d1 10ns1 2。d 区元素原子核外电子排布的差别主要在(n 1)d 轨道上。图 1.11元素周期表分区的简图科学研究表明，随着原子序数的递增，原子核外电子排布呈周期性变化，使元素的原子半径、第一电离能以及电负性等性质也呈现周期性变化。它们都有哪些变化规律？与核外的电子排布又有什么关系？元素性质的周期性变化规律s 区d 区f 区p 区123456789101112131415161718原子结构与性

40、质第 1 章201.原子半径元素的原子半径是一个重要的参数，对元素及其化合物的性质有较大影响。由于核外电子在原子核附近到离核很远的地方都有可能出现，所以原子并没有明确的边界，原子半径是根据一定规则，结合实验测定得到的。原子半径的大小取决于两个因素：一个是电子层数，另一个是核电荷数。显然，电子层数越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大；核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小。这两个因素的共同作用，使得原子半径发生周期性变化。主族元素的原子半径如图 1.12 所示：同一周期中，从左至右，元素的原子半径逐渐减小；同一主族中，从上至下，元素的原子半径逐渐增大。图 1.12主族元素的

41、原子半径示意图拓展视野同一种元素原子依据不同规则得到的原子半径差别可能很大，所以比较不同原子的相对大小时，取用的数据来源必须一致。常见的原子半径有金属半径、共价半径和范德华半径等。金属半径：金属晶体中，相邻两原子核间距的一半称为金属半径。例如，钠原子的金属半径为 186 pm图 1.13（a）。三种原子半径HLiNaKRbCsBaSrCaMgBeTlInGaAlBPbSnGeSiCBiSbAsPNPoTeSeSOAtIBrClF211.3元素周期律共价半径：通常将同种元素原子形成共价单键时两原子核间距的一半称为共价半径。例如，把氢分子中两个氢原子核间距的一半（37 pm）定为氢原子的共价半径图

42、 1.13（b）。范德华半径：在分子晶体中，相邻分子之间的两原子核间距的一半称为范德华半径图 1.13（c）。图 1.13三种原子半径的示意图2.第一电离能元素的气态基态原子失去一个电子形成+1 价的气态正离子所需要的最低能量叫做该元素的第一电离能，用 I1 表示。一般来说，同周期主族元素，从左至右，随着原子序数的递增，第一电离能增大。同一周期中，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大。同主族元素，从上至下，随着原子序数的增加，第一电离能依次减小。例如，第 1 族碱金属元素从 Li 到 Cs，第 18 族稀有气体元素从 He 到 Xe，第一电离能都依次减小。第一电离能数值越小

43、，原子越容易失去一个电子；第一电离能越大，原子越难失去一个电子。第一电离能的周期性变化规律与核外电子排布的周期性变化密切相关。M(g)M+(g)+eH =I1金属钠晶体中相邻的钠原子氢分子中的氢原子氯分子晶体中相邻的分子范德华半径共价半径金属半径186 pm74 pm37 pm180 pm360 pm372 pm（a）金属半径（b）共价半径（c）范德华半径原子结构与性质第 1 章221.已知 Na 的第一电离能为 496 kJmol1，Mg 的第一电离能为 738 kJmol1。请你根据这些数据，解释 Na 和 Mg的金属性差异。2.仔细观察图 1.14 可以看到：第 2 周期中，Be 的第一

44、电离能大于 B，N 的第一电离能大于 O；第 3 周期中，Mg的第一电离能大于 Al，P 的第一电离能大于 S。你能否解释可能是什么原因引起了上述结果吗？图 1.14部分元素第一电离能的变化趋势第一种稀有气体化合物（XePtF6）的发现稀有气体元素，包括 He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn 等元素。所有的稀有气体元素最外层 s 和 p 轨道都填满了电子，He 的最外层电子数为 2，而其他元素都为 8。它们的第一电离能很高，生成化合物的倾向很小。因此，化学家一度都认为稀有气体化合物不存在，并将这些元素的单质称为“惰性气体”。1962 年，英国化学家巴特利特（N.Bartlett，19322008

45、）在研究无机氟化物时，发现强氧化性的 PtF6（六氟化铂）可将 O2氧化为 O2+。由于 O2到O2+的电离能（1 165 kJmol1）与 Xe 到 Xe+的电离能（1 170 kJmol1）相差不大，因此巴特利特化学史话图 1.15 Xe 与 PtF6反应生成XePtF6XeXePtF6Xe想一想原子序数第一电离能/（kJmol1）2 5002 0001 5001 0005000123456789 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20CaKSClArPSiAlNaMgNeFNOCBBeLiHHe231.3元素周期律3.电负性电负性概念是由美国化学家鲍林在 193

46、2 年提出的，用来表示元素的原子在化合物中吸引电子能力的相对大小。元素的电负性越大，表示原子在化合物中吸引电子的能力越强。鲍林根据实验数据进行了理论计算，以氟的电负性4.0 作为相对标准，在此基础上得出了其他元素的电负性。图 1.16 列出了部分主族元素电负性的周期性变化。从图 1.16 可以看到，金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性相对较大。一般来说，同周期主族元素，从左至右，电负性逐渐变大（稀有气体元素除外）；同主族元素，从上至下，电负性逐渐变小。电负性的大小也可用于判断元素的金属性和非金属性的强弱。一般来说，金属元素的电负性小于 1.8，数值越小，金属性越强；非金属元素的电负性大于1

47、.8，数值越大，非金属性越强。位于金属元素和非金属元素交界处的元素图 1.16部分主族元素电负性的周期性变化尝试用PtF6氧化Xe。巴特利特将PtF6和Xe适量混合后，反应得到了橙黄色的固体，他认为该固体是 XePtF6（六氟合铂酸氙）。XePtF6是第一种制得的稀有气体化合物，这在化学界引起了很大震动。后期的实验证明该化合物的化学式并非如此简单，而是包括 XeF+PtF6和 XeF+Pt2F11。XePtF6的成功合成不仅意味着稀有气体元素有可能形成化合物，而且极大地推动了对稀有气体化合物的系统研究。众多稀有气体化合物也是在此不久之后被发现，“惰性气体”也因此更名为“稀有气体”。电负性增大电

48、负性增大12H2.1Li1.0Na0.9K0.8Rb0.8Cs0.7Be1.5B2.0Al1.5Ga1.6In1.7Tl1.8C2.5Si1.8Ge1.8Sn1.8Pb1.9N3.0P2.1As2.0Sb1.9Bi1.9O3.5S2.5Se2.4Te2.1Po2.0F4.0Cl3.0Br2.8I2.5At2.2Mg1.2Ca1.0Sr1.0Ba0.91314151617原子结构与性质第 1 章24 A 元素原子的负一价离子与基态氩原子核外电子的排布相同。请写出A 元素基态原子的电子排布式，指出该元素位于元素周期表的第几周期、第几族，写出元素符号和最高价氧化物对应水化物的化学式。氩原子的原子序数

49、是 18，A 元素原子的负一价离子与基态氩原子核外电子的排布相同，所以 A 元素的原子序数是 17，基态原子的电子排布式为：Ne3s23p5，位于元素周期表的第 3 周期、第 17 族。元素符号为 Cl，最高价氧化物对应水化物的化学式为 HClO4。学习指南例题导引问题：分析：（如锗元素、锑元素等）电负性则在 1.8 左右，这些元素既具有金属性，又有非金属性。通常，还可以利用两种元素电负性的差值判断化学键的类型。当成键的两个原子相应的元素电负性差值大于 1.7 时，所形成的一般为离子键；当差值小于 1.7 时，一般为共价键。根据前面学习的同周期和同主族元素电负性的变化趋势，分别完成 11 17

50、 号元素、碱金属元素和卤族元素的电负性变化折线图，并解释碱金属元素的金属性和卤族元素的非金属性的递变规律。书写表达图 1.17电负性变化折线图电负性Na11 17 号元素碱金属元素卤族元素MgAl Si PS ClLi Na K Rb CsF Cl Br I At电负性电负性43.532.521.510.5043.532.521.510.5043.532.521.510.50251.3元素周期律练习巩固1.下列各组元素中，按照原子半径依次减小顺序排列的是（）。（A）Be、Mg、Ca （B）F、Cl、Br （C）C、N、O （D）B、Be、Li2.下列关于元素第一电离能的比较中，正确的是（）。（