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核外电子数

更新时间:2022-12-08 23:30:30 阅读: 评论:0

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2022年12月8日发(作者:凄美的爱情诗句)

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原子核外电子排布规律

①能量最低原理:电子层划分为K

能量较低者低优先排布原则.

②每个电子层最多只能容纳2n2个电子。

③最外层最多只能容纳8个电子〔K层为最外层时不能超过2个〕

次外层最多只能容纳18个电子〔K层为次外层时不能超过2个

倒数第三层最多只能容纳32个电子

注意:多条规律必须同时兼顾。

简单例子的构造特点:

(1)离子的电子排布:主族元素阳离子跟上一周期稀有气体的电子层排布一样,如钠离子、镁离子、

铝离子和氖的核外电子排布是一样的。

阴离子更同一周期稀有气体的电子排布一样:负氧离子,氟离子和氖的核外电子排布是一

样的。

〔2〕等电子粒子〔注意主要元素在周期表中的相对位置〕

①10电子粒子:CH

4

、N3、NH

2

、NH

3

、NH

4

、O2、OH、H

2

O、H

3

O、F、HF、Ne、

Na、Mg2、Al3等。

②18电子粒子:SiH

4

、P3、PH

3

、S2、HS、H

2

S、Cl、HCl、Ar、K、Ca2、PH

4

等。

特殊情况:F

2

、H

2

O

2

、C

2

H

6

、CH

3

OH

③核外电子总数及质子总数均一样的阳离子有:Na、NH

4

、H

3

O等;阴离子有:F、OH、

NH

2

;HS、Cl等。

前18号元素原子构造的特殊性:

〔1〕原子核中无中子的原子:1

1

H

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〔2〕最外层有1个电子的元素:H、Li、Na;最外层有2个电子的元素:Be、Mg、He

〔3〕最外层电子总数等于次外层电子数的元素:Be、Ar

〔4〕最外层电子数等于次外层电子数2倍的元素:C;是次外层电子数3倍的元素:O;是

次外层电子数4倍的元素:Ne

〔5〕最外层电子数是层电子数一半的元素:Li、P

〔6〕电子层数与最外层电子数相等的元素:H、Be、Al

〔7〕电子总数为最外层电子数2倍的元素:Be

〔8〕次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:Li、Si

元素周期表的规律:

〔1〕最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素,最外层电子数为1或2

的元素可能是主族、副族或0族元素,最外层电子数为8的元素是稀有气体〔He例外〕

〔2〕在元素周期表中,同周期的ⅡA、ⅢA族元素的原子序数差异有:①第2、3周期〔短周

期〕元素原子序数都相差1;②第4、5周期相差11;③第6、7周期相差25

〔3〕同主族、邻周期元素的原子序数差

①位于过渡元素左侧的主族元素,即ⅠA、ⅡA族,同主族、邻周期元素原子序数之差为下一

周期元素所在周期所含元素总数;相差的数分别为2,8,8,18,18,32

②位于过渡元素左侧的主族元素,即ⅢA~ⅦA族,同主族、邻周期元素原子序数之差为下一

周期元素所在周期所含元素种数。例如,氯和溴的原子序数之差为35-17=18〔溴所在第四周期

所含元素的种数〕。相差的数分别为8,18,18,32,32.

③同主族非县令的原子序数差为上述连续数的加和,如H和Cs的原子序数为2+8+8+18+18=54

〔4〕元素周期表中除Ⅷ族元素之外,原子序数为奇数〔偶数〕的元素,所属所在族的序数及

主要化合价也为奇数〔偶数〕。如:氯元素的原子序数为17,而其化合价有-1、+1、+3、+5、

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+7,最外层有7个电子,氯元素位于ⅦA族;硫元素的原子序数为16,而其化合价有-2、+4、

+6价,最外层有6个电子,硫元素位于ⅥA族。

〔5〕元素周期表中金属盒非金属元素之间有一分界限,分界限右上方的元素为非金属元素,

分界限左下方的元素为非金属元素〔H除外〕,分界限两边的元素一般既有金属性也有非金属

性。每周期的最右边金属的族序数与周期序数相等,如:Al为第三周期ⅢA族。

元素周期律:

〔1〕原子半径的变化规律:同周期主族元素自左向右,原子半径逐渐增大;同主族元素自上

而下,原子半径逐渐增大。

〔2〕元素化合价的变化规律:同周期自左向右,最高正价:+1~+7,最高正价=主族序数〔O、

F除外〕,负价由-4~-1,非金属负价=-〔8-族序数〕

〔3〕元素的金属性:同周期自左向右逐渐减弱;同主族自上而下逐渐增强。

〔4〕元素的非金属性:同周期制作仙游逐渐增强;同主族自上而下逐渐减弱。

〔5〕最高价化合物对应水化物的酸、碱性:同周期自左向右酸性逐渐增强,碱性逐渐减弱;

同主族自上而下酸性逐渐减弱,碱性逐渐增强。

〔6〕非金属气态氢化物的形成难以、稳定性:同周期自左向右形成由难到易,稳定性逐渐增

强;同主族自上而下形成由易到难,稳定性逐渐减弱。

原子核外电子按照轨道式排布时遵守以下次序:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p

规律总结:s有1个轨道,最多容纳2个电子

p有3个轨道,最多容纳6个电子

d有5个轨道,最多容纳10个电子

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f有7个轨道,最多容纳14个电子

每一个轨道可以容纳两个自选方向相反的电子

s

〔N+1〕s

(N+1)p<(N+2)s

原子核外电子排布规律

1、泡利不相容原理:每个轨道最多只能容纳两个电子,且自旋相反配对

2、能量最低原理:电子尽可能占据能量最低的轨道

3、洪特规则:简并轨道〔能级一样的轨道〕只有被电子逐一自旋平行地占据后,才能容纳

第二个电子

另外:等价轨道在全充满、半充满或全空的状态是比拟稳定的,亦即以下电子构造是比拟稳

定的:

全充满---p6或d10或f14

半充满----p3或d5或f7

全空-----p0或d0或f0

还有少数元素〔如*些原子序数较大的过渡元素和镧系、锕系中的*些元素〕的电子排布更为

复杂,既不符合鲍林能级图的排布顺序,也不符合全充满、半充满及全空的规律。而这些元素

的核外电子排布是由光谱实验构造得出的,我们应该尊重光谱实验事实。

对于核外电子排布规律,只要掌握一般规律,注意少数例外即可。

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处于稳定状态的原子,核外电子将尽可能地按能量最低原理排布,另外,由于电子不可能都

挤在一起,它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则,一般而言,在这三条规则的指导下,可

以推导出元素原子的核外电子排布情况,在中学阶段要求的前36号元素里,没有例外的情况发

生。

1.最低能量原理

电子在原子核外排布时,要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最低呢?比方

说,我们站在地面上,不会觉得有什么危险;如果我们站在20层楼的顶上,再往下看时我们心

理感到害怕。这是因为物体在越高处具有的势能越高,物体总有从高处往低处的一种趋势,就

像自由落体一样,我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中,物体要从地面到空中,必

须要有外加力的作用。电子本身就是一种物质,也具有同样的性质,即它在一般情况下总想处

于一种较为平安〔或稳定〕的一种状态〔基态〕,也就是能量最低时的状态。当有外加作用时,

电子也是可以吸收能量到能量较高的状态〔激发态〕,但是它总有时时刻刻想回到基态的趋势。

一般来说,离核较近的电子具有较低的能量,随着电子层数的增加,电子的能量越来越大;同

一层中,各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。这两种作用的总结果可以得出电子在

原子核外排布时遵守以下次序:1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p……

2.保里不相容原理

我们已经知道,一个电子的运动状态要从4个方面来进展描述,即它所处的电子层、电子亚

层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向。在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全一

样的两个电子存在,这就是保里不相容原理所告诉大家的。根据这个规则,如果两个电子处于

同一轨道,则,这两个电子的自旋方向必定相反。也就是说,每一个轨道中只能容纳两个自旋

方向相反的电子。这一点好似我们坐电梯,每个人相当于一个电子,每一个电梯相当于一个轨

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道,假设电梯足够小,每一个电梯最多只能同时供两个人乘坐,而且乘坐时必须一个人头朝上,

另一个人倒立着〔为了充分利用空间〕。根据保里不相容原理,我们得知:s亚层只有1个轨道,

可以容纳两个自旋相反的电子;p亚层有3个轨道,总共可以容纳6个电子;f亚层有5个轨道,

总共可以容纳10个电子。我们还得知:第一电子层〔K层〕中只有1s亚层,最多容纳两个电子;

第二电子层〔L层〕中包括2s和2p两个亚层,总共可以容纳8个电子;第3电子层〔M层〕中

包括3s、3p、3d三个亚层,总共可以容纳18个电子……第n层总共可以容纳2n2个电子。

3.洪特规则

从光谱实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义:一是电子在原子核外排布时,将尽可

能分占不同的轨道,且自旋平行;洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层,当电子排布

处于

全满〔s2、p6、d10、f14〕

半满〔s1、p3、d5、f7〕

全空〔s0、p0、d0、f0〕时比拟稳定。这类似于我们坐电梯的情况中,要么电梯是空的,要

么电梯里都有一个人,要么电梯里都挤满了两个人,大家都觉得比拟均等,谁也不抱怨谁;如

果有的电梯里挤满了两个人,而有的电梯里只有一个人,或有的电梯里有一个人,而有的电梯

里没有人,则必然有人产生抱怨情绪,我们称之为不稳定状态。

二、核外电子排布的方法

对于*元素原子的核外电子排布情况,先确定该原子的核外电子数〔即原子序数、质子数、

核电荷数〕,如24号元素铬,其原子核外总共有24个电子,然后将这24个电子从能量最低的1s

亚层依次往能量较高的亚层上排布,只有前面的亚层填满后,才去填充后面的亚层,每一个亚

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层上最多能够排布的电子数为:s亚层2个,p亚层6个,d亚层10个,f亚层14个。最外层电子

到底怎样排布,还要参考洪特规则,如24号元素铬的24个核外电子依次排列为

1s22s22p63s23p64s23d4

根据洪特规则,d亚层处于半充满时较为稳定,故其排布式应为:

1s22s22p63s23p64s13d5

最后,按照人们的习惯“每一个电子层不分隔开来〞,改写成

1s22s22p63s23p63d54s1

即可。

"原子核外电子排布应遵循的三大规律"

〔一〕泡利不相容原理:

1.在同一个原子里,没有运动状态四个方面完全一样的电子存在,这个结论叫泡利不相

容原理。

2.根据这个原理,如果有两个电子处于一个轨道〔即电子层电子亚层电子云的伸展方

向都一样的轨道〕,则这两个电子的自旋方向就一定相反。

3.各个电子层可能有的最多轨道数为,每个轨道只能容纳自旋相反的两个电子,各

电子层可容纳的电子总数为2个。

〔二〕能量最低原理:

1.在核外电子的排布中,通常状况下,电子总是尽先占有能量最低的原子轨道,只有当

这些原子轨道占满后,电子才依次进入能量较高的原子轨道,这个规律叫能量最低原理。

2.能级:就是把原子中不同电子层和亚层按能量上下排布成顺序,象台阶一样叫做能级。

〔1〕同一电子层中各亚层的能级不一样,它们是按s,p,d,f的次序增高。

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不同亚层:ns

〔2〕在同一个原子中,不同电子层的能级不同。离核越近,n越小的电子层能级越低。

同中亚层:1s<2s<3s;1p<2p<3p;

〔3〕能级交织现象:多电子原子的各个电子,除去原子核对它们有吸引力外,同时各个

电子之间还存在着排斥力,因而使多电子原子的电子所处的能级产生了交织现象。

例如:E

3d

>E

4S

,E

4d

>E

5S

,n≥3时有能级交织现象。

3.电子填入原子轨道顺序:1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p,能级由低渐高。

〔三〕洪特规则:

1.在同一亚层中的各个轨道上,电子的排布尽可能单独分占不同的轨道,而且自旋方向

一样,这样排布整个原子能量最低。

2.轨道表示式和电子排布式:

轨道表示式:一个方框表示一个轨道

电子排布式:亚层符号右上角的数字表示该亚层轨道中电子的数目

3.洪特规则的特例:

同一电子亚层中当电子排布全充满、半充满、全空比拟稳定。

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