第八章--原子结构和元素周期表-课件

1、第八章 原子结构和元素周期系第一节 原子结构理论的发展简史第二节 核外电子的运动状态第三节 核外电子排布与元素周期系第四节 元素的性质和原子结构的关系光和电磁辐射一、 氢原子光谱与玻尔理论红 橙 黄 绿 青 蓝 紫第二节 核外电子的运动状态（一）氢原子光谱HHHH 不连续光谱,即线状光谱 其频率具有一定的规律n= 3,4,5,6式中 2，n，3.2891015各代表什么意义？经验公式：氢原子光谱特征：（二）玻尔理论 三点假设： 核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动,且不辐射能量； 通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最低基态；原子获得能量后，电子被激发到高能量轨道上，原子处于激发态； 从

2、激发态回到基态释放光能，光的频率取决于轨道间的能量差。E：轨道能量h：Planck常数n = 3 红（H）n = 4 青（H ）n = 5 蓝紫 （ H ）n = 6 紫（H ）Balmer线系原子能级Balmer线系 1924年，Louis de Broglie认为：质量为 m ，运动速度为的粒子，相应的波长为：二、微观粒子的波粒二象性 1927年，Davissson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性。=h/m=h/p，h=6.62610-34Js，Plank常量。（一）Schrdinger方程三、 核外电子运动状态的描述直角坐标( x,y,z)与球坐标(r,)的

3、转换 222zyxr+=cosrz=qsinsinry=qcossinrx=q()()q, , rzyx ()()q,YrR=与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于n；不同的n值，对应于不同的电子层：主量子数n：K L M N On=1, 2, 3, n越大，离核越远，能量越高。角量子数l ： （1）l 和n共同决定多电子原子中电子的能量。 （2）l 决定了的角度函数的形状。 （3）l代表电子亚层。 l= 0 1 2 3 对应着 s, p, d, f. (亚层)磁量子数m： m可取 0，1, 2l ； 其值决定了角度函数的空间取向。自旋量子数ms n, l, m 一定，轨道也确定 0

4、1 2 3 轨道 s p d f 例如: n =2， l =0， m =0， 2s n =3， l =1， m =0， 3pz n =3， l =2， m =0， 3dz2思考题： 当n为3时, l ,m 分别可以取何值？轨道的名称怎样?()()(), YrRr=qjq四、波函数的有关图形表示1、原子轨道和电子云角度分布图+3060是一种球形对称分布3. 3d态：n=3, l=2, m=0,2.电子云图2 ：原子核外出现电子的概率密度。 电子云是电子出现概率密度的形象化描述。3、径向分布函数图空间微体积试问D(r)与2 的图形有何区别?节面峰数=nl小结：量子数与电子云的关系 n：决定电子云的

5、大小 l：描述电子云的形状 m：描述电子云的伸展方向 第三节 核外电子排布与元素周期系一、多电子原子的能级（一）屏蔽效应和钻穿效应1、屏蔽效应 多电子原子中，其他电子对指定电子的排斥作用看作部分地抵消（或削弱）核电荷对该电子的吸引。 即其他电子起到了部分屏蔽核电荷对某电子的吸引力，而该电子只受到有效核电荷Z*的作用。Z*=Z- 称为屏蔽常数屏蔽常数的计算规则：（1）分组：按以下次序(1s),(2s,2p),(3s,3p),(3d),(4s,4p),(4d),(4f),(5s,5p),(5d),(5f)（2）每一小组右边各组的电子对该组电子不产生屏蔽作用。（3）在（ns,np）同组中，每一个电子

6、屏蔽同组电子为0.35，而1s组内的电子互相屏蔽是0.30。（4）内层（n-1）层中每一个电子对外层（ns,np）上电子屏蔽为0.85。（5）更内层的（n-2）层中每一个电子对外层（ns,np）上电子屏蔽作用为1.00。（6）当被屏蔽电子为nd组或者nf组电子时，同组电子屏蔽为0.35，左边各组电子屏蔽为1.00。 进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用。2s,2p轨道的径向分布图3d 与 4s轨道的径向分布图2、钻穿效应 n相同，l不同的轨道，由于电子云径向分布不同，电子穿过内层到达核附近以回避其他电子屏蔽的能力不同，而使电子具有不同的能量，这种由于s, p, d, f轨道径向分布不同而引

7、起的能量效应。能级交错 由于屏蔽效应和钻穿效应，使不同轨道上的电子能级发生变化，从而引起能级上的交错。ns电子能量变得更低，nd，nf电子能量变得更高。1.Pauling近似能级图（二）原子轨道近似能级图2、能级组 多电子原子体系外层电子的能级与n+0.7l有关， n+0.7l值越大，能级越高。 (1s)(2s,2p)(3s,3p)(4s,3d,4p)(5s,4d,5p)(6s,4f,5d,6p)(7s,5f,6d) 对于离子的外层电子， n+0.4l值越大，能级越高。核外电子分布三规则： 最低能量原理 电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道上, 使整个原子系统能量最 低。 Pauli不相容原理

8、 每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式相反的电子。 Hund 规则 在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将尽可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。二、 核外电子排布半满全满规则： 当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。Z = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 N：1s2 2s2 2p3原子芯三、 原子的电子层结构和元素周期系 元素周期律：元素以及由它形成的单质和化合物的性质，随着元素的原子序数(核电荷数)的依次递增，呈现周期性的变化。元素周期表(长表)：周期号数等于电子层数。各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。主族元素的族号数等于原

9、子最外层电子数。s 区ns12 p 区ns2np16d 区(n1)d110ns12 (Pd无 s 电子)f 区(n2)f114(n1)d02ns2结构分区：量子数，电子层，电子亚层之间的关系每个亚层中轨道数目1 3 5 72 6 10 142 8 18 2n2每个亚层最多容纳电子数每个电子层最多 容纳的电子数主量子数 n 1 2 3 4电子层 K L M N角量子数 l 0 1 2 3电子亚层 s p d f1.有效核电荷Z* 元素原子序数增加时，原子的有效核电荷Z*呈现周期性的变化。同一周期： 短周期：从左到右，Z*显著增加。 长周期：从左到右，前半部分有Z*增加 不多，后半部分显著增加。同

10、一族：从上到下，Z*增加，但不显著。8.3.2 元素性质的周期性一.原子半径（r） 共价半径 van der Waals 半径 主族元素：从左到右 r 减小； 从上到下 r 增大。过渡元素：从左到右r 缓慢减小； 从上到下r略有增大。 金属半径第四节 元素的性质和原子结构的关系主族元素 元素的原子半径变化趋势 镧系元素从左到右，原子半径减小幅度更小，这是由于新增加的电子填入外数第三层上，对外层电子的屏蔽效应更大，外层电子所受到的 Z* 增加的影响更小。镧系元素从镧到镱整个系列的原子半径减小不明显的现象称为镧系收缩。2、电离能 基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一

11、电离能，用 I 1表示。 由+1价气态正离子失去电子成为带+2价气态正离子所需要的能量称为第二电离能，用 I 2表示。E+ (g) E 2+ (g) + e- I 2E (g) E+ (g) + e- I 1例如： N、P、As、Sb、Be、Mg电离能较大 半满，全满。同一主族：从上到下，最外层电子数相同；Z*增加不多，r 增大为主要因素，核对外层电子引力依次减弱，电子易失去，I 依次变小。同一周期：主族元素从A 到卤素，Z*增大，r 减小，I 增大。其中A 的 I1 最小，稀有气体的 I1 最大；长周期中部(过渡元素)，电子依次加到次外层， Z* 增加不多， r 减小缓慢， I 略有增加。3

12、、电子亲和能 元素的气态原子在基态时获得一个电子成为一价气态负离子所放出的能量称为电子亲和能。当负一价离子再获得电子时要克服负电荷之间的排斥力，因此要吸收能量。O (g) + e - O- (g) A1 =-140.0 kJ . mol-1O- (g) + e - O2- (g) A2 =844.2 kJ . mol-1电子亲和能的大小变化的周期性规律如下图：例如： 同一周期：从左到右，Z* 增大，r 减小，最外层电子数依次增多，趋向于结合电子形成 8 电子结构，A 的负值增大。卤素的 A 呈现最大负值，A2为正值，稀有气体的 A 为最大正值。 同一主族：从上到下，规律不很明显，大部分的 A 负值变小。特例： A(N)为正值，是 p 区元素中除稀有气体外唯一的正值。 A 的最大负值不出现在 F 原子而是 Cl 原子。 原子在分子中吸引电子的能力