原子結構和元素周期系

1、第六章 原子結構和元素周期系 主要內(nèi)容：本章簡要介紹了 人類認識原子結構的歷史和實驗基礎， 提出了電子等微觀粒子的運動特征是： 量子性 和 波粒二象性 認為：電子運動狀態(tài)要用四個量子數(shù)確定的波函數(shù)來描述。重點：是用四個量子數(shù)討論原子結構，闡明原子結構與周期系的關系，著重探討原子結構和元素性質(zhì)的規(guī)律性聯(lián)系。 本本 章章 要要 求求 基本要求：基本要求： 1、了解人類認識原子結構的發(fā)展歷史； 2、了解原子結構有關術語和概念； 3、掌握四個量子數(shù)n、l、m、ms的意義和相互關系； 4、會用四個量子數(shù)寫出14周期常見元素的電子結構式，并會由結構式確定元素所在周期、族、區(qū)、特征電子構型（即價電子構型）、

2、元素名稱和高氧化態(tài)及低氧化態(tài)化合物化學式。 5、掌握原子結構與周期系的關系。第一節(jié) 人類認識原子結構的簡史 1、古代樸素的原子論： 古希臘哲學家德?？死氐脑诱?； 19世紀初，道爾頓在實驗基礎上提出的原子論。 2、通過陰極管射線的研究發(fā)現(xiàn)了電子； 3、通過粒子的散射實驗證實了原子中除了有帶負電的電子，還有帶正電、質(zhì)量大的原子核； 4、盧瑟福提出了世界上第一個帶核原子模型， 但解釋不了氫等原子光譜是線狀光譜的事實；5、為了解原子核外電子的運動狀態(tài)： 人們通過對原子線狀光譜的研究，發(fā)現(xiàn)電子等微觀粒子的運動是量子化的； 6、通過對光、電子的衍射實驗， 證明：德布羅意預言的準確性， 發(fā)現(xiàn)電子等微觀粒

3、子的運動特征除了“量子化”，還具有“波粒二象性”； 從而得出微觀粒子的運動特征 “量子化”和“波粒二象性”。 7、為了描述微觀粒子的運動狀態(tài)，海森堡提出 “測不準原理” h = x P 8、薛定諤提出了波動方程：第二節(jié) 核外電子的運動狀態(tài) 2-1 核外電子運動的量子化特征 氫原子光譜和玻爾理論 二十世紀初，人們通過對光的研究，發(fā)現(xiàn)光有波粒二象性： “所謂光的波動性，是指光能發(fā)生衍射和干涉等波的現(xiàn)象.” “所謂光的粒子性，是指光的性質(zhì)可以用動量來描述?！?P = mv 一 德布羅意預言 1924年德布羅意預言： “若光有波粒二象性，則所有微觀粒子在某些情況下也能呈現(xiàn)波動性?！?德布羅意認為 ：每

4、個微觀粒子都與一個波的運動相關，具有質(zhì)量為m，運動速度為V的微觀粒子，相應的波長可由下式算出： 波長 = h / mV -（6-5 ） 而 mV為微觀粒子的動量： P = mV 所以： 波長 = h / p 二 電子衍射實驗 電子衍射實驗證明了“德布羅意”科學預言的準確性。 實驗結果表明： 電子不僅是一種有一定質(zhì)量高速運動的帶電粒子，而且能呈現(xiàn)波動的特性。（當然，其運動還是量子化的。） 既然電子是具有波粒二象性的微觀粒子，能否用經(jīng)典力學中確定宏觀物體運動狀態(tài)的物理量“位置”和V描述其運動狀態(tài)呢？三 海森堡測不準原理 海森堡認為： “由于微觀粒子具有波粒二象性，所以不可能同時精確地測出它的運動速

5、度和空間位置。” 其數(shù)學表達式為： x p h （6 6） （6 - 6）表明：對于任何一個微觀粒子，測定其位置的誤差與測定其動量的誤差之積為一個常數(shù) h .（即原子中核外電子的運動不可能同時準確測出其位置和動量。）2-3 核外電子運動狀態(tài)的描述 一 薛定諤波動方程 （6-7） 該方程是描述核外電子等微觀粒子運動狀態(tài)的方程，是一個二階偏微分方程，其中x、y、z表示 e 的空間直角坐標；方程的解是波函數(shù)。 二 波函數(shù)和四個量子數(shù) 在薛定諤方程中： 由于包含了體現(xiàn)微粒性的m（質(zhì)量）、E（總能量）、V（勢能）和體現(xiàn)波動性的波函數(shù)，所以該方程能反映電子等微觀粒子的運動狀態(tài)。解方程的目的是要解出波函數(shù)和

6、相應的能量。為了得到電子運動狀態(tài)合理的解，必須引用只能取整數(shù)值的三個參數(shù) 量子數(shù)。三個量子數(shù)的取值及它們的關系 主量子數(shù) ：n = 1、2、3、4- 。 角（副）量子數(shù)： L = 0、1、2 - (n-1)； n 確定時，L可取 L (n-1)的所有整數(shù)。 磁量子數(shù)：m = i 取 0、1、2 - 。 L確定可取 m L 的所有整數(shù)。除了以上三個量子數(shù)，量子力學中還引入了電子的自旋量子數(shù)m s ，其值為 1/2 。 研究證明：核外電子運動狀態(tài)必須用4個量子數(shù) n、L、m、m s 來描述，缺一不可。 四個量子數(shù)及其意義 1 主量子數(shù)n 又稱能量量子數(shù)，是決定電子能量的主要量子數(shù)。 2 角（副）量

7、子數(shù)L 是確定原子軌道形狀并在多電子原子中和主量子數(shù)一起決定電子能級能量大小的量子數(shù)。 四個量子數(shù)及意義3-4 3 磁量子數(shù)m 即決定原子軌道空間取向的量子數(shù)。 一個取值表示一個空間伸展方向。 4 自旋量子數(shù)ms 是表示電子自旋方向的量子數(shù)。有兩個取值，+1/2 -1/2。學習四個量子數(shù)的目的 學習四個量子數(shù)的目的： 是為了根據(jù)原子軌道能量高低，按照核外電子排布原理，寫出常見元素的電子構型，掌握各類元素電子構型的特征及與元素周期表的關系，進而掌握元素的性質(zhì)變化規(guī)律。 第三節(jié) 原子核外電子排布和元素周期表 3-1 多電子原子的能級 在多電子原子中，由于存在電子與核之間的靜電引力，電子與電子之間的

8、相互排斥力，因此電子的運動狀態(tài)比較復雜，為了表示這種復雜性，人們建立了 中心勢場模型，用屏蔽效應和鉆穿效應來解釋。一 中心勢場模型 “即在討論核電荷數(shù) Z 1的原子中某個電子的運動狀態(tài)時，將其它電子對該電子的靜電排斥作用設想為是由原子中心發(fā)出來的，而這種排斥作用相當于降低了原子核對該電子的吸引力，形成了一個中心勢場?！边@就是中心勢場摸型。 二 屏蔽效應和鉆穿效應 1 屏蔽效應 在中心勢場模型的基礎上，人們把多電子原子中其它電子降低核電荷對某電子的吸引力的作用稱為屏蔽效應。 有效核電荷 被屏蔽效應降低后所剩余的核電荷稱為有效核電荷，用Z*表示。 顯然：屏蔽效應會減弱原子核對外層電子的吸引力，使其

9、離核更遠，所以外層電子的能量升高。實驗證明：屏蔽效應隨n的增大而增大，n越大其能級E越高。 2 鉆穿效應 鉆穿效應 簡單的說，“即外層電子有鉆到核附近的現(xiàn)象。”鉆穿效應的結果，使核對電子的吸引力增大，電子的能量降低。 綜上所述： 當 n 同而 L 不同，L 越小鉆穿效應越強， E 越低。即 Ens Enp End-。 當 n 不同而 L 相同，n 越大屏蔽效應越強，E 越高。即 E1s E2s E 3s-。 若 n 和 L都不同時，究竟哪個能級 E 高呢？ 3 能級交錯 大量光譜實驗證明： Z 18以前，即核外e數(shù)18以前，由于3d軌道上無 e , 所以 E3dE4s。但是，隨著原子序數(shù)和核外

10、e數(shù)的增加，3d軌道上開始進入e，其鉆穿效應較弱，能量幾乎不變；而4s軌道上的e鉆穿能力較強，能量下降，使得E4s 18 的元素中。 按上公式，可將所知的能級分為七個能級組，恰好與周期表中的七個周期相對應。 3-2 核外電子排布原理與電子排布 1 能量最低原理 “核外電子在原子軌道上的 分布總是按能級由低到高的順序進入各個原子軌道的?！?2 保里不相容原理 “每個原子軌道最多只能容納兩個自旋方向相反的電子?！奔赐辉又袥]有兩個4個量子數(shù)都相同的電子。 3 洪特規(guī)則 等價軌道中的電子將盡可能以相同的自旋方向分占不同軌道。學習核外電子排布還應注意的問題： 第一 電子層結構（電子排布式）與電子填充

11、的表示不一樣。 即在能級交錯的地方，填充電子時先填入低能量軌道，再填入高能量軌道；但是， 表示電子層結構或寫電子排布式時，則按電子層寫，同層寫在一起，不按能級組寫。 第二 填充電子和失去電子的順序不一致，不是先失去能量高的電子，而是先失去最外層的電子，再失去次外層的電子。 學習核外電子排布還應注意的問題： 第三 在寫價電子構型（價e結構）時， 對于過渡元素的原子，一般應包括次外層的 d 電子；對于離子，若原子失去電子后次外層變?yōu)樽钔鈱?，則要將最外層電子寫完整。 第四 判斷元素屬于某一分區(qū)時， （ 分為S、P、d、ds區(qū) ) 要按最后一個電子排入哪類軌道劃分。 3-3原子結構與元素周期系的關系

12、周期系是指自然界中元素所形成的一個完整的體系。 周期律是指“隨核內(nèi)質(zhì)子數(shù)遞增，核外電子呈現(xiàn)周期性排布，而使元素性呈現(xiàn)周期性遞變的規(guī)律。” 元素周期表是元素周期律的直觀的表達形式。 常見元素周期表常見元素周期表 1、最早是門捷列夫短式周期表（1869年）； 2、三角行周期表； 3、寶塔式（滴水鐘式） 周期表； 4、現(xiàn)在最通用的是維爾納長式周期表 。維爾納長式周期表的結構維爾納長式周期表的結構 1、周期： 維爾納長式周期表分主表和副表 。 2、列：維爾納長式周期表有18縱列，包括8個主族和8個副族 。 3、族：主族（A族），副族（B族）。 4、區(qū)：主表從左到右分為S、d、ds、p區(qū)， 副表（鑭系和

13、錒系）是 f 區(qū) 。 5、非金屬三角區(qū)：21 種非金屬集中于此。注意：注意：1 周期律的本質(zhì) 電子排布的周期性導致了元素性質(zhì)的周期性，每一周期都從開始到結束，周期性的重復這一變化 。2. 周期的劃分 周期不是按電子層劃分，而是按能級組劃分。 周期數(shù) = 能級組數(shù) = 元素最外電子層數(shù) 各周期元素數(shù)目 = 相應能級組中所具有的運動狀態(tài)數(shù)（即所容納的電子數(shù)）。 各電子層所容納的電子數(shù)等于 2n2 , 且最外層電子數(shù)小于等于 8 。3. 族的劃分 族是按價電子數(shù)（特征電子構型）劃分的。 4 元素的分區(qū) S 外層e構型為nS12的A和A為S區(qū); P 外層e構型為nS2nP16的A至A和零族為P區(qū)； d 外層構型一般為(n-1)d18nS12的B至B為d區(qū)； ds 外層e構型為(n-1)d10nS12的B和B為ds區(qū) ； f 外層e構型為(n-2)f 114nS2的鑭系5871和錒系90103為 f 區(qū)。第四節(jié) 元素的電離勢、電負性和原子結構 電離勢 指“使基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個電子，形成+1價氣態(tài)陽離子時所需的能量稱為第一電離勢 ，用1表