原子结构与元素周期性ppt.ppt

《原子结构与元素周期性ppt.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《原子结构与元素周期性ppt.ppt（41页珍藏版）》请在得力文库 - 分享文档赚钱的网站上搜索。

1、第五章第五章 原子结构与元素周期性原子结构与元素周期性一、原子与元素（自学）一、原子与元素（自学）原子序数原子序数Z=核内质子数核内质子数 =核电荷数核电荷数=核外电子数核外电子数二、原子轨道能级二、原子轨道能级1 定态轨道定态轨道2 轨道能级轨道能级:不同的能力状态不同的能力状态离核越近离核越近,能量越低能量越低正常状态正常状态-基态基态激发态激发态三三 原子结构的近代概念原子结构的近代概念运运用用1926年年薛薛定定谔谔建建立立起起量量子子力力学学讨讨论研究原子结构，形成了近代概念。论研究原子结构，形成了近代概念。（一）电子的波粒二象性（一）电子的波粒二象性。20世纪初，发现光具有波粒二象

2、性世纪初，发现光具有波粒二象性 (1)电电子子具具有有微微粒粒性性。确确定定体体积积（直直径径d=10-15m）和质量（和质量（9.110-31kg）(2)电电子子具具有有波波动动性性。1927年年科科学学家家们们用用电电子子衍衍射射实实验验。p131图图示示电电子子衍衍射射环环纹。与光的衍射图相似。纹。与光的衍射图相似。质质子子、中中子子等等微微观观粒粒子子也也具具有有波波粒粒二二象象性性。经经典典力力学学（宏宏观观物物质质）在在证证明明微微观粒子物质上出现问题。观粒子物质上出现问题。（二）原子轨道（二）原子轨道1、波函数、波函数1926年年薜薜定定谔谔根根据据波波粒粒二二象象性性的的概概念

3、念提提出出了了一一个个描描述述微微观观离离子子运运动动的的基基本本方程方程薜定谔波动方程。薜定谔波动方程。|1.它体现了它体现了波粒二象性波粒二象性。|2.它体现出了它体现出了轨道和能量的量子化轨道和能量的量子化：欲：欲使此方程有合理的解，有三个初始化条件：使此方程有合理的解，有三个初始化条件：n l m，都为整数。都为整数。|n l m为三个量子数，为三个量子数，当这三个量一定当这三个量一定时，电子运动的能量就确定了，即波函数时，电子运动的能量就确定了，即波函数有确定的解。有确定的解。3.体现出了电子运动的体现出了电子运动的统计性统计性波函数波函数是表示电子运动状态的函数，是表示电子运动状态

4、的函数，给定空间坐标后，就可求出波函数。给定空间坐标后，就可求出波函数。2表示该轨道电子在这点上出现的表示该轨道电子在这点上出现的几率密度。这样就体现了电子运动几率密度。这样就体现了电子运动的统计性。的统计性。概率密度概率密度：电子在原子核外空间某处电子在原子核外空间某处单位体积内出现的概率单位体积内出现的概率 薛定锷方程体现了微观粒子运动的薛定锷方程体现了微观粒子运动的三大特征。三大特征。原子轨道原子轨道:就指电子运动的波函就指电子运动的波函数，它不是说电子运动有特定的数，它不是说电子运动有特定的轨道，我们只能说它在某一区域轨道，我们只能说它在某一区域出现的概率大小和该电子的能量。出现的概率

5、大小和该电子的能量。比较原子轨道比较原子轨道 的角度分布图的角度分布图Y和电子云和电子云2的角度分布图的角度分布图Y2可得：可得：相似点：图形基本相似。相似点：图形基本相似。不同点：（不同点：（1）原子轨道角度分布图有）原子轨道角度分布图有“+”、“-”之分，而电子云图的角度分之分，而电子云图的角度分布图布图均为均为“+”；（2）电子云图要）电子云图要“瘦瘦”些，因些，因Y值一般是小于值一般是小于1的。的。（四）量子数（四）量子数1、主量子数（、主量子数（n）它表示原子轨道的层数它表示原子轨道的层数,n=1,2,n.决决定定电电子子能能量量的的主主要要因因素素。n越越小小，能能量量越低。越低。

6、电电子子层层符符号号：K L M N （1）描述电子层离核的远近；描述电子层离核的远近；(2）描述电子层能量的高低。）描述电子层能量的高低。2、副（角）量子数（、副（角）量子数（ll）表表示示在在同同一一层层原原子子轨轨道道中中的的不不同同亚亚层层,每每个个亚亚层层有有不不同同的的形形状状。数数值值可可取取0,1,n-1，n与与l共共同同决定轨道的能量。决定轨道的能量。副量子数副量子数(l):0 1 2 3(n-1)电子亚层符号电子亚层符号:s p d f 原子轨道原子轨道(亚层亚层)球形球形 哑铃形哑铃形 花瓣形花瓣形（1）在在多多电电子子原原子子中中与与n一一起起决决定定电电子子亚亚层的能

7、量，层的能量，ll值越小，亚层能量越低值越小，亚层能量越低（2）每一个）每一个l l 值决定电子层中的一个亚层值决定电子层中的一个亚层（3）每每一一个个ll值值代代表表一一种种电电子子云云或或原原子子轨轨道道的形状的形状3、磁量子数、磁量子数(m)取取值值：受受ll限限制制，取取-ll,-2,-1,0,1,2,+ll(即即0,12ll)原子轨道符号：原子轨道符号：s Pz,Px,Py dz2,dx2,dy2,dx2-y2,dxy4、自旋量子数（自旋量子数（ms）含含义义：描描述述核核外外电电子子的的自自旋旋状状态态(绕绕电子自身的轴旋转运动）电子自身的轴旋转运动）取值：取值：描述一个电子描述一

8、个电子:4个量子数个量子数描述一个轨道描述一个轨道:3个量子数个量子数电电子子所所在在的的电电子子层层，原原子子轨轨道道能能级级，形形状状，方向及电子自旋的方向与何种量子数相关方向及电子自旋的方向与何种量子数相关?n=1 l=0 s轨道轨道 m=0 无伸展方向无伸展方向|l=1，p轨道，是哑铃型，轨道，是哑铃型，m=-1,0,+1,有有三个方向三个方向 l=2，花瓣型，花瓣型，m=-2,-1,0,+1,+2,五个方向五个方向例：下列各组量子数中，哪组正确例：下列各组量子数中，哪组正确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=-

9、3 研研究究表表明明：在在同同一一原原子子中中，不不可可能有运动状态完全相同的电子存在。能有运动状态完全相同的电子存在。同同一一原原子子中中每每个个电电子子中中的的四四个个量量子数不可能完全相同子数不可能完全相同每每一一个个轨轨道道只只能能容容纳纳两两个个自自旋旋方方向相反的电子向相反的电子原原子子结结构构的的近近代代概概念念（原原子子力力学学的的原原子子模模型型）归纳，重点有：归纳，重点有：（1）电电子子具具有有波波粒粒二二象象性性，核核外外电电子子运运动动没没有有固定的轨道，但具有按照几率分布的统计规律性固定的轨道，但具有按照几率分布的统计规律性（2）波波函函数数 是是描描述述核核外外电电

10、子子运运动动的的数数学学表表达达式式（3）原原子子轨轨道道为为 的的空空间间图图象象，以以 角角度度分分布布的空间图象，作为原子轨道角度分布的近似描述的空间图象，作为原子轨道角度分布的近似描述（4）以以|2的的空空间间图图象象电电子子云云来来表表示示核核外外空间电子出现的概率密度空间电子出现的概率密度（5）以四个量子数来确定核外每一个电子的运）以四个量子数来确定核外每一个电子的运动状态动状态 三、核外电子的分布：三、核外电子的分布：（一）基态原子中电子分布原理：（一）基态原子中电子分布原理：根根据据原原子子光光谱谱实实验验的的结结果果和和对对元元素素周周期期系系的的分分析析、归归纳纳，总总结结

11、出出核核外外电电子子分布的基本原理（两个原理一个规则）分布的基本原理（两个原理一个规则）1、泡利（、泡利（Pauli）不相容原理不相容原理在在同同一一原原子子中中，不不可可能能有有四四个个量量子子数数完完全全相相同同的的电电子子存存在在。即即每每一一个个轨轨道道内内最最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。多只能容纳两个自旋方向相反的电子。2、能量最低原理、能量最低原理多多电电子子原原子子处处于于基基态态时时，核核外外电电子子的的分分布布在在不不违违反反泡泡利利原原理理前前提提下下，总总是是尽尽先先分分布布在在能能量量较较低低的的轨轨道道，以以使使原原子子处处于于能能量量最最低状态。低状态。3、洪

12、特、洪特(Hund)规则规则原原子子在在同同一一亚亚层层的的等等价价轨轨道道上上分分布布电电子子时时，尽尽可可能能单单独独分分布布在在不不同同的的轨轨道道，而而且且自自旋旋方方向向相相同同（或或称称自自旋旋平平行行）。这这种种分分布布时时，原子的能量较低，体系稳定。原子的能量较低，体系稳定。N1s22s22p3的轨道表示式的轨道表示式（二）多电子原子轨道的能级（二）多电子原子轨道的能级 鲍林（鲍林（Pauling）近似能级图。近似能级图。1939年年,表表示示各各原原子子轨轨道道之之间间能能量量的的相相对高低顺序。对高低顺序。（1）各各 电电 子子 层层 能能 级级 相相 对对 高高 低低 为

13、为KLMNO（2）同同一一原原子子同同一一电电子子层层内内，对对多多电电子子原原子子来来说说，电电子子间间的的相相互互作作用用造造成成同同层层能能级级的的分分裂裂成成若若干干亚亚层层，各各亚亚层层能能级级的的相相对高低为：对高低为：EnsEnpEndEnf（3）同同一一电电子子亚亚层层内内，各各原原子子轨轨道道能级相同，如能级相同，如Enpx=Enpy=Enpz（4）同同一一原原子子内内，不不同同类类型型的的亚亚层层间，有能级交错现象。如间，有能级交错现象。如E4sE3dE4p等等（5）若若把把能能级级相相近近的的电电子子亚亚层层组组合合，可可得得到到若若干干能能级级组组，它它与与元元素素所所

14、在在周周期期有关有关 对鲍林能级图，需明确几点：对鲍林能级图，需明确几点：（1）近近似似能能级级图图是是一一归归纳纳结结果果，不不能能完完全全反映情况，所以只有近似含义。反映情况，所以只有近似含义。（2）它它原原意意是是反反映映同同一一原原子子内内各各原原子子轨轨道道间间的的相相对对高高低低，所所以以不不能能用用它它来来比比较较不不同同元元素素原原子子轨轨道道能能级级的的相相对对高高低低。原原子子序序数数（核电荷）不同（核电荷）不同（3）经经进进一一步步研研究究发发现现，近近似似能能级级图图实实际际上上只只反反映映同同一一原原子子外外电电子子层层中中原原子子轨轨道道能能级级的的相相对对高高低低

15、，而而不不一一定定能能完完全全反反映映内内电电子层原子轨道能级的高低。子层原子轨道能级的高低。（三）基态原子中电子的分布（三）基态原子中电子的分布1、核外电子填入轨道的顺序、核外电子填入轨道的顺序p138特特殊殊规规律律全全充充满满，半半充充满满规规则则：对对同同一一电电子子亚亚层层，当当电电子子分分布布为为全全充充满满（P6、d10、f14）、半半充充满满（P3、d5、f7）或或全全空空（P0、d0、f0)时时，电电子子云云分分布布呈球状，原子结构较稳定呈球状，原子结构较稳定例例：已已知知元元素素序序号号为为25，48，求求其其电子排布情况。电子排布情况。解：解：25号元素：号元素：1s22

16、s22p63s23p63d54s2 48号元素：号元素：1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s22、基态原子的价层电子构型、基态原子的价层电子构型 价价电电子子所所在在亚亚层层，称称价价层层。原原子子的的价价层层电电子子构构型型指指价价层层的的电电子子分分布布式式，它它能能反反映映该该元元素素原原子子电电子子层层结结构构的的特特征征。常常用用原原子子实实价价层层电电子子来来表表示示 Ar 3d54s2,Kr 4d105s2价价层层电电子子不不一一定定全全部部都都是是价价电电子子，如如Ag价价层层电电子子构构型型为为4d105s1，但但氧氧化化数只有数只有+1、+2、+3

17、（四）简单基态阳离子的电子分布（四）简单基态阳离子的电子分布 通通过过对对基基态态原原子子和和基基态态阳阳离离子子内内轨轨道道能能级级的的研研究究，从从大大量量光光谱谱数数据据归归纳纳出出如如下下经经验验规规律律：基基态态原原子子外外层层电电子子填填充顺序：充顺序：ns(n2)f(n-1)dnp 价价电电子子电电离离顺顺序序：npns(nl)d(n2)f例例：写写出出27Co2+、29Cu、35Br-、47Ag+、16S2-电子排布情况。电子排布情况。（五）元素周期系与核外电子分布的关系（五）元素周期系与核外电子分布的关系 1、周期、周期按按填填充充顺顺序序，最最后后一一个个电电子子填填入入的

18、的原原子子能能级组序号，为该元素的周期数。级组序号，为该元素的周期数。35Br Ar3d104s24p5 47Ag Kr4d105ds1各周期内所含的元素种数与相应能级组内各周期内所含的元素种数与相应能级组内轨道所能容纳的电子数相等。轨道所能容纳的电子数相等。2、元素周期系中元素的分区：、元素周期系中元素的分区：s、p、d、ds、f五个区五个区3、族（主族、副族）：、族（主族、副族）：7个个主主族族（A），7个个副副族族（B）、第第族，零族。族，零族。按电子填充顺序，最后一个电子进入的轨道按电子填充顺序，最后一个电子进入的轨道四、原子性质的周期性四、原子性质的周期性 原原子子的的电电子子层层结

19、结构构、原原子子半半径径、电电离离能能、电电子子亲亲合合能能和和电电负负性性等等随随核核电电荷荷的的递递增呈现周期性变化增呈现周期性变化（一）原子半径（一）原子半径（1）共共价价半半径径：两两相相同同原原子子形形成成共共价价键键时时，其其核核间间距距的的一一半半，称称原原子子的的共共价价半半径径，如如ClCl核核间间距距198pm，rCl=99pm。有有共共价单键、双键、叁键（共价单键半径）价单键、双键、叁键（共价单键半径）（2）金金属属半半径径：金金属属单单质质的的晶晶体体中中，两两相相邻邻金金属属原原子子核核间间距距离离的的一一半半，称称金金 属属 原原 子子 的的 金金 属属 半半 径径

20、，如如 dCu-Cu=256pm，rCu=128pm。（3）范范德德华华半半径径：在在分分子子晶晶体体中中，分分子子间间以以范范德德华华力力结结合合，如如稀稀有有气气体体相相邻邻两两原原子子核核间间距距的的一一半半，称称该该原原子子的的 范范 德德 华华 半半 径径。如如 dNe-Ne=320pm,rNe=160pm。原子半径变化规律原子半径变化规律（1）周期）周期主主族族：由由左左向向右右，随随核核电电荷荷的的增增加加，原原子共价半径的变化趋势总的是减少的子共价半径的变化趋势总的是减少的d区区：由由左左向向右右，随随核核电电荷荷的的增增加加，原原子子半径会略有减少，从半径会略有减少，从IB起

21、略有增大起略有增大原原因因：(n1)d轨轨道道充充满满，较较为为显显著著地地抵抵消核电荷对外层消核电荷对外层ns电子的引力。电子的引力。f区区：内内过过渡渡元元素素，由由于于电电子子增增加加在在(n2)f轨轨道道，半半径径减减小小的的幅幅度度比比d区区更更小小，从从La到到Lu共共经经过过15种种元元素素，原原子子半半径径仅仅收收缩缩了了12pm左左右右，La系系收收缩缩影影响响很很大大，使使La后后第第六周期元素与上周期同族元素半径接近六周期元素与上周期同族元素半径接近（2）族）族主族：主族：从上到下，从上到下，r显著增大显著增大副副族族（d区区、f区区）：除除Sc副副族族外外从从上上到到下

22、下一一般般略略增增大大，第第五五、六六周周期期元素半径接近元素半径接近r对对性性质质的的影影响响：r越越大大，越越易易失失电电子子；r越越小小，越越易易吸吸电电子子。（难难失失电子不一定易得电子，如稀有气体）电子不一定易得电子，如稀有气体）(二）电离能（二）电离能（I）和电子亲合能（和电子亲合能（EA）I衡量失电子难易；衡量失电子难易；EA得电子难易得电子难易1、电离能（、电离能（I）气态原子失电子变成气态阳离子气态原子失电子变成气态阳离子(电离电离)克服核电荷的引力所需要的能量克服核电荷的引力所需要的能量(kJmol-1)I1:从基态从基态(能量最低状态能量最低状态)中性气态原子中性气态原子

23、失去失去1个电子形成气态个电子形成气态“+1”氧化值阳离氧化值阳离子所须能量。称依次类似有子所须能量。称依次类似有I2等。等。Mg(g)-eMg+(g)I1=H1=783kJmol-1Mg+(g)-eMg2+(g)I2=H2=1451kJmol-1I值越大，失电子越难：衡量失电子难易值越大，失电子越难：衡量失电子难易变化规律：变化规律：（1）周期：主族，周期：主族，从左到右，从左到右，I1渐增大；渐增大；过渡元素族过渡元素族，不十分规律，不十分规律（2）族：主族族：主族，从上到下，从上到下，I1渐减少渐减少（原子半径增大）；（原子半径增大）；过渡元素略增大过渡元素略增大（核电荷起较显著作用，（

24、核电荷起较显著作用，r增加不多）增加不多）注意：注意：I：气态原子失电子变为气态离子：气态原子失电子变为气态离子的难易的难易电极电势：金属在溶液中发生化学反应电极电势：金属在溶液中发生化学反应形成阳离子的影响形成阳离子的影响 2、电子亲合能（、电子亲合能（EA）基基态态的的中中性性气气态态原原子子得得到到一一个个电电子子形形成成气气态态-1氧氧化化值值阴阴离离子子所所放出的能量，称原子的放出的能量，称原子的EA1 。如如 O(g)+e-O-(g)=-141kJmol-1 一一般般为为负负值值，因因电电子子落落入入中中性性原原子子的的核核场场里里，势势能能降降低低，体体系系能能量量减减小小，唯唯

25、稀稀有有气气体体（ns2np6）和和IIA原原子子（ns2）最最外外电电子子亚亚层层已已全全充充满满，需需加加合合一一个个电电子子，环环境境必必须须对对外外做做功功，即即体体系系吸吸收收能能量，此时，量，此时，为正值，因环境要对体系做功。为正值，因环境要对体系做功。所有所有EA2都均为正值。都均为正值。显然，显然，代数值越小，原子越易得电子。代数值越小，原子越易得电子。变变化化规规律律：无无论论是是周周期期或或族族中中，主主族族元元素素的的 的的代代数数值值一一般般都都是是随随着着原原子子半半径径减减小小而而减减小小的的。同同周周期期从从左左到到右右 总总的的是是（代代数数值值）减减小小的的（

26、因因r减减小小）。主主族族从从上上到到下下，总总的的趋趋势势是是增增大大的的（用用r增增大）。大）。注意：注意：I和和 仅表示孤立气态原子或离子得失电子的能力。仅表示孤立气态原子或离子得失电子的能力。（三）电负性（三）电负性（）某某原原子子难难失失电电子子，不不一一定定易易得得电电子子，为为了了能能比比较较全全面面地地描描述述不不同同元元素素原原子子在在分分子子中中对对成成键键电电子子吸吸引引的的能能力力，鲍鲍林林提提出出了了电电负负性性的的概念。概念。电电负负性性分分子子中中元元素素原原子子吸吸引引电电子子的的能能力力，他他指指定定(F)=4.0，然然后后通通过过计计算算得得到到其其它它元元

27、素素原原子子值值。电电负负性性（）越越大大，表表示示它它的的原子在分子中吸引成键电子的能力键强。）原子在分子中吸引成键电子的能力键强。）变化规律变化规律：（：（1）同周期：从左到右，）同周期：从左到右，渐增大。渐增大。（2）同族：主族：从上到下，）同族：主族：从上到下，渐减小；渐减小；副族：从上到下：副族：从上到下：IIIB-VB，渐减小；渐减小；IB-IIB，变大。变大。说明：说明：鲍林电负性值是一个相对值，本身没有单位。鲍林电负性值是一个相对值，本身没有单位。由于定义及计算方法不同，又有几套电负性数据，所以由于定义及计算方法不同，又有几套电负性数据，所以 使用时要用同一套数值来比较。使用时

28、要用同一套数值来比较。如何定义电负性至今仍有争论。如何定义电负性至今仍有争论。（四）元素的氧化数（四）元素的氧化数元素的氧化数与原子的价电子数直接相关。元素的氧化数与原子的价电子数直接相关。1、主族元素的氧化数、主族元素的氧化数主主族族元元素素原原子子只只有有最最外外层层是是价价电电子子，能能参参与与成成键键，因因此此主主族族（该该F.O外），最高氧化数等于该原子的价电子总数。外），最高氧化数等于该原子的价电子总数。2、副族元素的氧化数、副族元素的氧化数IIIB-VIIB：元元素素的的最最高高氧氧化化数数=价价电电子子总总数数，价价电电子子(n-1)d1-5+ns2。但。但IB和和族元素的氧化

29、数变化不规律，族元素的氧化数变化不规律，IIB的最高氧化数为的最高氧化数为+2。（五）元素的金属性和非金属性（五）元素的金属性和非金属性 从从化化学学规规定定：易易失失电电子子变变成成阳阳离离子子即即金金属属性性强强；反反之之，若若易易得得电子变成阴离子则非金属性强。电子变成阴离子则非金属性强。元元素素金金属属性性与与非非金金属属性性的的强强弱弱，可可用用原原子子参参数数（如如原原子子的的半半径径、I、EA、X等原子的性质，称原子参数）进行比较：等原子的性质，称原子参数）进行比较：元素原子的元素原子的I越小，或电负性越小，或电负性X越小越小元素金属性越强。元素金属性越强。元素原子的元素原子的E

30、A的代数值越小，或的代数值越小，或X越大越大元素非金属性越强。元素非金属性越强。变化规律变化规律：（1）同同周周期期：从从左左到到右右，X渐渐增增大大，元元素素的的金金属属性性渐渐减减弱弱，非非金金属性渐强。属性渐强。（2）同同族族：主主族族，从从上上到到下下，元元素素原原子子的的X减减小小，金金属属性性渐渐强强，非金属性渐弱。非金属性渐弱。副族，副族，基本要求：基本要求：1、熟悉四个量子数对核外电子运动状态的描述，熟悉、熟悉四个量子数对核外电子运动状态的描述，熟悉s、p、d原子轨道和电子云角度部分的形状和伸展方向。原子轨道和电子云角度部分的形状和伸展方向。2、掌握原子核外电子排布的一般规律及其与元素周期表的、掌握原子核外电子排布的一般规律及其与元素周期表的联系。联系。3、会从原子半径、电子层结构和有效核电荷来了解元素一、会从原子半径、电子层结构和有效核电荷来了解元素一些性质（电离能、电子亲合能、电负性、元素的氧化数、元些性质（电离能、电子亲合能、电负性、元素的氧化数、元素的金属性和非金属性）的周期性变化规律。素的金属性和非金属性）的周期性变化规律。