第五章原子结构和元素周期系

null第五章 原子结构和元素周期系第五章 原子结构和元素周期系5.1原子结构理论的早期发展5.3 原子的量子力学模型5.4 核外电子排布与元素周期系5.2 原子的玻尔模型5.5原子结构与元素性质的关系原子理论发展史简介原子理论发展史简介1.古代原子思想 （1）中国：金、木、水、火、土五行说 （2）公元前约四百年,古希腊Democritus提出万物由”原子”产生.” 主要是臆测： 一切事物是由原子集合而成的，原子由于坚固是不能毁坏也不能改变的。 Atom（原子）源于希腊文atouos意思是：不可分；组成物质不可分割的微粒。5.1原子结构理论的早期发展2.近代原子论2.近代原子论十八世纪末,随着质量守恒定律,定组成定律,倍比定律等相应确定,Dolton提出了原子论. 道尔顿（J.Dalton，1766～1844）化学原子论要点； （1）元素的最终组分称为简单原子，它们是不可分割的微粒，在一切化学变化中均保持其独特性质。 （2）同一元素的各个原子，其形状、重量等各种性质则各不相同。 （3)不同元素的原子以简单数目的比例相结合，就发生化合作用。化合物的原子称为复杂原子（分子）。3.现代原子论的探索3.现代原子论的探索1897年汤姆逊发现电子。 1904年汤姆逊提出原子的“葡萄干布丁”模型。 汤姆逊的原子模型 （葡萄干布丁模型） （1904年）null粒子散射实验 1909年盖革和马斯登发现α粒子在铝箔和金箔的散射， α粒子约有1/8000被反射。 1911年卢瑟福(E. Rutherford)由α粒子反射提出原子的行星模型。 核型原子模型 粒子： He2+ 质量数 4 V = 1.60 x 107 m/s卢瑟福(E. Rutherford)原子的行星模型。 卢瑟福(E. Rutherford)原子的行星模型。 null普朗克（Plank）量子论(1900年)： 微观领域能量不连续 能量象物质微粒一样是不连续的，它具有微小的分立的能量单位——量子。物质吸收或发射的能量总是量子能量的整数倍。能量以光的形式传播时，其最小单位又称光量子，也叫光子。光子的能量大小与光的频率成正比： E＝hν， ν：光的频率 ， 普朗克常数h＝6.626×10－34（J·s)。 量子化是微观领域的重要特征。爱因斯坦（Einstein）光子论(1903年)：爱因斯坦（Einstein）光子论(1903年)：1899年汤姆逊和勒纳德发现光电效应。爱因斯坦解释光电效应，认为光不但具有波动性同时还具有粒子性。 光子能量与光的频率成正比 Ｅ＝hν Ｅ—光子的能量 ν—光的频率 h—Planck常量， h =6.626×10-34J·s nullBohr，丹麦物理学家5.2 原子的玻尔模型连续光谱(实验室）连续光谱(实验室）电磁波连续光谱电磁波连续光谱氢原子光谱（原子发射光谱） 真空管中含少量H2(g)，高压放电， 发出紫外光和可见光 → 三棱镜 → 不连续的线状光谱氢原子光谱（原子发射光谱） 真空管中含少量H2(g)，高压放电， 发出紫外光和可见光 → 三棱镜 → 不连续的线状光谱氢 原 子 光 谱 氢 原 子 光 谱 紫外区可见区红外区397.007 410.120 434.010 486.074 656.210 null 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，3.289×1015各代表什么意义？经验公式：氢原子光谱特征：null1885年 巴尔默(J. J. Balmer) 上述五条谱线的波长可以用一个简单公式表示：  = n = 3  = 656.210 nm n = 4  = 486.074 nm n = 5  = 434.010 nm n = 6  = 410.120 nm n = 7  = 397.007 nm null 1890年 里德堡(J. R. Rydberg) 描述碱金属和氢光谱的通用公式为: = = n2 > n1 R = 1.09737107 m-1 (里德堡常数 ) n1 = 1 赖曼(Lyman)系： 远紫外区 n1 = 3 派兴(Paschen)系： 近红外区 n1 = 4 勃拉克(Bracket)系： 红外区 n1 = 5 芬德(Pfund)系： 红外区 nullBohr理论(三点假设)： ①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；（量子化条件） ②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； ③从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：轨道能量氢原子的轨道和能级图 氢原子的轨道和能级图 轨道图 能级图 nullBohr理论的成功之处： 解释了H及类H原子（He+、Li2+、Be3+）的光谱现象 说明了原子的稳定性 计算氢原子的电离能Bohr理论的不足之处： 不能解释多电子原子光谱 不能解释氢原子光谱的精细结构 不能解释氢原子光谱在磁场中的分裂null19世纪末的三大发现X射线（1895年） 放射性（1896年） 和电子（1897年）光子的波粒二象性——爱因斯坦 1924年，德布罗依 物质波 5.3 原子的量子力学模型 5.3.1微观粒子的玻粒二象性 5.3.1微观粒子的玻粒二象性1924 年，法国年轻的物理学家 L. de Broglie ( 1892 — 1987 )指出，对于光的本质的研究，人们长期以来注重其波动性而忽略其粒子性；与其相反，对于实物粒子的研究中，人们过分重视其粒子性而忽略了其波动性。 L. de Broglie 从 Einstein 的质能联系公式 E = m c 2 和光子的能量公式 E = h  的联立出发，进行推理：null 式子的左侧动量 P 是表示粒子性的物理量，而右侧波长  是表示波动性的物理量。二者通过公式联系起来。 1927 年， de Broglie 的预言被电子衍射实验所证实，这种物 质波称为 de Broglie 波。 研究微观粒子的运动时，不能忽略其波动性 。 微观粒子具有波粒二象性。null 粒子的德布罗依波长和半径 null 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。 电子衍射示意图null海森堡测不准原理(Werner Heisenberg, 1926年) 微观粒子，不能同时准确测量其位置和动量 测不准关系式： Δx—微观粒子位置的测量偏差 Δp—微观粒子的动量偏差 微观粒子的运动不遵循经典力学的规律。 对于不能同时确定其位置与时间的事物，并非无法对它的运动方式进行描述，而是需要换一种描述方式，即用“概率”来描述。 null 速度不准确程度过大例1: 对于微观粒子如电子, m = 9.11  10-31 Kg, 半径 r = 10-10 m，则x至少要达到10-11 m才相对准确，则其速度的测不准情况为：∴若m非常小，则其位置与速度是不能同时准确测定的null 微观粒子的波动性与粒子行为的统计性规律联系在一起，表现为： 微观粒子的波动性是大量微粒运动表现出来的性质，即是具有统计意义的概率波。1.薛定谔方程1.薛定谔方程波函数  的几何图象可以用来表示微观粒子活动的区域。 1926 年，奥地利物理学家薛定谔（Schodinger ) 提出用于描述核外电子运动状态的一个波动方程，被命名为薛定谔方程。波函数  就是通过解薛定谔方程得到的。5.3.2核外电子运动状态的近代描述null波函数ψ是薛定谔方程的解，它是描述核外电子在空间出现的数学函数式，可分解为径向部分和角度部分。薛定谔（SchrÖdinger）方程nullr=null薛定谔（SchrÖdinger）方程 求解Schrödinger 方程，就是求得波函数和能量E 解得的不是具体的数值，而是包括三个常数(n，l，m）和三个变量(r，，）的函数式n，l，m (r，，） 数学上可以解得许多个n，l，m (r，，），但其物理意义并非都合理，为了得到合理解，三个常数只能按一定规则取值，很自然地得到前三个量子数 方程式的每一个合理的解I就代表体系中电子的一种可能的运动状态。null对薛定谔方程求解，可以得到一系列 波函数Ψ１s、Ψ２s、Ψ２p..... Ψi 相应的能量值 E１s、 E２s、 E２p ..... Ei方程的每一个解代表电子的一种可能运动状态在量子力学中，用波函数和与其对应的能量来描述电子的运动状态。Ψ是描述电子运动状态的数学表达式， Ψ的空间图象叫原子轨道， 原子轨道的数学表达式就是波函数。null薛定谔（SchrÖdinger）方程 求解Schrödinger 方程，就是求得波函数和能量E 解得的不是具体的数值，而是包括三个常数(n，l，m）和三个变量(r，，）的函数式n，l，m (r，，） 数学上可以解得许多个n，l，m (r，，），但其物理意义并非都合理，为了得到合理解，三个常数只能按一定规则取值，很自然地得到前三个量子数 方程式的每一个合理的解I就代表体系中电子的一种可能的运动状态。null1. 主量子数 n 可为零以外的正整数。例如 n = 1, 2, 3, 4, 5…等。每一个n值代表一个电子层 与电子能量有关，n值越小，该电子层离核越近，其能量越低主量子数（n): 1 2 3 4 5 ……… 电 子 层：K L M N O ……...2. 角量子数 l n值确定后，副量子数( l )可为零到(n-1)的正整数。例如l ＝ 0, 1, 2 … (n-1)每一个l 值代表一个电子亚层 同一电子层中的l值越小，该电子亚层的能级越低 l 决定了原子轨道或电子云的形状 l 值相同的轨道互为等价轨道 副量子数( l ): 0 1 2 3 4 5 … 电子亚层符号：s p d f g h ...null2.角量子数(ι)表示原子轨道或电子云的形状 　ι=0、1、2、3 …..(n-1) 的正整数 同一电子层,ι值越小,该电子亚层能级越低。null3. 磁量子数 m m的取值决定于l 值，可取(2l +1)个从－l 到＋l （包括零在内）的整数。 m 值决定了原子轨道或电子云的空间取向。例： n = 1 l= 0， m = 0 1s n = 2 l = 0， m = 0 2s l = 1， m = 0 , 1 2p n = 3 l = 0， m = 0 3s l = 1 m = 0 , 1 3p l = 2 m = 0 , 1， 2 3dnull 每一种 m 的取值，对应一种空间取向。 m 的不同取值，或者说原子轨道的不同空间取向，一般不影响能量。3 种不同取向的 2 p 轨道能量相同。我们说这 3 个原子轨道是能量简并轨道，或者说 2 p 轨道是 3 重简并的。 而 3 d 则有 5 种不同的空间取向， 3 d 轨道是 5 重简并的。nulls 轨道（l = 0, m=0); m一种取值，空间一种取向，一条s轨道。P轨道（l=1，m = +1，0，－1） m三种取值，三种取向，三条等价（简并）p 轨道nulld轨道（l=2，m = +2， +1， 0，－1，－2） m五种取值，五种取向，五条等价（简并）d 轨道nullf 轨道（l=3，m = +3， +2， +1， 0，－1，－2，－3） M七种取值，七种取向，七条等价（简并）f 轨道null 3.磁量子数(m)表示原子轨道或电子云在空间的伸展方向 m值： -ι 、0、+ι 的正整数, 共(2l+1)个 同一亚层内的各原子轨道, 在没有外加磁场下, 能量是相等的,称等价轨道 (简并轨道) 。null想象中的电子自旋： 两种可能的自旋方向：正向（+1/2)和反向（－1/2) 产生方向相反的磁场 自旋方向相反的一对电子，磁场相互抵消核外电子运动的状态可用四个量子数来描述(根据四个量子数的取值规则，则每一电子层中可容纳的电子总数为2n2)4. 自旋量子数 ms 描述电子绕自轴旋转的状态 自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为 ms取值+1/2和-1/2，分别用 和 表示null 描述原子中每个电子的运动状态必须用 四个量子数： 即 主量子数(n)：电子所处的电子层 　　角量子数(l)：电子所处的电子亚层 　　　　　　　及原子轨道、电子云的形状 　　磁量子数(m)：轨道在空间的伸展方向 　　自旋量子数(ms)：电子自旋方向nullnull 例: 用四个量子数描述 n= 4，l = 3 的所有电子的运动状态。 解：l = 3 对应的有 m = 0， 1， 2， 3， 共 7 个值。即有 7 条轨道。每条轨道中容纳两个自旋量子数分别为 + 1/2 和 －1/2 的自旋方向相反的电子，所以有 2  7 = 14 个运动状态不同的电子。分别用 n ，l ， m， m s 描述如下： n ， l ， m， m s 4 3 0 1/2 4 3 －1 1/2 4 3 1 1/2 4 3 －2 1/2 4 3 2 1/2 4 3 －3 1/2 4 3 3 1/2 n ， l ， m， m s 4 3 0 －1/2 4 3 －1 －1/2 4 3 1 －1/2 4 3 －2 －1/2 4 3 2 －1/2 4 3 －3 －1/2 4 3 3 －1/2 nullnull（2）几率密度和电子云 几率是电子在某一区域出现的次数叫几率。 几率与电子出现区域的体积有关，也与所在研究区域单位体积内出现的次数有关。 几率密度 电子在单位体积内出现的几率。 几率与几率密度之间的关系 几率（W） = 几率密度  体积（V） 即，电子在核外某区域内出现的几率等于几率密度与该区域总体积的乘积①几率密度null ② 电子云图是几率密度 | | 2 的形象化说明，即电子云是| | 2的图象。黑点密集的地方， | | 2 的值大，几率密度大；反之几率密度小。 处于不同运动状态的电子，它们的波函数 各不相同，其| | 2当然也各不相同， | | 2图象当然也不一样，，即电子云图也不一样。s电子云----球形对称；p电子云---哑铃形，空间有3种不同取向；d电子云------形似花瓣，有5种空间分布. 当某空间区域中几率密度一致时，我们可用乘法求得几率。 量子力学理论证明，几率密度 = | |2 ，于是有 w = |  | 2  V null②电子云的概念用小黑点分布的疏密表示电子出现概率密度的相对大小。小黑点密集的地方，表示概率密度大，这种方法来描述电子在核外出现的概率密度分布所得的空间图像为电子云。 假想将核外一个电子每个瞬间的运动状态，进行摄影。并将这样数百万张照片重叠，得到如下的统计效果图，形象地称为电子云图。1s2s2 pnull对薛定谔方程求解，可以得到一系列 波函数Ψ１s、Ψ２s、Ψ２p..... Ψi 相应的能量值 E１s、 E２s、 E２p ..... Ei方程的每一个解代表电子的一种可能运动状态在量子力学中，用波函数和与其对应的能量来描述电子的运动状态。Ψ是描述电子运动状态的数学表达式， Ψ的空间图象叫原子轨道， 原子轨道的数学表达式就是波函数。5.3.3原子轨道和电子云的图像null将量子数 n, l, m 代入后，得到一个特解 , 例如： 1s 轨道： n = 1, l = 0 , R10 (r) = l = 0, m = 0 = 2pz 轨道： n = 2, l = 1 , R21 (r) = l = 0, m = 0, =1）原子轨道的角度分布图氢原子的基态：n=1，l=0，m=0氢原子的基态：n=1，l=0，m=0其中，式中，a0=52.9pm，称为Bohr半径。null球形对称。角度部分nullnull（1）径向分布 （ r，， ） = R ( r ) ∙ Y ( ， ) ，讨论波函数  与 r 之间的关系，只要讨论波函数的径向部分 R ( r ) 与 r 之间的关系就可以，因为波函数的角度部分 Y ( ， ) 与 r 无关。 几率密度 |  |2 随 r 的变化，即表现为 | R |2 随 r 的变化。 | R |2 对 r 做图，得径向密度分布图： | R |2 null 这种图和电子云图中黑点的疏密一致。 s 状态 r  0 时， | R |2 的值即几率密度值最大。2s 比 1s 多一个峰，即多一个几率密度的极值。3 s 再多出一个峰。 p 状态 r  0 时， | R |2 的值即几率密度为零。2p 有一个几率密度峰，3p 有 2 个几率密度峰。 d 状态 r  0 时， | R |2 的值即几率密度为零。3d 有一个几率密度峰 … … null 径向几率分布应体现随着 r 的变化，或者说随着离原子核远近的变化，在单位厚度的球壳中，电子出现的几率的变化规律。 以 1s 为例，几率密度随着 r 的增加单调减少，但是在单位厚度的球壳中，电子出现的几率随 r 变化的规律就不是这样简单了。 径向几率分布图null 考察离核距离为 r ，厚度为 r 的薄球壳内电子出现的几率。 几率（W） = 几率密度  体积（V） 用 | R |2 表示球壳内的几率密度， 且近似地认为在这个薄球壳中各处的 几率密度一致，则有 W = | R |2  V 半径为 r 的球面，表面积为 4  r 2 球壳的体积近似为 V = 4  r 2  r 则厚度为 r 的球壳内电子出现的几率为 W = | R |2  4  r 2  rnull 令 D( r ) = 4  r2 | R |2 ， D ( r ) 称为径向分布函数。 用 D( r ) 对 r 作图，考察单位厚度球壳内的几率随 r 的变化情况，即得到径向几率分布图 。 必须注意的是，离中心近的球壳中几率密度大，但由于半径 小，故球壳的体积小；离中心远的球壳中几率密度小，但由于半径大，故球壳的体积大。所以径向分布函数不是单调的 ( 即不单调上升或单调下降 ) ，其图象是有极值的曲线。以 1s 为例来回答上述问。 首先，看 1s 的径向几率分布图 。null 1s 在 r = a o 处几率最大，是电子按层分布的第一层。 a o = 53 pm，称玻尔半径。 几率峰 之间有节面 —— 几率为零的球面。 null原子轨道的径向分布rD(r)D(r)D(r)3d3p2p3s2s1srr图3-3 原子轨道的径向分布示意图null 1s 有 1 个峰， 2s 有 2 个峰， 3s 有 3 个峰 … … ns 有 n 个 峰； np 有 ( n － 1 ) 个峰； nd 有 ( n － 2 ) 个峰 … … 几率峰的数目的规律是： 在几率峰之间有几率为零的节面。节面的数目有规律： 节面的数目 = n － l －1 2s，2p 的最强几率峰比 1s 的最强峰离核远些，属于第二 层；3s，3p，3d 的最强几率峰比 2s，2p 的最强峰离核又远些，属于第三层 … … 如果说核外电子是按层分布的话，其意义应与径向几率分布 有关。 几率峰的数目 = n － l null 角度分布图 经过计算，得到  以及与其对应 Y ( ， ) 和 | Y ( ， ) | 2 的数据。根据这些数据可以画出两种角度分布图： 波函数的角度分布图和电子云的角度分布图。 则角度部分的几率密度为 | Y ( ， ) | 2 = cos2  ** a0 玻尔半径， R ，Y 以外部分为归一化常数。前面曾得到 2 Pz 的波函数null波函数的角度分布图null各种波函数的角度分布图nullnull原子轨道的角度分 布图： 将波函数Ψ的角度 分布部分(Y)作图 所得的图象。zx++++++++++++++-------------zzzzzxxxxxxxyyyyspy px pzdxy dyz dxzdz2 dx2-y2原子轨道的角度分布图null2）电子云的角度分布图 电子云的角度分布图比波函数的角度分布图略 “瘦”些。电子云的角度分布图没有‘’‘’。 作为波函数的符号，它表示原子轨道的对称性，因此在讨论化学键的形成时有重要作用。 波函数的角度分布图有‘’‘’。 这是根据的解析式算得的。它不表示电性的正负。null 原子轨道和电子云的角度分布图：null原子轨道和电子云的角度分布图：null原子轨道和电子云的角度分布图：null电子云与原子轨道角度分布图的不同：null电子运动有规律但无法确定其运动轨迹概率——出现机会多少 核外空间某些区域电子出现的机会多， 概率大； 核外空间某些区域电子出现的机会少， 概率小。2pz和3pz轨道的电子云空间分布 2pz和3pz轨道的电子云空间分布 null小结:量子数与电子云的关系(1) n: 决定电子云的大小(2) l: 描述电子云的形状(3) m: 描述电子云的伸展方向 null小结null1．在多电子原子中，具有如下量子数的电子，能量最高的是 ( ) A. 3, 2, +1, +1/2 B. 2, 1, +1, 1/2 C. 3, 1, 0, -1/2 D. 3, 1, -1, -1/2 2．下列电子的量子数（n, l, m, ms）合理的是 ( ) A. 3, 0, 1, +1/2 B. 3, 0, 0, ＋1/2 C. 3, 1, 2, 1/2 D. 3, 2, 1, 1 null 1. 对于单电子体系，其能量为 即单电子体系中，轨道 ( 或轨道上的电子 ) 的能量，只由主量子数 n 决定。 n 相同的轨道，能量相同 ： E 4 s = E 4 p = E 4 d = E 4 f … … 而且 n 越大能量越高 ： E 1 s < E 2 s < E 3 s < E 4 s … … 5.4核外电子排布与元素周期系 5.4.1多电子原子的能级 2. 多电子体系 2. 多电子体系E决定与n和l ◆l 值相同时, 轨道能级只由n 值决定, 例: E1s < E2s < E3s < E4s ◆ n 值相同时,轨道能级则由l 值决定, 例:E4s < E4p < E4d < E4f . 这种现象叫能级分裂. ◆ n、 l 值相同时，各原子轨道能级相同。 ◆同一原子内，不同类型的亚层之间，有能级交错现象即内层某些亚层能量高于外层某些亚层。 例如E4s < E3d < E4p； E5s < E4d < E5p； E6s < E4f < E5d < E6p.null 能级交错原因 a. 屏蔽效应 研究外层的一个电子。 实际上受到的引力已经不会恰好是 + 3 ，受到的斥力也不会恰好是 － 2 于是我们研究的对象 —— 外层的一个电子就相当于处在单电子体系中。中和后的核电荷 Z 变成了有效核电荷 Z* 。null屏蔽效应null 在多电子体系中，核外其它电子抵消部分核电荷，有效核电荷降低，使被讨论的电子受到的核的作用变小。这种作用称为其它电子对被讨论电子的屏蔽效应。 Z* = Z －  ，  为屏蔽常数。nullSlater 近似：i 取值 （1）外对内， 0 （2）同层内，0.35 （3）次外层对外层，0.85 （4）n-2或更内层，1.00 受到屏蔽作用的大小，因电子的角量子数 l 的不同而不同。4s ，4p ，4d ，4f 受到其它电子的屏蔽作用依次增大，故有 E 4 s < E 4 p < E 4 d < E 4 f 在多电子体系中，n 相同而 l 不同的轨道，发生能级分裂。nullb. 钻穿效应 角量子数 l 不同的电子，受到的屏蔽作用的大小不同。其原 因要归结到 l 不同的轨道径向分布的不同上。 我们知道，主量子数 n 相同的原子轨道 ， l 越小时内层几率峰越多。 3s 内层有两个几率峰，3p 内层有一个几率峰， 3d 无内层几率峰。 电子在内层出现的几率大，当然受到的屏蔽要小。这相当于电子离核近，故能量低。 由于径向分布的不同， l 不同的电子钻穿到核附近回避其它电子屏蔽的能力不同，从而使自身的能量不同，这种作用称为钻穿效应。 钻穿效应的存在，不仅直接说明了能级分裂的原因，而且还可以解释所谓‘能级交错’现象。nullnull 1.核外电子填入轨道顺序 Pauling ，美国著名结构化学家，根据大量光谱实验数据和理论计算，提出了多电子原子的原子轨道近似能级图。 第一组 1s 第二组 2s 2p 第三组 3s 3p 第四组 4s 3d 4p 第五组 5s 4d 5p 第六组 6s 4f 5d 6p 第七组 7s 5f 6d 7p 其中除第一能级组只有 一个能级外，其余各能级组 均以 ns 开始，以 np 结束。 所有的原子轨道，共分成七个能级组 各能级组之间的能量高 低次序，以及能级组中各能 级之间的能量高低次序，在 下页的图示中说明。基态原子中电子的分布null能量组内能级间能量差小，能级组间能量差大null5.4.2核外电子排布的规则 （3） Hunt ( 洪特 ) 规则原子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，而且自旋方向相同。亚层轨道全空、全满、半满时原子能量较低。 轨道全空 半充满 全充满 （1）能量最低原理 电子先填充能量低的轨道，后填充能量高的轨道。尽可能保持体系的能量最低。 （2）Pauli ( 保利 ) 不相容原理在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的电子存在。即每一个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。null洪德规则特例： 等价轨道全充满、半充满、或全空的状态一般比较稳定。 全充满 p6 d10 f14 半充满 p3 d5 f7 全空 p0 d0 f0 nullnulln相同的电子称为同一电子层的电子, n和l相同的电子称为同一能级的电子, n、l、m相同的电子称为同一原子轨道内的电 子, n、l、m、ms相同的电子称为同一运动状态的电子。 因此各电子层容纳电子的最大数为2n2。null(16) 7s(12) 6s应用核外电子填入轨道顺序图，根据泡利不相容原理、能量最低原理、洪德规则，可以写出元素原子的核外电子分布式。如 19K 1s22s22p63s23p64s1 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 核外电子填入轨道的顺序4原子核外电子分布（重点）4原子核外电子分布（重点）（1）原子的电子分布式 （按层次由里向外写，不是按能量高低） 例：Al（z=13)排布式： 1s22s22p63s23p1或[Ne] 3s23p1 [惰性元素符号]为原子实，意味内层原子轨道全部排满。 Br（z=35) 按能级顺序排列： 1s22s22p63s23p64s23d104p5 排布式： 1s22s22p63s23p63d104s24p5或[Ar] 3d10 4s24p5 排布式：按主量子数递增，主量子数相同的亚层写在一起。 洪特规则举例洪特规则举例Cr（z=24)排布式： [Ar] 3d54s1半满； [Ar] 3d44s2× Cu（z=29)排布式：[Ar] 3d104s1全满； [Ar] 3d94s2× La（z=57)排布式：[Xe] 4f05d16s2全空； [Xe] 4f16s2 × （2）.轨道表示式：用 或 表示原子轨道（2）.轨道表示式：用 或 表示原子轨道Al（z=13) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 [Ne] 价电子层轨道 Cr（z=24) ： [Ar] 3d5 4s1 价电子层轨道 null基态原子的价层电子构型价层：价电子所在的亚层 价层电子构型：价层的电子排布式，能反映出元素原子电子层结构的特征。 注：价层中的电子并非一定全是价电子。在书写原子核外电子分布式时，可用该元素前一周期的希有气体的元素符号作为原子实，代替相应电子分布部分。nullns1~2 (n-1)d1~9ns1~2 ns2np1~6(n-1)d10ns1~2价层——价电子所在的亚层 价层电子构型——指价层的电子分布式基态原子的价层电子构型(3) 离子的电子分布(3) 离子的电子分布基态原子外层电子填充顺序： →ns →(n-2)f →(n-1)d →np 价电子电离顺序： →np →ns →(n-1)d →(n-2)f原子失去电子时，先失去外层电子 如： Cr3＋排布式： [Ar] 3d3； [Ar] 3d24s1×null例 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 或 [Ar] 3d64s2 　 Fe2+ 1s22s22p63s23p63d6 或 [Ar] 3d6例 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 或 [Ar] 3d104s1 　 Cu2+ 1s22s22p63s23p63d9 或 [Ar] 3d9null5.4.3原子的电子层结构和元素周期系null 1869年，俄国化学家门捷列夫在批判和继承前人工作的基础上，对大量实验事实进行了订正、分析和概括。他总结：元素的性质随着相对原子质量的递增而呈现周期性的变化。这就是元素周期律。他还根据元素周期律编制了第一张元素周期表，把已经发现的63种元素全部列入表里。他预言了类似硼、铝、硅的未知元素的性质，并为这些元素在表中留下了空位。他在周期表中也没有完全按照相对原子质量数值由小到大的顺序排列，并指出了当时测定某些元素的相对原子质量数值有错误。若干年后，他的预言都得到了证实。门捷列夫工作的成功，引起了科学界的震动。人们为了纪念它的功绩，就把元素周期表称门捷列夫元素周期表。null Li Be B C N O F Ne 2s1 2s2 2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6 Na Mg Al Si P S Cl Ar 3s1 3s2 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 3s23p6 核外电子排布与元素周期律 1.元素性质随原子序数的递增呈周期性变化，原因是核外电子排布呈周期性变化。 2.电子层数=周期数 3.族序数=最外层电子数 null门捷列夫的第一张周期表null镓 （1875年布瓦博德朗发现镓后测定）原子量为69.72比重等于5.94（原4.7）熔点为30.1灼热时略起氧化能生成结晶较好的镓矾镓是用分光镜发现的灼热时确能分解水汽null他预言了一些未知元素（如：类硼、类硅、类铝）的存在并得到了证实null 1894-1898年稀有气体的发现，使元素周期律理论经受了一次考验。 门捷列夫当时指出，可以在周期表上开辟一个走廊，结果在周期表中增 添了一个0族。更进一步完善了周期表，使元素周期律理论得到了发展。1913年英国科学家莫斯莱 “化学元素的性质是它们原子序数（而不再是原子量）的周期性函数”。I get it!!!But I have a better one! 20世纪初期，逐步发展起来了原子电子层结构理论和原子核结构理论，使人们能够更深入地认识到元素性质周期性变化的本质原因：“化学元素性质的周期性来源于原子电子层结构的周期性”。 元素周期表的应用元素周期表的应用1、寻找和判断性质相似的元素。 2、寻找特定性质的物质。 如：两性元素，高效农药，催化剂，耐高温、耐腐蚀的合金，致冷剂，超导材料等。 3、预测和寻找新的元素。 4、是对自然科学量变到质变规律强有力的佐证。 5、把元素的结构-性质-位置三者作了完整地结合null 周期与能级组及结构的关系 周期与能级组→ n+0.7l整数同为同一能级组，一个能级组为一个周期 null⑴能级组=周期期数=电子层数= n 1、2、3短周期 共7个周期 4、5、6长周期 -镧系57到 70 7不完全周期-锕系 89到102 各周期元素数目=对应能级组中原子轨道能容纳的电子数目。 最外层电子不超过8，次外层不超过18；而不都是各个电子层电子最大容纳数2n2（能级组与能级交错决定）。nullnullspddsf5.4.1元素周期表及其分区ns12(n-1)d19ns12ns2np16(n-1)d10ns12(n-2)f014(n-1)d02ns2长式周期表元素分区示意图null（1）原子的外层电子构型与周期表的分区null s 区元素 包括 IA 族，IIA族，价层电子组态为 n s 1 ~ 2 ，属于活泼金属。 p 区元素 包括 IIIA 族，IVA 族，VA 族，VIA 族， VIIA 族， 0 族 （ VIIIA族 ），价层电子组态为 ns 2 np 1 ~ 6 ，右上方为非金属元素，左下方为金属元素 。 s 区和 p 区元素的族数，等于价层电子中 s 电子数与 p 电子数之和。若和数为 8 ，则为 0 族元素，也称为 VIII A 族。 价层电子是指排在稀有气体原子实后面的电子，在化学反应中能发生变化的基本是价层电子。null 元素的周期 第一周期： 2 种元素 第一能级组： 2 个电子 1 个能级 1s 1 个轨道 第二周期： 8 种元素 第二能级组： 8 个电子 2 个能级 2s 2p 4 个轨道 (2) 周期 周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组都独自 对应一个周期。共有七个能级组， 所以共有七个周期。null 第三周期： 8 种元素 第三能级组： 8 个电子 2 个能级 3s 3p 4 个轨道 第五周期： 18 种元素 第五能级组： 18 个电子 3 个能级 5s 4d 5p 9 个轨道 第四周期： 18 种元素 第四能级组： 18 个电子 3 个能级 4s 3d 4p 9 个轨道 null 第七周期： 32 种元素 第七能级组：32 个电子 4 个能级 7s 5f 6d 7p 16 个轨道 第六周期： 32 种元素 第六能级组： 32 个电子 4 个能级 6s 4f 5d 6p 16 个轨道 null（3）族根据区和最外层、次外层电子数确定 [Ar]3d104s24p2 第四周期 ⅣA族 null族根据区和最外层、次外层电子数确定 [Ar]3d54s1 第四周期 ⅥB族 null 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子最外层电子数。nullnull5.5原子结构与元素性质的关系 5.5.1原子参数 （1）原子半径严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径也就无一定数，通常所说的原子半径是根据原子存在的不同形式来定义的。金属半径 ◆适用金属元素 ◆两个相邻金属原子核间距离的一半共价半径 ◆适用非金属元素 ◆单质分子中两个相邻原子的核间距的一半null范德华半径 ◆适用以范德华力（分子间力）结合的分子晶体 ◆测定相邻分子核间距的一半198 pm99 pm360 pm180 pmCl2null•共价半径 • van der Waals 半径 主族元素：同一周期从左到右 r 减小； 同一主族从上到下 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。 •金属半径原子半径null主族元素null 对于金属 Na r共 = 154 pm ，r金 = 188 pm r金 > r 共 因金属晶体中的原子轨道无重叠。 范德华半径 单原子分子 ( He，Ne 等 )，原子间靠范德华力，即分子间作用力结合，因此无法得到共价半径。 在低温高压下，稀有气体形成晶体。原子核间距的一半定义为范德华半径。 讨论原子半径的变化规律时，经常采用共价半径。 使用范德华半径讨论原子半径的变化规律时，显得比共价半径大。 因为在稀有气体形成的晶体中，原子尚未相切。null　原子的电子层结构随核电荷（原子序数）的递增呈周期性变化，促使原子的某些性质呈周期性变化。 (如原子半径、电负性等)null（2） 电负性(χ)分子中元素原子吸引电子的能力。 以最活泼非金属元素原子χ(F)=4.0为基 础，计算其它元素原子的电负性值。 电负性越大, 元素原子吸引电子能力越强, 即　元素原子越易得到电子, 越难失去电子; 电负性越小, 元素原子吸引电子能力越弱, 即　元素原子越难得到电子, 越易失去电子。null电负性说明：1. 鲍林电负性是一个相对值,无单位; 2. 现已有多套电负性数据, 应尽可能采用 同一套数据。null4.0 3.5 3.0 2.5 2.0 1.5 1.0 0.5χp原子序数HLiFNaBrClKIRbAtCsnullnull(3) 电离能和电子亲合能第一电离能(I1) ——基态的气态原子失去一个电子形成气态阳离子所需的能量。Mg(g) - e- → Mg+(g) I1=△H1=738kJ·mol-1基态气态原子失去电子变为气态阳离子，克服核电荷对电子的引力所消耗的能量。 1.电离能(I) H(g) – e →H+ (g) I =△H =1311.8kJ·mol-1null第二电离能(I2) ——氧化数为+1的气态阳离子失去一个电子形成氧化数为 +2的气态阳离子所需的能量。Mg+(g) - e- → Mg2+(g) I2=△H2=1451kJ·mol-1 其余依次类推......null气态原子失去电子变为气态阳离子，克服核