原子結(jié)構(gòu)與元素周期性

原子結(jié)構(gòu)與元素周期性第一頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二一、原子與元素（自學(xué)）原子序數(shù)Z=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù)=核外電子數(shù)二、原子軌道能級1定態(tài)軌道2軌道能級:不同的能力狀態(tài)離核越近,能量越低正常狀態(tài)---基態(tài)激發(fā)態(tài)第二頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二三原子結(jié)構(gòu)的近代概念運用1926年薛定諤建立起量子力學(xué)討論研究原子結(jié)構(gòu)，形成了近代概念。（一）電子的波粒二象性。20世紀初，發(fā)現(xiàn)光具有波粒二象性

(1)電子具有微粒性。確定體積（直徑d=10-15m）和質(zhì)量（9.1×10-31kg）(2)電子具有波動性。1927年科學(xué)家們用電子衍射實驗。p131圖示電子衍射環(huán)紋。與光的衍射圖相似。質(zhì)子、中子等微觀粒子也具有波粒二象性。經(jīng)典力學(xué)（宏觀物質(zhì)）在證明微觀粒子物質(zhì)上出現(xiàn)問題。第三頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二（二）原子軌道1、波函數(shù)1926年薜定諤根據(jù)波粒二象性的概念提出了一個描述微觀離子運動的基本方程——薜定諤波動方程。第四頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二1.它體現(xiàn)了波粒二象性。2.它體現(xiàn)出了軌道和能量的量子化：欲使此方程有合理的解，有三個初始化條件：nlm，都為整數(shù)。

nlm為三個量子數(shù)，當(dāng)這三個量一定時，電子運動的能量就確定了，即波函數(shù)有確定的解。第五頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二3.體現(xiàn)出了電子運動的統(tǒng)計性波函數(shù)ψ是表示電子運動狀態(tài)的函數(shù)，給定空間坐標后，就可求出波函數(shù)。ψ2表示該軌道電子在這點上出現(xiàn)的幾率密度。這樣就體現(xiàn)了電子運動的統(tǒng)計性。概率密度ρ

：電子在原子核外空間某處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率

薛定鍔方程體現(xiàn)了微觀粒子運動的三大特征。第六頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二原子軌道:就指電子運動的波函數(shù)，它不是說電子運動有特定的軌道，我們只能說它在某一區(qū)域出現(xiàn)的概率大小和該電子的能量。第七頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二比較原子軌道的角度分布圖Y和電子云2的角度分布圖Y2可得：相似點：圖形基本相似。不同點：（1）原子軌道角度分布圖有“+”、“-”之分，而電子云圖的角度分布圖均為“+”；（2）電子云圖要“瘦”些，因Y值一般是小于1的。第八頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二（四）量子數(shù)1、主量子數(shù)（n）它表示原子軌道的層數(shù),n=1,2,…n.決定電子能量的主要因素。n越小，能量越低。電子層符號：KLMN……（1）描述電子層離核的遠近；(2）描述電子層能量的高低。第九頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二2、副（角）量子數(shù)（l）表示在同一層原子軌道中的不同亞層,每個亞層有不同的形狀。數(shù)值可取0,1,…n-1，n與l共同決定軌道的能量。副量子數(shù)(l):0123(n-1)電子亞層符號:spdf…原子軌道(亞層)球形啞鈴形花瓣形（1）在多電子原子中與n一起決定電子亞層的能量，l值越小，亞層能量越低（2）每一個l值決定電子層中的一個亞層（3）每一個l值代表一種電子云或原子軌道的形狀第十頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二3、磁量子數(shù)(m)取值：受l限制，取-l,…-2,-1,0,1,2,……+l(即0,±1±2…±l)原子軌道符號：sPz,Px,Pydz2,dx2,dy2,dx2-y2,

dxy第十一頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二4、自旋量子數(shù)（ms）含義：描述核外電子的自旋狀態(tài)(繞電子自身的軸旋轉(zhuǎn)運動）取值：±描述一個電子:4個量子數(shù)描述一個軌道:3個量子數(shù)電子所在的電子層，原子軌道能級，形狀，方向及電子自旋的方向與何種量子數(shù)相關(guān)?第十二頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二n=1l=0s軌道m(xù)=0無伸展方向l=1，p軌道，是啞鈴型，m=-1,0,+1,有三個方向

第十三頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二l=2，花瓣型，m=-2,-1,0,+1,+2,五個方向第十四頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二例：下列各組量子數(shù)中，哪組正確1.n=3,L=2,m=-2;2.n=4,L=-1,m=03.n=4,L=1,m=-24.n=3,L=3,m=-3第十五頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二研究表明：在同一原子中，不可能有運動狀態(tài)完全相同的電子存在。同一原子中每個電子中的四個量子數(shù)不可能完全相同每一個軌道只能容納兩個自旋方向相反的電子第十六頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二原子結(jié)構(gòu)的近代概念（原子力學(xué)的原子模型）歸納，重點有：（1）電子具有波粒二象性，核外電子運動沒有固定的軌道，但具有按照幾率分布的統(tǒng)計規(guī)律性（2）波函數(shù)是描述核外電子運動的數(shù)學(xué)表達式（3）原子軌道為的空間圖象，以角度分布的空間圖象，作為原子軌道角度分布的近似描述（4）以||2的空間圖象——電子云來表示核外空間電子出現(xiàn)的概率密度（5）以四個量子數(shù)來確定核外每一個電子的運動狀態(tài)第十七頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二三、核外電子的分布：（一）基態(tài)原子中電子分布原理：

根據(jù)原子光譜實驗的結(jié)果和對元素周期系的分析、歸納，總結(jié)出核外電子分布的基本原理（兩個原理一個規(guī)則）1、泡利（Pauli）不相容原理在同一原子中，不可能有四個量子數(shù)完全相同的電子存在。即每一個軌道內(nèi)最多只能容納兩個自旋方向相反的電子。第十八頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二2、能量最低原理多電子原子處于基態(tài)時，核外電子的分布在不違反泡利原理前提下，總是盡先分布在能量較低的軌道，以使原子處于能量最低狀態(tài)。3、洪特(Hund)規(guī)則原子在同一亞層的等價軌道上分布電子時，盡可能單獨分布在不同的軌道，而且自旋方向相同（或稱自旋平行）。這種分布時，原子的能量較低，體系穩(wěn)定。N1s22s22p3的軌道表示式第十九頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二（二）多電子原子軌道的能級

鮑林（Pauling）近似能級圖。1939年,表示各原子軌道之間能量的相對高低順序。（1）各電子層能級相對高低為K<L<M<N<O……（2）同一原子同一電子層內(nèi)，對多電子原子來說，電子間的相互作用造成同層能級的分裂成若干亞層，各亞層能級的相對高低為：Ens<Enp<End<Enf第二十頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二（3）同一電子亞層內(nèi)，各原子軌道能級相同，如Enpx=Enpy=Enpz（4）同一原子內(nèi)，不同類型的亞層間，有能級交錯現(xiàn)象。如E4s<E3d<E4p等（5）若把能級相近的電子亞層組合，可得到若干能級組，它與元素所在周期有關(guān)第二十一頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二對鮑林能級圖，需明確幾點：（1）近似能級圖是一歸納結(jié)果，不能完全反映情況，所以只有近似含義。（2）它原意是反映同一原子內(nèi)各原子軌道間的相對高低，所以不能用它來比較不同元素原子軌道能級的相對高低。[原子序數(shù)（核電荷）不同]（3）經(jīng)進一步研究發(fā)現(xiàn)，近似能級圖實際上只反映同一原子外電子層中原子軌道能級的相對高低，而不一定能完全反映內(nèi)電子層原子軌道能級的高低。第二十二頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二（三）基態(tài)原子中電子的分布1、核外電子填入軌道的順序p138特殊規(guī)律——全充滿，半充滿規(guī)則：對同一電子亞層，當(dāng)電子分布為全充滿（P6、d10、f14）、半充滿（P3、d5、f7）或全空（P0、d0、f0)時，電子云分布呈球狀，原子結(jié)構(gòu)較穩(wěn)定第二十三頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二例：已知元素序號為25，48，求其電子排布情況。解：25號元素：1s22s22p63s23p63d54s2

48號元素：1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s2第二十四頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二2、基態(tài)原子的價層電子構(gòu)型

價電子所在亞層，稱價層。原子的價層電子構(gòu)型指價層的電子分布式，它能反映該元素原子電子層結(jié)構(gòu)的特征。常用原子實＋價層電子來表示[Ar]3d54s2,[Kr]4d105s2價層電子不一定全部都是價電子，如Ag價層電子構(gòu)型為4d105s1，但氧化數(shù)只有+1、+2、+3第二十五頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二（四）簡單基態(tài)陽離子的電子分布

通過對基態(tài)原子和基態(tài)陽離子內(nèi)軌道能級的研究，從大量光譜數(shù)據(jù)歸納出如下經(jīng)驗規(guī)律：基態(tài)原子外層電子填充順序：ns→(n－2)f→(n-1)d→np

價電子電離順序：np→ns→(n－l)d→(n－2)f第二十六頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二例：寫出27Co2+、29Cu、35Br-、47Ag+、16S2-電子排布情況。第二十七頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二（五）元素周期系與核外電子分布的關(guān)系

1、周期按填充順序，最后一個電子填入的原子能級組序號，為該元素的周期數(shù)。35Br[Ar]3d104s24p5

47Ag

[Kr]4d105ds1各周期內(nèi)所含的元素種數(shù)與相應(yīng)能級組內(nèi)軌道所能容納的電子數(shù)相等。第二十八頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二2、元素周期系中元素的分區(qū)：s、p、d、ds、f五個區(qū)3、族（主族、副族）：7個主族（A），7個副族（B）、第Ⅷ族，零族。按電子填充順序，最后一個電子進入的軌道第二十九頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二第三十頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二四、原子性質(zhì)的周期性

原子的電子層結(jié)構(gòu)、原子半徑、電離能、電子親合能和電負性等隨核電荷的遞增呈現(xiàn)周期性變化（一）原子半徑（1）共價半徑：兩相同原子形成共價鍵時，其核間距的一半，稱原子的共價半徑，如Cl—Cl核間距198pm，rCl=99pm。有共價單鍵、雙鍵、叁鍵（共價單鍵半徑）第三十一頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二（2）金屬半徑：金屬單質(zhì)的晶體中，兩相鄰金屬原子核間距離的一半，稱金屬原子的金屬半徑，如dCu-Cu=256pm，rCu=128pm。（3）范德華半徑：在分子晶體中，分子間以范德華力結(jié)合，如稀有氣體相鄰兩原子核間距的一半，稱該原子的范德華半徑。如dNe-Ne=320pm,rNe=160pm。第三十二頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二原子半徑變化規(guī)律（1）周期主族：由左向右，隨核電荷的增加，原子共價半徑的變化趨勢總的是減少的d區(qū)：由左向右，隨核電荷的增加，原子半徑會略有減少，從IB起略有增大原因：(n－1)d軌道充滿，較為顯著地抵消核電荷對外層ns電子的引力。f區(qū)：內(nèi)過渡元素，由于電子增加在(n－2)f軌道，半徑減小的幅度比d區(qū)更小，從La到Lu共經(jīng)過15種元素，原子半徑僅收縮了12pm左右，La系收縮影響很大，使La后第六周期元素與上周期同族元素半徑接近第三十三頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二（2）族主族：從上到下，r顯著增大副族（d區(qū)、f區(qū)）：除Sc副族外從上到下一般略增大，第五、六周期元素半徑接近r對性質(zhì)的影響：r越大，越易失電子；r越小，越易吸電子。（難失電子不一定易得電子，如稀有氣體）第三十四頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二

(二）電離能（I）和電子親合能（EA）I—衡量失電子難易；EA—得電子難易1、電離能（I）氣態(tài)原子失電子變成氣態(tài)陽離子(電離)克服核電荷的引力所需要的能量(kJ·mol-1)I1:從基態(tài)(能量最低狀態(tài))中性氣態(tài)原子失去1個電子形成氣態(tài)“+1”氧化值陽離子所須能量。稱依次類似有I2……等。Mg(g)-e→Mg+(g)I1=△H1=783kJ·mol-1Mg+(g)-e→Mg2+(g)I2=△H2=1451kJ·mol-1I值越大，失電子越難：衡量失電子難易第三十五頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二變化規(guī)律：（1）周期：主族，從左到右，I1漸增大；過渡元素族，不十分規(guī)律（2）族：主族，從上到下，I1漸減少（原子半徑增大）；過渡元素略增大（核電荷起較顯著作用，r增加不多）注意：I：氣態(tài)原子失電子變?yōu)闅鈶B(tài)離子的難易電極電勢：金屬在溶液中發(fā)生化學(xué)反應(yīng)形成陽離子的影響第三十六頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二

2、電子親合能（EA）基態(tài)的中性氣態(tài)原子得到一個電子形成氣態(tài)-1氧化值陰離子所放出的能量，稱原子的EA1。

如O(g)+e-→O-(g)=-141kJ·mol-1一般為負值，因電子落入中性原子的核場里，勢能降低，體系能量減小，唯稀有氣體（ns2np6）和IIA原子（ns2）最外電子亞層已全充滿，需加合一個電子，環(huán)境必須對外做功，即體系吸收能量，此時，為正值，因環(huán)境要對體系做功。所有EA2都均為正值。

顯然，代數(shù)值越小，原子越易得電子。變化規(guī)律：無論是周期或族中，主族元素的的代數(shù)值一般都是隨著原子半徑減小而減小的。∴同周期從左到右總的是（代數(shù)值）減小的（因r減?。Ｖ髯鍙纳系较?，總的趨勢是增大的（用r增大）。注意：I和僅表示孤立氣態(tài)原子或離子得失電子的能力。第三十七頁，共四十一頁，編輯于2023年，星期二（三）電負性（χ）某原子難失電子，不一定易得電子，為了能比較全面地描述不同元素原子在分子中對成鍵電子吸引的能力，鮑林提出了電負性的概念。電負性——分子中元素原子吸引電子的能力，他指定χ(F)=4.0，然后通過計算得到其它元素原子χ值。電負性（χ）越大，表示它的原子在分子中吸引成鍵電子的能力鍵強。）變化規(guī)律：（1）同周期：從左到右，χ漸增大。（2）同族：主族：從上到下，χ漸減?。桓弊澹簭纳系较拢篒IIB-VB，χ漸減小；IB-IIB，χ變大。說明：①鮑林電負性值是一個相對值，本身沒有單位。②由于定義及計算方法不同，又有幾套電負性數(shù)據(jù)，所以使用時要用同一套數(shù)值來比較。③如何定義電負性至今仍有爭論。

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