原子结构和元素周期系.ppt

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1、原子结构和元素周期系 Still waters run deep.流静水深流静水深,人静心深人静心深 Where there is life,there is hope。有生命必有希望。有生命必有希望1.1.1氢原子光谱和玻尔模型1.连续光谱连续分布的带状光谱。如白光经分光镜后得到的光谱紫外区紫外区紫外区紫外区 可见光区可见光区可见光区可见光区 红外区红外区红外区红外区HH /nm /nm 364.6 364.6 397.0 397.0 410.2 410.2 434.0 434.0 486.1 486.1 656.3656.3H H H H H H H H 2.氢原子光谱氢原子光谱的特点：（

2、1）谱线的不连续性线状光谱 （2）从每一条谱线的频率可以得到相应谱线的 能量。能量具有不连续性经典物理学无法解释线状光谱的不连续性。原因：经典物理学的研究对象宏观物体 质量大、体积大、运动速率远小于光速。原子光谱由电子（属微观粒子）产生 质量小、体积小、运动速率等于或接近光速。3.普朗克（Plank)量子化概念：物质吸收或辐射能量是不连续的，是按照一个基本量或基本量的整数倍吸收或辐射能量，这种情况称为量子化。这个最小的基本量称为能量子或量子。物质吸收或放出的能量是h的整数倍，即 1h,2h,3h,nh.n=1，2，3，,正整数 量子的能量（E）与辐射的频率（）成正比，E=h h普朗克常数，h=

3、6.626 10-34J.s;频率，s-1。4.玻尔模型 （1）电子在原子核外特定的轨道（有确定的半径和能量）上运动，电子处于稳定的状态（定态），即不吸收能量，也不辐射能量。每一定态具有一定的能量（能级）E，其中能量最低的定态称为基态，其余的定态为激发态。玻尔计算了氢原子轨道的半径（r）和能量（E）：r=a0n2 a0玻尔半径。a0=52.9pm，当n=1时，r=a0，B里德堡常数。B=13.6 Ev =2.17810-28J，n量子数，或能级数，n=1，2，3，4，正整数。（2）当电子从一种定态E1跃迁至另一种定态E2时，将吸收或放出能量。能量的变化可用电磁波（频率）的形式表示。E=E1-E

4、2=h当E2 E1时，电子吸收能量，为激发；当 E2 金属的电子逸出功时，就产生光电效应光的波动性（光的传播）（1）光的干涉 当两光波相遇时，将产生光的干涉。波峰与波峰、波谷与波谷叠加相互加强。波峰与波谷叠加则相互减弱。（2）光的衍射 光绕过先面的障碍物，弯曲传播的现象。光源光栅屏幕2.微观粒子的波粒二象性 物质波的波长和微观粒子的动量满如下关系：物质波的波长（波动性）p微观粒子的动量，p=mv m微观粒子的质量 （粒子性）v微观粒子的速率 德布罗依最早提出微观粒子也具有波粒二象性。因此又将微观粒子的波称为德布罗依波或物质波。电子的波粒二象性（1）电子的粒子性：电子具有质量、速度、动量、能量等

5、。（2）电子的波动性：电子衍射实验微观粒子运动的统计性 玻恩认为物质波的波动性不是单个粒子的行为，而是大量粒子的统计行为，其在空间的分布具有统计规律，因此又可将物质波称为概率波。电子源屏幕晶体明条纹处：粒子出现的机会多，概率大。暗条纹处：粒子出现的机会少，概率小。1.1.3核外电子运动状态的近代描述1.薛定谔方程、波函数 波函数，=f（x，y，z）x，y，z 微观粒子在空间的坐标 m微观粒子的质量 h普朗克常数，h=6.62610-34 Js E体系的总能量 V体系的势能薛定谔方程的物理意义：对于一个质量为 m，在势能为V的势场中运动的微粒来说，方程的每一个合理的解，就表示该粒子的某一种运动状

6、态，以及该状态下粒子所具有的能量为E，或能级为E。解薛定谔方程就是求解波函数 以及与之相对应能量E。在薛定谔方程中，势能V是电子与核间距离r的函数，为方便求解，将直角坐标 (x，y，z)转换为球坐标(r，)r r：半径：半径 ：余纬度 ：平经度 球极坐标球极坐标 x=rsinx=rsincosy=rsin rsinsinz=rcosr2=x2+y2+z2球极坐标和直角坐标的关系球极坐标和直角坐标的关系 有 (r,)=R(r)Y(,)其中：R(r)波函数的径向部分 Y(,)波函数的角度部分Y(,)=()()为了表示电子运动的稳定状态，即求得合理的波函数，解方程时引入了三个量子数 n，li，mi。

7、n,li,mi(r,)=Rn,li(R)Yli,mi(,)Yli,mi(,)=li,mi()mi()经数学变换三个量子数的取值有如下规定：主量子数n=1，2，3，4，正整数；轨道角动量量子数li=0，1，2，(n 1)，共可取n个数值；通常用光谱符号表示相对应的li值 li 0 1 2 3 4 光谱符号 s p d f g 磁量子数mi=0，1，2，3，li，共可取(2li+1)个数值。三个量子数的组合方式决定了波函数的表达式。每一组（n，li，m）对应于一个波函数(n，li，m)，并称之为原子轨道。n相同的原子轨道归为一个主层。如，n=1，第一主层，有一个原子轨道；n=2，第二主层，有4个原

8、子轨道n，li值相同的原子轨道归为一个亚层。如，1s亚层，1个轨道；2p亚层，3个轨道；3d亚层，5个轨道 nli m(n，li，m)n相同的轨道数100(1，0，0)1222200(2，0，0)14111+10-1(2，1，1)(2，1，0)(2，1，-1)333333333300(3，0，0)19111+10-1(3，1，+1)(3，1，0)(1，1，-1)322222+2+10-1-2(3，2，+2)(3，2，+1)(3，2，0)(3，2，-1)(3，2，-2)5三个量子数组合允许的状态2.原子轨道的形状 利用Y(,)随角度(,)变化作图，即可得到原子轨道的角度分布图，它所代表的是原子轨

9、道的形状。例如，s原子轨道的角度分布图s+例如，p原子轨道的角度分布图0O15O30O45O60O90O120O150O180Ocos 10.9660.8660.7070.50-0.5-0.866-1Y2pzA0.966A0.866A0.707A0.5A0-0.5A-0.866A-A15O30O45O60O+-z zx xp原子轨道的角度分布图d原子轨道的角度分布图注意：（1）这些图象只代表波函数的角度部分，并不代 表波函数或原子轨道。（2）图中的正、负号也只代表角度部分的符号，而 不代表波函数的正、负号。（3）图中的正、负号不是指电荷的正、负号，而是 代表了原子轨道的对称性。3.概率密度与电

10、子云（1）概率密度 电子在核外空间某处单位体积内出现的概率，称为概率密度。概率密度和|2成正比的。可用|2来表示概率密度的大小。概率=概率密度 体积 （2）电子云 用小黑点图来形象地描述原子核外电子运动的概率分布情况。这种方法表示的图形称为电子云。氢原子1s电子云 小黑点密的地方，概率密度大；小黑点疏的地方，概率密度小。（3）电子云角度分布图|2=R2(r)Y2(,)以Y2沿着，的方向作图，就得到电子云的角度分布图，它表示概率密度随角度变化的情况。s电子云角度分布图sp电子云的角度分布图：pzpxpyd电子云的角度分布图：s原子轨道的角度分布图与s电子云的角度分布图的比较s+s原子轨道ss电子

11、云p原子轨道的角度分布图与p电子云的角度分布图的比较p原子轨道p电子云pzpxpyd原子轨道的角度分布图与d电子云的角度分布图的比较d原子轨道d电子云原子轨道的角度分布图与电子云的角度分布图的比较不同之处：1.原子轨道的角度分布图有正、负号，电子云的角度分布图没有正、负号。2.电子云的角度分布图比原子轨道的角度分布图“瘦”一些。相同之处：原子轨道的角度分布图与电子云的角度分布图的形 状相似。4.四个量子数（1）主量子数（n）代表电子的主层，不同的n值代表不同的电子层。n是决定电子能量的主要因素。n 值越大，该电子层离核越远，能级越高。主量子数（n）1234567电子层KLMNOPQ（2）轨道角

12、动量量子数（li）又称为角量子数或副量子数代表电子的亚层，也是决定电子的能量的因素之一。不同的li值可用不同的光谱符号来表示。轨道角动量量子数（li）01234电子亚层spdfg 轨道角动量量子数确定原子轨道的形状，不同的亚层有不同的形状。s 亚层（li=0），原子轨道为球形；p亚层（li=1），原子轨道为哑铃形；d亚层（li=2），原子轨道为花瓣形；.在一个亚层中，有几个mi数值，这个亚层就有几个不同的伸展方向。（3）磁量子数（mi）描述原子轨道在空间的伸展方向。每一个 mi值表示具有某种空间方向的原子轨道或电子云。亚层 li mi伸展方向轨道轨道数s001个s1p1+1，0，-13个p3d

13、2+2，+1，0，-1，-25个d5f3+3，+2，+1，0，-1，-2，-37个f7 每一个电子在做绕核运动的同时，还做自旋运动。（4）自旋角动量量子数（si）由于电子的自旋方向只有两个，因此自旋量子数只能取两个数值，+1/2，-1/2。1.2 原子核外电子排布和元素周期系1.2.1多电子原子的能级1.2.2 核外电子排布规律1.2.3 原子的电子层结构与元素周期系 1.2.1 多电子原子的能级(1)氢原子及类氢离子（He+、Li2+）：原子核外只有一个电子的原子或离子。决定原子轨道能量的只有主量子数n。n相同轨道的能量相同，n越大轨道的能量越高。如：E2s=E2p E3s=E3p=E3d

14、E1s E2s E3s E4S E2p E3p E4p（2）多电子原子 原子核外有两个或两个以上的电子的原子。决定多电子原子原子轨道能量的是，主量子数（n）和轨道角动量量子数（li）。从鲍林的近似能级图可以看出1.每一个小圆圈代表一个原子轨道，小圆圈的高低表示该轨道能量的高低。2.在同一高度上的轨道，能量相同，这些能量相同的轨道称为简并轨道，或等价轨道。简并轨道或等价轨道的主量子数（n）和轨道角动量量子数（li）是相同的。例如，np亚层有三个能量相同的简并轨道：nd亚层有五个简并轨道：nf亚层有七个简并轨道。2.主量子数（n）不同，角量子数（li）相同时，则主 量子数（n）越大，能量越高。E1

15、s E2s E 3s E4s.3.主量子数（n）相同，轨道角动量量子数（li）不同时，则轨道角动量量子数（li）越大，能量越高。E3sE3pE3d.E4s E4p E4d E4f 4.当主量子数（n）和轨道角动量量子数（li）都不同时，则会出现能级交错的现象 E4sE3d E5sE4d E6sE4f 5.方框内的轨道能量相近，称为一个能级组，共有 七个能级组。能级组之间的能量相差较大。1.原子的外电子层中原子轨道的能量的相对高低。该能级图反映的是原子外电子排布的一般规律。2.该能级图中的七个能级组与元素周期表中的七个 周期是相对应的。鲍林的近似能级图基本上反映了鲍林近似能级图的局限性：1.只是

16、对能级高低的定性判断，无定量意义2.该能级图假定所有元素的原子的能级高低的顺序都是一样的，但事实上原子轨道的能量是随着原子序数的变化而变化的。3.原子序数很大时，同一电子主层中的 各亚层的轨道能量在下降过程中逐渐接 近，呈现出正常的能级高低顺序(即没有能级交错时的顺序）。1s，2s，2p，3s，3p，3d，4s，4p，4d，4f，.能量由低到高的顺序是：1.2.2 核外电子排布规律1.保里不相容原理 在同一个原子中，不可能有四个量子数完全相同的电子存在。每一个原子轨道最多只能容纳两个电子，而且这两个电子必须自旋方向相反。即主量子数为 n 的电子层，有 n2 个原子轨道，最多只能容纳 2n2 个

17、电子。nlimi(n，li，mi)n相同的轨道数n相同的轨道最多可容纳的电子数100(1，0，0)112200(2，0，0)148111+10-1(2，1，1)(2，1，0)(2，1，-1)3300(3，0，0)1918111+10-1(3，1，1)(3，1，0)(3，1，-1)322222+2+10-1-2(3，2，2)(3，2，1)(3，2，0)(3，2，-1)(3，2，-2)52.能量最低原理：在不违背不相容原理的前提下，电子的排布方式应使得系统的能量最低。电子应尽可能优先占据能量最低的轨道。洪特规则：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，而且自旋平行。当等价轨

18、道中的电子 处于半充满、全充满或全空的构型时，是比较稳定的。全充满：p6，d 10，f 14；半充满：p3，d 5，f 7；全 空：p0，d 0，f 0。洪特规则的特例：电电子子填填入入的的顺顺序序 2s2p 3s3p3d4s4p4d4f5s1s6s5f5d5p6d7p6p7s1234567891011121314151617181912345678910111213141516171819例题1.7N：电子填充的顺序 1s2 2s2 2p3 正确的书面表达式 7N 1s22s22p32.26Fe：电子填充的顺序 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 正确的书面表达式 26F

19、e 1s22s22p63s23p63d64s2 3.47Ag：电子填充的顺序 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10 正确的书面表达式 47Ag 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 4.53I：电子填充的顺序 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5 正确的书面表达式 53I 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5原子实 “原子实”是指原子的内电子层构型中与某一稀有气体的电子构型相同的那一部分实体，一般用该稀有气体的符号加放括弧表示，用来代

20、替原子的部分内层电子构型。7N：26Fe：47Ag：53I：He2s22p3Ar3d64s2Kr4d105s1 Kr4d105s25p53.基态原子的价层电子构型 原子在参与化学反应时，其外层结构中能够发生变化的那一部分电子构型，称为原子的价层电子构型 在进行化学反应时，能够参与形成化学键的那部分电子称为价电子。元素基态电子构型价层电子构型7NHe2s22p32s22p326FeAr3d64s23d64s247AgKr4d105s14d105s153I Kr4d105s25p54d105s25p5用四个量子数来描述价层电子构型上的电子如：17Cl：Ne3s23p5 价层电子构型：3s23p5

21、（3，0，0，1/2）（3，0，0，-1/2）（3，1，-1，1/2）（3，1，-1，-1/2）（3，1，0，1/2）（3，1，0，-1/2）（3，1，1，1/2）用轨道式来描述价层电子构型上的电子。3s3p24Cr：Ar3d54s1，价层电子构型：3d54s1 （3，2，-2，1/2）（3，2，-1，1/2）（3，2，0，1/2）（3，2，1，1/2）（3，2，2，1/2）（4，0，0，1/2）用轨道式来描述价层电子构型上的电子。3d5 4s11.2.3 原子的电子层结构与元素周期系1.元素性质呈周期性的内在原因 当原子的核电荷依次增大时，原子的最外层经常重复着同样的电子构型。因此由于原子结

22、构的周期性变化，使得元素的性质亦发生周期性的变化。2.原子的电子层结构与周期的划分元素在周期表所处的周期数 =该元素的电子层数，=最外电子层的主量子数 =原子的能级组数 （或最大能级组的序号）例，19K：Ar4s1，位于第四周期 最大主量子数 n=4，共有4个能级组，最大能级组序号为4。各周期中元素的数目 =相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数 周 期能级组能级组中的原子轨道元素数目一（特短周期）11s2二（短周期）22s2p8三（短周期）33s3p8四（长周期）44s3d4p18五（长周期）55s4d5p18六（特长周期）66s4f5d6p32七（不完全周期）77s5f6d（未完）尚未布满

23、3.原子的电子层结构与族的划分 周期表中每一个列为一族，共有18个族。元素所在的族号=元素外围电子数的总和 （He、镧系、锕系元素除外）4.原子的电子层结构与元素的分区 区价层电子构型最后电子填入的亚层包括的元素（族）sns1-2ns1,2pns1-2np1-6或(n 1)d10ns1-2np1-6np1318d(n 1)d1-10ns1-2(n-1)d312f(n 2)f0-14(n 1)d0-2ns2(n-2)f镧系元素锕系元素例如元素外围电子构型周期族区11Na3s1三1s40Zr4d25s2五4d29Cu3d104s1四11d51Sb4d105s25p3五15p18Ar3s23p6三1

24、8p60Nd4f46s2六3f1.3 原子结构与元素的性质1.3.1 有效核电荷1.3.6元素的金属性和非金属性1.3.3 电离能 1.3.4电子亲和能1.3.5 电负性1.3.7 氧化态1.3.2 原子半径1.3.1有效核电荷 在多电子原子中，某一电子由于受其它电子的排斥作用，使核对该电子的的吸引力降低，即核电荷Z减少。这种现象称为屏蔽效应。由于屏蔽效应的影响，某一电子实际受到的核电 荷称为有效核电荷Z*。*同周期由左到右，有效核电荷逐渐增大。*同一族由上到下，有效核电荷增大不明显。1.3 原子结构与元素的性质1.3.2 原子半径 1.共价半径：两个相同原子在形成共价键时，其核间距的一半，为

25、原子的共价半径。2.金属半径 金属单质的晶体中，两相邻金属原子核间距的一 半，为金属原子的金属半径。3.范德华半径 在稀有气体的分子晶体中，分子间以范德华力相结合，两同种原子核间距离的一半，为范德华半径。原子半径越大，核对外层电子的吸引力越小，电子越容易失去，元素的金属性越强。原子半径越小，核对外层电子的吸引力越大，电子越难失去，元素的非金属性越强。f区元素 总的趋势也是减小的，只是幅度更小。但是由于从镧到镱共14个元素，原子半径减小的总幅度还是比较大的，这种原子半径缩小的现象称为 镧系收缩。s区和p区元素 从左到右原子半径逐渐减小。d区元素 总的趋势是减小的，但变化的规律性不明 显，有些甚至

26、稍有增大。同周期元素原子半径变化规律同族元素原子半径变化规律：d区元素 从上到下除钪族外，增大的幅度不大，且第 五周期和第六周期的同族元素之间，原子半 径非常接近。s区和p区元素 从上到下原子半径明显增大。镧系收缩的结果 因此，锆和铪、铌和钽、钼和钨的性质非常相近，在自然界中常共生在一起。使得其后的各元素如铪、钽、钨等的原子半径与第六周期的同族元素的原子半径非常接近。第五周期元素ZrNbMo原子半径（pm）160143136第六周期元素HfTaW原子半径（pm）1591431371.3.3 电离能 元素的气态原子在基态时失去一个电子成为气态正一价离子所消耗的能称为第一电离能（I1）。气态正一价

27、离子失去一个电子成为气态正二价离子所消耗的能量，称为第二电离能（I2）。还有第三电离能（I3）、第四电离能（I4）.通常I1 I2 I3 I4。例如：Mg（g）-eMg+（g）I1=738kJmol-1 Mg+（g）-e Mg2+（g）I2=1451kJmol-1 Mg2+（g）-e Mg3+（g）I3=7731kJmol-1 电离能越大，原子越难失去电子；电离能可衡量原子失去电子的能力。电离能越小，原子越容易失去电子。决定电离能大小的因素：原子的有效核电荷 原子半径 原子结构元素的电离能的周期性变化规律s区和p区元素：同周期从左到右，原子的电离能逐渐增大。同一族从上到下，原子的电离能逐渐减少

28、。d区元素：同周期从左到右，原子的电离能略有增大。同族从上到下，原子的电离能呈增大的趋势。但是，d区元素的变化规律不很明显。1.3.4 电子亲和能 元素的气态原子在基态时得到一个电子成为气态一价负离子所放出的能量，称为第一电子亲和能（Y1）。除某些金属元素和稀有气体的第一电子亲和能为正 值外，元素的第一电子亲和能一般为负值。气态一价负离子得到一个电子成为气态二价负离子时，则需要吸收能量，所需能量的大小称为第二电子亲和能（Y2）。第二电子亲和能均为正值。O(g)+e O-(g)Y1=141kJmol-1 O-(g)+e O2-(g)Y2=780kJ mol-1 电子亲和能反映了原子得到电子的难易

29、程度。决定电子亲和能大小的因素：原子的有效核电荷 原子半径原子结构电子亲和能的代数值越大，原子越难得到电子；电子亲和能的代数值越小，原子越容易得到电子 碱土金属因原子半径大且是ns2结构，难得到电子，第一电子亲和能为正值。同周期从左到右，电子亲和能呈增大的趋势。同一族，从上到下，呈减少的趋势。氮族元素因其外围电子构型为ns2np3的半充满稳定状态，电子亲和能较小。稀有气体的外围电子构型为ns2np6的稳定结构，电子亲和能非常小。电子亲合能的周期性变化规律：1.3.5 电负性（）电负性是指元素相互化合时，其原子对电子吸引能力的大小。电负性大说明原子对电子的吸引能力强，电负性小说明原子对电子的吸引

30、能力弱。电负性的标度方法有多种，目前常用的是鲍林标度法，该法规定氟原子的电负性(F)=4。并以此为基准，计算出其他原子的电负性数值。s区p区族元素：同周期从左到右，电负性逐渐增大。同族从上到下，逐渐减小。d区族元素：电负性变化不是很有规律元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性变化。1.3.6 元素的金属性和非金属性元素的金属性：元素的原子失去电子的能力。越容易失去电子，金属性就越强。元素的非金属性：元素的原子得到电子的能力。越容易得到电子，非金属性就越强。决定元素的金属性和非金属性的强弱的因素：原子的半径 电子层结构 核电荷 电负性 原子半径越大，价电子数越少，核电荷数越少，电负性越小原子越容易失去电子，元素的金属性越强。反之，非金属性越强。返回 同一周期从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。例如，稀有气体原子由于具有稳定的电子层结构，既难得到电子，也难失去电子。同一族元素从上到下金属性逐渐增强，非金属性增加减弱。注意：原子愈难失去电子，不一定愈易得到电子。元素的氧化态与原子的外层电子构型有关。1.3.7 氧化态 当分子中的原子之间的共用电子对被指定属于电负性较大的原子后，各原子所带的形式电荷数为氧化态。s区和p区元素的最高氧化态 =最外层 ns 与 np 电子数的总和d区元素的最高氧化态=（n-1）d 和 ns 电子的总和 （第8、9、10、11、12族元素除外）