元素性质的周期性变化课件

内容提要：1、第六章元素性质的周期性变化；2、原子的壳层结构。目的要求：1、掌握电子壳层填充所遵循的规律，理解泡利原理和能量最小原理；重点难点：1、电子壳层填充所遵循的规律教学内容：回主页一、元素性质的周期性变化元素性质的周期性变化大家在中学化学中就有了较多的了解，就是1869年，俄国科学家门捷列夫发现：元素的性质随着原子量（后来发现是原子核的电荷数——原子序数）的增加呈现周期性的变化，在此基础上，门捷列夫创立了元素周期表。大家看到表7.1，其中列出了103种元素，在98版的新华字典上有109种元素，据报道，目前已合成到了116号元素，（93号以后的元素自然界中不存在。美国劳伦斯·利弗莫尔国家实验室10月16日宣布，该实验室科学家与俄罗斯科学家合作，利用俄方的回旋加速器设备，成功合成了118号超重元素，并观察到其存在了不到1毫秒时间）。元素周期表共列成7个周期，其中排在同一列的元素称为同一族元素，它们具有相类似的化学性质，这些大家在中学时都已经知道了。我们这里更关注的是它们的物理性质：如光谱结构特点、电离能、原子的体积等。光谱特点：第四章中我们知道，锂、钠、钾等碱金属具有相似的光谱结构（都属于双线体系），第5章中我们又学了氦、铍、镁等两个价电子的原子也具有类似的光谱结构（它们都有两套光谱，一套单线，一套三线）。电离能、原子体积的周期性如图7.1和7.2所示。在每一个主壳层中又有若干个次壳层，也就是说有若干种轨道的形状。用轨道角量子数l来描述，l=0，1，2，3，4，5，6…分别用小写的s,p,d,f,g,h,i…表示。次壳层的数量由主壳层决定，共有n个次壳层，l最大取(n-1)。每一种形状的轨道又有若干种轨道的取向。如：p电子的轨道有3种可取的方向，d电子的轨道有5种可取的方向。用ml表示，ml最大为l,最小为-l，中间依次差1。而且每个电子的轨道确定后，还要考虑它的自旋，有两种取向，一正一负，用表示，分别为1/2和-1/2。以上四个量子数知道后才能确定一个电子的状态。1、根据泡利不相容原理：在原子中不能有两个或两个以上电子处在同一状态。比方：在一栋楼中，有不同的楼层（即为主壳层，这是一个大的范围）；每层有不同的房间（次壳层，更小一点的范围），而且第一层，只有一个房间0号，第二层有两个房间0号和1号，第三层3个0号1号和2号；房间里有些双人桌（桌子好比轨道，双人好比电子自旋），0号房间只有一张双人桌，所以最多坐2个人，因为它只有两个位置（不能有两个以上的人坐同一个位置），2号房间则有3张桌子，所以最多能坐6个人。明白了吧？这里的同一状态是指4个量子数都相同，好比这里的楼层、房间、桌号以及同一桌子的左和右。我们前面讲过的同科电子就好比在同一个教室的同学（所处的主量子数和轨道角量子数相同）

(2l+1)是指同一轨道角动量中有21个ml的取值，2是指同一ml又有2个自旋方向。在同一主壳层中所能容纳的电子数即为所有次壳层最大电子数l之和刚才我们在讨论时并没有考虑电子自旋与轨道运动之间的相互作用。不过即使考虑这一作用也不会影响到结论。只不过这时用的是n,l,j,mj四个量子数来描述，其本质是一样的，因为由两种自旋的取向，所以产生了两个j=l+1/2,l-1/2，而此时总角动量的取向又有种，即mj=j,j-1,…,-j,所以每个次壳层所能容纳的最多电子数仍为2l+1,每一个主壳层能容纳的电子数仍为个。第1主壳层为2个，第2主壳层8个，第3主壳层能容纳18个电子，第四主壳层能容纳32个电子，周期表中第一周期两个元素，第二周期8个元素，这刚好和主壳层容纳的电子数相符，但从第三周期开始就不相符了，这是什么原因呢?原子中每一个壳层能容纳这么多个电子，那么如果原子中的电子不能排满时，这些电子处在什么养成呢？比如说，你去看演出，你进场的时候先坐哪个位置呢？你会在剩余的位置中找一个视觉效果最好的位置对吧。原子中电子的排列也是类似的。

那么哪个位置最好呢？前先肯定靠前一点的更好，但并不是说前面的就比后面的好，第一排最边上的位置肯定没有第二排中间的位置好。原子的能级高低也一样，并不是完全由主量子数决定，轨道角量子数也会影响能级的大小，某些n小而l大的能级可能要高于n大而l小的能级。从而打乱了能级的正常次序，电子的填充次序也跟着改变。只考虑主量子数和轨道角量子数时徐光宪总结出一条规律：能级的高低可由n+0.7l来决定。也就是原子中的电子是按n+0.7l值的大小依次填充到壳层中。电子的填充顺序是：1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,…为便于记忆，列成如下图表的顺序。从这个图表中可以得出元素周期表中各个周期的元素种数，分别为2，8，8，18，18，32，与周期表中的数据完全相同。有了以上的知识，我们可对任求出任意一种元素处在基态时的电子组态（确定它的主壳层我次壳层），至于更精细的能级结构，则可依据洪特定则。三、原子基态的电子组态元素原子中的电子处在第1主层，只有一个支壳层，能容纳两个电子，所以只有两种元素，氢和氦，氢只有一个电子，基态的组态是1s．由此得到的原子态是。氦有两个电子，在基态时，都在1s态，L=0这是没问题的，S=0是为什么呢？所以J=0，形成原子态．第一周期：第二周期：电子开始排第二壳层时进入第二周期，第一种是锂．锂原子的原子序数是3，具有三个电子．在基态时这三个电子中的两个填满了第一壳层，第三个电子必须进入第二壳层，并尽可能填在最低能级，所以是个2s电子．这样，电子组态是,所以J=1/2，因此锂原子的基态应为，光谱的观察证实了这样的情况．原子的基态应该是：当一个次守壳层被填满时，其总的S=0，L=0，J=0，也就是说，这些电子的轨道角动量的和为0，自旋角动量的和也为0（原因就在于不同方向的角动量刚好完全相互抵消）。由此可见，在推断原子态时，满壳层的电子可以不加考虑。如硼有5个电子，电子组态为1s22s22p，前面四个电子满壳层，总角动量为0，对原子态起作用的只有一个p电子，所以其原子态为（J=3/2，1/2，用正常次序，所以J取1/2）。结论：如果原子中的电子刚好填满一个次壳层，而无多余的电子时，原子态必定为。如表7.3中的10号元素、12号元素、18号、20号元素原子的基态都是.第三周期：也有八种元素、从钠起到氩止．钠有十一个电子，其中十个填入第一、第二壳层，构成如氖原子一样的完整结构．所以第十一个电子最低必须进入第三壳层，在基态时这是3s电子．钠的基态是，它具有同锂相似的性质，这以后七种原子中电子逐一填补的情况同第二周期的原子相同，只是现在填补在第三壳层．到了氩，第三壳层的第一、第二次壳层已填满、它的基态是，氩具有同氖和氦相仿的性质，它也是惰性气体。第四周期：有十八种元素，开始是钾、上文指出、钾的第十九个电子不进入3d态而填补在4s态，这是什么理由呢?这是由于4s的能量低于3d的能量．按照基态是能量最低的状态，所以在基态队这个电子先补在4s态，那么为什么4s会低于3d呢？按照以前的讨论，4s的轨道是一个偏心事很高的椭圆轨道，它大原子实中的贯穿和引起原子实的极化都能使它的能级下降．3d是圆形轨道、不会有贯穿，极化作用也小，它的能级应该接近氢原于的能级，因此4s能级低于3d是完全可以理解的．．这样结束了第四周期．如表7.3所示，第四周期中元素从钪（Z=21）到镍（Z=28）是陆续填充3d电子的过程，这些元素是这个周期的过渡元素，到铜(Z＝29)，3d电子填满（本来轮到9个），留下一个4s电子，所以成为1价的元素．下一种元素是锌。4s补满两个．以后从镓到氪共六种元素、是陆续填补4p的过程．这些元素同第二、三周期中填补p电子的那些元素行相传的性质．氪是惰性气体，在这原子中4s和4p部已填满，形成原子态第七周期尽管第五和第六壳层中还合空位很多，钫(Z＝87)的最外边一个电子却补在尽可能最低能量的7s态，开始了第七周期．在镭原中，7s补齐．锕(Z＝89)补了一个6d电子．钍(Z＝90)又补了一个6d电子．以后直到铹(z＝103)主要是补5f电子．因此这些元素同稀土元素相仿，自成一组，具有相似的性质．第七周期只有五种，镭(Z＝88)到铀(Z＝92)，是自然界在的，其余是人工制造的。等电子体系光谱的比较研究等电子体系是指原子核不同但核外具有相同电子数的体系，如氢原子与氦离子以及锂的二价离子，它们核电荷数不同但核外电子数相同，因此称为等电子体系。

现在考虑K，Ca+,Sc2+,Ti3+,V4+,Cr5+,Mn6+这样一个等电子体系，它们都是由一个原子核和19个电子组成。结构相似，可看成是由一个原子实（一个原子核与18个电子）加一个价电子组成，这个价电子在原子实形成的电场中运动。这样一个系统和我们在第四章学习的碱金属系统是一样的。如果不考虑精细结构，则光谱项可表达为：Z*是有效电荷数，它已经把轨道贯穿和原子实极化等效果都包含在内，Z*的数值对中性原子在1和Z之间，Z是原于核的电荷数．对一次电离的离子，Z*在2和Z之间;对二次电离的离子，在3和Z之间余类推．注意等电子离子的Z是不同的．这样，Z*可以表达为Z-σ，则(1)式可改列为Z*是有效电荷数，它已经把轨道贯穿和原子实极化等效果都包含在内，Z*的数值对中性原子在1和Z之间，Z是原于核的电荷数．由上式可以看出，n和σ（反映角量子数）相同时，与原子核电荷数成正比。把等电子体各种离子价电子处在3d态时（n和σ确定）对应的光谱项可以测出，则它们与Z的关系为一条真线，斜率就为1/n。对一次电离的离子，Z*在2和Z之间，对二次电离的离子，在3和Z之间余同样可以测出价电子处在其它态时的光谱项。得如图7.3所示。在图7．3中可以看到差不多平行的四条直线是属于n＝4的，不平行是因为不高的离子σ不同。32D线的斜度网这些线址然不向，